Электролиз в егэ по физике - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Электрический ток в электролитах

Автор статьи — профессиональный репетитор, автор учебных пособий для подготовки к ЕГЭ Игорь Вячеславович Яковлев

Темы кодификатора ЕГЭ: носители свободных электрических зарядов в жидкостях.

Электролитом мы называем раствор (или расплав) вещества, через который может идти электрический ток; при этом исходное вещество проводником тока не является.

Например, кристаллы поваренной соли rm NaCl не проводят ток. Дистиллированная вода — тоже диэлектрик. Однако при растворении соли в воде получается среда, через которую ток отлично проходит! Следовательно, солёная вода будет электролитом (Вот почему запрещено купаться во время грозы — в водоёмах всегда растворено некоторое количество солей. При ударе молнии по воде пойдёт электрический ток).

Электролитами оказываются растворы солей, кислот и оснований. Прохождение тока через эти растворы означает, что в них имеются свободные заряды. Откуда же они там берутся, если ни в воде, ни в исходном веществе свободных зарядов не было?

Электролитическая диссоциация

Механизм, обеспечивающий появление свободных зарядов в электролите, называется электролитической диссоциацией. Мы ограничимся рассмотрением электролитической диссоциации в растворах.

Вообще, диссоциация — это распад молекулы на составные части под влиянием тех или иных факторов.В процессе электролитической диссоциации молекулы растворяемого вещества распадаются на положительные и отрицательные ионы в результате действия электрических сил со стороны молекул воды.

Многие свойства воды объясняются тем, что её молекулы являются полярными, то есть в электрическом отношении ведут себя как диполи (напомним, что диполь — это система двух одинаковых по модулю и противоположных по знаку зарядов, расположенных на небольшом расстоянии друг от друга). Полярность молекул rm H_2O обусловлена их геометрическим устройством (рис. 1 (изображение с сайта howyourbrainworks.net)).

Рис. 1. Молекулы воды

Угол, образованный линиями центров атома кислорода и двух атомов водорода, составляет примерно $104,5^{circ}$ . Кроме того, электронные оболочки смещены в сторону кислорода. В результате центры положительных и отрицательных зарядов оказываются пространственно разделёнными: «минусы» преобладают в кислородной части молекулы воды, а «плюсы» — в водородной части.

Будучи диполями, молекулы воды создают вокруг себя электрическое поле и действуют электрическими силами как друг на друга, так и на молекулы примесей (притягиваясь друг к другу противоположно заряженными частями, молекулы воды создают весьма прочные связи. Вот почему столь велики удельная теплоёмкость и удельная теплота парообразования воды — на разрыв этих связей требуется значительная энергия).

Почему же соли, кислоты и основания распадаются в воде на ионы? Всё дело в том, что молекулы этих веществ также являются полярными. Давайте вернёмся к нашему примеру с растворением поваренной соли rm NaCl .

У атома натрия на внешнем электронном уровне находится один электрон. Он слабо связан с атомом и всегда готов покинуть место своего обитания. У атома хлора на внешнем электронном уровне семь электронов — одного как раз не хватает до полного комплекта. Атом хлора всегда готов захватить себе недостающий электрон.

Поэтому при образовании молекулы rm NaCl внешний электрон атома натрия уходит к атому хлора, и в результате молекула становится полярной — она состоит из положительного иона rm Na^+ и отрицательного иона rm Cl^- . Эта молекула схематически изображена на рис. 2 (атом хлора крупнее, чем атом натрия).

Рис. 2. Молекула rm NaCl

Иными словами, с электрической точки зрения молекула rm NaCl также оказывается диполем.

Взаимодействие двух сортов диполей — молекул rm H_2O и rm NaCl — как раз и вызывает процесс растворения.

На рис. 3 мы видим, как протекает этот процесс (изображение с сайта intro.chem.okstate.edu). Более крупные зелёные шарики изображают ионы хлора, более мелкие серые — ионы натрия.

Рис. 3. Электролитическая диссоциация: растворение rm NaCl в воде

Левая часть рисунка показывает ситуацию до начала растворения. Крупица соли в виде небольшого кубического кристаллика (Кристаллическая решётка поваренной соли имеет кубическую структуру. В вершинах куба в шахматном порядке, крест-накрест расположены атомы натрия и хлора) только что оказалась в воде.

Сразу же начинается «электрическая атака» со стороны молекул воды. Отрицательно заряженные (кислородные) части молекул rm H_2O обращаются к положительным ионам натрия, а положительные (водородные) части молекулы воды — к отрицательным ионам хлора. Молекулы rm NaCl начинают «растягиваться» разнонаправленными электрическими силами притяжения к молекулам-диполям воды, и связь между ионами натрия и хлора, скрепляющая молекулу соли, ослабевает.

В конце концов эта связь становится настолько слабой, что удары соседних частиц, совершающих тепловое движение, разрушают молекулу rm NaCl . Она распадается на положительный ион rm Na^+ и отрицательный ион rm Cl^- .

В правой части рис. 3 мы видим результат такого распада: вырванные из кристаллической решётки ион хлора и ион натрия отправляются «в свободное плавание», окружённые прицепившимися к ним молекулами воды. Обратите внимание, что молекулы воды прилипли к отрицательному иону хлора своими положительными водородными частями, а к положительному иону натрия, наоборот, повернулись их отрицательные кислородные части.
Таким образом, при растворении соли rm NaCl в воде появляются свободные заряды: положительные ионы rm Na^+ и отрицательные ионы rm Cl^- (рис. 4). Это и является необходимым условием прохождения тока через раствор.

