kvm-mtv.ru → Камни

Электролиз расплавов и растворов электролитов. Электролиз Электролиз раствора соляной кислоты уравнение

При рассмотрении электролиза растворов нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются ещё ионы, являющиеся ещё продуктами диссоциации воды-Н + и ОН - .В электролитическом поле ионы водорода перемещаются к катоду, а гидроксила-к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. Аналогично у анода может происходить разряд как анионов электролита, так и ионов гидроксила. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению.

Какие именно электрохимические процессы будут протекать у электродов при электролизе, прежде всего будет зависеть от соотношения электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим электродным потенциалом. На протекание некоторых электрохимических процессов оказывает тормозящее действие материал электрода; такие случаи оговорены ниже.

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов (рН=7) имеет значение
φ=-0,059*7=-0,41 В. Отсюда ясно, что если электролит образован металлом, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41 В, то из нейтрального раствора у катода будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, в случае электролитов, металл которых имеет потенциал значительно более отрицательный, чем –0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдёт выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений-приблизительно до титана. Наконец, если потенциал металла близок к величине –0,41 В (металлы средней части ряда-Zn,Cr,Fe,Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствии разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:

2Н 2 О + 2е - =Н 2 + 2ОН -

Таким образом, характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответствующего металла в ряду напряжений. В ряде случаев большое значение имеют рН раствора, концентрация ионов металла и другие условия электролиза.

При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза. Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще применяют графит уголь, платину.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также фтористоводородной кислоты и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями. В щелочной среде уравнение имеет вид

4ОН - =О 2 + 2Н 2 О + 4е -

а в кислой или нейтральной:

2Н 2 О =О 2 + 4Н + + 4е -

В рассматриваемых случаях электрохимическое окисление воды является энергетически наиболее выгодным процессом. Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах. Например, стандартный потенциал окисления иона SO 4 2-

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

равен 2,010 В, что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,228 В). Стандартный потенциал окисления иона F - имеет ещё большее значение (2,87 В).

При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы. В частности, при электролизе растворов HI,HBr,HCl и их солей у анода выделяется соответствующий галоген. Отметим, что выделение хлора при электролизе HCl и её солей противоречит взаимному положению систем

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359 В)

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

в ряду стандартных электродных потенциалов. Эта аномалия связана со значительным перенапряжением второго из этих двух электродных процессов-материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода.

В случае активного анода число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трёх: электрохимическое окисление воды с выделением кислорода, разряд аниона (т.е. его окисление) и электрохимическое окисление металла анода (так называемое анодное растворение металла). Из этих возможных процессов будет идти тот, который энергетически наиболее выгоден. Если металл анода расположен в ряду стандартных потенциалов раньше обеих других электрохимических систем, то будет наблюдаться анодное растворение металла. В противном случае будет идти выделение кислорода или разряд аниона.

Рассмотрим несколько типичных случаев электролиза водных растворов.

Электролиз раствора CuCl 2 с инертным анодом. Медь в ряду напряжений расположена после водорода; поэтому у катода будет происходить разряд ионов Cu 2+ и выделение металлической меди. У анода будут разряжаться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида мели (II):

Катод ← Cu 2+ 2Cl - → Анод

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

Электролиз раствора K 2 SO 4 с инертным анодом. Поскольку калий в ряду напряженний стоит значительно раньше водорода, то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ОН - . У анода будет идти выделение кислорода и накопление ионов Н + . В то же время в катодное пространство будут приходить ионы К + , а в анодное-ионы SO 4 2- . Таким образом, раствор во всех его частях будет оставаться электронейтральным. Однако в катодном пространстве будет накапливаться щелочь, а в анодном-кислота.

Схема электролиза раствора сульфата калия:

Катод ← 4K + 2SO 4 2- → Анод

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

KОН 4Н=2Н 2 2О=О 2 Н 2 SO 4

Электролиз раствора NiSO 4 с никелевым анодом. Стандартный потенциал никеля (-0,250 В) несколько больше, чем –0,41 В; поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSO 4 на катоде в основном происходит разряд ионов Ni 2+ и выделение металла. На аноде происходит противоположный процесс-окисление металла, так как потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более-потенциала окисления иона SO 4 2- . Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде.

Схема электролиза раствора сульфата никеля:

Катод ← Ni 2+ SO 4 2- → Анод

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

Этот процесс применяется для электрохимической очистки никеля.

Законы Фарадея

1. Закон Фарадея.

Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

Где ∆m – количество прореагировавшего вещества; Q – количество электричества; k э – коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(N A z│e│)

где z – валентность иона; M – молярная масса вещества, выделившегося на электроде; N A -постоянная Авогадро. │e│= 1,6 10 -19 Кл.

2. Закон Фарадея.

Согласно второму закону Фарадея, при определённом количестве прошедшего электричества отношения масс прореагировавших веществ равно отношению их химических эквивалентов:

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

Химический эквивалент элемента, равен отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к 1/12 массы атома С 12 . Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания – его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания – на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли – ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Электролиз - это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.

Электролиз протекает только в тех средах, которые проводят электрический ток. Способностью проводить ток обладают также водные растворы оснований и солей. Безводные кислоты - очень плохие проводники, но водные растворы кислот хорошо проводят ток. Растворы кислот, оснований и солей в других жидкостях в большинстве случаев тока не проводят, точно так же не проводят тока водные растворы сахара, спирта, глицерина и другие растворы с нормальным осмотическим давлением.

Электрический ток, проходя через растворы, вызывает в них химические изменения, выражающиеся в том, что из растворов выделяются продукты разложения растворенного вещества или растворителя. Вещества, растворы которые проводят электрический ток, получили названия электролитов. Электролитами являются кислоты, основания и соли.

Химический процесс, происходящий при пропускании тока через раствор электролита, называется электролизом. Исследуя продукта, выделяющиеся у электрода, при электролизе кислот, оснований и солей, установили, что у катодов всегда выделяются металлы и водород, а у анода кислотные остатки или гидроксильные группы, которые затем подвергаются дальнейшим изменениям. Таким образом, первичными продуктами электролиза оказываются те же части кислот, оснований и солей, которые при реакциях обмена, не изменяются, переходят из одного вещества в другое.

Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении тока через расплав MgCl2 катионы магния по действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются.

