Электролиз – понятие, уравнения и схемы процесса, примеры решений

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде – процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2:
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH – .
Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H + +2e → H2.
Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F – ), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl – – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды – почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H + написать не можем, так как OH – и H + не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H + +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH – – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H2O – 4e → O2 + 4H + .
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO – – 2e → R-R + 2CO2.

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na + + Cl –

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2Cl – – 2e → Cl2

Коэффициент 2 перед Na + появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

2Na + + 2Cl – + 2H2O → H2 0 + 2Na + + 2OH – + Cl2. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H2O → H2 0 + 2NaOH + Cl2.

2. Раствор Na2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na2SO4 → 2Na + + SO4 2–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H2O → 2H2 0 + 4OH – + 4H + + O2 0 .

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H2O:
6H2O → 2H2 0 + 4H2O + O2 0 .

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H2O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H2O → 2H2 0 + O2 0 .

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

3. Раствор CuCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl2 → Cu 2+ + 2Cl –

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Записываем суммарное уравнение:
CuCl2 → Cu 0 + Cl2.

4. Раствор CuSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO4 → Cu 2+ + SO4 2–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu 2+ и SO4 2– 1:1.

К: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Записываем суммарное уравнение:
2Cu 2+ + 2SO4 2– + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 4H + + 2SO4 2– .

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 2H2SO4.

5. Раствор NiCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl2 → Ni 2+ + 2Cl –

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 4Cl – – 4e → 2Cl2

Замечаем, что согласно формуле NiCl2, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni 2+ для получения общего количества 2NiCl2. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Читайте также:
Все определения по физике за 9 класс основные понятия, термины, законы и формулы по термодинамике, динамике, механике, оптике, молекулярной физике

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 4Cl – + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + 2OH – + Ni 2+ + 2Cl2.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl2 + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. Раствор NiSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO4 → Ni 2+ + SO4 2–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni 2+ . Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 2SO4 2– + 2H2O + 2H2O → Ni 0 + Ni 2+ + 2OH – + H2 0 + O2 0 + 2SO4 2– + 4H + .

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO4 + 4H2O → Ni 0 + Ni(OH)2 + H2 0 + O2 0 + 2H2SO4.

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H + и OH – с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H + расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

7. Раствор CH3COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH3COONa → CH3COO – + Na +

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2CH3COO – – 2e → CH3-CH3 + CO2

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na + + 2CH3COO – + 2H2O → 2Na + + 2OH – + H2 0 + CH3-CH3 + CO2

8. Раствор H2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
H2SO4 → 2H + + SO4 2–

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H + +2e → H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H + +4e → 2H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H + + 2H2O → 2H2 + O2 + 4H +

Катионы H + находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H2O:
2H2O → 2H2 + O2.

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na + + OH –

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na + (в растворе)
4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H2O + 4OH – → 2H2 0 + 4OH – + O2 0 + 2H2O

Сокращая 2H2O и ионы OH – , получаем итоговое уравнение электролиза:
2H2O → 2H2 + O2.

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
2) щелочей;
3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H2O → 2H2 + O2.

1.4.9. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na + направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na + и анионы Cl − разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na + и потери электронов в случае ионов Cl − . То есть на катоде протекает процесс:

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее записать так:

То есть мы имеем:

Катод: Na + + 1e − = Na 0

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl2

Подведем электронный баланс:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl2 |∙1 + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl2

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na + + 2Cl − = 2Na 0 + Cl2

далее, объединив ионы Na + и Cl − получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Читайте также:
Условия равновесия тел определение, виды, формулировка и формулы

Другими словами, ни у катионов Na + , ни у анионов Cl − не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

При этом могут происходить процессы:

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

2Н + + 2е − = Н2 – в случае кислоты

Me n + + ne = Me 0 – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F − ), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F − ) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO2

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl2 |∙1

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Нитрат-ион NO3 − — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Катод: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu 2+ + 2H2O = 2Cu 0 + O2 + 4H +

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H2O + 2e − = 2OH − + H2 |∙1

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Читайте также:
Парообразование - описание процессов испарения и кипения

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H + , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н + + 2e − = H2 |∙2

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H2O + 2e − = 2OH − + H2 |∙2

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Содержание:

Сильнейшим окислительно – восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

  • Катодный процесс: K + + e – → K 0

Анионы Cl движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

  • Анодный процесс: 2Cl – — 2e – → Cl2 0 ↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S – , J – , Br – , Cl – , OH – и молекулы H2O:

  • 2J – => J2 0 + 2e;
  • 4OH – => O2 + 2H2O + 4e;
  • 2H2O => O2 + 4H + + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

  • NaCl → Na + + Cl –
  • Катод: Cu 2+ + 2e – → Cu 0
  • Анод: Cu 02e – → Cu 2+

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

Читайте также:
Эффект Доплера формула, исследование и автор физического явления, суть теории, применение закона на практике, примеры задач

Электролиз — понятие, правила применения и схемы процесса

Понятие электролиза

Электролиз — процесс, который возникает при воздействии электрического тока на электролит и заключается в выделении электродами составных частей.

Значение явления заключается в том, что путём воздействия электричества на ионы можно организовывать новые формы, структуры или даже сами вещества. Это позволяет человеку контролировать некоторые процессы, протекающие на молекулярном уровне. Законы данного явления в химии и физике открыл английский учёный Фарадей.

Явление происходит при участии электродов, которые делятся на катод и анод:

— электрод с отрицательным зарядом, на котором происходит восстановление катионов;

— электрод с положительным зарядом, где происходит окисление анионов.

Приборы чаще всего изготавливаются из материалов, пропускающих электрический ток, например, из графита или большинства металлов. Оба прибора подключаются к отрицательному и положительному полюсам соответственно.

Явление происходит в следующем порядке:

  1. Диссоциация.
  2. Электролиз.

Очень важно не путать такие близкие определения, как гидролиз и электролиз. Первым явлением считается разложение раствора вещества на ионы (заряженные частицы) в воде.

Промышленное применение электролиза

Электролиз широко используется в следующих сферах промышленности:

  • Выделение и очистка металлов.
  • Получение алюминия, магния, натрия, кадмия.
  • Получение щелочей, хлора, водорода.
  • Очистка меди, никеля, свинца.
  • Процессы напыления защитных покрытий с целью защиты металлов от коррозии.лектролиз (от греч. «лизис» – разложение, растворение, распад) – это совокупность физико-химических явлений на находящихся в жидкости электродах при прохождении электрического тока. Например, погрузив в воду два электрода и подключив их к источнику постоянного тока, мы обнаружим, что вокруг электродов выделяются пузырьки – это газы водород и кислород. При их образовании уменьшается масса воды, то есть она разлагается на входящие в её состав элементы.

