Какие продукты образуются на аноде
Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через
электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.
Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно
заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).
Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания
по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.
Катод
К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na+, K+, Cu2+, Fe3+,
Ag+ и т.д.
Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом
ряду напряжений металлов.
Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней
активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).
Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы
до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.
В случае, если на катод поступают ионы водорода — H+ (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается
водород из молекул кислоты: 2H+ — 2e = H2
Анод
К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO42-, PO43-, Cl-, Br-,
I-, F-, S2-, CH3COO-.
При электролизе кислородсодержащих анионов: SO42-, PO43- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы
воды, из которых выделяется кислород.
Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он
попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.
Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO)
превращается в углекислый газ — CO2.
Примеры решения
В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом
активности металлов.
Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде 😉
Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3,
NaF, FeI2, CH3COOLi.
Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде,
то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:
NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH
Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так
что не можем заставить натрий испариться бесследно 🙂 Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.
Запишем реакцию электролиза для CuSO4:
CuSO4 + H2O → Cu + O2 + H2SO4
Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется
кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.
Электролиз расплавов
Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.
Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать
методом электролиза растворов.
Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются
молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.
В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:
AlCl3 → Al + Cl2
LiBr → Li + Br2
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 5 апреля 2017;
проверки требует 51 правка.
Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.
Электролиз является одним из лучших способов золочения или покрытия металла медью, золотом.
Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Катодом при электролизе называется отрицательный электрод, анодом — положительный[1]. Положительные ионы — катионы (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.
Реакции, происходящие при электролизе на электродах, называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза.
Применение[править | править код]
Электролиз широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия , меди, водорода, диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).
Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Первый закон Фарадея[править | править код]
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:
, если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.
Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
Вывод закона Фарадея[править | править код]
(1)
(2)
(3)
(4)
, (5)
где z — валентность атома (иона) вещества,
e — заряд электрона
Подставляя (2)-(5) в (1), получим
,
где — постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея[править | править код]
Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы иона к его валентности . Поэтому электрохимический эквивалент
,
где — постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:
,
где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль
— сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А
— время, в течение которого проводился электролиз, с
— постоянная Фарадея, Кл·моль−1
— число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного)
Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).
Изменение электролизом веществ[править | править код]
Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.
| Катионы активных металлов | Катионы менее активных металлов | Катионы неактивных металлов |
|---|---|---|
| Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ | Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+ | Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+ |
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода | В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) | Легко разряжаются, и восстанавливается только металл |
| Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион | Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F−) |
|---|---|
| PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F− | OH−, Cl−, Br−, I−, S2− |
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода | Легко разряжаются |
Примеры[править | править код]
Расплавы[править | править код]
Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.
| Соль активного металла и бескислородной кислоты | Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты | Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион |
|---|---|---|
K(-): A(+): Вывод: | K(-): A(+): Вывод: | K(-): A(+): Вывод: |
Растворы[править | править код]
Активные металлы[править | править код]
| Соль активного металла и бескислородной кислоты | Соль активного металла и кислородсодержащего кислотного остатка | Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион |
|---|---|---|
K(-): A(+): Вывод: | K(-): A(+): Вывод: | K(-): A(+): Суммарно: Вывод: |
Менее активные металлы и неактивные металлы[править | править код]
| Соль менее активного металла и бескислородной кислоты | Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты | Гидроксид |
|---|---|---|
K(-): A(+): Вывод: | K(-): A(+): Вывод: | Невозможно: гидроксиды неактивных металлов нерастворимы в воде |
Мнемоническое правило[править | править код]
Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:
- У анода анионы окисляются.
- На катоде катионы восстанавливаются.
В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.
Или проще:
- КАТод — КАТионы (ионы у катода)
- АНод — АНионы (ионы у анода)
Электролиз в газах[править | править код]
Электролиз в газах, при наличии ионизатора, объясняется тем, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей:
- при отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет, даже при высоком напряжении;
- электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы;
- уравнения электролиза, как в электролитах, так и в газах, всегда остаются постоянными.
См. также[править | править код]
- Электрохимия
- Ионная жидкость
- Алюминий
- Выпрямитель
- Физические основы
- Электрофлотация
Примечания[править | править код]
- ↑ Обратное обозначение знака катода и анода встречается в литературе при описании гальванических элементов
- ↑ [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/5329.html Электросинтез — Химическая энциклопедия]
Ссылки[править | править код]
- Процессы, протекающие при электролизе
- Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия)
- Электродиализ
- Электрофлотация
- Учебный фильм «Электролиз»[уточнить]
Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист. Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым). Список проблемных ссылок
|
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 Al2O3 в криолите Na3AlF6, используемом для облегчения переведения оксида в расплав). Например, схема электролиза расплава поваренной соли NaCl происходит так:
NaCl Na+ + Cl–
Катод (–) (Na+): Na+ + е = Na0
Анод (–) (Cl–): Cl– – е = Cl0, 2Cl0 = Cl2
Суммарный процесс:
2Na+ +2Cl- = электролиз 2Na + 2Cl2
или
2NaCl = электролиз 2Na + Cl2
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:
2H2O+2e=H2+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:
2H2O-4e=O2+4H+
3. Если анод растворимый, то происходит окисление и растворение самого анода:
Cu-2e=Cu2+
Пример: электролиз водного раствора сульфата натрия Na2SO4:
Рис. 2. Электролиз водного раствора сульфата натрия.
Так происходит электролиз, если катодное и анодное пространства разделены. Если же они не разделены происходит электролиз воды:
2H2O=(Na2SO4)= 2H2+O2
Электролиз используют для покрытия металла медью и золотом
Рис. 3. Таблица электролиза расплавов и растворов.
Что мы узнали?
По химии 11 класса обязательной является тема «Электролиз». Суть процесса заключается в том, что беспорядочное движение ионов в электролите под действием электрического поля превращается в направленное.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.6. Всего получено оценок: 407.
| Дано: а)CuCl2, б) NaОН. Анод инертный | Решение а) CuCl2 = Cu2+ + 2Cl-. Схему электролиза составляем в соответствии с табл. 11.1 и 11.2: K(-) A(+) инертный Cu2+ + 2ē = Cu 2Cl- –2ē = Cl2 H2O H2O |
| 1. Схема электролиза – ? 2. Продукты электролиза – ? |
На катоде выделяется Cu, на аноде – Cl2.
б) NaОН = Na+ + ОН-.
K(-) A(+) инертный
Na+ 4ОН – 4ē = О2 + 2H2О
2H2O + 2ē = H2 + 2OH-
На катоде выделяется Н2, на аноде – О2.
2. Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата никеля (II) , если: а) анод инертный; б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде?
| Дано: NiSO4 а) анод инертный б) анод никелевый | Решение а) анод – инертный NiSO4 = Ni2+ + . Схему электролиза составляем в соответствии с табл. 11.1. и 11.2: |
| 1. Схема электролиза – ? 2. Продукты электролиза – ? |
K(-) A(+) инертный
Ni2+ + 2ē = Ni
2H2O + 2ē = H2 + 2OH- 2H2O – 4ē = О2 + 4H+.
На катоде выделяется Ni и H2 , на аноде выделяется О2.
б) анод – никелевый:
NiSO4 = Ni2+ +
K(-) A(+) (Ni)
Ni2+ + 2ē = Ni , Н2О
2H2O + 2ē = H2 + 2OH- Ni – 2ē = Ni2+.
На катоде выделяется Ni и H2, на аноде растворяется Ni.
3. При электролизе растворов а) нитрата кальция, б) нитрата серебра на аноде выделяется 560 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Определить, какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде. Анод инертный.
В соответствии со схемой электролиза
nэк (О2)(анод) = nэк (Н2)(катод) или ,
откуда
= = = 1120 см3,
= 11200 см3/моль.
= 5600 см3/моль.
На катоде выделилось 1120 см3 водорода.
Ответ: 1120 см3 водорода.
б) AgNO3 = Ag+ + .
Схема электролиза:
K(-) A(+) инертный
Ag+ + ē = Ag
H2O 2H2O – 4ē = О2 + 4H+
На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О2.
По закону эквивалентов: nэк(О2)(анод) = nэк(Ag)(катод) или
,
Откуда = = 10,8 г.
где .
На катоде выделилось 10,8 г серебра.
Ответ: 10,8 г серебра.
УРОВЕНЬ С
Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить, какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2 А. Температура 298 К, давление 99 кПа.
= = 3,34 л,
где = 11,2 л/моль.
F = 96500 Кл/моль, если τ – c,
F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – ч.
= = 1,67 л,
где = 5,6 л/моль, т.е. = 2 .
Объем водорода при заданных условиях
,
откуда
= = 3,73 л.
Объем кислорода при заданных условиях
= 1/2 = 1,87 л.
Ответ: 3,73 л водорода, 1,87 л кислорода.
2. Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см2, необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8 А и выходе по току 98 %, если толщина покрытия 0,15 мм? Плотность меди 8,9 г/см3.
| Дано: Электролит: CuCl2S = 100 см2h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρCu = 8,9 г/см3 | Решение CuCl2 = Cu2+ + 2Cl- . Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu2+ + 2ē = Cu Cl- H2O H2O Cu – 2ē = Cu2+ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. |
| Анод медный Схема электролиза – ? Время электролиза τ – ? |
ВТ= .
По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде:
mCu(факт) = .
Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:
mCu(факт) = S ∙ h ∙ ρ, г,
где S – см2, h – см, ρ – г/см3.
S ∙ h ∙ ρCu = ,
откуда
τ = 1,43 часа,
где Mэк(Cu) = = 32 г/моль.
F = 26,8 А∙ч/моль,
10-1 – коэффициент пересчета миллиметров в сантиметры.
Ответ: 1,43 часа.
3. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см3 этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение
25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100 %.
Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO3:
= .
По закону эквивалентов
nэк(AgNO3) = nэк(Ag), nэк(Ag) = ,
где mAg – масса серебра, выделившегося при электролизе с учетом 100 % выхода по току:
mAg = ,
откуда = ,
тогда nэк(AgNO3) = nэк(Ag) = .
Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO3
= = 0,83 моль/л,
где τ – c, F = 96500 Кл/моль, Vр-ра – л;
60 – коэффициент пересчета минут в секунды.
10-3 – коэффициент пересчета сантиметров кубических в литры
Ответ: = 0,83 моль/л.