Весь процесс электролиза происходит в кислой среде:

наряду с «объемными» ОВ-реакциями в растворе смеси на поверхностях электродов

протекают сопутствующие взаимодействия:

КАТОД: 2 H₂O_(ж) + 2 ē  H_2(г) + 2 OH^-_(aq)

возникает щелочная среда ,образующиеся ионы OH^- вступают в реакцию с Н⁺:

E^o_2Н⁺_/Н2 = 0 В  E^o_Н2О / _Н2,ОН^- = -0,83В

ЛЕГЧЕ протекает восстановления более сильного окислителя – Co³⁺: E^o_Co3+/Co2+ = +1,81B.

3. АНОД: 2 H₂O_(ж) - 4 ē  О_2(г) + 4 H⁺_(aq) ); E^o_{O2, H}⁺ / _Н2О = +1,23В

4. Затруднен процесс отвода продуктов прямого электролиза от анода в объем раствора:

УМЕНЬШИТЬ можно встряхиванием- перемешиванием, нагреванием … на водяной бане -

(при непрямом окислении полезно увеличить концентрацию МЕДИАТОРА и

повысить силу ТОКА )

5. Просто: по изменению цвета раствора:  розовый цвет – весь загрязнитель разложен до со2; еще можно вести электролиз смеси при сером цвете ее раствора.

6.

C₃H₈O₃ + 7 Co₂(SO₄)₃ + 3 H₂O = 14 CoSO₄ + 3 CO₂ + 7H₂SO₄

Со³⁺ + 1 ē  Со²⁺ E^o_Co3+/Co2+ = +1,81B

C₃H₈O₃ + 3 H₂O - 14 ē  3 СО₂ + 14 Н⁺ E^o_{CО2, Н+ / C3Н8О3, Н2О}  -0,2B

______________________________________________________________________________

C₃H₈O₃ + 3 H₂O + 14 Со³⁺  3 СО₂ + 14 Co²⁺ + 14 Н⁺

7.

Масса объема смеси в микроячейке «сосуда-электролизера»  10мл . 2/3 = 6,7мл  6,7г

( при плотности раствора  1г/мл ),

В двух каплях «загрязнителя»-глицерина ( С₃Н₈О₃ ) в этом «растворе» содержится его

Масса  1,22.10-3г,

Концентрация «загрязнителя» в водной смеси составляет:

1,22.10^-3г / 6,7г = 0,182. 10^-3 = 182.10^-6  182ppm

8. Пример расчетов:

М(C₃H₈O₃) = 92г/моль, М_э(C₃H₈O₃) = 92 / 14 = 6,57г/моль, М_э(CO₂) = 44 / 4 = 11г/моль

I = 1,6А, U = 3,6В

(наблюдаются газообразования вблизи поверхностей катода (2v H_2(г)) и анода (1v О_2(г)).)

τ = 33 . 60 = 1980с

Массу газообразного СО₂, образуемого в ходе «непрямого» электролиза, рассчитывать по закону Фарадея так:

m(CO₂) = М_э(CO₂) . I . τ / 96500 = 11 . 1,6 . 1980 / 96500 = 3,6 . 10^-1г

V(СО₂)_{опытная} = ( 22,4 / m(CO₂)_{опытная} ) . 44 = 0,18л

9. Метод фотоколориметрии : Со²⁺ - розовый раствор, Со³⁺ - «серый раствор»

Использовать данные эксперимента:

m(Со²⁺) =

Исходный раствор: 0,1МСо²⁺ в Н₂SO₄ содержит 5,89. 0,007 / 1 = 4,1 . 10^-2 г Со²⁺

Молярная концентрация Со²⁺ = 4,1 . 10^-2 / 58,9 = 0,007М

стр. 9.

