Электролиз расплавов и растворов

Электролиз расплавов электролитов

Схема записи электролиза расплава электролита:

KtAn Ktn+ + Anm–

Катод– | Ktn+ + bē → B| b | c

Анод+ | Anm– – cē → C| c | b

cKtn+ + bAnm– → cB + bC0­ (ионное уравнение)

KtAn → cB + bC0­ (молекулярное уравнение)

Пример 1. Составьте уравнения и опишите процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава хлорида магния.

MgCl2  Mg2+ + 2Cl–

Катод– | Mg2+ + 2ē → Mg| 2 | 1

Анод+ | 2Cl– – 2ē → Cl2| 2 | 1

Mg2+ + 2Cl– → Mg + Cl2

MgCl→ Mg + Cl2

Пример 2. Составьте уравнения и опишите процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава гидроксида железа (II).

Fe(OH)2  Fe2+ + 3OH–

Катод– | Fe2+ + 2ē → Fe| 2 | 4 | 2

Анод+ | 4OH– – 4ē → 2H2O + O2| 4 | 2 | 1

2Fe2+ +4OH– → 2Fe+ 2H2O + O2

Fe(OH)→ 2Fe+ 2H2O + O2

Электролиз растворов отличается от электролиза расплавов электролитов наличием молекул воды, которые также могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях электролиза. Вследствие своей биполярности молекулы воды ориентируются как у катода, так и у анода (диссоциации молекул на ионы практически не происходит). Процессы, происходящие с молекулами воды можно выразить следующими уравнениями:

Катод– | Н2О + 2ē → Н2 + 2ОН–

Анод+ | 2Н2О – 4ē → О2 + 4Н+

В виду одновременного присутствия в растворах около электродов ионов электролита и молекул воды, они будут конкурировать между собой:

Катод– | Н2О Ktn+

Анод+ | 2Н2О Anm–

То, какая из частиц восстановиться на катоде (вода или катион) или окислиться на аноде (вода или анион), определяется при сравнении величин их электродного потенциала.

На катоде восстанавливается частица, имеющая наиболее положительный потенциал, а другая частица остается в растворе без изменения. На аноде окисляется частица, имеющая наиболее отрицательный потенциал, а другая частица остается в растворе без изменения.

Схема записи электролиза водного раствора электролита:

KtAn Ktn+ + Anm–

Катод– | Ktn+ ; Н2О | Ktn+ + bē → B|

Электролиз водных растворов солей

Катодный процесс:

1. Если электродный потенциал металла существенно более отрицателен, чем потенциал водородного электрода (ниже -1 В), то на катоде восстанавливается водород, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе с Li по Al (включительно), и молекул воды, на катоде восстанавливается вода

Н2О + 2ē → Н2 + 2ОН–;

2. Если электродный потенциал металла более положителен, чем потенциал водородного электрода (выше 0 В), то на катоде разряжаются ионы металла, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе металлов после водорода, и молекул воды на катоде восстанавливается металл;

3. Если электродный потенциал металла имеет отрицательное значение, но не ниже -1 В, то его ионы могут восстанавливаться на катоде одновременно с ионами водорода из воды, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе металлов после алюминия и до водорода, и молекул воды на катоде восстанавливается и металл и вода. Однако, подбирая условия (рН раствора, плотность тока, соответствующие электроды) можно добиться восстановления только ионов металла.

Cs______________Al Mn_______________________________Pb H Cu_________________Au

Энергетические затраты

Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.

Watch this video on YouTube

Электролиз давно и с высокой эффективностью используется в промышленности. Анодированные и гальванические покрытия стали обычным явлением в повседневной жизни, а добыча и обогащение материалов помогает добывать многие металлы из руды. Процесс можно запланировать и рассчитать, зная основные его закономерности.

Лабораторная работа №4.

1. Электролиз водного раствора иодида калия.

2KJ+2H2O электролиз J2+2H2+2KOH

Процесс на аноде.

А(+): 2J—2e-→J2

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

В результате электролиза наблюдаем:

При добавлении фенолфталеина в околокатодное пространство раствор становится малинового цвета, так как при восстановлении молекул воды образуются ионы ОН-, которые создают щелочную среду.