Рис. 4. Раствор rm NaCl в воде

Описанный выше процесс растворения совершенно аналогично протекает и в случае других примесей.Так, щёлочь rm KOH распадается в водном растворе на положительные ионы калия rm K^+ и отрицательные ионы гидроксильной группы rm OH^- . Молекула серной кислоты при распаде даёт два положительных иона rm H^+ и отрицательно заряженный ион кислотного остатка $rm SO_4^{2-}.$ В растворе медного купороса появляются положительные ионы меди $rm Cu^{2+}$ и отрицательно заряженные ионы $rm SO_4^{2-}.$

Все ли молекулы растворяемого вещества распадутся на ионы? Это зависит от ряда условий.

Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся молекул к общему начальному числу молекул. При полном растворении вещества степень диссоциации равна .

Наряду с диссоциацией имеет место и обратный процесс: рекомбинация. А именно, две частицы противоположного знака могут встретиться и снова образовать нейтральную молекулу (рекомбинировать). С течением времени в растворе устанавливается состояние динамического равновесия: среднее число диссоциаций в единицу времени равно среднему числу рекомбинаций, в результате чего концентрация раствора остаётся неизменной (вспомните аналогичную ситуацию с насыщенным паром: при динамическом равновесии пара и жидкости среднее число вылетевших из жидкости молекул равно среднему числу молекул, вернувшихся обратно из пара в жидкость, так что концентрация насыщенного пара неизменна).

Процессы диссоциации-рекомбинации записываются в виде следующих уравнений, отражающих состояние динамического равновесия:

$rm H_2SO_4 rightleftharpoons 2H^+ + SO_4^{2-};$

$rm CuSO_4 rightleftharpoons Cu^{2+} + SO_4^{2-}.$

Изменение внешних условий может нарушить текущее динамическое равновесие и сместить его в ту или иную сторону. Например, при повышении температуры увеличивается скорость диссоциации, и концентрация положительных и отрицательных ионов в растворе возрастает.

Ионная проводимость

В металлах, как вы помните, имеется лишь один тип свободных зарядов — это свободные электроны. В электролитах ситуация иная: здесь возникают свободные заряды двух типов.

1. Положительные ионы, образовавшиеся из атомов металлов или водорода.

2. Отрицательные ионы — атомные или молекулярные кислотные остатки (например, rm Cl^- или $rm SO_4^{2-}$ ), а также гидроксильная группа rm OH^- .

Второе отличие от металлов заключается в том, что носители свободных зарядов в электролите могут иметь заряд, равный по модулю как элементарному заряду , так и целому числу элементарных зарядов . Здесь — валентность атома или группы атомов; например, при растворении медного купороса имеем z=2 .

Если внешнего электрического поля нет, то свободные заряды электролита совершают лишь хаотическое тепловое движение наряду с окружающими молекулами. Но при наложении внешнего поля положительные и отрицательные ионы начинают упорядоченное движение.

Поместим в сосуд с электролитом два электрода; один из электродов присоединим к положительной клемме источника тока, а другой — к отрицательной (рис. 5). Когда речь идёт о прохождении тока через электролиты, положительный электрод называют анодом, а отрицательный — катодом (Имеется народная мудрость для запоминания знаков анода и катода: Андрей — парень положительный, Катька — девка отрицательная ;-)).

Рис. 5. Ионная проводимость электролита

В электрическом поле, возникшем между электродами, положительные ионы электролита устремляются к «минусу» катода, а отрицательные ионы — к «плюсу» анода. Таким образом, электрический ток в электролите образуется в результате встречного движения ионов: положительных — к катоду, отрицательных — к аноду. Поэтому проводимость электролитов называется ионной (в отличие от электронной проводимости металллов).

На положительном аноде имеется недостаток электронов. Отрицательные ионы, достигнув анода, отдают ему свои лишние электроны; эти электроны отправляются по цепи к «плюсу» источника.

Наоборот, на отрицательном катоде — избыток электронов. Положительные ионы, придя на катод, забирают у него электроны, и это количество ушедших электронов немедленно восполняется их доставкой на катод с «минуса» источника.

Таким образом, в той части цепи, которая состоит из источника тока и металлических проводников, возникает циркуляция электронов по маршруту «анод источник катод».

Цепь замыкается электролитом, где электрический ток обеспечивается двусторонним движением ионов.

Электролиз

Положительные и отрицательные ионы, будучи носителями свободных зарядов, в то же время являются частицами вещества. Поэтому важнейшее отличие тока в электролитах от тока в металлах состоит в том, что электрический ток в электролите сопровождается переносом вещества.

Явление переноса вещества при прохождении электрического тока через электролит называется электролизом. Законы электролиза были экспериментально изучены Фарадеем.

В процессе электролиза происходит разложение растворённого вещества на составные части и выделение этих частей на электродах. Так, в растворе медного купороса положительные ионы меди $rm Cu^{2+}$ идут на катод, в результате чего катод покрывается медью. Кислотный остаток $rm SO^{2-}_4$ выделяется на аноде.

Естественным образом возникает вопрос о нахождении массы вещества, выделяющегося на электроде за определённое время . Эта масса, очевидно, совпадает с массой данного вещества, перенесённого током за время через электролит.

Пусть m_1 — масса одного иона этого вещества, — заряд иона ( — валентность вещества). Предположим, что за время через электролит прошёл заряд . Число ионов, пришедших на электрод, тогда равно . Масса выделившегося на электроде вещества равна суммарной массе пришедших ионов:

$m = m_1 N = m_1 frac{displaystyle q}{displaystyle q_1 vphantom{1^a}} = kq.$ (1)

Величина является характеристикой вещества и называется его электрохимическим эквивалентом. Значения электрохимических эквивалентов различных веществ приводятся в таблицах.

При протекании через электролит постоянного тока за время проходит заряд q = It . Подставляя это в формулу (1), получим первую формулу Фарадея:

(2)

Первый закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества пропорциональна силе тока, протекающего через электролит, и времени прохождения тока.

