Страница 118 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Составьте схемы электролиза (с использованием угольных электродов) расплавов и растворов следующих солей: $KCl$, $CuSO_4$, $KI$.

KCl

Решение:

а) Электролиз расплава KCl (с угольными электродами)

В расплаве хлорид калия диссоциирует на ионы: $KCl \leftrightarrow K^+ + Cl^-$.

На катоде (отрицательно заряженном электроде) происходит процесс восстановления катионов калия:
K(–): $K^+ + 1e^- \rightarrow K^0$

На аноде (положительно заряженном электроде) происходит процесс окисления хлорид-ионов:
A(+): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2^0$

Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, умножим катодный процесс на 2.
Суммарное уравнение электролиза расплава KCl:
$2KCl \xrightarrow{электролиз} 2K + Cl_2 \uparrow$

б) Электролиз водного раствора KCl (с угольными электродами)

В водном растворе помимо ионов соли ($K^+$ и $Cl^-$) присутствуют молекулы воды ($H_2O$), которые могут участвовать в электродных процессах.

На катоде (–) конкурируют за восстановление катионы $K^+$ и молекулы $H_2O$. Так как калий является очень активным металлом (стоит в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия), восстанавливаться будут молекулы воды:
K(–): $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$

На аноде (+) конкурируют за окисление анионы $Cl^-$ и молекулы $H_2O$. Так как анион $Cl^-$ является анионом бескислородной кислоты, окисляться будет именно он:
A(+): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \uparrow$

Суммарное ионное уравнение: $2Cl^- + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} Cl_2 \uparrow + H_2 \uparrow + 2OH^-$.
Ионы $K^+$ остаются в растворе и связываются с образующимися гидроксид-ионами, образуя гидроксид калия.
Суммарное молекулярное уравнение электролиза раствора KCl:
$2KCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2KOH + H_2 \uparrow + Cl_2 \uparrow$

Ответ: Схема электролиза расплава: $2KCl \xrightarrow{электролиз} 2K + Cl_2 \uparrow$. На катоде образуется металлический калий, на аноде — газообразный хлор. Схема электролиза раствора: $2KCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2KOH + H_2 \uparrow + Cl_2 \uparrow$. На катоде выделяется водород, на аноде — хлор, а в растворе накапливается гидроксид калия.

CuSO₄

Решение:

а) Электролиз расплава CuSO₄ (с угольными электродами)

В расплаве сульфат меди(II) диссоциирует на ионы: $CuSO_4 \leftrightarrow Cu^{2+} + SO_4^{2-}$.

На катоде (–) происходит восстановление катионов меди:
K(–): $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0$

На аноде (+) происходит окисление сульфат-ионов:
A(+): $2SO_4^{2-} - 4e^- \rightarrow 2SO_3 \uparrow + O_2 \uparrow$

Суммарное уравнение электролиза расплава CuSO₄ (с учетом коэффициентов для баланса электронов):
$2CuSO_4 \xrightarrow{электролиз} 2Cu + 2SO_3 \uparrow + O_2 \uparrow$

б) Электролиз водного раствора CuSO₄ (с угольными электродами)

В водном растворе присутствуют ионы $Cu^{2+}$, $SO_4^{2-}$ и молекулы $H_2O$.

На катоде (–) конкурируют $Cu^{2+}$ и $H_2O$. Медь — металл, стоящий в ряду напряжений после водорода, поэтому восстанавливаться будут ионы меди:
K(–): $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0 \downarrow$

На аноде (+) конкурируют $SO_4^{2-}$ и $H_2O$. Сульфат-ион является анионом кислородсодержащей кислоты, поэтому он не окисляется в водном растворе. Вместо него окисляются молекулы воды:
A(+): $2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 \uparrow + 4H^+$

Суммарное ионное уравнение, учитывая баланс электронов (катодный процесс умножаем на 2): $2Cu^{2+} + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Cu \downarrow + O_2 \uparrow + 4H^+$.
Оставшиеся в растворе сульфат-ионы $SO_4^{2-}$ и образовавшиеся ионы водорода $H^+$ образуют серную кислоту.
Суммарное молекулярное уравнение электролиза раствора CuSO₄:
$2CuSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Cu \downarrow + O_2 \uparrow + 2H_2SO_4$

Ответ: Схема электролиза расплава: $2CuSO_4 \xrightarrow{электролиз} 2Cu + 2SO_3 \uparrow + O_2 \uparrow$. На катоде выделяется медь, на аноде — оксид серы(VI) и кислород. Схема электролиза раствора: $2CuSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Cu \downarrow + O_2 \uparrow + 2H_2SO_4$. На катоде осаждается медь, на аноде выделяется кислород, в растворе образуется серная кислота.