Если электроды погружать не в воду, а в растворы или расплавы солей, кислот и щелочей, то можно наблюдать выделение других газов и даже твёрдых веществ, оседающих на поверхности электродов. По этой причине электролиз широко применяют в технике. Рассмотрим самые важные направления его применения. Но перед этим запомним, что электрод, присоединяемый к «+» источника тока, называют анодом, а электрод, присоединяемый к «–» источника тока, называют катодом.


Получение рафинированной меди.

Электрометаллургия

Электролитическим путём в промышленности получают многие металлы: алюминий, медь, магний, хром, титан и др. Например, для получения чистого алюминия в специальную металлическую ванну вливают расплавленную при 900 °С руду, содержащую алюминий в химически связанном виде (обычно в виде оксидов). В ванну опускают угольные стержни, которые служат анодами, а сама ванна – катодом. При прохождении тока через расплав на дне ванны выделяется жидкий алюминий, который сливают через отверстие внизу ванны.


Электрометаллургия.

Рафинирование (очистка) меди

Медь, применяемая в электро- и радиотехнике для изготовления проводников, должна быть чистой, поскольку примеси уменьшают электропроводность. Для очистки меди от примесей в электролитическую ванну заливают раствор сульфата меди II (устаревшее название – медный купорос) и опускают две пластины: анод – толстую пластину из неочищенной меди и катод – тонкий лист из чистой меди.

При пропускании электрического тока анод постепенно растворяется, примеси выпадают в осадок, а на катоде оседает чистая медь. Аналогичным способом получают и другие чистые металлы – никель, свинец, золото.

Гальваностегия

Для придания изделиям красивого внешнего вида, прочности или для предохранения от коррозии, их покрывают тонким слоем какого-либо металла: никеля, хрома и др. Для этого изделие тщательно очищают, обезжиривают и помещают как катод в электролитическую ванну, содержащую соль того металла, которым желают покрыть. Для более равномерного покрытия полезно применять две пластины в качестве анода, помещая изделие между ними.


Результат гальваностегии.

Гальванопластика

Это электролитическое осаждение металла на поверхности какого-либо предмета для воспроизведения его формы. Для этого с предмета сначала снимают слепок (из воска или гипса) и покрывают его токопроводящим слоем, например, слоем графита. Подготовленный таким способом предмет помещают в качестве катода в ванну с раствором соли соответствующего металла. При включении тока металл из электролита оседает на поверхности предмета. Гальванопластику используют для изготовления неограниченного числа точных копий того изделия, с которого был снят слепок.

Интересное по теме: Что такое закон Ома

Гальванополировка

Если резное металлическое изделие поместить в раствор электролита и включить ток, то наиболее сильное электрическое поле образуется у микроскопических выступов на поверхности этого изделия. Если оно подключено к «+» источника тока, то наиболее интенсивно ионы металла будут «вырываться» именно из выступов, и поверхность металла выровняется.

Будет интересно➡ Что такое заземление простыми словами

Электрофорез

От греч. «форезис» – перенесение), это лечебная процедура. Электроды накладывают на тело человека. Между телом и электродом помещают бумагу или ткань, пропитанную электропроводящим лекарственным препаратом. При включении тока начинается движение заряженных частиц из бумаги или ткани в кожу, а затем в тело человека. Так происходит процесс ввода лекарств, скорость которого можно регулировать, изменяя силу тока. Электролиз применяют также и для синтеза различных неорганических и органических веществ; это изучается в отдельной науке – электрохимии.

Первый закон Фарадея

Установленный Фарадеем первый закон говорит о прямой пропорциональности между массой вещества, выделившейся в ходе электролиза, и величиной заряда, который прошел через электролит.

Правило подкреплено формулой m = k * q

, то есть произведение заряда вещества на его электрохимический эквивалент, что равняется его массе.

Проверка первого закона Фарадея происходит следующим образом:

  • нужно взять три любых электролита, например, А, Б и В и пропустить ток через каждый;
  • если вещества одни и те же, то массы выделившихся можно назвать Г, Г1 и Г2;
  • при этом будет верным следующее равенство: Г= Г1+Г2.

Второй закон Фарадея

Данное правило, установленное Фарадеем, указывает на зависимость между атомной массой вещества, количеством возможных химических связей и самим электрохимическим эквивалентом.

Таким образом, электрохимический эквивалент прямо пропорционален атомной массе вещества, но валентности вещества он обратно пропорционален.

Процессы, протекающие при электролизе

Электролиз получил широкое распространение в металлургии цветных металлов и в ряде химических производств. Такие металлы, как алюминий, цинк, магний, получают главным образом путем электролиза. Кроме того, электролиз используется для рафинирования (очистки) меди, никеля, свинца, а также для получения водорода, кислорода, хлора и ряда других химических веществ.

Читайте также:
Консервативные и неконсервативные силы: определение и основные формулы

Сущность электролиза заключается в выделении из электролита при протекании через электролитическую ванну постоянного тока частиц вещества и осаждении их на погруженных в ванну электродах (электроэкстракция) или в переносе веществ с одного электрода через электролит на другой (электролитическое рафинирование). В обоих случаях цель процессов – получение возможно более чистых незагрязненных примесями веществ.

В отличие от электронной электропроводности металлов в электролитах (растворах солей, кислот и оснований в воде и в некоторых других растворителях, а также в расплавленных соединениях) наблюдается ионная электропроводность.

Электролиты являются проводниками второго рода. В этих растворах и расплавах имеет место электролитическая диссоциация – распад на положительно и отрицательно заряженные ионы. Если в сосуд с электролитом – электролизер поместить электроды, присоединенные к электрическому источнику энергии, то в нем начнет протекать ионный ток, причем положительно заряженные ионы – катионы будут двигаться к катоду (это в основном металлы и водород), а отрицательно заряженные ионы – анионы (хлор, кислород) – к аноду.


Что такое электролиз.

