Відповідно до рівняння реакції складаємо пропорцію
ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ
Гідролізом солей називають реакцію обмінної взаємодії речовин з водою. Продукти гідролізу і рН розчинів гідролізованих солей визначаються природою катіонів та аніонів. У результаті цих процесів можуть утворюватися слабкі кислоти та основи, малорозчинні та леткі сполуки. Якщо продукти гідролізу − розчинні речовини, то гідроліз є оборотним процесом; у випадку утворення малорозчинних і летких сполук гідроліз необоротний.
Приклад 1. Визначити константу і ступінь гідролізу для 0,1 М розчину К3РО4. Константи дисоціації Н3РО4 відповідно дорівнюють: Кд1 = 7·10-3,
Кд2 = 6·10-8, Кд3 = 4·10-13.
Розв’язання
1. Рівняння гідролізу солі за першим ступенем:
а) рівняння дисоціації солі К3РО4 ↔ 3К+ + РО43-;
б) іонне рівняння гідролізу РО43− + НOH ↔ HРО42− + ОН−;
в) молекулярне рівняння гідролізу К3РО4 + Н2О ↔ К2НРО4 + КОН;
рН > 7; лужне середовище.
Гідроліз солі К3РО4 за першим ступенем пов’язаний з дисоціацією кислоти за третім ступенем (РО42− ↔ РО43− + Н+) та Кд3. Тому константа гідролізу
Кг = = 0,025,
де КW - іонний добуток води.
Ступінь гідролізу aг1= = 0,5 (50 %).
2. Гідроліз солі К3РО4 за другим ступенем відбувається за рівняннями:
НРО42− + НОН ↔ Н2РО4- + ОН-;
КНРО4 + Н2О ↔ К2НРО4 + КОН; рН > 7; лужне середовище.
Гідроліз солі К3РО4 за другим ступенем пов’язаний з дисоціацією кислоти за другим ступенем (Н2РО4- ↔ НРО42− + Н+). Константа гідролізу
Кг = = 1,67·10−7.
Ступінь гідролізу aг2 = = 1,84·10−3 (0,184 %).
Гідроліз солі К3РО4 за третім ступенем не відбувається, тому що гідроксид-іони взаємодіють з утвореною кислотою і перешкоджають утворенню кислоти.
Приклад 2.Гідроліз солі, яка утворена слабкою кислотою та слабкою основою.
Розв’язання
Гідроліз відбувається по катіону та аніону солі.
Наприклад, при гідролізі ферум (ІІІ) ацетату
Fe(CH3COO)3 + Н2О ↔ FeOH(CH3COO)2 + CH3COOH
відбуваються два процеси:
Fe+3 + Н2О ↔ FeOH2+ + H+;
CH3COO− + Н2О ↔ CH3COOH + ОH−.
Реакція розчину залежить від відносної сили кислоти та основи, які утворюють сіль. Якщо Ккисл ≈ Косн, то катіон та аніон гідролізуються в рівній мірі і рН розчину ≈ 7. Якщо Ккисл > Косн, то катіон солі гідролізується в більшій мірі, ніж аніон. Реакція розчину солі буде слабкокисла. Якщо Ккисл < Косн, то гідролізу більше підлягає аніон солі і реакція розчину буде слабколужною.
Задачі
501. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: (CH3COO)2Mg, NaHСO3, SnCl2. Визначити рН розчину.
502. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Li2SO3, CuCl2, (NH4)2S. Указати рН розчину.
503. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Na3AsO4, CoSO4, AlCl3. Указати рН розчину.
504. Які з солей: FeSO4, Na3PO4, NaHСO3, NaCl - при розчиненні у воді мають лужне середовище? Відповідь підтвердити рівняннями реакцій.
505. Визначити, які з наведених солей підлягають гідролізу: CoSO4, (NH4)2S, CH3COONa, Na2SO4. Указати рН розчину. Відповідь підтвердити рівнянням реакцій у молекулярній та іонній формах.
506. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Na3PO4, FeCl3, (NH4)2CO3. Указати рН розчину.
507. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Na3PO4, MgCl2, NH4Cl. Указати рН розчину.
508. Написати рівняння реакцій гідролізу солі KНCO3. Визначити константу гідролізу цієї солі, якщо Кд = 4,5·10−7. Розрахувати ступінь гідролізу в 0,1 М
розчині KНCO3.
509. Визначити, які з наведених солей: CuSO4, KNO3, Fe(CH3COO)3, Na2СO3 – підлягають гідролізу і чому. Написати молекулярні та іонні рівняння.
510. Указати рН розчину і написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Cs2CO3, Fe(CH3COO)3, Na2СO3, KNO3.
511. Константа дисоціації мурашиної кислоти НСООН дорівнює 1,77·10-4, а гідроксиду амонію − 1,77·10-5. Розрахувати константу та ступінь гідролізу НСООNН4 у 0,01 М розчині.
512. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: CuCl2, Ca(CH3COO)2, Pb(NO3)2. Указати рН розчинів.
513. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: К3PO4, KNO3, СuCl2, NH4CN. Указати рН розчинів.
514. Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: KHS, Al2(SO4)3, (NH4)2CO3. Указати рН розчинів.
515. Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння ступінчатого гідролізу солей: NiSO4, Na2S, Pb(NO3)2. Указати рН розчинів.
516. Які з солей підлягають гідролізу: Fe(CH3COO)3, СuCl2, Al2S3, Na2SO4? Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння реакцій. Вказати рН розчинів.
517. Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння ступінчатого гідролізу солей: Al2(SO4)3, Na2SO3, Na2HPO4. Указати рН розчинів.
518. Яка з солей у розчині гідролізується сильніше: Na2S або (NH4)2S? Відповідь підтвердити, розрахувавши константи гідролізу за першим ступенем. Кд (Н2S) = 3,6·10-13, Кд (NH4ОН) = 1,8·10-5.
519. Як змінюється ступінь гідролізу з підвищенням температури? Визначити ступінь гідролізу КСN у 0,001 н. розчині, Кд (НСN) = 4,9·10−10.
520. Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння гідролізу солей: KCN, Mg(NO3)2, NaHCO3. Указати рН розчинів.
521. Які з перелічених солей підлягають повному гідролізу: Fe2(SO4)3, Fe2S3, Na2S, Cr(CO3)3? Написати рівняння реакцій.