KI

Решение:

а) Электролиз расплава KI (с угольными электродами)

В расплаве иодид калия диссоциирует на ионы: $KI \leftrightarrow K^+ + I^-$.

На катоде (–) происходит восстановление катионов калия:
K(–): $K^+ + 1e^- \rightarrow K^0$

На аноде (+) происходит окисление иодид-ионов:
A(+): $2I^- - 2e^- \rightarrow I_2^0$

Суммарное уравнение электролиза расплава KI (с учетом баланса электронов):
$2KI \xrightarrow{электролиз} 2K + I_2$

б) Электролиз водного раствора KI (с угольными электродами)

В водном растворе присутствуют ионы $K^+$, $I^-$ и молекулы $H_2O$.

На катоде (–) конкурируют $K^+$ и $H_2O$. Так как калий — активный металл, восстанавливаться будут молекулы воды:
K(–): $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$

На аноде (+) конкурируют $I^-$ и $H_2O$. Иодид-ион — анион бескислородной кислоты, поэтому окисляется он:
A(+): $2I^- - 2e^- \rightarrow I_2$

Суммарное ионное уравнение: $2I^- + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} I_2 + H_2 \uparrow + 2OH^-$.
Ионы калия $K^+$ в растворе соединяются с гидроксид-ионами $OH^-$.
Суммарное молекулярное уравнение электролиза раствора KI:
$2KI + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2KOH + H_2 \uparrow + I_2$

Ответ: Схема электролиза расплава: $2KI \xrightarrow{электролиз} 2K + I_2$. На катоде образуется металлический калий, на аноде — иод. Схема электролиза раствора: $2KI + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2KOH + H_2 \uparrow + I_2$. На катоде выделяется водород, на аноде — иод, в растворе образуется гидроксид калия.

2. Объясните, почему металлический калий нельзя получить на угольных электродах электролизом водного раствора хлорида калия, но можно получить электролизом расплава этой соли.

Решение

Различие в продуктах электролиза объясняется наличием воды в первом случае и её отсутствием во втором. Рассмотрим оба процесса подробнее.

Электролиз водного раствора хлорида калия (KCl)

В водном растворе, помимо ионов соли, образующихся при диссоциации ($KCl \rightarrow K^+ + Cl^-$), присутствуют молекулы воды ($H_2O$). На электродах возникают конкурирующие процессы.

На катоде (отрицательном электроде) за право восстановиться (принять электроны) конкурируют катионы калия $K^+$ и молекулы воды $H_2O$. Чтобы определить, какой процесс будет протекать, необходимо сравнить их стандартные электродные потенциалы:

• Восстановление калия: $K^+ + e^- \rightarrow K$, $E^0 = -2.93 \text{ В}$
• Восстановление воды (в нейтральной среде): $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$, $E^0 = -0.83 \text{ В}$ (при pH=7)

Процесс восстановления протекает с тем веществом, у которого электродный потенциал выше (менее отрицательный). Потенциал восстановления воды значительно выше, чем у ионов калия. Поэтому на катоде восстанавливается вода, а не калий. В результате выделяется газообразный водород, а металлический калий не образуется. Это общая закономерность для всех активных металлов (щелочных, щелочноземельных, алюминия).

На аноде (положительном электроде) на угольных электродах происходит окисление хлорид-ионов: $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \uparrow$.

Электролиз расплава хлорида калия (KCl)

В расплаве хлорида калия молекулы воды отсутствуют. Электролит состоит только из ионов $K^+$ и $Cl^-$.