Теперь преобразуем выражение для электрохимического эквивалента, введя молярную массу вещества:

$k = frac{displaystyle m_1}{displaystyle q_1 vphantom{1^a}} = frac{displaystyle mu /N_A}{displaystyle ze vphantom{1^a}} = frac{displaystyle mu}{displaystyle ze N_A vphantom{1^a}}.$

Подставляя это выражение в (2), получим вторую формулу Фарадея:

$m = frac{displaystyle mu}{displaystyle ze N_A vphantom{1^a}}It.$ (3)

Второй закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества прямо пропорциональна молярной массе этого вещества и обратно пропорциональна его валентности.

В формуле (3) мы видим произведение двух констант и N_A . Оно также является константой и называется постоянной Фарадея:

Кл/моль.

Формула (3) с постоянной Фарадея запишется так:

$m = frac{displaystyle mu}{displaystyle zF vphantom{1^a}}It.$

Спасибо за то, что пользуйтесь нашими материалами.
Информация на странице «Электрический ток в электролитах» подготовлена нашими редакторами специально, чтобы помочь вам в освоении предмета и подготовке к ЕГЭ и ОГЭ.
Чтобы успешно сдать необходимые и поступить в высшее учебное заведение или колледж нужно использовать все инструменты: учеба, контрольные, олимпиады, онлайн-лекции, видеоуроки, сборники заданий.
Также вы можете воспользоваться другими материалами из данного раздела.

Публикация обновлена:
09.03.2023

Источник

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Источник: Бендриков Г. А., Буховцев Б. Б. Задачи для поступающих в ВУЗы, М.: ФИЗМАТЛИТ, 1998 (№ 866)

Источник: Бендриков Г. А., Буховцев Б. Б. Задачи для поступающих в ВУЗы, М.: ФИЗМАТЛИТ, 1998 (№ 872)

Источник: Бендриков Г. А., Буховцев Б. Б. Задачи для поступающих в ВУЗы, М.: ФИЗМАТЛИТ, 1998 (№ 874)

Источник: Бендриков Г. А., Буховцев Б. Б. Задачи для поступающих в ВУЗы, М.: ФИЗМАТЛИТ, 1998 (№ 875)

Пройти тестирование по этим заданиям

Источник

Результаты ЕГЭ показывают, что задания по теме “Электролиз”
для выпускников остаются сложными. В школьной программе на изучение этой темы
отводится недостаточное количество часов. Поэтому при подготовке школьников к
ЕГЭ необходимо изучить этот вопрос очень подробно. Знание основ электрохимии
поможет выпускнику успешно сдать экзамен и продолжить обучение в высшем учебном
заведении.

Для изучения темы “Электролиз” на достаточном уровне
необходимо провести подготовительную работу с выпускниками, сдающими ЕГЭ:

— рассмотреть определения основных понятий в теме
“Электролиз”;

— анализа процесса электролиза расплавов и растворов
электролитов;

— закрепить правила восстановления катионов на катоде и
окисления анионов на аноде (роль молекул воды во время электролиза растворов);

— формирование умений составлять уравнения процесса
электролиза (катодный и анодный процессы);

— научить учащихся выполнять типовые задания базового уровня
(задачи), повышенного и высокого уровня сложности.

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс,
протекающий в растворах и расплавах электролитов при прохождении постоянного
электрического тока. В растворе или расплаве электролита происходит его
диссоциация на ионы. При включении электрического тока ионы приобретают
направленное движение и на поверхности электродов могут происходить
окислительно-восстановительные процессы.

Анод – положительный электрод, на нём идут процессы
окисления.

Катод – отрицательный электрод, на нём идут процессы восстановления.

Электролиз расплавов применяется для получения активных металлов,
расположенных в ряду напряжений до алюминия (включительно).

Электролиз расплава хлорида натрия

К(-) Na⁺ + 1e —> Na⁰

A(+) 2Cl^— — 2e —> Cl₂⁰

2NaCl(эл.ток) —> 2Na + Cl₂ (только при электролизе расплава).

Алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплавленном
криолите (Na₃AlF₆).

2Al₂O₃(эл.ток) —>4Al +3O₂

K(-)Al³⁺+3e‾ —>Al

A(+)2O^2‾-2e‾ —>O₂

Электролиз расплава гидроксида калия .

KOH—>K⁺+OH‾

К(-) K⁺ + 1e —> K⁰

A(+) 4OH^— — 4e —> O₂⁰ +2Н₂О

4KOH(эл.ток) —> 4K⁰ + O₂⁰ +2Н₂О

Электролиз водных растворов протекает сложнее, так как на электродах в этом
случае могут восстанавливаться или окисляться молекулы воды.

Электролиз водных растворов солей более сложен из-за возможного
участия в электродных процессах молекул воды на катоде и на аноде.

Правила электролиза в водных растворах.