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду, и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия--окисление ионов хлора:

а вторичным--связывание образующихся атомов хлора в молекулы:

Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Эта реакция не может протекать самопроизвольно; энергия, необходимая для её осуществления, поступает от внешнего источника тока.

Как и в случае химического источника электрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом; электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод--положительно, т.е. распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. При электролизе химическая реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию.

При рассмотрении электролиза растворов нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются ещё ионы, являющиеся ещё продуктами диссоциации воды - Н+ и ОН-. В электролитическом поле ионы водорода перемещаются к катоду, а гидроксила - к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. Аналогично у анода может происходить разряд как анионов электролита, так и ионов гидроксила. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению.

ц=-0,059*7=-0,41 В.

Отсюда ясно, что если электролит образован металлом, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем -0,41 В, то из нейтрального раствора у катода будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, в случае электролитов, металл которых имеет потенциал значительно более отрицательный, чем -0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдёт выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений--приблизительно до титана. Наконец, если потенциал металла близок к величине -0,41 В (металлы средней части ряда--Zn,Cr,Fe,Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:

2Н2О + 2е- =Н2 + 2ОН-.

4ОН- =О2 + 2Н2О + 4е-,

а в кислой или нейтральной:

2Н2О =О2 + 4Н+ + 4е-

В рассматриваемых случаях электрохимическое окисление воды является энергетически наиболее выгодным процессом. Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах. Например, стандартный потенциал окисления иона SO42-2SO22- =S2O82- + 2e-

равен 2,010 В, что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,228 В). Стандартный потенциал окисления иона F- имеет ещё большее значение (2,87 В).

2Cl- =2Cl + 2e- (ц=1,359 В),

и 2Н2О =О2 + 4Н+ + 4е- (ц =1,228 В)

в ряду стандартных электродных потенциалов. Эта аномалия связана со значительным перенапряжением второго из этих двух электродных процессов--материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода.

Рассмотрим типичный случай электролиза водных растворов.

Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом. Медь в ряду напряжений расположена после водорода; поэтому у катода будет происходить разряд ионов Cu2+ и выделение металлической меди. У анода будут разряжаться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II):

Катод Анод

Cu2+ + 2e- =Cu 2Cl- =2Cl + 2e-

Факторы, от которых зависит электролиз

Эффективность электролиза оценивают рядом факторов, к которым относятся: сила тока, напряжение, плотность тока, КПД источника тока, выход по току, выход по веществу, коэффициент полезного действия электроэнергии (выход по энергии), расход электроэнергии на единицу полученного продукта.

Сила тока или нагрузка на электролизёр характеризуют его производительность. Чем выше сила тока, пропускаемого через электролизёр, тем больше продукта можно получить при эксплуатации данного электролизёра. Наблюдается тенденция к созданию мощных электролизёров, рассчитанных в некоторых случаях на десятки и сотни тысяч Ампер (производство хлора, алюминия и т.д.) напряжение на электролизёре складывается из нескольких составляющих:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + eэл.-eдиафр.+ eконт.

где: U--общее напряжение на ячейке; ea и ek - равновесные потенциалы анодной и катодной реакции; eэл. и eдиафр - падение напряжения в электролите и в диафрагме; eконт.--падение напряжения в контактах. Сумма ea-ek называется напряжением разложения. Эта величина соответствует расходу на электролиз электроэнергии, которая идёт непосредственно на изменение внутренней энергии веществ.

При электролизе стремятся к уменьшению напряжения на ячейке за счёт величины поляризации и омического состояния баланса напряжения, то есть слагаемых, обусловленных необратимостью процесса. Напряжение разложения обусловлено природой реагирующего вещества, а поэтому не может быть изменено. Значения?ek и?ea могут быть изменены в зависимости от характера электрохимической реакции, протекающей на электроде, путём перемешивания, повышения температуры электролита, изменения состояния поверхности электрода и за счёт ряда других факторов.

Падение напряжения в электролите, выражаемое уравнением

где с--удельное сопротивление электролита, Ом·см, l - расстояние между электродами, см (без учета диафрагмы), S--площадь поперечного сечения электролита, через которую проходит электрический ток см2, может быть уменьшено, как следует из приведённого выражения, сближением электродов, введением в раствор более электроотрицательных добавок, а также повышением температуры.

Если электролиз сопровождается образованием газов, то приведённое выше выражение не всегда точно соответствует падению напряжения в электролите. Это объясняется тем, что выделяющиеся на электродах пузырьки газов уменьшают активное сечение электролита S и удлиняют путь тока от одного электрода к другому. Это явление называется газонаполнением, которое может быть определено как отношение объёма занимаемого в данный момент пузырьком воздуха к общему объёму электролитической ячейки. Влияние газонаполнения на электропроводность электролита может быть учтено с помощью следующего выражения:

с/с0=1-1.78ц+ц2,

где с и с0 - соответственно удельные сопротивления сплошного и газонаполненного электролита, ц - газонаполнение.

Величина ц может быть уменьшена повышением температуры, а также особым устройством электродов, обеспечивающих свободное удалением газов из ячейки.

Коэффициентом полезного использования напряжения называется отношение напряжения разложения к общему напряжению на ванне:

знапр=(ea-ek)/U

Плотностью тока называется отношение силы, проходящего через электролит тока к величине поверхности электрода; измеряют в А/см2 (дм2 или м2). В промышленности работают с различными плотностями тока - от нескольких сотен А/см2 (гальваностегия, гидроэлектрометаллургия, производство Хлора) до нескольких тысяч А/см2 (электролиз расплавов, электросинтез и т.д.)

Величина плотности тока характеризует количество продукта, получаемого с единицы электродной поверхности, т.е. продуктивность электролизёра. Поэтому, если повышение плотности тока не вызывает падения выхода продукта электролиз, стремятся к проведению процесса с максимально возможными плотностями тока. Однако при выборе оптимальных значений плотностей тока в некоторых случаях необходимо принимать во внимание увеличение себестоимости продукта за счёт повышения расхода электроэнергии на электролиз в следствии увеличения напряжения с ростом плотности тока. При электролизе ток, который пропускают через электролит, может расходоваться на несколько параллельных электрохимических реакций. Например, при электролизе водных растворов реакциям электрохимического окисления или восстановления, сопутствует реакция разложения воды на О2 и Н2, выделяющиеся соответственно на аноде и катоде. При электролизе, криолит-глиноземных расплавов ток в определённых условиях может расходоваться не только на выделение алюминия, но и на образование на катоде металлического натрия.

