Ecuación de electrólisis del ácido clorhídrico. Electrólisis
Electrólisis de solución
y sales fundidas (2 horas)
Clases del curso electivo "Electroquímica"
Objetivos de la primera lección:
Plan de la primera lección
1. Repetición de los métodos estudiados para la obtención de metales.
2. Explicación del nuevo material.
3. Resolviendo problemas del libro de texto de G.E. Rudzitis, F.G. Feldman "Chemistry-9" (M .: Education, 2002), p. 120, nº 1, 2.
4. Comprobación de la asimilación de conocimientos en tareas de prueba.
5. Informe sobre la aplicación de la electrólisis.
Objetivos de la primera lección: enseñar a escribir esquemas para la electrólisis de soluciones y sales fundidas y aplicar los conocimientos adquiridos para resolver problemas de cálculo; continuar la formación de habilidades para trabajar con un libro de texto, materiales de prueba; discutir la aplicación de la electrólisis en la economía nacional.
PROGRESO DE LA PRIMERA LECCIÓN
Repetición de métodos aprendidos. obtención de metales en el ejemplo de obtención de cobre a partir de óxido de cobre(II).
Registrando las ecuaciones de las reacciones correspondientes:
Otra forma de obtener metales a partir de soluciones y fundidos de sus sales es electroquímico, o electrólisis.
La electrólisis es un proceso redox que ocurre en los electrodos cuando una corriente eléctrica pasa a través de una solución de electrolito o fundido..
Electrólisis de cloruro de sodio fundido:
NaCl Na ++ Cl – ;
cátodo (–) (Na+): Na++ mi= Na 0 ,
ánodo (–) (Cl –): Cl – – mi\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl2.
Electrólisis de solución de cloruro de sodio:
NaCl Na + + Cl – ,
H2OH+ + OH-;
cátodo (–) (Na+; H+): H++ mi= H 0 , 2 H 0 = H 2
(2H 2 O + 2 mi\u003d H 2 + 2OH -),
ánodo (+) (Cl - ; OH -): Cl - - mi\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + Cl 2 + H 2.
Electrólisis de solución de nitrato de cobre (II):
Cu(NO3) 2 Cu2+ +
H2OH+ + OH-;
cátodo (–) (Cu 2+; H +): Cu 2+ + 2 mi= Cu 0 ,
ánodo (+) (OH -): OH - - mi=OH0,
4H 0 \u003d O 2 + 2H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 4HNO 3.
Estos tres ejemplos muestran por qué es más rentable realizar la electrólisis que realizar otros métodos de obtención de metales: se obtienen metales, hidróxidos, ácidos, gases.
Escribimos los esquemas de electrólisis, y ahora intentaremos escribir las ecuaciones de electrólisis de inmediato, sin consultar los esquemas, pero solo usando la escala de actividad iónica:
Ejemplos de ecuaciones de electrólisis:
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.
resolución de problemas del libro de texto de G.E. Rudzitis y F.G. Feldman (noveno grado, p. 120, No. 1, 2).
Tarea 1. Durante la electrólisis de una solución de cloruro de cobre (II), la masa del cátodo aumentó en 8 g ¿Qué gas se liberó, cuál es su masa?
Solución
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,
metro(Cl 2) \u003d 0.125 71 \u003d 8.875 g.
Responder. El gas es cloro con una masa de 8.875 g.
Tarea 2. Durante la electrólisis de una solución acuosa de nitrato de plata se liberaron 5,6 litros de gas. ¿Cuántos gramos de metal se depositaron en el cátodo?
Solución
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,
metro(Ag) \u003d 1 107 \u003d 107 g.
Responder. 107 g de plata.
Pruebas
Opción 1
1. Durante la electrólisis de una solución de hidróxido de potasio en el cátodo, se libera lo siguiente:
a) hidrógeno; b) oxígeno; c) potasio.
2. Durante la electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II) en solución, se forma lo siguiente:
a) hidróxido de cobre (II);
b) ácido sulfúrico;
3. Durante la electrólisis de una solución de cloruro de bario en el ánodo, se libera lo siguiente:
a) hidrógeno; b) cloro; c) oxígeno.
4. Durante la electrólisis de una masa fundida de cloruro de aluminio, se libera lo siguiente en el cátodo:
a) aluminio; b) cloro;
c) la electrólisis es imposible.
