Что восстанавливается на катоде

Задачи 1,3,7-10,13,14,16-21,23 к § 28.3

Ответ:Электролиз — окислительно-восстановительная реакция,происходящая в растворах или расплавах электролитов при

прохождении электрического тока.

3. Почему положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные — анионами?

Ответ:Катионы — положительно заряженные ионы, анионы —

отрицательно заряженные ионы.

7. Какие процессы происходят на электродах при электролизе расплава хлорида кальция?

Решение:Происходят следующие процессы:

К: Ca 2+ + 2e − = Ca0

A: 2Cl − + 2e− = Cl20.

8. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе расплава бромида калия? А водного раствора этой соли?

Решение:При электролизе расплава:

К: К0 + е− = К0

А: 2Br − + 2e − = Br2−

9. Напишите уравнение реакции натрия с водой. Является ли она окислительно-восстановительной? Если да, то составьте электронно-ионное уравнение. Укажите окислитель и восстановитель. Если нет, то вспомните определение окислительно-восстановительных реакций

Решение:Уравнение реакции выглядит так:

2Na0 + 2H2O = 2NaOH + H2

Восстановитель Na0, окислитель — вода (Н2О).Ответ:Данные элементы находятся правее марганца. В электро-химическом ряду напряжений соответствующие химические

элементы находятся в начале периодической системы.

13. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе водного раствора серной кислоты? а на аноде?

Решение:Уравнение реакции:

К: 2Н0+ + 2е − = Н20

А: 4ОН0− − 4е = 2Н2О + О20.

14. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе водного раствора гидроксида калия? а на аноде?

Решение:Уравнение реакции:

К: 2Н + + 2е − = Н20

А: 4ОН − + 4е − = 2Н2О + О20

16Т. Водород не может быть получен электролизом водного раствора вещества А) KI Б) CuSO4 В) H2SO4 Г) NaOH

Ответ:

Б) CuSO4.

На катоде в данном случае будет восстанавливаться медь.

18Т. При наименьшем напряжении в водном растворе будет разряжаться катион А) Fe2+ Б) Cu2+ В) Cr3+ Г) Ni2+

Ответ:

Б) Cu 2+.

У меди самый низкий из представленных металлов окисли-тельно-восстановительный потенциал.Ответ:

В) Cr 2+.

21Т. На аноде не выделяется кислород при электролизе водного раствора вещества А)Na2SO4 Б) Na2S В) NaOH Г) Na2CO3

Ответ:

Б) Na2S.

На аноде будет образовываться сера.

23. Сформулируйте закон электролиза Фарадея

Ответ:Закон Фарадея для электролиза гласит: количество выде-ляемого при электролизе вещества прямо пропорционально

количеству, пошедшего через раствор электричества.

← Задачи 1,2,9-12 к § 28.1

Источник: https://5terka.com/node/356

Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.

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

Электролиз расплавленных солей

Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:

$NaCl→Na{+}+Cl{-}.$

Под действием электрического тока катионы $Na{+}$ движутся к катоду и принимают от него электроны:

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}$ (восстановление).

Анионы $Cl{-}$ движутся к аноду и отдают электроны:

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}$ (окисление).

Суммарное уравнение процессов:

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}|2$

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}|1$

$2Na{+}+2Cl{-}=2{Na}↖{0}+{Cl_2}↖{0}$

или

$2NaCl{→}↖{\text»электролиз»}2Na+Cl_2$

На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.

Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.

Электролиз водных растворов электролитов

Более сложный случай — электролиз растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала, из которого сделан катод, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда по $Al$ включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород $Н_2$). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

1.4. В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящий в ряду напряжений правее.