Следовательно, пропускаемый через электролит ток распределяется между несколькими процессами, протекающими на данном электроде одновременно:

I=i1+i2+i3+…+i n

где: I - ток, протекаемый через электролизёр; i1 и i2 - ток, расходуемый в единицу на первую и второю электролитическую реакцию.

Для того чтобы учитывать эффективность использования пропущенного через электролизёр количества электричества на образования того или иного продукта вводится понятие выхода по току.

Выход по току - отношение количества теоретически необходимого для получения

того или иного количества электричества к практически затраченному количеству электричества. С целью уменьшения затрат электроэнергии на побочные электрохимические реакции и повышения по току стремятся проводить электролиз в таких условиях, при которых затруднено разложение растворителя, т.е. велика поляризация при окислении или восстановлении растворителя (например перенапряжение кислорода или водорода). Это достигается повышением плотности тока, изменением температуры электролита, подбором материала электролита и т. д.

Выход по веществу - это отношение количества полученного в результате электрохимических реакций продукта к тому количеству, которое должно образоваться теоретически, исходя из данной загрузки исходного продукта. КПД использования электроэнергии (выход по энергии) - это отношение теоретически необходимого для получения единицы количества вещества электроэнергии к практически израсходованному. Теоретически необходимое количество электроэнергии - то количество ее, которое было бы необходимым для получения единицы количества вещества, если бы процесс происходил со 100% выходом по току и при напряжении, равном напряжению разложения. Следовательно, выход по энергии может быть определен по формуле:

зэ=Wп/N=зтока * знапр

Выход по току зтока и по веществу, а также коэффициент полезного действия использования электроэнергии знапр обычно измеряют в процентах. Расход электроэнергии обычно относят к единице произведенного количества продукта измеряют в вт ч/кг или квт ч/т. Для расчета расхода электроэнергии постоянного тока на 1т произведенного электролизом продукта можно воспользоваться следующей формулой:

W=1*106*U/k зтока *1000

где: W - расход электроэнергии постоянного тока кВтч/т; U - напряжение на электролизере, В; k элктрохимический эквивалент, грамм/а*r; зтока - выход по току, доли единицы; 1000 - коэффициент для перевода вт*ч в квт*ч.

Расход электроэнергии переменного тока на единицу произведенного продукта может быть определен делением расхода электроэнергии постоянного тока на то же количество коэффициента при образовании переменного тока в постоянный.

Между временем пропускания через раствор или расплав электролита электрического тока (количеством электричества) и количеством образующегося и расходуемого вещества имеются строгие количественные соотношения.

Применение электролиза

Электролиз широко применяется в различных отраслях промышленности. В химической промышленности электролизом получают такие важные продукты как хлор и щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, перманганат калия, органические соединения, химически чистые водород, кислород, фтор и ряд других ценных продуктов.

В цветной металлургии электролиз используется для рафинирования металлов, для извлечения металлов из руд. Металлы, которые не могут быть выделены из водных растворов вследствие высокого отрицательного потенциала получают в цветной металлургии электролизом расплавленных сред, в качестве которых служат соли этих металлов, содержащие добавки различных соединений, вводимые с целью понижения температуры плавления расплава, повышения электропроводности и т.д. К числу металлов, получаемых электролизом расплавленных сред относятся алюминий, магний, цирконий, титан, уран, бериллий и ряд других металлов.

Электролиз применяют во многих отраслях машиностроения, радиотехники, электронной, полиграфической промышленности для нанесения тонких покрытий металлов на поверхность изделий для защиты их от коррозии, придания декоративного вида, повышения износостойкости, жаростойкости, получения металлических копий.

Несмотря на большое разнообразие электролитов, электродов, электролизеров, имеются общие проблемы технического электролиза. К ним следует отнести перенос зарядов, тепла, массы, распределение электрических полей. Для ускорения процесса переноса целесообразно увеличивать скорости всех потоков и применять принудительную конвекцию. Электродные процессы могут контролироваться путем измерения предельных токов.

Электролиз, как очевидно, может служить методом управления лишь в электролитных (токопроводящих) системах, относительное число которых не столь уж велико.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Одним из способов получения металлов является электролиз. Активные металлы встречаются в природе только в виде химических соединений. Как выделить из этих соединений в свободном состоянии?

Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Однако при пропускании тока через раствор электролита могут происходить химические реакции. Рассмотрим, что будет происходить, если в раствор или расплав электролита поместить две металлические пластинки, каждая из которых соединена с одним из полюсов источника тока. Эти пластинки называются электродами. Электрический ток представляет собой движущийся поток электронов. В результате того, что электроны в цепи движутся от одного электрода к другому, на одном из электродов возникает избыток электронов. Электроны имеют отрицательный заряд, поэтому этот электрод заряжается отрицательно. Его называют катодом. На другом электроде создается недостаток электронов, и он заряжается положительно. Этот электрод называют анодом. Электролит в растворе или расплаве диссоциирует на положительно заряженные ионы - катионы и отрицательно заряженные ионы - анионы. Катионы притягиваются к отрицательно заряженному электроду - катоду. Анионы притягиваются к положительно заряженному электроду - аноду. На поверхности электродов может происходить взаимодействие между ионами и электронами.

Электролизом называются процессы, происходящие при пропускании через растворы или расплавы электролитов электрического тока.

Процессы, происходящие при электролизе растворов и расплавов электролитов, достаточно сильно отличаются. Рассмотрим подробно оба этих случая.

Электролиз расплавов

В качестве примера рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы Na +
и Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Катионы натрия перемещаются к поверхности отрицательно заряженного электрода - катода. На поверхности катода имеется избыток электронов. Поэтому происходит передача электронов от поверхности электрода к ионам натрия. При этом ионы Na + превращаются в атомы натрия, то есть происходит восстановление катионов Na + . Уравнение процесса:

Na + + е - = Na

Хлорид-ионы Cl - перемещаются к поверхности положительно заряженного электрода - анода. На поверхности анода создан недостаток электронов и происходит передача электронов от анионов Cl - к поверхности электрода. При этом отрицательно заряженные ионы Cl - превращаются в атомы хлора, которые сразу же соединяются в молекулы хлора С l 2 :

2С l - -2е - = Cl 2

Хлорид-ионы теряют электроны, то есть происходит их окисление.