На катоде нет конкуренции. Единственные частицы, способные принять электроны — это катионы калия $K^+$. Они восстанавливаются, образуя металлический калий:

$K^+ + e^- \rightarrow K$

На аноде происходит окисление хлорид-ионов:

$2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \uparrow$

Таким образом, именно отсутствие воды в расплаве позволяет получить металлический калий на катоде. Этот метод является промышленным способом получения активных металлов.

Ответ: Металлический калий нельзя получить электролизом водного раствора KCl, так как на катоде вместо ионов калия $K^+$ будут восстанавливаться молекулы воды $H_2O$. Это происходит потому, что стандартный электродный потенциал восстановления воды ($E^0 \approx -0.83 \text{ В}$) значительно выше, чем у калия ($E^0 = -2.93 \text{ В}$), что делает восстановление воды энергетически более выгодным процессом. В расплаве KCl вода отсутствует, поэтому единственным процессом на катоде является восстановление ионов $K^+$ до металлического калия.

3. В электролизёрах между катодным и анодным пространством существуют перегородки. Объясните почему.

В электролизёрах, устройствах для проведения электролиза, между катодным и анодным пространством устанавливают перегородки (диафрагмы). Основная причина их использования заключается в необходимости разделения продуктов, образующихся на катоде и аноде, чтобы предотвратить их смешивание и последующие нежелательные химические реакции.

Во время электролиза на электродах происходят окислительно-восстановительные процессы. На катоде (отрицательно заряженном электроде) происходит восстановление, а на аноде (положительно заряженном электроде) – окисление. Продукты этих реакций часто являются химически активными веществами и могут вступать в реакцию друг с другом, с материалом электродов или с исходным электролитом.

Рассмотрим классический пример – электролиз водного раствора хлорида натрия ($NaCl$).

На катоде происходит восстановление воды с образованием газообразного водорода и гидроксид-ионов:

Катод (-): $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$

На аноде окисляются хлорид-ионы, в результате чего выделяется газообразный хлор:

Анод (+): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \uparrow$

В итоге, в катодном пространстве накапливаются ионы $Na^+$ и $OH^-$, образуя раствор гидроксида натрия ($NaOH$), и выделяется водород ($H_2$). В анодном пространстве выделяется хлор ($Cl_2$).

Если бы перегородка отсутствовала, то продукты электролиза смешались бы. Это привело бы к двум основным негативным последствиям. Во-первых, хлор ($Cl_2$), образующийся на аноде, прореагировал бы с гидроксидом натрия ($NaOH$), образующимся в катодном пространстве. Эта побочная реакция приводит к образованию хлорида и гипохлорита натрия, что снижает выход целевых продуктов – чистого хлора и каустической соды:

$Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$

Во-вторых, газообразный водород ($H_2$) и хлор ($Cl_2$) при смешивании образуют взрывоопасную смесь (гремучий газ), которая может взорваться под действием света или при нагревании. Наличие перегородки является важнейшей мерой безопасности.

Таким образом, перегородка (диафрагма), которая должна быть проницаема для ионов (чтобы обеспечить прохождение тока), но непроницаема для молекул продуктов, выполняет несколько ключевых функций: физически разделяет катодное и анодное пространства, предотвращает взаимодействие продуктов электролиза, обеспечивает получение чистых целевых веществ с высоким выходом и повышает безопасность всего процесса.

Ответ: Перегородки в электролизёрах необходимы для пространственного разделения продуктов, образующихся на катоде и аноде. Это делается для того, чтобы предотвратить их взаимную реакцию, которая может привести к снижению выхода целевых веществ (например, реакция хлора с гидроксидом натрия при электролизе раствора $NaCl$) и созданию взрывоопасных ситуаций (например, при смешивании водорода и хлора).

4. Какие вещества и в какой последовательности выделяются на катоде при электролизе водного раствора смеси солей: $KNO_3$, $Zn(NO_3)_2$, $AgNO_3$?

При электролизе водного раствора на катоде (отрицательном электроде) происходит процесс восстановления — присоединение электронов. В данном растворе за электроны конкурируют катионы $K^+$, $Zn^{2+}$, $Ag^+$ и молекулы воды $H_2O$.

