Меню

В электрической ванне под действием тока протекает окислительно восстановительная реакция

Электролиз

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н2О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H2O +2ē → H2 + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H2 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H 2 O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl2 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH3 C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O2+ CH3-CH3

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO4 + 2H2 O -2 → 2 Cu 0 + 2H2SO4 + O2 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + 2O +2Na Cl – → H2 0 + 2NaOH + Cl2 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl2 – → Cu 0 + Cl2 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl → 2 Na 0 + Cl2 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O2 0 + 2H2O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH → 4 Na 0 + O2 0 + 2H2O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na3[AlF6] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O 3 3 – – 12ē → 2Al2O3 + 3 O2 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al 2 О 3 = 4 Al 0 + 3 О 2 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

Читайте также:  Что такое токи паразиты

C 0 + О2 0 = C +4 O2 -2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Источник

Электролизом называется окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Заряженные ионы электролита под действием электрического тока начинают двигаться к электродам: 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.

Электролиз расплавов и растворов протекает по разному т.к. в растворах дополнительно присутствуют ионы Н + и ОН — , которые также участвуют в процессе электролиза.

Электролиз расплава. В теоретическом плане простейшим примером электролиза является электролиз расплава. Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCI

Под действием электрического тока катионы движутся катоду и принимают от него электроны:

Катод (—) Na + + e = Na 0 – процесс восстановления.

Анионы CI – движутся к аноду и отдают электроны:

Катод (—) 2 CI – — 2е = CI2 — процесс окисления.

Суммарное ионное уравнение: 2Na + + 2 CI – = 2Na 0 + CI2

Суммарное молекулярное уравнение: 2NaCI = 2Na + CI2

На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный хлор. Это реакция окислительно — восстановительная, на катоде всегда идет процесс восстановления, на аноде всегда идет процесс окисления.

Электролиз растворов.

Процесс на катоде.

1.Если катион электролита находится в начале электрохимического ряда (по AI включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется Н2). Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.

2.Если катион электролита находится в ряду между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла и молекулы воды.

3.Если катион электролита находится в ряду напряжения после водорода, то на катоде идет только процесс восстановления ионов металла.

4.Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то первыми восстанавливаются катионы менее активных металлов.

Катодные процессы в водных растворах солей

Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H2 Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Me n+ — металл не востанавливается Me n+ + Me 0 Me n+ +2e = Me 0
2О + 2е = Н2 + 2ОН — 2О + 2е = Н2 + 2ОН —

Процесс на аноде. Продукты электролиза зависят от материала анода и природы аниона.

1. Если анод растворимый (железо, медь, серебро), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода.

2. Если анод нерастворимый (уголь, графит, платина, золото), то анионы безкислородных кислот (за исключением фторидов) окисляются на аноде, а анионы оксокислот и фториды не окисляются на аноде, а идет окисление воды с выделением кислорода. При электролизе щелочей идет окисление гидроксид ионов.

Анодные процессы в водных растворах

Анод Анионы безкислородные Анионы кислородсодержащие
Нерастворимы й Окисление аниона (кроме фторидов) Ас m — +me = Ас 0 В щелочной среде 4ОН — — 4е = О2 + 2Н2О В кислой, нейтральной средах 2Н2О — 4е = О2 + 4Н +
Растворимый Окисление металла анода Ме 0 —ne = Ме n+ Анод раствор Окисление металла анода Ме 0 —ne = Ме n + Анод раствор

Массу вещества, образовавшегося при электролизе найти исходя из закона Фарадея:

, где m — масса вещества, М – малярная масса, n — количество отданных или принятых электронов, F – число Фарадея (96500 Кл/моль) = А·ч/моль), I – сила тока (А), t — продолжительность процесса.

Электролиз используется для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода. Алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом. Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Для защиты от коррозии электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота), устойчивого к коррозии.

