электролиз. курсовая электролиз (2). Электролиз растворов электролитов

• Название: Электролиз растворов электролитов
• Анкор: электролиз
• Дата: 18.09.2022
• Размер: 116.5 Kb.
• Имя файла: курсовая электролиз (2).doc
• Тип: Литература; #682226

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И МОЛОДЕЖНОЙ ПОЛИТИКИ

КРАСНОДАРСКОГО КРАЯ
Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение

Краснодарского края

«АРМАВИРСКИЙ МАШИНОСТРОИТЕЛЬНЫЙ ТЕХНИКУМ»

ИНДИВИДУАЛЬНЫЙ ПРОЕКТ

по дисциплине «Химия»
Тема: «Электролиз растворов электролитов»

Обучающийся: Крашенинников Роман Юрьевич

Специальность: 10.02.03 «Информационная безопасность автоматизированных систем»

Группа: 17 БАС-9
Руководитель: Пономарева Анна Саркисовна

2018 год

Содержание

Введение 3

Глава 1. Понятие электролиза 4

1.1. Электролиз водных растворов 6

1.2. Катодные процессы 7

1.3. Анодные процессы 9

1.4. Законы электролиза 12

Глава 2. Катодные и анодные процессы 14

Заключение 17

Литература 18

Введение

Данный проект носит информационный характер. Он посвящен изучению электролиза растворов электролитов.

Выбор темы обусловлен большим интересом к этой теме.

Задачи данного проекта:

-изучить электролиз растворов электролитов

-познакомиться с электролизом растворов электролитов

-показать полезность электролиза для производства металлов

-систематизировать полученные данные

- проанализировать и сравнить анодные и катодные процессы.

Основной метод, который использован в проекте, - это метод систематизации и обработки данных (анализ учебной, справочной, энциклопедической, познавательной, научно-популярной, занимательной литературы).

Методы, используемые в данной работе: изучение литературы, обобщение и систематизация найденных сведений, и т.д.

Работа состоит из двух глав.

В первой главе представлена информация об электролизе и его процессах

Вторая глава подробно знакомит с анодными и катодными процессами электролиза.

Глава 1. Понятие электролиза

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, под действием постоянного электрического тока, приложенного от внешнего источника. Отрицательный полюс источника постоянного тока присоединяют к электроду, который называют катодом; положительный полюс к электроду, который называют анодом. При включении внешнего источника постоянного тока движение ионов в растворе или расплаве становится направленным. Отрицательно заряженные ионы (анионы) перемещаются к аноду, положительно заряженные ионы (катионы) направляются к катоду. С увеличением напряжения, подаваемого от внешнего источника постоянного тока, потенциал катода смещается в область отрицательных, а потенциал анода – в область положительных значений. Когда потенциалы катода и анода достигают вполне определенных значений, на них становится возможным разряд ионов или молекул из раствора или расплава электролита – начинается электролиз. Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций – восстановление частиц на катоде и окисление на аноде. Причем восстановительное и окислительное действие тока во много раз сильнее действия химических восстановителей и окислителей.  Эти процессы называются процессами (реакциями) электровосстановления и электроокисления. [4]

Электролиз растворов электролитов проводить проще, чем расплавов, так как электролиты - соли и щелочи - плавятся при очень высоких температурах. Однако такие металлы, как алюминий, магний, кальций, натрий, получают электролизом именно расплавленных соединений.

Но не всякий элемент может быть получен в свободном состоянии электролизом водных растворов его соединений. Очевидно, что таким путем нельзя получить, например, щелочные металлы. В таких случаях прибегают к электролизу расплавов.  

При электролизе растворов электролитов происходит конкуренция между растворенным веществом и растворителем за участие в электродном процессе - Поэтому состав продуктов окисления на аноде и восстановления на катоде зависит, в первую очередь, от концентрации раствора. [5]

При электролизе растворов электролитов необходимо учитывать возможность присутствия в них растворенного кислорода. 

