диссоциации электролита, присутствуют молекулы воды, способные подвергаться электрохимическому окислению-восстановлению.
Таким образом, при электролизе водных растворов электролитов электродные процессы осложняются за счет конкуренции между ионами электролита и молекулами воды. В первую очередь идет тот процесс окисления или восстановления на электроде, который требует минимума энергии.
1.2.1 Последовательность процессов восстановления на катоде. На катоде протекает реакция восстановления, т.е. прием электронов окислителем, поэтому на катоде в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители, которым отвечает наибольшее значение положительного потенциала.
Для катодного восстановления при электролизе водного раствора
электролита, с учетом перенапряжения, все катионы металлов можно разделить на три группы (таблица 1):
1) катионы металлов, находящихся в ряду напряжений от начала ряда и до алюминия включительно, стандартный электродный потенциал которых ниже потенциала разложения воды (Е(H + /H2) = – 0,059рН). В данном случае восстанавливаются не ионы металла, а молекулы воды с выделением водорода:
Раствор Серебрильный (модификатор) химической металлизации
2Н2О +2е – → Н2↑ + 2ОН – при рН ≥ 7;
2) катионы металлов со средними значениями стандартных электродных потенциалов, стоящих в ряду напряжений между алюминием и водородом. Преимущественным процессом в этом случае будет разряд ионов металлов:
но часть электричества будет расходоваться на выделение водорода:
3) катионы металлов с положительными значениями стандартных электродных потенциалов, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода. При этом восстанавливаются только катионы металлов.
1.2.2 Процессы окисления на аноде. На аноде протекает процесс окисления, т. е. отдача электронов восстановителем. Поэтому первоначально и преимущественно протекает тот процесс, который характеризуется наиболее низким значением величины электродного потенциала, т. е. самый сильный восстановитель.
Анодный процесс зависит от материала анода. На аноде при электролизе водных растворов могут протекать следующие процессы:
- окисление (растворение) металла:
- окисление ОН – – ионов или воды:
- анион образован элементом в высшей степени окисления (NO3 – ,PO4 3– , MnO4 – ,ClO4 – ) и не может окисляться;
- анион может окисляться (SO4 2– ,F¯), но для этого требуется значение электродного потенциала большее, чем 1,6–1,7 В. В этих случаях на аноде происходит разрядка воды с выделением кислорода.
Источник: studfile.net
Нитрат серебра какой электролит
Задание 7. К сильным электролитам относится каждое из двух веществ:
1) NaOH и С2Н5ОН
2) Са(ОН)2 и Н2СO3
3) AgNO3 и Ва(ОН)2
Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией.
Электролитами называются вещества, молекулы которых в определенных условиях распадаются на ионы.
Разные Селитры для Азотной кислоты и Какую нельзя использовать! Опасно!
Для количественной оценки процесса диссоциации важное значение имеют степень диссоциации (α) и константа диссоциации (Кд).
Степень диссоциации – отношение числа молекул. Распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита, введенного в раствор:
По степени диссоциации в растворах с молярной концентрацией эквивалента равной 0,1 моль/л, все электролиты делятся на сильные и слабые.
Если степень диссоциации электролита больше 30%, электролит считается сильным, меньше 3% — слабым, 30-3 % — средней силы.
В растворах сильные электролиты полностью распадаются на ионы.
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, ступенчато и продукты определяются, как правило, первой ступенью.
Сильные электролиты: а) почти все соли; б) кислоты: НГ, НС1О4, НNО3, Н2SО4 и т. д. в) основания: S-элементов, кроме Ве(ОН)2 и Мg(ОН)2
Слабые электролиты: а) кислоты: НСlО, НС1О2, НNО2, Н2SО3, Н2S и т.д.; г) основания: р- и d-элементов, NН4ОН. (см. таблицу «Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25 оС»).
Деление на сильные и слабые электролиты условный характер. Степень диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного электролита, концентрации и других факторов.
1) NaOH и С2Н5ОН. Гидроксид натрия – сильный электролит:
Этиловый спирт – неэлектролит.
2) Са(ОН)2 и Н2СO3. Гидроксид кальция – сильный электролит:
Угольная кислота – слабая кислота:
3) AgNO3 и Ва(ОН)2. Нитрат серебра – соль, сильный электролит:
а гидроксид бария – сильное основание:
4) AlCl3 и H2S. Хлорид алюминия – соль, сильный электролит:
а сероводородная кислота – слабый электролит:
Источник: self-edu.ru
Химик.ПРО – решение задач по химии бесплатно
Электролиз раствора соли нитрата серебра (AgNO3):
Катионы металла (Ag + ), имеющие большое значение ϕ0 при электролизе полностью восстанавливаются. Следовательно:
(-) К: Ag + + e — = Ag 0 ;
Анион NO3 — неокисляем. Суммарное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO3):
Итак, в ходе электролиза раствора соли нитрата серебра на инертных электродах будут выделяться серебро (на катоде) и кислород (на аноде).
Найдем массу серебра, полученного на катоде согласно закону Фарадея. Закон Фарадея выражается следующей формулой:
m — масса образовавшегося на электродах или подвергшегося превращению вещества, г;
Мэ — его эквивалентная масса, г/ моль;
I — сила тока, А (ампер);
F — число Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
Учитывая, что эквивалентная масса серебра (Ag + ) равна 108 г/моль (смотри таблицу Менделеева), следовательно, его эквивалентная масса равна 108 г/моль, получаем:
m (Ag) = 108 ⋅ 2 ⋅ 1200 /96500 = 2,69 (г).
II закон Фарадея. При прохождении одинакового количества электричества через растворы (расплавы) различных электролитов массы (объемы) выделяющихся веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).
Так как масса серебра равна 2,69 г; Vэ(O2) = 5,6 л/моль; Э (Ag) = M (Ag) / n = 108 /1 = 108 г/моль (n -количество электронов, принимающих участие в анодном процессе).
V (O2) = 2,69 ⋅ 5,6 /108 = 0,14 (л)
Ответ:
масса серебра 2,69 грамма,
объем кислорода 0,14 литра.
При замене инертного анода на серебряный, на аноде становится возможным протекание еще одного окислительного процесса — растворение серебра, из которого сделан анод:
(+) А: Ag 0 — e — = Ag +
Этот процесс характеризуется более низким значение потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе раствора соли нитрата серебра (AgNO3) с серебряным анодом на аноде происходит реакция окисления серебра (Ag), а в анодном пространстве будет накапливаться AgNO3.
Суммарная электродная реакция выразится уравнением в ионном виде:
Ag 0 + Ag + = Ag + + Ag 0
Так как ионы сокращаются, то составить молекулярное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO3) невозможно. Это означает, что электролиз раствора соли нитрата серебра (AgNO3) с анодом из серебра (Ag) сводится к переносу серебра с анода на катод.
Источник: himik.pro