Электрохимия. Свойства электролитов. Электролиз. Электролит h2s

БЕСПЛАТНО ответим на Ваши вопросы
По лишению прав, ДТП, страховом возмещении, выезде на встречную полосу и пр. Ежедневно с 9.00 до 21.00
Москва и МО +7 (499) 938-51-97
С-Петербург и ЛО +7 (812) 467-32-86
Бесплатный звонок по России 8-800-350-23-69 доб.418

Сильные и слабые электролиты - степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

  • Многие неорганические кислоты, такие как: h3SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
  • Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
  • Растворимые соли.
Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

  • Вода и практически все органические кислоты.
  • Некоторые неорганические кислоты: h4PO4, h3SiO3, h3S, h4PO4, HNO2, h3CO3.
  • Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

pristor.ru

Электролиты и неэлектролиты

1. Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

2. К электролитам относятся щелочи, растворимые соли и кислоты.

3. В водных растворах электролиты распадаются на ионы.

4. Неэлектролиты - вещества, растворы которых не проводят электрический ток.

5. К неэлектролитам относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды, большинство органических веществ: углеводороды, спирты, альдегиды, углеводы, простые и сложные эфиры и др.

6. Слабые кислоты: h3S, h3CO3, HF, h3SO3, h3SiO3, органические кислоты

 

Давайте порассуждаем вместе

1. К электролитам относится

1) метанол

2) железо

3) хлорид железа (II)

4) оксид железа (III)

 

Ответ: электролитом является хлорид железа (II) - растворимая соль

2. К электролитам относится

1) фосфор

2) сера

3) глюкоза

4) уксусная кислота

 

Ответ: электролитом является уксксная кислота - т.к. это растворимая кислота.

3. К слабым электролитам не относится

1) соляная кислота

2) сероводород

3) угольная кислота

4) уксусная кислота

 

Ответ: соляная кислота не относится к слабым электролитам, это сильный электролит

4. К сильным электролитам не относится

1) бромоводород

2) хлороводород

3) сероводород

4) серная кислота

 

Ответ: сероводород - это слабый электролит, не относится к сильным электролитам

5. Сильным электролитом является

1) угольная кислота

2) серная кислота

3) сахароза

4) метан

 

Ответ: серная кислота - сильный электролит

6. Не является электролитом

1) поваренная соль

2) щелочь

3) азотная кислота

4) спирт

 

Ответ: спирт не является электролитом

7. К электролитам относится

1) C2H5OH

2) C2h5

3) Ca(OH)2

4) CO

 

Ответ:  Ca(OH)2 - малорастворимое основание, значит относится к электролитам

dx-dy.ru

10. Слабые электролиты — ЗФТШ, МФТИ

К слабым электролитам относится, прежде всего, вода. В число слабых электролитов `(alpha<3%)` входят неорганические и органические кислоты: сероводородная `"H"_2"S"`, сернистая `"H"_2"SO"_3`, угольная `"H"_2"CO"_3`, циановодородная `"HCN"`, кремниевая `"H"_2"SiO"_3`, борная `"H"_3"BO"_3`, уксусная `"CH"_3"COOH"`  и др.

При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `"CO"_2*"H"_2"O"`  и в незначительном количестве угольная кислота `"H"_2"CO"_3`. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация совершается лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `"HCO"_3`−  ведёт себя как слабый электролит.

По ступеням диссоциируют другие многоосновные  кислоты. В водном растворе диссоциация проходит по первой ступени.

К слабым электролитам относятся гидроксиды многих элементов, например,  `"Al(OH")_3`, `"Cu(OH")_2`, `"Fe(OH")_2`, `"Fe(OH")_3`. Все они диссоциируют по ступеням, например:

В водном растворе диссоциация проходит практически по первой ступени.

Основные свойства гидроксидов одного  и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа `("II")` выражены сильнее, чем у гидроксида железа `("III")`. И наоборот, кислотные свойства у `"Fe(OH")_3` проявляются сильнее, чем у `"Fe(OH")_2`.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`. При растворении аммиака `"NH"_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `"NH"_3*"H"_2"O"` и в незначительном количестве гидроксид аммония `"NH"_4"OH"`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `"NH"_4^+` и гидроксид-иона `"OH"^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например, хлорид цинка `"ZnCl"_2`, тиоцианат железа `"Fe(NCS")_3`, цианид ртути `"Hg(CN")_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Ионные уравнения реакций. Направление протекания реакций

Поскольку электролиты в водных растворах образуют  ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написание ионных уравнений  подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Реакции между ионами ионными реакциями, а уравнения таких реакций – ионными уравнениями.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

Итак, реакции в растворах электролитов идут в направлении связывания ионов. Рассмотрим основные формы связывания ионов.