На катоде:

1. Катионы, расположенные в ряду напряжений металлов от лития до алюминия
(включительно), а также катионы NН₄⁺ не
восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2е —> Н₂ + 2ОН^—

2. Катионы, расположенные в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут
восстанавливаться вместе с молекулами воды:

2Н₂О + 2е —> Н₂ + 2ОН^—

Zn²⁺ + 2e —> Zn⁰

3. Катионы, расположенные в ряду напряжений после водорода, полностью
восстанавливаются: Аg⁺+ 1е —> Аg⁰

4. В растворах кислот восстанавливаются ионы водорода: 2Н⁺ + 2е
—> Н₂

На аноде:

1. Кислородосодержащие анионы и F^— – не окисляются, вместо
них окисляются молекулы воды:

2Н₂О – 4е —> О₂ + 4Н⁺

2.Анионы серы, иода, брома, хлора (в этой последовательности) окисляются
до простых веществ:

2Сl^— – 2е —> Сl₂⁰S^2-
— 2е —> S⁰

3. В растворах щелочей окисляются гидроксид-ионы:

4ОН^— — 4е —> О₂ + 2Н₂О

4. В растворах солей карбоновых кислот окисляются анионы:

2 R — СОО^— — 2е —> R — R + 2СО₂

5. При использовании растворимых анодов электроны во внешнюю цепь посылает сам
анод за счёт окисления атомов металла, из которого сделан анод:

Сu⁰— 2е —> Сu²⁺

Примеры процессам электролиза в водных растворах электролитов

Пример 1. K₂ SO₄—> 2K⁺ + SO₄^2-

K(-)2H₂O + 2e‾ —> H₂ + 2OH^—

A(+)2H₂O – 4e‾ —> O₂ + 4H⁺

Общее уравнение электролиза: 2H₂O(эл.ток) —>2 H₂ + O₂

Пример 2. NaCl —>Na⁺ +Cl‾

K(-)2H₂O + 2e‾ —> H₂ + 2OH^—

A(+) 2Cl^— — 2e —> Cl₂⁰

2NaCl +2H₂O(эл.ток ) —> H₂ + 2NaOH+ Cl₂

Пример 3. Cu SO₄—> Cu²⁺ + SO₄^2-

K(-) Cu²⁺ + 2e‾ —> Cu

A(+)2H₂O – 4e‾ —> O₂ + 4H⁺

Общее уравнение электролиза: 2 Cu SO₄+ 2H₂O(эл. ток )
—>2Cu + O₂ + 2H₂ SO₄

Пример 4. CH₃COONa—>CH₃COO‾ +Na⁺

K(-)2H₂O + 2e‾ —> H₂ + 2OH^—

A(+)2CH₃COO‾– 2e‾ —>C₂H₆ +2CO₂

Общее уравнение электролиза:

CH₃COONa+2H₂O(эл.ток) —> H₂ + 2NaHCO₃+C₂H₆

Задания базового уровня сложности

Тест по теме “Электролиз расплавов и растворов солей. Ряд
напряжений металлов”.

1. Щёлочь – один из продуктов электролиза в водном растворе:

1) KCI 2) CuSO₄ 3) FeCI₂ 4) AgNO₃

2. При электролизе водного раствора нитрата калия на аноде выделяется:

1) О₂ 2) NO₂ 3) N₂ 4) Н₂

3. Водород образуется при электролизе водного раствора:

1) CaCI₂ 2) CuSO₄3)Hg(NO₃)₂
4) AgNO₃

4. Реакция возможна между:

1) Ag и K₂SO₄ (р-р) 2) Zn и KCI(р-р) 3) Mg и SnCI₂(р-р)
4) Ag и CuSO₄(р-р)

5. При электролизе раствора иодида натрия у катода окраска лакмуса в растворе:

1) красная 2) синяя 3) фиолетовая 4) жёлтая

6. При электролизе водного раствора фторида калия на катоде выделяется:

1) водород 2) фтороводород 3) фтор 4) кислород

Задачи по теме “Электролиз”

1. Электролиз 400 г 20 %-ого раствора поваренной соли был остановлен, когда
на катоде выделилось 11,2 л (н.у.) газа. Степень разложения исходной соли (в %)
составляет:

1) 73 2) 54,8 3) 36,8 4) 18

Решение задачи.

Составляем уравнение реакции электролиза:

2NaCl + 2H₂O→H₂↑ +Cl₂↑
+2NaOH

m(NaCl)=400∙0,2=80 г соли было в растворе.

ν(H₂)=11,2/22,4=0,5 моль ν(NaCl)=0,5∙2=1 моль

m(NaCl)= 1∙58,5=58,5 г соли было разложено во время
электролиза.

Степень разложения соли 58,5/80=0,73 или 73%.

Ответ: 73% соли разложилось.

2. Провели электролиз 200 г 10 %-ого раствора сульфата хрома (III) до полного
расходования соли (на катоде выделяется металл). Масса (в граммах)
израсходованной воды составляет:

1) 0,92 2) 1,38 3) 2,76 4) 5,52

Решение задачи.

Составляем уравнение реакции электролиза:

2Cr₂(SO₄)₃ +6H₂O→4Cr
+3O₂↑ +6H₂SO₄

m(Cr₂(SO₄)₃)=200∙0,1=20г

ν(Cr₂(SO₄)₃)=20/392=0,051моль

ν(H₂O)=0,051∙3=0,153 моль

m(H₂O)= 0,153∙18=2,76 г

Задания повышенного уровня сложности В3

1. Установите соответствие между формулой соли и уравнением процесса,
протекающего на аноде при электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ

А) KCl

Б) AlBr₃

В) CuSO₄

Г) AgNO₃
УРАВНЕНИЕ
АНОДНОГО ПРОЦЕССА

1) 2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺

2) 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^—

3) 2Cl^— -2e → Cl₂⁰

4) 2Br^— — 2e → Br₂⁰

5) 2SO₄^2- -2e → S₂O₈^2-

6) 2NO₃^— -2e → 2NO₂ + O₂

2. Установите соответствие между формулой соли и продуктом, образующимся на
инертном аноде при электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ

А) RbSO₄

Б) CH₃COOK

В) BaBr₂

Г) CuSO₄
ПРОДУКТ, ОБРАЗУЮЩИЙСЯ НА АНОДЕ

1) метан

2) сернистый газ

3) кислород

4) водород

5) бром

6) этан и углекислый газ

3. Установите соответствие между формулой соли и уравнением процесса,
протекающего на катоде при электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ

А) Al(NO₃)₃

Б) CuCl₂

В)
SbCl₃

Г) Cu(NO₃)₂
УРАВНЕНИЕ КАТОДНОГО ПРОЦЕССА

1)
2H₂O – 4e → O₂ + 4H+

2 ) 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^—

3) Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

4) Cu²⁺ + 1e → Cu⁺

5) Sb³⁺ +3e→ Sb⁰

4. Установите соответствие между названием вещества и способом его
получения.

НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА

А) литий

Б) фтор

В) серебро

Г) магний
ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

1)
раствора LiF

2) расплава LiF

3) раствора MgCl₂

4) раствора AgNO₃

5) расплава Ag₂O

6) расплава MgCl₂

5. Установите соответствие между названием вещества и продуктами
электролиза его водного раствора.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

А) бромид
калия

Б) сульфат меди (II)

В) бромид меди (II)
ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

1) водород, бром, гидроксид калия

2) натрий, углекислый газ

3) медь, оксид серы (IV)

4) медь, кислород, серная кислота

5) медь, бром

Ответы: 1 — 3411, 2 — 3653, 3 — 2353, 4 — 2246,
5 — 145 .

Таким образом, изучая тему электролиза, выпускники хорошо
усваивают этот раздел и показывают хорошие результаты на экзамене. Изучение
материала сопровождается презентацией по данной теме.

Источник

Электролиз водных растворов солей

Тема электролиза довольна большая, формул в ней много и, как мне кажется, больше ее изучают на уроках физики… Я хочу рассмотреть ту часть, которая касается химии, и при этом только формат ЕГЭ — электролиз водных растворов солей.

Электролиз водных растворов солей

Для начала давайте представим себе систему, в которой происходит электролиз.

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении наэлектродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

Анод — положительно заряженный электрод
Катод — отрицательно заряженный электрод

Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

Неметаллы и их производны, анионы — к аноду
Металлы и их производный, катионы — к катоду

Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

Для этого нам понадобится ряд активности металлов электрохимический ряд напряжений:

Разберем сначала катионы:

Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
2H2O + 2е = H2 + 2OH– Образовавшийся водород H2 идет к катоду
Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:Cu2+ + 2е = Cu0 Медь осаждается на катоде

Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН—Zn2+ + 2e = Zn0

Теперь анионы-кислотные остатки:

Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
2H2O — 4e = O2 + 4H+ Образовавшийся O2 выделяется на аноде
Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
Cl− — 1e = Cl20 Хлор выделяется на аноде
Исключение: F− — вместо него будет выделяться кислород.

Примеры:

1.1. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

K2SO4↔2K++SO42−

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+

2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

LiCl ↔ Li+ + Cl−

катод (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−

анод (+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2

2LiCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2LiOH

2.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

СuSO4 ↔ Cu2++SO42−

K(-): Cu2+ + 2e = Cu0

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+

2CuSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Cu + 2H2SO4 + O2

2.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

катод (-): Cu2+ + 2e = Cu0

анод (+): 2Cl− — 2e = 2Cl0

CuCl2 (электролиз) →Cu + Cl2

Источник

Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через
электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно
заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания
по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na⁺, K⁺, Cu²⁺, Fe³⁺,
Ag⁺ и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом
ряду напряжений металлов.

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней
активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы
до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода — H⁺ (например при электролизе кислот HCl, H₂SO₄) восстанавливается
водород из молекул кислоты: 2H⁺ — 2e = H₂

Анод

К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO₄^2-, PO₄^3-, Cl^—, Br^—,
I^—, F^—, S^2-, CH₃COO^—.

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO₄^2-, PO₄^3- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы
воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он
попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO)
превращается в углекислый газ — CO₂.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом
активности металлов.

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO₃)₂, AlBr₃,
NaF, FeI₂, CH₃COOLi.

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде,
то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H₂O → H₂ + Cl₂ + NaOH (обычно в продуктах оставляют именно запись «NaOH», не подвергая его дальнейшему электролизу)

Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так
что не можем заставить натрий испариться бесследно Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO₄:

CuSO₄ + H₂O → Cu + O₂ + H₂SO₄

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется
кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать
методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются
молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

AlCl₃ → Al + Cl₂

LiBr → Li + Br₂

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

26 сентября 2016

В закладки

Обсудить

Жалоба

Электролиз

Разбор темы, тренировочные задания и подборка типовых вопросов №22 ЕГЭ с ответами.

Авторы: Екатерина Дацук, Никита Дацук | Группа ВК: vk.com/chem4you.

elektroliz.pdf

Источник

Урок
«Электролиз растворов и расплавов».

11
класс (подготовка к ЕГЭ)

учитель
химии МАОУ «Лицей 29» г. Тамбов

Дегтярева
Елена Эдуардовна.

Цель: сформировать у учащихся
представление об электролизе водных растворов и расплавов электролитов.

Задачи:

расширяют знания об электролизе как
окислительно-восстановительном процессе;
научить
учащихся определять процессы, происходящие на электродах, составлять
суммарные уравнения реакции электролиза.
углубить
знание окислительно-восстановительных процессов, понимание практического значения
электролиза в жизни человека.
разобрать
задания 22 и 32 ЕГЭ по теме «Электролиз».

Тип урока: изучение
нового материала.

Ход урока:

Учитель:
При изучении темы «Способы получения металлов» мы говорили об
электрометаллургии.

Учитель:
Что такое электрометаллургия?

Ученик: Электрометаллургия
– это восстановление металлов в процессе электролиза расплавов или растворов
солей. Электролизом получают многие металлы, щелочи, водород, кислород,
органические вещества и др.

Учитель: Что
такое электролиз?