Катодные процессы

$Li K Ca Na Mg Al$ $Li{+} K{+} Ca{2+} Na{+} Mg{2+} Al{3+}$	$Mn Zn Fe Ni Sn Pb$ $Mn{2+} Zn{2+} Fe{2+} Ni{2+} Sn{2+} Pb{2+}$	$H_2$ $2H{+}$	$Cu Hg Ag Pt Au$ $Cu{2+} Hg_2{2+} Ag{+} Pt{2+} Au{3+}$
Восстанавливается вода: $2H_2O+2ē=H_2+2OH{−};$$M{n+}$ не восстанавливается	Восстанавливаются катионы металла и вода: $M{n+}+nē=M0$ $2H_2O+2ē=H_2+2OH{−}$	Восстанавливаются катионы металла: $M{n+}+nē=M0$
$nē→$Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны)

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Анодные процессы

Кислотный остаток $Ас{m–}$	Анод
Растворимый	Нерастворимый
Бескислородный	Окисление металла анода $M{−}−nē=M{n+}$анод раствор	Окисление аниона (кроме $F{–}$) $Ac{m−}−mē=Ac0$
Кислородсодержащий	В кислотной и нейтральной средах: $2H_2O−4ē=O_2+4H{+}$ В щелочной среде:$4OH{−}−4ē=O_2+4H{+}$

2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется $О_2$). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;

в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.

Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.

1) Анод нерастворимый (например, графитовый).

В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Суммарное уравнение:

$2H_2O+2Cl{-}=H_2+Cl_2+2OH{-}$.

Учитывая присутствие ионов $Na{+}$ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

2) Анод растворимый (например, медный):

$NaCl=Na{+}+Cl{-}$.

Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:

$Cu{0}-2ē=Cu{2+}$.

Катионы $Cu{2+}$ в ряду напряжений стоят после ($Н{+}$), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.

Концентрация $NaCl$ в растворе не меняется.

Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:

$Cu{2+}+2ē=Cu{0}|2$

$2H_2O-4ē=O_2+4H{+}|1$

Суммарное ионное уравнение:

$2Cu{2+}+2H_2O=2Cu{0}+O_2+4H{+}$

Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов $SO_4{2-}$ в растворе:

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:

$2H_2O+2ē=H_2+2OH{-}|2$

$4OH{-}-4ē=O_2+2H_2O|1$

Суммарное ионное уравнение:

$4H_2O+4OH{-}=2H_2+4OH{-}+O_2+2H_2O$

Суммарное молекулярное уравнение:

$2H_2O{→}↖{\text»электролиз»}2H_2+O_2$

В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ и др.

Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:

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

Источник: https://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/elektroliz_rasplavov_i_rastvorov

Электролиз

Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na+, K+, Cu2+, Fe3+, Ag+ и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода — H+ (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается водород из молекул кислоты: 2H+ — 2e = H2

Анод

К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO42-, PO43-, Cl-, Br-, I-, F-, S2-, CH3COO-.

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO42-, PO43- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO) превращается в углекислый газ — CO2.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом активности металлов.

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3, NaF, FeI2, CH3COOLi.

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде, то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH

Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так что не можем заставить натрий испариться бесследно Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO4:

CuSO4 + H2O → Cu + O2 + H2SO4

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

AlCl3 → Al + Cl2

LiBr → Li + Br2

Источник: https://studarium.ru/article/157

Электролиз расплавов и растворов

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих на поверхности электродов при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
Процессы окисления и восстановления протекают на различных электродах: аноде и катоде.
Катод – это электрод, на котором происходит процесс восстановления.

При электролизе катод заряжен отрицательно. Анод – это электрод, на котором происходит процесс окисления. При электролизе анод заряжен положительно.
Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Отличие этих процессов в наличии или отсутствии растворителя. При электролизе растворов, кроме ионов самого вещества, в процессе могут участвовать частицы растворителя.

При электролизе расплава — только ионы самого вещества — электролита.

ЭТО ИНТЕРЕСНО: Кто имеет право присваивать 1 группу по электробезопасности

Электролиз растворов

Сразу следует отметить, что электролизом растворов можно получать металлы только из тех солей, которые растворимы и являются электролитами, т.к. соль должна диссоциировать на ионы.
Рассмотрим процессы, происходящие на катоде при электролизе растворов солей, щелочей и кислот. Так как на катоде идет процесс восстановления, т.

е прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. То есть прежде всего на катоде будут восстанавливаться ионы, которые имеют наибольший положительный потенциал.

