Курс общей химии. Мингулина, Масленникова, Коровин_1990 -446с (996867), страница 52
Текст из файла (страница 52)
Электролизом расплавов соединений получают алюминий, магний, натрий, литий, бериллий и кальций, а также сплавы некоторых металлов. Электролиз используется для нанесения металлических покрытий на металлы и пластмассы (гальванические покрытия). При этом катодом служит обрабатываемое изделие, анодом— или металл покрытия, или нерастворимый электрод. На катоде происходит выделение металла покрытия: Ме"+ + пе — Ме, Электролиз в химической промышленности используется для получения многих ценных продуктов: водорода и кислорода из воды (для снижения омических потерь электролиз ведут в растворе )ч)аОН), хлора и щелочи из раствора МаС), фтора из расплава смеси )ч)аг и Нг, окислителей: пероксида водорода, перманганата калия, хлоратов, гипохлорита, хроматов и т.
п., некоторых органических веществ, например анилина из нитробензола. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Пркмер 1. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция по уравнению РЬОэ + 4Н+ + 2е РЬ'н' + 2Н О Стандартный потенциал равен 1,45 В.
Активность нана РЬ'" равна 0,1 рН10, т = 298 К. Р е щ е н и е. Потенциал окислительно-восстановительного электрода определяют по уравнению 2,3 ЯТ арьо а(!" Ерьоо рвы = Ерьоцрь" + ' 12 —,-л;— 2Р арьн ой,о Активности веществ в твердом виде и активность воды принимаются постоянными и входит в значение Е', поэтому уравнение для определения потенциала упрощаетсн: 2,3йТ а(г Ерьо.д ьн- = Ерьопрьы -1- — нТ вЂ” 1Е арь'- Подставляя числовые значения 12, Т и Р и преобразуя уравнение, получаем 4 ° 0,059 0,059 Ерьо,грь'" =- Е)'ьгьгрь'+ + 2 1еон' — '2 !корь" . Так как !Еан- = — рН, то уравнение приобретает вид Ер!,нырь - = Ерьопрь — 0,118рн — 0,0295!епрь +. Подставим данные нз условия задачи Ерьоырь' = 1 45 — 0 1!8 10 — О 0295(Е10 ' = 1 45 — 1,!8 + О 0295 = + О 30 В Пример 2.
Рассчитайте стандартную ЭДС элемента, в котором при 298 К протекает реакция по уравнению Нг + ~/нОг = НнО(ж), Ре шеи и е. Стандартная ЭДС элемента Е' определяется по уравнению Енын = — Абгннн/пд где пр — количество электричества, которое теоретически можно получить при электрохимическом превращении одного моля вещества; Р— постоянная Фарадея; Р— 96500 Кл/моль = 96 500 Дж/(В ° моль); Лотнн— стандартная энергия Гиббса реакции, равная н н н н Лпннв = Аб агино 2 Снзр о,— Сйзрнн 213 Нз табл.
1Ч.З находим значения Л63вв н,о ( — 237,4 /(ж/моль); стандартные энергнк Гиббса образования Нт и Оз равны О. Тогда Лбэ = — 237,4 — 0 — 0 = — 237,4 к((ж/моль. В соответствии с законом Фарадея при окислении 1 моль Нт через электрод протекает два фарадея электричества (96500 2 Кл), следовательно, 1,23 В. Пример 3. Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298 К установилось равновесие Еп+ 2АК+=Еп'++ 2АК, ог„.— — 0 01 моль,'л, ахкз =!О ' моль/л Напишите уравнения электродных реакций. Р е ш е н н е.
ЭДС элемента равна разности равновесных потенциалов положительного и отрицательного электродов. На основании табл. ЧП.) можно заключить, что положительным в элементе будет серебряный электрод, а отрицательным — цинковый. Реакции на электродах можно представить в виде: на катоде Ай" +е Арэ на аноде Еп — 2е =Еп + Потенциалы металлических электродов по уравнению Нернста равны 2,3)77 Емм+!Яе = Е2зм'уме + * (Доме"+ пр Подставляя в уравнение значение Е' (табл.
ЧП.1), и, Т и Т, получаем 0,059 Ехш 7х = — 0,76+ — '!8 1О ' = — 0,82 В, 2 0,059 Еда+так — — + 080 -! — '18!О ' = .1- 0,62 В Е = ЕХИ 7ХК вЂ” Еть" ттп = 1,44 В. Пример 4. Напишите уравнения электродных процессов, суммарную реакцию в элементе н рассчитайте при 298 К Э/(С элемента, один из электродов которого кислородный со стандартным давлением кислорода и рН 4, а второй— цинковый с ахам = 10 'моль/л.