У анода анионы отдают свой заряд и превращаются в нейтральные частицы, оседающие на электроде. У катода катионы отбирают электроны у электрода и также нейтрализуются, оседая на нем, причем выделяющиеся на электродах газы в виде пузырьков поднимаются кверху. Электрический ток во внешней цепи представляет собой движение электронов от анода к катоду (рис. 1). При этом раствор обедняется, и для поддержания непрерывности процесса электролиза приходится его обогащать. Так осуществляют извлечение тех или иных веществ из электролита (электроэкстракцию).

Будет интересно➡ Правила безопасности при работе с электричеством

Если же анод может растворяться в электролите по мере обеднения последнего, то частицы его, растворяясь в электролите, приобретают положительный заряд и направляются к катоду, на котором осаждаются, тем самым осуществляется перенос материала с анода на катод. Так как при этом процесс ведут так, чтобы содержащиеся в металле анода примеси не переносились на катод, такой процесс называется электролитическим рафинированием.

Если электрод поместить в раствор с ионами того же вещества, из которого он изготовлен, то при некотором потенциале между электродом и раствором не происходит ни растворения электрода, ни осаждения на нем вещества из раствора. Такой потенциал называется нормальным потенциалом вещества. Если на электрод подать более отрицательный потенциал, то на нем начнется выделение вещества (катодный процесс), если же более положительный, то начнется его растворение (анодный процесс).


Электролиз медного купороса.

Значение нормальных потенциалов зависит от концентрации ионов и температуры. Принято считать нормальный потенциал водорода за нуль. Если в электролите имеются ионы разных металлов, то первыми на катоде выделяются ионы, имеющие меньший отрицательный нормальный потенциал (медь, серебро, свинец, никель), щелочноземельные металлы выделить труднее всего. Кроме того, в водных растворах всегда имеются ионы водорода, которые будут выделяться ранее, чем все металлы, имеющие отрицательный нормальный потенциал, поэтому при электролизе последних значительная или даже большая часть энергии затрачивается на выделение водорода.

Путем специальных мер можно воспрепятствовать в известных пределах выделению водорода, однако металлы с нормальным потенциалом меньше 1 В (например, магний, алюминий, щелочноземельные металлы) получить электролизом из водного раствора не удается. Их получают разложением расплавленных солей этих металлов. Нормальные электродные потенциалы веществ, указанные в табл. 1, являются минимальными, при них начинается процесс электролиза, практически требуются большие значения потенциала для развития процесса.

Разность между действительным потенциалом электрода при электролизе и нормальным для него потенциалом называют перенапряжением. Оно увеличивает потери энергии при электролизе.

С другой стороны, увеличивая перенапряжение для ионов водорода, можно затруднить его выделение на катоде, что позволяет получить электролизом из водных растворов ряд таких более отрицательных по сравнению с водородом металлов, как свинец, олово, никель, кобальт, хром и даже цинк. Это достигается ведением процесса при повышенных плотностях тока на электродах, а также введением в электролит некоторых веществ.

Течение катодных и анодных реакций при электролизе определяется следующими двумя законами Фарадея.

Масса вещества mэ, выделившегося при электролизе на катоде или перешедшего с анода в электролит, пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества Iτ: mэ = α/τ,здесь а – электрохимический эквивалент вещества, г/Кл.

Масса выделенного при электролизе вещества одним и тем же количеством электричества прямо пропорциональна атомной массе вещества А и обратно пропорциональна его валентности n: mэ = А / 96480n, здесь 96480 – число Фарадея, Кл х моль-1.

Интересно почитать: то такое датчик Холла.

Таким образом, электрохимический эквивалент вещества α= А / 96480n представляет собой массу вещества в граммах, выделяемую единицей проходящего через электролитическую ванну количества электричества – кулоном (ампер-секундой). Для меди А = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 г/Кл, для никеля α =0,000304 г/Кл, для цинка α=0,00034 г/Кл. В действительности масса выделившегося вещества всегда меньше указанной, что объясняется рядом побочных процессов, проходящих в ванне (например, выделением водорода на катоде), утечками тока и короткими замыканиями между электродами.


Химические реакции при электролизе.

Таблица изменения веществ с помощью электролиза

Усиление восстановительных способностей веществ:

Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe3+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2 Ag+
Натрий Магний Алюминий Цинк Железо Никель Олово Свинец Водород Медь Серебро

Усиление окислительных способностей веществ:

I- Br- Cl- OH- NO3- CO32- SO42-.
Йодид (соли, образованные йодоводородной кислотой) Бромид (соли, образованные бромоводородной кислотой) Хлорид (соли, образованные соляной кислотой) Гидроксид Нитрат (соли, образованные азотной кислотой) Карбонат (соли, образованные угольной кислотой) Сульфат (соли, образованные серной кислотой)
Катод (отрицательный) Анод (положительный)
Восстановление катионов после водорода Окисление анионов кислот, не содержащих кислорода
Восстановление катионов, имеющих среднюю активность Окисление анионов оксокислот
Восстановление наиболее активных катионов Окисление анионов гидроксидов
Восстановление катионов водорода

Правила электролиза водных растворов

Электролиз на катоде зависит только от положения металла в электрохимическом ряду напряжений:

  • если катион электролита стоит левее алюминия (включительно), на катоде восстанавливается вода с выделением водорода, а катионы металла остаются в растворе: 2H2O+2e–= H2↑+2OH– (Li…Al)
  • если катион электролита стоит между алюминием и водородом, на катоде восстанавливаются и вода, и катионы металла; Men++ne–= Me; 2H2O+2e– = H2↑+2OH– (Mn…Pb)
  • если катион электролита стоит правее водорода, на катоде восстанавливается только катионы металла: Men++ne–= Me (Cu…Au)
  • если в растворе электролита находится несколько металлов, первыми восстанавливаются катионы металла, который в ряду напряжений стоит правее остальных.
  • Электролиз на анодезависит только от материала, из которого изготовлен анод: в случае растворимого анода (металлы, которые окисляются в процессе электролиза – железо, медь, цинк, серебро) – всегда идет процесс окисления металла анода: Me-ne–= Men+
  • в случае нерастворимого анода (золото, платина, графит): идет процесс окисления аниона при электролизе растворов солей бескислородных кислот, за исключением фторидов: Acm-me–= Ac
  • идет процесс окисления воды в остальных случаях (электролиз оксикислот и фторидов) – анион остается в растворе: 2H2O-4e–= 4H++O2↑
  • при электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы: 4OH–-4e–= 2H2O+O2↑
Читайте также:
Уравнение Бернулли физический и геометрический смысл, вывод формулы Бернулли общего вида для идеальной жидкости, для потока реальной жидкости, для идеального газа
  • восстановительная активность анионов уменьшается в ряду (соответственно увеличивается способность окисляться):
  • I–; Br–; S2-; Cl–; OH–; SO42-; NO3–; F–

    Уравнения и схемы процессов электролиза, протекающих на катоде и аноде

    Электролиз воды

    Вода является слабым электролитом, из-за чего процесс будет протекать очень медленно.

