Gleichung für die Salzsäureelektrolyse. Elektrolyse
Lösungselektrolyse
und geschmolzene Salze (2 Stunden)
Lehrveranstaltungen des Wahlpflichtfachs "Elektrochemie"
Ziele der ersten Stunde:
Erster Unterrichtsplan
1. Wiederholung der untersuchten Methoden zur Gewinnung von Metallen.
2. Erklärung des neuen Materials.
3. Lösen von Problemen aus dem Lehrbuch von G. E. Rudzitis, F. G. Feldman "Chemistry-9" (M.: Education, 2002), p. 120, Nr. 1, 2.
4. Überprüfung der Wissensaneignung bei Testaufgaben.
5. Bericht über die Anwendung der Elektrolyse.
Ziele der ersten Stunde: zu lehren, wie man Schemata für die Elektrolyse von Lösungen und geschmolzenen Salzen schreibt und das erworbene Wissen zur Lösung von Berechnungsproblemen anwendet; Fortsetzung der Ausbildung von Fähigkeiten im Umgang mit einem Lehrbuch, Testmaterialien; diskutieren die Anwendung der Elektrolyse in der Volkswirtschaft.
FORTSCHRITT DER ERSTEN LEKTION
Wiederholung erlernter Methoden Metalle zu gewinnen am Beispiel der Gewinnung von Kupfer aus Kupfer(II)oxid.
Aufnahme der Gleichungen der entsprechenden Reaktionen:
Eine andere Möglichkeit, Metalle aus Lösungen und Schmelzen ihrer Salze zu gewinnen, ist elektrochemisch, oder Elektrolyse.
Die Elektrolyse ist ein Redoxprozess, der an Elektroden auftritt, wenn ein elektrischer Strom durch eine Schmelze oder Elektrolytlösung geleitet wird..
Elektrolyse von Natriumchloridschmelze:
NaCl Na + + Cl – ;
Kathode (–) (Na +): Na + + e= Na 0 ,
Anode (–) (Cl –): Cl – – e\u003d Cl 0, 2 Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2.
Elektrolyse von Kochsalzlösung:
NaCl Na + + Cl – ,
H 2 OH + + OH –;
Kathode (–) (Na +; H +): H + + e= H0, 2H0 = H2
(2H 2 O + 2 e\u003d H 2 + 2OH -),
Anode (+) (Cl - ; OH -): Cl - - e\u003d Cl 0, 2 Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + Cl 2 + H 2.
Elektrolyse von Kupfer(II)-Nitratlösung:
Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +
H 2 OH + + OH –;
Kathode (–) (Cu 2+; H +): Cu 2+ + 2 e= Cu0,
Anode (+) (OH -): OH - - e=OH0,
4H 0 \u003d O 2 + 2H 2 O;
2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 4HNO 3.
Diese drei Beispiele zeigen, warum die Durchführung der Elektrolyse rentabler ist als die Durchführung anderer Verfahren zur Gewinnung von Metallen: Es werden Metalle, Hydroxide, Säuren, Gase gewonnen.
Wir haben die Elektrolyseschemata geschrieben, und jetzt werden wir versuchen, die Elektrolysegleichungen sofort zu schreiben, ohne auf die Schemata Bezug zu nehmen, sondern nur die Ionenaktivitätsskala zu verwenden:
Beispiele für Elektrolysegleichungen:
2HgSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Hg + O 2 + 2H 2 SO 4;
Na 2 SO 4 + 2H 2 O \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 + O 2;
2LiCl + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2 + Cl 2.
Probleme lösen aus dem Lehrbuch von G. E. Rudzitis und F. G. Feldman (9. Klasse, S. 120, Nr. 1, 2).
Aufgabe 1. Während der Elektrolyse einer Lösung von Kupfer (II) -chlorid erhöhte sich die Masse der Kathode um 8 g. Welches Gas wurde freigesetzt, wie groß ist seine Masse?
Lösung
CuCl 2 + H 2 O \u003d Cu + Cl 2 + H 2 O,
(Cu) \u003d 8/64 \u003d 0,125 mol,
(Cu) \u003d (Сl 2) \u003d 0,125 mol,
m(Cl 2) \u003d 0,125 71 \u003d 8,875 g.
Antworten. Das Gas ist Chlor mit einer Masse von 8,875 g.
Aufgabe 2. Bei der Elektrolyse einer wässrigen Silbernitratlösung wurden 5,6 Liter Gas freigesetzt. Wie viel Gramm Metall lagern sich an der Kathode ab?
Lösung
4AgNO 3 + 2H 2 O \u003d 4Ag + O 2 + 4HNO 3,
(O 2) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 mol,
(Ag) \u003d 4 (O 2) \u003d 4 25 \u003d 1 mol,
m(Ag) \u003d 1 107 \u003d 107 g.
Antworten. 107 g Silber.
Testen
Variante 1
1. Bei der Elektrolyse einer Kalilauge an der Kathode wird freigesetzt:
a) Wasserstoff; b) Sauerstoff; c) Kalium.
2. Bei der Elektrolyse einer Lösung von Kupfer(II)sulfat in Lösung entsteht:
a) Kupfer(II)hydroxid;
b) Schwefelsäure;
3. Bei der Elektrolyse einer Bariumchloridlösung an der Anode wird freigesetzt:
a) Wasserstoff; b) Chlor; c) Sauerstoff.
4. Bei der Elektrolyse einer Aluminiumchloridschmelze wird an der Kathode freigesetzt:
a) Aluminium; b) Chlor;
c) Elektrolyse ist unmöglich.
5. Die Elektrolyse einer Silbernitratlösung verläuft nach folgendem Schema:
a) AgNO 3 + H 2 O Ag + H 2 + HNO 3;
b) AgNO 3 + H 2 O Ag + O 2 + HNO 3;
c) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.
