Какие продукты выделяются на катоде и аноде при электролизе

Электролиз

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

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

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

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

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

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

Электролиз растворов

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

Катодные процессы

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

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

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

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный (до 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

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На 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

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+

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 22 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Источник

Конспект » Электролиз расплавов и растворов » — УЧИТЕЛЬ.PRO

Электролиз расплавов и растворов.

Практическое применение электролиза

Ключевые слова конспекта: Электролиз растворов и расплавов электролитов. Практическое применение электролиза. Гальванопластика. Гальваностегия. Рафинирование.

Понятие об электролизе

В растворах и расплавах электролитов в электрическом поле упорядоченно движутся ионы в направлении, которое определяет их заряд. Ионы, несущие положительный заряд, направляются к отрицательно заряженному катоду и называются катионами; отрицательные ионы движутся к положительно заряженному аноду и называются анионами. Ионы достигают поверхности электродов и разряжаются на них, изменяя свой заряд. Так происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой образуются новые вещества.

Окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов, называется электролизом.

Чем отличается электролиз от обычных окислительно-восстановительных реакций? Первое отличие очевидно: и окислителем, и восстановителем при электролизе является электрический ток. Второе отличие очень важно: процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, так как они протекают не при контакте частиц друг с другом, а при соприкосновении с электродами электрической цепи.

Различают электролиз растворов и электролиз расплавов электролитов.

Электролиз расплавов электролитов

При расплавлении соединений с ионным видом связи (солей, щелочей) происходит их электролитическая диссоциация. Например, в расплаве хлорид натрия распадается на катионы натрия и хлорид-анионы: NaCl = Na+ + Cl-

Если в расплав погрузить два электрода, движение ионов вместо хаотического становится направленным: под действием электрического поля катионы натрия устремляются к катоду, а анионы хлора — к аноду.

При соприкосновении с катодом ионы натрия принимают от него электроны и превращаются в атомы металла:

катод (-): Na+ + ē -> Na0 — восстановление

На аноде происходит окисление ионов хлора:

анод (+): 2Cl- — 2ē -> Сl20 — окисление

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия можно отразить следующим образом:

Обратите внимание, что под действием электрического тока протекает окислительно-восстановительная реакция, которая самопроизвольно не происходит. Именно поэтому над стрелкой в уравнении реакции обязательно нужно указать условие протекания процесса — электролиз.

Для разделения продуктов, получающихся на катоде и аноде, необходима диафрагма. Например, электролиз расплава гидроксида натрия протекает согласно уравнению: NaOH = Na+ + ОН-

катод (-): Na+ + ē -> Na0 — восстановление

анод (+): 4OН- — 4ē -> O20 + 2Н2O — окисление

На катоде выделяется металлический натрий, на аноде — кислород и вода. Полупроницаемая диафрагма предохраняет щелочной металл от контакта с водой, разделяя катодное и анодное пространство.

Электролизом расплавов соединений в промышленности получают галогены, водород, кислород, а также активные металлы: щелочные, щёлочноземельные и алюминий. Именно электролизом знаменитый английский химик Гемфри Дэви (в честь которого была утверждена почётная награда — медаль Дэви) впервые получил калий, натрий, кальций и барий. За открытие фтора в 1906 г. французский химик Анри Муассан получил медаль Нобелевского лауреата.

Американский инженер Чарлз Холл в конце XIX в. открыл способ получения алюминия электролизом расплава глинозёмно-криолитной смеси (криолит понижал температуру плавления оксида алюминия). Затем в сотрудничестве с французским химиком Полем Эру он довёл до совершенства технологический процесс, который и лежит в основе современного производства алюминия. Сырьём для получения алюминия являются обезвоженные бокситы, или глинозём — оксид алюминия.

Электролиз растворов электролитов

Процесс протекает с участием молекул воды, которые в ряде случаев не остаются безразличными к электрическому заряду на электродах. Рассмотрим процессы, протекающие на катоде и аноде при электролизе растворов солей различных типов.

1. Электролиз бромида меди(II). При растворении в воде бромид меди(II) диссоциирует в соответствии с уравнением CuBr2 = Сu2+ + 2Вг-

Если в раствор этой соли поместить два электрода, соединённые с источником постоянного тока, к катоду устремятся катионы меди, а к аноду — бромид-анионы. На электродах начнут протекать окислительно-восстановительные реакции:

катод (-): Сu2+ + 2ē -> Сu0 — восстановление

анод (+): 2Вг- — 2ē -> Вг20 — окисление

2. Электролиз водного раствора хлорида натрия. Эта соль диссоциирует по уравнению NaCl = Na+ + Сl-

Натрий — щелочной металл, поэтому на катоде восстанавливаются полярные молекулы воды:

Основными продуктами электролиза водного раствора хлорида натрия являются выделяющиеся на электродах водород и хлор, а в растворе образуется гидроксид натрия. Вместо катионов щелочных и щёлочноземельных металлов (например, бериллия, магния, алюминия, марганца) происходит восстановление воды с выделением на катоде газообразного водорода.

3. Электролиз раствора сульфата меди(II). В водном растворе данная соль легко диссоциирует: CuSO4 = Cu2+ + SO42-

На катоде будут восстанавливаться ионы меди Сu2+:

катод (-): Сu2+ + 2ē -> Сu0 — восстановление

К аноду устремляются отрицательно заряженные ионы SO42-. Однако на нём окисляются молекулы воды:

анод (+): 2H2O — 4ē -> 4H + O20 — окисление

На катоде осаждается металлическая медь, на аноде выделяется кислород, а в прианодном пространстве накапливается серная кислота.

Анионы кислородсодержащих кислот (), а также фторид-анионы при электролизе водных растворов солей (и кислот) на аноде не окисляются. Вместо этого происходит окисление воды: 2Н2O — 4ē -> 4H+ + O20

4. Электролиз раствора соли, состоящей из катиона щелочного металла и аниона кислородсодержащей кислоты. Рассмотрим процесс на примере нитрата калия: KNO3 = К+ + NO3-

   Ни катион калия, ни нитрат-анион в присутствии воды не участвуют в окислительно-восстановительных процессах на электродах. Восстанавливается на катоде и окисляется на аноде вода.

Практическое применение электролиза

Основные направления промышленного применения электролиза:

• получение активных металлов (IA- и IIА-групп, а также алюминия);
• получение активных неметаллов (галогенов, водорода, кислорода);
• гальванопластика — получение металлических копий с металлического или неметаллического оригинала;
• гальваностегия — нанесение металлических или декоративных покрытий на изделия (главным образом металлические) — золочение, серебрение, никелирование, хромирование и др.;
• рафинирование — очистка от посторонних примесей цветных металлов.

Конспект урока по химии «Электролиз расплавов и растворов. Практическое применение электролиза». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

• Вернуться к Списку конспектов по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии

Источник