Какие вещества дадут одинаковые продукты при электролизе
Содержание статьи
Электролиз растворов и расплавов
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 движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, анионы – к положительно заряженному электроду – аноду.
На катоде ионы получают электроны и восстанавливаются до металла:
(восстановление),
а на аноде ионы отдают электроны и окисляются до свободного хлора:
(окисление).
Таким образом, в результате процесса электролиза расплав хлорида натрия разлагается на простые вещества:
Суммарное уравнение электролиза: элток
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:
.
На аноде вода может отдавать электроны, при этом атомы кислорода будут окисляться до газообразного кислорода:
.
Другими словами, при электролизе растворов электролитов (чаще всего солей) на катоде и аноде протекают конкурирующие процессы: катионы металла конкурируют с катионами водорода , а анионы кислотных остатков конкурируют с анионами гидроксильных групп . 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 |
|---|---|---|
| | |
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:
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 | кислородсодержащий | |||
на аноде окисляются ионы кислотного остатка | на аноде окисляются молекулы воды | |||
| нерастворимый | Окисление аниона (кроме фторидов): | В щелочной среде: В кислой, нейтральной среде: | ||
| растворимый | Окисление металла анода: анод раствор | |||
Рассмотрим процесс электролиза растворов электролитов на конкретных примерах.
Пример 1
Электролиз раствора соли активного металла и бескислородной кислоты
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»(-):
A»анод»(+):
При сложении уравнений полуреакций получаем сокращенное ионное уравнение электролиза:
.
Если добавить в левую и правую часть по два иона , которые в самом электролизе не участвуют, получим молекулярное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
элток
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
K(-):
A(+):
Если первое уравнение умножить на 2 и сложить со вторым уравнением, получим:
.
Ионы водорода и гидроксид-ионы реагируют друг с другом:
После сокращения молекул воды в левой и правой частях получаем полное уравнение электролиза:
элток
Пример 3
Электролиз раствора гидроксида активного металла
Пример 4
Электролиз раствора соли среднеактивного металла и бескислородной кислоты
K»катод»(-):
A»анод»(+):
элток
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):
элток
Пример 5
Электролиз раствора соли среднеактивного металла и кислородсодержащей кислоты
K(-):
A(+):
элток
Иногда, в рамках решения ЕГЭ, требуется упрощенная запись этого процесса. В таком случае следует записать только выделение водорода на катоде (основной процесс):
элток
Пример 6
Электролиз гидроксида менее активного металла :
элток
невозможно (нерастворим)
Источник
Задачи на электролиз в ЕГЭ по химии-2020
Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс «40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии«.
При электролизе расплавов или водных растворов солей протекают окислительно-восстановительные реакции на электродах (аноде и катоде). В статье рассмотрены расчетные задачи, в которых основной химической реакцией является электролиз — основные приемы и типы решения таких задач.
Какие именно процессы протекают при электролизе и как составлять уравнения химических реакций, протекающих при электролизе, вы можете узнать из статьи.
При решении задач на электролиз необходимо учитывать, что растворенное вещество может подвергнуться электролизу не полностью. Если вещество полностью разложилось под действием тока, далее может протекать электролиз воды по уравнению:
2H₂O → O₂ + 2H₂
При действии тока на растворы некоторых веществ (например, соли активных металлов и кислородсодержащих кислот, щелочи, кислородсодержащие кислоты) количество этих веществ фактически не меняется, т.к. протекающие на катоде и аноде процессы приводят к электролизу воды.
Электролиза с растворимыми электродами или электролиза растворов, в которых содержится несколько растворенных веществ, в ЕГЭ по химии пока нет.
Давайте рассмотрим несколько простых задач на электролиз, а затем перейдем к более сложным.
1. Провели электролиз водного раствора нитрата серебра с инертным анодом. Масса восстановленного на катоде серебра оказалась равной 2,16 г. Какой объём газа (н.у.) выделился на аноде? Вычислите массовую долю кислоты в полученном растворе, если масса раствора 250 г.