Option 2
1. Bei der Elektrolyse einer Natronlauge an der Anode wird freigesetzt:
a) Natrium; b) Sauerstoff; c) Wasserstoff.
2. Bei der Elektrolyse einer Lösung von Natriumsulfid in Lösung entsteht:
a) Schwefelwasserstoffsäure;
b) Natriumhydroxid;
3. Bei der Elektrolyse einer Quecksilber(II)chlorid-Schmelze wird an der Kathode freigesetzt:
a) Quecksilber; b) Chlor; c) Elektrolyse ist unmöglich.
4.
5. Die Elektrolyse einer Lösung von Quecksilber(II)nitrat verläuft nach folgendem Schema:
a) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg + H 2 + HNO 3;
b) Hg(NO 3 ) 2 + H 2 O Hg + O 2 + HNO 3;
c) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.
Möglichkeit 3
1. Bei der Elektrolyse einer Lösung von Kupfer(II)nitrat wird an der Kathode freigesetzt:
a) Kupfer; b) Sauerstoff; c) Wasserstoff.
2. Bei der Elektrolyse einer Lösung von Lithiumbromid in Lösung entsteht:
b) Bromwasserstoffsäure;
c) Lithiumhydroxid.
3. Bei der Elektrolyse einer Silberchloridschmelze wird an der Kathode freigesetzt:
ein silbernes; b) Chlor; c) Elektrolyse ist unmöglich.
4. Bei der Elektrolyse einer Aluminiumchloridlösung wird Aluminium freigesetzt in:
a) Kathode; b) Anode; c) bleibt in Lösung.
5. Die Elektrolyse einer Lösung von Bariumbromid verläuft nach folgendem Schema:
a) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + H 2 + Ba(OH) 2;
b) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + Ba + H 2 O;
c) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba (OH) 2.
Möglichkeit 4
1. Bei der Elektrolyse einer Bariumhydroxidlösung an der Anode wird freigesetzt:
a) Wasserstoff; b) Sauerstoff; c) Barium.
2. Bei der Elektrolyse einer Lösung von Kaliumjodid in Lösung entsteht:
a) Jodwasserstoffsäure;
b) Wasser; c) Kaliumhydroxid.
3. Bei der Elektrolyse einer Schmelze von Blei(II)chlorid wird an der Kathode freigesetzt:
a) führen; b) Chlor; c) Elektrolyse ist unmöglich.
4. Bei der Elektrolyse einer Silbernitratlösung an der Kathode wird freigesetzt:
ein silbernes; b) Wasserstoff; c) Sauerstoff.
5. Die Elektrolyse von Natriumsulfidlösung verläuft nach folgendem Schema:
a) Na 2 S + H 2 O S + H 2 + NaOH;
b) Na 2 S + H 2 O H 2 + O 2 + Na 2 S;
c) Na 2 S + H 2 O H 2 + Na 2 S + NaOH.
Antworten
| Möglichkeit | Frage 1 | Frage 2 | Frage 3 | Frage 4 | Frage 5 |
| 1 | a | b | b | a | b |
| 2 | b | b | a | a | b |
| 3 | a | in | a | in | a |
| 4 | b | in | a | a | a |
Der Einsatz der Elektrolyse in der Volkswirtschaft
1. Um Metallprodukte vor Korrosion zu schützen, wird eine dünne Schicht eines anderen Metalls auf ihre Oberfläche aufgetragen: Chrom, Silber, Gold, Nickel usw. Um keine teuren Metalle zu verschwenden, wird manchmal eine mehrschichtige Beschichtung hergestellt. Beispielsweise werden die Außenteile eines Autos zunächst mit einer dünnen Kupferschicht überzogen, auf das Kupfer wird eine dünne Nickelschicht und darauf eine Chromschicht aufgetragen.
Beim Aufbringen von Beschichtungen auf Metall durch Elektrolyse werden sie gleichmäßig in Dicke und Haltbarkeit erhalten. Auf diese Weise können Sie Produkte beliebiger Form abdecken. Dieser Zweig der angewandten Elektrochemie heißt Galvanik.
2. Neben dem Korrosionsschutz verleihen galvanische Beschichtungen Produkten ein schönes dekoratives Aussehen.
3. Ein weiterer Zweig der Elektrochemie, der der Galvanotechnik prinzipiell nahesteht, wird als Galvanotechnik bezeichnet. Dies ist der Prozess, um exakte Kopien verschiedener Artikel zu erhalten. Dazu wird das Objekt mit Wachs bedeckt und eine Matrize erhalten. Alle Vertiefungen des kopierten Objekts auf der Matrix werden zu Ausbuchtungen. Die Oberfläche der Wachsmatrix ist mit einer dünnen Graphitschicht überzogen und dadurch elektrisch leitfähig.
Die resultierende Graphitelektrode wird in ein Bad aus Kupfersulfatlösung getaucht. Die Anode ist Kupfer. Bei der Elektrolyse löst sich die Kupferanode auf und Kupfer lagert sich an der Graphitkathode ab. Somit wird eine exakte Kupferkopie erhalten.
Mit Hilfe von Galvanoforming werden Klischees zum Drucken, Schallplatten hergestellt, verschiedene Gegenstände metallisiert. Die Galvanoplastik wurde von dem russischen Wissenschaftler B. S. Jacobi (1838) entdeckt.
Bei der Herstellung von Plattenstempeln wird eine Kunststoffplatte mit einer dünnen Silberschicht elektrisch leitfähig gemacht. Dann wird eine elektrolytische Nickelbeschichtung auf die Platte aufgebracht.
Was sollte getan werden, um eine Platte in einem Elektrolysebad herzustellen - Anode oder Kathode?
(Über die e t. Kathode.)
