Какой продукт выделится на катоде при
| 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.
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.
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)
| Li K Ca Na Mg Al | Mn Zn Fe Ni Sn Pb | Cu 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)