Немного о потенциале: непосредственно измерить потенциал отдельного металла невозможно.

Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют ряд стандартных электродных потенциалов, или электрохимический ряд напряжений.

Значение электродного потенциала количественно характеризует восстановительную способность металлов (способность отдавать электроны) в водном растворе в стандартных условиях. Восстановительная способность металлов в ряду напряжений металлов слева направо ослабевает.

Перейдём к самому процессу на катоде при электролизе: ● Если катион электролита в ряду напряжений находится после водорода (Cu, Ag, Hg), то на катоде идёт процесс восстановления ионов металла, на катоде будет выделяться сам металл: M(n+) + ne(-) = M Это можно объяснить тем, что эти металлы имеют большее алгебраическое значение электродного потенциала, чем водород; они более сильные окислители.

● Если катион электролита находится в ряду напряжений до алюминия (включая сам Al), на катоде идёт процесс восстановления воды, выделяется водород: 2H2O + 2e(-) = H2 + 2OH(-) У этих металлов стандартный электродный потенциал много меньше, чем у водорода. Как было уже сказано, на катоде прежде всего будут восстанавливаться наиболее сильные окислители, а это ионы водорода, входящие в состав воды.

Также восстановление металлов в данном случае невозможно из-за взаимодействия этих металлов с водой. ● Если катион электролита находится в электрохимическом ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде одновременно восстанавливаются и ионы металла, и молекулы воды: выделяется и металл, и водород (два конкурирующих процесса).

Металл преимущественно восстанавливается в концентрированных растворах солей, в которых рост потенциала пары металла и его катиона достигается за счёт увеличения концентрации катиона металла (уравнение Нернста в школьной программе не рассматривается). Также это становится возможным благодаря низкой химической активности металлов и их неспособности реагировать водой.

M(n+) + ne(-) = M и 2H2O + 2e(-) = H2 + 2OH(-)

● при электролизе растворов кислот на катоде восстанавливаются катионы водорода, выделяется водород.

Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд активности металлов):

Li/Li(+); Rb/Rb(+); K/K(+); Ba/Ba(2+); Sr/Sr(2+); Ca/Ca(2+); Na/Na(+); Mg/Mg(2+); Al/Al(3+); Mn/Mn(2+); Zn/Zn(2+); Cr/Cr(3+); Fe/Fe(2+); Cd/Cd(2+); Co/Co(2+); Ni/Ni(2+); Sn/Sn(2+); Pb/Pb(2+); H2/H(+); Sb/Sb(3+); Cu/Cu(2+); Hg/Hg(2+); Ag/Ag(+); Pt/Pt(2+); Au/Au(3+)

Стоит отметить, что электрохимический ряд напряжений металлов отражает термодинамическую возможность и преимущественность процессов электролиза. Металлы до алюминия (включая алюминий) нельзя получить электролизом растворов солей, т.к. эти металлы реагируют с водой. Таким образом, термодинамически выгодное состояние — раствор катионов металла, а не металлическое состояние.

При электролизе растворов солей металлов между алюминием и водородом на катоде протекают конкурирующие процессы восстановления металлов и водорода, и преимущественность (какой процесс наиболее термодинамически выгоден) конкретного процесса зависит от концентрации катионов металла и pH раствора (уравнение Нернста не рассматривается в рамках школьной программы).

Восстановление металлов после водорода более термодинамически выгодно, чем восстановление водорода, поэтому на катоде восстанавливается металл.

Электрохимический ряд напряжений рассчитан ТОЛЬКО НА ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ в стандартных условиях! При его помощи НЕВОЗМОЖНО определить возможность протекания той или иной реакции в НЕводной среде!

Также электрохимический ряд напряжений не всегда указывает на то, какой металл более энергично (с более высокой скоростью) взаимодействует с тем или иным веществом-окислителем, например, с водой и кислотами.

