Электролиз расплавов солей

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

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодное восстановление

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

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

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

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:
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 SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

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

А + Cl - +e - = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

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

К - Me n+ + ne - = Me 0

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

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде - окисление молекул воды:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 О - 4е = 4Н + + О 2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

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

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

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

Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

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

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl 2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl 2 с растворимым анодом можно записать так:

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

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

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

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

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

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К 2 SО 4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

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

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н + + 4ОН - = 4Н 2 О (осуществляется при перемешивании),

H 2 O 2H 2 + O 2

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

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

Электролиз расплава гидроксида натрия

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

Закон Фарадея

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

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

Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);

М - молярная масса вещества (г/моль);

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;

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

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

Гидролиз неорганических соединений

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

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

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO 3) , гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гидролизу подвергается катион:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

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

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН

2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ОН -

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

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

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

В растворе накапливаются ионы OH - (pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na 2 CO 3

I ступень: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

II ступень: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

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

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO 3 –), чем на второй (H 2 CO 3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

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

Идет гидролиз по аниону.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

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

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

II ступень: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

СuСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4 .

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH) 2 SO 4 , но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Получаем:

2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OН) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(OН) 3 (осадок) + ЗН 2 S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Электролиз – процесс, при котором электрическая энергия преобразуется в химическую. Этот процесс протекает на электродах под действием постоянного тока. Каковы продукты электролиза расплавов и растворов, и что входит в понятие «электролиз».

Электролиз расплавов солей

Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Рис. 1. Понятие электролиза.

Хаотическое движение ионов под действием тока делается упорядоченным. Анионы движутся к положительному электроду (аноду) и окисляются на нем, отдавая электроны. Катионы движутся к отрицательному полюсу (катоду) и восстанавливаются на нем, принимая электроны.

Электроды могут быть инертными (металлическими из платины или золота или неметаллическими из угля или графита) или активными. Анод в этом случае растворяется в процессе электролиза (растворимый анод). Его изготавливают из таких металлов, как хром, никель, цинк, серебро, медь и т. д.

При электролизе расплавов солей, щелочей, оксидов катионы металлов разряжаются на катоде с образованием простых веществ. Электролиз расплавов является промышленным способом получения таких металлов, как натрий, калий, кальций (электролиз расплавов солей) и алюминий (электролиз расплава оксида алюминия Al 2 O 3 в криолите Na 3 AlF 6 , используемом для облегчения переведения оксида в расплав). Например, схема электролиза расплава поваренной соли NaCl происходит так:

NaCl Na + + Cl -

Катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0

Анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2

Суммарный процесс:

2Na+ +2Cl- = электролиз 2Na + 2Cl 2

2NaCl = электролиз 2Na + Cl 2

Одновременно с получением щелочного металла натрия при электролизе соли получают хлор.

Электролиз растворов солей

Если электролизу подвергаются растворы солей, то, наряду с ионами, образующимися при диссоциации соли, окисляться или восстанавливаться на электродах может и вода.

Существует определенная последовательность разряжения ионов на электродах в водных растворах.

1. Чем выше стандартный электродный потенциал металла, тем легче он восстанавливается. Иначе говоря, чем правее стоит металл в электрохимическом ряду напряжений, тем легче его ионы будут восстанавливаться на катоде. При электролизе растворов солей металлов от лития до алюминия включительно на катоде всегда восстанавливаются молекулы воды:

2H 2 O+2e=H 2 +2OH-

Если электролизу подвергаются растворы солей металлов, начиная с меди и правее меди, на катоде восстанавливаются только катионы металлов. При электролизе солей металлов от марганца MN до свинца Pb могут восстанавливаться как катионы металлов, так, в некоторых случаях, и вода.

2. На аноде окисляются анионы кислотных остатков (кроме F-). Если электролизу подвергаются соли кислородосодержащих кислот, то анионы кислотных остатков остаются в растворе, окисляется вода:

2H 2 O-4e=O 2 +4H+

3. Если анод растворимый, то происходит окисление и растворение самого анода:

Пример : электролиз водного раствора сульфата натрия Na 2 SO 4:

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 – это окислительно – восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через расплав или раствор электролита пропускают постоянный электрический ток.