Запишем вместе уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде

Na + + е - = Na

2 С l - -2 е - = Cl 2

В процессе восстановления катионов натрия участвует один электрон, а в процессе окисления ионов хлора - 2 электрона. Однако должен соблюдаться закон сохранения электрического заряда, то есть общий заряд всех частиц в растворе должен быть постоянным Следовательно, число электронов, участвующих в восстановлении катионов натрия, должно быть равно числу электронов, участвующих в окислении хлорид-ионов Поэтому первое уравнение умножим на 2:

Na + + е - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Сложим вместе оба уравнения и получим общее уравнение реакции.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (ионное уравнение реакции), или

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (молекулярное уравнение реакции)

Итак, на рассмотренном примере мы видим, что электролиз является окислительно-восстановительной реакцией. На катоде происходит восстановление положительно заряженных ионов - катионов, на аноде окисление отрицательно заряженных ионов – анионов. Запомнить, какой процесс где происходит, можно с помощью "правила Т":

каТод - каТион – воссТановление.

Пример 2. Электролиз расплава гидроксида натрия.

Гидроксида натрия в растворе диссоциирует на катионыигидроксид-ионы.

Катод (-) <-- Na + + OH - à Анод (+)

На поверхности катода происходит восстановление катионов натрия, при этом образуются атомы натрия:

катод (-) Na + +e à Na

На поверхности анода окисляются гидрокисд-ионы, при этом выделяется кислород и образуются молекулы воды:

катод (-) Na + + e à Na

анод (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Число электронов, участвующих в реакции восстановления катионов натрия и в реакции окисления гидроксид-ионов, должно быть одинаковым. Поэтому умножим первое уравнение на 4:

катод (-) Na + + e à Na 4

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

Сложим вместе оба уравнения и получим уравнение реакции электролиза:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Пример 3. Рассмотрим электролиз расплава Al 2 O 3

При помощи этой реакции получают алюминий из боксита – природного соединения, в котором содержится много оксида алюминия. Температура плавления оксида алюминия очень высокая (более 2000º С), поэтому к нему добавляют специальные добавки, понижающие температуру плавления до 800-900º С. В расплаве оксид алюминия диссоциирует на ионы Al 3+ и O 2- . H а катоде восстанавливаются катионы Al 3+ , превращаясь в атомы алюминия:

Al +3 e à Al

На аноде окисляются анионы O 2- , превращаясь в атомы кислорода. Атомы кислорода сразу же соединяются в молекулы О 2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Число электронов, участвующих в процессах восстановления катионов алюминия и окисления ионов кислорода, должно быть равно, поэтому умножим первое уравнение на 4, а второе на 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Сложим оба уравнения и получим

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (ионное уравнение реакции)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Электролиз растворов

В случае пропускания электрического тока через водный раствор электролита дело осложняется тем, что в растворе присутствуют молекулы воды, которые также могут взаимодействовать с электронами. Вспомним, что в молекуле воды атомы водорода и кислорода связаны полярной ковалентной связью. Электроотрицательность кислорода больше, чем электроотрицательность водорода, поэтому общие электронные пары смещены к атому кислорода. На атоме кислорода возникает частичный отрицательный заряд, его обозначают δ-, а на атомах водорода -частичный положительный заряд, его обозначают δ+.

δ+

Н-О δ-

│

Н δ+

Благодаря такому смещению зарядов молекула воды имеет положительный и отрицательный "полюса". Поэтому молекулы воды могут положительно заряженным полюсом притягиваться к отрицательно заряженному электроду - катоду, а отрицательным полюсом - к положительно заряженному электроду - аноду. На катоде может происходить восстановление молекул воды, при этом выделяется водород:

На аноде может происходить окисление молекул воды с выделением кислорода:

2 H 2 О - 4е - = 4Н + + О 2

Поэтому на катоде могут восстанавливаться либо катионы электролита, либо молекулы воды. Эти два процесса как бы конкурируют между собой. Какой процесс в действительности происходит на катоде, зависит от природы металла. Будут ли на катоде восстанавливаться катионы металла или молекулы воды, зависит от положения металла в ряду напряжений металлов .

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

Если металл находится в ряду напряжений правее водорода, на катоде восстанавливаются катионы металла и выделяется свободный металл. Если металл находится в ряду напряжений левее алюминия, на катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Наконец, в случае катионов металлов от цинка до свинца может происходить либо выделение металла, либо выделение водорода, а иногда одновременно выделяются и водород, и металл. Вообще это довольно сложный случай, многое зависит от условий реакции: концентрации раствора, сипы электрического тока и других.

На аноде также может происходить один из двух процессов - либо окисление анионов электролита, либо окисление молекул воды. Какой именно процесс будет протекать на самом деле, зависит от природы аниона. При электролизе солей бескислородных кислот или самих кислот на аноде окисляются анионы. Единственным исключением является фторид-ион F - . В случае кислородсодержащих кислот на аноде окисляются молекулы воды и выделяется кислород.

Пример 1. Давайте рассмотрим электролиз водного раствора хлорида натрия.

В водного растворе хлорида натрия будут находиться катионы натрия Na + , анионы хлора Cl - и молекулы воды.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О 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

Химическая активность анионов вряду уменьшается.

