2015-06-05
970
6.3.1. Пусть электролиз происходит в растворе Fe(NO3)2; I = 2 A; τ = 40 мин; BТ = 35 %; анод – растворимый из железа.
Чтобы определить наличие в растворе заряженных частиц, записываем уравнение диссоциации соли и уравнение реакции гидролиза:
Fe(NO3)2 = Fe2+ + 2(NO3) 
;
Fe(NO3)2 + 2H2O = Fe(OH)2 + 2HNO3;
Fe2+ + 2H2O = Fe(OH)2 + 2H+, pH < 7.
На катоде происходит восстановление, т.е. принятие электронов. Так как электроны это отрицательно заряженные частицы, то из записанных выше реакций принять электроны могут Fe2+ и Н+.
На аноде происходит окисление, т.е. отдача электронов. Отдавать электроны могут частицы (NO3) , полярные молекулы Н2О, а также сам материал анода – Fe. Бóльшей способностью к отдаче электронов обладает металл (Fe). Металлы являются восстановителями, так как в их кристаллической решетке содержится большое количество свободных электронов.
Исходя из рассмотренного, укажем молекулы и ионы, которые могут разряжаться на аноде и катоде. Следует при этом учитывать, что число принятых и отданных электронов должно быть одинаковым.
(–) Катод (+) Анод
← Fe2+ → H2O
← H+ → (NO3)
→ Fe0
Fe2+ + 2 
= Fe0
2H+ + 2 = H2 2Fe0 - 4 = 2Fe2+.
6.3.2. Водный раствор Fe(NO3)2 (нерастворимый анод, например Pt).
Проанализируем, какие изменения произошли в системе. В вышеприведенном перечне элементов для катода и анода теперь отсутствует Fe0, а Pt как нерастворимый электрод только пропускает через себя электроны. Следовательно, катодные реакции сохраняются прежними, а на аноде конкурируют Н2О и (NO3) . Для простейшего объяснения следует иметь в виду, что частица (NO3) имеет более сложную структуру, чем Н2О, поэтому на аноде электроны будет отдавать кислород воды. То же самое будет происходить, если в вашем варианте задания окажется не нитратная соль, а сульфат, например, FeSO4, то в этом случае тоже разрядке подвергается Н2О, а не (SO4)2-.
Если в предложенном варианте используются галогениды, то учитывая, что Н2О по структуре сложнее, в анодной реакции отдавать электроны будут галогениды, например: 2Cl – 2 → Cl 
.
Записываем реакции на аноде и катоде для раствора Fe(NO3)2 с нерастворимым анодом:
(–) Катод (+) Анод (нерастворимый)
← Fe2+ → H2O
← H+ → (NO3)
Fe2+ + 2 = Fe0
2H+ + 2 = H2 2H2O - 4 = O2 + 4H+.
На катоде восстановление водорода возможно при малых значениях перенапряжения (η) на данном металле. При необходимости используются табличные данные.
6.3.3. Расплав Fe(NO3)2 (растворимый анод Fe0).
В расплаве происходит диссоциация:
Fe(NO3)2 = Fe2+ + 2(NO3) .
Ввиду отсутствия воды гидролиз не происходит и ионы Н+ не образуются.
(–) Катод (+) Анод
← Fe2+ → (NO3)
→ Fe0
Fe2+ + 2 → Fe0 Fe0 - 2 → Fe2+.
Таким образом, при электролизе следует учитывать следующие закономерности:
а) на аноде происходит процесс окисления, поэтому в первую очередь должны реагировать более сильные восстановители – вещества, имеющие наиболее отрицательные значения потенциалов;
б) на катоде происходит процесс восстановления, поэтому в первую очередь должны реагировать более сильные окислители – вещества, имеющие наиболее положительные значения потенциалов.
Расчет массы Fe (m), выделившегося на катоде, проводим по формуле, отражающей закон Фарадея:
m (Fe) = α · I · τ · BТ,
α = 
,
где α – электрохимический эквивалент вещества,
А – атомная масса металла;
z – его валентность;
F – число Фарадея (96500 Кл/моль);
I – сила тока,
τ – время электролиза в секундах;
ВТ – выход по току вещества,
ВТ = 
.
Тогда масса железа, выделившегося на катоде, рассчитывается следующим образом:
m (Fe) = 
= 0,486 г.
Таким образом, выделяется 0,486 г железа.