При добавлении раствора крахмала в околоанодное простанство наблюдаем появление синего окрашивания, которое является качественной реакцией на молекулярный йод, который образуется при окислении ионов J-.

2. Электролиз водного раствора сульфата натрия.

  • Na2SO4+2H2O электролиз Na2SO4+2H2+O2↑
  • 2H2O электролиз 2H2+O2↑

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

При добавлении раствора универсального индикатора в околокатодное пространство наблюдаем синее окрашивание, так как при восстановлении молекул воды образуются ОН- ионы, которые дают щелочную среду.

При добавлении раствора универсального индикатора в околоанодное пространство наблюдаем красное окрашивание, так как при окислении молекул воды образуются H+ ионы, кторые дают кислую среду.

Сульфат натрия не принимает участия в электролизе. Протекает только электролиз воды.

3. Электролиз водного раствора сульфата меди (II).

2CuSO4+2H2Oэлектролиз 2Cu+O2+2H2SO4

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): Cu2++2е-→Сu0

При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде наблюдаем выделение осадка красной меди.

В околоанодном пространстве выделяются пузырьки кислорода.

Вывод по проведенной работе:

Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе зависят от природы катиона.

Процессы, происходящие на катоде зависят от окислительной способности катиона металла:

  • Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Pt, Au
  • Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе)
  • 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻ Меn⁺ + nē = Me°
  • 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻ Men⁺ + nē = Me°

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона.

Процессы, происходящие на аноде

Безкислородные кислотные остатки

Кислородсодержащие кислотные остатки

  • J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻)
  • Аm⁻ – m ē = A° OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻

В щелочной среде:

  • 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О
  • в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺

(Влияние материала анода не рассматриваем, так как в лабораторной работе влияние материала анода на протекание электролиза не рассматривается).

8. Приведите формулировку законов Фарадея? Каковы их математические выражения? Что называют числом Фарадея? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе растворов CdCl2 и CdSO4.

Ответ:

Течение первичных анодных и катодных реакций во время протекания электролиза подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

  • m = kQ, но Q =It (1)
  • где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.
  • m = kIt (2)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

Подставив последнее уравнение в (2), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.
(3)

Соотношение (3) используют в расчетах процессов при электролизе.

Электролиз водного раствора хлорида кадмия (II):

  • CdCl2Cd2++2Cl-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+): Cl-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2Cl—2e-→Cl2

Суммарное уравнение электролиза:

CdCl2→Сd+Cl2

Электролиз водного раствора сульфата кадмия (II):

  • CdSO4→ Cd2++SO42-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+):SO42-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2H2O-4e-→O2+4H+

Суммарное уравнение электролиза:

2CdSO4+2 H2O→2Cd+O2+2H2SO4

Особенности сварки алюминия и алюминиевых сплавов

При сварке ТИГ большинства металлов используется постоянный ток прямой полярности. Однако эти условия сварки неприемлемы, когда речь идет об алюминии и магнии. Обусловлено это наличием на поверхности этих металлов прочной и тугоплавкой окисной пленки. Алюминий характеризуется высокой химической активностью. Он легко вступает во взаимодействие с кислородом воздуха, т.е. окисляется. При этом образуется тонкая плотная пленка из оксида алюминия (Al2O3). Своей высокой коррозионной стойкостью алюминий обязан именно этой пленке. Температура плавления чистого алюминия – 660 ºС, а температура плавления окиси алюминия более чем в три раза выше – 2030 ºС. Окись алюминия – это керамический материал, твердый и не электропроводный. При расплавлении алюминия он растекается крупными каплями удерживаемыми от слияния окисной пленкой. В случае если фрагменты пленки окажутся в закристаллизовавшемся металле шва, то его механические свойства ухудшаться. Таким образом, для того чтобы сварить вместе две алюминиевые детали, прежде всего, необходимо эту окисную пленку разрушить. Это можно выполнить:

— механически (однако, это практически невозможно, так как из-за высокой химической активности алюминия он тут же вступает в связь с кислородом, и новый слой окиси алюминия начинает образовываться. Причем, в условиях дуговой сварки при высокой температуре окисление алюминия и образование окисной пленки происходит еще более интенсивно);
— химической обработкой (довольно сложно и трудоемко);
— сваркой на обратной полярности;
— сваркой на переменном токе.