4. Durch Elektrolyse werden viele Metalle gewonnen: Alkali, Erdalkali, Aluminium, Lanthanoide usw.
5. Um einige Metalle von Verunreinigungen zu reinigen, wird das Metall mit Verunreinigungen mit der Anode verbunden. Das Metall wird während des Elektrolyseprozesses gelöst und an der Metallkathode abgeschieden, während die Verunreinigung in Lösung bleibt.
6. Die Elektrolyse wird häufig verwendet, um komplexe Substanzen (Laugen, sauerstoffhaltige Säuren) und Halogene zu erhalten.
Praktische Arbeit(zweite Lektion)
Unterrichtsziele. Wasserelektrolyse durchführen, Galvanik in der Praxis zeigen, Erlerntes in der ersten Lektion festigen.
Ausrüstung.Auf Studententischen: Eine flache Batterie, zwei Drähte mit Anschlüssen, zwei Graphitelektroden, ein Becherglas, Reagenzgläser, ein Stativ mit zwei Beinen, 3%ige Natriumsulfatlösung, eine Spirituslampe, Streichhölzer, eine Taschenlampe.
Auf dem Lehrerpult: das gleiche + eine Kupfersulfatlösung, ein Messingschlüssel, ein Kupferrohr (ein Stück Kupfer).
Schülerbesprechung
1. Befestigen Sie die Drähte mit Klemmen an den Elektroden.
2. Legen Sie die Elektroden in ein Glas, sodass sie sich nicht berühren.
3. Gießen Sie die Elektrolytlösung (Natriumsulfat) in das Becherglas.
4. Gießen Sie Wasser in die Reagenzgläser und stellen Sie sie verkehrt herum in ein Glas mit Elektrolyt, stellen Sie sie einzeln auf die Graphitelektroden und fixieren Sie den oberen Rand des Reagenzglases im Fuß des Stativs.
5. Nachdem das Gerät montiert ist, befestigen Sie die Enden der Kabel an der Batterie.
6. Beobachten Sie die Entwicklung von Gasblasen: An der Anode werden weniger freigesetzt als an der Kathode. Nachdem fast das gesamte Wasser in einem Reagenzglas durch das freigesetzte Gas und im anderen - um die Hälfte - verdrängt wurde, trennen Sie die Kabel von der Batterie.
7. Zünden Sie die Spirituslampe an, entfernen Sie vorsichtig das Reagenzglas, wo das Wasser fast vollständig verdrängt ist, und bringen Sie es zur Spirituslampe – ein charakteristisches Gasknallen ist zu hören.
8. Zünde eine Fackel an. Entfernen Sie das zweite Reagenzglas, prüfen Sie mit einem glimmenden Gassplitter.
Aufgaben für Studenten
1. Skizzieren Sie das Gerät.
2. Stellen Sie eine Gleichung für die Elektrolyse von Wasser auf und erklären Sie, warum es notwendig war, die Elektrolyse in einer Natriumsulfatlösung durchzuführen.
3. Schreiben Sie Reaktionsgleichungen auf, die die Freisetzung von Gasen an den Elektroden widerspiegeln.
Demonstrationsexperiment für Lehrer
(kann von den besten Schülern der Klasse durchgeführt werden
mit entsprechender Ausrüstung)
1. Verbinden Sie die Drahtklemmen mit dem Kupferrohr und dem Messingschlüssel.
2. Senken Sie das Rohr ab und stecken Sie es in ein Becherglas mit Kupfer(II)-sulfatlösung.
3. Verbinden Sie die zweiten Enden der Drähte mit der Batterie: "Minus" der Batterie mit dem Kupferrohr, "Plus" mit dem Schlüssel!
4. Beobachten Sie die Freisetzung von Kupfer auf der Oberfläche des Schlüssels.
5. Trennen Sie nach Durchführung des Experiments zuerst die Pole von der Batterie und entfernen Sie dann den Schlüssel aus der Lösung.
6. Demontieren Sie den Elektrolysekreislauf mit einer löslichen Elektrode:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ +
Anode (+): Cu 0 - 2 e\u003d Cu 2+,
Kathode (–): Cu 2+ + 2 e= Cu 0 .
Die Gesamtgleichung für die Elektrolyse mit einer löslichen Anode kann nicht geschrieben werden.
Die Elektrolyse wurde in einer Lösung von Kupfer(II)sulfat durchgeführt, weil:
a) Damit ein elektrischer Strom fließen kann, bedarf es einer Elektrolytlösung, tk. Wasser ist ein schwacher Elektrolyt;
b) es werden keine Nebenprodukte der Reaktionen freigesetzt, sondern nur Kupfer an der Kathode.
7. Um die Vergangenheit zu konsolidieren, schreiben Sie ein Schema für die Elektrolyse von Zinkchlorid mit Kohlenstoffelektroden:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -,
Kathode (–): Zn 2+ + 2 e= Zn 0 ,
2H2O+2 e\u003d H 2 + 2OH -,
Anode (+): 2Cl – – 2 e=Cl2.
Die Gesamtreaktionsgleichung kann in diesem Fall nicht geschrieben werden, weil Es ist nicht bekannt, welcher Teil der Gesamtstrommenge für die Reduktion von Wasser und welcher Teil für die Reduktion von Zinkionen verwendet wird.
 |
Schema des Demonstrationsexperiments |
Hausaufgaben
1. Stellen Sie eine Gleichung für die Elektrolyse einer Lösung auf, die ein Gemisch aus Kupfer(II)nitrat und Silbernitrat mit inerten Elektroden enthält.
2. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die Elektrolyse von Natronlauge auf.
3. Um eine Kupfermünze zu reinigen, muss sie an einen mit dem Minuspol der Batterie verbundenen Kupferdraht gehängt und in eine 2,5%ige NaOH-Lösung getaucht werden, wobei die mit dem Pluspol der Batterie verbundene Graphitelektrode ebenfalls eingetaucht werden sollte . Erkläre, wie eine Münze sauber wird. ( Antworten. Wasserstoffionen werden an der Kathode reduziert:
2H + + 2 e\u003d H2.