1. Образование осадков.

Молекулярное уравнение:

`"AgNO"_3 + "NaCl" → "AgCl"↓ + "NaNO"_3`.

Полное ионное уравнение:

`"Ag"^+ + "NO"_3^- + "Na"^+ + "Cl"- → "AgCl"↓ + "Na"^+ + "NO"_3^-`.

Сокращенное ионное уравнение:

`"Ag"^+ + "Cl"^- → "AgCl"↓`.

2. Выделение газов (`"CO"_2`, `"SO"_2`, `"H"_2"S"`, `"NH"_3`) и образование слабых электролитов (`"H"_2"O"`):

`"Na"_2"CO"_3 + 2"HCl" → 2"NaCl" + "CO"_2↑ + "H"_2"O"`

`2"Na"^+ + "CO"_3^(2-) + 2"H"^+ + 2"Cl"^-  → 2"Na"^+ +"Cl"^-  +"CO"_2↑ + "H"_2"O"`

`"CO"_3^(2-) + 2"H"^+→ "CO"_2↑+ "H"_2"O"`

`2"Al" + 2"NaOH" + 6"H"_2"O"  → 2"Na[Al(OH)"_4]  + 3"H"_2↑`;

`2"Al" + 2"Na"^+ + 2"OH"^-  + 6"H"_2"O" → 2"Na"^+ + 2["Al(OH)"_4]^− + 3"H"_2↑`;

`2"Al" + 2"OH"^− + 6"H"_2"O" =  2["Al(OH")_4]^ − + 3"H"_2↑`.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно пользоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов:

реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков,  газов или слабых электролитов.

 

zftsh.online

Слабый электролит - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 2

Слабый электролит

Cтраница 2

Слабые электролиты или практически не вступают в реакции, или реагируют очень медленно. В этом легко убедиться, проделав следующий опыт: в две пробирки нальем разбавленные растворы кислот: в одну - соляную НС1, а в другую - сероводородную h3S и в каждую из них бросим по кусочку цинка. Через некоторое время можно ясно наблюдать, как в пробирке с сильной соляной кислотой начинается бурное выделение пузырьков водорода, а в пробирке со слабой сероводородной кислотой реакция идет настолько медленно, что можно сосчитать выделяющиеся пузырьки водорода. Объясняется это тем, что реакции в электролитах протекают не между молекулами, а между их ионами; чем выше степень электролитической диссоциации, тем больше концентрация свободных ионов в растворе и тем быстрее идет реакция.  [16]

Слабые электролиты находятся в водном растворе в частично ионизованном состоянии, при этом устанавливается равновесие между ионной и молекулярной формами электролита, характеризуемое константой диссоциации.  [17]

Слабые электролиты при поглощении из растворов обнаруживают часто те же закономерности, что и неэлектролиты: поглощение подчиняется обычной изотерме, но величина его, как правило, меньше, чем для неэлектролитов. Большей частью, особенно в случае сильно диссоциированных электролитов, наблюдаются различные осложнения, главное из которых - неодинаковая адсорбируемость обоих родов ионов. Явления, возникающие при этом, часто очень сложны, и мы здесь рассмотрим лишь простейшие случаи, тем более, что подробный анализ их не может быть сделан без рассмотрения электрических зарядов, возникающих на границе раздела, которые будут описаны значительно позже ( гл.  [18]

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.  [19]

Слабые электролиты сорбируются молекулярно и в количествах, зачастую превышающих обменную емкость ионитов.  [21]

Слабые электролиты диссоциированы на ионы лишь незначительно, поэтому ионная сила таких растворов невелика даже при сравнительно больших концентрациях. Следовательно, мы допускаем лишь небольшую ошибку при расчетах равновесия, если вместо активностей пользуемся значениями концентраций ионов и молекул. Если раствор представляет собой смесь электролитов, то ионная сила раствора, зависящая от общей концентрации ионов, может оказаться настолько большой, что для расчета равновесия необходимо перейти от аналитических концентраций к активностям даже для тех ионов, концентрация которых мала. Иногда в выражение для константы равновесия достаточно ввести лишь активности ионов, так как активность недиссоциированных молекул очень незначительно зависит от ионной силы.  [22]

Слабые электролиты - химические соединения, которые при растворении в воде диссоциируют в незначительной степени.  [23]