Решение и ответ:
Запишем уравнение электролиза раствора нитрата серебра:
4AgNO₃ + 2H₂O → 4Ag + 4HNO₃ + O₂
Количество вещества серебра, образовавшегося на катоде:
n(Ag) = m/M = 2,16 г/107 г/моль = 0,02 моль
На аноде выделился кислород. Количество кислорода можем определить из количества серебра по уравнению реакции:
n(O₂) = 1/4·n(Ag) = 1/4 · 0,02 = 0,005 моль
Объем кислорода:
V(O₂) = n·Vm = 0,005·22,4 = 0,112 л
Количество вещества азотной кислоты:
n(HNO₃) = n(Ag) = 0,02 моль
m(HNO₃) = n·M = 0,02 моль·63 г/моль = 1,26 г
Массовая доля азотной кислоты в полученном растворе:
ω(HNO₃) = m(HNO₃)/*mр-ра = 1,26/250 = 0,005 = 0,5%
Ответ: V(O₂) = 0,112 л, ω(HNO₃) = 0,5%
2. Провели полный электролиз 200 г раствора хлорида калия с ω(KCl) = 7,45%. К полученному раствору добавили 50 г раствора фосфорной кислоты с ω(H₃PO₄) = 19,6%. Определите формулу образовавшейся при этом соли.
Решение и ответ:
Запишем уравнение электролиза раствора хлорида калия:
2KCl + 2H₂O → 2KOH + Cl₂ + H₂
При полном электролизе вступит в реакцию весь хлорид калия. Определим массу и количество вещества хлорида калия:
m(KCl) = mр-ра(KCl) ·ω(KCl) = 200 г · 0,075 = 14,9 г
n(KCl) = m/M =14,9 г / 74,5 г/моль = 0,2 моль
Определим количество образовавшейся щелочи:
n(KOH) = n(KCl) = 0,2 моль
Определим количество фосфорной кислоты:
m(H₃PO₄) = mр-ра(H₃PO₄) ·ω(H₃PO₄) = 50 г · 0,196 = 9,8 г
n(H₃PO₄) = m/M =9,8 г / 98 г/моль = 0,1 моль
При взаимодействии фосфорной кислоты с щелочью возможно образование трех типов солей:
H₃PO₄ + KOH → KH₂PO₄ + H₂O
H₃PO₄ + 2KOH → K₂HPO₄ + 2H₂O
H₃PO₄ + 3KOH → K₃PO₄ + 3H₂O
При соотношении кислоты и щелочи n(H₃PO₄):n(KOH) = 0,1:0,2 или 1:2 протекает вторая реакция и образуется гидрофосфат калия. Количество вещества гидрофосфата калия равно:
n(K₂HPO₄) = n(H₃PO₄) = 0,1 моль
Ответ: K₂HPO₄
3. В процессе электролиза 500 мл раствора гидроксида натрия с ω(NaОН) = 4,6% (ρ = 1,05 г/мл) массовая доля NaОН в растворе увеличилась до 10%. Вычислите объёмы газов (н.у.), выделившихся на электродах.
Решение и ответ:
Уравнение реакции, которая протекает при электролизе раствора гидроксида натрия:
2H₂O → O₂ + 2H₂
Фактически, на катоде восстанавливается водород, на аноде окисляется кислород. Количество щелочи в растворе при этом не изменяется. Определим количество щелочи:
mр-ра(NaOH) = Vр-ра(NaOH) ·ρ(NaOH) = 500 мл · 1,05 г/мл = 525 г
m(NaOH) = mр-ра(NaOH) ·ω(NaOH) = 525 г · 0,046 = 24,15 г
n(NaOH) = m/M =24,15 г / 40 г/моль = 0,604 моль
За счет чего же меняется массовая доля? Все очень просто — за счет электролиза воды. Зная, что масса гидроксида натрия не изменилась, найдем массу конечного раствора:
mр-ра,₂(NaOH) = m(NaOH) / ω(NaOH) = 24,15 г / 0,1 = 241,5 г
Количество воды, которая подверглась электролизу:
m(H₂O) = mр-ра,1(NaOH) – mр-ра,₂ (NaOH) = 525 – 241,5 = 283,5 г
n(H₂O) = m/M =283,15 г / 18 г/моль = 15,75 моль
Из уравнения электролиза определим количество вещества водорода и кислорода и их массу:
n(H₂) = n(H2O) = 15,75 моль
V(H₂) = n·Vm =15,75 моль · 22,4 л/моль = 352,8 л
n(О₂) = 1/2·n(H2O) = 7,875 моль
V(O₂) = n·Vm = 7,875 моль · 22,4 л/моль = 176,4 л
Ответ: V(H₂) = 352,8 л, V(O₂) = 176,4 л
Задачи на электролиз встретились в ЕГЭ по химии в 2018 году. Вот одна из задач реального экзамена по химии:
4. При проведении электролиза 500 г 16% раствора сульфата меди (II) процесс прекратили, когда на аноде выделилось 1,12 л газа. Из полученного раствора отобрали порцию массой 98,4 г. Вычислите массу 20%-ного раствора гидроксида натрия, необходимого для полного осаждения ионов меди из отобранной порции раствора.