522. Як вплине на рівновагу гідролізу солі NH4Cl додавання HN4ОН? Розрахувати Кг (NН4Сl), якщо Кд(NH4ОН) = 1,8·10−5.
523. Написати в молекулярному та іонному вигляді рівняння гідролізу солей: CuCl2, Fe2(CO3)3, NaHCO3. Указати рН розчинів.
524. Написати рівняння реакцій гідролізу та указати рН розчинів наступних солей: NH4ClO3, HCOONa, Na2S, KNO3.
525. Скласти рівняння реакцій гідролізу солей: Fe(NO3)3, K2CO3, NaHS. Визначити константу і ступінь гідролізу солі K2CO3 (Ссолі = 0,1 моль/л;
Кд1 = 4,5·10−7, Кд2 = 6,0·10−11).
526. Яке середовище в розчині Na2S? Скласти молекулярне та іонне рівняння реакцій. Визначити константу і ступінь гідролізу солі, якщо Ссолі = 0,1 моль/л; Кд1 = 1,0·10−7, Кд2 = 2,5·10−13.
527. На основі рівнянь гідролізу солей вказати, в розчині якої солі середовище лужне: Zn(NO3)3, Li2SO3, KCl, CuCl2. Визначити константу і ступінь гідролізу солі, якщо Ссолі = 0,01 моль/л; константи дисоціації кислоти Кд1 = 1,6·10−2, Кд2 = 6,3·10−8.
528. В розчині якої солі найбільша концентрація іонів Н+: Zn(NO3)3, Na2SO4, NaCl, ZnCl2, Na2S? Скласти можливі молекулярні рівняння реакцій, які відбуваються. Визначити константу і ступінь гідролізу цієї солі, якщо
Ссолі = 0,1 моль/л; Кд1 = 2,04·10−8, Кд2 = 7,59·10−10.
529. Скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Sr(NO3)2, (NH4)2SO4, Na2HPO4, CsNO3. Визначити рН розчину солей.
530. Скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Cu(NO3)2, Na2SO4, K3PO4, (NH4)2S. Визначити рН розчину солей.
531. Який ступінь гідролізу натрій ацетату в 0,01 М розчині? Визначити рН цього розчину. Кд (СН3COОН) = 1,8·10−5.
532. Скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: KNO2, HCOONa, NaBr. Визначити константу і ступінь гідролізу в 0,1 М розчині НCOОNa, Кд (НCOОН) = 1,8·10−4.
533. Скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: NaClO3,
HCOONH4, NaClO. Визначити константу і ступінь гідролізу солі NaClO в 0,1 М розчині, Кд (НСlО) = 5,0·10−8.
534. Які з наведених солей підлягають гідролізу: NaClO4, (NH4)2SO4, Ba(CH3COO)2, CH3COOK, KI? Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей. Указати рН розчинів солей.
535. Скласти молекулярні та іонні рівняння гідролізу солей: Na2SO3, Na2HPO4, KI, NH4Cl, K2S. Визначити константу гідролізу солі NH4Cl. Визначити ступінь гідролізу солі в 0,1 М розчині NH4Cl і рН розчину, Кд(NН4ОН) = 1,8·10−5.
536. Скласти рівняння реакцій гідролізу солей: NaNO2, NaCl, (NH4)2SO4, CrCl3. Визначити константу і ступінь гідролізу солі NaNO2, якщо
Ссолі = 0,1 моль/л; Кд (НNО2) = 5,1·10−4.
537. Написати іонні рівняння першого ступеня гідролізу калій карбонату, натрій фосфату та амоній сульфату. В якому випадку ступінь гідролізу найбільший, в якому найменший?
538. Написати іонні та молекулярні рівняння всіх ступенів гідролізу солей: натрій сульфіду, алюміній ацетату, ферум (ІІ) сульфату. Чому ступінь гідролізу зменшується на кожному наступному ступені?
539. Визначити константу гідролізу, ступінь гідролізу та рН в 0,1 М розчинах СН3СООNа та KCN, якщо Кд(СН3СООН) = 1,8·10−5, Кд(НСN) = 5,1·10−4.
540. Визначити Кг, ступінь гідролізу та рН в 0,1 М розчинах амоній нітрату та амоній хлориду, якщо Кд (NН4ОH) = 1,8·10−5.
541. Визначити Кг, ступінь гідролізу та рН в 0,1 М розчині СН3СООNН4, якщо Кд (NH4OH) = 1,8·10−5, Кд (CH3COOH) = 1,8·10−5.
542. Визначити Кг, ступінь гідролізу та рН в 0,1 М розчині NН4CN, якщо
Кд (NH4OH) = 1,8·10−5, Кд (HCN) = 6,2·10−10.
543. Продуктом гідролізу яких солей будуть основні солі: Na3PO4, K2CO3, (HN4)2SO4, ZnCl2, Al2(SO4)3? Відповідь обґрунтуйте молекулярними та іонними рівняннями.
544. У розчинах яких солей рН > 7: Na2СO3, KСl, NH4Cl, Zn(NO3)3, Ca(CN)2? Відповідь обґрунтуйте молекулярними та іонними реакціями.
545. Яку реакцію середовища показують водні розчини амоній нітрату, калій нітрату, калій ціаніду, амоній ціаніду, амоній ацетату? Вказати причину і написати відповідні рівняння реакцій гідролізу солей.
546. Які з наведених солей підлягають гідролізу (ступінчатому, повному): Fe(NO3)3, Al2S3, NaCl, NaClO, K3PO4? Указати рН розчинів солей.
547. Порівняти гідроліз солей Zn(NO3)2 та Ca(NО3)2, якщо для першої солі
Кг = 6,3·10−7, а для другої солі Кг = 4,9·10−11. Скласти рівняння гідролізу та пояснити явище.
548. Які сульфати підлягають гідролізу: Li2SO4, CuSO4, Na2SO4, Fe2(SO4)3? Написати можливі рівняння, визначити рН. Які продукти утворюються при змішуванні розчинів Fe2(SO4)3 та Na2СO3? Написати рівняння реакцій.
549. Продуктом гідролізу яких солей будуть кислі солі: Na3PO4, K2CO3, (HN4)2SO4, ZnCl2, Al2(SO4)3? Відповідь обґрунтуйте молекулярними та іонними рівняннями.
550. Визначити Кг, ступінь гідролізу та рН в 0,1 М розчині СН3СООNа, якщо Кд (CH3COOH) = 1,8·10-5.
ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
У задачах № 551-600 згідно з табл.5 виконати наступні завдання.
1. У схемі реакції (1), користуючись методом електронного балансу, підібрати коефіцієнти, вказати окисник і відновник, записати повне молекулярне рівняння реакції. Розрахувати масу відновленої форми окисника, виходячи з умови, що маса відновника (г) чисельно дорівнює номеру задачі.
2. У схемі реакції (2), користуючись методом електронно-іонного балансу, підібрати коефіцієнти, вказати окисник і відновник, записати підсумкове рівняння балансу в іонній формі та повне молекулярне рівняння реакції.
3. У схемі реакції (3), використовуючи дані про стандартні окисно-відновні потенціали систем реагентів (див. табл.6Д), визначити окисник і відновник, указати продукти реакції, підібрати коефіцієнти, записати повне молекулярне рівняння реакції. Розрахувати значення електрорушійної сили Е і DG0реак окисно-відновного процесу.
Таблиця 5.Схеми окисно-відновних реакцій
| Номер задачі | Номер схеми реакції | Схеми реакцій |
| FeCl3 + HI ® FeCl2 + I2 + HCl NaBiO3 + HCl ® BiOCl + NaCl + Cl2 + H2O KMnO4 + HCl ® Cl2 + … | ||
| (NH4)2CrO4 ® Cr2O3 + NH3 + N2 + H2O Ag + H2SO4 ® Ag2SO4 + SO2 + H2O SO2 + HNO3 ® NO + … | ||
| NH3 + O2 ® H2O + N2 KMnO4 + KOH ® K2MnO4 + O2 + H2O KClO3 + HCl ® Cl2 + … | ||
| Fe + CO ® Fe3C + CO HClO4 + SO2 + H2O ® HCl + H2SO4 K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 ® … | ||
| ReS2 + O2 ® Re2O7 + SO2 H2S + HClO ® S + HCl + H2O Si + NaOH + H2O ® H2 + … | ||
| Bi2S3 + O2 ® Bi2O3 + SO2 KOH + Cl2 ® KClO3 + KCl + H2O H2S + HOCl ® … | ||
| TiO2 + C + Cl2 ® TiCl4 + CO PbS + H2O2 ® PbSO4 + H2O KNO2 + KMnO4 + KOH ® … | ||
| Н2S + І2 ® S + HI K2MnO4 + H2O ® KMnO4 + MnO2 + KOH FeSO4 + HNO2 + H2SO4 ® NO + … | ||
| Fe(OH)2 + O3 + H2O ® Fe(OH)3 CaH2 + H2O ® Ca(OH)2 + H2 As2S3 + HNO3 + H2O ® H3AsO4 + NO + … | ||
| H2S + O2 ® H2O + SO2 Na3[Cr(OH)6] + NaOH + PbO2 ® Na2CrO4 + + Na2[Pb(OH)4] + H2O Fe(OH)2 + NaBrO + H2O ® … | ||
| CO + MnО2 ® MnCO3 Mg + HNO3(розб) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O Zn + KClO3 + KOH + H2O ® K2[Zn(OH)4] + … | ||
| KClO3 ® KCl + KClO4 Sn + HNO3(розб) ® Sn(NO3)2 + N2O + H2O KNO3 + Al + KOH + H2O ® K[Al(CH)4] + NH4OH + … | ||
| KClO3 ® KCl + KClO4 Sn + HNO3(розб) ® Sn(NO3)2 + N2O + H2O KNO3 + Al + KOH + H2O ® K[Al(CH)4] + NH4OH + … | ||
| P + KClO3 ® P2O5 + KCl NaBrO3 + NaBr + H2SO4 ® Br2 + Na2SO4 + H2O Mn(OH)2 + Cl2 + KOH ® MnO2 + … | ||
| Ca3(PO4)2 + C + SiO2 ® CaSiO3 + P + CO CuI + H2SO4 + KMnO4 ®CuSO4 + I2 + MnSO4 + Н2SO4+H2O NaBrO3 + NaBr + H2SO4 ® Br2 + … | ||
| KMnO4 + C ® MnO2 + K2CO3 + CO2 Fe(NO3)2 + O2 + H2O ® Fe(NO3)2OH CrCl3 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + … | ||
| Ag + H2SO4 ® Ag2SO4 + SO2 + H2O H5IO6 ® I2O5 + O2 + H2O KMnO4 + SO2 + H2O ® … | ||
| MnCO3 + KClO3 ® MnO2 + KCl + CO2 K2Se + NaNO3 ® K2SeO4 + NaNO2 C2H2 + KMnO4 + H2SO4 ® H2C2O4 + … | ||
| Pb(NO3)2 ® PbO + N2 + O2 Ca3(PO4)2 + C + SiO2 ® Ca2SiO4 + P4 + CO NH3 + Br2 ® N2 + … | ||
| RhF6 + Cl2 ® RhF3 + ClF (NH4)2Cr2O7 ® Cr2O3 + N2 + H2O FeS + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + … | ||
| B(C2H5O)3 + O2 ® B(OH)3 + CO2 + H2O Fe2O3 + KNO3 + KOH ® K2Fe4 + KNO2 + H2O HI + H2SO4(конц) ® S + … | ||
| AgNO3 ® Ag + NO3 + O2 Cr2O3 + Na2CO3 + O2 ® Na2CrO4 + CO2 FeSO4 + Br2 + H2SO4 ® … | ||
| B + NaOH + O2 ® NaBO2 + H2O Cr2O3 + NaNO3 + NaOH ® Na2CrO4 + NaNO2 + H2O FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® … | ||
| NaH3 + Br2 ® Na2 + NH4Br ReCl6 + KOH ® KReO4 + ReO2 + KCl + H2O HIO3 + H2S ® … | ||
| Na2SO3 ® Na2S + Na2SO4 PbO2 + HNO3 + H2O2 ® Pb(NO3)2 + O2 + H2O (NH4)2S + K2CrO4 + KOH + H2O ® S + … | ||
| Br2 + SO2 + H2O ® HBr + H2SO4 KMnO4 + H2O2 ® MnO2 + O2 + H2O + KOH Na3[Cr(OH)6] + Cl2 + NaOH ® … | ||
| Cu + HNO3(розб) ® Cu(NO3)2 + NO + H2O FeSO4 + HNO3(конц) ® Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O Na2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 ® … | ||
| KI + Cl2 ® I2 + KCl H2O2 + KOH + MnSO4 ® MnO2 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + K2S + H2SO4 ® S + … | ||
| HMnO4 ® MnO2 + O2 + H2O I2 + Cl2 + H2O ® HIO3 + HCl CrCl3 + NaClO + NaOH ® … | ||