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химических реакций в электрическую энергию, называют гальваническими элементами или химическими источниками электрической энергии. Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно – восстановительной реакции. Классический пример гальванического элемента – элемент Даниэля – Якоби, он состоит из цинковой пластины (1), погруженной в раствор сульфата цинка и медной пластины (2), погруженной в раствор сульфата меди. Растворы разделены пористой перегородкой (4) (или электролитическим мостиком).

При замкнутой цепи цинк окисляется, ионы цинка переходят в раствор, электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

На медном электроде происходит восстановление ионов меди из раствора, медь выделяется на пластинке. Цинковый электрод является анодом, медный катодом, цинк растворяется, медь выделяется из раствора, сульфат анионы движутся через пористую перегородку от медного к цинковому электроду.

Процесс на аноде Zn = Zn +2 + 2e

Процесс на катоде Cu +2 + 2e = Cu

Суммарное уравнение: Zn + Cu +2 = Zn +2 + Cu

Молекулярное уравнение: Zn + CuSO4 = Zn SO4 + Cu

Кратко строение элемента Даниэля – Якоби можно записать следующей схемой:

Таким образом, при работе гальванического элемента электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, на электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов. В настоящее время используются различные гальванические элементы: железо – никелевые, кадмиево – никелевые, серебряно – цинковые, свинцовые, и др. их называют аккумуляторами. В свинцовом аккумуляторе одни пластины заполнены дооксидом свинца, другие губчатым свинцом. Металлический свинец при работе аккумулятора является анодом и окисляется:

Диоксид свинца является катодом, он восстанавливается:

При зарядке, через аккумулятор пропускают электрический ток и в результате этого электрохимические процессы на электродах протекают в обратном направлении.

Свинцовый электрод становится катодом, на нем протекает процесс восстановления:

На электроде из PbO2 происходит процесс окисления:

Электродвижущая сила гальванического элемента равна алгебраической сумме электродных потенциалов электродов.

Скачок потенциала, возникающий на границе раздела металл – раствор его соли, называется электродным или окислительно – восстановительным потенциалом ( ).

Зависимость электродного потенциала от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры количественно выражается уравнением В. Нернста.

, где F — число Фарадея

равно 96500Кл/моль, z – заряд иона, R – газовая постоянная 8,31Дж/моль·К, Т температура по Кельвину, — стандартный электродный потенциал металла. Подставляя в формулу число Фарадея, температуру 298К, газовую постоянную и десятичный логарифм, получаем:

Стандартным электродным потенциалом металла называется скачок потенциала на границе раздела металл — раствор его соли с концентрацией 1 моль/л.

Для измерения электродных потенциалов собирают гальваническую цепь, состоящую из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, насыщенную газообразным водородом, которая опущена в водный раствор кислоты. Потенциал стандартного водородного электрода принят равным нулю. Например: для цинкового электрода:

Потенциал цинкового электрода будет равен ЭДС такого гальванического элемента с обратным знаком, если берется медный электрод, то его потенциал будет равен ЭДС гальванического элемента.

Последовательность металлов, расположенных в порядке убывания (возрастания) значений их электродных потенциалов, называется рядом напряжения или рядом активности металлов. В гальванических элементах более активный металл является анодом (он растворяется при работе гальванического элемента) , а менее активный катодом. Для расчета ЭДС гальванического элемента из потенциала менее активного металла отнимается потенциал более активного металла.

Например: стандартный потенциал цинкового электрода равен -0,76 В, медного 0,35В. ЭДС = 0,35 – (-0,76) = 1,11В.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

К электрохимической коррозии относятся все случаи коррозии в водных растворах или во влажной атмосфере. Для предупреждения от электрохимической коррозии применяются различные методы. Например, защитные металлические покрытия. Железные изделия могут покрываться тонкой пленкой хрома, никеля, цинка, кадмия, алюминия, олова, серебра, золота и др. При нарушении целостности металлического покрытия в влажной среде, возникает гальванический элемент, что приводит к растворению более активного металла. Металл, который в ряду напряжения стоит левее, становится анодом и разрушается, при этом менее активный металл не изменяется.

Для защиты металлов от коррозии используют как анодное, так и катодное покрытие металлов. При анодном покрытии берется более активный металл (например, покрытие цинком железного изделия), он и растворяется при коррозии, а основной металл не разрушается. Катодное покрытие (например, серебрение железного изделия), защищает металл до тех пор пока пленка не нарушена. При нарушении защитной пленки основной металл становится анодом, а покрытие катодом, соответственно разрушается защищаемый металл, а покрытие не разрушается.

Читайте также:  Создатель переменного электрического тока

Обучающие задачи

Задача №1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции:

Сu — 2e = Cu +2 | 3 Окисление восстановителя

N +5 + 3e = N +2 | 2 восстановление окислителя

В тесте правильный ответ №3

Задача №2 При электролизе водного раствора NaCI c нейтральными электродами протекает следующая окислительно – восстановительная реакция:

2) 2NaCI = 2Na + CI2

3) NaCI + Н2О = НCI + NaOH

4) 2NaCI + 2Н2О = CI2 + 2NaOH

Катод (—) 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН — Анод (+) 2 CI – — 2е = CI2

Суммарное ионное уравнение: 2Н2О + 2 CI – = Н2 + 2ОН — + CI2

Суммарное молекулярное уравнение: 2NaCI + 2Н2О = Н2 + CI2 + 2NaOH

В тесте правильный ответ №1

Задача №3. Написать уравнения электролиза раствора Cu(NO3)2 c инертным анодом.

Катод (—) Сu 2+ + 2е = Cu 0 Анод (+) 2Н2О — 4е = О2 + 4Н +

Суммарное ионное уравнение: 2Сu 2+ + 2Н2О = 2Cu 0 + О2 + 4Н +

Суммарное молекулярное уравнение: 2 Cu(NO3)2 + 2Н2О = 2Cu 0 + О2 + 4НNO3

Задача №4 При прохождении через раствор нитрата серебра количества электричества величиной 48250 Кл на катоде образуется ____граммов чистого серебра. (F = 96500Кл/моль)

Решение: Можно рассчитать массу серебра по закону Фарадея ; М(Ag = 108 г/моль, I ·t = 48250Кл, F = 96500Кл/моль

В тесте правильный ответ №2

Дата добавления: 2019-02-22 ; просмотров: 217 ; Мы поможем в написании вашей работы!

Источник

Тема: Электролиз как окислительно-восстановительный процесс

Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника, проходящего через раствор или расплав электролита. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую.

Процесс электролиза производится в электролизере, куда заливают электролит и устанавливают два электрода. Электрод, на котором происходит реакция восстановления, называется катодом, подключается к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором происходит реакция окисления, называется анодом, подключается к положительному полюсу внешнего источника тока.

Электролиз водных растворов

Характер химических реакций в водных растворах на катоде определяется положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов. Чем меньше значение электродного потенциала металла, тем труднее восстанавливаются его ионы на катоде. По этому признаку их разделяют на три группы.

К первой группе относятся катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений левее алюминия. Они не восстанавливаются на катоде из водных растворов, вместо них происходит восстановление ионов водорода (молекул воды): 2Н + +2е=Н2.

Ко второй группе относятся катионы металлов, расположенных в ряду напряжений между алюминием и водородом. Они восстанавливаются одновременно с водородом: Zn 2+ +2е= Zn; 2Н + +2е=Н2.

К третьей группе относятся катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений после водорода. Они восстанавливаются на катоде: Cu 2+ +2е= Cu.