Решение.
Во-первых, составляем уравнение реакции электролиза раствора сульфата меди. Как это делать, подробно описано в статье Электролиз.
2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + 2H₂SO₄ + O₂
Находим массу чистого сульфата меди:
m(CuSO₄) = mраствора*ω(CuSO₄) = 500*0,16 = 80 г
Количество вещества сульфата меди:
n(CuSO₄) = m/M = 80/160 = 0,5 моль
Видно, что на аноде должно выделиться 0,25 моль газа, или 5,6 л.
Однако, в условии сказано, что выделилось только 1,12 л газа. Следовательно, сульфат меди прореагировал не полностью, а только частично.
Находим количество и массу кислорода, который выделился на аноде:
n(O₂) = V/Vm = 1,12/22,4 = 0,05 моль,
m(O₂) = n*M = 0,05*32 = 1,6 г.
Следовательно, в электролиз вступило 0,1 моль сульфата меди.
В растворе осталось 0,4 моль сульфата меди. При этом образовалось 0,1 моль серной кислоты массой 9,8 г и 0,1 моль меди выпало в осадок (масса меди 6,4 г).
При этом масса полученного раствора после электролиза mр-ра₂ равна:
mр-ра₂ = 500 – 1,6 – 6,4 = 492 г
Из полученного раствора отобрали порцию массой 98,4 г. При этом количество растворенных веществ поменялось. Зато не поменялась их массовая доля.
Найдем массовую долю сульфата меди ω(CuSO₄)₂ и серной кислоты ω(H₂SO₄) в растворе, который остался после электролиза:
m(CuSO₄)ост = n*M = 0,4*160 = 64 г
ω(CuSO₄)₂ = m(CuSO₄)₂/*mр-ра₂ = 64/492 = 0,13 = 13%
ω(H₂SO₄) = m(H₂SO₄)/*mр-ра₂ = 9,8/492 = 0,02 = 2%
Найдем массу и количество серной кислоты и массу сульфата меди в порции массой mр-ра3 = 98,4 г, которую мы отобрали:
m(CuSO₄)3 = ω(CuSO₄)₂ *mр-ра3 = 0,13*98,4 = 12,79 г
m(H₂SO₄)₂ = ω(H₂SO₄)*mр-ра3 = 0,02*98,4 = 1,97 г
n(CuSO₄) = m/M = 12,79/160 = 0,08 моль
n(H₂SO₄) = m/M = 1,97/98 = 0,02 моль
Чтобы осадить ионы меди, гидроксид натрия должен прореагировать и с серной кислотой в растворе, и с сульфатом меди:
H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O
CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2H₂O
В первой реакции израсходуется 0,04 моль гидроксида натрия, во второй реакции 0,16 моль гидроксида натрия. Всего потребуется 0,2 моль гидроксида натрия. Или 8 г чистого NaOH, что соответствует 40 г 20%-ного раствора.
Ответ: mр-ра = 40 г.
Задача из досрочного ЕГЭ по химии-2020 на электролиз:
5. Через 640 г 15%-ного раствора сульфата меди(II) пропускали электрический ток до тех пор, пока на аноде не выделилось 11,2 л (н.у.) газа. К образовавшемуся раствору добавили 665,6 г 25%-ного раствора хлорида бария. Определите массовую долю хлорида бария в полученном растворе. В ответе запишите уравнения реакций, которые указаны в условии задачи, и приведите все необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин).