Wasserstoff reagiert mit Kupferoxid auf der Oberfläche der Münze:
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.
Diese Methode ist besser als die Pulverreinigung, weil. die Münze wird nicht gelöscht.)
Bei der Betrachtung der Elektrolyse wässriger Lösungen ist zu beachten, dass neben Elektrolytionen in jeder wässrigen Lösung auch Ionen vorhanden sind, die Produkte der Dissoziation von Wasser H + und OH - sind.
In einem elektrischen Feld bewegen sich Wasserstoffionen zur Kathode und OH-Ionen zur Anode. An der Kathode können somit sowohl Elektrolytkationen als auch Wasserstoffkationen abgeführt werden. Ebenso können an der Anode sowohl Elektrolytanionen als auch Hydroxidionen ausgetragen werden. Darüber hinaus können Wassermoleküle auch elektrochemisch oxidiert oder reduziert werden.
Welche elektrochemischen Prozesse während der Elektrolyse an den Elektroden ablaufen, hängt in erster Linie von den relativen Werten der Elektrodenpotentiale der entsprechenden elektrochemischen Systeme ab. Von den mehreren möglichen Prozessen wird derjenige mit dem geringsten Energieverbrauch fortgesetzt. Dies bedeutet, dass die oxidierten Formen von elektrochemischen Systemen mit dem höchsten Elektrodenpotential an der Kathode reduziert werden, während die reduzierten Formen von Systemen mit dem niedrigsten Elektrodenpotential an der Anode oxidiert werden. Im allgemeinen Fall werden an der Anode diejenigen Atome, Moleküle und Ionen, deren Potentiale unter den gegebenen Bedingungen am niedrigsten sind, leichter oxidiert und an der Kathode diejenigen Ionen, Moleküle, Atome, deren Potentiale am höchsten sind, leichter reduziert. Betrachten wir die kathodischen Prozesse, die bei der Elektrolyse von wässrigen Salzlösungen ablaufen. Hier muss die Größe des Elektrodenpotentials des Prozesses der Reduktion von Wasserstoffionen berücksichtigt werden, der von der Konzentration der Wasserstoffionen abhängt. Wir kennen die allgemeine Gleichung des Elektrodenpotentials für die Wasserstoffelektrode (Abschnitt 2.3).
Bei neutralen Lösungen (pH = 7) beträgt der Wert des Elektrodenpotentials des Wasserstoffionen-Reduktionsprozesses
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 Volt. |
1) Während der Elektrolyse von Salzlösungen, die Metallkationen enthalten, deren Elektrodenpotential viel positiver als –0,41 V ist, wird Metall aus einer neutralen Lösung eines solchen Elektrolyten an der Kathode reduziert. Solche Metalle befinden sich in einer Reihe von Spannungen in der Nähe von Wasserstoff (beginnend ungefähr bei Zinn und danach);
2) Während der Elektrolyse von Salzlösungen, die Metallkationen enthalten, deren Elektrodenpotential viel negativer als -0,41 V ist, wird das Metall an der Kathode nicht reduziert, sondern Wasserstoff wird freigesetzt. Solche Metalle umfassen Alkali, Erdalkali, Magnesium, Aluminium bis ungefähr Titan;
3) während der Elektrolyse von Salzlösungen, die Metallkationen enthalten, deren Elektrodenpotential nahe bei -0,41 V liegt (Metalle des mittleren Teils der Reihe - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), dann je nach Konzentration der Salzlösung und der Elektrolysebedingungen (Stromdichte, Temperatur, Lösungszusammensetzung) sind sowohl Metallreduktion als auch Wasserstoffentwicklung möglich; manchmal kommt es zu einer gemeinsamen Freisetzung von Metall und Wasserstoff.
Die elektrochemische Freisetzung von Wasserstoff aus sauren Lösungen erfolgt durch die Entladung von Wasserstoffionen:
2H + 2² → 2H 0
2H 0 = H 2 .
Bei neutralen oder alkalischen Medien erfolgt die Wasserstoffentwicklung durch die elektrochemische Reduktion von Wasser:
HOH + ē → H 0 + OH –
H 0 +H 0 = H 2 ,
|
dann 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
So wird die Art des kathodischen Prozesses bei der Elektrolyse wässriger Lösungen in erster Linie durch die Stellung des entsprechenden Metalls in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale von Metallen bestimmt.
Wenn eine wässrige Lösung, die Kationen verschiedener Metalle enthält, einer Elektrolyse unterzogen wird, erfolgt ihre Freisetzung an der Kathode in der Regel in der Reihenfolge, in der der algebraische Wert des Elektrodenpotentials des Metalls abnimmt. Zum Beispiel aus einer Mischung von Kationen Ag +, Cu 2+ und Zn 2+ mit ausreichender Spannung an den Anschlüssen des Elektrolyseurs Silberkationen (φ 0 \u003d +0,8 V), dann Kupfer (φ 0 \u003d +0,34 V ) und schließlich Zink (φ 0 \u003d -0,76 V).