Таблица 1. Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов

КАТОД (-) Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений	АНОД (+)         Зависят от материала анода и природы анионов.
	Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота.	Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из Cu, Ag, Zn, Ni, Fe и др. металлов (кроме Pt, Au)
1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H2:           Men+ +nē → Me°	1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (кроме F- ):           Am- - mē → A°	Анионы не окисляются. Идёт окисление атомов металла анода:              Me° - nē → Men+ Катионы Men+переходят в раствор. Масса анода уменьшается.
2.Катионы металлов средней активности, стоящие между AlиH2, восстанавливаются одновременно с водой:           Men+ + nē →Me°    2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH-	2.Анионы оксокислот (SO42-, CO32-,..) и F- не окисляются, идёт окисление молекулH2O:    2H2O - 4ē → O2↑ +4H+
3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H2O:     2H2O + 2ē →H2↑ + 2OH-	3.При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH-:    4OH- - 4ē → O2↑ +2H2O
4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H+:             2H + + 2ē → H20↑

1.1. Электролиз водных растворов

Главное отличие этого типа электролиза от электролиза расплавов состоит в том, что в водных растворах электролитов (при электролизе в качестве электролитов значительно чаще используют соли, чем кислоты или основания) кроме катионов и анионов электролита (соли) всегда присутствуют молекулы воды, а также ионы Н⁺ и ОН^–, образующиеся в результате ее диссоциации, а в случае гидролиза соли — то и в результате гидролиза. Поэтому наряду с ионами растворенной соли в электродных реакциях могут принимать участие молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН^–.

Продукты, выделяющиеся на электродах, зависят от природы ионов соли, находящегося в растворе, а также вида материала, из которого изготовлены электроды.

Обычно при электролизе водных растворов электролитов повышение температуры, способствующее ускорению процессов диффузии в растворе, увеличивает плотность тока, сохраняя удовлетворительное качество гальванического осадка. [3]

Для того чтобы определить, какие катионы будут окисляться на аноде, необходимо сравнить потенциалы их разряда с учетом перенапряжения. Рассмотрим более подробно отдельно катодные и анодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов.

1.2. Катодные процессы

С катода происходит передача электронов частицам веществ, находящихся в растворе. Катод выступает по отношению к разряжающимся на нем частицам в роли восстановителя. Функцию окислителей могут выполнять катионы 4 металлов или нейтральные молекулы. Следовательно, на катоде идет процесс восстановления окислителя: Ox + ne = Red.

Любой окислительно-восстановительный процесс может идти в прямом направлении только в том случае, если ЕВОССТ < Е ОКИСЛ .Поэтому восстановление окислителя на катоде будет происходить лишь в том случае, если потенциал катода – восстановителя – (ЕК) по алгебраической величине станет меньше потенциала окислителя (ЕОх/Red). От того, насколько смещен потенциал катода (ЕК) от равновесного потенциала окислителя (ЕОх/Red), зависит скорость катодного процесса. Чем сильнее смещен потенциал катода в сторону отрицательных значений, тем выше скорость восстановления окислителя. [6]

Величина смещения потенциала катода (∆Е = ЕК - ЕOx/Red), необходимая для протекания данного процесса с определенной скоростью, называется катодным перенапряжением данного электродного процесса. Катодное перенапряжение складывается из затрат на преодоление сопротивления переносу ионов, разряду ионов на катоде, включению атомов в кристаллическую решетку металла. Катодное перенапряжение означает смещение потенциала катода в отрицательную сторону, то есть оно имеет отрицательное значение.¹

Величина перенапряжения при разряде частиц на катоде определяется природой разряжающихся частиц (их положением в ряду стандартных электродных потенциалов), зависит от плотности тока, температуры, материала электрода- катода и состояния его поверхности, состава и концентрации раствора и других факторов. Катионы металлов в растворах простых солей разряжаются на катоде с небольшим перенапряжением, то есть при потенциалах, близких к равновесным значениям ЕМе n⁺ / / Ме. Для ионов таких металлов как Zn, Cd, Cu, Ag, Au, Hg катодное перенапряжение близко к нулю.

