1KURS_PNP / ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЇ ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЯ 5

6

Лекція 5

Тема: Електроліз

Мета: актуалізувати знання учнів про процеси, що протікають при електролізі розчинів та розплавів електролітів; удосконалювати вміння й навички складання повних і скорочених йонно-молекулярних рівнянь реакцій; розвити вміння складати рівняння електролізу розчинів та розплавів електролітів, навчити розрізняти катодні та анодні процеси при електролізі, показати значення електролізу; навчити кількісно характеризувати процеси електролізу.

Обладнання й матеріали: ряд активності металів, таблиця розчинності.

Базові поняття й терміни: електроліти, неелектроліти, йони Гідрогену, Гідроксид-аніони, електроліз, катод, анод, катіони, аніони, катодні процеси, анодні процеси, відновлення, окиснення, оксигенвмісні та безоксигенвмісні кислоти, ряд напруг металів.

Тип уроку: повторення й систематизація знань; вивчення нового.

1. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП

2. ПОВТОРЕННЯ ВИВЧЕНОГО МАТЕРІАЛУ, ВИВЧЕННЯ НОВОГО

Електроліз – це окисно-відновний процес, який відбуваються на електродах при проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту;

- це процес відновлення на катоді і окиснення на аноді.

Під дією джерела струму на одному з електродів (катоді) утворюється надлишок електронів («-» електрод), на другому (аноді) – нестача електронів («+» електрод). Під час проходження електричного струму крізь електроліт поряд з хаотичним рухом іонів виникає спрямований і катіони переміщуються до негативного електрода (катода), аніони – до позитивного (анода).

Частинки, що перебувають поблизу негативного електрода, приймають електрони, тобто відновлюються. Електрод на якому відбувається реакція відновлення, називається катодом. Частинки, що перебувають поблизу позитивного електрода, віддають електрони, тобто окислюються. Такий електрод називається анодом.

Важливу роль в процесі електролізу відіграє матеріал, з якого виготовлені електроди, особливо анод. Такі матеріали, як платина та графіт, є інертними, тобто самі не окиснюються під час електролізу. Якщо аноди виготовлено з міді, цинку, заліза, нікелю тощо, то в процесі електролізу матеріал анода може окиснюватись (електроліз з розчинним анодом).

Суттєво відрізняється електроліз розчинів та розплавів електролітів, тому що при електролізі розчину у процесі беруть участі і молекули води.

Електроліз розплавів

Під час електролізу розплавів електролітів на катоді завжди відновлюються катіони металу, а на аноді окислюються аніони.

Електроліз розплаву NaCl.

NaCl → Na⁺+Cl^-

K(-) Na⁺+1e → Na⁰

A(+)2Cl^- - 2 e → Cl₂⁰

2NaCl → 2Na + Cl₂

Електроліз розчинів

Під час електролізу водних розчинів поряд з катіонами та аніонами в електрохімічних реакціях можуть брати участь молекули води. Щоб визначити, які частинки братимуть участь в катодних і анодних процесах слід враховувати:

а) катодні (відновні) процеси. На катоді відбувається відновлення катіонів металів і Гідрогену або молекул води.

Характер відновного процесу залежить від значення стандартного електродного потенціалу металу:

Катодні процеси (таблиця 1)

Li,Cs,K,Ba,Ca,Na,Mg,Al	Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Pb	Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
Катіони цих металів не відновлюються, а віднов-люються молекули води: 2Н2О+2е→Н2+2ОН^-	Катіони цих металів від-новлюються одночасно з молекулами води, а тому на катоді виділяється і Н2, і метал. Ме^+ + е → Ме^0 2Н2О+2е→Н2+2ОН^-	Катіони цих металів легко і повністю відновлюються на катоді. Ме^+ + е → Ме^0

б) анодні (окисні) процеси. При електролізі розчинів використовують розчинні і нерозчинні – з цинку, міді, нікелю та інших металів.

На нерозчинному аноді відбуваються окиснення аніонів або молекул води.

Анодні процеси (таблиця 2)

Cl^-, Br^-, I^-, S^2-, CN^-	SO4^2-, NO2^-, NO3^-, PO4^3-
Аніони кислот, що не містять атоми Оксигену (за винятком F^-), легко окислюються: 2Cl^- ^—2e → Cl2↑	Аніони кислот, що містять атоми Оксигену, не окислюються, а окислюється вода: 2Н2О - 4е → О2↑ + 4Н^+

Електроліз розчину СuSO₄.

СuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2-; H₂O= Н⁺ + OH^-

K(-) Cu²⁺+2e → Cu⁰

A(+)2Н₂О - 4е → О₂⁰↑ + 4Н⁺

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + О₂↑ + 4Н₂SO₄

Електроліз розчину КСl.