Решение и ответ:
Уравнения реакций:
2CuSO₄ + 2H2O = 2Cu↓ + 2H2SO₄ + O2↑ (электролиз)
BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl
Количество вещества реагентов и масса продуктов реакций:
m(CuSO₄) = 640 · 0,15 = 96 г
n(CuSO₄) = 96 / 160 = 0,6 моль
n(O₂) = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль
n(Cu) = n(CuSO₄) = 0,6 моль
m(Cu) = 0,6 · 64 = 38,4 г
n(H₂SO₄) = n(CuSO₄) = 0,6 моль
При электролизе сульфата меди может выделится максимальное количество кислорода:
n(O₂ [1]) = 0,5n(CuSO₄) = 0,3 моль
Однако, по условию, на аноде всего выделилось 0,5 моль газа. Следовательно, дальше протекает электролиз воды:
2H₂O → O₂ + 2H₂ (электролиз)
Количество кислорода ,который выделится при электролизе воды:
n(O₂ [2]) = 0,5 – 0,3 = 0,2 моль
Отсюда можно найти массу воды, которая разложилась под действием тока:
n(H₂O прореаг.) = 2n(O₂ [2]) = 0,4 моль
m(H₂O прореаг.) = 0,4 · 18 = 7,2 г
m(O₂ [1]) = 32 · 0,3 = 9,6 г
m(BaCl₂) = 665,6 · 0,25 = 166,4 г
n(BaCl₂) = 166,4 / 208 = 0,8 моль
n(BaCl₂ прореаг.) = n(H₂SO₄) = 0,6 моль
n(BaCl₂ осталось) = 0,8 – 0,6 = 0,2 моль
m(BaCl₂ осталось) = 0,2 · 208 = 41,6 г
n(BaSO₄) = n(BaCl₂ прореаг.) = 0,6 моль
m(BaSO₄) = 0,6 · 233 = 139,8 г
Массовая доля хлорида бария в растворе:
m(р-ра) = 640 + 665,6 – 38,4 – 7,2 – 139,8 – 9,6 = 1110,6 г
ω(BaCl₂) = 41,6 / 1110,6 = 0,037, или 3,7 %
Ответ: ω(BaCl₂) = 3,7 %
Еще больше задач на электролиз вы можете найти в моей статье.
Источник
УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ
УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ
О.С.ЗАЙЦЕВ
ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10
КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ
УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ
Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47,
48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34, 35, 39, 41/2004
(продолжение)
Электролиз
Это слово вам хорошо знакомо. Вы можете
перечислить, где используется электролиз? Сейчас
вы узнаете, что происходит при пропускании
постоянного электрического тока через расплав и
водный раствор хлорида натрия. Вы также узнаете,
что автомобильный аккумулятор при разрядке (его
использовании) работает как гальванический
элемент, а при его зарядке в нем проходит
электролиз. Вам также будет полезно прочитать
некоторые советы по эксплуатации аккумулятора.
При прохождении электрического тока через
металлы (проводники 1-го рода) химические реакции
не идут, и металлы остаются неизменными. Если же
электрический ток проходит через раствор или
расплав электролита (проводники 2-го рода), на
границе электролит – металлический проводник
(электрод) происходят различные химические
реакции и образуются новые вещества. Этот
процесс называется электролизом.
При электролизе положительно заряженные ионы
(катионы) перемещаются к отрицательно
заряженному электроду, катоду, а
отрицательно заряженные ионы (анионы) – к
положительному электроду, аноду. При этом,
однако, не всегда катионы и анионы электролита
разряжаются, принимая или отдавая электроны.
Часто в реакциях электролиза принимает участие
растворитель-электролит, например вода.
Принципиальное различие между реакциями в
гальваническом элементе и электролизере
заключается в их направленности и
самопроизвольности. В замкнутой цепи
гальванического элемента электрохимическая
реакция протекает самопроизвольно, а в
электролизере – только под действием
электрического тока внешнего источника.
Рассмотрим электролиз расплавленного хлорида
натрия и его водного раствора. На рис. 8.12 показаны
схемы обоих вариантов электролиза. Вам следует
увидеть и объяснить их различия. Опустим в
расплавленный (выше 800 °С) хлорид натрия два
графитовых электрода, которые соединим с
положительным и отрицательным полюсами
источника электрического тока (батарея,
аккумулятор, выпрямитель переменного тока).