Ряд напряжений показывает ТОЛЬКО термодинамические характеристики (стандартный электродный потенциал) пары металла и соответствующего ему катиона! Чтобы оценить скорость взаимодействия металла с водой, нужно учесть не только термодинамический фактор, но и кинетический: в первую очередь, это радиус атома. Например: литий находится в ряду напряжений левее, чем цезий.

Это означает, что взаимодействие лития с водой и цезия с водой термодинамически выгодно, но лития с водой — более выгодно. То есть термодинамика разрешает оба процесса. Проблема заключается в том, что термодинамика изучает только ВОЗМОЖНОСТЬ ПЕРЕХОДА ИЗ НАЧАЛЬНОГО СОСТОЯНИЯ В КОНЕЧНОЕ, то есть говорит нам: «оба перехода возможны»! То есть и литий, и цезий взаимодействуют с водой.

Но термодинамика не изучает промежуточные состояния, то есть то, как происходит этот самый переход. Именно поэтому нужно обязательно учитывать кинетический фактор: у цезия радиус атома выше, чем у лития! Значит внешний электрон цезия слабее связан с ядром (закон Кулона), и ему проще этот электрон отдать. Таким образом, цезий реагирует с водой намного быстрее, чем литий.

В пределах группы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева радиус атома возрастает сверху вниз.

Иногда в качестве кинетического фактора следует учитывать кристаллическую решётку конкретного металла или образование малорастворимых соединений (например, оксидной или хлоридной плёнки).

Но это (текст после ряда напряжений) было небольшим, но важным отступлением от темы. Вернёмся к электролизу!

Процесс на аноде
Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.
Если анод неинертный или растворимый (т.е. изготовлен из вещества, потенциал которого ниже, чем потенциал разряда частиц раствора), то идет процесс растворения анода.

При этом, если анод металлический, то образовавшиеся ионы металла переходят в раствор и перемещаются к катоду, на котором восстанавливаются.
Окисление металла анода: M(анод) — ne = M(n+)

Последующее восстановление этого же металла на катоде: M(n+) + ne = M(катод)

Суммарный процесс: M(анод) → M(катод)

Этот процесс используется для очистки металлов или для нанесения защитного слоя металла на изделие.

Рассмотрим анодные процессы при электролизе растворов, если анод инертный (нерастворимый).
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 анионов.

Ряд активности анионов:

S(2-); I(-); Br(-); Cl(-); OH(-), H2O; SO4(2-); NO3(-); CO3(2-); PO4(3-); F(-)

Можно заметить, что этот ряд коррелирует с рядом электроотрицательности элементов:

F O N Cl Br I S C Se P As H B Cu Pb Si Sn Fe Al Li K

● при электролизе щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей с высшей степенью окисления неметалла, а также фтороводорода и фторидов на аноде разряжаются молекулы воды с выделением кислорода: 2H2O — 4e = O2 + 4H(+) Это можно объяснить тем, что потенциал окисления воды ниже, чем кислородсодержащих анионов с высшей с.о. неметалла и фторид-иона.

Также невозможность выделения фтора из водного раствора можно объяснить взаимодействием фтора с молекулами воды. ● при электролизе сульфидов, йодидов, бромидов, хлоридов на аноде будут окисляться сами анионы с выделением простых веществ, т.к.

потенциал окисления этих анионов ниже, чем воды: Ас(m-) – me = Ac, где (Ас = Cl, Br, I, S) (если полученные простые вещества состоят из многоатомный молекул, то получаются многоатомные молекулы: Cl2, Br2 и др.) Электролиз широко применяется в промышленности. С помощью электролиза водного раствора NaCl получают три важнейших химических продукта: хлор, водород и гидроксид натрия (хлоралкалиновое производство).

Катодной процесс: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН(-) Анодный процесс: 2Cl(-) — 2e = Cl2 Суммарное уравнение: 2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH

Но мы можем получить такие продукты, если только катодное и анодное пространства разделены диафрагмой. Если же диафрагмы нет, то полученные продукты взаимодействуют друг с другом с образованием хлората натрия:

NaCl + 3H2O → NaClO3 + 3H2 (электролиз без диафрагмы)

Также важное промышленное значение имеет получение активных металлов электролизом расплавов их солей.