5. La electrólisis de una solución de nitrato de plata procede según el siguiente esquema:
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.
opcion 2
1. Durante la electrólisis de una solución de hidróxido de sodio en el ánodo, se libera lo siguiente:
a) sodio; b) oxígeno; c) hidrógeno.
2. Durante la electrólisis de una solución de sulfuro de sodio en solución, se forma lo siguiente:
a) ácido hidrosulfúrico;
b) hidróxido de sodio;
3. Durante la electrólisis de una fusión de cloruro de mercurio (II), se libera lo siguiente en el cátodo:
a) mercurio; b) cloro; c) la electrólisis es imposible.
4.
5. La electrólisis de una solución de nitrato de mercurio (II) procede según el siguiente esquema:
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.
Opción 3
1. Durante la electrólisis de una solución de nitrato de cobre (II), se libera lo siguiente en el cátodo:
a) cobre; b) oxígeno; c) hidrógeno.
2. Durante la electrólisis de una solución de bromuro de litio en solución, se forma lo siguiente:
b) ácido bromhídrico;
c) hidróxido de litio.
3. Durante la electrólisis de una masa fundida de cloruro de plata, se libera lo siguiente en el cátodo:
a) plata; b) cloro; c) la electrólisis es imposible.
4. Durante la electrólisis de una solución de cloruro de aluminio, el aluminio se libera en:
a) cátodo; b) ánodo; c) permanece en solución.
5. La electrólisis de una solución de bromuro de bario procede según el siguiente esquema:
a) BaBr2 + H2O Br2 + H2 + Ba(OH)2;
b) BaBr2 + H2O Br2 + Ba + H2O;
c) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba (OH) 2.
Opción 4
1. Durante la electrólisis de una solución de hidróxido de bario en el ánodo, se libera lo siguiente:
a) hidrógeno; b) oxígeno; c) bario.
2. Durante la electrólisis de una solución de yoduro de potasio en solución, se forma lo siguiente:
a) ácido yodhídrico;
b) agua; c) hidróxido de potasio.
3. Durante la electrólisis de una masa fundida de cloruro de plomo (II), se libera lo siguiente en el cátodo:
a) plomo; b) cloro; c) la electrólisis es imposible.
4. Durante la electrólisis de una solución de nitrato de plata en el cátodo, se libera lo siguiente:
a) plata; b) hidrógeno; c) oxígeno.
5. La electrólisis de la solución de sulfuro de sodio procede de acuerdo con el siguiente esquema:
a) Na2S + H2OS + H2 + NaOH;
b) Na2S + H2OH2 + O2 + Na2S;
c) Na 2 S + H 2 O H 2 + Na 2 S + NaOH.
respuestas
| Opción | Pregunta 1 | Pregunta 2 | Pregunta 3 | Pregunta 4 | Pregunta 5 |
| 1 | a | b | b | a | b |
| 2 | b | b | a | a | b |
| 3 | a | en | a | en | a |
| 4 | b | en | a | a | a |
El uso de la electrólisis en la economía nacional.
1. Para proteger los productos metálicos de la corrosión, se aplica una capa delgada de otro metal a su superficie: cromo, plata, oro, níquel, etc. A veces, para no desperdiciar metales costosos, se produce un revestimiento multicapa. Por ejemplo, las partes exteriores de un automóvil primero se cubren con una capa delgada de cobre, se aplica una capa delgada de níquel al cobre y luego se le aplica una capa de cromo.
Al aplicar recubrimientos al metal por electrólisis, se obtienen incluso en espesor y duraderos. De esta manera, puede cubrir productos de cualquier forma. Esta rama de la electroquímica aplicada se denomina galvanoplastia.
2. Además de la protección contra la corrosión, los recubrimientos galvánicos brindan un hermoso aspecto decorativo a los productos.
3. Otra rama de la electroquímica, cercana en principio a la galvanoplastia, se denomina galvanoplastia. Este es el proceso de obtener copias exactas de varios elementos. Para ello, se cubre el objeto con cera y se obtiene una matriz. Todos los huecos del objeto copiado en la matriz serán protuberancias. La superficie de la matriz de cera está recubierta con una fina capa de grafito, lo que la hace eléctricamente conductora.
