Страница 99 - гдз по химии 9 класс учебник Еремин, Кузьменко

2. Натрий впервые был получен электролизом расплава гидроксида натрия. Составьте молекулярное уравнение электролиза, если известно, что гидроксид-ион окисляется на аноде по уравнению: $4\text{OH}^- - 4\text{e}^- \rightarrow \text{O}_2\uparrow + 2\text{H}_2\text{O}$. Определите элемент-окислитель и элемент-восстановитель.

Дано:

Электролиз расплава гидроксида натрия ($NaOH$).

Процесс окисления на аноде: $4OH^{-} - 4\bar{e} \rightarrow O_{2}\uparrow + 2H_{2}O$

Найти:

1. Молекулярное уравнение электролиза.

2. Элемент-окислитель и элемент-восстановитель.

Решение:

Составление молекулярного уравнения электролиза

В расплаве гидроксид натрия диссоциирует на ионы:

$NaOH \leftrightarrow Na^{+} + OH^{-}$

В процессе электролиза на электродах протекают следующие реакции:

На катоде (отрицательном электроде) происходит процесс восстановления. К нему притягиваются положительно заряженные ионы натрия $Na^{+}$ и принимают электроны:

Катод(-): $Na^{+} + 1\bar{e} \rightarrow Na^{0}$

На аноде (положительном электроде) происходит процесс окисления. К нему притягиваются отрицательно заряженные гидроксид-ионы $OH^{-}$. Согласно условию задачи, они отдают электроны по следующей схеме:

Анод(+): $4OH^{-} - 4\bar{e} \rightarrow O_{2}\uparrow + 2H_{2}O$

Чтобы составить общее уравнение реакции, необходимо, чтобы число электронов, отданных на аноде, было равно числу электронов, принятых на катоде. Процесс на аноде включает 4 электрона, поэтому уравнение для катода нужно умножить на 4:

$4Na^{+} + 4\bar{e} \rightarrow 4Na^{0}$

Теперь сложим электронные уравнения для катода и анода, чтобы получить суммарное ионное уравнение электролиза:

$4Na^{+} + 4OH^{-} \rightarrow 4Na^{0} + O_{2}\uparrow + 2H_{2}O$

Ионы $4Na^{+}$ и $4OH^{-}$ соответствуют четырем формульным единицам $NaOH$. Запишем итоговое молекулярное уравнение:

Ответ: Молекулярное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия: $4NaOH \xrightarrow{электролиз} 4Na + O_{2}\uparrow + 2H_{2}O$.

Определение элемента-окислителя и элемента-восстановителя

Окислитель — это элемент, который в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления. Восстановитель — это элемент, который отдает электроны, повышая свою степень окисления.

Проанализируем изменение степеней окисления элементов в данной реакции:

$4\overset{+1}{Na}\overset{-2}{O}\overset{+1}{H} \rightarrow 4\overset{0}{Na} + \overset{0}{O_{2}} + 2\overset{+1}{H_{2}}\overset{-2}{O}$

1. Натрий изменяет степень окисления с +1 на 0:

$Na^{+1} + 1\bar{e} \rightarrow Na^{0}$

Атом натрия принимает электрон, его степень окисления понижается. Следовательно, натрий ($Na^{+1}$) является окислителем.

2. Кислород изменяет степень окисления с -2 (в $NaOH$) на 0 (в $O_{2}$):

$2O^{-2} - 4\bar{e} \rightarrow O_{2}^{0}$

Атом кислорода отдает электроны, его степень окисления повышается. Следовательно, кислород ($O^{-2}$) является восстановителем.

Ответ: Элемент-окислитель — натрий ($Na^{+1}$); элемент-восстановитель — кислород ($O^{-2}$).

3. Составьте уравнения электролиза:

а) Расплава хлорида калия;

б) Раствора хлорида золота $AuCl_3$.

Укажите общие черты и найдите различия в этих процессах.