Алюминий же получают электролизом Al2O3 в расплаве криолита Na3[AlF6]:
2Al2O3 = 4Al + 3O2

Обычно для этой реакции используют неинертный графитовый анод:

2Al2O3 + 3C(анод) = 4Al(катод) + 3CO2(анод)

Металлы, находящиеся в ряду активности до алюминия (включая алюминий) можно получить электролизом только из расплавов солей. Металлы после алюминия можно получить электролизом растворов солей. Как уже говорилось раннее, необходимо учитывать свойства конкретных солей: термическую устойчивость (при электролизе расплавов) и растворимость (при электролизе растворов).

В органической химии для получения углеводородов используется реакция Кольбе. Реакция Кольбе — метод получения углеводородов электролизом водных растворов солей карбоновых кислот (электрохимический синтез).
На аноде протекает процесс окисления аниона карбоновой кислоты:

Источник: https://vk.com/@chemistry_100-electrochem1

ЕГЭ. Электролиз растворов. Примеры

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

Процессы, протекающие на катоде:

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

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

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

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

Процессы, протекающие на аноде:

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

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

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше.

Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H+ написать не можем, так как OH– и H+ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H+ +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH– – 4e → O2 + 2H2O.

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

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

Примеры:

1. Раствор NaCl

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

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

К: 2Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
А: 2Cl– – 2e → Cl2

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

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

2Na+ + 2Cl– + 2H2O → H20 + 2Na+ + 2OH– + Cl2. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H2O → H20 + 2NaOH + Cl2.

2. Раствор Na2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na2SO4 → 2Na+ + SO42–

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

К: 2H2O + 2e → H20 + 2OH–
А: 2H2O – 4e → O20 + 4H+.

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H2O + 4e → 2H20 + 4OH–
А: 2H2O – 4e → O20 + 4H+.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H2O → 2H20 + 4OH– + 4H+ + O20.

ЭТО ИНТЕРЕСНО: Как найти полную активную мощность

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H2O:
6H2O → 2H20 + 4H2O + O20.

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H2O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H2O → 2H20 + O20.

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

3. Раствор CuCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl–

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

К: Cu2+ + 2e → Cu0
A: 2Cl– – 2e → Cl2

Записываем суммарное уравнение:
CuCl2 → Cu0 + Cl2.

4. Раствор CuSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO4 → Cu2+ + SO42–

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

К: Cu2+ + 2e → Cu0
A: SO42– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H+.

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu2+ и SO42– 1:1.

К: 2Cu2+ + 4e → 2Cu0
A: 2SO42– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H+.

Записываем суммарное уравнение:
2Cu2+ + 2SO42– + 2H2O → 2Cu0 + O2 + 4H+ + 2SO42–.

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu0 + O2 + 2H2SO4.

5. Раствор NiCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl2 → Ni2+ + 2Cl–

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

К: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
A: 2Cl– – 2e → Cl2

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

К: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
Ni2+ (в растворе)
A: 4Cl– – 4e → 2Cl2

Замечаем, что согласно формуле NiCl2, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni2+ для получения общего количества 2NiCl2. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni2+ + Ni2+ + 4Cl– + 2H2O → Ni0 + H20 + 2OH– + Ni2+ + 2Cl2.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl2 + 2H2O → Ni0 + H20 + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. Раствор NiSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO4 → Ni2+ + SO42–

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

К: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
A: SO42– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H+.

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni2+. Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni2+ + 2e → Ni0
     2H2O + 2e → H20 + 2OH–
    Ni2+ (в растворе)
A: 2SO42– (в растворе)
     2H2O – 4e → O2 + 4H+.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni2+ + Ni2+ + 2SO42– + 2H2O + 2H2O → Ni0 + Ni2+ + 2OH– + H20 + O20 + 2SO42– + 4H+.

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO4 + 4H2O → Ni0 + Ni(OH)2 + H20 + O20 + 2H2SO4.

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

Ni2+ + SO42– + 2H2O + 2H2O → Ni0 + 2OH– + H20 + O20 + SO42– + 4H+.