Die elektrochemische Trennung von Metallen aus einem Kationengemisch wird in der Technik und in der quantitativen Analytik eingesetzt. Im Allgemeinen wird die Fähigkeit zur Entladung (Aufnahme von Elektronen) für Metallionen durch die Position von Metallen in einer Reihe von Standardelektrodenpotentialen bestimmt. Je weiter links das Metall in der Spannungsreihe liegt, je größer sein negatives Potential oder je weniger positives Potential, desto schwieriger ist es für seine Ionen, sich zu entladen. Aus Metallionen in einer Reihe von Spannungen werden also am leichtesten dreiwertige Goldionen entladen (bei den niedrigsten Spannungen des elektrischen Stroms), dann Silberionen usw. Am schwierigsten (bei der höchsten Spannung des elektrischen Stroms) ist die Entladung von Kaliumionen. Aber der Wert des Potentials eines Metalls ändert sich bekanntlich in Abhängigkeit von der Konzentration seiner Ionen in Lösung; Ebenso variiert die Leichtigkeit der Entladung von Ionen jedes Metalls in Abhängigkeit von ihrer Konzentration: Eine Erhöhung der Konzentration erleichtert die Entladung von Ionen, eine Verringerung erschwert sie. Daher kann es während der Elektrolyse einer Lösung, die Ionen mehrerer Metalle enthält, dazu kommen, dass ein aktiveres Metall früher freigesetzt wird als ein weniger aktives (wenn die Konzentration des ersten Metallions signifikant ist und die Sekunde ist sehr niedrig).
Betrachten wir die anodischen Prozesse, die bei der Elektrolyse wässriger Salzlösungen ablaufen. Die Art der an der Anode ablaufenden Reaktionen hängt sowohl von der Anwesenheit von Wassermolekülen als auch von der Substanz ab, aus der die Anode besteht. Es ist zu beachten, dass das Anodenmaterial während der Elektrolyse oxidieren kann. Dabei wird zwischen Elektrolyse mit inerter (unlöslicher) Anode und Elektrolyse mit aktiver (löslicher) Anode unterschieden. Unlösliche Anoden werden aus Kohle, Graphit, Platin, Iridium hergestellt; lösliche Anoden - aus Kupfer, Silber, Zink, Cadmium, Nickel und anderen Metallen. An einer unlöslichen Anode werden während der Elektrolyse Anionen oder Wassermoleküle oxidiert. Bei der Elektrolyse wässriger Lösungen sauerstofffreier Säuren HI, HBr, HCl, H 2 S und deren Salze (außer HF und Fluoride) werden an der Anode Anionen entladen und das entsprechende Halogen freigesetzt. Beachten Sie, dass die Freisetzung von Chlor während der Elektrolyse von HCl und seinen Salzen der gegenseitigen Position der Systeme widerspricht
2Cl – – 2² →Kl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 Ö– 4² →Ö 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
in einer Reihe von Standardelektrodenpotentialen. Diese Anomalie ist mit einer deutlichen Überspannung des zweiten dieser beiden Elektrodenprozesse verbunden – das Anodenmaterial wirkt hemmend auf den Prozess der Sauerstoffentwicklung.
Bei der Elektrolyse von wässrigen Lösungen von Salzen, die die Anionen SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- usw. sowie Fluorwasserstoff und Fluoride enthalten, findet eine elektrochemische Oxidation von Wasser statt. Je nach pH-Wert der Lösung verläuft dieser Vorgang unterschiedlich und kann in unterschiedlichen Gleichungen geschrieben werden. In einem alkalischen Medium hat die Gleichung die Form
4OH – – 4² → 2H 2 O+O 2 , (pH > 7)
und in sauren oder neutralen Medien haben wir
HOH– 2² →Ö 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 Ö 0 = Ö 2 ,
|
dann 2H 2 Î – 4ē → 4Í + + 2O 2 . |
In den betrachteten Fällen ist die elektrochemische Oxidation von Wasser das energetisch günstigste Verfahren. Die Oxidation von sauerstoffhaltigen Anionen erfolgt bei sehr hohen Potentialen. Beispielsweise beträgt das Standard-Oxidationspotential des SO 4 2--Ions - 2² → S 2 O 8 2- 2,01 V, was das Standard-Wasser-Oxidationspotential von 1,228 V deutlich übersteigt.
2H 2 O - 4² → O 2 + 4 Std + (φ 0 = 1,228 V).
Noch wichtiger ist das Standard-Ionenoxidationspotential F –
2F – – 2² →F 2 (φ 0 = 2 ,87 BEI).
Im Allgemeinen nähern sich während der Elektrolyse wässriger Salzlösungen Metall- und Wasserstoffkationen gleichzeitig der Kathode des Elektrolyseurs, während jedes von ihnen „behauptet“, aufgrund von Elektronen, die von der Kathode kommen, reduziert zu werden. Wie läuft der Reduktionsprozess an der Kathode eigentlich ab? Die Antwort kann auf der Grundlage einer Reihe von Belastungen von Metallen erhalten werden. Je kleiner dabei der algebraische Wert des Standardelektrodenpotentials des Metalls ist, desto schwächere Elektronenakzeptoren sind ihre Kationen und desto schwieriger ist es, sie an der Kathode zu reduzieren. In dieser Hinsicht werden drei Gruppen von Kationen entsprechend ihrer Beziehung zur Elektroreduktion unterschieden.
1. Kationen mit hoher elektronenziehender Aktivität (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Bei der Elektrolyse von Salzen dieser Kationen findet eine fast vollständige Reduktion von Metallkationen statt; Stromausgang 100 % oder nahe daran.
2. Kationen, gekennzeichnet durch Durchschnittswerte der elektronenziehenden Fähigkeit (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Während der Elektrolyse an der Kathode werden gleichzeitig Kationen sowohl des Metalls als auch der Wassermoleküle reduziert, was zu einer Abnahme der Stromausbeute des Metalls führt.
3. Kationen mit geringer elektronenziehender Fähigkeit (K +, Ca 2+ , Mg 2+ , Al 3+ ). In diesem Fall sind die Elektronenakzeptoren zur Kathode keine Kationen der betrachteten Gruppe, sondern Wassermoleküle. In diesem Fall bleiben die Kationen selbst unverändert in der wässrigen Lösung und die Stromausbeute geht gegen Null.