    Общее уравнение реакции: 2H2O => 2H2
    + O2.

    Схема водного электролиза:

    Анод Катод
    2H2O => O2 + 4H+ + 4e– 4H+ + 4e– => 2H2
    3H2O => O3 + 6e– + 6H+ O2 + 2H2O + 2e– => H2O2 + 2OH–

    Электролиз расплавов солей

    Данную разновидность реакции можно рассмотреть на примере расплава гидроксида натрия, то есть NaOH.

    Na+ + 1ē => Na0 (восстановление)

    Электролиз — понятие, правила применения и схемы процесса

    Понятие электролиза

    Электролиз — процесс, который возникает при воздействии электрического тока на электролит и заключается в выделении электродами составных частей.

    Значение явления заключается в том, что путём воздействия электричества на ионы можно организовывать новые формы, структуры или даже сами вещества. Это позволяет человеку контролировать некоторые процессы, протекающие на молекулярном уровне. Законы данного явления в химии и физике открыл английский учёный Фарадей.

    Явление происходит при участии электродов, которые делятся на катод и анод:

    — электрод с отрицательным зарядом, на котором происходит восстановление катионов;

    — электрод с положительным зарядом, где происходит окисление анионов.

    Приборы чаще всего изготавливаются из материалов, пропускающих электрический ток, например, из графита или большинства металлов. Оба прибора подключаются к отрицательному и положительному полюсам соответственно.

    Явление происходит в следующем порядке:

    1. Диссоциация.
    2. Электролиз.

    Очень важно не путать такие близкие определения, как гидролиз и электролиз. Первым явлением считается разложение раствора вещества на ионы (заряженные частицы) в воде.

    Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

    Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

    Процессы, протекающие на катоде:

    В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

    1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например: Zn2+ +2e → Zn0.

    2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2: 2H2O + 2e → H20 + 2OH–. Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

    3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества: 2H+ +2e → H2. Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

    Процессы, протекающие на аноде:

    На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F–), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

    1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ: 2Cl– – 2e → Cl2.

    2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H+ написать не можем, так как OH– и H+ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H+ +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления. 4OH– – 4e → O2 + 2H2O.

    3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению: 2H2O – 4e → O2 + 4H+. Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

    4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи: 2R-COO– – 2e → R-R + 2CO2.

    Первый закон Фарадея

    Установленный Фарадеем первый закон говорит о прямой пропорциональности между массой вещества, выделившейся в ходе электролиза, и величиной заряда, который прошел через электролит.

    Правило подкреплено формулой m = k * q

    , то есть произведение заряда вещества на его электрохимический эквивалент, что равняется его массе.

    Проверка первого закона Фарадея происходит следующим образом:

    • нужно взять три любых электролита, например, А, Б и В и пропустить ток через каждый;
    • если вещества одни и те же, то массы выделившихся можно назвать Г, Г1 и Г2;
    • при этом будет верным следующее равенство: Г= Г1+Г2.

    Второй закон Фарадея

    Данное правило, установленное Фарадеем, указывает на зависимость между атомной массой вещества, количеством возможных химических связей и самим электрохимическим эквивалентом.

    Таким образом, электрохимический эквивалент прямо пропорционален атомной массе вещества, но валентности вещества он обратно пропорционален.

    Процессы, протекающие при электролизе

    Электролиз получил широкое распространение в металлургии цветных металлов и в ряде химических производств. Такие металлы, как алюминий, цинк, магний, получают главным образом путем электролиза. Кроме того, электролиз используется для рафинирования (очистки) меди, никеля, свинца, а также для получения водорода, кислорода, хлора и ряда других химических веществ.

    Сущность электролиза заключается в выделении из электролита при протекании через электролитическую ванну постоянного тока частиц вещества и осаждении их на погруженных в ванну электродах (электроэкстракция) или в переносе веществ с одного электрода через электролит на другой (электролитическое рафинирование). В обоих случаях цель процессов – получение возможно более чистых незагрязненных примесями веществ.

    В отличие от электронной электропроводности металлов в электролитах (растворах солей, кислот и оснований в воде и в некоторых других растворителях, а также в расплавленных соединениях) наблюдается ионная электропроводность.

    Электролиты являются проводниками второго рода. В этих растворах и расплавах имеет место электролитическая диссоциация – распад на положительно и отрицательно заряженные ионы. Если в сосуд с электролитом – электролизер поместить электроды, присоединенные к электрическому источнику энергии, то в нем начнет протекать ионный ток, причем положительно заряженные ионы – катионы будут двигаться к катоду (это в основном металлы и водород), а отрицательно заряженные ионы – анионы (хлор, кислород) – к аноду.

    Читайте также:
    История изобретения радио - основные принципы радиовещания


    Что такое электролиз.

    У анода анионы отдают свой заряд и превращаются в нейтральные частицы, оседающие на электроде. У катода катионы отбирают электроны у электрода и также нейтрализуются, оседая на нем, причем выделяющиеся на электродах газы в виде пузырьков поднимаются кверху. Электрический ток во внешней цепи представляет собой движение электронов от анода к катоду (рис. 1). При этом раствор обедняется, и для поддержания непрерывности процесса электролиза приходится его обогащать. Так осуществляют извлечение тех или иных веществ из электролита (электроэкстракцию).

    Будет интересно➡ Постоянный ток — определение и параметры

    Если же анод может растворяться в электролите по мере обеднения последнего, то частицы его, растворяясь в электролите, приобретают положительный заряд и направляются к катоду, на котором осаждаются, тем самым осуществляется перенос материала с анода на катод. Так как при этом процесс ведут так, чтобы содержащиеся в металле анода примеси не переносились на катод, такой процесс называется электролитическим рафинированием.

    Если электрод поместить в раствор с ионами того же вещества, из которого он изготовлен, то при некотором потенциале между электродом и раствором не происходит ни растворения электрода, ни осаждения на нем вещества из раствора. Такой потенциал называется нормальным потенциалом вещества. Если на электрод подать более отрицательный потенциал, то на нем начнется выделение вещества (катодный процесс), если же более положительный, то начнется его растворение (анодный процесс).