При электролизе водных растворов на катоде могут разряжаться не только катионы металлов, но и молекулы воды: 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^- – в нейтральной и щелочной средах или ионы водорода: 2Н⁺ + 2е = Н₂ – в кислой среде. Эти процессы при потенциалах, близких к равновесному (Е2Н⁺ /Н2 = 0В), идут с очень малой скоростью вследствие высокого перенапряжения выделения водорода. На величину перенапряжения водорода влияют как материал электрода, так и плотность тока.

Используя величины равновесных электродных потенциалов и перенапряжений, можно решать такие важные задачи, как последовательность и возможность протекания на электродах нескольких реакций. Для оценки последовательности и возможности совместного протекания на катоде при заданной плотности тока нескольких реакций находят сумму равновесного потенциала и перенапряжения для каждой из возможных реакций. На катоде при заданной плотности тока в первую очередь будет происходить та реакция, которая имеет более положительный потенциал, то есть сумма ЕОх/Red + ∆Е имеет наибольшее значение. [²]

Таким образом, характер реакций, протекающих на катоде в водных растворах, обусловлен положением металла в ряду стандартных потенциалов и катодным перенапряжением. Для грубой оценки последовательности электродных реакций при разряде ионов металлов на катоде можно пользоваться величинами стандартных электродных потенциалов.

Как показывают опыты, при электролизе водных растворов все металлы можно разделить на три группы:

1. Металлы, осаждение которых на катоде не сопровождается выделением водорода. К ним относятся металлы, стоящие в ряду стандартных потенциалов за водородом (медь, серебро, золото и др.). Катионы этих металлов обладают более высокой окислительной способностью, чем ионы водорода.

2. Металлы, осаждение которых на катоде сопровождается выделением водорода. В ряду стандартных потенциалов эти металлы находятся между марганцем и водородом (-1,0 < Ео Ме n⁺ /Ме< 0).

3. Металлы, которые в водных растворах не могут быть получены. В эту группу входят щелочные, щелочноземельные металлы, а также магний и алюминий. Катионы этих металлов обладают очень низкой окислительной способностью. ³

Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической суммы равновесного электродного потенциала и перенапряжения для соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag⁺ , Cu₂⁺, Zn₂⁺ в водном растворе сначала будут восстанавливаться катионы серебра (Ео Ag⁺/Ag = +0, 799B), так как они обладают наибольшей окислительной способностью, затем катионы меди (Ео Cu₂⁺ /Cu = +0,337В) и последними – катионы цинка (Ео Zn₂⁺ /Zn = -0,763В).

1.3. Анодные процессы

От анода электроны отводятся внешним источником тока, анод выполняет роль окислителя. Окислению на аноде могут подвергаться анионы, которые подходят к аноду, молекулы воды, а также сам материал анода. Вещества, которые окисляются на аноде, выполняют роль восстановителей: Red – ne = Ох. Чтобы процесс на аноде протекал в указанном направлении, потенциал восстановителя (ЕОх/Red) должен быть меньше потенциала анода-окислителя (ЕА): ЕА > ЕОх/Red. Чем выше восстановительная способность частиц (чем электроотрицательнее потенциал), тем легче это вещество окисляется на аноде. Скорость анодного процесса тем больше, чем сильнее смещен потенциал анода в область положительных значений. Величина смещения потенциала анода (∆Е = ЕА – ЕОх/Red), необходимая для достижения определенной скорости окисления, называется анодным перенапряжением. Анодное перенапряжение означает смещение потенциала анода в положительную сторону, то есть оно имеет положительное значение. Анионы без кислородсодержащих кислот (Cl^-, Br^-, J^-, S^2- и др., кроме F^-) окисляются на аноде с небольшим перенапряжением, то есть при потенциалах, близких к равновесным значениям. [4]

Особенностью электролиза растворов является наличие в них наряду с ионами электролита молекул воды, а также гидроксид-ионов, которые присутствуют в водных растворах за счет диссоциации воды или вводимых в электролит для создания щелочной среды растворимых оснований. Поэтому при электролизе водных растворов следует учитывать также возможность окисления на аноде молекул воды или гидроксид-ионов с образованием кислорода: 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺ – в кислой и нейтральной среде, 4ОН^- - 4е = О₂ + 2Н₂О – в щелочной среде. Эти процессы при потенциалах, близких к равновесному значению потенциала кислорода (ЕО2/2Н2О = 1,23В), идут с очень малой скоростью вследствие высокого перенапряжения кислорода. Используя величины равновесных электродных потенциалов и перенапряжений, можно решать такие важные задачи, как последовательность и возможность протекания на электродах нескольких реакций.

Для оценки последовательности и возможности совместного протекания на аноде при заданной плотности тока нескольких реакций находят сумму равновесного потенциала и перенапряжения для каждой из возможных реакций. На аноде при заданной плотности тока в первую очередь будет происходить та реакция, которая имеет более отрицательный потенциал, то есть сумма (ЕОх/Red + ∆ЕА), имеет наименьшее значение. Если водный раствор содержит различные анионы, то при электролизе они разряжаются на аноде в порядке возрастания алгебраической суммы равновесного потенциала и перенапряжения для соответствующего иона. Так, из смеси анионов без кислородсодержащих кислот J^-, Cl^-, F^- в водном растворе в первую очередь будут разряжаться ионы иода (Ео J₂/2J- = +0,54B), поскольку, судя по потенциалам, они являются наиболее сильным восстановителем: 2J^- - 2e = J₂. После выделения из раствора всего иода потенциал анода можно сместить, прилагая большее напряжение от внешнего источника тока, в более положительную сторону. При потенциале анода ЕА > 1, 23В начинается процесс окисления воды: 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺ с выделением на аноде кислорода (Ео О₂/2Н₂О = +1,23В). Однако этот процесс происходит с большим перенапряжением и его скорость будет весьма мала даже тогда, когда потенциал анода достигнет значения 1,36В. При этом потенциале анода вследствие малой величины перенапряжения хлора (Ео Сl₂/2Cl- = +1, 36 В) начинают с большой скоростью разряжаться ионы хлора: 2Cl^- - 2e = Cl₂. При увеличении анодного потенциала до 1,7–1,9В происходит окисление воды с интенсивным выделением на аноде кислорода. Процесс выделения кислорода происходит с большим перенапряжением. [2]

Окисление воды требует значительно меньших энергетических затрат, чем разряд ионов фтора, для выделения которого требуется очень высокий анодный потенциал (Ео F₂/2F^- = +2,87B). Повышение напряжения на электролизере приводит лишь к дальнейшему окислению воды без дальнейшего увеличения анодного потенциала. Поэтому фтор электролизом водных растворов получить невозможно.

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия молекул воды, так и от материала, из которого изготовлен анод. В зависимости от окисляемости материала анода различают процессы с растворимым и нерастворимым (инертным) анодом.

Если электродный потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал ионов ОН^- или других веществ, присутствующих в растворе, то происходит растворение металла. При этом протекает электролиз с растворимым анодом. Растворимые аноды в процессе электролиза растворяются и переходят в раствор в виде ионов металла.

Если потенциал металлического анода близок к потенциалу других электродных процессов, то наряду с растворением металла на аноде протекают также другие процессы, например разряд ионов ОН^- . В этом случае также говорят об электролизе с растворимым анодом, но учитывают и другие анодные процессы.

Если потенциал металла, используемого в качестве анода, имеет более положительное значение, то протекает электролиз с нерастворимым анодом. В качестве нерастворимых (инертных) анодов применяют графит, золото, платиновые металлы, диоксид свинца, оксид рутения и другие вещества, имеющие положительные значения равновесных электродных потенциалов. Инертные аноды при электролизе окислению не подвергаются. В случае электролиза с нерастворимым анодом в водных растворах на аноде происходит окисление анионов или молекул воды.

1.4. Законы электролиза

Количественная сторона электролиза основывается на законах Фарадея.

I закон. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества: m = kQ.