Ni2+ + SO42– + 4H2O → Ni0 + H20 + O20 + SO42– + 2H+ + 2H2O.

Итоговое уравнение:

NiSO4 + 2H2O → Ni0 + H20 + O20 + H2SO4.

7. Раствор CH3COONa

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

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

К: 2Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
А: 2CH3COO– – 2e → CH3-CH3 + CO2

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na+ + 2CH3COO– + 2H2O → 2Na+ + 2OH– + H20 + CH3-CH3 + CO2

Соединяем катионы и анионы:
2CH3COONa + 2H2O → 2NaOH + H20 + CH3-CH3 + CO2.

8. Раствор H2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
H2SO4 → 2H+ + SO42–

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

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

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

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

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

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

9. Раствор NaOH

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

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

К: Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H20 + 2OH–
А: 4OH– – 4e → O2 + 2H2O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na+ (в растворе)
4H2O + 4e → 2H20 + 4OH–
А: 4OH– – 4e → O2 + 2H2O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H2O + 4OH– → 2H20 + 4OH– + O20 + 2H2O

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

Вывод: При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот; 2) щелочей; 3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот на электродах протекает электролиз воды:

2H2O → 2H2 + O2.

Источник: https://chemrise.ru/theory/electrolysis_solution_11

Электролиз и гидролиз солей

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu2+ + 2e = Cu0 — катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl– — 2e = Cl2 — анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu2+ + 2 Cl– = Cu + Cl2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH– — 4e = 2H2O + O2

2SO42– — 4e = 2SO3 + O2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла — материала анода;
на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO42-, NО-3, РО43-, а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А+ 2H2O — 4e- = 4H+ + O2

б) при окислении анионов Сl-, Вr-, I- выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А+ Cl- +e- = Cl0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К- 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К- Men+ + ne- = Me0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al+ и Н+ , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО3 = Аg+ + NO3-

При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg+ + е = А g

Анод: 2Н2О — 4е = 4Н+ + О2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag + 4НNО3 + О2

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl2 ↔ Сu2+ + 2Cl-

В растворе находятся ионы Си2+ и 2Сl-, которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод- Cu2+ + 2e = Cu0

Анод+ 2Cl- — 2e = Cl2

_______________________________

CuCl2 = Cu + Cl2

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде — газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl2 с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl2 ↔ Mg2++2Сl-

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются.

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

ЭТО ИНТЕРЕСНО: Что понимается под изолированной нейтралью

СuSО4 = Сu2+ + SO42-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К2SО4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К2SО4 = 2К+ + SO42-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),

H2O 2H2 + O2

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита — воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э — эквивалентная масса вещества (г/моль);

М — молярная масса вещества (г/моль);

n — количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I — сила тока (А); t — продолжительность процесса (с);

F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- → FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K2SiO3 + НОH → KHSiO3 + KОН

2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- → НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH3COONa, KCN, Na2CO3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH3COO– + Na+ + H2O ↔ CH3COOH + Na+ + OH–

CH3COO– + H2O ↔ CH3COOH + OH–

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H+, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH- ( pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na2CO3

I ступень: CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH–

II ступень: HCO3– + H2O ↔ H2CO3 + OH–

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

( pH >7)

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO3–), чем на второй (H2CO3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb3PO4 ↔ 3Rb+ + PO43–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид — сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, — слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

PO3-4+ H–OH ↔ HPO2-4 + OH–.

Продукты — гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb3PO4 + H2O ↔ Rb2HPO4 + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3.

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

NH4+ + NO3– + H2O ↔ NH4OH + NO3– + H+

NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+

(pH

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/electrolizgidroliz.html

Глава 6. Основы электрохимии

Электролиз — это совокупность процессов, происходящих на поверхностях электродов, погруженных в раствор или расплав электролита, при пропускании через них электрического тока. При электролизе электрическая энергия от внешнего источника тока превращается в энергию окислительно-восстановительных реакций.