При подключении электрода к отрицательному полюсу (сварка на прямой полярности) изделию будет передаваться значительное количество тепла, однако пленка разрушаться не будет. Если полярность изменить и подключить электрод к положительному полюсу (сварка на обратной полярности), то тепла изделию будет передаваться меньше, однако, как только будет возбуждена дуга, окисная пленка начнет разрушаться (происходит, так называемая катодная очистка).

Существует две теории, объясняющие механизм разрушения окисной пленки на обратной полярности.

Катодное пятно, перемещаясь по поверхности сварочной ванны, приводит к испарению окислов алюминия, при этом эмиссия электронов с активных катодных пятен отталкивает фрагменты окисной пленки к краям сварочной ванны, где они формируют тонкие полоски.

Поток ионов обладает достаточной кинетической энергией, чтобы при столкновении с поверхностью катода разрушать окисную пленку (аналогичный эффект имеет место при пескоструйной обработке). В пользу этой теории говорит тот факт, что чистящий эффект выше при использовании инертных газов с более высоким атомарным весом (аргон)

Однако наряду с этим положительным явлением будут наблюдаться такие отрицательные последствия сварки на обратной полярности как перегрев электрода, на котором будет выделяться слишком много тепла (вызывая его перегрев), и низкое проплавление основного металла. Решением этих проблем является сварка на переменном токе. Комбинация прямой и обратной полярности позволяет использовать преимущества обоих полярностей; мы получаем и необходимое тепловложение (т.е. проплавление основного металла) в полупериоды прямой полярности и очистку поверхности от окиси алюминия (в полупериоды обратной полярности). Сварка на переменном токе этой частотой является идеальным процессом соединения всех типов алюминиевых и магниевых сплавов.

Меднение деталей в домашних условиях двумя способами — пошаговая инструкция с видео

Когда речь идет о гальванотехнике, сразу же на ум приходят такие технологические операции, как хромирование и цинкование металлоизделий. Но если задать вопрос, а что представляет собой гальваностегия, то ответит не каждый – проверено. Хотя ничего сверхнового данный термин не подразумевает.

Проще говоря, это методика покрытия тончайшим слоем металла любого материала, будь-то сталь, алюминий, древесина или пластик. С тем, как произвести меднение какого-либо образца в домашних условиях, мы и разберемся.

Общая информация

Меднение – методика отчасти более универсальная, чем то же цинкование. Для каких целей оно проводится?

  • Защита образцов от цементации перед их раскроем способом резания, а также от коррозии. Устранение дефектов на поверхностях деталей, когда иные способы неприемлемы или трудны в реализации. К примеру, если основа характеризуется сложным рельефом. Декорирование изделий. Создание копий образцов из других материалов. Подготовка деталей из стали к хромированию, серебрению, золочению. В подобных случаях меднение является лишь одним из этапов работы по поверхностной обработке материала. Для создания сегментов «под пайку».

Вряд ли читателя заинтересуют такие нюансы, как классификация меди (рафинированная, бескислородная, общего применения), различные варианты растворов, использующихся при меднении, характеристики материалов и подобные вещи. Далее рассмотрены лишь простейшие методы нанесения Cu на любую поверхность, которые несложно организовать в домашних условиях, без каких-либо сложностей и финансовых затрат.

Количество осаждаемой меди и расход электроэнергии

Постоянный электрический ток для электролиза меди подается от машинных генераторов или ртутных преобразователей. Сила тока в цепи электролитных ванн равняется 5000 а и более. Катодная плотность тока, равная величине силы тока, приходящейся на 1 м2 катодной поверхности при производстве меди из вторичного сырья, составляет 170—200 а. При электролизе с растворимым анодом, когда оба электрода медные, потенциалы их в одном растворе практически одинаковы, на выделение меди требуется ничтожно малое напряжение тока. В основном напряжение расходуется на преодоление омического сопротивления электролита и в меньшей степени на другие сопортивления. Для рафинирования меди, полученной из вторичного сырья, напряжение на ванне равно 0,18—0,4 в. Если сила тока равна 1 а, значит каждую секунду по проводнику проходит 1 к (кулон) электричества, а за один час 3600 к. Для выделения одного грамм-эквивалента (грамм-эквивалент равен атомному весу, выраженному в граммах к поделенному на валентность) вещества при электролизе требуется 96500 к, или 96500/3600 = 26,8 а-ч. 1 г-экв двухвалентной меди равен 63,57/2 = 31,78 г.