1. В образовании на АНОДЕ рыхлого осадка Fe(ОН)_2(тв)$, легко переходящий в Fe(ОН)_3(тв)$ (E^o _{Fe(ОН)3 / Fe(ОН)2, ОН}^-  -0,56B), а далее в т.н.»ржавчину»  FeО(ОН)_(тв)$. На них и происходит сорбция органического загрязнителя.

2. Образующиеся на электродах газы Н_2­ и О₂#. Вторичной реакцией на АНОДЕ является:

О_2(г)# + 2 H₂O + 4 Fe(ОН)_2(тв)$  4 Fe(ОН)_3(тв)$

3. Образуется МИЦЕЛЛА – она захватывает поверхностью ГИДРОКСИДА любой краситель-загрязнитель из раствора, формируя на своей поверхности КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ:

( L-H )_{краситель} + FeО(ОН)_(тв)$  H₂O + [ FeO-L ]

4. В первом варианте при образовании комплексов между «поверхностными» катионами ЖЕЛЕЗА и ионными молекулами красителя возникает ХЕМОСОРБЦИЯ:

Feⁿ⁺ + nL^-  [ Fe-L ]

Во втором варианте комплекс образуется простым электростатическим притяжением ПОЛОЖИТЕЛЬНО или ОТРИЦАТЕЛЬНО заряженными ЦЕНТРАМИ гидратированных частиц рыхлого осадка ГИДРОКСИДА железа и противоположно заряженных частей молекул «загрязнителя» - это случай ФИЗИЧЕСКОЙ АДСОРБЦИИ.

5. Fe – анод ( растворимый ), на нем реально окисляется НАИБОЛЕЕ СИЛЬНЫЙ из восстановителей – тот, который имеет МЕНЬШЕЕ значение E^o.

Поэтому при растворении железного анода образуются Fe²⁺_(aq)., а не сразу Fe³⁺_(aq)., т.к.:

E^o_Fe2+/Fe = -0,440B  E^o_Fe3+/Fe = -0,036B

6. В кислой среде, возникающей у поверхности АНОДА, Fe²⁺_(aq) переходит в Fe³⁺_(aq) :

АНОД: Fe_(кр) - 2 ē Þ Fe²⁺_(aq)

«параллельный» окислительный процесс на электроде:

2 H₂O_(ж) - 4 ē Þ О_2(г)# + 4 H⁺_(aq)

E^o_{Н+, О2/Н2О} = +1,23B  E^o_Fe3+/Fe2+ = +0,770B

Реален вторичный процесс:

4 Fe²⁺ + 4 H⁺_(aq) + О_2(г) Þ 4 Fe³⁺ + 2 H₂O

7. Реакции, происходящие на электродах показывает изменением своего цвета ИНДИКАТОР – тимоловый синий:

Вблизи поверхности КАТОДА раствор становится СИНИЙ!

Вблизи поверхности АНОДА раствор становится ВСЕ БОЛЕЕ КРАСНЫМ!

8. На осях КАЛИБРОВОЧНОГО графика откладывают оптическую плотность поглощения и величину концентрации Н⁺ раствора.

стр. 18.

1. ХЕМОСОРБЦИЯ – это ПРОЧНОЕ образование соединений между СОРБЕНТОМ (почва) и ионами раствора:

NH_3(г) + H₂O = NH₄OH_{(слабое основание)}

СаО + СО₂ = СаСО₃

3С₂Н₂ (600^оС,активированный уголь) = С₆Н₆  реакция Зелинского Н.Д., 1911г.

A-B + C-D = [-A-B-C-D-]_{(активированный комплекс)} = A-C + B-D

2. ФИЗИЧЕСКАЯ АДСОРБЦИЯ – осуществляется за счет ОСТАТОЧНЫХ сил Ван-дер-Ваальсова взаимодействия между АДСОРБЕНТОМ и АДСОРБТИВОМ.

Ван-дер-Ваальсовы взаимодействия обусловлены наличием у реагирующих молекул ЭНЕРГИЙ трех видов: