ibrain.kz
RUKZ
Предыдущая тема|Следующая: Переходные металлы (d-элементы): переменная валентность, координационные комплексные соединения, каталитические свойства
Химия · 11 класс3 четвертьТема 8Лабораторная работаГОСО РК 2026Базовый

Электрохимия: гальванические элементы, стандартные электродные потенциалы, электролиз расплавов и растворов, законы Фарадея

Изучение термодинамики ОВР, гальванического элемента Даниэля — Якоби, уравнения Нернста, ряда стандартных восстановительных потенциалов E0, процессов электролиза и количественных расчетов по законам Фарадея.

Время изучения~75 минтеория + практика
Разделы темы5 разд.пошаговый разбор
Тест темы3 вопр.с мгновенным ответом
СОР / СОЧ3 четвертьдескрипторы ГОСО
Раздел 1 из 5
1

Гальванические элементы и стандартные электродные потенциалы

Гальванический элемент — устройство, в котором химическая энергия самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Классический пример — элемент Даниэля — Якоби: цинковый анод в растворе ZnSO4 и медный катод в растворе CuSO4, разделенные пористой перегородкой или солевым мостиком (KCl). На аноде идет процесс окисления (Zn -> Zn2+ + 2e-), на катоде — восстановления (Cu2+ + 2e- -> Cu). ЭДС элемента равна разности потенциалов катода и анода: E = E(кат) - E(ан).

Схема: Электрохимические процессы и законы Фарадея

Анимированная модель
Источник постоянного тока (DC)+-АНОД (+)Окисление2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑КАТОД (-)ВосстановлениеCu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰Электролит (раствор CuCl₂)Cl⁻Cu²⁺Закон Фарадея: m = (M · I · t) / (n · F)
Электролиз расплавов (NaCl → Na + Cl₂) и растворов (CuSO₄ → Cu + O₂ + H₂SO₄); первый и второй законы Фарадея m = (M·I·t)/(n·F).
Понятие

Электродный потенциал E0

Мера окислительно-восстановительной способности полуэлемента относительно стандартного водородного электрода (СВЭ), потенциал которого принят за 0.000 В.
Понятие

ЭДС гальванического элемента

Максимальная разность потенциалов электродов при разомкнутой цепи: Ecell = E0(окислителя/катода) - E0(восстановителя/анода).

Солевой мостик

Солевой мостик (U-образная трубка с агар-агаром и KCl) замыкает электрическую цепь и предотвращает накопление зарядов в полуэлементах: ионы K+ мигрируют в катодное пространство, компенсируя расход Cu2+, а Cl- — в анодное, компенсируя накопление Zn2+.

Шаг 1
Действие 1
Записать полуреакции окисления и восстановления.
Шаг 2
Действие 2
Найти стандартные электродные потенциалы E0 полуреакций в таблице.
Шаг 3
Действие 3
Электрод с более положительным E0 является катодом (+), с более отрицательным — анодом (-).
Шаг 4
Действие 4
Вычислить ЭДС = E0(кат) - E0(ан).
Уравнение Нернста и связь с энергией Гиббса
E=E0−RTzFln⁡Q,ΔG0=−zFEcell0E = E^0 - \frac{RT}{zF} \ln Q, \quad \Delta G^0 = -z F E^0_{\text{cell}}
При 298 К: E = E0 - (0.0592 / z) * lg Q. Реакция самопроизвольна при Ecell > 0 (ΔG < 0).
Раздел 2 из 5
2

Электролиз расплавов и водных растворов

Электролиз — несамопроизвольный окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах под действием внешнего постоянного электрического тока. При электролизе катод заряжен отрицательно (притягивает катионы), анод — положительно (притягивает анионы). При электролизе водных растворов на катоде конкурируют катионы металла и молекулы воды (H2O + e- -> 1/2 H2 + OH-): металлы правее водорода в ряду активностей выделяются в чистом виде; левее Al выделяется водород H2; от Ti до Pb восстанавливаются одновременно и металл, и H2. На нерастворимом аноде кислородсодержащие анионы не окисляются, окисляется вода с выделением O2.

Понятие

Катодные процессы в растворах

Катионы малоактивных металлов (Cu2+, Ag+) восстанавливаются в первую очередь; катионы щелочных и щелочноземельных металлов не восстанавливаются (выделяется H2).
Понятие

Анодные процессы в растворах

Бескислородные анионы (I-, Br-, Cl-) окисляются легче воды; анионы SO4(2-), NO3(-), F(-) не окисляются, вместо них окисляется вода с выделением кислорода O2.

Растворимый анод

Если анод изготовлен из активного металла (Cu, Ni, Zn), при электролизе происходит анодное растворение самого металла (электрорафинирование меди): Cu(черн) - 2e- -> Cu2+, с последующим осаждением сверхчистой 99.99% меди на катоде.

Шаг 1
Действие 1
Определить состав электролита (расплав или водный раствор).
Шаг 2
Действие 2
Оценить активность катионов и определить продукт катода (металл или H2).
Шаг 3
Действие 3
Оценить природу анода (растворимый или инертный) и тип анионов (бескислородные -> галоген, кислородсодержащие -> O2).
Электролиз водного раствора NaCl (хлор-щелочной процесс)
2NaCl+2H2O→электролизH2↑(катод)+Cl2↑(анод)+2NaOH2\text{NaCl} + 2\text{H}_2\text{O} \xrightarrow{\text{электролиз}} \text{H}_2\uparrow \text{(катод)} + \text{Cl}_2\uparrow \text{(анод)} + 2\text{NaOH}
Промышленный способ одновременного получения газообразных H2, Cl2 и едкого натра.
Раздел 3 из 5
3

Количественные законы Фарадея

Количественные закономерности электролиза подчиняются законам Майкла Фарадея. Масса выделившегося на электроде вещества прямо пропорциональна силе тока и времени электролиза (количеству прошедшего электричества Q = I * t). Постоянная Фарадея F = e * NA ≈ 96 485 Кл/моль представляет собой электрический заряд 1 моль электронов. Для выделения 1 моль одноэквивалентного вещества требуется 96 485 Кулон электричества.

Понятие

Постоянная Фарадея F

Фундаментальная физическая константа F = 96 485 Кл/моль, равная произведению элементарного заряда на постоянную Авогадро.
Понятие

Выход по току (\eta)

Отношение массы реально полученного вещества к теоретически рассчитанной по закону Фарадея, обусловленное побочными процессами.

Электролитическое получение алюминия

Алюминий производят в гигантских масштабах электролизом расплава оксида алюминия Al2O3 в синтетическом криолите Na3AlF6 при ~950°C с графитовыми расходуемыми анодами (метод Холла — Эру).

Шаг 1
Действие 1
Записать уравнение катодной или анодной полуреакции и определить число электронов z.
Шаг 2
Действие 2
Перевести время электролиза в секунды (t = мин * 60 или час * 3600).
Шаг 3
Действие 3
Подставить значения в объединенную формулу закона Фарадея: m = (M * I * t) / (z * F).
Объединенный закон Фарадея
m=M⋅I⋅tz⋅Fm = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}
где M — молярная масса (г/моль), I — сила тока (А), t — время (с), z — число отданных/принятых электронов, F = 96485 Кл/моль.
Раздел 4 из 5
4

Алгоритм прогнозирования продуктов электролиза водных растворов солей

Правила процессов на электродах:

Шаг 1
Процессы на КАТОДЕ (-) (восстановление катионов или воды)
• Металлы от Li до Al (активные): катионы Meⁿ⁺ не восстанавливаются! Восстанавливается вода: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻; • Металлы от Mn до Pb: восстанавливается и металл, и вода (одновременно Me⁰ и H₂); • Металлы правее водорода (Cu, Ag, Au): восстанавливается ТОЛЬКО металл: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰.
Шаг 2
Процессы на АНОДЕ (+) (инертный анод: графит, платина)
• Бескислородные анионы (Cl⁻, Br⁻, I⁻, S²⁻): окисляется анион: 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑ (исключение — фторид F⁻: окисляется вода! 2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺); • Кислородсодержащие анионы (SO₄²⁻, NO₃⁻, CO₃²⁻, PO₄³⁻): анионы не окисляются! Окисляется вода: 2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺.
Шаг 3
Расчет массы по закону Фарадея
m = (M · I · t) / (n · F), где F = 96 485 Кл/моль, n — число электронов, переносимых одним ионом.
Раздел 5 из 5
5

Ловушки ЕНТ: Электролиз раствора сульфата меди CuSO₄ и раствора хлорида натрия NaCl

Два самых популярных вопроса ЕНТ по электролизу:

1. Электролиз раствора CuSO₄ на инертных электродах:

• Катод (-): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰ (металлическая медь);

• Анод (+): окисляется вода (SO₄²⁻ не окисляется): 2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺;

• Итоговое уравнение: 2CuSO₄ + 2H₂O —(ток)→ 2Cu↓ + O₂↑ + 2H₂SO₄!

В растворе накапливается серная кислота H₂SO₄, среда становится сильнокислой (pH < 7)!

2. Электролиз раствора NaCl:

• Катод (-): 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻ (натрий не восстанавливается!);

• Анод (+): 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑;

• Итого: 2NaCl + 2H₂O —(ток)→ H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH!

В растворе накапливается гидроксид натрия (щелочь, pH > 7)!

Среда раствора после электролиза

При электролизе CuSO₄ среда становится кислой (H₂SO₄), при электролизе NaCl — щелочной (NaOH), при электролизе Na₂SO₄ — остается нейтральной (идет электролиз воды)!

Ваш прогресс по теме25%
Оглавление урока
Шпаргалка формул11 класс
Степень полимеризации:
n=Mполимера/Mзвенаn = M_{полимера} / M_{звена}
Правило Чаргаффа для двухцепочечной ДНК:
A=T,G=C,(A+G)/(T+C)=1.0A = T, \quad G = C, \quad (A + G) / (T + C) = 1.0
ЭДС гальванического элемента:
Ecell0=Eкатода0−Eанода0E^0_{cell} = E^0_{катода} - E^0_{анода}[В]
Уравнение Нернста:
E=E0−RTzFln⁡Q=E0−0.0592zlg⁡Q (при 298 К)E = E^0 - \frac{RT}{zF} \ln Q = E^0 - \frac{0.0592}{z} \lg Q \text{ (при 298 К)}[В]
Следующая тема

Переходные металлы (d-элементы): переменная валентность, координационные комплексные соединения, каталитические свойства

Перейти к теме →