    Электролиз медного купороса.

    Значение нормальных потенциалов зависит от концентрации ионов и температуры. Принято считать нормальный потенциал водорода за нуль. Если в электролите имеются ионы разных металлов, то первыми на катоде выделяются ионы, имеющие меньший отрицательный нормальный потенциал (медь, серебро, свинец, никель), щелочноземельные металлы выделить труднее всего. Кроме того, в водных растворах всегда имеются ионы водорода, которые будут выделяться ранее, чем все металлы, имеющие отрицательный нормальный потенциал, поэтому при электролизе последних значительная или даже большая часть энергии затрачивается на выделение водорода.

    Путем специальных мер можно воспрепятствовать в известных пределах выделению водорода, однако металлы с нормальным потенциалом меньше 1 В (например, магний, алюминий, щелочноземельные металлы) получить электролизом из водного раствора не удается. Их получают разложением расплавленных солей этих металлов. Нормальные электродные потенциалы веществ, указанные в табл. 1, являются минимальными, при них начинается процесс электролиза, практически требуются большие значения потенциала для развития процесса.

    Разность между действительным потенциалом электрода при электролизе и нормальным для него потенциалом называют перенапряжением. Оно увеличивает потери энергии при электролизе.

    С другой стороны, увеличивая перенапряжение для ионов водорода, можно затруднить его выделение на катоде, что позволяет получить электролизом из водных растворов ряд таких более отрицательных по сравнению с водородом металлов, как свинец, олово, никель, кобальт, хром и даже цинк. Это достигается ведением процесса при повышенных плотностях тока на электродах, а также введением в электролит некоторых веществ.

    Течение катодных и анодных реакций при электролизе определяется следующими двумя законами Фарадея.

    Масса вещества mэ, выделившегося при электролизе на катоде или перешедшего с анода в электролит, пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества Iτ: mэ = α/τ,здесь а – электрохимический эквивалент вещества, г/Кл.

    Масса выделенного при электролизе вещества одним и тем же количеством электричества прямо пропорциональна атомной массе вещества А и обратно пропорциональна его валентности n: mэ = А / 96480n, здесь 96480 – число Фарадея, Кл х моль-1.

    Интересно почитать: то такое датчик Холла.

    Таким образом, электрохимический эквивалент вещества α= А / 96480n представляет собой массу вещества в граммах, выделяемую единицей проходящего через электролитическую ванну количества электричества – кулоном (ампер-секундой). Для меди А = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 г/Кл, для никеля α =0,000304 г/Кл, для цинка α=0,00034 г/Кл. В действительности масса выделившегося вещества всегда меньше указанной, что объясняется рядом побочных процессов, проходящих в ванне (например, выделением водорода на катоде), утечками тока и короткими замыканиями между электродами.


    Химические реакции при электролизе.

    Таблица изменения веществ с помощью электролиза

    Усиление восстановительных способностей веществ:

    Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe3+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2 Ag+
    Натрий Магний Алюминий Цинк Железо Никель Олово Свинец Водород Медь Серебро

    Усиление окислительных способностей веществ:

    I- Br- Cl- OH- NO3- CO32- SO42-.
    Йодид (соли, образованные йодоводородной кислотой) Бромид (соли, образованные бромоводородной кислотой) Хлорид (соли, образованные соляной кислотой) Гидроксид Нитрат (соли, образованные азотной кислотой) Карбонат (соли, образованные угольной кислотой) Сульфат (соли, образованные серной кислотой)
    Катод (отрицательный) Анод (положительный)
    Восстановление катионов после водорода Окисление анионов кислот, не содержащих кислорода
    Восстановление катионов, имеющих среднюю активность Окисление анионов оксокислот
    Восстановление наиболее активных катионов Окисление анионов гидроксидов
    Восстановление катионов водорода

    Уравнения и схемы процессов электролиза, протекающих на катоде и аноде

    Электролиз воды

    Вода является слабым электролитом, из-за чего процесс будет протекать очень медленно.

    Общее уравнение реакции: 2H2O => 2H2
    + O2.

    Схема водного электролиза:

    Анод Катод
    2H2O => O2 + 4H+ + 4e– 4H+ + 4e– => 2H2
    3H2O => O3 + 6e– + 6H+ O2 + 2H2O + 2e– => H2O2 + 2OH–

    Электролиз расплавов солей

    Данную разновидность реакции можно рассмотреть на примере расплава гидроксида натрия, то есть NaOH.

    Na+ + 1ē => Na0 (восстановление)

    Особенности электролиза расплавов

    В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

    При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

    Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

    Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

    • KCl → K+ + Cl-

    Катионы K+ перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

    • Катодный процесс: K+ + e- → K0
    Читайте также:
    Звуковые волны определение, виды, основные свойства и характеристики

    Анионы Cl- движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

    • Анодный процесс: 2Cl- — 2e- → Cl20↑

    Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

    • 2KCl (эл.ток) 2K0 + Cl20↑

    Примеры написания уравнений реакций электролиза

    Электролиз

    Процессы, протекающие при электролизе противоположны процессам, идущим при работе гальванического элемента. Если при работе гальванического элемента, энергия самопроизвольно протекающей окислительно0восстановительной реакции превращается в электрическую энергию, то при электролизе химическая реакция происходит за счет энергии электрического тока.

    Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

    Электролиз проводится в электролизерах, основными составными частями которых являются два электрода, погруженные в ионный проводник (электролит) и подключенные к клеммам источника постоянного тока.

    Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока называется катодом, а с положительным – анодом.

    При подаче напряжения на катоде происходят процессы восстановления, а на аноде – процессы окисления.

    Аноды бывают нерастворимые (из угля, графита, платины и иридия) и растворимые (из меди, серебра, цинка, кадмия и никеля). Растворимый анод подвергается окислению, т.е. посылает электроны во внешнюю цепь.

    Электролиз расплава протекает по следующей схеме:

    1. анионы, образовавшиеся при плавлении электролита в порядке возрастания их электродных потенциалов (j 0 )

    2. катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания их j 0 .

    Например, 2NaCl ® 2Na + Cl2 K (-) 2Na + + 2e = 2Na 0

    расплав A (+) 2Cl – – 2e = Cl2

    При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать возможность участия в окислительно-восстановитель-ных реакциях молекул воды, материал из которого изготовлен анод, природу ионов и условия электролиза.

    Таблица 3 – Общие правила написания уравнений электролиза

    водных растворов электролитов

    Процессы, протекающие на
    катоде аноде
    1. От Li + до Al 3+ включительно; NH3 не восстанавливаются 2H2O + 2e ® H2­ + 2OH – 2. От Mn 2+ до Cu 2+ восстанавливаются совместно с водой: Me n+ + ne ® Me 0 2H2O + 2e ® H2­ + 2OH – 3. Катионы H + восстанавливаются только при электролизе кислот: 2H + + 2e ® H2­ Анод нерастворимый (инертный) 1. Анионы бескислородных кислот: J – , Br – , S 2- , Cl – , искл. F – 2 J – – 2e ® J2 0 2. Анионы оксикислот SO4 2- , NO3 – , CO3 2- , PO4 3- и F – : 2H2O – 4e ® O2 + 4H + 3. Анионы OH – при электролизе растворов щелочей: 4OH – – 4e ®O2 + 2H2O
    4. От Cu 2+ до Au 3+ Me n+ + ne ® Me 0 Анод растворимый (активный) Не зависимо от природы аниона всегда идет окисление атомов металла анода: Me 0 – ne ® Me n+

    1. Электролиз раствора NaCl (анод инертный)

    2 Cl – – 2е ® Cl2

    В результате на катоде выделяется Н2, на аноде Cl2 , а в катодном пространстве электролизера накапливается NaOH

    2. Электролиз раствора ZnSO4 (анод инертный)

    После сокращения молекул Н2О и добавления в обе части уравнения ионов SO4 2- , получим молекулярное уравнение электролиза:

    3. Электролиз раствора K2SO4 (анод инертный)

    т.е. электролиз раствора сульфата калия сводится к разложению воды. Концентрация соли в растворе увеличивается.

    4. Электролиз раствора ZnSO4 с анодом из цинка.

    Zn 0 + Zn 2+ ® Zn 2+ + Zn 0

    Т.е. электролиз раствора ZnSO4 с анодом из цинка сводится к переносу цинка с анода на катод..

    Между количеством вещества, выделившегося на электродах при электролизе, количеством прошедшего через раствор электричества и временем электролиза существуют зависимости, выражаемые законом Фарадея.

    Первый закон Фарадея: масса вещества, выделившегося или растворившегося на электродах, прямо пропорционально количеству прошедшего через раствор электричества:

    m = ——— ; где m – масса вещества, выделившегося на электродах,

    Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль,

    t – время электролиза, сек.;

    F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль).

    Второй закон Фарадея: при определенном количестве электричества, прошедшего через раствор, отношение масс прореагировавших веществ равно отношению молярных масс их химических эквивалентов:

    Для выделения или растворения 1 моль эквивалента любого вещества необходимо пропустить через раствор или расплав одно и тоже количество электричества, равное 96 500 Кл. Эта величина получила название постоянной Фарадея.

    Количество вещества, выделившегося на электроде при прохождении 1Кл электричества, называется его электрохимическим эквивалентом (ε ).

    ε =. ——- , где ε – электрохимический

    Мэ – молярная масса эквивалента

    элемента (вещества); , г/моль

    F – постоянная Фарадея, Кл/моль.

    Таблица 4 – Электрохимические эквиваленты некоторых элементов

    катион Мэ, г/моль ε , мг Анион Мэ, г/моль ε , мг
    Ag + Al 3+ Au3+ Ba 2+ Ca 2+ Cd 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H + K + Li + Mg 2+ Mn 2+ Na + Ni 2+ Pb 2+ Sn 2+ Sr 2+ Zn 2+ 107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69 1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339 Br – BrO3 – Cl – ClO3 – HCOO – СН3СОО – CN – CO3 2- C2O4 2- CrO4 2- F – I – NO3 – IO3 – OH – S 2- SO4 2- Se 2- SiO3 2- 79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03 0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395

    Процессы окисления и восстановления лежат в основе работы таких химических источников тока, как аккумуляторы.

    Аккумуляторами называются гальванические элементы, в которых возможны обратимые процессы зарядки и разрядки, совершаемые без добавления участвующих в их работе веществ.

    Для восстановления израссходованной химической энергии аккумулятор заряжают, пропуская ток от внешнего источника. При этом на электродах протекают электрохимические реакции, обратные тем, что имели место при работе аккумулятора в качестве источника тока.

    Наиболее распространенными в настоящее время являются свинцовые аккумуляторы, в которых положительным электродом служит диоксид свинца PbO2 , а отрицательным – металлический свинец Pb.

    В качестве электролита применяют 25-30% раствор серной кислоты, поэтому свинцовые аккумуляторы называют еще кислотными.

    Процессы, протекающие при разрядке и зарядке аккумулятора, суммарно могут быть представлены: разрядка

    Читайте также:
    Эффект Доплера формула, исследование и автор физического явления, суть теории, применение закона на практике, примеры задач

    Pb 0 + Pb +4 O2 + 4Н + + 2SO4 2- « 2Pb 0 +2SO4 2- + 2H2O

    Помимо свинцового аккумулятора в практике находят применение щелочные аккумуляторы: никель-кадмиевые, никель-железные.

    Таблица 5 – Виды аккумуляторов

    Тип аккумулятора Система Электродные реакции ЭДС, В
    Свинцовый Серебряно-цинковый Никель- цинковый Серебряно-кадмиевый Железо-никелевый Никель-кадмиевый PbO2| H2SO4| Cd Ag2O | KOH | Zn NiOOH | KOH | Zn Ag2O | KOH | Cd NiOOH | KOH | Fe NiOOH | KOH | Cd PbO2 + Pb+2H2SO4 «2PbSO4+2H2O 2Ag2O+2Zn+H2O«4Ag+ZnO+Zn(OH)2 2NiOOH+Zn+2H2O«2Ni(OH)2+Zn(ОH)2 2Ag2O+2Cd+H2O «4Ag+CdO+Cd(OH)2 2NiOOH+Fe+2H2O«2Ni(OH)2+Fe(OH)2 2NiOOH+Cd+2H2O«2Ni(OH)2+Cd(OH)2 2,10 1,85 1,70 1,50 1,40 1,36

    Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

    Испарение и конденсация. Кипение жидкости

    1. Явление превращения вещества из жидкого состояния в газообразное называется парообразованием. Парообразование может осуществляться в виде двух процессов: испарения и кипения.

    Испарение происходит с поверхности жидкости при любой температуре. Так, лужи высыхают и при 10 °С, и при 20 °С, и при 30 °С. Таким образом, испарением называется процесс превращения вещества из жидкого состояния в газообразное, происходящий с поверхности жидкости при любой температуре.

    С точки зрения молекулярно-кинетической теории строения вещества испарение жидкости объясняется следующим образом. Молекулы жидкости, участвуя в непрерывном движении, имеют разные скорости. Наиболее быстрые молекулы, находящиеся на границе поверхности воды и воздуха и имеющие сравнительно большую энергию, преодолевают притяжение соседних молекул и покидают жидкость. Таким образом, над жидкостью образуется пар.

    Поскольку из жидкости при испарении вылетают молекулы, обладающие большей внутренней энергией по сравнению с энергией молекул, остающихся в жидкости, то средняя скорость и средняя кинетическая энергия молекул жидкости уменьшаются и, следовательно, температура жидкости уменьшается.

    Скорость испарения жидкости зависит от рода жидкости. Так, скорость испарения эфира больше, чем скорость испарения воды и растительного масла. Кроме того, скорость испарения зависит от движения воздуха над поверхностью жидкости. Доказательством может служить то, что бельё сохнет быстрее на ветру, чем в безветренном месте при тех же внешних условиях.

    Скорость испарения зависит от температуры жидкости. Иапример, вода при температуре 30 °С испаряется быстрее, чем вода при 10 °С.

    Хорошо известно, что вода, налитая в блюдце, испариться быстрее, чем вода такой же массы, налитая в стакан. Следовательно, скорость испарения зависит от площади поверхности жидкости.

    2. Процесс превращения вещества из газообразного состояния в жидкое называется конденсацией.

    Процесс конденсации происходит одновременно с процессом испарения. Молекулы, вылетевшие из жидкости и находящиеся над её поверхностью, участвуют в хаотическом движении. Они сталкиваются с другими молекулами, и в какой-то момент времени их скорости могут быть направлены к поверхности жидкости, и молекулы вернутся в неё.

    Если сосуд открыт, то процесс испарения происходит быстрее, чем конденсация, и масса жидкости в сосуде уменьшается. Пар, образующийся над жидкостью, называется ненасыщенным.

    Если жидкость находится в закрытом сосуде, то вначале число молекул, вылетающих из жидкости, будет больше, чем число молекул, возвращающихся в неё, но с течением времени плотность пара над жидкостью возрастет настолько, что число молекул, покидающих жидкость, станет равным числу молекул, возвращающихся в неё. В этом случае наступает динамическое равновесие жидкости с её паром.

    Пар, находящийся в состоянии динамического равновесия со своей жидкостью, называется насыщенным паром.

    Если сосуд с жидкостью, в котором находится насыщенный пар, нагреть, то вначале число молекул, вылетающих из жидкости, увеличится и будет больше, чем число молекул, возвращающихся в неё. С течением времени равновесие восстановится, но плотность пара над жидкостью и соответственно его давление увеличатся.

    3. В воздухе всегда содержится водяной пар, являющийся продуктом испарения воды. Содержание водяного пара в воздухе характеризует его влажность.

    Абсолютной влажностью воздуха ​ ( (rho) ) ​ называют массу водяного пара, содержащегося в 1 м 3 воздуха, или плотность водяного пара, содержащегося в воздухе.

    Если относительная влажность равна 9,41·10 -3 кг/м 3 , то это означает, что в 1 м 3 содержится 9,41·10 -3 кг водяного пара.

    Для того чтобы судить о степени влажности воздуха, вводят величину, называемую относительной влажностью.

    Относительной влажностью воздуха ​ ( (varphi) ) ​ называют величину, равную отношению плотности водяного пара ​ ( (rho) ) ​, содержащегося в воздухе (абсолютной влажности), к плотности насыщенного водяного пара ​ ( (rho_0) ) ​ при этой температуре:

    ​Обычно относительную влажность выражают в процентах.

    При понижении температуры ненасыщенный нар может превратиться в насыщенный. Примером такого превращения является выпадение росы и образование тумана. Так, летним днём при температуре 30 °С плотность водяного пара равна 12,8·10 -3 кг/м 3 . Этот водяной пар является ненасыщенным. При понижении вечером температуры до 15 °С он уже будет насыщенным, и выпадет роса.

    Температуру, при которой водяной пар, содержащийся в воздухе, становится насыщенным, называют точкой росы.

    Для измерения влажности воздуха используют прибор, называемый психрометром.

    Психрометр состоит из двух термометров, один из которых сухой, а другой — влажный (рис. 74). Термометры прикреплены к таблице, в которой по вертикали указана температура, которую показывает сухой термометр, а по горизонтали — разность показаний сухого и влажного термометров. Определив показания термометров, по таблице находят значение относительной влажности воздуха.

    Например, температура, которую показывает сухой термометр, 20 °С, показание влажного термометра — 15 °С. Разность показаний 5 °С. По таблице находим значение относительной влажности ​ ( varphi ) ​ = 59%.

    4. Второй процесс парообразования — кипение. Наблюдать этот процесс можно с помощью простого опыта, нагревая воду в стеклянной колбе. При нагревании воды в ней через некоторое время появляются пузырьки, в которых содержатся воздух и насыщенный водяной пар, который образуется при испарении воды внутри пузырьков. При повышении температуры давление внутри пузырьков растёт, и под действием выталкивающей силы они поднимаются вверх. Однако, поскольку температура верхних слоёв воды меньше, чем нижних, пар в пузырьках начинает конденсироваться, и они сжимаются. Когда вода прогреется по всему объёму, пузырьки с паром поднимаются до поверхности, лопаются, и пар выходит наружу. Вода кипит. Это происходит при такой температуре, при которой давление насыщенного пара в пузырьках равно атмосферному давлению.

    Процесс парообразования, происходящий во всем объёме жидкости при определённой температуре, называют кипением. Температуру, при которой жидкость кипит, называют температурой кипения.

    Эта температура зависит от атмосферного давления. При повышении атмосферного давления температура кипения возрастает.