Решение

а) расплава хлорида калия

При электролизе расплава соли в процессе участвуют только ионы самой соли. Хлорид калия диссоциирует на катионы калия и хлорид-анионы:

$KCl \rightarrow K^+ + Cl^-$

На катоде (отрицательном электроде) происходит процесс восстановления. К нему притягиваются положительно заряженные ионы калия ($K^+$) и восстанавливаются до металлического калия:

Катод (-): $K^+ + 1e^- \rightarrow K^0$

На аноде (положительном электроде) происходит процесс окисления. К нему притягиваются отрицательно заряженные хлорид-ионы ($Cl^-$) и окисляются до газообразного хлора:

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

Для составления суммарного уравнения реакции необходимо уравнять число электронов, отданных на аноде и принятых на катоде. Умножим уравнение катодного процесса на 2. Суммарное уравнение электролиза:

$2KCl \xrightarrow{электролиз} 2K + Cl_2 \uparrow$

Ответ: Уравнение электролиза расплава хлорида калия: $2KCl \xrightarrow{электролиз} 2K + Cl_2 \uparrow$.

б) раствора хлорида золота AuCl₃

При электролизе водного раствора соли необходимо учитывать возможное участие в процессе молекул воды. В растворе присутствуют ионы $Au^{3+}$, $Cl^-$, а также молекулы $H_2O$.

На катоде (-) конкурируют два возможных процесса: восстановление ионов золота и восстановление молекул воды. Золото ($Au$) в ряду электрохимической активности металлов стоит значительно правее водорода, поэтому оно является неактивным металлом и будет восстанавливаться преимущественно:

Катод (-): $Au^{3+} + 3e^- \rightarrow Au^0$

На аноде (+) конкурируют процессы окисления хлорид-ионов и молекул воды. В случае электролиза растворов галогенидов (кроме фторидов), на аноде происходит окисление галогенид-ионов:

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

Для составления суммарного уравнения сбалансируем число электронов. Наименьшее общее кратное для 3 (на катоде) и 2 (на аноде) равно 6. Умножим катодное уравнение на 2, а анодное — на 3:

Катод: $2Au^{3+} + 6e^- \rightarrow 2Au^0$

Анод: $6Cl^- - 6e^- \rightarrow 3Cl_2^0$

Суммарное уравнение электролиза в молекулярном виде:

$2AuCl_3 \xrightarrow{электролиз} 2Au \downarrow + 3Cl_2 \uparrow$

Ответ: Уравнение электролиза раствора хлорида золота(III): $2AuCl_3 \xrightarrow{электролиз} 2Au \downarrow + 3Cl_2 \uparrow$.

Общие черты и различия в этих процессах

Общие черты:

1. Оба процесса являются электролизом — окислительно-восстановительной реакцией, протекающей под действием постоянного электрического тока.

2. На аноде в обоих случаях выделяется один и тот же продукт — газообразный хлор ($Cl_2$), так как окисляется хлорид-ион.

3. В обоих случаях на катоде идет процесс восстановления, а на аноде — окисления.

Различия:

1. Агрегатное состояние электролита: В первом случае — расплав соли (безводная среда, высокая температура), во втором — водный раствор (комнатная температура).

2. Продукт на катоде: При электролизе расплава KCl на катоде образуется очень активный металл калий ($K$). При электролизе раствора $AuCl_3$ образуется неактивный металл золото ($Au$).

3. Роль воды: В первом процессе вода отсутствует. Во втором процессе вода выступает в роли растворителя, и ее молекулы являются потенциальными конкурентами в электродных процессах, что определяет возможность или невозможность получения некоторых металлов из водных растворов их солей.

4. Условия проведения: Электролиз расплава KCl требует очень высокой температуры (температура плавления $KCl$ — 770°C), в то время как электролиз водного раствора можно проводить при комнатной температуре.

Ответ: Общей чертой процессов является выделение хлора на аноде. Ключевые различия обусловлены агрегатным состоянием электролита (расплав против раствора): это приводит к разным продуктам на катоде (активный металл калий против неактивного золота) и принципиально разным температурным условиям проведения электролиза.

4. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в схемах электролиза расплавов:

a) $\text{Al}_2\text{O}_3 \rightarrow \text{Al} + \text{O}_2\uparrow$;

б) $\text{KBr} \rightarrow \text{K} + \text{Br}_2$;

в) $\text{KOH} \rightarrow \text{K} + \text{H}_2\text{O}\uparrow + \text{O}_2\uparrow$;

г) $\text{NaI} \rightarrow \text{Na} + \text{I}_2$.

Для расстановки коэффициентов в предложенных схемах электролиза расплавов используем метод электронного баланса, который основан на том, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

а) Рассмотрим схему электролиза расплава оксида алюминия: $Al_2O_3 \rightarrow Al + O_2\uparrow$.