Движение
ионов в растворе или расплаве электролита является хаотическим, беспорядочным.
Но если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить
постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться упорядоченно к
электродам: катионы – к катоду, анионы – к аноду.

Прибор, в котором проводят электролиз, называется электролизёром
или электролитической ванной (рис. 1).

На катоде, отрицательно заряженном электроде (-), происходит
процесс восстановления, на аноде, положительно заряженном электроде (+) —
процесс окисления. Восстановительное и окислительное действие электрического
тока сильнее действия химических восстановителей и окислителей. Это явление
называется электролизом.

Рис.
1. Электролизер.

Таким образом, электролиз — это совокупность ОВР,
протекающих на электродах в растворах или расплавах электролитов при
прохождении постоянного электрического тока.

Сущность электролиза заключается в том, что за счет электрической
энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать
самопроизвольно.

На характер течения электродных процессов при электролизе большое
влияние оказывает состав электролита, растворитель, материал электродов и режим
электролиза (напряжение, плотность тока, температура и т.д.).

Различают электролиз расплавов и растворов
электролитов. В последнем случае в процессе электролиза будут участвовать
молекулы воды.

Для определения результатов электролиза
существует ряд правил, которые вы должны выучить. Запишем их в тетрадь.

Процессы идущие на катоде
(восстановление).

1. В расплавах катионы металлов восстанавливаются до свободного металла

Мⁿ⁺ + nе М⁰

2. В растворах (процесс на катоде не зависит от материала электрода, а
зависит от активности металла).

а) Если металл
расположен в ряду напряжений до Al включительно,
то на катоде идёт процесс восстановления воды:

2Н₂О +2е →
Н₂ + 2ОН^—

б) Если металл
расположен в ряду напряжений между Al и Н₂ то на катоде идут одновременно процессы восстановления
воды и катионов металла:

Мⁿ⁺ + nе М⁰

2Н₂О +2е →
Н₂ + 2ОН^—

в) Если металл
расположен в ряду напряжений после Н_2,то на катоде идет процесс восстановления катионов металла:

Мⁿ⁺ + nе М⁰

3. При электролизе растворов кислот
идет процесс восстановления ионов водорода:

2Н⁺ +2е → Н₂⁰

Процессы, идущие на аноде (окисление).

1. В расплавах анионы
бескислородных кислот окисляются до соответствующего простого вещества,
например:

2Cl^—
— 2e
Cl₂⁰

Кислородсодержащие
анионы выделяют кислород и превращаются в один из оксидов, например:

SО₄^2-— 2е → SО₂
+ О₂⁰↑

2. В растворах (процесс на аноде
зависит от материала электрода).

Аноды могут быть двух видов
растворимые (железо, медь, цинк, серебро и металлы . которые окисляются в
процессе электролиза) и нерастворимые , или инертные (графит, платина).

а)
Если анод растворимый, то независимо от природы аниона, всегда
идёт окисление металла анода, например:

Cu⁰ – 2e Cu²⁺

б) Если анод инертный.

•
В случае бескислородных анионов (кроме фторидов) идет окисление анионов:

2Cl^—
— 2e
Cl₂⁰

•
В случае кислородсодержащих анионов и фторидов идет процесс окисления
воды, анион при этом не окисляется, остается в растворе:

2Н₂О + 4е O₂ + 4Н⁺

3. При электролизе растворов щелочей
идет окисление гидроксид ионов:

4ОН^— — 4е О₂⁰ + 2Н₂О.

4. При электролизе расплавов оксидов
на аноде окисляется кислород:

2О^2- — 4е О₂⁰

Рассмотрим схемы электролиза расплавов и растворов
электролитов и сравним их.

Схема
процесса электролиза расплава NаСℓ

NaСl → Nа⁺ + Cℓ^— (процесс
диссоциации)

(-) катод: Nа⁺Nа⁺
+ е → Na
2 восстановление

(+) анод: Сℓ^—
2Сℓ^—
— 2е → Сℓ₂1 окисление

Суммарное ионное
уравнение: Nа⁺
+2Сℓ^—2Na + Сℓ₂

Молекулярное уравнение электролиза расплава NаСℓ

2NаСℓ → 2Na + Сℓ₂.

Электролизом расплавов солей получают
щелочные металлы.

Схема
электролиза раствора хлорида натрия с угольными электродами.

NaСℓ → Nа⁺ + Cℓ^—

(-) катод Nа⁺, Н₂О 2Н₂О
+2е → Н₂ + 2ОН^—1 восстановление

(+) анод: Cℓ^—, H₂O
2 Cℓ^— — 2е → Cℓ₂1 окисление

Суммарное ионное уравнение: 2 Cℓ^—+ 2Н₂О
→ Н₂↑ + 2OH^— + Сℓ₂↑.

Суммарная схема процесса электролиза 2 NaСℓ + 2Н₂О → Н₂↑ + 2NaOH + Сℓ₂↑.

Схемы электролиза расплава и раствора NaСℓ
существенно отличаются. В результате электролиза водного раствора NaСℓ на катоде выделяется водород, на аноде – хлор, а при катодном
пространстве образуется гидроксид натрия.

Сравним схемы
электролиза расплава и раствора Na₂SО₄.

Схема электролиза
расплава сульфата натрия может
быть представлена следующим образом

Na₂SО₄ → 2Nа⁺ + SО₄^2-

(-) катод: Nа⁺Nа⁺
+ 1е → Nа⁰4

(+) анод: SО₄^2-2
SО₄^2-— 4е → 2SО₃
+ О₂ 1

4Nа⁺
+ 2 SО₄^2-→ 4Nа⁰
+ 2SО₃↑+
О₂↑

2Na₂SО₄ → 4Nа + 2SО₃↑+О₂↑
.