Последовательность восстановления определяется величиной стандартного электродного потенциала ($E^0$). Первым восстанавливается тот окислитель (катион или молекула воды), который имеет наибольший (самый положительный) потенциал.

Рассмотрим стандартные электродные потенциалы для всех возможных катодных процессов:

• $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \qquad E^0 = +0,80 \text{ В}$
• $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^- \qquad E \approx -0,41 \text{ В}$ (для нейтральной среды)
• $Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn \qquad E^0 = -0,76 \text{ В}$
• $K^+ + e^- \rightarrow K \qquad E^0 = -2,93 \text{ В}$

Исходя из этих значений, процессы на катоде будут протекать в следующей последовательности:

1. Восстановление серебра

Ионы серебра $Ag^+$ имеют самый высокий электродный потенциал ($+0,80 \text{ В}$). Поэтому они будут восстанавливаться в первую очередь, осаждаясь на катоде в виде металлического серебра, пока полностью не израсходуются:

$Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$

2. Восстановление цинка

После осаждения всего серебра в растворе остаются ионы $Zn^{2+}$, $K^+$ и вода. Сравнивая потенциалы $E(H_2O/H_2) \approx -0,41 \text{ В}$ и $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 \text{ В}$, можно было бы предположить, что следующей будет восстанавливаться вода. Однако для выделения газообразного водорода на поверхности многих металлов, включая цинк, требуется значительное перенапряжение (дополнительный потенциал). Это перенапряжение делает фактический потенциал восстановления воды более отрицательным, чем потенциал восстановления цинка. Поэтому вторым процессом будет восстановление ионов цинка:

$Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn$

3. Восстановление воды (выделение водорода)

После того как ионы $Ag^+$ и $Zn^{2+}$ будут полностью восстановлены, в растворе останутся ионы $K^+$ и вода. Потенциал восстановления ионов калия ($-2,93 \text{ В}$) намного ниже (более отрицательный), чем потенциал восстановления воды ($\approx -0,41 \text{ В}$). Калий является активным металлом и в водных растворах не восстанавливается. Следовательно, начнется процесс электролиза воды с выделением на катоде газообразного водорода:

$2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$

Ответ: На катоде вещества выделяются в следующей последовательности: вначале выделяется металлическое серебро (Ag), затем — металлический цинк (Zn), и после этого — газообразный водород ($H_2$).

5. При электролизе водного раствора хлорида калия образовалось 112 кг гидроксида калия. Какие газы при этом выделились и чему равны их объёмы (н. у.)?

Дано:

$m(\text{KOH}) = 112 \text{ кг}$

Найти:

Выделившиеся газы - ?

$V(\text{газ}_1)$ (н. у.) - ?

$V(\text{газ}_2)$ (н. у.) - ?

Решение:

Сначала запишем уравнение реакции электролиза водного раствора хлорида калия. В водном растворе соли активного металла (калия) и сильной бескислородной кислоты (соляной) на катоде будет восстанавливаться вода, а на аноде — кислотный остаток (хлорид-ион).

Процессы на электродах:

Катод (-): $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-$

Анод (+): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \uparrow$

Ионы калия $K^+$, оставшиеся в растворе, соединяются с образовавшимися у катода гидроксид-ионами $OH^-$, образуя гидроксид калия $KOH$.

Суммарное уравнение электролиза:

$2KCl + 2H_2O \xrightarrow{\text{электролиз}} 2KOH + H_2 \uparrow + Cl_2 \uparrow$

Из уравнения реакции следует, что в ходе электролиза выделяются два газа: водород ($H_2$) и хлор ($Cl_2$).

Теперь рассчитаем объёмы выделившихся газов. Для этого найдем количество вещества (в киломолях) образовавшегося гидроксида калия.

Молярная масса гидроксида калия ($KOH$):

$M(\text{KOH}) = M(K) + M(O) + M(H) = 39 + 16 + 1 = 56 \text{ г/моль} = 56 \text{ кг/кмоль}$

Количество вещества $KOH$:

$n(\text{KOH}) = \frac{m(\text{KOH})}{M(\text{KOH})} = \frac{112 \text{ кг}}{56 \text{ кг/кмоль}} = 2 \text{ кмоль}$

Согласно стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, количества веществ $KOH$, $H_2$ и $Cl_2$ соотносятся как $2:1:1$.