Катод – восстановитель, отдаёт электроны катионам.

Анод – окислитель, принимает электроны от анионов.

Ряд активности катионов:	Na + , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , H + , Cu 2+ , Ag + _____________________________→ Усиление окислительной способности
Ряд активности анионов:	I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , CO 3 2- , SO 4 2- ←__________________________________ Возрастание восстановительной способности

Процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов

(не зависят от материала электродов и природы ионов).

1. На аноде разряжаются анионы (A m - ; OH -

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (процессы окисления).

2. На катоде разряжаются катионы (Me n + , H + ), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (процессы восстановления).

Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов

КАТОД (-) Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений	АНОД (+) Зависят от материала анода и природы анионов.
	Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота .	Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из Cu , Ag , Zn , Ni , Fe и др. металлов (кроме Pt , Au )
1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H 2 : Me n+ +nē → Me°	1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (кроме F - ): A m- - mē → A°	Анионы не окисляются. Идёт окисление атомов металла анода: Me° - nē → Me n+ Катионы Me n + переходят в раствор. Масса анода уменьшается.
2.Катионы металлов средней активности, стоящие между Al и H 2 , восстанавливаются одновременно с водой: Me n+ + nē →Me° 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -	2.Анионы оксокислот (SO 4 2- , CO 3 2- ,..) и F - не окисляются, идёт окисление молекул H 2 O : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H +
3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H 2 O : 2 H 2 O + 2ē →H 2 + 2OH -	3.При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH - : 4OH - - 4ē → O 2 +2H 2 O
4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H + : 2H + + 2ē → H 2 0

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ

Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава бромида натрия. (Алгоритм 1.)

Последовательность действий	Выполнение действий
	NaBr → Na + + Br -
	K - (катод ): Na + , A + (анод ): Br -
	K + : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление), A + : 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (окисление).
	2NaBr = 2Na +Br 2

Задание 2 . Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. (Алгоритм 2.)

Последовательность действий	Выполнение действий
	NaOH → Na + + OH -
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам	K - (катод ): Na + , A + (анод ): OH - .
3.Составить схемы процессов окисления и восстановления	K - : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление), A + : 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (окисление).
4.Составить уравнение электролиза расплава щёлочи	4NaOH = 4Na + 2H 2 O + O 2

Задание 3. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия. (Алгоритм 3.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам	K - (катод ): Na + A + (анод ): SO 4 2-
	K - : Na + + 1ē → Na 0 , A + : 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2
4.Составить уравнение электролиза расплава соли	2Na 2 SO 4 = 4Na + 2SO 3 + O 2

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Задание 1. Составить схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 1.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	NaCl → Na + + Cl -
	Ионы натрия в растворе не восстанавливаются, поэтому идёт восстановление воды. Ионы хлора окисляются.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K - : 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - A + : 2Cl - - 2ē → Cl 2
	2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Задание 2. Составить схему электролиза водного раствора сульфата меди (II ) с использованием инертных электродов. (Алгоритм 2.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	На катоде восстанавливаются ионы меди. На аноде в водном растворе сульфат-ионы не окисляются, поэтому окисляется вода.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A + : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H +
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли	2CuSO 4 +2H 2 O = 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Задание 3. Составить схему электролиза водного раствора водного раствора гидроксида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 3.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации щёлочи	NaOH → Na + + OH -
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	Ионы натрия не могут восстанавливаться, поэтому на катоде идёт восстановление воды. На аноде окисляются гидроксид-ионы.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K - : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A + : 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2
4.Составить уравнение электролиза водного раствора щёлочи	2 H 2 O = 2 H 2 + O 2 , т.е. электролиз водного раствора щёлочи сводится к электролизу воды.

Запомнить. При электролизе кислородсодержащих кислот (H 2 SO 4 и др .) , оснований (NaOH , Ca (OH ) 2 и др.) , солей активных металлов и кислородсодержащих кислот (K 2 SO 4 и др.) на электродах протекает электролиз воды: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2

Задание 4. Составить схему электролиза водного раствора нитрата серебра с использованием анода, изготовленного из серебра, т.е. анод – растворимый. (Алгоритм 4.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	AgNO 3 → Ag + + NO 3 -
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	На катоде восстанавливаются ионы серебра, серебряный анод растворяется.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K - : Ag + + 1ē→ Ag 0 ; A + : Ag 0 - 1ē→ Ag +
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли	Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод.

Модуль 2. Основные процессы химии и свойства веществ

Лабораторная работа № 7

Тема: Электролиз водных растворов солей

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

При пропускании постоянного электрического тока через раствор электролита или расплав катионы движутся к катоду, а анионы - к аноду. На электродах протекают окислительнo- восстановительные процессы;. Катод, является восстановителем, так как он отдает электроны катионам, а анод - окислителем, так как ой принимает электроны у анионов. Реакции, протекающие на электродах, зависят от состава электролита, природы растворителя, материала электродов, режима работы электролизера.

Химизм процесса электролиза расплава хлорида кальция:

СаСl 2 ↔ Са 2+ + 2Сl -

на катоде Са 2+ + 2e→ Са°

на аноде 2Сl - - 2е→ 2С1° → С1 2

Электролиз раствора сульфата калия на нерастворимом аноде схематически выглядит так:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

Н 2 О ↔ Н + + ОН -

на катоде 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

на аноде 4ОН - 4е→ О 2 + 4Н + 1

K 2 SO 4 + 4Н 2 О 2Н 2 + О 2 + 2К0Н + H 2 SO 4

Цель работы: ознакомление с электролизом растворов солей.

Приборы и оборудование: выпрямитель электрического тока, электролизер, угольные электроды, наждачная бумага, стаканчики, промывалка.

Рис. 1. Прибор для проведения

электролиза

1 - электролизер;

2 - электроды;

3-токопроводящие проволоки; источник постоянного тока.

Реактивы и растворы: 5% растворы хлорида меди СuС1 2 , иодида калия КI, гидросульфата калия KHSO 4 , сульфата натрия Na 2 SO 4 , сульфата меди CuSO 4 , сульфата цинка ZnSO 4 , 20% раствор гидроксида натрия NaOH, медная и никелевая пластинки, раствор фенолфталеина, азотная кислота (конц.) HNO 3 , 1% раствор крахмала, нейтральная лакмусовая бумага, 10% раствор серной кислоты H 2 SO 4 .

Опыт 1. Электролиз хлорида меди с нерастворимыми электродами

Электролизер наполните до половины объема 5% раствором хлорида меди. Опустите в оба колена электролизера по графитовому стержню, закрепите их неплотно отрезкам и каучуковой трубки. Концы электродов соедините проводниками с источниками постоянного тока. При незначительном запахе хлора электролизер немедленно отключите от источника тока. Что происходит на катоде? Составьте уравнения электродных реакций.

Опыт 2. Электролиз иодида калия с нерастворимыми электродами

Наполните электролизер 5% раствором иодида калия, . прибавьте в каждое колено по 2 капли фенолфталеина. Вставьте в каждое колено электролизера графитовые электроды и соедините их с источником постоянного тока.

В каком колене и почему окрасился раствор? В каждое колено добавьте по 1 капле крахмального клейстера. Где и почему выделяется иод? Составьте уравнения электродных реакций. Что образовалось в катодном пространстве?

Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с нерастворимыми электродами

Половину объема электролизера наполните 5% раствором сульфата натрия и добавьте в каждое колено по 2 капли метилоранжа.или лакмуса. Вставьте в оба колена электроды и соедините их с источником постоянного тока. Запишите ваши наблюдения. Почему растворы электролита у разных электродов окрасились в разные цвета? Составьте уравнения электродных реакций. Какие газы и почему выделяются на электродах? В чем заключается сущность процесса электролиза водного раствора сульфата натрия