Рис. 8.12. |
В расплавленном состоянии хлорид
натрия представляет собой отрицательно
заряженные хлорид-ионы и положительно
заряженные ионы натрия. Хлорид-ионы, анионы, в
электрическом поле передвигаются в сторону
положительного электрода – анода, на котором они
отдают электроны и превращаются в атомный хлор и
далее в молекульный хлор, который и выделяется из
электролизера:
2Cl– – 2e = Cl2.
В электрическом поле ионы натрия, катионы,
передвигаются к отрицательному электроду –
катоду, на котором происходит разряжение ионов и
образование жидкого металлического натрия:
Na+ + e = Na.
Поскольку плотность жидкого натрия меньше
плотности расплавленного хлорида натрия, он
всплывает в прикатодном пространстве. Чтобы не
произошло электрического соединения катода с
анодом (замыкание), следует в электролизере
предусмотреть перегородку между катодом и
анодом.
При электролизе катионы и анионы передвигаются
навстречу друг другу.
Теперь посмотрите на схему электролиза
растворенного в воде хлорида натрия и, прежде чем
читать далее, перечислите как можно больше
отличий.
Электролиз раствора хлорида натрия существенно
отличается от электролиза расплава хлорида
натрия, хотя в водном растворе также хлорид
натрия находится в виде ионов натрия и
хлорид-ионов.
Ионы натрия, катионы, в растворе хлорида натрия
направляются к отрицательно заряженному
электроду – катоду. В старых или низкого уровня
учебниках химии можно прочитать, что на катоде
образуется натрий, который сразу же реагирует с
водой, и образуется водород. Но в
действительности дело обстоит совсем не так.
Сравним электродные потенциалы воды и натрия:
Эти данные показывают, что для приема
электронов водой с образованием водорода и
гидроксид-ионов требуется значительно меньшее
напряжение по сравнению с напряжением в случае
приема электронов ионами натрия. Теперь
подумайте, какие вещества будут образовываться
на катоде или концентрироваться в прикатодном
пространстве.
К катоду будут устремляться катионы натрия, но
они разряжаться не будут, а из воды будут
образовываться водород и гидроксид-ионы. Ионы
натрия и гидроксид-ионы сделают раствор вблизи
катода щелочным.
Хлорид-ионы у анода разряжаются, и выделяется
свободный хлор:
2Cl– – 2е = Cl2, E =
–1,36 В.
То, что вы прочитали, – это самое простое
описание электролиза водного раствора хлорида
натрия.
Продукты электролиза раствора хлорида натрия
зависят от его концентрации. Электролиз
разбавленного раствора хлорида натрия проходит
без разряжения хлорид-ионов, а разлагается вода с
выделением кислорода и накоплением ионов
водорода (соляная кислота):
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+,
Е = –1,23 В.
По мере повышения концентрации соли на аноде
вместе с кислородом начинает выделяться хлор:
2Cl– – 2e = Cl2.
А в концентрированных растворах образуется
хлор с примесью кислорода, т.е. в этом случае
основными продуктами электролиза являются
водород, хлор и гидроксид натрия.
При электролизе раствора хлорида натрия на
основной процесс образования хлора
накладываются реакции хлора с водой и
последующие превращения образующихся веществ.
Гидролиз хлора проходит с образованием слабой
хлорноватистой кислоты HClO и хлорид-ионов
(сильная соляная кислота):
Сl2 + H2O = H+ + Cl– +
HClO.
При повышении температуры образуются
хлорат-ионы ClO3–:
3Cl2 + 3H2O = ClO3–
+ 5Cl– + 6H+,
3HClO = ClO3– + 2Cl–
+ 3H+,
3ClO– = ClO3–
+ 2Cl–.
Если электролиз разбавленного раствора
хлорида натрия проводится в химическом стакане
или другом подобном сосуде, то растворы ионов
водорода (кислота) и гидроксид-ионов (щелочь)
смешиваются, и электролиз сводится к образованию
водорода и кислорода. Если же анодное и катодное
пространства разделить перегородкой (мембраной),
пропускающей ионы-переносчики электрического
тока, но препятствующей смешению приэлектродных
растворов, то можно в качестве продуктов
электролиза получить растворы кислоты и щелочи.