Слабые электролиты и неэлектролиты записывают в полуреакциях в виде молекул, а соли - в виде ионов, включая в случае необходимости молекулы воды, ионы НзО и ОН -, соблюдая законы сохранения зарядов и массы.  [24]

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.  [25]

Слабые электролиты диссоциируют в тех же растворах не более чем на 3 %; среди них угольная Н2СО3, сероводородная h3S, синильная HCN, борная Н3ВО3 кислоты, аммиак Nh5OH, многие органические кислоты и основания.  [26]

Слабые электролиты, содержащие многозарядные ионы, диссоциируют ступенчато, по стадиям. При этом легче идет диссоциация по первой ступени.  [27]

Слабые электролиты - это электролиты, которые в растворе неполностью диссоциируют на ионы.  [28]

Слабые электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы частично.  [30]

Страницы:      1    2    3    4

www.ngpedia.ru

Как составлять ионно и молекулярные уравнения??? Помогите составить молекулярные уравнения, соответствующих таким ионно-

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений 1) Определить силу реагирующих электролитов: h3S (слабый) + Cu(NO3)2 (слабый) = CuS (сильный) + 2HNO3 (сильный) 2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости) : h3S + Cu(NO3)2 (р) = CuS (н) + 2HNO3 (р) 3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять! h3S + Cu^2+ + 2NO3^– = CuS + 2H^+ + 2NO3^- 4) Одинаковые ионы «вычеркнуть» , т. к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда) . Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение: h3S + Cu^2+ = CuS + 2H^+. Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает: – что реакция возможна; – что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаях газ или слабый электролит или ион нового состава) ; – какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе

просто пишешь уравнение реакции нормальное, например: CuO+h3=Cu+h3O а потом по ионам: Cu(2+)+O(2-)+h3(0)=Cu(0)+H(+)+OH(-)=Cu(0)+h3O в скобках заряд!

touch.otvet.mail.ru

Электрохимия: свойства электролитов и электролиз

Электрохимия - это наука о электрических явлениях, которые сопровождают химические процессы. Поскольку все химические частицы (атомы, молекулы, атомные и молекулярные ионы) состоят из положительно заряженных ядер и электронов, то любое химическое превращение (разрыв одних химических связей в молекулах и образование других) так или иначе связано с перегруппировкой атомов, их валентных электронов. В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов переходят к другим. Как целостная научная дисциплина электрохимия изучается в вузах. Здесь же мы кратко остановимся на двух разделах, в которых изучаются свойства электролитов и электролиз.

Свойства электролитов

Термин "электролит" (от греческого "разлагаемый электричеством") впервые предложил английский химик и физик М.Фарадей (1791-1867). В 30-х гг. прошлого века М.Фарадей высказал идею, что электролиты под действием электрического поля диссоциируют на "ионы" (в буквальном смысле перевод этого слова означает "скитальцы", "странники"). Именно при приложении разности потенциалов к электродам, опущенным в раствор электролита, через раствор начинает идти электрический ток. Но растворы электролитов обладают и другими удивительными свойствами. Известно, что растворы имеют более низкую температуру замерзания и более высокую температуру кипения, чем чистый растворитель. Это изменение в температурах замерзания и кипения не зависит от природы растворенного вещества, а определяется только его концентрацией и природой растворителя. Растворы электролитов ведут себя так, как будто число частиц в растворе гораздо больше, чем то, которое отвечает их концентрации. Тепловой эффект в реакциях нейтрализации (независимо от того, какая кислота реагирует с какой щелочью) примерно одинаков. При температуре 20o C он равен - 57.3 кДж/моль.

Для объяснения этих особых свойств растворов электролитов в 1887 г. шведский химик С.Аррениус (1859-1927) предложил Теорию электролитической диссоциации. Ее основные положения.

1. При растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей диссоциируют на ионы:

Причину, почему молекулы электролитов распадаются на ионы, С.Арренус не рассматривал.

2. Диссоциация молекул на ионы у слабых электролитов является неполной. Поэтому следует ввести понятие "степень диссоциации" (a) и определять его, как долю молекул, распавшихся на ионы. Тогда 1-a будет характеризовать долю молекул нераспавшихся на ионы. Рассмотрим диссоциацию уксусной кислоты:

 

На основании Закона действующих масс

Здесь скобки [ ] выражают мольную концентрацию (с) вещества в растворе. V = 1/c - объем раствора концентрации c, в котором содержится 1 моль электролита - его называют "разведением", а выражение (4.5.1) называют Законом разведения Оствальда. В теории Аррениуса K является постоянной величиной для данного электролита. У сильных электролитов У слабых электролитов

На основе теории электролитической диссоциации все свойства растворов электролитов нашли естественное объяснение и была создана первая теория кислот и оснований. Кислоты - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основания - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксила.

Логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется pH раствора:

pH = - lg [H+].

Сила электролита определяется степенью его диссоциации на ионы:

если в 0.1 М растворе a > 30 %, то электролит называют сильным;

если в 0.1 М растворе a < 3 %, то электролит называют слабым;

если в 0.1 М растворе 3 % < a < 30 %, то это электролит средней силы.

К сильным электролитам относятся почти все соли, ряд неорганических кислот (HCl, HBr, HI, HNO3, h3SO4, HClO4), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (щелочи). К слабым электролитам относится соль Fe(SCN)3 - роданистое железо, большинство кислот и оснований [h3S, h3CO3, Al(OH)3, Nh5OH]. К электролитам средней силы относятся HF, h4PO4, h3SO3.

Химические реакции между электролитами имеют ряд особенностей. При сливании растворов хлорида натрия и нитрата калия можно ожидать, что образуются две новые соли - хлорид калия и нитрат натрия:

NaCl + KNO3 = KCl + NaNO3.

Если записать эту реакцию в ионной форме:

Na+ + Cl- + K+ + NO3- = K+ + Cl- + Na+ + NO3-,

то легко видеть, что как были ионы в растворах до их смешения, так они же и остались после сливания растворов солей, и никакая химическая реакция между ионами при этом не идет. Правда при выпаривании этого раствора мы получим кристаллы всех четырех солей. Реакция между электролитами идет в том случае, если какой-либо из продуктов реакции:

1) выпадает в осадок:

2) выделяется в виде газа:

3) представляет собой слабый электролит:

Теория электролитической диссоциации позоляет объяснить, почему растворы солей могут давать нейтральную, кислую или щелочную среду.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то ее pH = 7.

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то ее pH > 7 - среда щелочная:

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то ее pH < 7 - среда кислая:

Nh5Cl + h3O = Nh5OH + Cl- + H+, Nh5+ + h3O = Nh5OH + H+.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то очень часто не только в растворе, но и на воздухе (в котором всегда присутствуют пары воды) она разрушается:

Современные теории электролитической диссоциации

В противоположность Арренусу, который рассматривал растворы как механическую смесь ионов электролита с молекулами воды, Д.И.Менделеев говорил о химическом взаимодействии между растворенным веществом и растворителем, за счет которого образуются "непрочные соединения в состоянии диссоциации". Теория электролитической диссоциации С.Аррениуса имела два существенных недостатка. Во-первых, она не указывала на причины распада нейтральных молекул на ионы, т.е. игнорировала взаимодействие ионов с молекулами воды, которые являются полярными (диполями). Во-вторых, не учитывала ион-ионное взаимодействие в растворе.

Сейчас установлено, что многие соли имеют ионную кристаллическую решетку и в твердом состоянии состоят из готовых ионов, например кристалл NaCl построен из ионов Na+ и Cl-. При растворении хлористого натрия происходит не диссоциация нейтральных молекул (как мы обычно пишем в школьных учебниках), а разрушение кристаллической решетки. Затраты энергии на разрушение кристаллической решетки компенсируются энергией сольватации (гидратации) ионов молекулами растворителя (воды). При растворении в воде газообразного хлористого водорода происходит химическое взаимодействие молекул HCl с молекулами воды:

При этом протон переходит от молекулы HCl к молекуле воды с образованием иона гидроксония. Далее образовавшиеся ионы за счет ион-дипольного взаимодействия с молекулами воды образуют гидратированные ионы h4O+ и Cl-, при этом выделяется энергия гидратации и компенсируется энергия 428 кДж/моль - энергия связи атомов водорода и хлора в молекуле HCl.

Ион-ионное взаимодействие в растворах электролитов (прежде всего сильных электролитов) позволяет создать количественную теорию электропроводности, рассчитать коэффициенты активности ( их изучение выходит за рамки школьного курса химии).

 

Электролиз

Электролизом называется процесс разложения расплавов или растворов электролитов под действием постоянного электрического тока. Окислительно-восстановительные реакции, связанные с отдачей или присоединением электронов при электролизе, происходят на электродах. Положительный электрод, к которому подходят анионы, называется анодом, отрицательный электрод, к которому подходят катионы, назывется катодом. Как будут протекать электродные процессы при электролизе зависит, прежде всего, от природы электролита, от того, находится ли электролит в виде расплава или используется его раствор, и от матерала электродов.