1 а-ч выделит 31,78/26,8 = 1,186 г. меди.

Для выделения 1 кг меди теоретически требуется 1000/1,186 = 843 а-ч,

а для выделения 1 т меди — 843 000 а-ч.

В производственных условиях на выделение 1 т потребуется тока несколько больше вследствие потерь, в результате коротких замыканий, побочных электрических цепей и т. д. Коэффициент полезного использования тока Кт (выход по току) равен отношению теоретически необходимого количества тока к фактическим его затратам.

Расход электроэнергии на 1 г меди равняется количеству израсходованного тока в ампер-часах, умноженному на падение напряжения между электродами и поделенному на коэффициент использования тока:

Правила хранения

А Вам приходилось пользоваться сварочным аппаратом?

Было дело!Не довелось

Основная проблема, с которой сталкиваются при хранении — высокая влажность воздуха. Обмазка электродов быстро впитывает в себя влагу, в результате работать таким присадочным материалом становится невозможно. Единственный способ исправить положение — прокалить сварочные электроды.

Для этого существуют специальные печи или портативные пеналы с нагревательными элементами. В домашних условиях упаковки рекомендуется хранить в открытом виде (без полиэтилена) при температуре 20-22 градуса, относительной влажности 40-50%.

Влажные электроды могут стать причиной проявления пор на поверхности и внутри шва, также будет наблюдаться повышение разбрызгивания металла.

Для правильного выбора сварочных электродов нужно хорошо понимать, с каким сплавом нужно работать.

Также следует тщательно подготовить саму присадку и свариваемые поверхности к операции:

  1. Убрать грязь, ржавчину.
  2. Прокалить электроды.
  3. Настроить правильно сварочный ток.

При соблюдении технологии, можно рассчитывать на получение швов с заданными производителем электродов характеристиками.

  • Какой бензин использовать для бензопилы? Как разводить?
  • Как выбрать генератор для дачи. Основные критерии и обзор лучших моделей
  • Насосная станция для дачи. Как выбрать? Обзор моделей

Главные медные центры России.

Медная руда в нашей стране добывается в разных регионах. Самые богатые месторождения руды расположены в Казахстане, хотя медь добывается и в других районах, например, богатые месторождения есть и на Урале. Стоит отметить, что Россия по добыче медной руды сегодня занимает первое место в мире.

Главные центры производства меди находятся на Урале. Этот регион занимает первое место по производству меди.

Медные предприятия чаще всего размещают рядом с рудниками. Сырьевой фактор является ключевым из-за низкого содержания концентратов в сырье. Сегодня производители меди широко используют в качестве сырья медные колчеданы, добываемые на месторождениях, расположенных в разных районах Урала. Поэтому и предприятия по производству меди также сконцентрированы в этом регионе, хотя в своей деятельности они используют и завезенные казахстанские руды. Имеет эта отрасль и свой сырьевой резерв в виде медистых песчаников, которые находятся в Восточной Сибири.

Чернову медь на Урале изготавливают такие предприятии, как Среднеуральский, Кировоградский, Красноуральский («Святогор»), Медногорский и Карабашский заводы. Рафинированием меди занимаются Верхнепыменский и Кыштымский заводы.

Всего на Урале работает 11 медных предприятий, которые производят 43 процента всей меди в России.

Предприятия Урала характеризуются и утилизацией отходов. Так, заводы в таких городах как Ревда, Кировоград и Красноуральск используют образующиеся в ходе производства сернистые газы для изготовления серной кислоты, которая в дальнейшем служит для производства удобрений.

Крупные центры медного производства находятся, не только на Урале, но и в других районах страны. В таблице показано, где расположены сырьевые и отраслевые центры.

Инертный электрод

Инертный электрод выполняет здесь только функцию переноса электронов от восстановленной формы к окисленной. Величины Е даны для условий, когда активности обеих форм равны, что не обязательно означает равенство общих концентраций окисленной и восстановленной форм. В первую очередь это характерно для случаев, когда присутствуют комплексообразующие вещества, обладающие различным сродством к окисленной и восстановленной формам.

Растворимость и константа диссоциации хингидрона.