Напряжением разложения электролита при
электролизе называется минимальное напряжение,
которое нужно приложить к электродам для
получения продуктов электролиза. Напряжение
разложения не может быть меньше ЭДС
соответствующего гальванического элемента.
Например, рассмотрим электролиз раствора
хлорида натрия. Электродные потенциалы равны:
В гальваническом элементе протекают процессы:
ЭДС реакции водорода с хлором в щелочной среде
равна 2,19 В, и самопроизвольно может проходить
именно эта реакция. Но в электролизере не
самопроизвольно, а под воздействием
прилагаемого напряжения проходит
противоположная реакция:
2Cl– + 2Н2О = Н2 + Сl2
+ 2ОН–.
Чтобы реакция проходила, необходимо напряжение
не менее 2,19 В, т.е. напряжение разложения при
электролизе водного раствора хлорида натрия
равно 2,19 В. Напряжение разложения составляется
из потенциалов разряжения ионов.
Однако реальное напряжение, которое следует
приложить к электродам, всегда оказывается
больше расчетного из-за того, что на электродах
по различным причинам возникает повышенное
сопротивление прохождению электрического тока,
которое необходимо преодолеть, прилагая более
высокое напряжение. Разность между реальным
напряжением разложения и теоретически найденным
из электродных потенциалов ЭДС соответствующей
реакции называют перенапряжением.
Перенапряжение зависит от материала электрода,
его формы, состояния поверхности, плотности тока,
температуры раствора, интенсивности
перемешивания раствора и других факторов. При
образовании газообразных продуктов в
большинстве случаев перенапряжение бывает
весьма значительным. При образовании кислорода
перенапряжение особенно велико, а при выделении
галогенов незначительно.
Роль перенапряжения двойственна. С одной
стороны, перенапряжение приводит к повышенному
расходу электроэнергии при электролизе, но, с
другой стороны, благодаря перенапряжению
удается осаждать из водных растворов многие
металлы, которые по значениям их стандартных
электродных потенциалов осаждаться не должны: Fe,
Pb, Sn, Ni, Co, Zn, Cr. Благодаря перенапряжению, а также
влиянию концентрации раствора на электродный
потенциал возможны электролитическое
хромирование и никелирование железных изделий, а
на ртутном электроде удается даже получить из
водного раствора натрий.
Потенциал разряжения катиона иногда называют
потенциалом осаждения металла. Это тот
минимальный потенциал, который должен быть
приложен к электроду для того, чтобы катион
потерял заряд и произошло осаждение металла. Для
некоторых ионов (Fe3+, Cu2+, Ag+, Cd2+)
потенциал осаждения близок к электродному
потенциалу, для других же ионов (Fe2+, Co2+,
Ni2+) потенциалы осаждения значительно
превышают электродные потенциалы металлов, и для
их осаждения электролизом необходимо приложить
определенное перенапряжение.
При электролизе водных растворов электролитов
часто вместо металла на катоде выделяется
водород. Такие катионы, как Na+ или К+, в
водном растворе вообще не разряжаются, а
выделяется водород.
В кислотных средах водород образуется по
реакции:
2Н+ + 2е = Н2,
а в нейтральных и щелочных средах – по реакции:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН–.
Катионы могут быть сгруппированы по продуктам
электролиза:
| Катионы | Продукты электролиза |
|---|---|
| Li+, K+, Na+, Mg2+, Al3+ | H2 |
| Mn2+, Zn2+, Cr3+, Fe2+ (pH = 7, нейтральная среда) | Mеталл + H2 |
| Co2+, Ni2+, Sr2+, Pb2+ (pH = 0, кислотная среда) | Металл + H2 |
| Cu2+, Ag+, Pt2+, Au3+ | Металл |
Обратите внимание, что для некоторых
катионов возможно одновременное образование
металла и водорода. В ряду катионов от Li+ до
Al3+ металл при электролизе водных растворов
не образуется, а выделяется водород (требуется
значительное перенапряжение) за счет
восстановления воды. В ряду катионов от Mn2+
до Pb2+ при электролизе образуются
одновременно металл и водород, и в совсем
немногочисленной группе катионов от Cu2+ и
до Au3+ образуется только металл.
Следовательно, чем меньше отрицательное
значение электродного потенциала и выше его
положительное значение, тем легче выделить
металл электролизом из водного раствора его
соли.