El electrodo de grafito resultante se sumerge en un baño de solución de sulfato de cobre. El ánodo es de cobre. Durante la electrólisis, el ánodo de cobre se disuelve y el cobre se deposita sobre el cátodo de grafito. Así, se obtiene una copia exacta en cobre.
Con la ayuda de electroformado, se hacen clichés para imprimir, discos de gramófono, se metalizan varios objetos. La galvanoplastia fue descubierta por el científico ruso B.S. Jacobi (1838).
Hacer troqueles de discos consiste en aplicar una fina capa de plata a un disco de plástico para que sea eléctricamente conductor. Luego se aplica un recubrimiento de níquel electrolítico a la placa.
¿Qué se debe hacer para hacer una placa en un baño electrolítico: ánodo o cátodo?
(Sobre el e t. Cátodo.)
4. La electrólisis se utiliza para obtener muchos metales: álcalis, alcalinotérreos, aluminio, lantánidos, etc.
5. Para limpiar algunos metales de impurezas, el metal con impurezas se conecta al ánodo. El metal se disuelve durante el proceso de electrólisis y precipita sobre el cátodo metálico, mientras que la impureza permanece en solución.
6. La electrólisis se usa ampliamente para obtener sustancias complejas (álcalis, ácidos que contienen oxígeno), halógenos.
Trabajo practico(segunda lección)
Objetivos de la lección. Realice la electrólisis del agua, muestre la galvanoplastia en la práctica, consolide los conocimientos adquiridos en la primera lección.
Equipo.En las mesas de los estudiantes: una batería descargada, dos cables con terminales, dos electrodos de grafito, un vaso de precipitados, tubos de ensayo, un trípode con dos patas, solución de sulfato de sodio al 3%, una lámpara de alcohol, fósforos, una antorcha.
En el escritorio del profesor: lo mismo + una solución de sulfato de cobre, una llave de latón, un tubo de cobre (un trozo de cobre).
sesión informativa para estudiantes
1. Conecte los cables con terminales a los electrodos.
2. Coloque los electrodos en un vaso para que no se toquen.
3. Vierta la solución electrolítica (sulfato de sodio) en el vaso de precipitados.
4. Vierta agua en los tubos de ensayo y, colocándolos boca abajo en un vaso con electrolito, colóquelos uno a uno sobre los electrodos de grafito, fijando el borde superior del tubo de ensayo en el pie del trípode.
5. Después de montar el dispositivo, conecte los extremos de los cables a la batería.
6. Observar la evolución de las burbujas de gas: se liberan menos en el ánodo que en el cátodo. Después de que casi toda el agua en un tubo de ensayo sea desplazada por el gas liberado, y en el otro, por la mitad, desconecte los cables de la batería.
7. Encienda la lámpara de alcohol, retire con cuidado el tubo de ensayo, donde el agua se desplaza casi por completo, y llévelo a la lámpara de alcohol; se escuchará un estallido característico de gas.
8. Encienda una antorcha. Retire el segundo tubo de ensayo, compruebe con una tablilla de gas ardiendo sin llama.
Tareas para estudiantes
1. Dibuje el dispositivo.
2. Escribe una ecuación para la electrólisis del agua y explica por qué fue necesario realizar la electrólisis en una solución de sulfato de sodio.
3. Escriba ecuaciones de reacción que reflejen la liberación de gases en los electrodos.
Experimento de demostración del maestro
(puede ser realizado por los mejores estudiantes de la clase)
con equipo apropiado)
1. Conecte los terminales de cable al tubo de cobre y la llave de latón.
2. Baje el tubo y la llave en un vaso de precipitados con solución de sulfato de cobre (II).
3. Conecte los segundos extremos de los cables a la batería: "menos" de la batería al tubo de cobre, "más" a la llave.
4. Observe la liberación de cobre en la superficie de la llave.
5. Después de realizar el experimento, primero desconecte los terminales de la batería, luego retire la llave de la solución.
6. Desmontar el circuito de electrólisis con electrodo soluble:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ +
ánodo (+): Сu 0 - 2 mi\u003d Cu 2+,
cátodo (–): Cu 2+ + 2 mi= Cu 0 .
La ecuación general para la electrólisis con un ánodo soluble no se puede escribir.