Электролиз расплава

Рассматрим электролиз расплава хлористого натрия. При высоких температурах кристаллическая решетка соли разрушается и образуется расплав, в котором ионы могут свободно перемещаться: катионы Na+ будут перемещаться к катоду, а анионы Cl- - к аноду. На катоде (отрицательно заряженном электроде) катионы Na+ присоединяют к себе электроны (восстанавливаются), образуя металлический натрий:

Анод (положительно заряженный электрод) выступает по отношению к анионам хлора как окислитель - отбирает у них электроны:

 

Суммарное уравнение электролиза:

 

Электролиз растворов

В растворе, например хлористого натрия, кроме ионов Na+ и Cl- имеются в небольшом количестве и ионы, получемые при диссоциации воды:

Кроме того, в электродном процессе могут участвовать и сами молекулы воды. Так, на отрицательно заряженном электроде (катоде) молекулы воды могут присоединять электроны:

На аноде (положительно заряженном электроде) молекулы воды могут отдавать электроны:

Итак, на катоде при электролизе раствора NaCl могут протекать следующие процессы:

В первую очередь осуществляется тот процесс, который требует минимальной затраты энергии (этому соответствует минимальный отрицательный потенциал E). Поскольку раствор NaCl имеет pH = 7, т.е. [H+] = 1·10-7, то Е для процесса восстановления ионов водорода будет отличаться от Еo (E = -0.413 в). Поэтому на катоде должен протекать процесс:

2H+ + 2e = h3­ .

Более точный учет всех обстоятельств электродного процесса заставляет некоторых авторов считать, что при этом протекает процесс:

 

(Общая химия в формулах, определениях, схемах. Минск, 1996). Эти тонкости не так уж и важны, так как и в том и в другом случае на катоде выделяется водород, и суммарный процесс электролиза будет одним и тем же.

На аноде при электролизе раствора NaCl могут протекать следующие процессы:

В первую очередь осуществляется тот процесс, который требует минимальной затраты энергии. В данном случае на аноде выделяется хлор.

Суммарный процесс электролиза раствора хлористого натрия выглядит так:

2h3O + 2NaCl = h3 + 2NaOH + Cl2 .

 

 

Обычно при электролизе растворов руководствуются следующими правилами.

Процессы на катоде

1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений стоят правее водорода.

2. Вместо катионов металлов, которые стоят левее водорода (от Li+ до Al3+ включительно), будут восстанавливаться молекулы воды (а в кислой среде - ионы водорода).

3. Металлы, расположенные между алюминием и водородом, будут восстанавливаться одновременно с молекулами воды.

Процессы на аноде

В этом случае появляется еще одна дополнительная особенность: надо учитывать из какого материала сделаны электроды. Различают инертные (нерастворимые) электроды (графит, платина) и активные (растворимые) электроды.

Инертные электроды

1. В первую очередь окисляются простые анионы (Cl-, Br-, I-, S2-).

2. Вместо кислородосодержащих кислотных анионов (CO3-, NO3-, SO42-, PO43-) на аноде окисляются молекулы воды.

3. В щелочных растворах на аноде окисляются ионы гидроксила:

Растворимые электроды

При использовании растворимых анодов (Cu, Zn, Ag, Ni) электроны отдают атомы металлов:

и образующиеся при этом катионы металлов Men+ переходят в раствор.

 

другие статьи:

  1. Агрегатные состояние вещества
  2. Строение атома - развитие моделей
  3. Квантовая механика и строение атома водорода
  4. Электронные конфигурации атомов и периодический закон
  5. Ядра атомов. Радиоактивность и изотопы
  6. Строение молекул. Типы химической связи
  7. Квантовая механика молекул и теория химической связи. Метод молекулярных орбиталей. Теория спин-валентности
  8. Окислительно-восстановительные реакции
  9. Химическая термодинамика
  10. Химическая кинетика и катализ
  11. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции
  12. Электрохимия. Свойства электролитов. Электролиз

 

 

www.himikatus.ru



О сайте

Онлайн-журнал "Автобайки" - первое на постсоветском пространстве издание, призванное осветить проблемы радовых автолюбителей с привлечение экспертов в области автомобилестроения, автоюристов, автомехаников. Вопросы и пожелания о работе сайта принимаются по адресу: Онлайн-журнал "Автобайки"