На аноде выделяется кислород. Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания. Как протекает электролиз воды

Которая протекает под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

Существует два типа электродов.

Анод окисление .

Катод - это электрод, на котором происходит восстановление . К аноду стремятся анионы, так как он имеет положительный заряд. К катоду стремятся катионы, потому что он заряжен отрицательно и, согласно законам физики, разноименные заряды притягиваются. В любом электрохимическом процессе присутствуют оба электрода. Прибор, в котором осуществляется электролиз, называется электролизер. Рис. 1.

I . Процессы, происходящие при электролизе расплавов электролитов

В расплавах электролиты диссоциируют на ионы. Это термическая диссоциация электролитов. При пропускании электрического тока катионы восстанавливаются на катоде, так как принимают от него электроны. Анионы кислотного остатка и гидроксид-анионы окисляются на катоде, так как отдают ему свои электроны.

Пример №1. Электролиз расплава хлорида натрия

При термической диссоциации хлорида натрия образуются ионы натрия и хлора.

Na Cl → Na+ + Cl−

2 Na+ + 2 e− → 2 Na

На аноде выделяется хлор:

2 Cl− − 2 e− → Cl2

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na0 + Cl02

Суммарная реакция:

2 NaCl 2 Na + Cl2

Пример №2. Электролиз расплава гидроксида калия

При диссоциации гидроксида калия образуются ионы калия и гидроксид ионы.

КОН → К+ + ОН−

На катоде выделяется калий:

К+ + 1 e− → К

На аноде выделяется кислород и вода:

4ОН− − 4 e− → О2 + 2Н2О

4К+ + 4ОН− → 4 К0 + О2 + 2Н2О

Суммарная реакция:

4КОН 4 К0 + О2 + 2Н2О

Пример №3. Электролиз расплава сульфата натрия

При диссоциации расплава сульфата натрия образуются ионы натрия и сульфат-ионы.

Na2SO4 → 2Na+ + SО42−

На катоде выделяется натрий:

Na+ + 1 e− → Na

На аноде выделяется кислород и оксид серы (VI):

2SО42− − 4 e− → 2SО3 +О2

Суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 4)

4 Na+ + 2SО42− → 4 Na 0 + 2SО3 +О2

Суммарная реакция:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SО3 +О2

Закономерности электролиза расплавов электролита

1. При электролизе расплавов щелочей и солей на катоде осаждается металл.

2. Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде, давая соответствующее соединение, например, хлорид-анионы образуют хлор.

3. Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий оксид и кислород.

II . Процессы, происходящие при электролизе растворов электролитов

При электролизе растворов электролитов, кроме интересующих нас соединений есть еще и вода, которая также может подвергаться электролизу. Поэтому, исходя из строения соединения, электролиз может протекать либо с ионами соли, либо с водой.

Процессы, происходящие на катоде

1. Катионы активных металлов, стоящие в ряду напряжений до алюминия, не разряжаются на катоде. См. рис. 2. В этом случае происходит только восстановление воды.

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

2. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений от алюминия до водорода, разряжаются в той или иной степени одновременно с молекулами воды. При этом одновременно происходят следующие процессы:

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

3. При наличии в растворе катионов металлов, расположенных в ряду напряжений после водорода, на катоде, прежде всего, происходит восстановление катионов этих металлов. Men++ne- →Me

Процессы, происходящие на аноде

Различают два типа анодов: инертный и активный. Инертный анод - это анод, материал которого не окисляется в процессе электролиза (Pt). Активный анод - это анод, который окисляется в процессе электролиза. Например, графит.

Электролиз с инертным анодом

В анодном процессе могут принимать участие анионы некоторых бескислородных кислот Cl- ,Br- ,I-, S2-и гидроксид-ионы ОН -(разряжаются только эти анионы), например:

2Br- - 2е- →Br2; 4ОН− − 4 e− → О2 +2Н2О (в щелочной среде)

Если в растворе присутствуют анионы F-,SO2-4, NO-3, PO43-, CO32- и некоторые другие, то окислению подвергается только вода:

2Н2О - 4 e− → О2 + 4Н+(в нейтральной и кислой среде)

Электролиз с активным анодом

В случае с активным анодом, число конкурирующих окислительных процессов увеличивается до трех:

Электрохимическое окисление материала анода

Окисление воды с выделением кислорода

Окисление анионов растворенного соединения

Написание таких процессов рассматривается в высшей школе.

Приведем примеры электролиза раствора некоторых веществ.

Пример №1. Электролиз раствора хлорида натрия

При диссоциации хлорида натрия образуются ионы натрия и хлора.

Na Cl → Na+ + Cl−

Катодный процесс:

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

Анодный процесс:

2 Cl− − 2 e− → Cl2

Суммарное ионное уравнение реакции

2Н2О + 2 Cl− → Н2 + 2ОН−+ Cl02

Суммарная реакция:

2Н2О +2 NaCl 2NaОН + Cl2 + Н2

По этой реакции получается гидроксид натрия и хлор.

Пример №2. Электролиз раствора сульфата меди (II ).

На катоде выделяется медь:

Сu2+ + 2 e− → Cu0

На аноде выделяется кислород

2Н2О - 4 e− → О2 + 4Н+

Суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2Сu2+ + 2Н2О → 2 Cu0+ О2 + 4Н+

Суммарная реакция:

2CuSO4 + 2Н2О 2Cu 0+О2+ 2H2SO4

Пример №3. Электролиз раствора нитрата калия

При диссоциации нитрата калия образуются ионы калия и нитрат-ионы.

КNO3 → К+ + NО3−

Катодный процесс:

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

Анодный процесс:

2Н2О - 4 e− → О2 + 4Н+

Суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2Н2О О2 +2Н2

Это один из способов получения водорода.

Электролиз находит применение во многих отраслях промышленности: химической, металлургии, для изготовления деталей требуемой формы, для электрохимического покрытия металлов.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=4&v=-ROZ0KU5ncM

http://www.youtube.com/watch?t=2&v=LtuAF1BL97U

конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/ehlektroliz5.html

заставка http://www.youtube.com/watch?t=63&v=EVEIC4Z6xuQ

Поиск по сайту:

7.2ЭЛЕКТРОЛИЗ

7.2.1Электролиз расплавов и растворов электролитов

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

2 SO 4 2- - 4e 2 SO 3 + O 2

В водных растворах кроме ионов самого электролита находятся также молекулы воды и ионы H + и OH - , способные участвовать в электродных процессах. В этом случае при электролизе возможны конкурирующие реакции. Критерием, определяющим преимущество того или иного электродного процесса, служит величина его электродного потенциала . Чем выше потенциал, тем легче (при меньшей отрицательной поляризации электрода) происходит восстановление на катоде и труднее (при большей положительной поляризации электрода) осуществляется окисление на аноде.

Минимальный потенциал, при котором процесс электролиза становится возможным, называется потенциалом (напряжением) разложения или выделения. Его находят вычитанием электродного потенциала катиона из соответствующего значения электродного потенциала аниона. Например, потенциал разложения хлорида цинка равен E ° (Cl 2 /2Cl -) - E ° (Zn 2+ /Zn )=1,36-(-0,76)=2,12 В. Эта разность потенциалов, или ЭДС внутреннего гальванического элемента , возникающего в результате выделения на электродах продуктов электролиза, имеет направление, противоположное внешней ЭДС, которая служит источником тока. Поэтому электролиз возможен при условии компенсации внутренней ЭДС внешним напряжением. Часто реально необходимый потенциал разложения электролита оказывается больше теоретической величины. Эта разность называется перенапряжением .

Из-за кислородного перенапряжения при электролизе водных растворов хлоридов на аноде выделяется не кислород, а хлор , хотя его стандартный электродный потенциал (1,36В) имеет большее значение по сравнению с кислородным E ° (O 2 +4H + /2H 2 O)=1,23В.

А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, который протекает на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов. Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) катионы перемещаются к отрицательному электроду (катоду), а анионы – к положительному электроду (аноду). Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды. При электролизе протекают два параллельных процесса: на катоде (заряжен отрицательно) процесс восстановления; на аноде (заряжен положительно) – процесс окисления. Таким образом, заряды электродов при электролизе противоположны тем, которые имеют место при работе гальванического элемента.

На характер и течение электродных процессов при электролизе большое влияние оказывают состав электролита, растворитель, материал электродов и режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.). Прежде всего, надо различать электролиз расплавленных электролитов и растворов.

Электролиз расплавов солей. Рассмотрим в качестве примера электролиз расплава хлорида меди (рис. 9.6.1). При высоких температурах расплав соли диссоциирует на ионы. При подключении электродов к источнику постоянного тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду.

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде:

Cu +2 + 2e Cu 0 .

Ионы хлора, достигнув анода, отдают электроны и образуют молекулы хлора Cl 2 . Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков:

2Cl – – 2e .

Суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава CuCl 2:

Cu +2 + 2Cl – Cu 0 + .

Электролиз водных растворов солей. В водных растворах, кроме ионов самого электролита, находятся также молекулы воды, способные восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде.

Процессы на катоде. Возможность протекания восстановления ионов металла или молекул воды определяется значением электродного потенциала металла, а также характером среды (рН). В общем случае (без влияния характера среды) на катоде могут протекать следующие процессы (табл. 9.6.1):

1) если электролизу подвергается соль активного металла, то на катоде восстанавливаются молекулы воды. В результате у катода выделяется водород;



2) если электролизу подвергается соль среднеактивного металла, то происходит одновременное восстановление и катионов металла, и молекул воды;

3) если электролизу подвергается соль малоактивного металла, то на катоде восстанавливаются только катионы металла.

Таблица 9.6.1

Схема процессов, протекающих на катоде

Процессы на аноде . При рассмотрении анодных процессов следует учитывать тот факт, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. Поэтому различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.

Инертным называется анод, материал которого в процессе электролиза химически не изменяется. Для изготовления инертных анодов обычно применяют графит, уголь, платину. На инертном аноде при электролизе водных растворов могут протекать процессы (табл. 9.6.2):

– если электролизу подвергается соль бескислородной кислоты, то на аноде окисляется анион кислотного остатка. Исключением является фтор-анион, имеющий высокий окислительный потенциал;

– если электролизу подвергается соль кислородсодержащей кислоты или сама кислота, то на аноде окисляются молекулы воды. В результате у анода выделяется кислород.

Таблица 9.6.2

Схема процессов, протекающих на аноде

Активным называется анод, материал которого (металл) входит в состав электролизуемой соли. При этом материал анода окисляется и металл переходит в раствор в виде ионов, т. е. окисляется. Активные аноды изготавливают из Cu, Ag, Zn, Cd, Ni, Fe и т. д. Для примера приведем электролиз нитрата серебра (AgNO 3) с нерастворимым и растворимым анодами (Ag):

где m – масса вещества, испытывающего электрохимическое превращение; M Э – эквивалентная молярная масса вещества; F – постоянная Фарадея, 96500 Кл; Q – количество электричества.

Так как Q=I×t ,где I – сила токаА, t – время,с, формулу 9.6.1 можно переписать в следующем виде

где m теор – масса выделяемого при электролизе вещества, рассчитанная по закону Фарадея, m эксп – масса вещества, выделившегося в процессе эксперимента.

Например, рассчитанное количество металла, выделяющегося на катоде, составило 6 г, а в ходе эксперимента было получено 4,8 г, соответственно выход по току составил 80 %.

2-й закон Фарадея. Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов :

(9.6.4)

где m 1 , M Э 1 масса и молярная эквивалентная масса вещества, выделившегося на одном электроде, а m 2 , M Э 2 на другом электроде.

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

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 следующие:

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 , а также растворов щелочей выделяется кислород; б) при окислении анионов выделяются соответственно хлор, бром, иод; в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс:

2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее на катоде выделяется водород; если ион расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах. В растворе находятся ионы которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

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

Если в рассмотренном примере электролиза раствора в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов и выделения хлора протекает окисление анода (меди). В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов он переходит в раствор. Электролиз с растворимым анодом можно записать так:

Таким образом, 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.

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

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.

Отметим наконец, что электролиз растворов электролитов проводить энергетически выгоднее, чем расплавов, так как электролиты - соли и щелочи - плавятся при очень высоких температурах.

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 .