$n(H_2) = \frac{1}{2} n(\text{KOH}) = \frac{1}{2} \times 2 \text{ кмоль} = 1 \text{ кмоль}$

$n(Cl_2) = \frac{1}{2} n(\text{KOH}) = \frac{1}{2} \times 2 \text{ кмоль} = 1 \text{ кмоль}$

Зная количество вещества газов, найдем их объёмы при нормальных условиях (н. у.). Молярный объём газа при н. у. составляет $V_m = 22,4 \text{ м}^3\text{/кмоль}$.

Объём водорода:

$V(H_2) = n(H_2) \times V_m = 1 \text{ кмоль} \times 22,4 \frac{\text{м}^3}{\text{кмоль}} = 22,4 \text{ м}^3$

Объём хлора:

$V(Cl_2) = n(Cl_2) \times V_m = 1 \text{ кмоль} \times 22,4 \frac{\text{м}^3}{\text{кмоль}} = 22,4 \text{ м}^3$

Ответ: При электролизе выделились газы водород ($H_2$) и хлор ($Cl_2$). Объём водорода равен $22,4 \text{ м}^3$, объём хлора равен $22,4 \text{ м}^3$.

6. При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько гидроксида натрия по массе и количеству вещества образовалось в растворе.

Дано:

$V(H_2) = 7,2$ л (н. у.)

Найти:

$m(NaOH) - ?$

$n(NaOH) - ?$

Решение:

1. Запишем суммарное уравнение реакции электролиза водного раствора хлорида натрия:

$2NaCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2NaOH + H_2 \uparrow + Cl_2 \uparrow$

2. Вычислим количество вещества (моль) водорода, который выделился в ходе реакции. При нормальных условиях (н. у.) молярный объем газа $V_m$ равен $22,4$ л/моль.

$n(H_2) = \frac{V(H_2)}{V_m} = \frac{7,2 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} \approx 0,3214 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции определим количество вещества образовавшегося гидроксида натрия. Согласно стехиометрическим коэффициентам, количество вещества $NaOH$ в два раза больше количества вещества $H_2$.

$\frac{n(NaOH)}{n(H_2)} = \frac{2}{1}$

$n(NaOH) = 2 \cdot n(H_2) = 2 \cdot 0,3214 \text{ моль} \approx 0,6428 \text{ моль}$

4. Вычислим молярную массу гидроксида натрия ($NaOH$).

$M(NaOH) = M(Na) + M(O) + M(H) = 23 + 16 + 1 = 40 \text{ г/моль}$

5. Найдем массу образовавшегося гидроксида натрия.

$m(NaOH) = n(NaOH) \cdot M(NaOH) = 0,6428 \text{ моль} \cdot 40 \text{ г/моль} \approx 25,71 \text{ г}$

Округлив результаты до трёх значащих цифр, получаем искомые величины.

Ответ: в растворе образовалось $\approx 0,643$ моль гидроксида натрия, что по массе составляет $\approx 25,7$ г.

7. При электролизе раствора хлорида меди(II) масса катода увеличилась на 8 г. Какой газ выделился и каковы его масса и объём (н. у.)?

Дано:

Раствор $CuCl_2$

Увеличение массы катода: $\Delta m(катода) = m(Cu) = 8 \text{ г}$

Найти:

Какой газ выделился - ?

Масса газа $m(газ)$ - ?

Объём газа $V(газ)$ (н. у.) - ?

Решение:

При электролизе водного раствора хлорида меди(II) ($CuCl_2$) соль диссоциирует в воде на ионы:

$CuCl_2 \leftrightarrow Cu^{2+} + 2Cl^-$

Также в растворе присутствуют ионы, образующиеся при диссоциации воды: $H_2O \leftrightarrow H^+ + OH^-$.