La electrólisis se llevó a cabo en una solución de sulfato de cobre (II), porque:
a) se necesita una solución electrolítica para que fluya una corriente eléctrica, tk. el agua es un electrolito débil;
b) no se liberarán subproductos de las reacciones, sino solo cobre en el cátodo.
7. Para consolidar el pasado, escriba un esquema para la electrólisis de cloruro de zinc con electrodos de carbono:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -,
cátodo (–): Zn 2+ + 2 mi= Zn 0 ,
2H2O+2 mi\u003d H 2 + 2OH -,
ánodo (+): 2Cl – – 2 mi=Cl2.
La ecuación de reacción general en este caso no se puede escribir, porque no se sabe qué parte de la cantidad total de electricidad se destina a la reducción de agua y qué parte a la reducción de iones de zinc.
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Esquema del experimento de demostración. |
Tareas para el hogar
1. Escribe una ecuación para la electrólisis de una solución que contiene una mezcla de nitrato de cobre (II) y nitrato de plata con electrodos inertes.
2. Escriba la ecuación para la electrólisis de la solución de hidróxido de sodio.
3. Para limpiar una moneda de cobre, debe colgarse de un cable de cobre conectado al polo negativo de la batería y sumergirse en una solución de NaOH al 2,5 %, donde también debe sumergirse el electrodo de grafito conectado al polo positivo de la batería. . Explica cómo se limpia una moneda. ( Responder. Los iones de hidrógeno se reducen en el cátodo:
2H + + 2 mi\u003d H 2.
El hidrógeno reacciona con el óxido de cobre en la superficie de la moneda:
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.
Este método es mejor que la limpieza en polvo, porque. la moneda no se borra.)
Al considerar la electrólisis de soluciones acuosas, se debe tener en cuenta que, además de los iones electrolitos, en cualquier solución acuosa también existen iones que son productos de la disociación del agua H+ y OH-.
En un campo eléctrico, los iones de hidrógeno se mueven hacia el cátodo y los iones de OH se mueven hacia el ánodo. Por lo tanto, tanto los cationes de electrolito como los cationes de hidrógeno pueden descargarse en el cátodo. De manera similar, en el ánodo, se pueden descargar tanto aniones de electrolitos como iones de hidróxido. Además, las moléculas de agua también pueden sufrir oxidación o reducción electroquímica.
Los procesos electroquímicos que tendrán lugar en los electrodos durante la electrólisis dependerán principalmente de los valores relativos de los potenciales de electrodo de los sistemas electroquímicos correspondientes. De los varios procesos posibles, procederá el de menor consumo energético. Esto significa que las formas oxidadas de los sistemas electroquímicos con el potencial de electrodo más alto se reducirán en el cátodo, mientras que las formas reducidas de los sistemas con el potencial de electrodo más bajo se oxidarán en el ánodo. En el caso general, aquellos átomos, moléculas e iones, cuyos potenciales son los más bajos bajo condiciones dadas, se oxidan más fácilmente en el ánodo, y aquellos iones, moléculas, átomos cuyos potenciales son los más altos, se reducen más fácilmente en el cátodo. Consideremos los procesos catódicos que ocurren durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales. Aquí es necesario tener en cuenta la magnitud del potencial de electrodo del proceso de reducción de iones de hidrógeno, que depende de la concentración de iones de hidrógeno. Conocemos la ecuación general del potencial de electrodo para el electrodo de hidrógeno (sección 2.3).
En el caso de soluciones neutras (pH=7), el valor del potencial de electrodo del proceso de reducción de iones de hidrógeno es
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φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) durante la electrólisis de soluciones salinas que contienen cationes metálicos, cuyo potencial de electrodo es mucho más positivo que –0,41 V, el metal se reducirá de una solución neutra de dicho electrolito en el cátodo. Dichos metales están en una serie de voltajes cerca del hidrógeno (comenzando aproximadamente desde el estaño y después de él);
2) durante la electrólisis de soluciones salinas que contienen cationes metálicos, cuyo potencial de electrodo es mucho más negativo que -0,41 V, el metal no se reducirá en el cátodo, pero se liberará hidrógeno. Dichos metales incluyen álcali, alcalinotérreo, magnesio, aluminio, hasta aproximadamente titanio;
3) durante la electrólisis de soluciones salinas que contienen cationes metálicos, cuyo potencial de electrodo está cerca de -0,41 V (metales de la parte media de la serie: Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), luego, dependiendo de la concentración de la solución salina y de las condiciones de electrólisis (densidad de corriente, temperatura, composición de la solución), son posibles tanto la reducción del metal como el desprendimiento de hidrógeno; a veces hay una liberación conjunta de metal e hidrógeno.