Если к раствору, содержащему несколько катионов,
приложить постепенно возрастающее напряжение,
то электролиз начинается тогда, когда
достигается потенциал осаждения металла с самым
высоким (наиболее положительным) электродным
потенциалом. Например, при электролизе раствора,
содержащего ионы цинка (Е = –0,76 В) и меди (Е
= 0,34 В), сначала выделяется медь и лишь после того,
как почти все ионы меди разрядятся, начнет
выделяться цинк. Таким образом, если в растворе
одновременно содержатся различные катионы, то
при электролизе можно выделить соответствующие
металлы последовательно согласно значениям их
электродных потенциалов.
Что касается разряжения анионов при электролизе
водных растворов, следует помнить, что
галогенид-ионы (и другие не содержащие кислорода
ионы) разряжаются. Кислородсодержащие анионы
обычно не разряжаются, и вместо них в электролизе
участвуют молекулы воды или гидроксид-ионы в
щелочных растворах:
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+,
4ОН– – 4е = О2 + 2Н2О.
Если раствор содержит хлорид-ионы (Е = 1,36 В),
бромид-ионы (Е = 1,09 В) и йодид-ионы
(Е = 0,54 В), то сначала будут разряжаться анионы
с самым низким (наменьшим) потенциалом и далее с
более высоким (йод, бром и хлор). Фторид-ионы в
водном растворе вообще разряжаться не могут (Е
= 2,87 В).
Обсудим несколько примеров.
• При электролизе раствора серной кислоты
(графитовые электроды) происходят следующие
процессы:
на катоде: 2Н+ + 2е = Н2,
на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+.
Суммарное уравнение:
2Н2О = 2Н2 + О2.
Таким образом, при электролизе раствора серной
кислоты за счет разложения воды выделяются
водород и кислород.
• Электролиз раствора сульфата меди:
на катоде: Сu2+ + 2e = Cu,
на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+.
Суммарное уравнение:
2Сu2+ + 2Н2О = 2Cu + О2 + 4Н+.
В результате электролиза сульфата меди
образуются медь, кислород и серная кислота.
С законами электролиза вы знакомы из курса
физики. Напомним некоторые наиболее важные
положения.
Если через раствор, содержащий ионы серебра Ag+,
пропустить постоянный ток силой 1 А в течение 1 с,
на катоде выделится 0,001118 г металлического
серебра (точнее, 0,001117975 г). Количество
электричества, выделяющее это количество
серебра, называется кулоном, т.е. 1 Кл = 1А•1с.
Чтобы из раствора выделить 1 моль серебра,
следует пропустить через раствор однозарядных
ионов Ag+ число Авогадро электронов, или 1
моль их. Чтобы из раствора выделить 107,8682 г
серебра (1 моль), через раствор следует пропустить
107,8682/0,001117975 = 96 485 Кл
электричества. Это число называют постоянной
Фарадея F, или числом Фарадея, а иногда
просто Фарадеем. Постоянная Фарадея F – одна
из фундаментальных физико-химических констант.
Число Фарадея равно произведению заряда
электрона e на число Авогадро NA:
1F = 1,6022•10–19•6,022•1023 =
96 485 Кл/моль.
Поскольку 96 485 Кл электричества выделяют при
электролизе массу металла, равную его атомной
массе, если ионы металла однозарядны, то серебра
выделится 107,8682 г. Если же через раствор сульфата
меди пропустить 96 485 Кл электричества, то
выделится не 63,546 г меди, а в два раза меньшее
количество – 31,773 г, т.к. ионы меди двухзарядны.
Если пропустить 1F электричества через
раствор трехзарядных катионов, то будет получено
количество металла, в три раза меньшее его
атомной массы.
Если вам придется заниматься электролизом,
запомните два выражения:
F = 96 485 Кл/моль и 1 Кл = 1А•1с.
Они помогут вам вычислить количество
электричества, необходимое для осаждения
заданного количества металла, и время
пропускания тока известной силы:
1F = 96 485 Кл/моль = 96 485 А•с/моль =
26,8 А•ч/моль.
Масса выделившегося металла m (г), сила тока I
(А), время t (с), атомная масса металла А
(г/моль) и заряд его ионов n связаны
соотношением:
m = AIt/(nF) = AIt/(96 485n).
Источник