На катоде (отрицательно заряженном электроде) происходит процесс восстановления. К нему притягиваются катионы $Cu^{2+}$ и $H^+$. Поскольку медь в ряду активности металлов стоит правее (менее активна, чем) водорода, на катоде будет восстанавливаться медь:

Катод (-): $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0$

Увеличение массы катода происходит за счет осаждения на нем металлической меди. Таким образом, масса выделившейся меди составляет 8 г: $m(Cu) = 8 \text{ г}$.

На аноде (положительно заряженном электроде) происходит процесс окисления. К нему притягиваются анионы $Cl^-$ и $OH^-$. Так как хлорид-ион является анионом бескислородной кислоты, он окисляется в первую очередь:

Анод (+): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2^0 \uparrow$

Следовательно, на аноде выделяется газообразный хлор ($Cl_2$).

Суммарное уравнение реакции электролиза раствора хлорида меди(II):

$CuCl_2 \xrightarrow{электролиз} Cu \downarrow + Cl_2 \uparrow$

Для расчета массы и объёма выделившегося хлора, сначала найдем количество вещества (моль) выделившейся меди. Молярная масса меди $M(Cu) \approx 64 \text{ г/моль}$.

$n(Cu) = \frac{m(Cu)}{M(Cu)} = \frac{8 \text{ г}}{64 \text{ г/моль}} = 0.125 \text{ моль}$

Согласно уравнению реакции, из 1 моль $CuCl_2$ образуется 1 моль $Cu$ и 1 моль $Cl_2$. Следовательно, количество вещества выделившегося хлора равно количеству вещества выделившейся меди:

$n(Cl_2) = n(Cu) = 0.125 \text{ моль}$

Теперь можем найти массу выделившегося хлора. Молярная масса хлора $M(Cl_2) = 2 \times 35.5 = 71 \text{ г/моль}$.

$m(Cl_2) = n(Cl_2) \times M(Cl_2) = 0.125 \text{ моль} \times 71 \text{ г/моль} = 8.875 \text{ г}$

И, наконец, найдем объём выделившегося хлора при нормальных условиях (н. у.). Молярный объём газа при н. у. составляет $V_m = 22.4 \text{ л/моль}$.

$V(Cl_2) = n(Cl_2) \times V_m = 0.125 \text{ моль} \times 22.4 \text{ л/моль} = 2.8 \text{ л}$

Ответ: При электролизе выделился газ хлор ($Cl_2$). Его масса составляет 8.875 г, а объём (при н. у.) - 2.8 л.

1. При электролизе водного раствора нитрата серебра на катоде образуется

1) $Ag$

2) $NO_2$

3) $NO$

4) $H_2$

Решение

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. В водном растворе нитрата серебра ($AgNO_3$) присутствуют следующие ионы: катионы серебра ($Ag^+$) и водорода ($H^+$ из диссоциации воды), а также анионы — нитрат-ионы ($NO_3^-$) и гидроксид-ионы ($OH^-$ из диссоциации воды).

$AgNO_3 \leftrightarrow Ag^+ + NO_3^-$
$H_2O \leftrightarrow H^+ + OH^-$

На катоде (отрицательном электроде) происходит процесс восстановления, на него притягиваются положительно заряженные ионы (катионы) — $Ag^+$ и $H^+$.

Для определения того, какой из катионов будет восстанавливаться, необходимо сравнить их положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода (включая серебро), восстанавливаются из водных растворов их солей. Ионы металлов, стоящих до алюминия, не восстанавливаются (вместо них восстанавливается водород из воды). Для металлов между алюминием и водородом возможны оба процесса.

Серебро (Ag) находится в ряду напряжений значительно правее (после) водорода (H). Это означает, что катионы серебра $Ag^+$ являются более активными окислителями, чем ионы водорода $H^+$, и будут восстанавливаться на катоде в первую очередь.

Процесс восстановления на катоде:
$Ag^+ + 1e^- \rightarrow Ag^0$

Таким образом, на катоде будет выделяться металлическое серебро.

Для полноты картины рассмотрим процесс на аноде (положительном электроде), где происходит окисление. К нему движутся анионы $NO_3^-$ и $OH^-$. Нитрат-ион ($NO_3^-$) является анионом кислородсодержащей кислоты, поэтому он не окисляется в водном растворе. Вместо него окисляются молекулы воды:
$2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 \uparrow + 4H^+$

Следовательно, продуктом на катоде является серебро (Ag).