| I2 + Ba(OH)2 ® Ba(IO3)2 + BaI2 + H2O Na3[Cr(OH)6] + Na2O2 ® Na2CrO4 + NaOH + H2O Fe2(SO4)3 + KI ® … | ||
| KBrO ® KBrO3 + KBr PbS + H2O2 ® PbSO4 + H2O2 NaNO2 + Cl2 + NaOH ® … | ||
| PbS + O2 ® PbO + SO2 NaOCl + KI + H2SO4 ® I2 + NaCl + K2SO4 + H2O HNO2 + H2S ® … | ||
| Pb(NO3)2 ® PbO + NO + O2 Cr2O3 + KNO3 + KOH ® K2CrO4 + KNO2 + H2O PH3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3PO4 + … | ||
| Cl2 + KOH ® KOCl + KCl + H2O Fe(OH)2 + NO2 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O CuS + KMnO4 + H2SO4 ® … | ||
| H2S + HNO3 ® S + NO2 + H2O K2Cr2O7 + SnCl2 + KOH + H2O ® K3[Cr(OH)6] + Sn(OH)2Cl2 CuS + KClO3 ® … | ||
| FeCl3 + HI ® FeCl2 + HCl + I2 NaIO3 + NaI + H2SO4 ® I2 + Na2SO4 + H2O FeS + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + … | ||
| H2S + SO2 ® S + H2O Zn + KNO3 + KOH + H2O ® NH3 + K2[Zn(OH)4] Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O ® … | ||
| MnO2 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + H2O CuS + HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O NaHS + Br2 + H2O ® … | ||
| Br2 + KOH ® KBrO3 + KBr + H2O KNO2 + KI + H2SO4 ® NO + I2 + K2SO4 + H2O P + HNO3 + H2O ® NO + … | ||
| K2Mn4 + Cl2 ® KMn4 + KCl K2Cr2O7 + K2HPO3 + H2SO4 ®Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H3PO4 +H2O KI + H2SO4(конц) ® S + … | ||
| Co + HNO3(розб) ® Co(NO3)2 + N2 + H2O Na3AsO3 + I2 + NaHCO3 ® Na3AsO4 + NaI + CO2 + H2O H2S + HNO3 ® NO + … | ||
| AgNO3 + P + H2O ® Ag + HNO3 + H3PO4 Na2O2 + KMnO4 + H2SO4 ® Na2SO4 + MnSO4 + O2 + +K2SO4 + H2O Zn + KNO2 + KOH + H2O ® NO + … | ||
| FeCl3 + KI ® FeCl2 + I2 + KCl NaVO3 + Zn + H2SO4 ® VSO4 + ZnSO4 + Na2SO4 + H2O KNO2 + PbO2 + HCl ® PbCl2 + … | ||
| NaH3 + NaClO ® Na2H4 + NaCl + H2O NaVO3 + HCl + Pt ® H2PtCl6 + VOCl2 + NaCl + H2O HCl + K2Cr2O7 + HCl ® Cl2 + … | ||
| CH4 + O2 + NH3 ® HCN + H2O Mn(NO3)2 + KClO3 + H2O ® MnO2 + HNO3 + KCl KNO2 + KMnO4 + KOH ® … | ||
| I2 + HNO3 ® HIO3 + NO + H2O MnCl2 + NaClO + NaOH ® MnO2 + NaCl + H2O H3PO4 + KMnO4 + H2SO4 ® H3PO4 + … | ||
| Mn + HNO3 ® Mn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O MnSO4 + KMnO4 + H2O ® MnO2 + K2SO4 + H2SO4 Na3AsO3 + Cl2 + KOH ® Na3AsO4 + … | ||
| FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2 KMnO4 + K2S + H2O ® MnO2 + KOH + S FeSO4 + HNO2 + H2SO4 ® NO + … | ||
| PH3 + O2 ® H3PO4 NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 ® NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O CuS + HNO3 + HCl ® NO + … | ||
| Pb(NO3)2 ® Pb + N2 + O2 Co + HNO3(розб) ® Co(NO3)2 + N2 + H2O FeS + HNO3 ® NO2 + … |
Приклад. Для даних окисно-відновних реакцій:
1. MnCO3 + KClO3 ® MnO2 + KCl + CO2;
2. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + H2O + S + K2SO4;
3. KMnО4 + KBr + H2SO4 ® …
написати рівняння і зробити розрахунки відповідно до встановленого завдання.
Розв¢язання
Схема 1. Підбір коефіцієнтів у схемі реакції виконуємо методом електронного балансу, що складається з наступних етапів.
1. Записуємо формули реагентів і продуктів із зазначенням ступенів окиснення (СО) елементів, що входять до даних сполук; знаходимо елементи, що підвищують або знижують свої СО, і виписуємо їх окремо:
+2 +4 –2 +1 +5 –2 +4 –2 +1 –1 +4 –2
MnCO3 + KClO3 ® MnO2 + КCl + CO2;
Cl+5 ® Cl−1;
Mn+2 ® Mn+4.
2. Складаємо рівняння напівреакцій відновлення й окиснення, згідно з законами збереження числа атомів і зарядів у кожній напівреакції:
напівреакція відновлення Cl+5 + 6ē ® Cl-1;
напівреакція окиснення Mn+2 – 2ē ® Mn+4.
Очевидно, що MnCO3 - відновник, а KClО3 - окисник.
3. Підбираємо додаткові множники для рівнянь напівреакцій так, щоб закон збереження заряду виконувався для реакції в цілому; для цього число прийнятих електронів у напівреакції відновлення повинне бути рівним числу відданих електронів у напівреакції окиснення:
1 Cl+5 + 6ē ® Cl−
3 Mn+2 – 2ē ® Mn+4.
4. Визначаємо стехіометричні коефіцієнти в схемі реакції
3MnCO3 + KClО3 → 3MnО2 + KCl + CO2.
5. Зрівнюємо число атомів тих елементів, які не змінюють свого ступеня окиснення в процесі реакції, і одержуємо підсумкове рівняння реакції
3MnCO3 + KClО3 → 3MnО2 + KCl + 3CO2.