Das Verhältnis verschiedener Anionen zur Elektrooxidation an der Anode
Anionen von sauerstofffreien Säuren und ihren Salzen (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ usw.) halten ihre Elektronen schwächer als ein Wassermolekül. Daher spielen letztere während der Elektrolyse wässriger Lösungen von Verbindungen, die diese Anionen enthalten, die Rolle von Elektronendonoren, sie werden oxidiert und übertragen ihre Elektronen auf den externen Kreislauf der Elektrolysezelle.
Anionen von Sauerstoffsäuren (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- usw.) können ihre Elektronen fester halten als Wassermoleküle. Dabei wird an der Anode Wasser oxidiert, während die Anionen selbst unverändert bleiben.
Bei einer löslichen Anode erhöht sich die Zahl der oxidativen Prozesse auf drei:
1) elektrochemische Oxidation von Wasser unter Freisetzung von Sauerstoff; 2) Anionenentladung (d. h. seine Oxidation); 3) elektrochemische Oxidation des Anodenmetalls (anodische Auflösung des Metalls).
Von den möglichen Prozessen findet der energetisch günstigste statt. Wenn sich das Anodenmetall früher als die beiden anderen elektrochemischen Systeme in einer Reihe von Standardpotentialen befindet, wird eine anodische Auflösung des Metalls beobachtet. Andernfalls kommt es zu einer Sauerstoffentwicklung oder einer Anionenentladung. Für die Abgabe von Anionen wurde keine enge Sequenz festgelegt. Durch die Verringerung der Fähigkeit, Elektronen abzugeben, werden die häufigsten Anionen wie folgt angeordnet: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- .
Betrachten wir einige typische Fälle der Elektrolyse wässriger Lösungen.
Elektrolyse einer CuCl 2 -Lösung mit unlöslicher Anode
In einer Reihe von Spannungen befindet sich Kupfer hinter Wasserstoff, sodass an der Kathode Cu 2+ entladen und metallisches Kupfer freigesetzt wird und an der Anode Chloridionen zu molekularem Chlor Cl 2 oxidiert werden.
|
Kathode (-) |
|
|
Cu 2+ + 2² → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2² → Kl 2 |
Cu 2+ + 2 Kl – → Cu 0 +Kl 2
CuCl 2 → Cu 0 +Kl 2
Metallstromausgang (95-100%).
Elektrolyse von NaNO 3 -Lösung
Da Natrium in der Spannungsreihe viel früher als Wasserstoff ist, wird Wasser an der Kathode entladen. An der Anode wird auch Wasser abgeführt.
|
Kathode (-) |
|
2 H 2 Ö+ 2² →H 2 + 2 Oh – |
|
2H 2 O–4² → 4H + +O 2 . |
So wird an der Kathode Wasserstoff freigesetzt und ein alkalisches Milieu erzeugt, an der Anode Sauerstoff freigesetzt und nahe der Anode ein saures Milieu erzeugt. Wenn Anoden- und Kathodenraum nicht voneinander getrennt sind, bleibt die Lösung in allen ihren Teilen elektrisch neutral.
|
Kathode (-) |
|
|
2 H 2 Ö+ 2² →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2H 2 O–4² → 4H + +O 2 . |
6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4 Std + +O 2
6H 2 O → 2H 2 +O 2 + 4 Std 2 Ö
2 H 2 Ö → 2 H 2 + Ö 2
Die Stromabgabe des Metalls ist Null.
Daher findet während der Elektrolyse der NaNO 3 -Lösung die Elektrolyse von Wasser statt. Die Rolle von NaNO 3 -Salz wird auf eine Erhöhung der elektrischen Leitfähigkeit der Lösung reduziert.
Elektrolyse von FeSO 4 -Lösung
Reaktionen an der Kathode (-) (Reduktion):
|
a) Fe 2+ + 2² → Fe 0 |
simultane Reaktionen |
|
b) 2 H 2 Ö+ 2² →H 2 + 2 Oh – . |
Reaktion an der Anode (+) (Oxidation):
2H 2 O–4² → 4H + +O 2 .
Die Stromleistung des Metalls ist durchschnittlich.
Elektrolyse von KJ-Lösung mit unlöslicher Anode
|
Kathode (-) |
|
|
2 H 2 Ö+ 2² →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2J – – 2² → J 2 |
2 H 2 Ö + 2J – → H 2 + 2 Oh – +J 2 .
Die endgültige Reaktionsgleichung für die Elektrolyse der Lösung KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 +J 2 + 2KOH.
Elektrolyse einer CuSO 4 -Lösung mit einer (löslichen) Kupferanode.
Das Standardpotential von Kupfer beträgt +0,337 V, was viel höher ist als -0,41 V; daher kommt es während der Elektrolyse einer Lösung von CuSO 4 an der Kathode zu einer Entladung von Cu 2+ -Ionen und es wird metallisches Kupfer freigesetzt. An der Anode findet der entgegengesetzte Prozess statt - die Oxidation des Metalls, da das Kupferpotential viel kleiner ist als das Oxidationspotential von Wasser (+1,228 V), und noch mehr - das Oxidationspotential des SO 4 2- Ions ( +2,01 Volt). Folglich reduziert sich die Elektrolyse in diesem Fall auf die Auflösung des Metalls (Kupfer) der Anode und dessen Abtrennung an der Kathode.
Schema der Elektrolyse von Kupfersulfatlösung:
|
Kathode (-) |
|
Cu 2+ + 2² → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2² → Cu 2+ . |
Dieses Verfahren dient der elektrischen Raffination von Metallen (sog. elektrolytische Raffination).