Ответ: 1) Ag

2. При электролизе водного раствора иодида калия на аноде образуется

1) $O_2$

2) $H_2O$

3) $I_2$

4) $HI$

Решение

Электролиз водного раствора иодида калия ($KI$) представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока. В водном растворе иодид калия диссоциирует на ионы:
$KI \leftrightarrow K^+ + I^−$
Также в растворе присутствуют молекулы воды ($H_2O$), которые могут участвовать в электродных процессах.

Процессы на электродах:

1. На катоде (отрицательный электрод) происходит восстановление. К нему движутся катионы $K^+$ и молекулы воды $H_2O$. Калий — активный металл, поэтому в водном растворе вместо его ионов будут восстанавливаться молекулы воды:
Катод (-): $2H_2O + 2e^− → H_2↑ + 2OH^−$
На катоде выделяется газообразный водород.

2. На аноде (положительный электрод) происходит окисление. К нему движутся анионы $I^−$ и молекулы воды $H_2O$. Согласно правилам электролиза, при наличии в растворе галогенид-ионов (кроме $F^−$) и воды, на аноде окисляются именно галогенид-ионы, так как их окисление требует меньшего потенциала, чем окисление воды.
Анод (+): $2I^− - 2e^− → I_2$
На аноде образуется молекулярный иод.

Суммируя процессы на катоде и аноде, можно записать общее уравнение электролиза:
$2KI + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2KOH + H_2↑ + I_2$

Таким образом, при электролизе водного раствора иодида калия на аноде образуется иод ($I_2$).

Ответ: 3) $I_2$

Используя Интернет и дополнительную литературу, подготовьте электронную презентацию на тему «Применение электролиза».

Электролиз — это совокупность окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Этот процесс нашел широкое применение в различных отраслях промышленности, науки и техники. Ниже представлены основные направления использования электролиза, которые можно включить в электронную презентацию.

Электролиз является основным или единственным промышленным способом получения многих простых и сложных веществ, особенно тех, которые обладают высокой химической активностью.

• Получение активных металлов: Щелочные (Na, K, Li), щелочноземельные (Ca, Mg) металлы и алюминий получают исключительно электролизом расплавов их солей (например, хлоридов) или оксидов. Например, промышленное получение алюминия осуществляется электролизом раствора оксида алюминия $Al_2O_3$ в расплавленном криолите $Na_3[AlF_6]$ (процесс Холла-Эру).
  На катоде (отрицательном электроде) происходит восстановление алюминия: $Al^{3+} + 3e^- \rightarrow Al$
  На аноде (положительном электроде) происходит окисление кислорода: $2O^{2-} - 4e^- \rightarrow O_2$
  Суммарное уравнение процесса: $2Al_2O_3 \xrightarrow{электролиз} 4Al + 3O_2\uparrow$

• Получение неметаллов: Электролизом получают водород и кислород (из подкисленной воды), хлор (из растворов или расплавов хлоридов), фтор (исключительно электролизом расплавов фторидов). Например, при электролизе водного раствора хлорида натрия получают три важных продукта: хлор, водород и гидроксид натрия (каустическую соду).
  Суммарное ионное уравнение: $2Cl^- + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} Cl_2\uparrow + H_2\uparrow + 2OH^-$
  Молекулярное уравнение: $2NaCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2NaOH + H_2\uparrow + Cl_2\uparrow$

• Получение сложных веществ: Электролизом водных растворов солей получают щелочи (NaOH, KOH), сильные окислители, такие как перманганат калия $KMnO_4$, хлораты и перхлораты.

Ответ: В промышленности электролиз используется для получения активных металлов (Al, Na, Mg), неметаллов (Cl₂, F₂, H₂), а также важных химических соединений (например, гидроксида натрия).

Электролитическое рафинирование (очистка) позволяет получать металлы очень высокой чистоты (99,9% и выше). Этот метод широко применяется для очистки меди, никеля, свинца, олова, а также благородных металлов — золота и серебра.