Пример 2. А если в состав соли входит SO 4 2- ? Рассмотрим электролиз раствора сульфата никеля (II ). Сульфата никеля (II ) диссоциирует на ионы Ni 2+ и SO 4 2- :

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Катионы никеля находятся между ионами металлов Al 3+ и Pb 2+ , занимающих в ряду напряжения среднее положение, процесс восстановления на катоде происходит по обеим схемам:

2 H 2 О + 2е - = H 2 + 2ОН -

Анионы кислородсодержащих кислот не окисляются на аноде (ряд активности анионов ), происходит окисление молекул воды:

анод е à O 2 + 4H +

Запишем вместе уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде:

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

2 H 2 О + 2е - = H 2 + 2ОН -

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

В процессах восстановления участвуют 4 электрона и в процессе окисления тоже участвуют 4 электрона. Сложим вместе эти уравнения и получим общее уравнение реакции:

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

В правой части уравнения находятся одновременно ионы Н + и OH - , которые соединяются с образованием молекул воды:

Н + + OH - à H 2 О

Поэтому в правой части уравнения вместо 4 ионов Н + и 2 ионов OH - запишем 2 молекулы воды и 2 иона Н + :

Ni 2+ +2 H 2 О + 2 H 2 О à Ni 0 + H 2 +2 H 2 О + O 2 + 2 H +

Сократим по две молекулы воды в обеих частях уравнения:

Ni 2+ +2 H 2 О à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Это краткое ионное уравнение. Чтобы получить полное ионное уравнение, нужно добавить в обе части по сульфат-иону SO 4 2- , образовавшиеся при диссоциации сульфата никеля (II ) и не участвовавшие в реакции:

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

Таким образом, у нас при электролизе раствора сульфата никеля (II ) на катоде выделяетсяводород и никель, а на аноде – кислород.

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

Пример 3. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.

Стандартный электродный потенциал системы Na + + e = Na 0 значительно отрицательнее потенциала водного электрода в нейтральной водной среде (-0,41 В).Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода

2Н 2 О à 2 H + + 2 OH -

а ионы Na + , приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему

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

Ионы SO 4 2- , движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на два, и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:

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

Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов в катодном пространстве и ионов в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

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

Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия (в катодном пространстве) и серная кислота (в анодном пространстве).

Пример 4. Электролиз раствора сульфата меди (II ) CuSO 4 .

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

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H + 1

В растворе остаются ионы Н + и SO 4 2- , т. к. накапливается серная кислота.

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

Пример 5. Электролиз раствора хлорида меди (II ) CuCl 2 .

Катод (-) <-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

анод (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

В обоих уравнениях участвуют по два электрона.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ионное уравнение)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (молекулярное уравнение)

Пример 6. Электролиз раствора нитрата серебра 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 (ионное уравнение)

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NO 3 - (полное ионное уравнение)

4 AgNO 3 + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (молекулярное уравнение)

Пример 7. Электролиз раствора соляной кислоты HCl .

Катод (-) <-- H + + Cl - à анод (+)

катод (-) 2 H + + 2 e à H 2

анод (+) 2 Cl - – 2 e à Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ионное уравнение)

2 HCl à H 2 + Cl 2 (молекулярное уравнение)

Пример 8. Электролиз раствора серной кислоты H 2 SO 4 .

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

катод (-) 2H+ + 2e à H 2

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H+

2H+ + 2e à H 2 2

2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H+1

4H+ + 2H 2 O à 2H 2 + 4H+ +O 2

2H 2 O à 2H 2 + O 2

Пример 9. Электролиз раствора гидроксида калия KOH .

Катод (-) <-- K + + OH - à анод (+)

Катионы калия не будут восстанавливаться на катоде, так как калий находится в ряду напряжения металлов левее алюминия, вместо этого будет происходить восстановление молекул воды:

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

катод (-) 2H 2 O + 2e à H 2 +2OH - 2

анод (+) 4OH - - 4e à 2H 2 O +O 2 1

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

2 H 2 O à 2 H 2 + O 2

Пример 10. Электролиз раствора нитрата калия KNO 3 .

Катод (-) <-- K + + NO 3 - à анод (+)

2H 2 O + 2e à H 2 +2OH - 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H +

катод (-) 2H 2 O + 2e à H 2 + 2OH-2

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H+1

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

2H 2 O à 2H 2 + O 2

При пропускании электрического тока через растворы кислородосодержащих кислот, щелочей и солей кислородсодержащих кислот с металлами, находящимися в ряду напряжения металлов, левее алюминия, практически происходит электролиз воды. При этом на катоде выделяется водород, а на аноде кислород.

Выводы. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1.Ионы металлов с малой алгебраической величиной стандартного потенциала – от Li + до Al 3+ включительно – обладают весьма слабой тенденцией к обратному присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам H + (см. Ряд активности катионов ). При электролизе водных растворов соединений, содержащих эти катионы, функцию окислителя на катоде выполняют ионы H + , восстанавливаясь при этом по схеме:

2 H 2 O + 2 е à H 2 + 2OH -

2.Катионы металлов с положительными значениями стандартных потенциалов (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ и др.) обладают большой тенденцией к присоединению электронов по сравнению с ионами. При электролизе водных растворов их солей функцию окислителя на катоде выделяют эти катионы, восстанавливаясь при этом до металла по схеме, например:

Cu 2+ +2 e à Cu 0

3.При электролизе водных растворов солей металлов Zn , Fe , Cd , Ni и др., занимающих в ряду напряжения среднее положение между перечисленными группами, процесс восстановления на катоде происходит по обеим схемам. Масса, выделившегося металла не соответствует в этих случаях количеству протекшего электрического тока, часть которого расходуется на образование водорода.

4.В водных растворах электролитов функцию восстановителей по отношению к аноду-окислитею могут одноатомные анионы (Cl - , Br - , J - ), кислородосодержащие анионы (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- и другие), а также гидроксильные ионы воды. Более сильными восстановительными свойствами из них обладают галогенид ионы, за исключением F . Ионы OH занимают промежуточное положение между ними и многоатомными анионами. Поэтому при электролизе водных растворов HCl , HBr , HJ или их солеей на аноде происходит окисление галогенид-ионов по схеме:

2 X - -2 e à X 2 0

При электролизе водных растворов сульфатов, нитратов, фосфатов и т.п. функцию восстановителя выполняют ионы, окисляясь при этом по схеме:

4 HOH – 4 e à 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

Задачи.

За дача 1. При электролизе раствора сульфата меди на катоде выделилось 48 г меди. Найдите объем газа, выделившегося на аноде, и массу серной кислоты, образовавшейся в растворе.

Сульфат меди в растворе диссоциирует ни ионы Си 2+ и S 0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Запишем уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде. На катоде восстанавливаются катионы Си, на аноде происходит электролиз воды:

Cu 2+ +2e- = Cu 12

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

Общее уравнение электролиза:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (краткоеионное уравнение)

Добавим в обе части уравнения по 2 сульфат-иона, которые образуются при диссоциации сульфата меди, получим полное ионное уравнение:

2Си2+ + 2S042" + 2Н20 = 2Cu + 4Н+ + 2SO4 2" + О2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + О2

Газ, выделяющийся на аноде - кислород. В растворе образуется серная кислота.

Молярная масса меди равна 64 г/моль, вычислим количество вещества меди:

По уравнению реакции при выделении на катоде 2 моль меди ла аноде выделяется 1 моль кислорода. На катоде выделилось 0,75 моль меди, пусть на аноде выделилось х моль кислорода. Составим пропорцию:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375моль

На аноде выделилось 0,375 моль кислорода,

v(O2) = 0,375 моль.

Вычислим объем выделившегося кислорода:

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

По уравнению реакции при выделении на катоде 2 моль меди в растворе образуется 2 моль серной кислоты, значит, если на катоде выделилось 0,75 моль меди, то в растворе образовалось 0,75 моль серной кислоты, v(H2SO4) = 0,75 моль. Вычислим молярную массу серной кислоты:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 г/моль.

Вычислим массу серной кислоты:

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

Ответ: на аноде выделилось 8,4 л кислорода; в растворе образовалось 73,5 г серной кислоты

Задача 2. Найдите объем газов, выделившихся на катоде и аноде, при электролизе водного раствора, содержащего 111,75 г хлорида калия. Какое вещество образовалось в растворе? Найдите его массу.

Хлорид калия в растворе диссоциирует на ионыК+ и Сl:

2КС1 =К+ + Сl

Ионы калия не восстанавливаются на катоде, вместо этого происходит восстановление молекул воды. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяется хлор:

2Н2О + 2е" = Н2 + 20Н-|1

2СГ-2е" = С12|1

Общее уравнение электролиза:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (краткое ионное уравнение) В растворе присутствуют также ионы К+, образовавшиеся при диссоциации хлорида калия и не участвующие в реакции:

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

Перепишем уравнение в молекулярном виде:

2КС1 + 2Н2О = Н2 + С12 + 2КОН

На катоде выделяется водород, на аноде хлор, в растворе образуется гидроксид калия.

В растворе содержалось 111,75 г хлорида калия.

Вычислим молярную массу хлорида калия:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

Вычислим количество вещества хлорида калия:

По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида калия выделяется 1 моль хлора. Пусть при электролизе 1,5 моль хлорида калия выделяется х моль хлора. Составим пропорцию:

2/1=1,5/x , x=1,5 /2=0,75 моль

Выделится 0,75 моль хлора, v(C!2) = 0,75 моль. По уравнению реакции при выделении 1 моль хлора на аноде на катоде выделяется 1 моль водорода. Следовательно, если на аноде выделится 0,75 моль хлора, то на катоде выделится 0,75 моль водорода, v(H2) = 0,75 моль.

Вычислим объем хлора, выделившегося на аноде:

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

Объем водорода равен объему хлора:

У(Н2) = У(С12)=16,8л.

По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида калия образуется 2 моль гидроксида калия, значит, при электролизе 0,75 моль хлорида калия образуется 0,75 моль гидроксида калия. Вычислим молярную массу гидроксида калия:

М(КОН) = 39+16+1 - 56 г/моль.

Вычислим массу гидроксида калия:

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

Ответ: на катоде выделилось 16,8 л водорода, на аноде выделилось 16,8 л хлора, в растворе образовалось 42 г гидроксида калия.

Задача 3. При электролизе раствора 19 г хлорида двухвалентного металла на аноде выделилось 8,96 л хлора. Определите, хлорид какого металла подвергли электролизу. Вычислите объем водорода, выделившегося на катоде.

Обозначим неизвестный металл М, формула его хлорида МС12. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяется хлор. В условии сказано, что на катоде выделяется водород, следовательно, происходит восстановление молекул воды:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2е" = С12! 1

Общее уравнение электролиза:

2Сl + 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (краткое ионное уравнение)

В растворе присутствуют также ионы М2+, которые при реакции не изменяются. Запишем полное ионное уравнение реакции:

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

Перепишем уравнение реакции в молекулярном виде:

МС12 + 2Н2О - Н2 + М(ОН)2 + С12

Найдем количество вещества выделившегося на аноде хлора:

По уравнению реакции при электролизе 1 моль хлорида неизвестного металла выделяется 1 моль хлора. Если выделилось 0,4 моль хлора, то электролизу подвергли 0,4 моль хлорида металла. Вычислим молярную массу хлорида металла:

Молярная масса хлорида неизвестного металла 95 г/моль. На два атома хлора приходится 35,5»2 = 71 г/моль. Следовательно, молярная масса металла равна 95-71 = 24 г/моль. Этой молярной массе соответствует магний.

По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на аноде хлора приходится 1 моль выделившегося на катоде водорода. В нашем случае на аноде выделилось 0,4 моль хлора, значит, на катоде выделилось 0,4 моль водорода. Вычислим объем водорода:

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

Ответ: электролизу подвергли раствор хлорида магния; на катоде выделилось 8,96 л водорода.

*3адача 4. При электролизе 200 г раствора сульфата калия с концентрацией 15% на аноде выделилось 14,56 л кислорода. Вычислите концентрацию раствора по окончании электролиза.

В растворе сульфата калия и на катоде, и на аноде реагируют молекулы воды:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2Н2О - 4е" = 4Н+ + О2! 1

Сложим вместе оба уравнения:

6Н2О = 2Н2 + 4ОН" + 4Н+ + О2, или

6Н2О = 2Н2 + 4Н2О + О2, или

2Н2О = 2Н2 + 02

Фактически при электролизе раствора сульфата калия происходит электролиз воды.

Концентрация растворенного вещества в растворе определяется по формуле:

С=m(растворенного вещества) 100% / m(раствора)

Чтобы найти концентрацию раствора сульфата калия по окончании электролиза, необходимо знать массу сульфата калия и массу раствора. Масса сульфата калия при реакции не изменяется. Вычислим массу сульфата калия в исходном растворе. Обозначим концентрацию исходного раствора Сь

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

Масса раствора во время электролиза изменяется, так как часть воды превращается в водород и кислород. Вычислим количество вещества выделившегося кислорода:

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

По уравнению реакции из 2 моль воды образуется 1 моль кислорода. Пусть 0,65 моль кислорода выделяется при разложении х моль воды. Составим пропорцию:

Разложилось 1,3 моль воды, v(H2O) = 1,3 моль.

Вычислим молярную массу воды:

М(Н2О) =1-2+16=18 г/моль.

Вычислим массу разложившейся воды:

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

Масса раствора сульфата калия уменьшилась на 23,4 г и стала равна 200-23,4 = 176,6 г. Вычислим теперь концентрацию раствора сульфата калия по окончании электролиза:

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

Ответ: концентрация раствора по окончании электролиза равна 17%.

*3адача 5. 188,3 г смеси хлоридов натрия и калия растворили в воде и пропустили через полученный раствор электрический ток. При электролизе на катоде выделилось 33,6 л водорода. Вычислите состав смеси в процентах по массе.

После растворения смеси хлоридов калия и натрия в воде в растворе содержатся ионы К+, Na+ и Сl-. Ни ионы калия, ни ионы натрия не восстанавливаются на катоде, восстанавливаются молекулы воды. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяется хлор:

Перепишем уравнения в молекулярном виде:

2КС1 + 2Н20 = Н2 + С12 + 2КОН

2NaCl + 2Н2О = Н2 + С12 + 2NaOH

Обозначим количество вещества хлорида калия, содержащегося в смеси, х моль, а количество вещества хлорида натрия у моль. По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида натрия или калия выделяется 1 моль водорода. Поэтому при электролизе х моль хлорида калия образуется х/2 или 0,5х моль водорода, а при электролизе у моль хлорида натрия 0,5у моль водорода. Найдем количество вещества водорода, выделившегося при электролизе смеси:

Составим уравнение:0,5х + 0,5у =1,5

Вычислим молярные массы хлоридов калия и натрия:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 г/моль

Масса х моль хлорида калия равна:

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

Масса у моль хлорида натрия равна:

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

Масса смеси равна 188,3 г, составим второе уравнение:

74,5х + 58,5у= 188,3

Итак, решаем систему из двух уравнений с двумя неизвестными:

0,5(х + у)= 1,5

74,5х + 58,5у=188,3г

Из первого уравнения выразим х:

х + у= 1,5/0,5 = 3,

х = 3-у

Подставим это значение х во второе уравнение, получим:

74,5-(3-у) + 58,5у= 188,3

223,5-74,5у + 58,5у= 188,3

-16у = -35,2

у = 2,2 100% / 188,3г=31,65%

Вычислим массовую долю хлорида натрия:

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

Ответ: в смеси содержится 31,65% хлорида калия и 68,35% хлорида натрия.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

расплавов и растворов электролитов

Электролизом называется совокупность химических реакций, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Химическая сущность электролиза заключается в том, что это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием постоянного электрического тока, причем процессы окисления и восстановления пространственно разделены.

Катод – электрод, на котором восстанавливаются катионы или вода. Он заряжен отрицательно.

Анод – электрод, на котором окисляются анионы или вода. Он заряжен положительно.

1. Электролиз расплавов солей, оснований.

При электролизе расплавов на катоде всегда восстанавливаются катионы металла.

К(-): Меn+ + nē → Me0

Анодный процесс определяется составом аниона:

а) Если анион бескислородной кислоты (Cl-, Br-, I-, S2-), то анодному окислению подвергается этот анион и образуется простое вещество:

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

б) Если анодному окислению подвергается кислородсодержащий анион (SO42-, SiO32-, HO - и др.), то при этом неметалл образует оксид (без изменения своей степени окисления) и выделяется кислород.

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

Пример 1.1. Расплав соли ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: ZnCl2 электролиз Zn + Cl2

Пример 1.2. Расплав щелочи NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Суммарное уравнение электролиза получают сложением правых и левых частей уравнений при условии равенства электронов, принимающих участие в катодном и анодном процессах.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif" width="70" height="12">4 Na+ + 4 ē + 4 OH - - 4 ē электролиз 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na+ + 4 OH - электролиз 4 Na0 + O2 + 2H2O - ионное уравнение

4NaOH электролиз 4Na + 2H2O + O2 - молекулярное уравнение

Пример 1.3. Расплав соли Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

К(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – ионное уравнение электролиза

2Na2SO4 электролиз 4Nao + O2 + 2SO3 – молекулярное уравнение

К А

Пример 1.4. Расплав соли AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

К(-): Ag+ + 1 ē Þ Ago *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 электролиз 4Ag + 2N2O5 +2O2

К А

Задания для самостоятельной работы . Составить уравнения электролиза расплавов следующих солей: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Электролиз растворов солей, гидроксидов и кислот.

Электролиз водных растворов усложняется тем, что в процессах окисления и восстановления может принимать участие вода.

Катодные процессы определяются электрохимической активностью катиона соли. Чем левее находится металл в ряду напряжения, тем труднее его катионы восстанавливаются на катоде:

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

I группа II группа III группа

Для катионов металлов до Al включительно (I группа) катодный процесс – это восстановление водорода из воды:

(-)К: 2Н2О + 2ē → Н2 + 2НО-

Для катионов металлов после водорода (III группа) катодный процесс – это восстановление их до металла:

(-) К: Меn+ + nē → Me0

Для катионов металлов, стоящих в ряду напряжения от Mn до Н2 (II группа), идут параллельно конкурентные процессы восстановления катионов металлов и водорода из воды:

(-) К: Меn+ + nē → Me0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО-

Какой из этих процессов будет превалирующим, зависит от ряда факторов: активности Ме, рН раствора, концентрации соли, приложенного напряжения и условий электролиза.

Анодные процессы определяются составом анионов солей:

а) Если анион бескислородной кислоты (Cl-, Br-, I-, S2- и др.), то окисляется он до простых веществ (за исключением F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

б) При наличии кислородсодержащего аниона (SO42-, CO32- и т. д. или OH-) анодному окислению подвергается только вода:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Рассмотрим примеры, иллюстрирующие все возможные варианты:

Пример 2.1 . Раствор соли KCl

К(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - электролиз H2 + 2OH - + Cl2 – ионное уравнение электролиза

2KCl + 2H2O электролиз H2 + 2KOH + Cl2 – молекулярное уравнение электролиза

К А

Пример 2.2 . Раствор соли CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

К(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: CuCl2 электролиз Cu + Cl2

Пример 2.3. Раствор соли FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Железо относится к металлам II группы, поэтому на катоде будут протекать два параллельных процесса:

1-ый процесс:

(-) К: Fе2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fе2+ + 2Cl - эл-з Fe0 + Cl2 - ионное уравнение процесса

FeCl2 эл-з Fe0 + Cl2 - молекулярное уравнение процесса

2-ой процесс:

(-)К: 2Н2О + 2ē → Н2+ 2ОН-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2Н2О + 2Cl - → Н2+ 2ОН - + Cl2 - ионное уравнение процесса

2Н2О + FeCl2 электролиз Н2+ Fe(ОН)2 + Cl2 - молекулярное уравнение.

Таким образом, в катодном пространстве будут образовываться Fe, Н2 и Fe(ОН)2 в различных соотношениях в зависимости от условий проведения электролиза.

Пример 2.4 . Раствор соли Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

å: 6H2O + 2Na2SO4электролиз 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

в катодном пространстве в анодном пространстве

При отключении электрического тока и перемешивании содержимого катодного и анодного пространства итоговый результат электролиза может быть представлен схемой:

2Н2О эл-з 2Н2 + О2,

так как щелочь прореагирует с кислотой с образованием 2 моль соли и 4 моль воды.

Пример 2.5 . Электролиз раствора CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

Пример 2.6. Электролиз раствора FeSO4

Поскольку железо относится ко II группе металлов, то на катоде будут параллельно идти два конкурентных процесса (смотри пример 2.3), а на аноде будет окисляться вода (смотри пример 2.4):

1-ый процесс:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fе2+ + 2Н2О эл-з 2 Fe + O2 + 4H+ - ионное уравнение процесса

2FeSO4 + 2Н2О эл-з 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– молекулярное уравнение

2-ой процесс:

К(+): 2Н2О + 2ē → Н2+ 2ОН - *2

А(-): 2Н2О - 4ē → О2+ 4Н+

6Н2О электролиз 2Н2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6Н2О + 2FeSO4электролиз 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - молекулярное

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">И только в случае, если процессы катодного восстановления катионов металла и водорода из воды идут в равных соотношениях, можно записать суммарное итоговое уравнение реакции:

(-) К: Fе2+ + 2ē → Fe0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО - всего 4 электрона

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

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

катод анод

После отключения тока и перемешивания растворов итоговое уравнение будет следующим:

· Составить уравнения электролиза растворов K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Решить задачу. Для анализа на содержание примеси NaCl в техническом NaOH 40 г препарата растворили в воде и подвергли электролизу до полного окисления ионов хлора. При этом на аноде выделилось 601 мл Cl2 при температуре 200С и нормальном давлении. Вычислите массовую долю примеси NaCl в NaOH.

3. Электролиз c растворим ы м анодом

Выше были рассмотрены примеры электролиза водных растворов солей с инертным анодом, т. е. таким, который не принимает химического участия в анодном процессе. Такие электроды изготавливаются из неактивных благородных металлов, например, Pt, Ir или используются угольные электроды. Если же используют растворимые аноды, например, Cu-анод, Zn-анод, то анодный процесс существенно видоизменяется, т. к. сам анод окисляется. На аноде из 2-х конкурентных идет процесс с меньшим потенциалом: для окисления меди Е0 = - 0,34 В, для окисления цинка E0= - 0.76 В а для окисления Cl-аниона Е0 = + 1,36 В.

Пример 3.1. Электролиз водного раствора соли CuCl2 с растворимым анодом:

Катод (-): Cu-анод (+):

Сu2+ + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2+

Таким образом, происходит как бы рафинирование медного анода: он растворяется, примеси остаются в анодном пространстве, а чистая медь осаждается на катоде. Хлор-анион при этом не окисляется, а накапливается в анодном пространстве.

Пример 3.2. Электролиз водного раствора соли KCl с Cu-анодом:

Cu-анод (+): Сu0 - 2ē → Cu2+

На катоде в первоначальный момент начинает восстанавливаться водород из воды, но появление Cu2+ в растворе делает две реакции катодного восстановления конкурентными:

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

Сu2+ + 2ē → Cu0 Е0 = + 0,34 В

В результате преимущественно протекает та, которая характеризуется более высоким потенциалом, т. е. восстановление Сu2+ до Cu0.

Таким образом, и в этом случае будет происходить растворение Cu-анода: Сu0 - 2ē → Cu2+, а на катоде образовавшиеся катионы меди будут восстанавливаться: Сu2+ + 2ē → Cu0. Соль KCl нужна лишь для увеличения электропроводности раствора, а непосредственного участия в окислительно-восстановительных процессах она не принимает.

Задание для самостоятельной работы. Рассмотрите электролиз CuSO4 с Cu-анодом, Na2SO4 c Сu-анодом.

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

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

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

NaCl = Na + + Cl −

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

Na + + 1e − = Na 0 ,

А на аноде:

Cl − − 1e − = Cl

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

Сl∙ + ∙Cl = Cl 2

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

2Cl − − 2e − = Cl 2

То есть мы имеем:

Катод: Na + + 1e − = Na 0

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Подведем электронный баланс:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций , получим:

2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2

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

2NaCl (ж.) => 2Na + Cl 2

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

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

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

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

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

При этом могут происходить процессы:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

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

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

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

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

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

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

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

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

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

Me n+ + ne = Me 0

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

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

2Н + + 2е − = Н 2 – в случае кислоты

Me n + + ne = Me 0 – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

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

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

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

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

4ОН − − 4е − = 2H 2 O + O 2

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

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

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

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

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

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl −

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

Катод: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Пример №2

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

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

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

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

2Cl − − 2e − = Cl 2

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

Пример №3

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

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −

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

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Нитрат-ион NO 3 − — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Таким образом:

Катод: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +

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

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Пример №4

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

Решение:

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

СН 3 СООК = СН 3 СОО − + К +

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

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

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

2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

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

Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1

Анод: 2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1

2H 2 O + 2СН 3 СОО − = 2OH − + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

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

2H 2 O + 2СН 3 СООK = 2KOH + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Пример №5

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

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-

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

Катод: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Анод: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1

4Н + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +

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

2H 2 O = 2H 2 + O 2

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

Пример №6

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

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na + + OH −

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

Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2

Анод: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1

4H 2 O + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O

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