Was ist Elektrolyse? Stellen wir uns zum einfacheren Verständnis der Antwort auf diese Frage eine beliebige Gleichstromquelle vor. Für jede DC-Quelle findet man immer einen Plus- und einen Minuspol:
Verbinden wir damit zwei chemisch beständige elektrisch leitfähige Platten, die wir Elektroden nennen werden. Die mit dem Pluspol verbundene Platte heißt Anode, die mit dem Minuspol Kathode:
Natriumchlorid ist ein Elektrolyt; wenn es schmilzt, zerfällt es in Natriumkationen und Chloridionen:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Es ist offensichtlich, dass die negativ geladenen Chloranionen zur positiv geladenen Elektrode – der Anode – gehen und die positiv geladenen Na + -Kationen zur negativ geladenen Elektrode – der Kathode. Dadurch werden sowohl Na + -Kationen als auch Cl - -Anionen entladen, dh sie werden zu neutralen Atomen. Die Entladung erfolgt durch die Aufnahme von Elektronen im Fall von Na + -Ionen und die Abgabe von Elektronen im Fall von Cl – -Ionen. Das heißt, der Prozess läuft an der Kathode ab:
Na + + 1e − = Na 0 ,
Und an der Anode:
Cl − − 1e − = Cl
Da jedes Chloratom ein ungepaartes Elektron besitzt, ist ihre Einzelexistenz ungünstig und die Chloratome verbinden sich zu einem Molekül aus zwei Chloratomen:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Insgesamt wird der an der Anode ablaufende Prozess also korrekter wie folgt geschrieben:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Das heißt, wir haben:
Kathode: Na + + 1e − = Na 0
Anode: 2Cl - - 2e - = Cl 2
Fassen wir die elektronische Waage zusammen:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Addiere die linke und rechte Seite beider Gleichungen halbe Reaktionen, wir bekommen:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Wir reduzieren zwei Elektronen auf die gleiche Weise wie in der Algebra, wir erhalten die Ionengleichung der Elektrolyse:
2NaCl (l.) => 2Na + Cl 2
Theoretisch ist der oben betrachtete Fall der einfachste, da in der Kochsalzschmelze unter den positiv geladenen Ionen nur Natriumionen und unter den negativen nur Chloranionen vorhanden waren.
Mit anderen Worten, weder Na + -Kationen noch Cl − -Anionen hatten "Konkurrenten" für Kathode und Anode.
Und was passiert zum Beispiel, wenn statt einer Kochsalzschmelze ein Strom durch ihre wässrige Lösung geleitet wird? Auch in diesem Fall wird eine Dissoziation von Natriumchlorid beobachtet, aber die Bildung von metallischem Natrium in einer wässrigen Lösung wird unmöglich. Schließlich wissen wir, dass Natrium, ein Vertreter der Alkalimetalle, ein äußerst aktives Metall ist, das sehr heftig mit Wasser reagiert. Wenn Natrium unter solchen Bedingungen nicht reduziert werden kann, was wird dann an der Kathode reduziert?
Erinnern wir uns an die Struktur des Wassermoleküls. Es ist ein Dipol, das heißt, es hat einen negativen und einen positiven Pol:
Aufgrund dieser Eigenschaft ist es in der Lage, sowohl an der Kathodenoberfläche als auch an der Anodenoberfläche „umzukleben“:
Folgende Prozesse können stattfinden:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
Wenn wir also eine Lösung eines beliebigen Elektrolyten betrachten, werden wir sehen, dass die während der Dissoziation des Elektrolyten gebildeten Kationen und Anionen mit Wassermolekülen um die Reduktion an der Kathode und die Oxidation an der Anode konkurrieren.
Welche Prozesse werden also an der Kathode und an der Anode ablaufen? Entladung von Ionen, die bei der Dissoziation des Elektrolyten entstehen, oder Oxidation / Reduktion von Wassermolekülen? Oder laufen vielleicht alle diese Prozesse gleichzeitig ab?
Je nach Art des Elektrolyten sind bei der Elektrolyse seiner wässrigen Lösung unterschiedliche Situationen möglich. Beispielsweise können Kationen von Alkali-, Erdalkalimetallen, Aluminium und Magnesium in der aquatischen Umwelt einfach nicht reduziert werden, da ihre Reduktion Alkali-, Erdalkalimetalle, Aluminium bzw. Magnesium erzeugen sollte. Metalle, die mit Wasser reagieren.
In diesem Fall ist nur die Reduktion von Wassermolekülen an der Kathode möglich.
Es ist möglich, sich zu merken, welcher Prozess während der Elektrolyse einer Lösung eines beliebigen Elektrolyten an der Kathode abläuft, indem man die folgenden Prinzipien befolgt:
1) Besteht der Elektrolyt aus einem Metallkation, das in freiem Zustand unter Normalbedingungen mit Wasser reagiert, findet an der Kathode folgender Prozess statt:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Dies gilt für Metalle, die am Anfang der Al-Aktivitätsreihe stehen, inklusive.
2) Wenn der Elektrolyt aus einem Metallkation besteht, das in seiner freien Form nicht mit Wasser, aber mit nicht oxidierenden Säuren reagiert, finden zwei Prozesse gleichzeitig statt, sowohl die Reduktion von Metallkationen als auch von Wassermolekülen:
Me n+ + ne = Me 0
Diese Metalle umfassen diejenigen zwischen Al und H in der Aktivitätsreihe.
