Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Анодные процессы

 

Анодные процессы зависят от природы электролита и материала, из которого сделан анод.

В зависимости от природы анода различают растворимые (активные) и нерастворимые (инертные) аноды. В случае электролиза с растворимым анодом происходит окисление анода с образованием соответствующих ионов металла. Анод изготовлен из того металла, ионы которого  присутствуют в растворе. Например, если проводить электролиз раствора  сульфата меди (II) с медными электродами, то на катоде будет идти восстановление ионов Cu2+ из раствора: Cu2+ + 2 ® Cu0, а анод будет окисляться, посылая ионы Cu2+ в раствор: Cu0 - 2 ® Cu2+.

В результате происходит перенос ионов Cu2+ с анода на катод. Электролиз с растворимым анодом применяется для очистки металлов.

Если анод изготовлен из инертного материала (графита, угля, платины и др.), то на его поверхности происходит окисление либо кислотных остатков, либо молекул воды. При электролизе водных растворов солей бескислородных кислот, а также растворов щелочей на аноде происходит окисление кислотных остатков (Cl–, Br–, J–, S2–, OH–):

2Сl– - 2 ® Cl2

4OH– - 4 ® 2H2O + O2

При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот и HF анионы (SO42–, NO3–, PO43–, F– и др.) не окисляются, а на аноде происходит окисление молекул воды с образованием кислорода:

2Н2О - 4 ® О2 + 4Н+

 

Законы электролиза

 

Процессы электролиза подчиняются законам Фарадея:

Первый закон:

Масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшему через расплав или раствор электролита.

Второй закон:

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

Для расчетов используют объединенное уравнение законов Фарадея:

где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, или масса вещества, выделившегося на электроде, г; Мэ – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; J – сила тока, А; t - время электролиза, с; F – число Фарадея (96500 Кл/моль).

Молярная масса эквивалентов вещества рассчитывается по формуле:

где М – молярная масса вещества, г/моль;

       n – число электронов, участвующих в электродном процессе.

Для расчета объемов газообразных продуктов электролиза в законе Фарадея молярная масса эквивалентов вещества Мэ заменяется на молярный объем эквивалента газа при нормальных условиях (Vэ), который рассчитывается по формуле:

где 22,4 – это объем, который занимает 1 моль любого газа при нормальных условиях, л; n – число , отданных или принятых 1 моль газа.

При проведении электролиза в реальных условиях, вследствие побочных процессов масса вещества, выделившегося на электроде, оказывается меньше массы, рассчитанной по закону Фарадея. Отношение массы вещества, полученной при электролизе (mпракт.) к массе вещества, рассчитанной по закону Фарадея (mтеор.), выраженное в процентах, называется выходом по току (Вт):

 

Пример 1. Составьте электронные уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора CuSO4. Определите массу меди и объем газа, выделившихся на электродах при прохождении тока силой 5 А в течение 2 часов.

Решение. В водном растворе CuSO4 диссоциирует по схеме

CuSO4 ® Cu2+ + SO42–

При электролизе раствора соли CuSO4 на катоде будут восстанавливаться ионы Cu2+, а на аноде – окисляться молекулы воды.

Катод (–): Cu2+ + 2 ® Cu               2

Анод (+): 2Н2О - 4 ® О2 + 4Н+      1

 


Суммарная реакция: 2CuSO4 + 2H2O ® 2Cu + O2 + 2H2SO4

 

Молекулы H2SO4 образуются в результате побочной реакции между ионами Н+ и кислотными остатками SO42–, которые накапливаются у поверхности анода.

Масса меди, выделившейся на катоде:

Объем кислорода, выделившегося на аноде:

Ответ: m(Сг)=11,85 г;

 

Пример 2. Составьте схему электролиза водного раствора соли NaCl и рассчитайте массу образовавшегося на катоде гидроксида натрия, если на аноде выделилось 1,12 л газа.

Решение. В водном растворе NaCl диссоциирует по схеме:

NaCl ® Na+ + Cl–

При электролизе раствора NaCl на катоде будет восстанавливаться водород из молекул воды, а на аноде – окисляться ионы Cl– до газообразного Cl2:

Катод (–): 2Н2О + 2 ® Н2 + 2ОН–      1

Анод (+):  2Cl– - 2 ® Cl2                      1

 


Суммарная реакция: 2NaCl + 2H2O ® H2 + 2NaOH + Cl2

 

Молекулы NaОН образуются в результате взаимодействия ионов ОН– с ионами Na+, которые накапливаются у поверхности катода.

Молярный объем эквивалента хлора:

Количество эквивалентов хлора:

Так как на электродах выделяется одинаковое количество эквивалентов веществ, то

nэ(NaOH) = 0,1 моль.

Масса образовавшегося NaOH:

n(NaOH) = Mэ(NaOH)×nэ(NaOH) = 40 × 0,1 = 4 г.

Ответ: 4 г.

 

Пример 3. Определите массу цинка, который выделится на катоде при электролизе сульфата цинка в течение 1 часа при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 58%. Составьте схему электродных процессов.

 

Решение. Согласно закону Фарадея масса выделившегося цинка:

С учетом выхода по току практически выделившаяся масса цинка:

Схема электролиза раствора ZnSO4:

ZnSO4 ® Zn2+ + SO42–

1

 
Катод (–):   Zn2+ + 2 ® Zn

                                   2H2O + 2 ® H2 + 2OH–  

Анод (+):                    2H2O - 4 ® O2 + 4H+              1

 

Cуммарная реакция:

2ZnSO4 + 4H2O ® Zn + H2 + Zn(OH)2 + O2 + 2H2SO4

Низкий выход по току цинка объясняется тем, что одновременно с цинком на катоде восстанавливаются молекулы воды и часть электричества расходуется на этот процесс.

Ответ: 18,96 г.

 

Предыдущие материалы: Следующие материалы: