При розгляді електролізу водних розчинів необхідно мати на увазі, що, крім іонів електроліту, у кожному водному розчині є ще іони, які є продуктами дисоціації води Н + і ОН -.

В електричному полі іони водню переміщуються до катода, а іони ВІН – до анода. Таким чином, у катода можуть розряджатися як катіони електроліту, так і катіони водню. Аналогічно в анода може відбуватися розряд аніонів електроліту, так і гідроксид-іонів. Крім того, молекули води також можуть зазнавати електрохімічного окислення або відновлення.

Які саме електрохімічні процеси протікатимуть у електродів при електролізі, насамперед залежатиме від відносних значень електродних потенціалів відповідних електрохімічних систем. З кількох можливих процесів протікатиме той, здійснення якого пов'язане з мінімальною витратою енергії. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем, що мають найбільший електродний потенціал, а на аноді окислюватимуться відновлені форми систем з найменшим електродним потенціалом. У загальному випадку на аноді легше окислюються ті атоми, молекули та іони, потенціали яких у цих умовах найнижчі, відновлюються на катоді легше ті іони, молекули, атоми, потенціали яких найвищі. Розглянемо катодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів солей. Тут необхідно враховувати величину електродного потенціалу відновлення іонів водню, який залежить від концентрації іонів водню. Нам відомо загальне рівняння електродного потенціалу водневого електрода (п. 2.3).

У разі нейтральних розчинів (рН=7) величина електродного потенціалу процесу відновлення іонів водню має значення

φ = –0,059 . 7 = -0,41 В.

1) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого значно позитивніший, ніж –0,41, з нейтрального розчину такого електроліту на катоді відновлюватиметься метал. Такі метали знаходяться у ряді напруг поблизу водню (починаючи приблизно від олова та після нього);

2) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого значно негативніший, ніж – 0,41 В, метал відновлюватися на катоді не буде, а відбудеться виділення водню. До таких металів відносяться лужні, лужноземельні, магній, алюміній приблизно до титану;

3) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого близький до величини –0,41 (метали середньої частини ряду – Zn,Cr,Fe,Cd,Ni), то залежно від концентрації розчину солі та умов електролізу ( щільність струму, температура, склад розчину), можливе як відновлення металу, так і виділення водню; іноді спостерігається спільне виділення металу та водню.

Електрохімічне виділення водню із кислих розчинів відбувається внаслідок розряду іонів водню:

2Н + 2ē → 2Н 0

2Н 0 = Н 2 .

У разі ж нейтральних або лужних середовищ виділення водню відбувається внаслідок електрохімічного відновлення води:

НОН + ē → Н 0 + ВІН –

Н 0 + Н 0 = Н 2 ,

тоді 2НОН + 2? → Н 2 + 2ОН –

Таким чином, характер катодного процесу при електроліз водних розчинів визначається насамперед положенням відповідного металу в ряді стандартних електродних потенціалів металів.

Якщо електроліз піддається водний розчин, що містить катіони різних металів, то виділення їх на катоді, як правило, йтиме в порядку зниження алгебраїчної величини електродного потенціалу металу. Наприклад, із суміші катіонів Ag + , Cu 2+ і Zn 2+ при достатній напрузі на клемах електролізера спочатку будуть відновлюватися катіони срібла (φ 0 = +0,8 В), потім міді (φ 0 = +0,34 В) і , нарешті, цинку (φ 0 = -0,76).

Електрохімічний поділ металів із суміші катіонів використовується в техніці та кількісному аналізі. У цілому нині здатність розряджатися (приєднувати електрони) в іонів металів визначається положенням металів у ряді стандартних електродних потенціалів. Чим лівіше стоїть метал у низці напруг, що більше його негативний потенціал чи менше позитивний потенціал, тим важче розряджаються його іони. Так, з іонів металів, що стоять у ряді напруг, найлегше (при найменших напругах електричного струму) розряджаються тривалентні іони золота, потім іони срібла і т.д. Найважче (при найбільшій напрузі електричного струму) розряджаються іони калію. Але величина потенціалу металу, як відомо, змінюється в залежності від концентрації його іонів у розчині; так само змінюється і легкість розряду іонів кожного металу залежно від їхньої концентрації: збільшення концентрації полегшує розряд іонів, зменшення – ускладнює. Тому при електролізі розчину, що містить іони декількох металів, можливо, що виділення активнішого металу відбуватиметься раніше, ніж виділення менш активного (якщо концентрація іона першого металу значна, а другого дуже мала).

Розглянемо анодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів солей. Характер реакцій, що протікають на аноді, залежить як від присутності молекул води, так і від речовини, з якої зроблено анод. Слід пам'ятати, що матеріал анода під час електролізу може окислятися. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертним (нерозчинним) анодом та електроліз з активним (розчинним) анодом. Нерозчинні аноди виготовляються із вугілля, графіту, платини, іридію; розчинні аноди – з міді, срібла, цинку, кадмію, нікелю та інших металів. На нерозчинному аноді у процесі електролізу відбувається окислення аніонів чи молекул води. При електролізі водних розчинів безкисневих кислот HI, HBr, HCl, Н 2 S та їх солей (крім HFі фторидів) у анода розряджаються аніони та виділяються відповідний галоген. Зазначимо, що виділення хлору при електролізі HCl її солей суперечить взаємному положенню систем

2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36)

2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 В)

у ряді стандартних електродних потенціалів. Ця аномалія пов'язана зі значним перенапругою другого з цих двох електродних процесів – матеріал анода гальмує на процес виділення кисню.

При електролізі водних розчинів солей, що містять аніони SO 4 2- ,SO 3 2- ,NO 3 - ,PO 4 3- та ін, а також фтороводнів і фторидів відбувається електрохімічне окиснення води. Залежно від рН розчину цей процес протікає по-різному і може бути записаний різними рівняннями. У лужному середовищі рівняння має вигляд

4OH – – 4ē → 2H 2 O + O 2 , (рН > 7)

а в кислому чи нейтральному середовищах маємо

HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (рН ≤ 7)

2 O 0 = O 2 ,

тоді 2Н 2 О – 4? → 4Н + + 2О 2 .

У випадках електрохімічне окислення води є енергетично найбільш вигідним процесом. Окислення ж кисневмісних аніонів відбувається при дуже високих потенціалах. Наприклад, стандартний потенціал окислення іона SO 4 2- - 2? →S 2 O 8 2- дорівнює 2,01 В, що значно перевищує стандартний потенціал окислення води 1,228 В.

2Н 2 О – 4ē → 2 + 4Н + (φ 0 = 1,228 У).

Стандартний потенціал окислення іона F має ще більше значення

2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 в).

В цілому при електролізі водних розчинів солей до катода електролізера одночасно підходять катіони металу і водню, при цьому кожен з них "претендує" на відновлення за рахунок електронів, що надходять з катода. Як фактично протікатиме відновлювальний процес на катоді? Відповідь можна отримати виходячи з низки напруг металів. При цьому, чим менша величина алгебри стандартного електродного потенціалу металу, тим більш слабкими акцепторами електронів є їх катіони і тим важче йде відновлення їх на катоді. У зв'язку з цим розрізняють три групи катіонів щодо їх відношення до електровідновлення.

1. Катіони, що характеризуються високою електроноакцепторною активністю (Cu 2+ ,Hg 2+ ,Ag+,Au 3+ ,Pt 2+ ,Pt 4+). При електроліз солей цих катіонів йде практично повне відновлення катіонів металу; вихід струмом 100% або близька до неї величина.

2. Катіони, що характеризуються середніми величинами електроноакцепторної здатності (Mn 2+ ,Zn 2+ ,Cr 3+ ,Fe 2+ ,Ni 2+ ,Sn 2+ ,Pb 2+). При електролізі на катоді одночасно відновлюються катіони як металу, і молекул води, що призводить до зниження виходу металу струму.

3. Катіони, що виявляють малу електроноакцепторну здатність (K + ,Ca 2+ ,Mg 2+ ,Al 3+). У цьому випадку акцепторами електронів на катод є не катіони цієї групи, а молекули води. При цьому самі катіони залишаються у водному розчині без зміни, вихід струму наближається до нуля.

Відношення різних аніонів до електроокислення на аноді

Аніони безкисневих кислот та їх солей (Cl, Br, J, S2-, CN тощо) утримують свої електрони слабші за молекулу води. Тому при електролізі водних розчинів сполук, що містять зазначені аніони, останні будуть відігравати роль електронодонорів, вони будуть окислюватися і передавати свої електрони у зовнішній ланцюг елекролізера.

Аніони кисневих кислот (NO 3 ¯ ,SO 4 2- ,PO 4 3- і т.д.) можуть утримати свої електрони більш міцно, ніж молекули води. І тут на аноді окислюються вода, а самі аніони залишаються без зміни.

У разі ж розчинного анода число окисних процесів зростає до трьох:

1) електрохімічне окиснення води з виділенням кисню; 2) розряд аніону (тобто його окислення); 3) електрохімічне окиснення металу анода (анодне розчинення металу).

З можливих процесів проходитиме той, який енергетично найвигідніший. Якщо метал анода розташований у ряді стандартних потенціалів раніше за інші електрохімічні системи, то спостерігатиметься анодне розчинення металу. В іншому випадку йтиме виділення кисню або розряд аніону. Для розрядки аніонів встановлено тісної послідовності. По зменшенню здатності віддавати електрони найчастіше зустрічаються аніони розташовуються так: S 2- ,J ,Br ,Cl ,OH ,H 2 O,SO 4 2- ,NO 3 ,CO 3 2- ,PO 4 3- .

Розглянемо кілька типових випадків електролізу водних розчинів.

Електроліз розчину CuCl 2 з нерозчинним анодом

У ряді напруг мідь розташована після водню, тому у катода будуть розряджатися Cu 2+ і виділятися металева мідь, а анод окислюватимуться хлорид-іони до молекулярного хлораCl 2 .

	Катод (–)
	Cu 2+ + 2? → Cu 0
	2Cl – – 2? → Cl 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 + Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 + Cl 2

Вихід металу струмом (95-100%).

Електроліз розчину NaNO 3

Оскільки натрій у низці напруг стоїть значно раніше водню, то катод розряджає воду. У анода теж буде розряджатися вода.

Катод (–)

2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –

2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 .

Таким чином, на катоді виділяється водень і створюється лужне середовище, аноді виділяється кисень і біля анода створюється кисле середовище. Якщо анодне і катодне простору не відокремлені між собою, то розчин у всіх його частинах залишатиметься електронейтральним.

	Катод (–)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 .

6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4H + + O 2

6H 2 O → 2H 2 + O 2 + 4H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

Вихід металу струмом дорівнює нулю.

Отже, при електролізі розчину NaNO 3 відбуватиметься електроліз води. Роль солі NaNO 3 зводиться до збільшення електропровідності розчину.

Електроліз розчину FeSO 4

Реакції на катоді (–) (відновлення):

а) Fe 2+ + 2? → Fe 0	одночасно йдуть реакції
б) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – .

Реакція на аноді (+) (окислення):

2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 .

Вихід металу струму середній.

Електроліз розчину KJз нерозчинним анодом

	Катод (–)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2J – – 2? → J 2

2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 OH – + J 2 .

Підсумкове рівняння реакції електролізу розчину KJ:

2KJ + 2H 2 O → H 2 + J 2 + 2KOH.

Електроліз розчину CuSO 4 з мідним (розчинним) анодом.

Стандартний потенціал міді дорівнює +0,337, що значно вище, ніж -0,41 В; тому при електролізі розчину CuSO 4 на катоді відбувається розряд іонів Cu 2+ та виділення металевої міді. На аноді відбувається протилежний процес – окислення металу, оскільки потенціал міді набагато менший від потенціалу окислення води (+1,228 В), а тим більше – потенціалу окислення іона SO 4 2- (+2,01 В). Отже, у цьому випадку електроліз зводиться до розчинення металу (міді) анода та виділення його на катоді.

Схема електролізу розчину сульфату міді:

Катод (–)

Cu 2+ + 2? → Cu 0

Cu 0 – 2ē → Cu 2+ .

Цей процес застосовується для електричної очистки металів (так зване електролітичне рафінування).

ЕЛЕКТРОЛІЗ

Одним із способів отримання металів є електроліз. Активні метали зустрічаються у природі лише у вигляді хімічних сполук. Як виділити із цих сполук у вільному стані?

Розчини та розплави електролітів проводять електричний струм. Однак, при пропусканні струму через розчин електроліту можуть відбуватися хімічні реакції. Розглянемо, що відбуватиметься, якщо розчин або розплав електроліту помістити дві металеві пластинки, кожна з яких з'єднана з одним з полюсів джерела струму. Ці платівки називаються електродами. Електричний струм являє собою потік електронів, що рухається. Внаслідок того, що електрони в ланцюзі рухаються від одного електрода до іншого, на одному з електродів виникає надлишок електронів. Електрони мають негативний заряд, тому електрод заряджається негативно. Його називають катодом. На іншому електроді створюється нестача електронів, і він заряджається позитивно. Цей електрод називають анодом. Електроліт у розчині або розплаві дисоціює на позитивно заряджені іони – катіони та негативно заряджені іони – аніони. Катіони притягуються до негативно зарядженого електрода - катода. Аніони притягуються до позитивно зарядженого електроду - аноду. На поверхні електродів може відбуватися взаємодія між іонами та електронами.

Електролізом називають процеси, що відбуваються при пропусканні через розчини або розплави електролітів електричного струму.

Процеси, що відбуваються при електроліз розчинів і розплавів електролітів, досить сильно відрізняються. Розглянемо докладно обидва ці випадки.

Електроліз розплавів

Як приклад розглянемо електроліз розплаву натрію хлориду. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони Na +
і Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Катіони натрію переміщаються до поверхні негативно зарядженого електрода – катода. На поверхні катода є надлишок електронів. Тому відбувається передача електронів від поверхні електрода іонів натрію. При цьому іони Na + перетворюються на атоми натрію, тобто відбувається відновлення катіонів Na + . Рівняння процесу:

Na + + е - = Na

Хлорид-іони Cl - переміщуються до поверхні позитивно зарядженого електрода – анода. На поверхні анода створено нестачу електронів та відбувається передача електронів від аніонів Cl - до поверхні електрода. При цьому негативно заряджені іони Cl - перетворюються на атоми хлору, які відразу ж з'єднуються на молекули хлору С l 2 :

2С l - -2е - = Cl 2

Хлорид-іони втрачають електрони, тобто відбувається їхнє окислення.

Запишемо разом рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді

Na + + е - = Na

2 З l - -2 е - = Cl 2

У процесі відновлення катіонів натрію бере участь один електрон, а в процесі окислення іонів хлору – 2 електрони. Однак повинен дотримуватися закон збереження електричного заряду, тобто загальний заряд всіх частинок у розчині повинен бути постійним Отже, число електронів, що беруть участь у відновленні катіонів натрію, повинно дорівнювати кількості електронів, що беруть участь в окисленні хлорид-іонів Тому перше рівняння помножимо на 2:

Na + + е - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Складемо разом обидва рівняння та отримаємо загальне рівняння реакції.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (іонне рівняння реакції), або

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (Молекулярне рівняння реакції)

Отже, на розглянутому прикладі бачимо, що електроліз є окислювально-відновною реакцією. На катоді відбувається відновлення позитивно заряджених іонів - катіонів, аноді окислення негативно заряджених іонів – аніонів. Запам'ятати, який процес де відбувається, можна за допомогою "правила Т":

каТод - каТіон - відновлення.

приклад 2.Електроліз розплаву гідроксиду натрію.

Гідроксиду натрію в розчині дисоціює на катіони і гідроксид-іони.

Катод (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

На поверхні катода відбувається відновлення катіонів натрію, при цьому утворюються атоми натрію:

катод (-) Na + +e à Na

На поверхні анода окислюються гідрокіс-іони, при цьому виділяється кисень і утворюються молекули води:

катод (-) Na + + e à Na

анод (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Число електронів, що беруть участь у реакції відновлення катіонів натрію і реакції окислення гідроксид-іонів, повинно бути однаковим. Тому помножимо перше рівняння на 4:

катод (-) Na + + e à Na 4

анод (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Складемо разом обидва рівняння та отримаємо рівняння реакції електролізу:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

приклад 3.Розглянемо електроліз розплаву Al 2 O 3

За допомогою цієї реакції одержують алюміній з бокситу – природної сполуки, в якій міститься багато оксиду алюмінію. Температура плавлення оксиду алюмінію дуже висока (більше 2000 º С), тому до нього додають спеціальні добавки, що знижують температуру плавлення до 800-900 º С. У розплаві оксид алюмінію дисоціює на іони Al 3+ та O 2- . H а катоді відновлюються катіони Al 3+ , перетворюючись на атоми алюмінію:

Al +3 e à Al

На аноді окислюються аніони O 2- , перетворюючись на атоми кисню. Атоми кисню відразу ж з'єднуються в молекули 2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Число електронів, що беруть участь у процесах відновлення катіонів алюмінію та окислення іонів кисню, має бути рівним, тому помножимо перше рівняння на 4, а друге на 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Складемо обидва рівняння та отримаємо

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (іонне рівняння реакції)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Електроліз розчинів

У разі пропускання електричного струму через водний розчин електроліту справа ускладнюється тим, що в розчині присутні молекули води, які можуть взаємодіяти з електронами. Згадаймо, що в молекулі води атоми водню та кисню пов'язані полярним ковалентним зв'язком. Електронегативність кисню більша, ніж електронегативність водню, тому загальні електронні пари зміщені до атома кисню. На атомі кисню виникає частковий негативний заряд, його позначають δ-, але в атомах водню -частковий позитивний заряд, його позначають δ+.

δ+

Н-О δ-

│

Н δ+

Завдяки такому зміщенню зарядів молекула води має позитивний та негативний "полюси". Тому молекули води можуть позитивно зарядженим полюсом притягуватися до негативно зарядженого електрода - катода, а негативного полюса - до позитивно зарядженого електрода - анода. На катоді може відбуватися відновлення молекул води, при цьому виділяється водень:

На аноді може відбуватися окислення молекул води з виділенням кисню:

2 H 2 Про - 4е - = 4Н + + Про 2

Тому на катоді можуть відновлюватися або катіони електроліту, або молекули води. Ці два процеси ніби конкурують між собою. Який процес відбувається на катоді, залежить від природи металу. Чи відновлюватимуться на катоді катіони металу або молекули води, залежить від положення металу в ряду напруг металів .

Li K Na Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) Cu Hg Ag Au

Якщо метал знаходиться в ряду напруг правіше водню, на катоді відновлюються катіони металу і виділяється вільний метал. Якщо метал знаходиться в ряді напруг лівіше за алюміній, на катоді відновлюються молекули води і виділяється водень. Нарешті, у разі катіонів металів від цинку до свинцю може відбуватися виділення металу, або виділення водню, а іноді одночасно виділяються і водень, і метал. Загалом це досить складний випадок, багато що залежить від умов реакції: концентрації розчину, сипи електричного струму та інших.

На аноді також може відбуватися один із двох процесів - або окислення аніонів електроліту, або окислення молекул води. Який саме процес протікатиме насправді, залежить від природи аніону. При електролізі солей безкисневих кислот чи самих кислот на аноді окислюються аніони. Єдиним винятком є ​​фторид-іон F - . У разі кисневмісних кислот на аноді окислюються молекули води та виділяється кисень.

приклад 1.Розгляньмо електроліз водного розчину хлориду натрію.

У водному розчині хлориду натрію будуть катіони натрію Na + , аніони хлору Cl - та молекули води.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 Про à 2 H + + 2 OH -

катод (-) 2 Na +; 2 H +; 2Н + + 2е à Н 0 2

анод (+) 2 Cl -; 2 OH -; 2 Cl - - 2е à 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Хімічна активність аніонів поряд зменшується.

приклад 2.А якщо до складу солі входить SO 4 2- ? Розглянемо електроліз розчину сульфату нікелю ( II ). Сульфату нікелю ( II ) дисоціює на іони Ni 2+ та SO 4 2- :

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Катіони нікелю знаходяться між іонами металів Al 3+ та Pb 2+ , Що займають у ряді напруги середнє положення, процес відновлення на катоді відбувається за обома схемами:

2 H 2 Про + 2е - = H 2 + 2ОН -

Аніони кисневмісних кислот не окислюються на аноді ( ряд активності аніонів ), відбувається окислення молекул води:

анод е à O 2 + 4H +

Запишемо разом рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді:

катод (-) Ni 2+; H +; Ni 2+ + 2е à Ni 0

2 H 2 Про + 2е - = H 2 + 2ОН -

анод (+) SO 4 2-; OH - ;2H 2 O - 4е à O 2 + 4H +

У процесах відновлення беруть участь 4 електрони і в процесі окислення теж беруть участь 4 електрони. Складемо разом ці рівняння та отримаємо загальне рівняння реакції:

Ni 2+ +2 H 2 Про + 2 H 2 Про à Ni 0 + H 2 + 2ОН - + O 2 + 4 H +

У правій частині рівняння знаходяться одночасно іони Н+ та OH - , які з'єднуються з утворенням молекул води:

Н + + OH - à H 2 О

Тому в правій частині рівняння замість 4 іонів Н+ та 2 іонів OH - запишемо 2 молекули води та 2 іони Н + :

Ni 2+ +2 H 2 Про + 2 H 2 Про à Ni 0 + H 2 +2 H 2 Про + O 2 + 2 H +

Скоротимо по дві молекули води в обох частинах рівняння:

Ni 2+ +2 H 2 Про à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Це коротке іонне рівняння. Щоб отримати повне іонне рівняння, потрібно додати в обидві частини сульфат-іону SO 4 2- , що утворилися при дисоціації сульфату нікелю ( II ) і які брали участь у реакції:

Ni 2+ + SO 4 2- +2H 2 Про à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Таким чином, у нас при електролізі розчину сульфату нікелю ( II ) на катоді виділяється водень і нікель, але в аноді – кисень.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

приклад 3. Написати рівняння процесів, що відбуваються при електроліз водного розчину сульфату натрію з інертним анодом.

Стандартний електродний потенціал системи Na + + e = Na 0 значно негативніше потенціалу водного електрода в нейтральному водному середовищі (-0,41 В). Тому на катоді відбуватиметься електрохімічне відновлення води, що супроводжується виділенням водню

2Н 2 Про à 2 H + + 2 OH -

а іони Na + , що приходять до катода, будуть накопичуватися в частині розчину, що прилягає до нього (катодний простір).

На аноді відбуватиметься електрохімічне окиснення води, що веде до виділення кисню.

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

оскільки відповідає цій системі стандартний електродний потенціал (1,23 В) значно нижче, ніж стандартний електродний потенціал (2,01 В), що характеризує систему

2 SO 4 2- + 2 e = S 2 O 8 2- .

Іони SO 4 2- , що рухаються при електролізі до анода, накопичуватимуться в анодному просторі.

Помножуючи рівняння катодного процесу на два і складаючи його з рівнянням анодного процесу, отримуємо сумарне рівняння процесу електролізу:

6 H 2 O = 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Зважаючи на те, що одночасно відбувається накопичення іонів у катодному просторі та іонів в анодному просторі, сумарне рівняння процесу можна записати в наступній формі:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 = 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Таким чином, одночасно з виділенням водню та кисню утворюється гідроксид натрію (в катодному просторі) та сірчана кислота (в анодному просторі).

приклад 4.Електроліз розчину сульфату міді ( II ) CuSO 4 .

Катод (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

катод (-) Cu 2+ + 2e Cu 0 2

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H + 1

У розчині залишаються іони Н+ та SO 4 2- , Бо накопичується сірчана кислота.

2CuSO 4 + 2H 2 O à 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Приклад 5. Електроліз розчину хлориду міді ( II ) CuCl 2 .

Катод (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

катод (-) Cu 2+ + 2e a Cu 0

анод (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

В обох рівняннях беруть участь по два електрони.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (іонне рівняння)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 6. Електроліз розчину нітрату срібла AgNO 3 .

Катод (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

катод (-) Ag + + e à Ag 0

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (іонне рівняння)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NO 3 - (Повне іонне рівняння)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 7. Електроліз розчину соляної кислотиHCl.

Катод (-)<-- H + + Cl - à анод (+)

катод (-) 2H + + 2 eà H 2

анод (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (іонне рівняння)

2 HClà H 2 + Cl 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 8. Електроліз розчину сірчаної кислотиH 2 SO 4 .

Катод (-) <-- 2H + + SO 4 2- à анод (+)

катод (-)2H+ + 2eà H 2

анод(+) 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+1

4H+ + 2H 2 Oà 2H 2 + 4H+ +O 2

2H 2 Oà 2H 2 + O 2

приклад 9. Електроліз розчину гідроксиду каліюKOH.

Катод (-)<-- K + + OH - à анод (+)

Катіони калію не будуть відновлюватися на катоді, оскільки калій знаходиться в ряді напруги металів лівіше алюмінію, натомість відбуватиметься відновлення молекул води:

2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O +O 2

катод(-) 2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2

анод(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O +O 2 1

4H 2 O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Приклад 10 Електроліз розчину нітрату каліюKNO 3 .

Катод (-) <-- K + + NO 3 - à анод (+)

2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H +

катод(-) 2H 2 O + 2eà H 2 + 2OH-2

анод(+) 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+1

4H 2 O + 2H 2 Oà 2H 2 + 4OH - + 4H ++ O 2

2H 2 Oà 2H 2 + O 2

При пропусканні електричного струму через розчини кислот, що містять кисень, лугів і солей кисневмісних кислот з металами, що знаходяться в ряді напруги металів, лівіше алюмінію, практично відбувається електроліз води. При цьому на катоді виділяється водень, а на аноді кисень.

Висновки. При визначенні продуктів електролізу водних розчинів електролітів можна у найпростіших випадках керуватися такими міркуваннями:

1.Іони металів з малою величиною алгебри стандартного потенціалу – відLi + доAl 3+ включно - мають дуже слабку тенденцію до зворотного приєднання електронів, поступаючись у цьому відношенні іонамH + (Див. Ряд активності катіонів). При електролізі водних розчинів сполук, що містять ці катіони, функцію окислювача на катоді виконують іониH + , відновлюючись при цьому за схемою:

2 H 2 O+ 2 еà H 2 + 2OH -

2.Катіони металів з позитивними значеннями стандартних потенціалів (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ та ін) мають велику тенденцію до приєднання електронів у порівнянні з іонами. При електролізі водних розчинів їх солей функцію окислювача на катоді виділяють ці катіони, відновлюючись при цьому до металу за схемою, наприклад:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3.При електролізі водних розчинів солей металівZn, Fe, Cd, Niта ін, що займають у ряді напруги середнє положення між перерахованими групами, процес відновлення на катоді відбувається за обома схемами. Маса, що виділився металу не відповідає в цих випадках кількості електричного струму, що протік, частина якого витрачається на утворення водню.

4.У водних розчинах електролітів функцію відновників по відношенню до аноду-окислювача можуть одноатомні аніони (Cl - , Br - , J - ), кисневмісні аніони (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- та інші), а також гідроксильні іони води. Більш сильними відновними властивостями їх мають галогенид іони, крімF. ІониOHзаймають проміжне положення між ними та багатоатомними аніонами. Тому при електролізі водних розчинівHCl, HBr, HJабо їхньою солеєю на аноді відбувається окислення галогенід-іонів за схемою:

2 X - -2 eà X 2 0

При електроліз водних розчинів сульфатів, нітратів, фосфатів і т.п. функцію відновника виконують іони, окислюючись при цьому за схемою:

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Завдання.

З а Дача 1. При електролізі розчину сульфату міді на катоді виділилося 48 г міді. Знайдіть обсяг газу, що виділився на аноді, і масу сірчаної кислоти, що утворилася в розчині.

Сульфат міді в розчині дисоціює жодні іони.Сі 2+ таS0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Запишемо рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді. На катоді відновлюються катіони Сі, аноді відбувається електроліз води:

Cu 2+ +2e- = Cu12

2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1

Загальне рівняння електролізу:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (коротке іонне рівняння)

Додамо в обидві частини рівняння по 2 сульфат-іони, які утворюються при дисоціації сульфату міді, отримаємо повне іонне рівняння:

2Сі2+ + 2S042" + 2Н20 = 2Cu + 4Н+ + 2SO4 2" + О2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + О2

Газ, що виділяється на аноді – кисень. У розчині утворюється сірчана кислота.

Молярна маса міді дорівнює 64 г/моль, обчислимо кількість речовини міді:

За рівнянням реакції при виділенні на катоді 2 моль міді ла аноді виділяється 1 моль кисню. На катоді виділилося 0,75 моль міді, нехай на аноді виділилося х моль кисню. Складемо пропорцію:

2/1 = 0,75 / x, x = 0,75 * 1 / 2 = 0,375 моль

На аноді виділилося 0,375 моль кисню,

v(O2) = 0,375 моль.

Обчислимо обсяг кисню, що виділився:

V(O2) = v(O2)«VM = 0,375 моль«22,4 л/моль = 8,4 л

За рівнянням реакції при виділенні на катоді 2 моль міді у розчині утворюється 2 моль сірчаної кислоти, отже, якщо на катоді виділилося 0,75 моль міді, то у розчині утворилося 0,75 моль сірчаної кислоти, v(H2SO4) = 0,75 моль . Обчислимо молярну масу сірчаної кислоти:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 г/моль.

Обчислимо масу сірчаної кислоти:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 моль«98 г/моль = 73,5 г.

Відповідь:на аноді виділилося 8,4 л кисню; у розчині утворилося 73,5 г сірчаної кислоти

Завдання 2. Знайдіть об'єм газів, що виділилися на катоді та аноді, при електролізі водного розчину, що містить 111,75 г хлориду калію. Яка речовина утворилася у розчині? Знайдіть його масу.

Хлорид калію в розчині дисоціює на іониК+ і Сl:

2КС1 = К + + Сl

Іони калію не відновлюються на катоді, натомість відбувається відновлення молекул води. На аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:

2Н2О + 2е" = Н2 + 20Н-|1

2СГ-2е" = С12 | 1

Загальне рівняння електролізу:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (коротке іонне рівняння) У розчині присутні також іони К+, що утворилися при дисоціації хлориду калію і не беруть участі в реакції:

2К+ + 2Сl + 2Н20 = Н2 + 2К+ + 2ОН" + С12

Перепишемо рівняння у молекулярному вигляді:

2КС1 + 2Н2О = Н2 + С12 + 2КОН

На катоді виділяється водень, на аноді хлор, у розчині утворюється гідроксид калію.

У розчині було 111,75 г хлориду калію.

Обчислимо молярну масу хлориду калію:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

Обчислимо кількість речовини хлориду калію:

За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду калію виділяється 1 моль хлору. Нехай при електролізі 1,5 моль хлориду калію виділяється х моль хлору. Складемо пропорцію:

2/1 = 1,5 / x, x = 1,5 / 2 = 0,75 моль

Виділиться 0,75 моль хлору, v(C!2) = 0,75 моль. За рівнянням реакції при виділенні 1 моль хлору на аноді на катоді виділяється 1 моль водню. Отже, якщо аноді виділиться 0,75 моль хлору, то катоді виділиться 0,75 моль водню, v(H2) = 0,75 моль.

Обчислимо обсяг хлору, що виділився на аноді:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 моль«22,4 л/моль = 16,8 л.

Об'єм водню дорівнює обсягу хлору:

У(Н2) = У(С12)=16,8л.

За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду калію утворюється 2 моль гідроксиду калію, отже, при електролізі 0,75 моль хлориду калію утворюється 0,75 моль гідроксиду калію. Обчислимо молярну масу гідроксиду калію:

М(КОН) = 39+16+1 – 56 г/моль.

Обчислимо масу гідроксиду калію:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 моль-56 г/моль = 42 г.

Відповідь:на катоді виділилося 16,8 л водню, на аноді виділилося 16,8 л хлору, у розчині утворилося 42 г гідроксиду калію.

Завдання 3. При електроліз розчину 19 г хлориду двовалентного металу на аноді виділилося 8,96 л хлору. Визначте, хлорид якого металу піддали електролізу. Обчисліть об'єм водню, що виділився на катоді.

Позначимо невідомий метал М, формула його хлориду МС12. На аноді окислюються хлорид-іони та виділяється хлор. В умові сказано, що на катоді виділяється водень, отже відбувається відновлення молекул води:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH | 1

2Cl -2е" = С12! 1

Загальне рівняння електролізу:

2Сl + 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (коротке іонне рівняння)

У розчині є також іони М2+, які при реакції не змінюються. Запишемо повне іонне рівняння реакції:

2СГ + М2+ + 2Н2О = Н2 + М2+ + 2ОН- + С12

Перепишемо рівняння реакції у молекулярному вигляді:

МС12 + 2Н2О - Н2 + М(ОН)2 + С12

Знайдемо кількість речовини хлору, що виділився на аноді:

За рівнянням реакції при електролізі 1 моль хлориду невідомого металу виділяється 1 моль хлору. Якщо виділилося 0,4 моль хлору, то електроліз піддали 0,4 моль хлориду металу. Обчислимо молярну масу хлориду металу:

Молярна маса хлориду невідомого металу 95 г/моль. На два атоми хлору припадає 35,5»2 = 71 г/моль. Отже молярна маса металу дорівнює 95-71 = 24 г/моль. Цій молярній масі відповідає магній.

По рівнянню реакції на 1 моль хлору, що виділився на аноді, припадає 1 моль що виділився на катоді водню. У нашому випадку на аноді виділилося 0,4 моль хлору, отже, на катоді виділилося 0,4 моль водню. Обчислимо обсяг водню:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 моль«22,4 л/моль = 8,96 л.

Відповідь:електроліз піддали розчин хлориду магнію; на катоді виділилося 8,96 л водню.

*3адача 4. При електролізі 200 г розчину сульфату калію з концентрацією 15% на аноді виділилося 14,56 л кисню. Обчисліть концентрацію розчину після електролізу.

У розчині сульфату калію і на катоді, і на аноді реагують молекули води:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2Н2О - 4е" = 4Н + + О2! 1

Складемо разом обидва рівняння:

6Н2О = 2Н2 + 4ОН" + 4Н+ + О2, або

6Н2О = 2Н2 + 4Н2О + О2, або

2Н2О = 2Н2 + 02

Фактично при електроліз розчину сульфату калію відбувається електроліз води.

Концентрація розчиненої речовини у розчині визначається за формулою:

С=m(розчиненої речовини) 100%/m(розчину)

Щоб знайти концентрацію розчину сульфату калію після електролізу, необхідно знати масу сульфату калію і масу розчину. Маса сульфату калію при реакції не змінюється. Обчислимо масу сульфату калію у вихідному розчині. Позначимо концентрацію вихідного розчину Сь

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(pacтвора) = 0,15 200 г = 30 г.

Маса розчину під час електролізу змінюється, оскільки частина води перетворюється на водень та кисень. Обчислимо кількість речовини кисню, що виділився:

(O 2) = V (O2) / Vм = 14,56 л / 22,4 л / моль = 0,65 моль

За рівнянням реакції з 2 моль води утворюється 1 моль кисню. Нехай 0,65 моль кисню виділяється при розкладанні моль води. Складемо пропорцію:

Розклалося 1,3 моль води, v(H2O) = 1,3 моль.

Обчислимо молярну масу води:

М(Н2О) = 1-2 +16 = 18 г/моль.

Обчислимо масу води, що розклалася:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 моль* 18 г/моль = 23,4 г.

Маса розчину сульфату калію зменшилася на 23,4 г і дорівнювала 200-23,4 = 176,6 г. Обчислимо тепер концентрацію розчину сульфату калію після закінчення електролізу:

С2 (K2 SO4) = m (K2 SO4) 100% / m (розчину) = 30г 100% / 176,6 г = 17%

Відповідь:концентрація розчину після електролізу дорівнює 17%.

*3адача 5. 188,3 г суміші хлоридів натрію та калію розчинили у воді та пропустили через отриманий розчин електричний струм. За електролізу на катоді виділилося 33,6 л водню. Обчисліть склад суміші у відсотках масою.

Після розчинення суміші хлоридів калію та натрію у воді в розчині містяться іони К+, Na+ та Сl-. Ні іони калію, ні іони натрію не відновлюються на катоді, відновлюються молекули води. На аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:

Перепишемо рівняння у молекулярному вигляді:

2КС1 + 2Н20 = Н2 + С12 + 2КОН

2NaCl + 2Н2О = Н2 + С12 + 2NaOH

Позначимо кількість речовини хлориду калію, що міститься в суміші, х моль, а кількість речовини хлориду натрію у моль. За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду натрію або калію виділяється 1 моль водню. Тому при електролізі х моль хлориду калію утворюється х/2 або 0,5 моль водню, а при електролізі у моль хлориду натрію 0,5 моль водню. Знайдемо кількість речовини водню, що виділився при електроліз суміші:

Складемо рівняння: 0,5 х + 0,5 у = 1,5

Обчислимо молярні маси хлоридів калію та натрію:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 г/моль

Маса х моль хлориду калію дорівнює:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = хмоль-74,5 г/моль = 74,5х г.

Маса у моль хлориду натрію дорівнює:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = у моль-74,5 г/моль = 58,5у р.

Маса суміші дорівнює 188,3 г, складемо друге рівняння:

74,5 х + 58,5 у = 188,3

Отже, вирішуємо систему із двох рівнянь із двома невідомими:

0,5 (х + у) = 1,5

74,5 х + 58,5 у = 188,3 г

З першого рівняння виразимо х:

х + у = 1,5/0,5 = 3,

х = 3-у

Підставимо це значення х у друге рівняння, отримаємо:

74,5-(3-у) + 58,5у = 188,3

223,5-74,5у + 58,5у = 188,3

-16у = -35,2

у = 2,2 100% / 188,3 г = 31,65%

Обчислимо масову частку хлориду натрію:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%

Відповідь:в суміші міститься 31,65% хлориду калію та 68,35% хлориду натрію.

ЕЛЕКТРОЛІЗ

розплавів та розчинів електролітів

Електролізом називається сукупність хімічних реакцій, що відбуваються під час проходження постійного електричного струму через електрохімічну систему, що складається з двох електродів та розплаву або розчину електроліту.

Хімічна сутність електролізу полягає в тому, що це окиснювально-відновна реакція, що протікає під дією постійного електричного струму, причому процеси окиснення та відновлення просторово розділені.

Катод – електрод, на якому відновлюються катіони чи вода. Він заряджений негативно.

Анод – електрод, на якому окислюються аніони чи вода. Він заряджений позитивно.

1. Електроліз розплавів солей, основ.

При електролізі розплавів на катоді завжди відновлюються катіони металу.

К(-): Меn+ + nē → Me0

Анодний процес визначається складом аніону:

а) Якщо аніон безкисневої кислоти (Cl-, Br-, I-, S2-), то анодного окислення піддається цей аніон і утворюється проста речовина:

A(+): 2Cl - - 2ē → Cl2 або A(+): S2- - 2ē → S0

б) Якщо анодного окислення піддається кисневмісний аніон (SO42-, SiO32-, HO - та ін), то при цьому неметал утворює оксид (без зміни свого ступеня окислення) і виділяється кисень.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + О2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + О2

A(+): 4РO43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + О2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + О2

приклад 1.1. Розплав солі ZnCl2

ZnCl2 û Zn2+ + 2Cl-

S: ZnCl2 електроліз Zn + Cl2

приклад 1.2. Розплав лугу NaOH

NaOH û Na+ + OH-

Сумарне рівняння електролізу отримують додаванням правих та лівих частин рівнянь за умови рівності електронів, що беруть участь у катодному та анодному процесах.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif" width="70" 4 Na+ + 4 ē + 4 OH - - 4 ē електроліз 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na+ + 4 OH - електроліз 4 Na0 + O2 + 2H2O - іонне рівняння

4NaOH електроліз 4Na + 2H2O + O2 - молекулярне рівняння

приклад 1.3. Розплав солі Na2SO4

Na2SO4 2Na+ + SO42-

К(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – іонне рівняння електролізу

2Na2SO4 електроліз 4Nao + O2 + 2SO3 – молекулярне рівняння

К А

приклад 1.4. Розплав солі AgNO3

AgNO3 = Ag+ + NO3-

К(-): Ag+ + 1 ē Þ Ago *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

4Ag+ + 4NO3- електроліз 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 електроліз 4Ag + 2N2O5 +2O2

К А

Завдання для самостійної роботи . Скласти рівняння електролізу розплавів наступних солей: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Електроліз розчинів солей, гідроксидів та кислот.

Електроліз водних розчинів ускладнюється тим, що у процесах окислення та відновлення може брати участь вода.

Катодні процеси визначаються електрохімічною активністю катіону солі. Чим лівіше знаходиться метал у ряді напруги, тим важче його катіони відновлюються на катоді:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au

I групаIIгрупаIIIгрупа

Для катіонів металів до Al включно (I група) катодний процес – це відновлення водню з води:

(-)К: 2Н2О + 2? → Н2 + 2НО-

Для катіонів металів після водню (III група) катодний процес – це їх відновлення до металу:

(-) До: Меn+ + nē → Me0

Для катіонів металів, що стоять у ряді напруги від Mn до Н2 (II група), йдуть паралельно конкурентні процеси відновлення катіонів металів та водню з води:

(-) До: Меn+ + nē → Me0

2Н2О + 2? → Н2+ 2НО-

Який із цих процесів буде превалюючим, залежить від ряду факторів: активності Ме, рН розчину, концентрації солі, прикладеної напруги та умов електролізу.

Анодні процеси визначаються складом аніонів солей:

а) Якщо аніон безкисневої кислоти (Cl-, Br-, I-, S2- та ін), то окислюється він до простих речовин (за винятком F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

б) За наявності кисневмісного аніону (SO42-, CO32- і т. д. або OH-) анодного окислення піддається тільки вода:

A(+): 2H2O - 4? → O2 + 4H+

Розглянемо приклади, що ілюструють усі можливі варіанти:

Приклад 2.1 . Розчин солі KCl

К(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Cl2

å: 2H2O + 2Cl - електроліз H2 + 2OH - + Cl2 – іонне рівняння електролізу

2KCl + 2H2O електроліз H2 + 2KOH + Cl2 – молекулярне рівняння електролізу

К А

Приклад 2.2 . Розчин солі CuCl2

CuCl2 Cu2+ + 2Cl-

К(-): Cu2+ + 2e - Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Cl2

å: CuCl2 електроліз Cu + Cl2

приклад 2.3. Розчин солі FeCl2

FeCl2 Fe2+ + 2Cl-

Залізо відноситься до металів II групи, тому на катоді протікатимуть два паралельні процеси:

1-ий процес:

(-) До: Fe2+ + 2? → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fе2+ + 2Cl - ел-з Fe0 + Cl2 - іонне рівняння процесу

FeCl2 ел-з Fe0 + Cl2 - молекулярне рівняння процесу

Другий процес:

(-)К: 2Н2О + 2? → Н2+ 2ОН-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2Н2О + 2Cl - → Н2+ 2ОН - + Cl2 - іонне рівняння процесу

2Н2О + FeCl2 електроліз Н2+ Fe(ОН)2 + Cl2 – молекулярне рівняння.

Таким чином, у катодному просторіутворюватимуться Fe, Н2 і Fe(ОН)2 у різних співвідношеннях залежно від умов проведення електролізу.

Приклад 2.4 . Розчин солі Na2SO4.

Na2SO4 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - O2 + 4H+

å: 6H2O електроліз 2H2 + 4OH - + O2 + 4H+

å: 6H2O + 2Na2SO4електроліз 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

в катодному просторі в анодному просторі

При відключенні електричного струму та перемішуванні вмісту катодного та анодного простору підсумковий результат електролізу може бути представлений схемою:

2Н2О ел-з 2Н2 + О2,

так як луг прореагує з кислотою з утворенням 2 моль солі та 4 моль води.

Приклад 2.5 . Електроліз розчину CuSO4

CuSO4 Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Cuo

A(+): 2H2O – 4e - O2 + 4H+

å: 2Cu2+ + 2H2O електроліз 2Cuo + O2 + 4H+

å: CuSO4 + 2H2O електроліз 2Cuo + O2 + 2H2SO4

приклад 2.6. Електроліз розчину FeSO4

Оскільки залізо відноситься до II групи металів, то на катоді будуть паралельно йти два конкурентні процеси (дивись приклад 2.3), а на аноді окислюватиметься вода (дивись приклад 2.4):

1-ий процес:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" 2Fе2+ + 2Н2О ел-з 2 Fe + O2 + 4H+ - іонне рівняння процесу

2FeSO4 + 2Н2О ел-з 2 Fe + O2 + 2Н2SO4 – молекулярне рівняння

Другий процес:

К(+): 2Н2О + 2? → Н2+ 2ОН - *2

А(-): 2Н2О - 4? → О2+ 4Н+

6Н2О електроліз 2Н2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6Н2О + 2FeSO4електроліз 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - молекулярне

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">І тільки у випадку, якщо процеси катодного відновлення катіонів металу і водню з води йдуть у рівних співвідношеннях , можна записати сумарне підсумкове рівняння реакції:

(-) До: Fe2+ + 2? → Fe0

2Н2О + 2? → Н2+ 2НО - всього 4 електрони

(+)A: 2H2O - 4? → O2 + 4H+

Fе2+ + 2Н2О + 2Н2О → Fe + Н2+ 2НО - + O2 + 4H+

2FeSO4 + 4Н2О ел-з Fe + Н2+ Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4

катод анод

Після відключення струму та перемішування розчинів підсумкове рівняння буде наступним:

· Скласти рівняння електролізу розчинів K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Вирішити завдання. Для аналізу вміст домішки NaCl в технічному NaOH 40 г препарату розчинили у воді і піддали електролізу до повного окислення іонів хлору. При цьому на аноді виділилося 601 мл Cl2 при температурі 200С та нормальному тиску. Обчисліть масову частку домішки NaCl до NaOH.

3. Електроліз c розчинний ы м анодом

Вище були розглянуті приклади електролізу водних розчинів солей з інертним анодом, тобто таким, що не бере хімічної участі в анодному процесі. Такі електроди виготовляються з неактивних шляхетних металів, наприклад Pt, Ir або використовуються вугільні електроди. Якщо ж використовують розчинні аноди, наприклад Cu-анод, Zn-анод, то анодний процес істотно видозмінюється, тому що сам анод окислюється. На аноді з 2-х конкурентних йде процес з меншим потенціалом: для окислення міді Е0 = - 0,34 В, для окислення цинку E0 = - 0.76 а для окислення Cl-аніону Е0 = + 1,36 В.

Приклад 3.1. Електроліз водного розчину солі CuCl2 з розчинним анодом:

Катод (-): Cu-анод (+):

Сu2+ + 2? → Cu0 Сu0 - 2? → Cu2+

Таким чином, відбувається ніби рафінування мідного анода: він розчиняється, домішки залишаються в анодному просторі, а чиста мідь осаджується на катоді. Хлор-аніон у своїй не окислюється, а накопичується у анодному просторі.

Приклад 3.2. Електроліз водного розчину солі KCl з Cu-анодом:

Cu-анод (+): Cu0 - 2? → Cu2+

На катоді спочатку починає відновлюватися водень з води, але поява Cu2+ в розчині робить дві реакції катодного відновлення конкурентними:

К(-): 2Н2О + 2? → Н2+ 2НО - Е0 = - 0,828 В

Сu2+ + 2? → Cu0 Е0 = + 0,34 В

В результаті переважно протікає та, що характеризується вищим потенціалом, тобто відновлення Сu2+ до Cu0.

Таким чином, і в цьому випадку відбуватиметься розчинення Cu-аноду: Сu0 - 2ē → Cu2+, а на катоді катіони міді, що утворилися, будуть відновлюватися: Сu2+ + 2ē → Cu0. Сіль KCl потрібна лише збільшення електропровідності розчину, а безпосередньої участі в окислювально-відновних процесах вона бере.

Завдання для самостійної роботи.Розгляньте електроліз CuSO4 із Cu-анодом, Na2SO4 c Сu-анодом.

Хлорування

Застосування гіпохлориту натрію (NaClO) обумовлено його хімічною здатністю до нейтралізації цілого ряду шкідливих мікроорганізмів. Його бактерицидні властивості спрямовані на знищення цілого ряду небезпечних грибків та бактерій.

Щоб отримати гіпохлорит натрію, необхідно провести процес хлорування їдкого натру (NaOH) за допомогою молекулярного хлору (Cl).

Принцип дії гіпохлориту натрію (NaClO) досить простий, оскільки ця речовина має високі біоцидні (біоцид – хімічні засоби, призначені для боротьби зі шкідливими чи хвороботворними мікроорганізмами) властивості. Коли гіпохлорит натрію (NaClO) потрапляє у воду, він починає активно розкладатися, утворюючи при цьому активні частинки у вигляді радикалів та кисню. Радикали гіпохлориту натрію (NaClO) спрямовані проти шкідливих мікроорганізмів. Активні частинки гіпохлориту натрію (NaClO) починають руйнувати зовнішню оболонку або біоплівку мікроорганізму, таким чином, це призводить до остаточної загибелі різних патогенних грибків, вірусів та бактерій. Хімічний склад гіпохлориту натрію спрямований на знезараження та дезінфекцію води. Тому ця речовина займає важливе місце у багатьох сферах людського життя. Світові дослідження показують, що гіпохлорит натрію (NaClO) для дезінфекції застосовують у 91% випадків, решта 9% включають гіпохлорит калію або літію. Але щоб ця речовина дала результат та користь у побуті, необхідно уважно стежити за концентрацією розчину.
Хлорування виявилося найпростішим і найдешевшим способом знезараження води, тому швидко поширилося по світу. Зараз можна сказати, що традиційним методом знезараження питної води, прийнятим у всьому світі (у 99 випадків зі 100), є саме хлорування, і сьогодні для хлорування води щорічно витрачають сотні тисяч тонн хлору. Наприклад, у Росії хлоруванню піддається понад 99% води з цією метою використовують у середньому на рік близько 100 тис. тонн хлору.

У існуючій практиці знезараження питної води хлорування використовується найчастіше як найбільш економічний та ефективний метод у порівнянні з будь-якими іншими відомими методами, оскільки це єдиний спосіб, що забезпечує мікробіологічну безпеку води у будь-якій точці розподільчої мережі у будь-який момент часу завдяки ефекту післядії хлору.
Добре відомо, що хлор (Cl), реагуючи з водою, утворює не «хлорну воду» (як вважалося раніше), а хлорнувату кислоту ( HClO) – перша речовина, одержана хіміками, яка містила активний хлор.
З рівняння реакції: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,слід, що теоретично з 52,5 р. чистої HClOможна отримати 71 г Cl 2, тобто хлорноваста кислота містить 135,2% активного хлору. Але ця кислота є нестійкою: максимально можлива її концентрація в розчині – не більше 30%.
Хлор легко розчиняється у воді, вбиваючи у ній все живе. Як було встановлено після змішування газоподібного хлору з водою у водному розчині встановлюється рівновага:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Далі відбувається дисоціація (дисоціація це розпад частки (молекули, радикала, іона), на кілька більш простих частинок) хлорноватої кислоти, що утворилася. НОСl ↔ Н+ + ОСl –
Наявність хлорноватистої кислоти у водних розчинах хлору і аніони, що виходять в результаті її дисоціації ОСl -мають сильні бактерицидні властивості (це здатність знищувати мікроорганізми). При цьому з'ясувалося, що вільна хлорновата кислота майже в 300 разів більш активна, ніж гіпохлорит-іони ClO –. Пояснюється це унікальною здатністю HClOпроникати у бактерії через їхні мембрани. Крім того, як ми вже вказували, хлорновата кислота схильна до розкладання на світлі:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → Про 2 + HCl
з утворенням хлористоводневої кислоти та атомарного (синглетного) кисню (як проміжну речовину), який є найсильнішим окислювачем.

Процес хлорування.

На станції водопідготовки хлор поставляється у зрідженому стані у спеціалізованих контейнерах різною місткістю, балонах малого та середнього об'єму. Але для знезараження води застосовується хлор у газоподібному стані. Газоподібний хлор отримують з рідкого шляхом його випаровування в змійникових випарниках, що являють собою вертикальні циліндричні апарати з розміщеними всередині змійовиками, якими проходить рідкий хлор. Дозування отриманого газоподібного хлору у воду провадиться через спеціальні пристрої – вакуумні хлоратори.
Після введення хлору в воду, що обробляється, повинні бути забезпечене хороше змішування його з водою і достатня тривалість його контакту з водою (не менше 30 хв) до подачі води споживачеві. Слід зазначити, що вода перед хлоруванням повинна бути вже підготовленою і, як правило, хлорування зазвичай виробляють перед надходженням освітленої води в резервуар чистої води, де забезпечується необхідний час контакту.

Основними перевагами застосування для знезараження води газоподібним хлором
є:

• низька собівартість процесу знезараження води;
• простота проведення процесу хлорування;
• висока дезінфікуюча здатність газоподібного хлору;
• хлор впливає як на мікроорганізми, а й окислює органічні і неорганічні речовини;
• хлор усуває присмаки та запахи води, її кольоровість, не сприяє збільшенню каламутності.

Однак хлор є сильно діючою отруйною речовиною, що відноситься до другого класу небезпеки. Газоподібний хлор - сильний окислювач, підтримує горіння багатьох органічних речовин, пожежонебезпечний при контакті з горючими речовинами. Скипидар, титан і порошки металів в атмосфері хлору здатні самозайматися за кімнатної температури. З воднем хлор утворює вибухонебезпечні суміші.
Іноді витрати на безпеку при хлоруванні перевищують витрати на власне хлорування води.

У цьому плані застосування гіпохлориту натрію як хлор агента при хлоруванні води є гарною альтернативою газоподібному хлору.

Електроліз

Найбільш дешевим, простим і безпечним є спосіб отримання дезінфікуючих розчинів гіпохлориту натрію шляхом електролізу водного розчину хлориду натрію (NaCl) та його взаємодії з лугом в тому самому апараті – електролізері.

На фотографіях показаний електролізер. Насос дозатор Seko для дозування гіпохлориту натрію та герметичний насос Argal для перекачування розсолу NaCl

Зберігаючи всі переваги методу хлорування із застосуванням рідкого хлору, знезараження електролітичним гіпохлоритом натрію дозволяє уникнути основних труднощів транспортування та зберігання токсичного газу.
Використання низько концентрованих розчинів гіпохлориту натрію підвищує безпеку виробничого процесу знезараження води порівняно з рідким хлором та висококонцентрованим розчином гіпохлориту натрію.
Сировиною для виробництва гіпохлориту натрію служить кухонна сіль. Оскільки реагент використовується безпосередньо на місці отримання відпадає необхідність транспортування.
Технологічний процес виробництва гіпохлориту натрію включає наступні операції:

• Приготування насиченого розчину кухонної солі.
• Основний процес одержання гіпохлориту натрію електролізом.

При електролізі розчину хлориду натрію відбуваються наступні реакції:
на катоді: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (гідроксид натрію) + H 2 ;
на аноді: 2Cl - - 2е → Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O →2HClO (хлорнуватиста кислота) + HCl.
Сумарна реакція може бути подана у вигляді:
NaCl + H 2 O→NaClO + H 2 .

Оскільки процес окислення гіпохлориту натрію з подальшим утворенням хлоритів і хлоратів уповільнюється при зниженні температури, електроліз проводять за відносно низьких температур робочого розчину солі (20-25 ° С).
У спеціальні ємності – сатуратори через завантажувальний пристрій засипається сіль. Сировиною для виробництва низькоконцентрованих розчинів натрію гіпохлориту служить харчова кухонна сіль вищого сорту або "Екстра". Залита вода, проходячи через сольовий шар, утворює насичений розчин кухонної солі.
Для очищення концентрованого розчину солі використовуються фільтри грубого очищення та змінні поліпропіленові картриджні фільтри тонкого очищення з пропускною здатністю 5 мкм.
Насичений розчин кухонної солі насосом подається в змішувач, де відбувається розведення водопровідною водою до робочої концентрації (СанПіН 2.1.4.1074-01), і далі - в електролізер.
Основний процес отримання гіпохлориту натрію електролізом проводиться в установках, що складаються з електролізної ванни та теплообмінника. У теплообмінниках влітку охолоджують електроліт (водопровідною водою), а взимку попередньо нагрівають робочий розчин солі.
У електролізних ваннах титанові електроди покриті діоксидами рутенію та іридію. У процесі електролізу на електродах відбувається відкладення кальцію та магнію, тому періодично, у міру утворення цих відкладень, проводиться промивання електролізерів у закритому контурі 4-відсотковим розчином соляної кислоти (HCl).
В електролізер відбувається безперервний електроліз робочого розчину солі, в результаті чого отримують гіпохлорит натрію. Трипроцентний розчин NaCl з постійною об'ємною витратою 2,5 м3/год протікає через установку електролізу до бажаної концентрації NaClO (0,8%). Гіпохлорит натрію, що утворюється в електролізерах, зберігається в спеціальних резервуарах, для забезпечення запасу для потреб очисних споруд.
Гіпохлорит натрію з концентрацією не менше 8 г/л активного хлору надходить у резервуар накопичувач, звідки насосами подається до вузлів дозування, розташованих поблизу точок введення реагенту. З ємностей гіпохлорит натрію системою трубопроводів подається насосами дозаторами на автоматичну станцію дозування в оброблювану воду.

Висновок
Використання низькоконцентрованих розчинів гіпохлориту натрію дозволяє підвищити безпеку технологічних процесів очищення води на водопровідних станціях.

Поєднання знезараження оброблюваної води низько концентрованим гіпохлоритом натрію (перший ступінь) з ультрафіолетовим опроміненням перед подачею до міської водопровідної мережі (другий ступінь) гарантує повну відповідність якості води за мікробіологічними показниками чинних нормативів та її високу епідеміологічну безпеку.

При розгляді електролізу розчинів не можна забувати, що, крім іонів електроліту, у кожному водному розчині є ще іони, є ще продуктами дисоціації води-Н + і ОН - .В електролітичному полі іони водню переміщаються до катоду, а гидроксила-к аноду. Таким чином, у катода можуть розряджатися як катіони електроліту, так і катіони водню. Аналогічно в анода може відбуватися розряд аніонів електроліту, так і іонів гідроксилу. Крім того, молекули води також можуть зазнавати електрохімічного окислення або відновлення.

Які саме електрохімічні процеси протікатимуть у електродів при електролізі, насамперед залежатиме від співвідношення електродних потенціалів відповідних електрохімічних систем. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем. З кількох можливих процесів протікатиме той, здійснення якого пов'язане з мінімальною витратою енергії. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем, що мають найбільший електродний потенціал, а на аноді окислюватимуться відновлені форми систем з найменшим електродним потенціалом. На перебіг деяких електрохімічних процесів надає гальмівну дію матеріал електрода; такі випадки обумовлено нижче.

Розглядаючи катодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів, потрібно враховувати величину потенціалу процесу відновлення іонів водню. Цей потенціал залежить від концентрації іонів водню та у разі нейтральних розчинів (рН=7) має значення
φ=-0,059*7=-0,41 В. Звідси ясно, що якщо електроліт утворений металом, електродний потенціал якого значно позитивніший, ніж –0,41 В, то з нейтрального розчину у катода виділятиметься метал. Такі метали знаходяться у ряді напруг поблизу водню (починаючи приблизно від олова) та після нього. Навпаки, у разі електролітів, метал яких має потенціал значно негативніший, ніж –0,41, метал відновлюватися не буде, а відбудеться виділення водню. До таких металів відносяться метали початку ряду напруг приблизно до титану. Нарешті, якщо потенціал металу близький до величини –0,41 (метали середньої частини ряду-Zn,Cr,Fe,Ni), то залежно від концентрації розчину та умов електролізу можливе як відновлення металу, так і виділення водню; нерідко спостерігається спільне виділення металу та водню.

Електрохімічне виділення водню із кислих розчинів відбувається внаслідок розряду іонів водню. У разі нейтральних або лужних середовищ воно є результатом електрохімічного відновлення води:

2Н 2 Про + 2е - = Н 2 + 2ОН -

Таким чином, характер катодного процесу при електроліз водних розчинів визначається насамперед положенням відповідного металу в ряду напруг. У ряді випадків велике значення мають рН розчину, концентрація іонів металу та інші умови електролізу.

При розгляді анодних процесів слід на увазі, що матеріал анода в ході електролізу може окислюватися. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертним анодом та електроліз з активним анодом. Інертним називається анод, матеріал якого не зазнає окиснення в ході електролізу. Активним називається анод, матеріал якого може окислюватися під час електролізу. Як матеріали для інертних анодів частіше застосовують графіт вугілля, платину.

На інертному аноді при електролізі водних розчинів лугів, кисневмісних кислот та їх солей, а також фтористоводневої кислоти та фторидів відбувається електрохімічне окиснення води з виділенням кисню. Залежно від рН розчину цей процес протікає по-різному і може бути записаний різними рівняннями. У лужному середовищі рівняння має вигляд

4ОН - =Про 2 + 2Н 2 Про + 4е -

а в кислій або нейтральній:

2Н 2 О =О 2 + 4Н + + 4е -

У випадках електрохімічне окислення води є енергетично найбільш вигідним процесом. Кисневмісні аніони або не здатні окислюватися, або їх окислення відбувається при дуже високих потенціалах. Наприклад, стандартний потенціал окислення іона SO 4 2-

2SO 4 2- =S 2 O 8 2- + 2e -

дорівнює 2,010, що значно перевищує стандартний потенціал окислення води (1,228 В). Стандартний потенціал окислення іона F має ще більше значення (2,87 В).

При електролізі водних розчинів безкисневих кислот та їх солей (крім HF та фторидів) у анода розряджаються аніони. Зокрема, при електролізі розчинів HI, HBr, HCl та їх солей у анода виділяється відповідний галоген. Зазначимо, що виділення хлору при електролізі HCl та її солей суперечить взаємному положенню систем

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359)

2Н 2 Про = Про 2 + 4Н + + 4е - (φ = 1,228 В)

у ряді стандартних електродних потенціалів. Ця аномалія пов'язана зі значним перенапругою другого з цих двох електродних процесів-матеріал анода гальмує на процес виділення кисню.

У разі активного анода число конкуруючих окисних процесів зростає до трьох: електрохімічне окиснення води з виділенням кисню, розряд аніону (тобто його окиснення) та електрохімічне окиснення металу анода (так зване анодне розчинення металу). З цих можливих процесів йтиме той, який енергетично найвигідніший. Якщо метал анода розташований у ряді стандартних потенціалів раніше за інші електрохімічні системи, то спостерігатиметься анодне розчинення металу. В іншому випадку йтиме виділення кисню або розряд аніону.

Розглянемо кілька типових випадків електролізу водних розчинів.

Електроліз розчину CuCl2 з інертним анодом. Мідь у ряді напруг розташована після водню; тому у катода відбуватиметься розряд іонів Cu 2+ та виділення металевої міді. У анода розряджатимуться хлорид-іони.

Схема електролізу розчину хлориду мілини (II):

Катод ← Cu 2+ 2Cl - → Анод

Cu 2+ + 2e - =Cu 2Cl - =2Cl + 2e -

Електроліз розчину K2SO4 з інертним анодом. Оскільки калій у ряді напруг стоїть значно раніше водню, то у катода відбуватиметься виділення водню та накопичення ВІН - . У анода йтиме виділення кисню та накопичення іонів Н+. У той самий час у катодне простір приходитимуть іони К + , а анодное-ионы SO 4 2- . Таким чином, розчин у всіх його частинах залишатиметься електронейтральним. Однак у катодному просторі накопичуватиметься луг, а в анодному – кислота.

Схема електролізу розчину сульфату калію:

Катод ← 4K + 2SO 4 2- → Анод

4Н 2 Про + 4е - = 4ОН - + 4Н 2Н 2 О = 4Н + + 2О + 4e -

KОН 4Н=2Н 2 2О=Про 2 Н 2 SO 4

Електроліз розчину NiSO 4 із нікелевим анодом. Стандартний потенціал нікелю (-0,250) трохи більше, ніж –0,41 В; тому при електролізі нейтрального розчину NiSO 4 на катоді в основному відбувається розряд іонів Ni 2+ та виділення металу. На аноді відбувається протилежний процес-окислення металу, так як потенціал нікелю набагато менше потенціалу окислення води, а тим паче-потенціалу окислення іона SO 4 2- . Таким чином, в даному випадку електроліз зводиться до розчинення металу анода та виділення його на катоді.

Схема електролізу розчину сульфату нікелю:

Катод ← Ni 2+ SO 4 2- → Анод

Ni 2+ + 2e - = Ni Ni = Ni 2+ + 2e -

Цей процес застосовується для електрохімічної очистки нікелю.

Закони Фарадея

1. Закон Фарадея.

Маса речовини, що виділилася на електроді при проходженні розчином електроліту електричного струму, прямо пропорційна кількості електрики.

Де ∆m – кількість речовини, що прореагувала; Q – кількість електрики; k е - коефіцієнт пропорційності, що показує, скільки речовини прореагувало при проходженні одиниці кількості електрики. Величина k називається електрохімічним еквівалентом.

k=M/(N A z│e│)

де z - Валентність іона; M - молярна маса речовини, що виділився на електроді; N A -постійна Авогадро. │e│= 1,6 10 -19 Кл.

2. Закон Фарадея.

Згідно з другим законом Фарадея, при певній кількості минулої електрики відношення мас речовин, що прореагували, дорівнює відношенню їх хімічних еквівалентів:

∆m 1 /A 1 =∆m 2 /A 2 =∆m 3 /A 3 =const

Хімічний еквівалент елемента, що дорівнює відношенню частини маси елемента, яка приєднує або заміщає в хімічних сполуках одну атомну масу водню або половину атомної маси кисню, до 1/12 маси атома З 12 . Поняття "хімічний еквівалент" застосовується і до сполук. Так, хімічний еквівалент кислоти чисельно дорівнює її молярній масі, поділеній на основність (число іонів водню), хімічний еквівалент основи – його молярній масі, поділеній на кислотність (у неорганічної основи – на число гідроксильних груп), хімічний еквівалент солі – її молярній масі, поділеної на суму зарядів катіонів або аніонів.