KCl → K⁺ + Cl^-; H₂O= Н⁺ + OH^-

K(-)2Н₂О+2е→Н₂⁰↑+2ОН^-

A(+)2Cl^-—2e → Cl₂⁰↑

2KCl + 2H₂O →Н₂⁰↑+ Cl₂⁰↑+2KОН

Електроліз розчину Na₂SO₄.

Na₂SO₄→2Na⁺ + SO₄^2-; H₂O= Н⁺ + OH^-

K(-)2Н₂О+2е→Н₂⁰↑+2ОН^-

A(+)2Н₂О - 4е → О₂⁰↑ + 4Н⁺

Na₂SO₄ +4H₂O →Н₂↑+2NaОН + О₂↑ + 2Н₂SO₄

Кількісно процеси електролізу визначаються законами, встановленими Майклом Фарадеєм

1. Маса речовин, яка окиснюється на аноді або відновлюється на катоді, пропорційна кількості електрики, що пройшла через розчин, і практично не залежить від інших факторів.

2. Кількості речовин, які окиснюються або відновлюються на електродах при пропусканні однієї і тієї ж самої кількості електрики, пропорційна їх хімічним еквівалентам.

3. Для виділення з розчину електроліту одного грам–еквівалента будь-якої речовини потрібно пропустити через розчин 96500 кулонів електрики.

де m_(x) – маса відновленої чи окисненої речовини (г);

Е – хімічний еквівалент відновленої чи окисненої речовини;

Q – кількість кулонів електрики, яка проходить через електроліт;

F – стала Фарадея (96500 Кл/моль).

Враховуючи, що кількість електрики Q дорівнює добутку сили струму І на час t в секундах, вище наведену формулу можна виразити так:

де m_(x) – маса відновленої чи окисненої речовини (г);

Е – хімічний еквівалент відновленої чи окисненої речовини;

I – сила струму, що пропускається, (А);

t – час електролізу (с);

F – стала Фарадея (96500 Кл/моль).

Еквівалент речовини (Х) ми можемо знайти за формулою:

Е – хімічний еквівалент відновленої чи окисненої речовини;

M_(x) – молярна маса;

n – число придбаних чи відданих в окисно-відновних реакціях електронів.

Виходячи з цієї формули, можна робити ряд розрахунків, зв'язаних із процесом електролізу, наприклад:

1. Обчислювати маси речовин, що виділяються чи розкладаються визначеною кількістю електрики;

2. Знаходити силу струму за масою речовини, що виділилася, і часу, витраченому на її виділення;

3. Установлювати, скільки часу буде потрібно для виділення визначеної кількості речовини при заданій силі струму.

Приклад 1

Скільки грамів міді виділиться на катоді при пропущенні через розчин купрум сульфату СuSO₄ струму силою 5 А протягом 10 хв.?

Розв'язання

Визначимо кількість минулої через розчин електрики:

Q = I ∙ t,

де I – сила струму в амперах;

t – час у секундах.

Q = 5A 600 с = 3000 Кл

Еквівалент міді (ат. маса 63,54) дорівнює 63,54:2 = 31,77. Отже, 96500 Кл виділяють 31,77 г міді. Шукана кількість міді:

m = (31,77 ∙ 3000) / 96500 » 0,98 г

Приклад 2

Скільки часу потрібно пропускати через розчин кислоти струм силою 10 А, щоб одержати 5,6 л водню (за н.у.)?

Розв'язання

Знаходимо кількість електрики, що повинна пройти через розчин, щоб з нього виділилося 5,6 л водню. Так як 1 г–екв. водню займає при н.у. об'єм 11,2 л, та шукана кількість електрики

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 Кл

Визначимо час проходження струму:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 з = 1 ч 20 хв 25 с

Приклад 3

При пропущенні струму через розчин срібної солі на катоді виділилося за 10 хв. 1 г срібла. Визначите силу струму.

Розв'язання

1 г–екв. срібла дорівнює 107,9 г. Для виділення 1 г срібла через розчин повинно пройти 96500 : 107,9 = 894 Кл. Звідси сила струму

I = 894 / (10 ∙ 60)» 1,5A

 Приклад 4

Знайти еквівалент олова, якщо при струмі 2,5 А з розчину SnCl₂ за 30 хв. виділяється 2,77 г олова.

Розв'язання

Кількість електрики, що пройшла через розчин за 30 хв.

Q = 2,5 30 60 = 4500 кулонів

Для виділення 1 г–екв. потрібно 96500 Кл, то еквівалент олова

 Е_Sn = (2,77 ∙ 96500) / 4500 = 59,4