У результаті реакції окисник KClО3 відновився до KCl. Розраховуємо його масу з умови, що маса відновника (MnCO3) дорівнює 690 г (якщо вважати, що надана задача в збірнику розташована, наприклад, під № 690).
М(MnCO3) = 55 + 12 + 16·3 = 115 г/моль; М(KCl) = 39 + 35,5 = 74,5 г/моль.
1. n(MnCO3) - ?
ν(MnCO3) = = 6 молів.
2. ν(KCl) - ?
Відповідно до рівняння реакції складаємо пропорцію
3 молі MnCO3 утворюють 1 моль KCl
6 молів MnCO3 – ν моль KCl
ν(KCl) = 2 молі.
3. m(KCl) - ?
m(KCl) = ν(KCl)M(KCl) = 2·74,5 = 149 г.
Відповідь: m(KCl) = 149 г.
Схема 2. Для визначення коефіцієнтів у схемі окисно-відновної реакції, що відбувається у водному розчині за участю іонів, використовуємо метод електронно-іонного балансу, що складається з наступних етапів.
1. Записуємо схему реакції, де вказуємо вихідні речовини і продукти реакції, визначаємо окисник і відновник розрахунком ступенів окиснення окремих елементів (як у схемі 1):
+6 –2 +3 0
К2Cr2O7 + H2S + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + H2O + S + K2SO4;
Cr+6® Cr+3, тобто Cr2O72- - окисник; S−2 ® S0, H2S − відновник; H2SO4 - кисле середовище реакції.
2. Записуємо електронно-іонні напівреакції, де вказуємо не лише окисник або відновник у вигляді іонів або молекул, які реально існують у розчині, але й іони Н+ (кисле середовище), що беруть участь в окисному і відновному процесах; складаємо матеріальний та електронний баланси; визначаємо коефіцієнти в рівнянні поділенням найменшого загального кратного чисел відданих і прийнятих електронів на кількості електронів у напівреакціях:
напівреакція відновлення 1 Cr2O72- + 14H+ + 6ē ® 2Cr3+ + 7H2O
напівреакція окиснення 3 H2S – 2ē ® S + 2H+.
3. Записуємо сумарне іонне рівняння, підсумовуючи відповідно ліві й праві частини напівреакцій з визначенням коефіцієнтів у вихідному рівнянні:
Cr2O72− + 8H+ + 3H2S ® 2Cr3+ + 7H2O + 3S.
4. Складаємо повне молекулярне рівняння даної реакції
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O.
Схема 3. Складання рівняння окисно-відновних реакцій за наданою схемою, в якій не позначені продукти реакції, виконуємо методом електронно-іонного балансу на підставі значень стандартних окисно-відновних потенціалів у наступній послідовності.
1. Визначаємо ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин:
+1 +7 –2 +1 –1 +1 +6 –2
KMnO4 + KBr + H2SO4 ® ... .
На підставі цього визначаємо можливу хімічну функцію кожної з них. У даному випадку KMnО4 – окисник, тому що Манган має вищий ступінь окиснення, який дорівнює +7; KBr – відновник, тому що Бром має нижчий ступінь окиснення –1; H2SO4 забезпечує кисле середовище.
2. За табл.6Д знаходимо потенціали напівреакцій:
MnO4− + 8H+ + 5ē ↔ Mn2+ + 4H2O; j0 = 1,507 В;
Br2 + 2ē ↔ 2Br-; j0 = 1,06 B.
Із значень потенціалів випливає, що j0 MnO4-+ 8H+/Mn2++ 4H2O> j0 Br2/2Br-, звідси робимо висновок, що MnO4- - дійсно окисник, а Br- - відновник,
а також, що напівреакції мають такий напрямок:
напівреакція відновлення MnО4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O;
напівреакція окиснення 2Br- - 2ē → Br20.
3. Визначаємо коефіцієнти біля окисника і відновника в напівреакціях після поділення найменшого загального кратного чисел відданих та приєднаних електронів у напівреакціях:
2 MnО4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O
5 2Br- - 2ē → Br20.
4. Записуємо сумарне електронно-іонне рівняння, яке одержуємо при складанні відповідно лівих і правих частин напівреакцій з урахуванням визначених коефіцієнтів:
2 MnО4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O
5 2Br- - 2ē → Br20
2MnО4- + 16H+ + 10Br- → 2Mn2+ + 8H2O + 5Br2.
5. Записуємо підсумкове молекулярне рівняння з коефіцієнтами:
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O.
Розраховуємо для цього процесу значення Е, DG0реак. Для визначення електрорушійної сили процесу використовуємо значення стаціонарних
окисно-відновних потенціалів окисника і відновника:
E = j0окис - j0відн = j0MnО4-/Mn2+- j02Br-/Br2= 1,507 – 1,06 = 0,447 B.
Визначаємо ∆G0реак процесу:
∆G0 = -nFE = -10·96500·0,447 = -431355 Дж = -431,4 кДж.
Відповідь: Е = 0,447 В; ∆G0реак = -431,4 кДж.
13. ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ
Для розв’язування задач із цієї теми використовується рівняння Нернста, математичний вираз якого залежить від типу електрода. Так, для металевих електродів рівняння має вигляд
jМе+n|Ме= j0Ме+n|Ме+ 0,059 /nlgС(Ме+n).
Для газових електродів, наприклад для водневого, потенціал визначається за формулою j2Н+|Н2= -0,059рН.
При розрахунку гальванічного елемента слід дотримуватися наступної схеми:
1. Визначення електродних потенціалів згідно з рівнянням Нернста.
2. Визначення катода й анода.
3. Запис схеми гальванічного елемента.
4. Запис електродних процесів, визначення напрямку руху електронів.
5. Визначення електрорушійної сили (ЕРС) елемента за формулою
Е = jкат - jан. Слід пам’ятати, що це завжди позитивна величина, тому що
jкат > jан.
6. Розрахунок зміни енергії Гіббса та максимальної корисної роботи Аmax, можливої в цьому гальванічному елементі, за формулою
DG0 = -Аmax = -nEF, де n – число електронів, що беруть участь у реакції;
F – стала Фарадея (96500 Кл/моль); Е – ЕРС гальванічного елемента.
Приклад 1. Елемент складається з металевого цинку, зануреного в 0,1 М розчин цинк нітрату, та металевого свинцю, зануреного в 0,02 М розчин плюмбум нітрату. Визначити ЕРС елемента, написати рівняння електродних процесів, скласти схему елемента.