Р е ш е н и е. Уравнение реакции, протекающей на кислородном электроде в кислой среде (рН 4), можно заянсать в виде От + 4Н+ + 4е 2НгО, Ф,тн,о = 1,23 В. Потенциал кислородного электрода равен 2 3((Т ро, 2,3НТ Ео,/н,о= ЕЬын,о+ ' 18 — '= Ео, н,о+ — 18)дзг — 0059рН. 4Т ай ' ' 4Т Подставляя в уравнение данные из условия задачи, получаем 0,059 Ео,7н,о = 1,23 + — '181 — 0,059 4 = 0,99 В. 4 Уравнение реакции, протекающей на цинковом электроде: Хп'э + 2е = Еп Потенциал цкнкового электрода по уравнению Нернста равен 2,3 НТ 0,059 Ехп"ухп = Ейп"7хп+ ' 18ахп*+ = — 0,76 + — ' — 4810 "= — 0,88 В. 2г" ' 2 Следовательно, цинковый электрод будет анодом, а кислородный -- катодом. Суммарная реакция в элементе описывается уравнением О + 22п 4- 4Н" 22п~+ + 2Н О Е = Еоын,о — Ег "(х« = 0,99 — ( — 0,88) = 1,87 В.
214 Пример 5. Определите массу цинка, которая выделится на катоде при алек. тролизе раствора сульфата цинка в течение 1 ч при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 50 » . Р е ш е н и е. Согласно закону Фарадея, т = М,/1/96 500, где гл — масса вещества, окисленного или восстановленного на ъчектроде. М, -- масса моля эквивалентов вещества; / — ток; 1 — продолжительность электролиза.
Масса моля эквивалентов цинка в Еп50, равна 65,38;2=32,69 г Подставив в уравнение закона Фарадея числовые значения М, (Хп), / и ! (3600 с), определим массу цинка, который должен выделиться: тх» = 32,69 26,8.3600/96 500 = 32,69 г. Так как выход по тону цинка составляет 50» , то практически на катоде выде.
лится цинка т»р —— 32,69 50/100 =!6,345 г. Пример 6. Рассчитайте ток при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода, измеренного при н.у. Р е ш е н и е. Согласно закону Фарадея, имеем / = пг -96 500/(М»1). Так как количество водорода дано в объемных единицах, то отношение гп/М, заменяем отношением )гн,/)г„,„»н„где )ги, — объем водорода, л; )г»»» г!, — объем моля эквивалентов водорода, л. Тогда / = !'из 96,500/1'. -.нг» Объем мола эквивалентов водорода (н.у.) равен половине моля молекул водо. рода )г„»„» н, = 22,4/2 = 11,2 л.
Подставив в приведенную формулу числовые значения, получим / = 1,4.96 500П(1 6025) = 2А. Пример 7. Сколько граммов едкого кали образовалось у катода при электролизе раствора К»50ь если на аноде выделилось 11,2 л кислорода, измеренного при н.уд Р е ш е н и е. Объем моля эквивалентов кислорода (н.у.) равен 22,4/4 = = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л кислорода составляет 2 моль эквивалентов. Столько же, т. е. 2 моль эквивалентов КОН, образовалось у катода или 56,11 2 = 112,22 г (56,11 г — масса 1 моль эквивалентов КОН). Пример 8.
Какие реаиции протекают на электродах при электролизе раствора сульфата цинка: а) с графитовым анодом; б) с цинковым анодом? Каи изменится количество цинка в растворе в обоих случаях, если через раствор пропускать ток силой 26,8 А в течение 1 ч? Выход по току цинка иа катоде 50 »гю на аноде 100 » ».
Р е ш е н и е. В водном растворе сульфата цинка протекают реакции дис. социации по уравнениям: 1 гп3О, —. гп'+ + 5О); Н О Нь+ ОН На катоде могут протекать реакции: Епьь + 2е ... 2п; Е2»'"/х» = — 0,76 В; 2Н» + 2е — Нг ' Е)з»/н, = 0,0 В. Стандартный потенциал цинкового электрода отрицательнее стандартного потенциала водородного электрода, поэтому можно ожидать выделения водорода иа катоде. Однако в нейтральном растворе потенциал водородного электрода отрицательнее стандартного и равен — 0,414 В.
Кроме того, поляризация водородного электрода больше, чем поляризация цинкового электрода, поэтому происходит одновременное выделение водорода и цинка. На выделение цииив и водброда тратится по 50 » » электричества. На цинковом аноде происходит только растворение цинка Еп — 2е — Лпз»', таи как потенциал выделении кис- 215 лорода из ионов ОН: 40Н вЂ” 4е Оз + 2НзО в нейтральной среде (Е)Ь, он- = +0,814 В) положктельнее потенциала цинкового электрода. а графитовом аноде будет выделяться кислород, так как ион 50зз в этих условиях не окисляется. Таким образом, в электролнзере с цинковым анодом иа катоде осаждается цинк и выделяется водород, а на аноде растворяется цинк. В электролизере с графнтовым электродом на катоде осаждается цинк н выделяетсн водород; на аноде выделяется кислород.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