Окисление на аноде имеет свои закономерности. Анионы бескислородных кислот и их солей (Cl — , Br — , J — , S 2- , CN — и т.п.) удерживают свои электроны слабее молекул воды, поэтому при электролизе окисляются в первую очередь. В то же время анионы кислородсодержащих кислот (NO3 — , SO4 2- , PO4 3- и т.п.) удерживают свои электроны прочнее, чем молекулы воды, поэтому на аноде происходит окисление гидроксил-анионов: 4ОН — – 4е = 2Н2О + О2.

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит также от природы вещества анода. Различают растворимые и нерастворимые аноды. нерастворимые аноды изготавливают из углерода (графита), платины, а растворимые – из меди, цинка, никеля, железа, свинца и их сплавов. Нерастворимый анод сам не претерпевает изменений, а лишь является передатчиком электронов. При применении растворимого анода происходит не окисление анионов из раствора, а растворение металла, то есть переход ионов металла, из которого изготовлен анод, в раствор. Этот метод используется для получения чистых металлов (электрорафинирование), а также для получения покрытий (гальваностегия).

Рассмотрим несколько примеров электролиза с нерастворимым анодом водных растворов солей.

1. Раствор сульфата натрия Na2SO4, a(Na + )=1M, a(SO4 2- )=1M. В растворе имеются ионы Na + , SO4 2- , Н + , ОН — .

Так как φ 0 (Na + / Na)=-2,7В 0 (Н + / Н2), то на катоде будет восстанавливаться водород, а на аноде – кислород: в растворе 2Н2О ↔ 2Н + + 2ОН — . На катоде 2Н + +2е=Н2. На аноде 2ОН — – 2е = Н2О + 1/2 О2. Суммарной является реакция разложения воды: Н2О=Н2+1/2О2.

2. Раствор хлорида натрия NaCl, a(Na + )=1M, a(Cl — )=1M. В растворе имеются ионы Na + , Cl — , Н + , ОН — . NaСl ↔ Na + + Cl — ; Н2О ↔ Н + + ОН — .

На катоде пойдет восстановление водорода: 2Н + +2е=Н2. На аноде идет окисление ионов хлора: 2Cl — — 2е = Cl2.

Рассмотрим электролиз расплавов на примере электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве хлорида натрия имеются ионы натрия и хлора: NaСl ↔ Na + + Cl — ; если погрузить в расплавленную соль два графитовых электрода и подключить их к полюсам внешнего источника тока, то в электролите начнется направленное движение ионов и на электродах будут протекать следующие реакции:

1) Катодный процесс – восстановление ионов натрия до металлического натрия (на отрицательном электроде) Na + + е = Na + .

2) Анодный процесс – окисление ионов хлора на положительном электроде (с которого электроны идут во внешнюю цепь) 2Cl — — 2е = Cl2. Суммарная реакция 2NaCl = 2Na + Cl2.

Перенапряжение и поляризация

В процессе электролиза происходит изменение состава электродов с поверхности из-за образования на них продуктов электролиза. При этом образуется гальванический элемент, сила тока которого направлена обратно течению процесса электролиза. Это явление называется химической поляризацией. Для протекания электролиза необходимо приложить к электродам напряжение, большее, чем ЭДС образованного гальванического элемента. Наименьшая разность потенциалов, при которой протекает электролиз, называется потенциалом разложения Еразл.. Разность между потенциалом разложения и ЭДС гальванического элемента называется перенапряжением η.

Перенапряжение – это величина, которая показывает, насколько смещается электродный потенциал от равновесного значения.

Как катодное, так и анодное перенапряжение зависят от материала электродов, состояния их поверхности, от природы разряжающихся ионов и плотности тока.

Перенапряжение при электролизе может достигать значительной величины, что приводит к добавочному расходу электроэнергии. Поэтому стремятся создать такие условия, при которых величина η становится по возможности минимальной. Это достигается путем создания невысокой плотности тока.

Электрохимические процессы на электродах подчиняются законам М. Фарадея.

1 закон Фарадея: массы веществ m, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества q, прошедшему через электролит: m=kq. Масса вещества, выделяющегося при прохождении одного кулона, называется электрохимическим эквивалентом k.

2 закон Фарадея: одинаковые количества электричества выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы веществ. Для выделения на электроде одного грамм-эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количества электричества, а именно 96500 Кл (называемого числом Фарадея).

Масса металла при электролизе на катоде, согласно законам Фарадея, может быть вычислена по формуле:

Здесь m – масса металла, г; Э – химический эквивалент металла, г/моль; t – продолжительность электролиза, с.

При электролизе во многих случаях выделяется веществ меньше, чем должно получиться по законам Фарадея. Это объясняется тем, что наряду с основными электродными процессами окисления и восстановления протекают побочные, параллельные процессы (в результате химической поляризации). Поэтому вводится понятие выхода по току χ, %. Оно представляет собой отношение массы полученного вещества в данных условиях электролиза mпр к массе, теоретически вычисленной на основании закона Фарадея mтеор:

Электролиз широко используется в различных областях промышленности. Практически нет ни одной области техники, где бы он не применялся.

Электролиз в металлургии. Электролизом растворов солей получают медь, цинк, кадмий, никель, кобальт, марганец и другие металлы. На катоде происходит разряд ионов металла из раствора M n + + ne = M. В этих процессах используют нерастворимые аноды, на которых выделяется кислород: 2Н2О + 4е = О2 + 4Н + .

Метод электролиза используют для рафинирования металлов – меди, серебра, золота, свинца, олова и других. Анодом при рафинировании служит очищаемый металл. На аноде происходит растворение основного металла и примесей, потенциал которых отрицательнее потенциала основного металла. На катоде выделяется металл, имеющий более положительный потенциал. Так как потенциалы меди, серебра, свинца и олова положительнее, чем потенциалы других основных металлов ,то каждый из этих металлов в первую очередь выделяется на катоде, а примеси остаются в растворе.

Электролиз в химической промышленности. К наиболее крупномасштабному электролитическому процессу в химической промышленности относится электролиз раствора хлорида натрия с получением газообразных водорода и хлора на электродах и щелочи в электролизере. Кроме этого, электролизом получают фтор из расплава смеси плавиковой кислоты и фторида натрия, водород и кислород из воды, диоксид марганца из раствора сульфата марганца.

Читайте также:  Реферат электрический ток закон ома

Получение гальванопокрытий. Гальваническими называются металлические покрытия, наносимые на поверхность какого-либо изделия методом электролиза. Гальваническим способом можно получить покрытия для всех металлов и сплавов. Наиболее распространены никелирование, хромирование, меднение и цинкование.

Нанесение гальванических покрытий проводится в электролизере, называемом гальванической ванной. Катодом служит изделие, на которое наносится покрытие. На катоде идёт процесс восстановления находящихся в растворе электролита ионов металла M n + + ne = M. Анодом обычно служит тот же металл, что и металл-покрытие. Процесс на аноде противоположен процессу на катоде: M – ne = M n +

Электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов. Анодная обработка изделий для придания им требуемой формы получила название электрохимической обработки металлов (ЭХОМ). Этот способ обработки металлов имеет важные достоинства, так как позволяет обрабатывать детали сложной конфигурации. Как и при обычном электролизе с растворимыми анодами, при ЭХОМ происходит анодное растворение металла M – ne = M n + . На катоде, который называют инструментом, обычно выделяется водород 2Н + +2е=Н2. Особенностью ЭХОМ по сравнению с другими методами электролиза является высокая скорость растворения металлов. В настоящее время ЭХОМ используется для обработки лопаток турбин, штампов и пресс-форм, твёрдых и тугоплавких металлов.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник



Окислительно-восстановительные процессы, происходящие на электродах под воздействием постоянного электрического тока, называются электролизом.

Тема 1.7. Электролиз расплавов и растворов электролитов.

Практическая работа: Свойства металлов. Электролиз солей.

Вопросы по ранее изученной теме:

  1. Что такое растворы?
  2. Какую роль играют растворы в природе, науке и технике?
  3. Что называется растворителем и растворенным веществом?
  4. Какие способы выражения состава раствора вы знаете?
  5. Какова массовая доля (%) соли в растворе, если растворить 15 г нитрата серебра в 1 л воды?
  6. Определите массовую долю растворенного вещества (%) NaCl, если в 380 г воды растворено 20 г NaCl. (Oтвет:5%).
  7. Сколько граммов КОН содержится в 200 мл 10% р-ра (плотность 1,09 г/см)? (Ответ: 21,8 г).

Электролиты не только диссоциируют на ионы, но и проводят электрический ток. При прохождении постоянного электрического тока через раствор (или расплав некоторых солей и оснований) электролита происходит следующее: положительно заряженные ионы (катионы) подходят к отрицательному электроду — катоду; отрицательно заряженные ионы (анионы) подходят к положительному электроду — аноду и за счет движения ионов проходит электрический ток.

Достигнув электродов, ионы начинают приобретать или терять электрооны: катионы, достигнув катода, принимают от него электроны, а анионы, достигнув анода — отдают электроны аноду; на катоде происходит процесс восстановления, на аноде — окисления. Эта реакция является окислительно-восстановительной.

Окислительно-восстановительные процессы, происходящие на электродах под воздействием постоянного электрического тока, называются электролизом.

При электролизе водных растворов кроме гидратированных ионов электролита принимают участие ионы из воды. Остановимся сначала на катодном процессе при электролизе водных растворов.

Чем левее располагается металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем труднее его ионы восстанавливаются на катоде.

1. Катионы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до Аl (Li + , К + , Са 2+ , Nа + , Мg 2+ , Аl 3+ ), при электролизе водных растворов не восстанавливаются. На катоде выделяется водород из воды.

Например, электролиз раствора СаI2:

СаI2 Ca 2+ + 2Iˉ

Таким образом, на катоде выделяется водород, на аноде образуется йод, а вблизи катода — раствор Са(ОН)2:

2. Катионы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов от Мn до Н (Мn 2+ , Zn 2+ , Сr 3+ , Fе 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Рb 2+ , Н + ), при электролизе растворов восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Например, электролиз раствора ZnSО4:

3. Катионы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов после Н (Сu 2+ , Нg 2+ , Аg + , Рt 2+ , Аu 3+ ), практически полностью восстанавливаются на катоде.

Например, электролиз раствора СuВr2:

СuВr2 Cu 2+ + 2Brˉ

Рассмотрим анодные процессы. Анионы бескислородных кислот и их солей (F‾, Сl‾, Вr‾, I‾, S‾, СN 2 ‾ и т.п.) удерживают свои электроны слабее иона ОН из воды. Поэтому при электролизе водных растворов солей бескислородных кислот окисляются анионы бескислородных кислот.

Например, электролиз раствора ВаСl2:

Таким образом, при электролизе раствора ВаСl2 на катоде выделяется водород, на аноде — хлор, а в катодном пространстве накапливается Ва(ОН)2:

Ва 2+ + 2Сl‾ + 2НОН = Ва 2+ + 2ОН‾ + Сl2 + Н2

Анионы кислородных кислот (NO3‾, SО3 2 ‾, СО3 2 ‾, РО4 3 ‾) удерживают свои электроны более прочно, чем ионы ОН. Поэтому при электролизе водных растворов солей кислород- содержащих кислот окисляется молекула воды, а ионы соли остаются без изменения:

Например, электролиз раствора Рb(NО3)2:

Таким образом, при электролизе раствора Рb(NО3)2 образуются следующие вещества: на катоде — Рb и Н2, в катодном пространстве — Рb(ОН)2, на аноде — О2, в анодном пространстве — НNО3:

Все разобранные случаи электролиза относятся к нерастворимому аноду, изготовленному из угля, графита, платины, иридия.

В случае растворимого анода (Сu, Аg, Zn, Сd, Нg, Ni и др.) при электролизе водного раствора окисляется анод. Например, если при электролизе водного раствора СuСl2 анод будет медным, тогда хлорид-ионы не окисляются (растворяется анод):

Здесь происходит переход меди с анода на катод. Количество хлорида меди в растворе остается неизменным. Электролиз с растворимым анодом широко применяется для получения металлов высокой чистоты, для покрытия одного металла слоем другого (гальваностегия), для по­лучения рельефных изображений (гальванопластика).

Вопросы и задания:

  1. В каких случаях при электролизе водных растворов солей:

a) на катоде выделяется водород;

b) на аноде выделяется кислород;

c) происходит одновременное восстановление катионов металла и катионов водорода воды?

  1. Какие химические процессы происходят у катода и анода при электролизе раствора хлорида никеля (II), если анод:

На­пишите уравнения происходящих реакций.

  1. Как протекает электролиз раствора нитрата натрия, если катод и анод сделаны из меди?
  2. В раствор хлорида олова (II) погрузили железное изделие и угольный стержень. К каким полюсам аккумулятора надо присоединить эти предметы, чтобы стальное изделие покрылось слоем олова?
  3. Изменится ли количество соли при электролизе водных растворов, если анод нерастворимый:

Напишите уравнения реакций.

  1. Какие реакции протекают на электродах при электролизе NаОН:

a) в расплавленном состоянии;

b) в водном растворе?

Напишите уравнения реакций.

  1. В растворе содержатся сульфаты железа (III), цинка и хрома (III). Какой металл выделится в первую очередь при электролизе?

Карточка 1

Запишите уравнение электролиза раствора сульфата меди (II). Что называется электролизом?

Карточка 2

Сравните процессы электролиза и коррозии (укажите черты сходства и отличия). Запишите схемы, поясните. В каких областях применяется электролиз?

Карточка 3

Задача. Вычислите объем водорода, который может выде­литься при взаимодействии 13 г цинка и 20 г серной кислоты.

Карточка 4

Какие виды коррозии вы знаете? В чем сущность электрохими­ческой коррозии? Ответ подтвердите электронными уравнениями (схемы).

Работа классу 1

  1. 3адача. При электролизе раствора хлорида меди (II) на од­ном из электродов выделилась медь, массой 0,5 г. Какое вещество и какой массы выделится на другом электроде?
  2. Какие металлы при взаимном контакте в присутствии элек­тролита быстрее разрушаются: медь и цинк; алюминий и железо?
  3. Почему?
  4. Запишите уравнение электролиза раствора нитрата калия.

Вопросы по изученной теме:

  1. В каких случаях при электролизе водных растворов солей:

a) на катоде выделяется водород;

b) на аноде выделяется кислород;

c) проходит одновременное восстановление катионов металла и катионов водорода воды?

  1. Какие процессы, протекающие на электродах, объединяются общим названием »электролиз»?
  2. Чем отличаются электролиз расплава едкого натра от электролиза его раствора?
  3. С каким полюсом батареи — положительным или отрицательным должна быть соединена металлическая деталь при её хромировании.
  4. Раскрыть значение электролиз; понятие — электролиз.
  5. Какие химические процессы происходят у катода и анода при электролизе раствора иодида калия? Расплава иодида калия?
  6. Составьте схемы электролиза с использованием угольных электродов расплавов и растворов следующих солей: КСl.
  7. В какой последовательности будут восстанавливаться катионы при электролизе их солей одинаковой концентрации (анод нерастворимый) следующего состава: Al, Sn, Ag, Mn?
  8. Объясните, почему металлический калий нельзя получить на угольных электродах электролизом водного раствора хлорида калия, но можно получить электролизом расплава этой соли?
  9. При электролизе водного раствора нитрата серебра на катоде образуется:

Литература:1,3.

Тема 1.7. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА ПО ТЕМЕ:

Источник