При электролизе внешний источник тока подключен к электродам — катоду и аноду: при этом к катоду подключен отрицательный полюс источника тока, а к аноду — положительный. Электроды погружаются в раствор или расплав электролита.

Так как в растворах электролитов имеются ионы, то под действием внешнего электрического поля они движутся к противоположно заряженным электродам (положительные ионы-катионы движутся к катоду, а отрицательные ионы-анионы движутся к аноду) и на поверхности их окисляются (на аноде) или восстанавливаются (на катоде) до чистых (элементарных) веществ (рис.2). Устройство, в котором происходит процесс электролиза называется электролизером.

Наиболее простым является электролиз расплавов электролитов, так как эта система содержит только ионы, образующиеся из молекул электролита.

Пример: рассмотрим электролиз расплава NaCl.

При расплавлении NaCl происходит распад молекул на ионы, которые движутся в электролизере к соответствующим электродам

NaCl ® Na+ + Cl-
на катод	на анод

На поверхности электродов будут протекать окислительно-восстановительные реакции:

Катодный процесс: Na+ + 1e ® Nao

Анодный процесс: 2Cl- — 2e ® Cl2

То есть на катоде выделяется чистый натрий, а на аноде — газообразный чистый хлор.

6.3.3 Электролиз растворов

Электролиз растворов электролитов — более сложный процесс, так как помимо самого электролита в данной системе содержатся молекулы воды. Рассмотрим процессы, происходящие на поверхности инертных электродов, в этом случае.

Характер катодных процессов определяется величиной электродного потенциала того металла, ионы которого движутся к катоду.

1. Если ЕМе < -1,6В (а к таким металлам относятся Na, K, Ca, Mg, Al), то ион этого металла не может восстановиться на катоде, а вместо него восстанавливаются молекулы воды

а на катоде выделяется газообразный водород.

2. Если -1,6В < ЕМе < 0В (к таким металлам относятся Zn, Fe, Sn, Cr, Ni, Pb), то

на катоде одновременно восстанавливаются ионы металла и молекулы воды

Men+ + ne ® Meo

то есть на катоде выделяется чистый металл и газообразный водород.

3. Если ЕМе > 0В (к таким металлам относятся Cu, Ag, Hg, Au), то на катоде выделяется чистый металл

Men+ + ne ® Meo.

Характер анодных процессов определяется строением анионов (к ним относятся ионы кислотных остатков и ион ОН-), а также материалов, из которого изготовлен анод. В данном случае возможны следующие варианты:

1. Анионы простого строения (Cl-, Br-, I-, S2-) непосредственно окисляются на поверхности анода да чистого вещества.

Например:

2Сl- — 2e ® Cl2.

2. Анионы сложного строения (кислородсодержащие ионы SO42-, CO32-, PO43- и т.д.) на аноде не изменяются, а вместо них окисляются молекулы воды

и при этом выделяется газообразный кислород.

3. Если анод выполнен не из инертного (уголь, графит, платина) материала, то в процессе электролиза происходит окисление металла анода и переход ионов металла в раствор (то есть анод разрушается)

Meo — ne ® Men+.

Таким образом, при электролизе растворов на катоде можно получить чистые металлы и (или) газообразный водород, на аноде — чистые неметаллы (галогены и серу) или газообразный кислород.

Например: разобрать схему электролиза раствора медного купороса CuSO4.

Решение:

При растворении медного купороса в воде происходит распад соли на ионы, которые в электролизере направляются к противоположно заряженным электродам

CuSO4 = Cu2+ + SO42-
на катод	на анод

Ион металла движется на катод, но так как. ЕCuо > 0 в, то на катоде будет выделяться читый металл (см. характер катодных процессов). Ион кислотного остатка движется на анод и так как ион SО42- является сложным ионом, то на аноде будет в чистом виде выделяться кислород (см. характер анодных процессов). То есть на электродах будут протекатьследующие реакции

Катодный процесс: Cu2+ + 2e = Cuo

Анодный процесс:

6.3.4 Законы электролиза

Законы электролиза (иначе их называют законами Фарадея) позволяют количественно оценивать электрохимические превращения, протекающие в системе при электролизе расплавов или растворов.