1. Определим степени окисления элементов, которые их изменяют:

$Al_2^{+3}O_3^{-2} \rightarrow Al^0 + O_2^0$

Алюминий является окислителем, он принимает электроны и восстанавливается. Кислород является восстановителем, он отдает электроны и окисляется.

2. Составим полуреакции процессов восстановления (на катоде) и окисления (на аноде):

$Al^{+3} + 3e^- \rightarrow Al^0$

$2O^{-2} - 4e^- \rightarrow O_2^0$

3. Составим электронный баланс, чтобы найти коэффициенты. Наименьшее общее кратное для чисел принятых и отданных электронов (3 и 4) равно 12. Дополнительные множители: $12 \div 3 = 4$ и $12 \div 4 = 3$.

$Al^{+3} + 3e^- \rightarrow Al^0$ | 4 | процесс восстановления

$2O^{-2} - 4e^- \rightarrow O_2^0$ | 3 | процесс окисления

4. Расставим коэффициенты в уравнении. Перед алюминием ($Al$) ставим коэффициент 4, а перед кислородом ($O_2$) – 3.

$...Al_2O_3 \rightarrow 4Al + 3O_2$

Теперь уравняем число атомов в левой части. Справа 4 атома $Al$ и 6 атомов $O$. Следовательно, перед $Al_2O_3$ нужно поставить коэффициент 2.

Ответ: $2Al_2O_3 \xrightarrow{электролиз} 4Al + 3O_2\uparrow$.

б) Рассмотрим схему электролиза расплава бромида калия: $KBr \rightarrow K + Br_2$.

1. Определим степени окисления элементов:

$K^{+1}Br^{-1} \rightarrow K^0 + Br_2^0$

Калий является окислителем (восстанавливается), а бром – восстановителем (окисляется).

2. Составим полуреакции:

$K^{+1} + 1e^- \rightarrow K^0$ | 2 | процесс восстановления (катод)

$2Br^{-1} - 2e^- \rightarrow Br_2^0$ | 1 | процесс окисления (анод)

3. Наименьшее общее кратное для 1 и 2 равно 2. Множители: $2 \div 1 = 2$ и $2 \div 2 = 1$.

4. Расставим коэффициенты. Перед калием ($K$) ставим 2, перед бромом ($Br_2$) – 1.

$...KBr \rightarrow 2K + Br_2$

Уравниваем левую часть, поставив коэффициент 2 перед $KBr$.

Ответ: $2KBr \xrightarrow{электролиз} 2K + Br_2$.

в) Рассмотрим схему электролиза расплава гидроксида калия: $KOH \rightarrow K + H_2O\uparrow + O_2\uparrow$.

1. Определим степени окисления элементов:

$K^{+1}O^{-2}H^{+1} \rightarrow K^0 + H_2^{+1}O^{-2} + O_2^0$

Степень окисления меняют калий (с +1 на 0) и кислород (с -2 на 0).

2. Составим полуреакции:

$K^{+1} + 1e^- \rightarrow K^0$ | 4 | процесс восстановления (катод)

$2O^{-2} - 4e^- \rightarrow O_2^0$ | 1 | процесс окисления (анод)

3. Наименьшее общее кратное для 1 и 4 равно 4. Множители: $4 \div 1 = 4$ и $4 \div 4 = 1$.

4. Расставим коэффициенты. Перед $K$ ставим 4, перед $O_2$ – 1.

$...KOH \rightarrow 4K + H_2O + O_2$

Уравниваем левую часть, ставя коэффициент 4 перед $KOH$: $4KOH$. Теперь слева 4 атома $K$, 4 атома $O$ и 4 атома $H$. Справа у нас уже есть 4 $K$ и 2 $O$ (из $O_2$). Для баланса необходимо 4 атома $H$ и 2 атома $O$, что соответствует 2 молекулам воды ($2H_2O$).

Ответ: $4KOH \xrightarrow{электролиз} 4K + 2H_2O\uparrow + O_2\uparrow$.

г) Рассмотрим схему электролиза расплава иодида натрия: $NaI \rightarrow Na + I_2$.

1. Определим степени окисления элементов:

$Na^{+1}I^{-1} \rightarrow Na^0 + I_2^0$

Натрий является окислителем (восстанавливается), а иод – восстановителем (окисляется).

2. Составим полуреакции:

$Na^{+1} + 1e^- \rightarrow Na^0$ | 2 | процесс восстановления (катод)

$2I^{-1} - 2e^- \rightarrow I_2^0$ | 1 | процесс окисления (анод)

3. Наименьшее общее кратное для 1 и 2 равно 2. Множители: $2 \div 1 = 2$ и $2 \div 2 = 1$.