Таблица VI.1
| Номер варианта | Схемы окислительно-восстановительных реакций |
MnSO4 + Na2SO4 + H2O + Cl2  MnO2 + NaCl + H2SO4 | |
| HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3 | |
| MnSO4+Br2+К2SO4+K2SO4 + H2O KMnO4 + КBr + H2SO4 | |
| K2SO4 + I2 + NO2 + H2O KI + HNO3 + H2SO4 | |
| K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O K2Cr2O7 + H2SO4 + SO2 | |
| Al +K2Cr2O7 + H2SO4 Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O | |
| KClO3 + FeSO4 + H2SO4 KCl + Fe2(SO4)3 + H2O | |
| K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O | |
| KMnO4 + HCl KCl + Cl2 + MnCl2 + H2O | |
| K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O | |
| FeCl2 + KMnO4 + HCl FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O | |
| K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O | |
| Ti2(SO4)3+ KMnO4+ H2SO4 Ti(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O | |
| FeSO4 + HNO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 +NO+ H2O | |
| NaNO2 + NaI + H2SO4 NO + I2 + Na2SO4 + H2O | |
| KI + KNO2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + NO + H2O | |
| Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O | |
| K2Cr2O7 + HCl Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O | |
| CuS + HNO3 S + NO + Cu(NO3)2 + H2O | |
| Mg + H2SO4 H2S + MgSO4 + H2O | |
| K2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O | |
| I2 + Cl2 + H2O HCl + HIO3 | |
| KBr + K2Cr2O7 + HCl Br2 + CrCl3 + KCl + H2O | |
| Zn + KMnO4 + H2SO4 ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O | |
| K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O | |
| MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O | |
| K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3+NaNO3+H2O+K2SO4 | |
| Ag + HNO3 AgNO3 + H2O + NO2 | |
| PbS + HNO3 S + NO + Pb(NO3)2 + H2O | |
| NaNO2 + NaI + H2SO4 I2 + NO↑ + H2O |
Таблица VI.2
| Номер варианта | Металлы | Концентрация ионов металла, моль/л |
| Cu,Ag | 0,01 | |
| Cu,Au | 0,1 | |
| Cu,Al | 0,001 | |
| Cu,Zn | 0,01 | |
| Cu,Ni | 0,1 | |
| Mg,Al | 0,001 | |
| Mg,Fe | 0,01 | |
| Mg,Zn | 0,1 | |
| Mg,Co | 0,001 | |
| Mg,Au | 0,01 | |
| Ni,Fe | 0,1 | |
| Ni,Co | 0,001 | |
| Ni,Al | 0,01 | |
| Ni,Sn | 0,1 | |
| Ni,Cd | 0,001 | |
| Fe,Co | 0,01 | |
| Fe,Al | 0,1 | |
| Fe,Pb | 0,001 | |
| Fe,Sn | 0,01 | |
| Fe,Au | 0,1 | |
| Co,Al | 0,001 | |
| Co,Au | 0,01 | |
| Al,Zn | 0,1 | |
| Sn,Mg | 0,001 | |
| Pb,Cu | 0,01 | |
| Mn,Al | 0,1 | |
| Mn,Cr | 0,001 | |
| Sb,Pd | 0,01 | |
| In,Sn | 0,1 | |
| In,Zn | 0,001 |
Таблица VI.3
| Номер варианта | Формула соли | I, A | t, мин | ВТ, % масс. |
| CuCl2 | ||||
| ZnSO4 | 2,5 | |||
| SnCl2 | 2,8 | |||
| Cr2(SO4)3 | 1,5 | |||
| MnCl2 | 3,5 | |||
| FeSO4 | 3,2 | |||
| ZnCl2 | 4,1 | |||
| CrCl3 | 3,6 | |||
| MnSO4 | 1,9 | |||
| NiSO4 | 4,2 | |||
| NiCl2 | 3,3 | |||
| CoCl2 | 1,4 | |||
| CoSO4 | 1,7 | |||
| Zn(NO3)2 | 1,9 | |||
| Co(NO3)2 | 1,8 | |||
| Fe(NO3)2 | 2,4 | |||
| CuBr2 | 2,7 | |||
| ZnI2 | 2,2 | |||
| CrBr3 | 3,4 | |||
| MnI2 | 4,0 | |||
| AgNO3 | 5,1 | |||
| FeI2 | 6,2 | |||
| MnCl2 | 3,6 | |||
| Cr(SO4)3 | 4,1 | |||
| Cu(NO3)2 | 2,7 | |||
| CdCl2 | 3,5 | |||
| Pb(NO3)2 | 2,4 | |||
| SbCl3 | 2,6 | |||
| PdSO4 | 4,0 | |||
| InCl3 | 1,8 |
Список литературы
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. – 558 с.
2. Фролов В.В. Химия. – М.: Высш. шк., 1986. – 541 с.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. шк., 2001. – 743 с.
4. Романцева Л.М., Лещинская З.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высш. шк., 1991. – 288 с.
5. Контрольные задания по курсу химии /Амирханова Н.А., Попов В.И., Белоногов В.А. и др.
– Уфа: УГАТУ, 2000. – 52 с.
6. Лабораторные работы по химии /Под ред. Н.А. Амирхановой. – Уфа: УГАТУ, 1999. – 292 с.
7. Сборник задач по химии /Под ред. Н.А. Амирхановой. – Уфа: УГАТУ, 2002. – 112 с.