Розв’язання
1. jZn2+|Zn, jPb2+|Pb- ?
У табл.7Д знаходимо значення стандартних електродних потенціалів систем j0Zn2+|Znта j0Pb2+|Pbі розраховуємо потенціали окремих електродів за рівнянням Нернста:
j0Zn2+|Zn0= -0,76 B, j0Pb2+|Pb= -0,13 B;
jZn2+|Zn0= j0Zn2+|Zn0+ 0,059/2·lgС(Zn2+) = -0,76 + 0,059/2·lg0,1 = -0,76 +
+ 0,03(-1) = -0,79 В;
jPb2+|Pb= j0Pb2+|Pb+ 0,059/2·lgС(Pb2+) = -0,13 + 0,059/2·lg0,02 = -0,13 +
+ 0,03(-1,7) = -0,18 В.
2. Визначення катода й анода:
-0,79 В -0,18 В
А К
3. Схема гальванічного елемента:
(-)Zn|Zn(NO3)2, 0,1 М||Pb(NO3)2, 0,02 М|Pb(+).
4. Електродні процеси:
А: Zn0 - 2ē ® Zn2+,
на цинковому електроді відбувається процес окиснення цинку;
К: Pb2+ + 2ē ® Pb0,
на свинцевому електроді відбувається відновлення свинцю.
5. ЕРС - ?
Е = jPb2+|Pb- j0Zn2+|Zn0= -0,13 – (-0,73) = 0,63 В.
Відповідь: ЕРС елемента дорівнює 0,63 В.
Приклад 2. Користуючись значеннями стандартних електродних потенціалів, визначити, чи можливо в гальванічному елементі здійснити реакцію
Fe0 + Cd2+ « Fe2+ + Cd0; j0Cd2+|Cd0= -0,4 В, j0Fe2+|Fe0= -0,44 В.
Розв’язання
1.Схема гальванічного елемента.
У гальванічному елементі на аноді відбувається окиснення, на катоді - відновлення, тому залізо буде анодом, а кадмій - катодом. Електродні реакції та схема гальванічного елемента будуть такими:
А: Fe0 - 2ē ® Fe2+ (Fe0 - відновник); К: Cd2+ + 2ē ® Cd0 (Cd2+ - окисник);
(-)Fe|Fe2+||Cd2+|Cd(+).
2. ЕРС - ?
E = j0окис - j0відн = j0Cd2+|Cd0 - j0Fe2+|Fe0 = -0,40 – (-0,44) = 0,04 B.
3. DG0 - ?
Зміна енергії Гіббса DG0 та ЕРС елемента пов`язані співвідношенням
DG0 = -nEF; DG0 = -2·96500·0,04 = -7720 Дж.
Відповідь: DG0 < 0, тому реакцію можна здійснити в гальванічному елементі.
Задачі
601. Скласти схеми гальванічних елементів, в одному з яких мідь є анодом, а в другому - катодом. Написати рівняння реакцій, які відбуваються на електродах при роботі цих гальванічних елементів, та розрахувати ЕРС, використовуючи стандартні значення потенціалів.
602. Гальванічний елемент складається зі срібного електрода, зануреного в
1 M розчин AgNО3, та стандартного водневого електрода. Визначити його ЕРС. Написати електродні реакції та сумарну реакцію, які відбуваються в гальванічному елементі.
603. Розрахувати електродний потенціал цинку в розчині ZnCІ2 з концентрацією іонів Zn+2 7·10-2 моль/л. Які з металів можна використати як аноди при створенні гальванічного елемента?
604. Розрахувати ЕРС мідно-кадмієвого гальванічного елемента, у якому концентрація іонів кадмію складає 0,8 моль/л, а іонів міді – 0,01 моль/л.
605. Скласти схему, написати рівняння електродних процесів і розрахувати ЕРС гальванічного елемента, який складається з пластин кадмію та цинку, занурених у 0,01 M розчини своїх солей.
606. Гальванічний елемент складається із стандартного водневого та хромового електродів, занурених у розчин з концентрацією іонів Cr+3 2 моль/л. Визначити катод і анод, скласти схему і записати електродні реакції та сумарну реакцію, розрахувати ЕРС цього елемента.
607. Який гальванічний елемент називається концентраційним? Скласти схему, написати рівняння електродних процесів та розрахувати ЕРС гальванічного елемента, який складається зі срібних електродів, занурених у 0,01 M та 1 М розчини солей Аргентуму.
608. Записати реакції, які відбуваються на окремих електродах, та сумарну реакцію у гальванічному елементі, який складається з металевого цинку, зануреного в 0,1 М розчин цинк нітрату, та металевого свинцю, зануреного в 0,02 М розчин плюмбум нітрату. Визначити ЕРС та DG0 елемента.
609. ЕРС елемента, який складається із мідного та свинцевого електродів, занурених в 1 M розчини цих металів, складає 0,47 В. Чи зміниться ЕРС, коли розчини стануть 0,001 М? Відповідь обґрунтувати розрахунком ЕРС.
610. Розрахувати ЕРС концентраційного гальванічного елемента, який складається з двох цинкових електродів і розчинів ZnSО4 з концентраціями
0,1 та 0,01 моль/л відповідно. В якому напрямку будуть рухатись електрони у зовнішньому колі під час роботи цього гальванічного елемента?
611. Складено гальванічний елемент: (-)Zn|ZnSO4||CdSO4|Cd(+). Розрахувати його ЕРС при концентрації цинк сульфату 2 М та концентрації кадмій сульфату 0,2 М. Як зміниться його ЕРС, якщо в розчин кадмій сульфату додати сульфід-іони?
612. Чи можливе розчинення олова в 1 М розчині хлоридної кислоти, якщо
j0Sn+2|Sn0= -0,14 В, j02Н+|Н20= 0,00 В?
613. Записати схему гальванічного елемента, який складається із цинкового та залізного електродів, занурених у розчини своїх солей. Написати рівняння електродних процесів та розрахувати ЕРС і DG0 елемента, використавши значення стаціонарних потенціалів.
614. Гальванічний елемент складається із залізної та срібної пластин, занурених у розчини їх солей 0,005 М концентрації. Скласти схему цього гальванічного елемента і написати рівняння процесів, які відбуваються на аноді та катоді. Розрахувати ЕРС і DG0 елемента.
615. Чому дорівнює потенціал водневого електрода при pH = 1, pH = 7,
pH = 10? Скласти гальванічні елементи з водневих електродів. Як називаються такі гальванічні елементи?
616. Скласти схему, написати рівняння електродних процесів та розрахувати ЕРС гальванічного елемента, створеного з пластин нікелю та магнію, занурених у розчини своїх солей з концентрацією 0,1 М.
617. Розрахувати ЕРС срібно-кадмієвого гальванічного елемента, в якому концентрація іонів кадмію складає 0,05 моль/л, а іонів срібла – 0,1 моль/л.
618. Скласти схему двох гальванічних елементів, в одному з яких нікель є катодом, а в другому – анодом. Написати для кожного з них електродні рівняння реакцій, розрахувати ЕРС, використавши значення стандартних потенціалів.
619. Потенціал срібного електрода в розчині AgNО3 складає 95 % від значення його стандартного потенціалу. Чому дорівнює концентрація іонів Ag+?
620. Розрахувати константу рівноваги реакції, яка відбувається у гальванічному елементі (-)Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu(+), використавши стандартні значення потенціалів.
621. Гальванічний елемент складається із двох водневих електродів, один з яких стандартний. В який з перелічених розчинів слід занурити другий електрод, щоб одержати найбільшу ЕРС: 0,1 M HCl; 0,01 M HCl; 0,001 M HCl?
622. Визначити ЕРС гальванічного елемента, схема якого
(-)Ag|Ag, 0,01 M||Ag, 0,1 M|Ag(+). В якому напрямку будуть рухатись електро-ни в зовнішньому колі при роботі цього гальванічного елемента?
623. Гальванічний елемент складається із срібного й водневого стандартних електродів. Навести схему цього гальванічного елемента, записати рівняння електродних процесів і сумарної реакції та розрахувати зміну енергії Гіббса під час його роботи.
624. Записати схему і рівняння електродних процесів, розрахувати ЕРС гальванічного елемента, складеного із свинцевої та магнієвої пластин, занурених у розчини своїх солей. Концентрація іонів магнію і свинцю в розчинах дорівнює 0,1 M.
625. Розрахувати потенціали металів Fe, Pb та Cu, які знаходяться в розчинах своїх солей з відповідними концентраціями (моль/л): 0,01; 0,5; 0,005.
626. Водневий електрод занурений у розчин з pH = 0. Як зміниться потенціал електрода, якщо розчин нейтралізувати до pH = 7? Розрахувати ЕРС елемента, складеного з таких електродів.
627. Розрахувати ЕРС гальванічного елемента, в якому відбувається реакція Cr0 + Fe+3 ® Cr+3 + Fe0. Про що свідчить знак ЕРС цієї реакції? Розрахувати зміну енергії Гіббса за стандартних умов. j0Cr3+|Cr0= -0,744 В, j0Fe3+|Fe0= -0,36 В.
628. Потенціал манганового електрода jMn2+|Mn0, зануреного у розчин своєї солі, становив -1,1 В. Розрахувати молярну концентрацію розчину.
629. Розрахувати ЕРС і знайти максимально корисну роботу, яка відбувається у гальванічному елементі (-)Zn|Zn+2||Ni+2|Ni(+). В якому напрямку будуть рухатись електрони в зовнішньому колі елемента? Умови стандартні.
630. Скласти схему гальванічного елемента, в основі якого лежить реакція за схемою Ni + Pb(NO3)2 ® Ni(NO3)2 + Pb. Написати електронні рівняння анодного й катодного процесів. Розрахувати ЕРС цього елемента, якщо С(Ni+2) = 0,01 М; C(Pb+2) = 1 М.
631. Значення стандартних потенціалів j0Zn2+|Znі j0Cd2+|Cd0відповідно становлять -0,76 В та –0,40 В. Яка реакція відбувається самовільно в цьому гальванічному елементі? Розрахувати ЕРС і зміну енергії Гіббса.
632. Які процеси відбуваються на електродах мідного концентраційного гальванічного елемента, якщо концентрації катіонів Сu+2 в електролітах відповідно складають 1 моль/л та 10–3 моль/л? У якому напрямку рухаються електрони в зовнішньому колі? Відповідь підтвердити розрахунками ЕРС та
DG0 цього кола.
633. Розрахувати ЕРС та максимально корисну роботу, що виконується гальванічним елементом (-)Pb|Pb+2, 0,01 М || Cu+2, 0,1 М|Cu(+).
634. При якій концентрації іонів Рt+2 (моль/л) потенціал платинового електрода буде менший на 0,01 В, ніж його стандартний потенціал?
635. Написати схему концентраційного гальванічного елемента, складеного з цинкових електродів. Концентрація іонів цинку в розчинах дорівнює відповідно 0,1 та 0,5 моль/л. Розрахувати ЕРС і максимально корисну роботу, яку виконує цей гальванічний елемент.
636. В якому напрямку будуть рухатись електрони в зовнішньому колі наступних гальванічних елементів: а) Mg|Mg+2||Pd+2|Pb; б) Pb|Pb+2||Cu+2|Cu;
в) Cu|Cu+2||Ag+|Ag, якщо всі розчини електролітів одномолярні? Розрахувати ЕРС цих елементів.
637. Розрахувати потенціал мідного електрода в розчині Сu(NО3)2 з концентрацією іонів Сu+2 0,12 моль/л. Скласти з цього та стандартного мідного електрода гальванічний елемент і розрахувати його DG0. Яку назву має такий гальванічний елемент?
638. ЕРС гальванічного елемента, складеного з двох водневих електродів, дорівнює 0,272 В. Чому дорівнює рН розчину, в який занурено анод, якщо катод занурено в розчин з рН = 3?
639. Розрахувати потенціал водневого електрода в розведених розчинах кислот: а) 0,01 М НСlО; б) 0,05 М НСІ; в) 0,01%-й НClO4.
640. ЕРС гальванічного елемента, утвореного нікелем, зануреним у розчин своєї солі з концентрацією іонів Ni+2 0,001 моль/л, та сріблом, зануреним у розчин своєї солі, дорівнює 1,108 В. Визначити концентрацію іонів Аg+ у розчині.
641. Обчислити концентрацію іонів Н+ у розчині, в якому потенціал водневого електрода дорівнює -236 мВ. Чому дорівнюють ЕРС і DG0 гальванічного елемента, складеного цим електродом та залізним електродом за стандартних умов?
642. Виходячи з величин стандартних електродних потенціалів, розрахувати для температури 298 К константи рівноваги наступних реакцій:
а) Zn + Н2SО4 « ZnSO4 + Н2; б) Сu + 2АgNО3 « Сu(NО3)2 + 2Ag.
643. Як зміниться концентрація водневих іонів при зменшенні потенціалу водневого електрода від 0 до -100 мВ?
644. Виходячи з величин стандартних окисно-відновних потенціалів та зна-чень DG0, визначити, як буде діяти гальванічний елемент, у якому на електродах відбуваються процеси: Нg0 - 2ē ® Нg+2;
РbО2 + 4Н + + 2ē ® Рb+2 + 2Н2О.
645. Обчислити рН розчину, в якому потенціал водневих електродів дорівнює: -201 мВ; -431 мВ; -183 мВ; -413 мВ.
646. Визначити ЕРС гальванічного кола та написати схеми електродних процесів і сумарну реакцію, яка відбувається в цьому джерелі електрики:
(-)Zn|Zn+2, 0,01М||2Н+(рН = 2)|Н2(Pt)(+).
647. При якій молярній концентрації Sn+2 потенціал олов’яного електрода дорівнює стандартному потенціалу водневого електрода?
648. Концентраційне гальванічне коло складено магнієвими електродами, зануреними в розчини МgСl2 з різною концентрацією. Визначити концентрацію одного з електродів, якщо концентрація другого дорівнює 2 М, а ЕРС створеного кола 0,103 В.
649. Розрахувати ЕРС гальванічного елемента (-)Mn|Mn2+||Ni2+|Ni(+), якщо електроди, що його утворили, занурені в розчини солей з концентрацією
0,1 моль/л.
650. Скласти схеми та розрахувати ЕРС гальванічних елементів, що утворені металевими електродами і стандартним електродом. Визначити в кожному випадку знак заряду електрода та записати рівняння електродних процесів:
а) Ag+|Ag, [Ag+] = 0,5 моль/л; б) Co2+|Co, [Co2+] = 0,063 моль/л;
в) Pb2+|Pb, [Pb2+] = 1,26моль/л.
ЕЛЕКТРОЛІЗ
При розв’язуванні задач теми “Електроліз” треба добре розуміти процеси, які відбуваються на електродах при проходженні електричного струму, а в кількісних розрахунках користуватися законами Фарадея.
На катодах спочатку відновлюються катіони з більшим значенням електродного потенціалу. На анодах спочатку окиснюються іони з меншим значенням потенціалу.
Процеси на катодах. При електролізі кислот, солей та основ на катодах відновлюються катіони металів і водню (з води або кислот) за наведеними нижче правилами.
1. Метали, які стоять у ряді напруг після водню, завжди відновлюються з водних розчинів і розплавів у порядку зменшення їх потенціалів:
Сu2+ + 2ē ® Cu0; j0Сu2+|Сu0= +0,34 В.
2. Метали, які стоять у ряді напруг до алюмінію включно, відновлюються тільки з розплавів:
Na+ + 1ē ® Na0; j0Na+|Na0= -2,70 В.
З водних розчинів замість цих металів відновлюється водень, тому що їх потенціал значно менший за потенціал відновлення водню:
2Н2О + 2ē ® Н2 + 2ОН-; j2Н+|Н20= -0,83 В.
У кислих середовищах (при рН = 1...7) 2Н+ + 2ē ® Н2; j2Н+|Н20= 0,00...-0,41 В.
3. Метали, які стоять у ряді напруг після алюмінію до водню, теоретично можуть відновлюватися на катоді разом з воднем. У більшості випадків реакцію відновлення водню можна довести до мінімуму збільшенням перенапруги процесу відновлення іонів водню, тому практично відновлюються тільки метали:
Fe2+ + 2ē ® Fe0; j0Fe2+|Fe0 = -0,44 В.
Процеси на анодах відбуваються згідно з наступними правилами:
1. Розчинні аноди завжди розчинюються з утворенням відповідних катіонів:
Zn0 - 2ē ® Zn2+.
2. На нерозчинних анодах відбувається процес окиснення компонентів електроліту згідно зі значеннями потенціалів реакцій:
а) якщо в електроліті є аніони безкисневих кислот, вони окиснюються в першу чергу (крім іонів F–):
2Cl– - 2ē ® Cl2; j0СІ2|2СІ-= 1,52 В;
2І– - 2ē ® І2; j0І2|2І– = 0,53 В;
б) якщо в розчині є іони кисневмісних кислот, то вони не окиснюються на аноді внаслідок великого значення їх електродних потенціалів; замість них на аноді окиснюються молекули води з виділенням кисню:
2SO42– - 2ē ® S2O82–; j0S2O82– |2SO42–= 2,01 В;
2H2O - 4ē ® O2 + 4H+; j0O2+ 4H+|2H2O= 1,68 В;
в) у випадку лужного середовища (наявність іонів ОН–) відбувається реакція окиснення гідроксид-іонів:
4ОН– - 4ē ® О2 + 2Н2О; j0O2+ 2Н2О|4ОН-= 0,4 В.
Закони Фарадея можна записати у такому вигляді:
m = kQ (І закон), m = MEIt/F (ІІ закон),
де m – маса електрохімічно перетвореної речовини, г; k – електрохімічний еквівалент перетвореної речовини, k = ME/F, г/К; Q – кількість електрики, Кл;
ME -маса еквівалента речовини, г/моль; ME = M(реч)/n, де n - кількість електронів у електродній реакції, M(реч) - молярна маса перетвореної речовини, г/моль; I - сила струму, А; t - час електролізу (с, год); F - число Фарадея (96500 Кл/моль, якщо час виражений у с; 26,8 А·год/моль, якщо час виражений у год).
Приклад 1. Електроліз розплаву NaCl (склад електроліту: Na+, Сl-):
А: 2Сl– - 2ē ® Cl2
K: Na+ + 1ē ® Na0
Сумарний процес: 2Сl– + Na+ електроліз Na0 + Cl2.
Приклад 2. Електроліз розчину КCl (склад електроліту: Н2О, К+, Сl–):
К: 2Н2О - 2ē ® Н2 + 2ОН–;
на аноді можливі два процеси:
А: 2Н2О - 4ē ® О2 + 4Н+; jO2+ 4H+|2H2O= 1,68 В;
А: 2Cl– - 2ē ® Cl2; jСІ2|2СІ–= 1,52 В.
У даному