4. Расставим коэффициенты. Перед натрием ($Na$) ставим 2, перед иодом ($I_2$) – 1.

$...NaI \rightarrow 2Na + I_2$

Уравниваем левую часть, поставив коэффициент 2 перед $NaI$.

Ответ: $2NaI \xrightarrow{электролиз} 2Na + I_2$.

5. Используя источники информации, установите, какие металлы и какие неметаллы получают в промышленности с помощью электролиза.

Электролиз — это физико-химический процесс, заключающийся в выделении на электродах составных частей растворенных веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который происходит при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. В промышленности электролиз является ключевым методом для получения многих веществ, особенно высокоактивных металлов и неметаллов, которые трудно или невозможно получить другими способами.

Решение

Металлы, получаемые в промышленности с помощью электролиза

Электролиз является основным промышленным методом получения активных и некоторых среднеактивных металлов. Его применяют в двух основных вариантах: электролиз расплавов солей/оксидов и электролиз водных растворов солей.

Алюминий: Производится в огромных масштабах электролизом расплава оксида алюминия ($Al_2O_3$) в криолите ($Na_3AlF_6$) при температуре около $950 \text{°C}$ (процесс Холла-Эру). Суммарное уравнение реакции: $2Al_2O_3 \xrightarrow{электролиз} 4Al + 3O_2\uparrow$.

Активные щелочные и щелочноземельные металлы:

• Натрий: Получают электролизом расплава хлорида натрия ($NaCl$) с добавками ($CaCl_2$) для снижения температуры плавления (процесс Даунса). Уравнение: $2NaCl \xrightarrow{электролиз} 2Na + Cl_2\uparrow$.
• Литий, калий, кальций, магний, бериллий: Также получают электролизом расплавов их хлоридов (например, $MgCl_2$, $KCl$, $LiCl$, $CaCl_2$).
• Электролитическое рафинирование металлов: Этот метод используется для получения металлов высокой чистоты.
• Медь: Черновая медь (анод) растворяется в электролите (раствор $CuSO_4$), а на катоде осаждается химически чистая медь (99,99%).
• Никель, свинец, олово, золото, серебро: Также могут быть очищены методом электролитического рафинирования.
• Электроэкстракция металлов из растворов: Метод извлечения металлов из растворов, полученных после выщелачивания руд.
• Цинк, кадмий, марганец: Получают электролизом водных растворов их сульфатов ($ZnSO_4$, $CdSO_4$, $MnSO_4$). Например, для цинка: $2ZnSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Zn + 2H_2SO_4 + O_2\uparrow$.

Ответ: В промышленности с помощью электролиза получают: активные металлы (алюминий, натрий, калий, литий, магний, кальций, бериллий); металлы средней активности путем электроэкстракции (цинк, кадмий, марганец); а также проводят электролитическое рафинирование (очистку) многих металлов (медь, никель, свинец, золото и др.).

Неметаллы, получаемые в промышленности с помощью электролиза

Электролиз также является незаменимым способом производства ряда важнейших неметаллов.

• Хлор: Один из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности. Его получают электролизом водного раствора хлорида натрия (рассола). Этот процесс также дает два других ценных продукта — гидроксид натрия (едкий натр) и водород. Суммарное уравнение: $2NaCl + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2NaOH + H_2\uparrow + Cl_2\uparrow$.
• Водород: Высокочистый водород получают электролизом воды (часто с добавлением щелочей, например, $KOH$, для увеличения электропроводности). Процесс описывается уравнением: $2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2H_2\uparrow + O_2\uparrow$. Также водород является побочным продуктом в хлор-щелочном производстве.
• Кислород: Является побочным продуктом при электролитическом получении водорода из воды.
• Фтор: Как самый электроотрицательный элемент, фтор невозможно получить химическими методами окисления. Единственный промышленный способ его получения — электролиз расплава гидрофторида калия ($KHF_2$) или раствора $KF$ в безводном $HF$.

Также в процессе электролиза рассола получают гидроксид натрия ($NaOH$), который не является неметаллом, но является важнейшим продуктом этого электролитического процесса.

Ответ: В промышленности с помощью электролиза получают такие неметаллы, как хлор ($Cl_2$), водород ($H_2$), кислород ($O_2$) и фтор ($F_2$).