Рассмотрим процесс на примере рафинирования меди. Неочищенный металл (черновая медь) используется в качестве анода, а тонкая пластина из чистой меди — в качестве катода. Электролитом служит водный раствор сульфата меди(II) $CuSO_4$.

• На аноде (+): происходит электрохимическое растворение (окисление). Медь и все более активные металлы-примеси (железо, цинк, никель) переходят в раствор в виде ионов.
  $Cu - 2e^- \rightarrow Cu^{2+}$
  $Fe - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$

• На катоде (−): происходит осаждение (восстановление). Ионы меди из раствора осаждаются на катоде, образуя слой чистого металла, в то время как ионы более активных металлов остаются в растворе.
  $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$

Менее активные примеси (золото, серебро, платина) не растворяются и оседают на дно электролизера, образуя так называемый анодный шлам — ценный продукт для извлечения благородных металлов.

Ответ: Электролитическое рафинирование применяется для получения металлов высокой чистоты (например, меди) путем растворения неочищенного анода и избирательного осаждения чистого металла на катоде.

Гальванотехника — это область прикладной электрохимии, которая включает в себя два основных процесса: гальваностегию и гальванопластику.

• Гальваностегия (нанесение гальванических покрытий): Это процесс нанесения тонкого слоя одного металла (например, хрома, никеля, цинка, олова, серебра, золота) на поверхность изделия из другого материала. Изделие, которое нужно покрыть, служит катодом. Цели гальваностегии:

  • Защита от коррозии: цинкование и кадмирование стальных деталей.
  • Придание декоративного вида: хромирование, позолота, серебрение сантехники, фурнитуры, ювелирных изделий.
  • Повышение износостойкости и твердости: хромирование и никелирование трущихся деталей машин и инструментов.

• Гальванопластика: Это процесс получения точных металлических копий различных предметов. Сначала изготавливают форму-матрицу (например, из воска или пластика), ее поверхность делают электропроводной (покрывают графитом) и используют как катод в электролитической ванне. На матрице осаждается толстый слой металла (чаще всего меди). После достижения нужной толщины металлическую копию отделяют от формы. Гальванопластика применяется для изготовления печатных плат, матриц для грампластинок, клише для печати, а также для создания произведений искусства (например, скульптуры на Исаакиевском соборе в Санкт-Петербурге).

Ответ: Гальваностегия используется для нанесения на изделия защитных и декоративных металлических покрытий, а гальванопластика — для создания точных металлических копий предметов.

Сфера применения электролиза не ограничивается перечисленными выше областями.

• Электрохимическая обработка металлов: Для изготовления деталей сложной формы из очень твердых сплавов, которые трудно поддаются механической обработке, применяют электрохимическое травление (размерную обработку). Электрополировка позволяет получить идеально гладкую, зеркальную поверхность металла.

• Очистка сточных вод: Методы электрокоагуляции и электрофлотации используют для удаления из промышленных стоков ионов тяжелых металлов ( $Cu^{2+}$, $Ni^{2+}$, $Cr^{3+}$ ), фенолов, нефтепродуктов и других загрязнителей.

• Аналитическая химия: Электрогравиметрический и кулонометрический методы анализа основаны на законах Фарадея. Они позволяют с высокой точностью определять содержание веществ в растворе, измеряя массу вещества, выделившегося на электроде, или количество электричества, затраченного на реакцию.

• Медицина и биотехнология: Электрофорез — метод, основанный на движении заряженных частиц в электрическом поле. Он широко используется для разделения сложных биологических молекул (белков, ДНК, РНК) в диагностических целях, а также для введения лекарственных препаратов в организм через кожу.

• Защита от коррозии: Катодная защита — эффективный метод борьбы с коррозией крупных металлических конструкций (подземных трубопроводов, корпусов судов, морских платформ). Защищаемый объект подключают к отрицательному полюсу внешнего источника тока, делая его катодом и предотвращая его разрушение.

Ответ: Электролиз также находит применение в прецизионной обработке металлов, очистке сточных вод, химическом анализе, медицине, биотехнологии и для защиты крупных металлических объектов от коррозии.