Электролиз раствора сульфата калия с
угольными электродами.

Поскольку калий в ряду напряжений стоит
значительно раньше водорода, то у катода будет восстанавливаться вода,
выделяться водород и накапливаться ионы ОН^—. У анода выделяется
кислород и накапливаются ионы Н⁺. При перемешивании раствора он
будет нейтральным.

K₂SO₄®
2K⁺+ SO₄^2-

        (-) катод К⁺, Н₂О2H₂O
+ 2e
H₂
+2OH^—
   2

(+)
анод:SO₄^2-, Н₂О 2H₂O
— 4e
O₂
+ 4H⁺1

6H₂O
2H₂+4OH^— + O₂ + 4H⁺

2H₂O 2H₂+ O₂

По сути, электролиз
раствора K₂SO₄ сводится к уравнению электролиза воды. И тем не менее
соль играет в процессе электролиза свою роль: она придает раствору
электропроводность, без чего процесс электролиза происходил бы значительно
медленнее.

Рассмотрим электролиз
раствора сульфата цинка с инертными электродами.

ZnSO₄
®
Zn²⁺
+ SO₄^2-

(-) катод
Zn²⁺ , Н₂О (+) анод: SO₄^2-, Н₂О

Zn²⁺ + 2e Zn⁰ 2H₂O
— 4e O₂ + 4H⁺

2H₂O + 2e H₂+ 2OH^—

Суммарное
уравнение
ZnSO₄ + 2H₂O Zn + H₂↑ + O₂↑+
H₂SO_4.

В результате
электролиза ZnSO₄
на катоде протекают два параллельных процесса и восстановление цинка и
восстановление молекул воды, так как цинк в ряду напряжений металлов находится
между Al и Н₂.

Электролиз
раствора нитрата меди с инертными электродами:

Cu(
NО₃)₂
® Cu²⁺+
2NO₃^—

(-)
катод Cu²⁺, Н₂ОСu²⁺+
2e
Cu            2

(+)
анод: 2NO₃^—
, Н₂О 2H₂O
+ 4e O₂
+ 4H⁺1

Сu²⁺
+ 2H₂O
2Cu
+ O₂
+ 4H⁺

Суммарное
уравнение электролиза: 2Cu(NO₃)₂+ 2H₂O
2Cu
+ O₂
+ 4HNO₃

Электролиз
раствора нитрата меди с растворимым медным анодом электродами:

Cu(
NО₃)₂
®Cu²⁺+
2NO₃^—

(-)
катод: Cu²⁺, Н₂ОСu²⁺+
2e
Cu

(+) анод (Сu):
               Сu⁰—
2e
Cu²⁺

Cu(анод)
Cu(катод)

Электролиз в данном случае сводится к
растворению металла анода и выделению его на катоде. Такую схему электролиза с
растворимым анодом используют для получения металлов высокой чистоты (рис.2) и
для покрытия одного металла слоем другого.

Рис. 2 Электролитическое
рафинирование (очистка) меди.

Электролиз солей карбоновых кислот
(уравнение А. Кольбе)

СН₃СООNa
→СН₃СОО^— + Na⁺

(-) катод:
Na⁺,
Н₂О 2H₂O
+ 2e
H₂
+2OH^—

(+)
анод: 2СН₃СОО^—-2е
СН₃-СН₃ + 2СО₂

2СН₃СОО^—
+ 2H₂O
H₂
+2OH^—
+ СН₃-СН₃ + 2СО₂

2СН₃СООNa+
2H₂O
H₂
+2NaOH + СН₃-СН₃
+ 2СО₂

Анион карбоновой
кислоты окисляется на аноде, образуя СО₂и свободный алкильный
радикал. Алкильные радикалы димеризуются на поверхности анода.

На катоде
восстанавливаются молекулы воды, выделяется водород, при анодном пространстве
образуется гидроксид натрия.

Количественные
характеристики электролиза

С количественной стороны процесс электролиза был
впервые изучен в тридцатых годах Х1Х века английским физиком Фарадеем,
который установил два закона электролиза:

а) 1 закон Фарадея

масса электролита, подвергшаяся
превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ,
пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав
электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ;

б) 2 закон Фарадея

при пропускании одинакового
количества электричества через растворы или расплавы различных электролитов
масса веществ, выделяющихся на электродах пропорциональна их химическим
эквивалентам.

Оба закона объединяются общей
формулой:

m = M_эJt/F = M_эJt/96500 = Q/96500,

где m – масса окисленного
или восстановленного вещества, г; M_э– эквивалентная масса вещества (г/моль), Q = Jt – количество электричества, прошедшего через электролит, Кл; J – сила тока, А; t – время, сек; F = 96500 – постоянная Фарадея.

M_э= M/n ,

Где n – число отдаваемых
или принимаемых электронов.

m = MJt/F n

При
практическом проведении электролиза расход тока превышает количество его,
рассчитанное согласно закону Фарадея. Происходит это вследствие протекания тех
или иных побочных процессов, поэтому в электрохимии используют понятие выход
по току

(h).
Отношение массы полученного веществ(m_практ)
к массе, теоретически вычисленной (m_теор),
называется выходом по току:

h = m_практ ×100%
/m _теор

Решим примеры заданий ЕГЭ по теме
«Электролиз».

В тестовом задании 22 не требуется
написание схем электролиза, достаточно знать, какие процессы протекают на
катоде и на аноде.

1. Установите соответствие между формулой
вещества и продуктами электролиза его водного раствора, которые выделились на инертных
электродах: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую
позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) Na₂SO₄

Б)
NaF

В)
NaCl

Г)
NaOH

1)
Na, Cl₂

2) H₂, F₂

3) H₂, Cl₂

4) H₂, O₂

5)
Na, F₂

Решение

А) Натрий — активный металл, поэтому
на катоде будут восстанавливаться молекулы воды, с выделением водорода. На
аноде идёт окисления молекул воды, с выделением кислорода, так как SO₄^2- — кислородсодержащий
анион.