1-ый закон электролиза: масса превратившегося на электроде вещества прямо пропорциональна величине электрохимического эквивалента вещества и количеству пропущенного через систему электричества.

Электрохимический эквивалент определяется по формуле

(6.7)

где: k — электрохимический эквивалент, г/(моль·кулон);

mэкв — эквивалентная масса вещества, г/моль;

F — постоянная Фарадея, F = 96500 кулон;

A — атомная (мольная) масса вещества, превращающаяся на электроде;

n — заряд иона вещества или степень окисления (по модулю).

Количество электричества Q ( в кулонах), прошедшего через систему, определяется по известной в курсе физике формуле

Q = I·t

где: I — сила тока электролиза, А;

t — время электролиза, с.

Таким образом, полное математическое выражение для 1-го закона электролиза имеет вид

или

(6.8)

Нетрудно определить, что если Q = F, то m = A/n = mэкв, то есть физический смысл постоянной Фарадея F — это количество электричества, которое необходимо пропустить через систему при электролизе, чтобы на электроде выделилась масса вещества, равная его эквивалентной массе (F = 96500 кулон).

Например : определить массу вещества, которая выделится на аноде при электролизе раствора Н3РО4 током 10А в течение 965 с.

Решение:

1. Рассмотрим схему электролиза раствора Н3РО4 и определим вещество, которое будет выделяться на аноде при электролизе данного раствора:

Н3РО4 ® 3Н+ + РО43-
на катод	на анод

Так как ион РО43- является сложным анионом, то согласно характеру анодных процессов, на аноде будет выделяться газообразный кислород (атомная масса кислорода по таблице Д.И.Менделеева равна 16, степень окисления равна -2).

2. Определим массу выделившегося вещества, согласно 1-му закону электролиза

m = A·I·t / (n·F) = 16·10·965/(2·96500) = 0,8 г.

Ответ: на аноде выделится 0,8 г О2.

2-ой закон электролиза: при последовательно включенных в электрическую цепь электродах, массы выделившихся при электролизе веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы, то есть

m(1) / m(2) = mэкв(1) / mэкв(2)

где: m(1) и m(2) — массы выделившихся на электродах веществ;

mэкв(1) и mэкв(2) — эквивалентные массы этих веществ.

Из данного закона можно выделить очень важное следствие: массы веществ, выделившихся на катоде и аноде, при электролизе относятся друг к другу, как их эквивалентные массы, то есть

m(к) / m(а) = mэкв(к) / mэкв(а)

где: m(к) и m(а) — массы выделившихся на катоде и аноде веществ;

mэкв(к) и mэкв(а) — эквивалентные массы этих веществ.

Применяя 2-ой закон электролиза, можно определить массу выделившегося на электроде вещества, если известна масса вещества, выделившаяся на другом электроде.

Пример: определить массу выделившегося на катоде вещества при электролизе раствора К2СО3, если на аноде при этом выделилось 4 г вещества.

Решение:

1. Определим вещества, выделяющиеся на электродах при электролизе раствора К2СО3

К2СО3 ® 2К+ + СО32-
на катод	на анод

По характеру катодных и анодных процессов определяем, что на катоде выделяется газообразный водород Н2, а на аноде — газообразный кислород О2.

2. Используем 2-ой закон электролиза для определения массы вещества, выделившегося на катоде:

m(к) / m(а) = mэкв(к) / mэкв(а), следовательно

m(Н2) = mэкв(Н2)·m(О2) / mэкв(О2).

Так как mэкв(Н2) = А(Н2) / n(Н2) = 1/1 = 1г/моль

и mэкв(О2) = А(О2)/n(О2) = 16/2 = 8 г/моль,

то имеем

m(Н2) = mэкв(Н2)·m(О2) / mэкв(О2) = 1·4/8 = 0,5 г.

Ответ: на катоде выделилось 0,5г Н2.

Источник: https://cde.osu.ru/courses2/course93/g6_3.html