II закон. Массы окисляющихся или восстанавливающихся на электродах веществ при пропускании одного и того же количества электричества пропорциональны их химическим эквивалентам: m = mэQ /F, где m – масса окисленного или восстановленного вещества, г., mэ – масса его химического эквивалента, г/моль, Q – количество кулонов электричества, прошедшего через электролит, Кл. F – число Фарадея, 96500 Кл (суммарный заряд одного моля электронов). [4]

Известно, что количество электричества (Q) равно произведению силы тока на время: Q = I t. Масса эквивалента вещества (mэ) равна отношению молярной массы вещества к числу электронов, участвующих в одном акте электродного процесса: 18 mэ= М/n, где I – сила тока, А, τ – продолжительность электролиза, с, М – мольная масса вещества, г/моль, n – число моль электронов, которые требуются для образования одного моль вещества. Величина: mэ/F = M/nF = mэх, представляет собой количество граммов вещества, выделяющегося на электроде при прохождении через электролит единицы количества электричества (1К или 1А-ч), и называется электрохимическим эквивалентом. Подставив значения Q, mэ и mэх в уравнение закона Фарадея, получим уравнения, более удобные для практических расчетов: m = ItM/nF и m = Itmэх.

При электролизе во многих случаях выделяется меньше вещества, чем должно получиться по законам Фарадея. Это объясняется тем, что наряду с основными электродными процессами окисления и восстановления при техническом электролизе практически всегда протекают побочные реакции (взаимодействие образовавшихся при электролизе веществ с электролитом, выделение наряду с металлом на катоде водорода и др.).

Глава 2. Катодные и анодные процессы

В гальваническом элементе катодом называется положительный электрод, а анодом — отрицательный. При электролизе — наоборот. Но главное состоит в том, что и в гальваническом элементе и при электролизе на катоде идет восстановление, а на аноде — окисление.

Рассмотрим  катодные процессы при электролизе.

На катоде могут протекать три вида процессов:

1.Восстановление ионов металла: Меⁿ⁺ + ne → Me

2.Восстановление молекул воды в нейтральных или щелочных растворах:

2Н₂О + 2е → Н₂ + 2ОН^– Е_Н2О/Н2 = –0,828 В (1)

3.Восстановление ионов водорода в кислотных растворах:

2Н⁺ + 2е → Н₂, Е_Н+/Н2 = 0,000 В (2)

Эти два уравнения относятся к водородному или угольному электродам (то есть в случае кислой среды водород может быть получен по последнему уравнению реакции, а в случае нейтральной и кислой среды — по первому уравнению реакции)

Так как на катоде идет реакция восстановления, т.е. прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. На катоде, прежде всего, протекает реакция с наиболее положительным потенциалом.

При электролизе раствора Na₂SO₄ в случае водородного электрода сульфат натрия образован катионом сильной кислоты и анионом сильного основания, следовательно, гидролиз этой соли в растворе не протекает, среда нейтральная, тогда на катоде могут протекать следующие процессы:

1. Восстановление ионов натрия: Na⁺ + e → Na E^o_Na/Na+ = –2.71 B.

2. Восстановление молекул воды: 2Н₂О + 2е → Н₂ + 2ОН^–

Е⁰_Н2О/Н2 = –0,828 В

Таким образом, мы видим, что Е⁰_Н2О/Н2 значительно превышает E^o_Na/Na+, т.е. при электролизе раствора Na₂SO₄ на катоде наблюдается только восстановление молекул воды с выделением Н₂.

При электролизе раствора СuCl₂ хлорид меди образован катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, следовательно, ион Сu₂⁺ подвергается гидролизу, забирая от воды гидроксид ионы, среда кислая, тогда на катоде могут протекать следующие процессы:

1. Восстановление ионов меди: Cu²⁺ + 2e → Cu E⁰_Cu/Cu2+ = +0.337 B.

2 Восстановление ионов водорода: 2Н⁺ + 2е → Н₂, Е_Н+/Н2 = 0,000 В.

Таким образом, мы видим, что E⁰_Cu/Cu2+ > Е_Н+/Н2, т. е. при электролизе раствора СuCl₂ на катоде наблюдается только восстановление этой соли.

Для солей, образованных металлами, значения стандартных электродных потенциалов которых близки к стандартному электродному потенциалу восстановления воды, на катоде наблюдается восстановление и металла и водорода воды.