Ответ – 4.

Б) На катоде выделяется
водород. На аноде – кислород, так как фторид анион не окисляется на аноде.

Ответ – 4.

В) На катоде выделяется
водород. На аноде – хлор, так как Cl^— — бескислородный анион
который окисляется на аноде до свободного хлора.

Ответ – 3.

Г) На катоде выделяется
водород. На аноде – кислород, ОН^— — окисляется с выделением
кислорода.

Ответ – 4.

Ответ 4434.

2. Установите
соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного
раствора, которые выделились на инертных электродах: к каждой позиции,
обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА

А)
K₂SO₄

Б)
NaOH

В)
KBr

Г)
CuSO₄

1)
Cu, O₂

2) O₂, Na

3) H₂, Br₂

4)
K, O₂

5)
K, Br₂

6)
H₂, O₂

Ответ: 6631

3. Установите соответствие между названием
вещества и способом его получения: к каждой позиции, обозначенной буквой,
подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА

ПОЛУЧЕНИЕ
ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

А)
литий

Б)
фтор

В)
серебро

Г)
магний

1)
раствором LiF

2)
расплава LiF

3)
раствора MgCl₂

4)
раствора AgNO₃

5)
расплава Ag₂O

6)
расплава MgCl₂

А) Литий – активный металл,
поэтому его можно получить только электролизом расплава его соли.

Ответ — 2

Б) Фтор не окисляется на аноде в
растворе, поэтому его можно получить только из расплава его соли.

Ответ — 2

В)
Серебро неактивный металл, поэтому его можно получить электролизом раствора его
соли.

Ответ — 4.

Г) Магний– активный металл,
поэтому его можно получить только электролизом расплава его соли.

Ответ — 6

Ответ: 2246

Знание темы «Электролиз» может понадобиться при выполнении заданий
ЕГЭ по химии части С (задание 32). Здесь от учащихся уже требуется умение
составлять уравнение процесса электролиза

4. При взаимодействии оксида
алюминия с азотной кислотой образовалась соль, которую высушили и прокалили.
Образовавшийся при прокаливании твердый остаток подвергли электролизу в
расплавленном криолите. Полученный при электролизе металл нагрели с
концентрированным раствором, содержащим нитрат калия и гидроксид калия, при
этом выделился газ с резким запахом. Составьте уравнения четырех описанных
реакций.

Решение

1.
При взаимодействии оксида алюминия с азотной кислотой образовалась соль:

Al₂O₃ + 6HNO₃ = =
2Al(NO₃)₃ + 3H₂O.

2.
Соль высушили и прокалили:

4Al(NO₃)₃
= 2Al₂O₃
+ 12NO₂
+ 3O₂.

3.
Образовавшийся при прокаливании твердый остаток подвергли электролизу в
расплавленном криолите.

(-)
катод:
Al ³⁺ ; Al ³⁺ + 3e → Al⁰ 4

(+) анод: : О^2–; 2О^2–
– 4e → О₂⁰3

4Al³⁺
+ 6О^2– → 4Al + 3O₂,

2Al₂O₃
4Al
+ 3O₂↑.

4.
Полученный при электролизе металл нагрели с концентрированным раствором,
содержащим нитрат калия и гидроксид калия, при этом выделился газ с резким
запахом:

8Al + 3KNO₃ + 5KOH + 18H₂O = =
8K[Al(OH)₄] + 3NH₃.

5. Вещество,
полученное на аноде при электролизе раствора йодида натрия с инертными
электродами, прореагировало с сероводородом. Образовавшееся твердое вещество
сплавили с алюминием и продукт растворили в воде. Составьте уравнения четырех
описанных реакций.

Решение

1.
Вещество получено на аноде при электролизе раствора йодида натрия с инертными
электродами.

NaI→ Nа⁺ + I^—

(-) катод Nа⁺, Н₂О 2Н₂О
+2е → Н₂ + 2ОН^—1 восстановление

(+) анод: I^—, H₂O
2I^— — 2е → I₂1 окисление

2 I^—+ 2Н₂О → Н₂↑ + 2OH^— + I₂↑.

2 NaI + 2Н₂О
→ Н₂↑ + 2NaOH + I₂↑.

2.
Полученное вещество прореагировало с сероводородом:

I₂ + H₂S = S + 2HI.

3.
Образовавшееся твердое вещество сплавили с алюминием:

3S
+ 2Al
= Al₂S₃.

4.
Продукт растворили в воде:

Al₂S₃ + 6H₂O =
2Al(OH)₃ + 3H₂S.

Домашнее задание: учить
составленный конспект. Учебник пар.21.

Решить задачи на закон Фарадея:

1. Ток силой 6 А пропускали через водный
раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и
объем выделившихся газов (н.у.).

(Ответ. 3,02 г H₂O; 3,76 л Н₂
и 1,88 л O₂.)

2. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор
электролита, за 30 мин. выделяет из раствора 2,77 г металла. Определите металл.

(Ответ. Олово.)

Используемая литература:

1. О.С. Габриелян Химия. Материалы для
подготовки к единому государственному экзамену вступительным экзаменам в вузы /
О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М. Дрофа, 2008. – С. 429- 433.

2. И.В. Тригубчак «Содержание и методика
преподавания темы «Электролиз» / Учебно-методический журнал для учителей химии
и естествознания. №7-8, 2013 г. С.12.

3. https://scienceforyou.ru/trenirovochnye-varianty-dlja-podgotovki-k-egje

Источник