Инертный электрод ( обычно золотой или платиновый), помещенный в раствор, содержащий растворенные хинон, гидрохинон и ион водорода, принимает потенциал EQ определяемый активностью этих трех веществ.

Инертный электрод применяется, если необходимо, чтобы был установлен простой электрический контакт с раствором без возникновения дополнительных химических реакций с участием материала электрода. К наиболее употребительным инертным электродам относятся благородные металлы, обычно платина, реже серебро или золото, в ряде случаев пригодны угольный, графитовый или вольфрамовый электроды.

Инертные электроды, изготовленные из углеродных материалов, также можно использовать при проведении процессов окисления и восстановления в водных и неводных средах. В литературе имеются сообщения о большом числе различных типов углеродных электродов. Среди них наиболее часто упоминаются электроды из графитовых стержней, используемых в спектроскопии. Они применяются для измерений, в которых не требуется знание площади поверхности электрода.

Ячейка для измерения электропроводности расплавленных электролитов.

Инертные электроды, например из молибденовой проволоки диаметром 1 2 мм, жестко крепят в двухканальной фарфоровой трубке. Их концы, погружаемые в расплав, вставляют в трубку из алунда диаметром 2 мм на расстоянии 1 см один от другого.

Инертные электроды изготовляются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь.

Инертный электрод применяется в тех случаях, когда требуется установление простого электрического контакта с раствором без возникновения каких-либо химических реакций. Наиболее подходящими для этой цели являются благородные металлы, обычно платина, иногда золото или серебро, хотя в — некоторых случаях хороших результатов можно достичь, применяя угольный электрод.

Растворимость и константа диссоциации хингидрона.

Инертный электрод ( обычно золотой или платиновый), помещенный в раствор, содержащий растворенные хинон, гидрохинон и ион водорода, принимает потенциал EQ определяемый активностью этих трех веществ.

Устройство электролизера.

Типичные инертные электроды — платина и углерод; в следующем разделе мы познакомимся также с некоторыми наиболее реакционноспо-собными металлами, которые являются реагирующими электродами.

Понятие инертный электрод означает, что материал, из которого он изготовлен, не принимает участия в химических и электрохимических реакциях, протекающих на его поверхности. Однако на протекание электродных реакций на инертных электродах могут влиять такие факторы, как адсорбция вещества на электроде, природа примесей, каталитические свойства поверхности электрода, ее физические свойства, способы регенерации и др. Инертные электроды применяются только в качестве вспомогательных или индикаторных электродов. Материалы для них выпускаются промышленностью в виде листов, стержней и проволоки высокой чистоты, им легко придать нужную фррму.

В качестве инертного электрода наиболее часто используется платина.

Изменение электролизом веществ

Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

Катионы активных металлов Катионы менее активных металлов Катионы неактивных металлов
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+ Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водородаВ водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)Легко разряжаются, и восстанавливается только металл
Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F−)
PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F− OH−, Cl−, Br−, I−, S2−
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислородаЛегко разряжаются

Примеры

Расплавы

Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.

1. Соль активного металла и бескислородной кислоты:

NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): Na++e−=Na{\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): Cl−−e−⟶Cl⟶Cl2{\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl^0 -> Cl2}}}

2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты:

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2Na++2e−=2Na{\displaystyle {\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0}}}

A(+): 2SO42−−4e−=2SO3+O2{\displaystyle {\ce {2SO4^2- — 4e- = 2SO3 + O2}}}

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион:

NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): Na++e−=Na{\displaystyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): 4OH−−4e−=2H2O+O2{\displaystyle {\ce {4OH- — 4e- = 2H2O + O2}}}

Активные металлы

1. Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): 2H2O+2e−=H2+2OH−{\displaystyle {\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}}

A(+): Cl−−e−⟶Cl⟶Cl2{\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl0 -> Cl2}}}

2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

Менее активные металлы и неактивные металлы

1. Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl2⟷Zn2++2Cl−{\displaystyle {\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2Cl−−2e−=2Cl{\displaystyle {\ce {2Cl- — 2e- = 2Cl^0}}}

2. Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO4⟷Zn2++SO42−{\displaystyle {\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

Вывод: 2ZnSO4+2H2O⟶2Zn+2H2SO4+O2{\displaystyle {\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2}}}

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

Оцените статью:
Оставить комментарий
Adblock
detector