Следовательно, можно сделать вывод, что восстанавливаемый на катоде продукт во многом определяется стандартным электродным потенциалом металла (его положением в ряду стандартных электродных потенциалов).

Рассмотрим анодные процессы при электролизе.

На аноде также могут протекать три вида процессов:

1.Окисление атомов металла: Ме – ne → Meⁿ⁺

2.Окисление молекул воды в кислотных и нейтральных растворах:

2Н₂О – 4е → О₂ + 4Н⁺ Е_О2/Н20 = +1,229 В

3.Окисление гидроксид-ионов в щелочных растворах:

4ОН^– – 4е → О₂ + 2Н₂О, Е_Н+/Н2 = +0,04 В

Так как на аноде идет реакция окисления, т.е отдача электронов восстановителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные восстановители. На аноде, прежде всего, протекает реакция с наиболее отрицательным потенциалом.

Если потенциал металлического анода имеет более отрица­тельное значение, чем потенциал окисления ионов ОН^– или дру­гих веществ, присутствующих в растворе, в газовой фазе около электрода или на электроде, то происходит растворение металла. При этом протекает электролиз с растворимым анодом.

Если по­тенциал металлического анода близок к потенциалу других электродных процессов, то наряду с растворением металла на аноде протекают также другие процессы, например, разряд ионов ОН^–. В этом случае также говорят об электролизе с растворимым ано­дом, но учитывают и другие анодные процессы.

Если потенциал металла или другого проводника первого рода, используемого в качестве анода (водородного, графитового электрода) имеет более положительное значение, то протека­ет электролиз с нерастворимым анодом. В качестве нераствори­мых анодов применяют золото и платиновые металлы, диоксид свинца, оксид рутения, графит.

При электролизе с нерастворимым анодом на электроде будут окисляться простые ионы (S^2– ,I^–, Br^–, Cl^–), с выделением простых веществ S, I₂, Br₂, Cl₂. На аноде не окисляются сложные ионы CO₃^2–, NO₃^–, SO₄^2–, PO₄^3– , а также F. В этом случае выделяется кислород либо в результате окисления молекул воды, либо в результате окисления гидроксид-ионов.

Заключение

Приступая к работе, была поставлена задача изучить электролиз растворов электролитов.

Для достижения целей были:

-изучена учебная, познавательная, научно-популярная литература, которая свидетельствует о том, что процессы электролиза растворов и расплавов интересуют ученых и технологов в настоящее время, то есть данная тема не потеряла своей актуальности и практической значимости,

-систематизированы полученные сведения о процессах, протекающих при электролизе растворов электролитов.

Практическое применение данной работы состоит в том, чтобы показать, как широко электролиз растворов электролитов применяется в различных отраслях промышленности:

1. 
   Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
   
2. 
   Для получения водорода, галогенов, щелочей.
   
3. 
   Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
   
4. 
   Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
   

Литература

1. Боль А.К. Методические указания для самостоятельной работы студентов по химии. Раздел «Основы электрохимии»; Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. - 53с.

2.Браун Т., Лемей Г. Ю. Химия в центре наук -2, Мир, г.Москва,1997-440с.

3.Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – 184 с.

4. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1978. – 293с.

5.Коровина Н. В. Курс общей химии. Высш. шк., 1991. - 380 с.

6.Мухленов И. П., Авербух А. Я. и др. Важнейшие химические производства., «Высшая школа», г. Москва. 1990г. - 225с.

7.Третьяков К. А. Методические указания к лабораторным работам по химии. Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. - 90с.

8.Шиманович И.Е. и др. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – М., 1996. –189с.

9. https://studfiles.net/preview/3876660/

10. http://natalibrilenova.ru/blog/623-elektroliz.html

1 Мухленов И. П., Авербух А. Я. и др. Важнейшие химические производства., «Высшая школа», г. Москва. 1990г. - 225с.

2 Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – 184 с.

3 Браун Т., Лемей Г. Ю. Химия в центре наук -2, Мир, г.Москва,1997-440с.