3) Wenn der Elektrolyt aus Wasserstoffkationen (Säure) oder Metallkationen besteht, die nicht mit nicht oxidierenden Säuren reagieren, werden nur Elektrolytkationen wiederhergestellt:
2H + + 2e - \u003d H 2 - bei Säure
Me n + + ne = Me 0 – im Fall von Salz
An der Anode sieht es dagegen wie folgt aus:
1) Wenn der Elektrolyt Anionen von sauerstofffreien Säureresten (außer F -) enthält, findet der Prozess ihrer Oxidation an der Anode statt, Wassermoleküle werden nicht oxidiert. Zum Beispiel:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Fluoridionen werden an der Anode nicht oxidiert, da sich Fluor in wässriger Lösung nicht bilden kann (reagiert mit Wasser)
2) Enthält der Elektrolyt Hydroxidionen (Laugen), werden diese anstelle von Wassermolekülen oxidiert:
4OH - - 4e - \u003d 2H 2 O + O 2
3) Wenn der Elektrolyt einen sauerstoffhaltigen Säurerest (außer organische Säurereste) oder ein Fluoridion (F -) an der Anode enthält, findet der Prozess der Oxidation von Wassermolekülen statt:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
4) Bei einem sauren Rest einer Carbonsäure an der Anode läuft folgender Vorgang ab:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Lassen Sie uns das Schreiben von Elektrolysegleichungen für verschiedene Situationen üben:
Beispiel 1
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer Zinkchloridschmelze an Kathode und Anode ablaufenden Vorgänge sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Lösung
Wenn Zinkchlorid geschmolzen wird, dissoziiert es:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
Weiterhin ist zu beachten, dass nicht die wässrige Lösung, sondern die Zinkchloridschmelze elektrolysiert wird. Mit anderen Worten, ohne Optionen kann an der Kathode nur die Reduktion von Zinkkationen und an der Anode die Oxidation von Chloridionen erfolgen. keine Wassermoleküle
Kathode: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anode: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2
Beispiel #2
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Zinkchlorid an Kathode und Anode ablaufenden Vorgänge sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Da in diesem Fall eine wässrige Lösung der Elektrolyse unterzogen wird, können theoretisch auch Wassermoleküle an der Elektrolyse teilnehmen. Da Zink in der Aktivitätsreihe zwischen Al und H liegt, bedeutet dies, dass an der Kathode sowohl die Reduktion von Zinkkationen als auch von Wassermolekülen stattfindet.
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Das Chlorid-Ion ist der saure Rest der sauerstofffreien Säure HCl, daher „gewinnen“ Chlorid-Ionen im Wettbewerb um die Oxidation an der Anode Wassermoleküle:
2Cl - - 2e - = Cl 2
In diesem speziellen Fall ist es unmöglich, die gesamte Elektrolysegleichung aufzustellen, da das Verhältnis zwischen Wasserstoff und an der Kathode freigesetztem Zink unbekannt ist.
Beispiel #3
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Kupfernitrat an Kathode und Anode ablaufenden Prozesse sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Kupfernitrat in Lösung befindet sich in einem dissoziierten Zustand:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Kupfer steht in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff, d. h. Kupferkationen werden an der Kathode reduziert:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Nitration NO 3 - ist ein sauerstoffhaltiger Säurerest, was bedeutet, dass bei der Oxidation an der Anode Nitrationen im Wettbewerb mit Wassermolekülen „verlieren“:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
Auf diese Weise:
Kathode: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
Die als Ergebnis der Addition erhaltene Gleichung ist die Ionengleichung der Elektrolyse. Um die vollständige Molekularelektrolysegleichung zu erhalten, müssen Sie 4 Nitrationen auf der linken und rechten Seite der resultierenden Ionengleichung als Gegenionen hinzufügen. Dann erhalten wir:
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Beispiel Nr. 4
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Kaliumacetat an Kathode und Anode ablaufenden Vorgänge sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Lösung:
Kaliumacetat dissoziiert in wässriger Lösung in Kaliumkationen und Acetationen:
CH 3 COOK \u003d CH 3 COO - + K +
Kalium ist ein Alkalimetall, d.h. steht in der elektrochemischen Spannungsreihe ganz am Anfang. Das bedeutet, dass seine Kationen nicht an der Kathode entladen werden können. Stattdessen werden Wassermoleküle wiederhergestellt:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Wie oben erwähnt, „gewinnen“ die Säurereste von Carbonsäuren im Wettbewerb um die Oxidation von Wassermolekülen an der Anode:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Wenn wir also die elektronische Waage aufsummieren und die beiden Gleichungen der Halbreaktionen an der Kathode und Anode addieren, erhalten wir:
Kathode: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Anode: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1
2H 2 O + 2CH 3 COO - \u003d 2OH - + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Wir haben die vollständige Elektrolysegleichung in ionischer Form erhalten. Durch Hinzufügen von zwei Kaliumionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung und Hinzufügen von Gegenionen erhalten wir die vollständige Elektrolysegleichung in molekularer Form:
2H 2 O + 2CH 3 COOK \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Beispiel #5
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Schwefelsäure an Kathode und Anode ablaufenden Vorgänge sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Schwefelsäure dissoziiert in Wasserstoffkationen und Sulfationen:
H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-
Wasserstoffkationen H + werden an der Kathode reduziert und Wassermoleküle werden an der Anode oxidiert, da Sulfationen sauerstoffhaltige Säurereste sind:
Kathode: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Anode: 2H 2 O – 4e – = O 2 + 4H + |∙1
4H + + 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 + 4H +
Durch Reduzierung der Wasserstoffionen auf der linken und rechten und linken Seite der Gleichung erhalten wir die Gleichung für die Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Schwefelsäure:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2
Wie man sieht, wird die Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Schwefelsäure auf die Elektrolyse von Wasser reduziert.
Beispiel #6
Formulieren Sie die Gleichungen für die bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Natronlauge an Kathode und Anode ablaufenden Vorgänge sowie die allgemeine Elektrolysegleichung!
Dissoziation von Natriumhydroxid:
NaOH = Na + + OH -
An der Kathode werden nur Wassermoleküle reduziert, da Natrium ein hochaktives Metall ist, und an der Anode nur Hydroxidionen:
Kathode: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Anode: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H 2 O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O
Reduzieren wir zwei Wassermoleküle links und rechts und 4 Hydroxidionen und kommen zu dem Schluss, dass wie im Fall von Schwefelsäure die Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid auf die Elektrolyse von Wasser reduziert wird.