    Опыт показывает, что в процессе кипения температура жидкости не изменяется, несмотря на то, что извне поступает энергия. Переход жидкости в газообразное состояние при температуре кипения связан с увеличением расстояния между молекулами и соответственно с преодолением притяжения между ними. На совершение работы по преодолению сил притяжения расходуется подводимая к жидкости энергия. Так происходит до тех пор, пока вся жидкость не превратится в пар. Поскольку жидкость и пар в процессе кипения имеют одинаковую температуру, то средняя кинетическая энергия молекул не изменяется, увеличивается лишь их потенциальная энергия.

    Читайте также:
    История изобретения радио - основные принципы радиовещания

    На рисунке 75 приведён график зависимости температуры воды от времени в процессе её нагревания от комнатной температуры до температуры кипения (АБ), кипения (БВ), нагревания пара (ВГ), охлаждения пара (ГД), конденсации (ДЕ) и последующего охлаждения (ЕЖ).

    5. Для превращения разных веществ из жидкого состояния в газообразное требуется разная энергия, эта энергия характеризуется величиной, называемой удельной теплотой парообразования.

    Удельной теплотой парообразования ​ ( (L) ) ​ называют величину, равную отношению количества теплоты, которое нужно сообщить веществу массой 1 кг, для превращения его из жидкого состояния в газообразное при температуре кипения.

    Единица удельной теплоты парообразования — ​ ( [L] ) ​ = Дж/кг.

    Чтобы рассчитать количество теплоты ​ ( Q ) ​, которое необходимо сообщить веществу массой ​ ( m ) ​ для его превращения из жидкого состояния в газообразное, необходимо удельную теплоту парообразования ​ ( (L) ) ​ умножить на массу вещества: ​ ( Q=Lm ) ​.

    При конденсации пара выделяется некоторое количество теплоты, причем его значение равно значению количества теплоты, которое необходимо затратить для превращения жидкости в пар при той же температуре.

    ПРИМЕРЫ ЗАДАНИЙ

    Часть 1

    1. Испарение и кипение — два процесса превращения вещества из одного агрегатного состояния в другое. Общей характеристикой этих процессов является то, что оба они

    А. Представляют собой процесс превращения вещества из жидкого состояния в газообразное
    Б. Происходят при определённой температуре

    1) только А
    2) только Б
    3) и А, и Б
    4) ни А, ни Б

    2. Испарение и кипение — два процесса перехода вещества из одного агрегатного состояния в другое. Различие между ними заключается в том, что

    А. Кипение происходит при определённой температуре, а испарение — при любой температуре.
    Б. Испарение происходит с поверхности жидкости, а кипение — во всём объёме жидкости.

    Правильным(-и) является(-ются) утверждение(-я)

    1) только А
    2) только Б
    3) и А, и Б
    4) ни А, ни Б

    3. При нагревании вода превращается в пар той же температуры. При этом

    1) увеличивается среднее расстояние между молекулами
    2) уменьшается средний модуль скорости движения молекул
    3) увеличивается средний модуль скорости движения молекул
    4) уменьшается среднее расстояние между молекулами

    4. В процессе конденсации водяного пара при неизменной его температуре выделилось некоторое количество теплоты. Что произошло с энергией молекул водяного пара?

    1) изменилась как потенциальная, так и кинетическая энергия молекул пара
    2) изменилась только потенциальная энергия молекул пара
    3) изменилась только кинетическая энергия молекул пара
    4) внутренняя энергия молекул пара не изменилась

    5. На рисунке приведён график зависимости температуры воды от времени при её охлаждении и последующем нагревании. Первоначально вода находилась в газообразном состоянии. Какой участок графика соответствует процессу конденсации воды?

    1) АВ
    2) ВС
    3) CD
    4) DE

    6. На рисунке приведён график зависимости температуры воды от времени. В начальный момент времени вода находилась в газообразном состоянии. В каком состоянии находится вода в момент времени ​ ( tau_1 ) ​?

    1) только в газообразном
    2) только в жидком
    3) часть воды в жидком состоянии, часть — в газообразном
    4) часть воды в жидком состоянии, часть — в кристаллическом

    7. На рисунке приведён график зависимости температуры спирта от времени при его нагревании и последующем охлаждении. Первоначально спирт находился в жидком состоянии. Какой участок графика соответствует процессу кипения спирта?

    1) АВ
    2) ВС
    3) CD
    4) DE

    8. Какое количество теплоты необходимо затратить, чтобы превратить в газообразное состояние 0,1 кг спирта при температуре кипения?

    1) 240 Дж
    2) 90 кДж
    3) 230 кДж
    4) 4500 кДж

    9. В понедельник абсолютная влажность воздуха днём при температуре 20 °С была равной 12,8 г/см 3 . Во вторник она увеличилась и стала равной 15,4 г/см 3 . Выпала ли роса при понижении температуры до 16 °С, если плотность насыщенного пара при этой температуре 13,6 г/см 3 ?

    1) не выпала ни в понедельник, ни во вторник
    2) выпала и в понедельник, и во вторник
    3) в понедельник выпала, во вторник не выпала
    4) в понедельник не выпала, во вторник выпала

    10. Чему равна относительная влажность воздуха, если при температуре 30 °С абсолютная влажность воздуха равна 18·10 -3 кг/м 3 , а плотность насыщенного пара при этой температуре 30·10 -3 кг/м 3 ?

    11. Для каждого физического понятия из первого столбца подберите соответствующий пример из второго столбца. Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

    ФИЗИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ
    A) физическая величина
    Б) единица физической величины
    B) прибор для измерения физической величины

    ПРИМЕРЫ
    1) кристаллизация
    2) джоуль
    3) кипение
    4) температура
    5) мензурка

    12. На рисунке приведены графики зависимости от времени температуры двух веществ одинаковой массы, находившихся первоначально в жидком состоянии, получающих одинаковое количество теплоты в единицу времени. Из приведённых ниже утверждений выберите правильные и запишите их номера.

    1) Вещество 1 полностью переходит в газообразное состояние, когда начинается кипение вещества 2
    2) Удельная теплоёмкость вещества 1 больше, чем вещества 2
    3) Удельная теплота парообразования вещества 1 больше, чем вещества 2
    4) Температура кипения вещества 1 выше, чем вещества 2
    5) В течение промежутка времени ​ ( 0-t_1 ) ​ оба вещества находились в жидком состоянии

    Часть 2

    13. Какое количество теплоты необходимо для превращения в стоградусный пар 200 г воды, взятой при температуре 40 °С? Потерями энергии на нагревание окружающего воздуха пренебречь.

  • Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: