Какой продукт на катоде при электролизе

Какой продукт на катоде при электролизе thumbnail

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).

Электролиз

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.

Электролиз катод

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-.

Электролиз анод

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.

Ряд 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.

Задания на электролиз

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.

Электролиз расплава

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.

Источник

Определение

Электролиз – это физико-химический окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах электролитов под  действием электрического тока,  заключающийся в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ — продуктов вторичных реакций на электродах.

процесс на катоде K(-): катион принимает электроны и восстанавливается

процесс на аноде A(+):  анион отдает электроны и окисляется  

Рассмотрим процессы, протекающие при электролизе, на примере хлорида натрия. При сильном нагревании твердый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы натрия и хлора, освободившиеся из кристаллической решетки, и поэтому проводит электрический ток. Если в расплав опустить угольные электроды, присоединенные к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы $mathrm{Na^+}$ движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, анионы $mathrm{Cl^–}$ – к положительно заряженному электроду – аноду.

На катоде ионы  $mathrm{Na^+}$ получают электроны и восстанавливаются до металла:

 $ Na^+ + e^- rightarrow Na$ (восстановление),

а на аноде ионы $mathrm{Cl^–}$ отдают электроны и окисляются до свободного хлора:

$2Cl^– – 2e^- rightarrow Cl_2$ (окисление).

Таким образом, в результате процесса электролиза расплав хлорида натрия разлагается на простые вещества:

$K^-: hspace{0.5cm} 2Na^+ + 2e^- rightarrow 2Na$

$A^+: hspace{0.5cm} 2Cl^- — 2e^- rightarrow Cl_2$

Суммарное уравнение электролиза: $2Na^+ + 2Cl^- xrightarrow[]{textrm{эл.ток}} 2Na + Cl_2$  

Электролиз отличается от обычных окислительно-восстановительных реакций. При электролизе полуреакции разделены в пространстве: восстановление происходит только на катоде, а окисление – на противоположном электроде —  аноде.

Окислительное и восстановительное действие электрического тока намного сильнее действия обычных химических веществ. Только с помощью тока ученым удалось получить наиболее активные простые вещества – натрий, калий и фтор. Пионером в использовании электрического тока в химии был английский ученый Гемфри Дэви. Подвергая электролизу расплавы различных соединений, он открыл восемь неизвестных до него химических элементов.

Электролиз растворов электролитов

В водных растворах процессы электролиза осложняются присутствием воды, которая проявляет двойственную природу: она может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя. На катоде вода может принимать электроны, и тогда атомы водорода в ней будут восстанавливаются до газообразного водорода:

$K^-: hspace{0.5cm} 2H_2O + 2e^- rightarrow H_2uparrow + 2OH^–$.

На аноде вода может отдавать электроны, при этом атомы кислорода будут окисляться до газообразного кислорода:

 $A^+: hspace{0.5cm} 2H_2O – 4e^- rightarrow O_2 + 4H^+$.

Другими словами, при электролизе растворов электролитов (чаще всего солей) на катоде и аноде протекают конкурирующие процессы: катионы металла $Me^{+n}$ конкурируют с катионами водорода $H^+$, а анионы кислотных остатков $An^{n-}$ конкурируют с анионами гидроксильных групп $(OH)^-$. Рассмотрим подробнее процессы, протекающие на электродах.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОЦЕССОВ НА КАТОДЕ

На отрицательно заряженном электроде — катоде, происходит восстановление катионов, которое не зависит от материала катода, из которого он сделан, но зависит от активности металла, т.е. от положения металла в электрохимическом ряду напряжения (ЭХР). (Сравниваем окислительную способность, то есть способность принимать электроны, ионов металлов и иона водорода)

Какой продукт на катоде при электролизе

Li K Ca Na Mg AlMn Zn Fe Ni Sn PbCu Hg Ag Pt Au

$Me^+n bar{e} ne$

$2H_2O + 2bar{e} =H_2­ + 2OH^-$

$Me^{+n} + n bar{e}  = Me^0$

$2 H_2O + 2bar{e} = H_2­ + 2OH^-$

$Me^{+n} + n bar{e}  = Me^0$

На катоде всегда восстанавливаются молекулы воды

На катоде могут восстанавливаться и ионы металла, и воды

в зависимости от плотности тока, Т и концентрации соли

На катоде всегда восстанавливаются ионы металлов

Если соль образована активным металлом, стоящим в ряду напряжения до марганца, на катоде не восстанавливаются катионы металла, а происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода.

Если металл, образующий соль средней активности (после алюминия, но до водорода), то на катоде возможны два конкурирующих процесса: и восстановление воды, и восстановление катионов металла. Преобладание того или иного процесса зависит от плотности тока, температуры и концентрации соли.

Легче всего принимаю электроны неактивные металлы (стоящие в ЭХР после Н), поэтому они легко восстанавливаются на катоде до простого вещества — металла.

Закономерности процессов на аноде

Процесс на положительно заряженном электроде — аноде зависит от материала анода и от природы аниона. При электролизе растворов электролитов на аноде происходит окисление анионов. Образующийся продукт зависит от восстановительной активности аниона кислотного остатка.

 Ряд восстановительной активности анионов (уменьшается). По способности окисляться анионы располагаются в следующем порядке:

$J^- hspace{6pt} > hspace{6pt} Br^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} S^{2-}  hspace{6pt} > hspace{6pt} Cl^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} OH^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} SO_4^{2-}  hspace{6pt} > hspace{6pt} NO_3^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} F^-$

Анод может быть растворимым и нерастворимым (инертным). 

Запомни! 

1. Растворимый анод при электролизе, как правило, растворяется с образованием катионов металла анода.

2. На нерастворимом аноде, если кислотный остаток соли  бескислородный (кроме фторидов!), происходит окисление аниона до простого вещества — неметалла.

3. Если в состав соли входит остаток кислородсодержащей кислоты, то на аноде происходит окисление воды и выделяется кислород. 

Анод    Кислотный остаток

бескислородный

$Cl^-, Br^-, I^-, S^{2-} $

кислородсодержащий

$NO_3^-, SO_4^{2-}, PO_4^{3-}, F^-$

на аноде окисляются ионы кислотного остатка

на аноде окисляются молекулы воды

нерастворимый

Окисление аниона (кроме фторидов):

$Ac^{ m-} — mbar{e} = Ac^0$

В щелочной среде:  

$4OH^- – 4bar{e} rightarrow  2H_2O + O_2­$

В кислой, нейтральной среде:

$2H_2O – 4bar{e} rightarrow 4H^+ + O_2­$

растворимый

 Окисление металла анода: 

$Me^0- nbar{e}= Me^{+n}$

анод          раствор

Рассмотрим процесс электролиза растворов электролитов на конкретных примерах.

Пример 1

Электролиз раствора соли активного металла и бескислородной кислоты

$NaCl leftrightarrow Na^+ + Cl^−$

Рассмотрим полуреакции окисления и восстановления. Натрий – активный металл, он стоит в ряду напряжений левее водорода, поэтому на катоде восстанавливается вода и выделяется водород. Хлорид-ион не содержит атомов кислорода, поэтому на аноде он окисляется и выделяется хлор:

K»катод»(-): $2H_2O + 2bar{e}  = H_2  uparrow+ 2OH^−hspace{0.2cm} | 1$

A»анод»(+): $2Cl^- − 1bar{e} cdot 2  = Cl_2 uparrow hspace{1.1cm} |1$

При сложении уравнений полуреакций получаем сокращенное ионное уравнение электролиза:

$mathrm{2Cl^– + 2H_2O rightarrow H_2 + Cl_2 + 2 OH^–}$.

Если добавить в левую и правую часть по два иона $mathrm{Na^+}$, которые в самом электролизе не участвуют, получим молекулярное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

$Sigma: hspace{0.5cm} 2NaCl (p-p) + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  H_2 uparrow + Cl_2  uparrow+2NaOH$

Мы видим, что при электролизе раствора такого широко доступного и дешевого вещества, как хлорид натрия, получилось сразу три ценных продукта: водород, хлор и щелочь. Именно поэтому электролиз широко используется в разных отраслях промышленности. С его помощью получают химически чистые металлы и удаляют растворимые примеси из воды.

Пример 2

Электролиз раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты

$Na_2SO_4 (p-p)leftrightarrow 2Na^++SO_4^{2−}$

K(-):  $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow+ 2OH^−hspace{0.3cm} | 2$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2  uparrow+ 4H^+hspace{0.5cm} | 1$

Если первое уравнение умножить на 2 и сложить со вторым уравнением, получим:

$2cdot2H_2O + 2H_2O= 2H_2 + O_2 + 4H^+ + 2cdot 2OH^–$

$6H_2O= 2H_2 + O_2 + 4H^+ + 4OH^–$.

Ионы водорода и гидроксид-ионы реагируют друг с другом:

$mathrm{4H^+ + 4OH^– = 4H_2O}$

После сокращения молекул воды в левой и правой частях получаем полное уравнение электролиза:

$Sigma: hspace{0.5cm} 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2H_2 uparrow + O_2 uparrow$

Пример 3

Электролиз раствора гидроксида активного металла

$NaOH (p-p) leftrightarrow Na^+ + OH^−$

K(-): $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2 uparrow + 4H^+$

$Sigma: hspace{0.5cm} 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2H_2 uparrow + O_2 uparrow$

Пример 4

Электролиз раствора соли среднеактивного металла и бескислородной кислоты

$ZnCl_2  leftrightarrow Zn^{2+} + 2Cl^−$

K»катод»(-): $Zn^{2+} + 2bar{e}  = Zn^0$

                   $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A»анод»(+): $2Cl^- − 1bar{e} cdot 2  = Cl_2 uparrow$

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnCl_2(p-p)  + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  Zn +H_2uparrow + Zn(OH)_2downarrow + 2Cl_2 uparrow$

Обратите внимание, что при электролизе водных растворов солей среднеактивных металлов на катоде одновременно выделяется и металл и водород.

Иногда, в рамках решения ЕГЭ, требуется упрощенная запись этого процесса. В таком случае следует записать только выделение водорода на катоде (основной процесс):

$Sigma: hspace{0.5cm}  ZnCl_2(p-p) + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  H_2uparrow + + Zn(OH)_2downarrow  + Cl_2 uparrow$

Пример 5

Электролиз раствора соли  среднеактивного металла и кислородсодержащей кислоты

$ZnSO_4 (p-p) leftrightarrow  Zn^{2+} +SO_4^{2−}$

K(-): $Zn^{2+} + 2bar{e}  = Zn^0$

        $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2 uparrow + 4H^+$

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnSO_4 (p-p)+ 4H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  Zn + +H_2uparrow + Zn(OH)_2downarrow + 2H_2SO_4 + O_2 uparrow$

Иногда, в рамках решения ЕГЭ, требуется упрощенная запись этого процесса. В таком случае следует записать только выделение водорода на катоде (основной процесс):

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnSO_4 (p-p)+ 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2Zn + 2H_2SO_4 + O_2 uparrow$

Пример 6

Электролиз гидроксида менее активного металла : 

$Fe(OH)_3xrightarrow[]{textrm{эл.ток}} ne$

невозможно (нерастворим)

Источник

  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.

Какой продукт на катоде при электролизе

 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:

Какой продукт на катоде при электролизе

     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 Al3+ 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 Al3+ и Н+), то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл, и водород, так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Men+ + nē → Me0

2H+2O +2ē → H20 + 2OH—

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

Fe2+ + 2ē → Fe0

2H+2O +2ē → H20 + 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:

Men+ + nē → Me0

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

Cu2+ + 2ē → Cu0

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

2H+ + 2ē → H20

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: H2O-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):

неМеn- – nē = неМе0

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

2Cl— – 2ē = Cl20

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:

2H2O-2 – 4ē → O20+ 4H+

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

2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+

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

 4O-2H– – 4ē → O20 + 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:

2CH3C+3OO 2ē → 2C+4O2+ CH3-CH3

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

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

Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O2 + 4H+

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

2Cu2+SO4 + 2H2O-2 → 2Cu0 + 2H2SO4 + O20

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

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

2H+2O +2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20

Следующий пример: электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+

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

2H2+O-2 →  2H20 + O20 

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

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

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

Cu2+Cl2– → Cu0 + Cl20

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O

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

2H2+O-2 →  2H20 + O20 

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 → Na0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na+Cl →  2Na0 + Cl20 

Какой продукт на катоде при электролизе

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрияНа катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na+ + ē → Na0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4OH – 4ē → O20 + 2H2O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4Na+OH →  4Na0 + O20+ 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 (1100оС), чем оксид алюминия (2050оС). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

Al2O3 = Al3+ + AlO33-

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al3+ + 3ē → Al0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4AlO33 – 12ē → 2Al2O3 + 3O20 

 Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2Al2О3 = 4Al0 + 3О20

Какой продукт на катоде при электролизе

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

C0 + О20 = C+4O2-2 

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 (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются частицы меди из электрода:

Анод (+): Cu0 – 2ē → Cu2+

Источник