La liberación electroquímica de hidrógeno de soluciones ácidas se produce debido a la descarga de iones de hidrógeno:
2H + 2ē → 2H 0
2H 0 = H 2 .
En el caso de medios neutros o alcalinos, el desprendimiento de hidrógeno se produce como resultado de la reducción electroquímica del agua:
HOH + ē → H 0 + OH –
H 0 + H 0 = H 2 ,
|
después 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
Así, la naturaleza del proceso catódico durante la electrólisis de soluciones acuosas está determinada principalmente por la posición del metal correspondiente en la serie de potenciales de electrodo estándar de los metales.
Si una solución acuosa que contiene cationes de varios metales se somete a electrólisis, entonces su liberación en el cátodo, por regla general, procederá en orden decreciente del valor algebraico del potencial de electrodo del metal. Por ejemplo, de una mezcla de cationes Ag +, Cu 2+ y Zn 2+ con suficiente voltaje en los terminales del electrolizador, cationes de plata (φ 0 \u003d +0.8 V), luego cobre (φ 0 \u003d +0.34 V ) y, finalmente, zinc (φ 0 \u003d -0.76 V).
La separación electroquímica de metales de una mezcla de cationes se utiliza en ingeniería y en análisis cuantitativo. En general, la capacidad de descargar (aceptar electrones) de los iones metálicos está determinada por la posición de los metales en una serie de potenciales de electrodo estándar. Cuanto más a la izquierda esté el metal en la serie de voltajes, mayor será su potencial negativo o menor su potencial positivo, más difícil será que sus iones se descarguen. Entonces, de los iones metálicos en una serie de voltajes, los iones de oro trivalentes se descargan más fácilmente (a los voltajes más bajos de la corriente eléctrica), luego los iones de plata, etc. El más difícil (en el voltaje más alto de la corriente eléctrica) es la descarga de iones de potasio. Pero el valor del potencial de un metal, como se sabe, varía según la concentración de sus iones en solución; del mismo modo, la facilidad de descarga de los iones de cada metal varía en función de su concentración: un aumento de la concentración facilita la descarga de iones, una disminución la dificulta. Por lo tanto, durante la electrólisis de una solución que contiene iones de varios metales, puede ocurrir que la liberación de un metal más activo ocurra antes que la liberación de uno menos activo (si la concentración del primer ion metálico es significativa y la segundo es muy bajo).
Consideremos los procesos anódicos que ocurren durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales. La naturaleza de las reacciones que ocurren en el ánodo depende tanto de la presencia de moléculas de agua como de la sustancia de la que está hecho el ánodo. Debe tenerse en cuenta que el material del ánodo puede oxidarse durante la electrólisis. En este sentido, se distingue entre electrólisis con ánodo inerte (insoluble) y electrólisis con ánodo activo (soluble). Los ánodos insolubles están hechos de carbón, grafito, platino, iridio; ánodos solubles: de cobre, plata, zinc, cadmio, níquel y otros metales. En un ánodo insoluble durante la electrólisis, se oxidan aniones o moléculas de agua. Durante la electrólisis de soluciones acuosas de ácidos libres de oxígeno HI, HBr, HCl, H 2 S y sus sales (excepto HF y fluoruros), se descargan aniones en el ánodo y se libera el halógeno correspondiente. Tenga en cuenta que la liberación de cloro durante la electrólisis de HCl y sus sales contradice la posición mutua de los sistemas.
2Cl – – 2ē →cl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
en una serie de potenciales de electrodo estándar. Esta anomalía está asociada con una sobretensión significativa del segundo de estos dos procesos de electrodos: el material del ánodo tiene un efecto inhibidor sobre el proceso de evolución del oxígeno.
Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales que contienen aniones SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, etc., así como fluoruro de hidrógeno y fluoruros, se produce la oxidación electroquímica del agua. Dependiendo del pH de la solución, este proceso procede de manera diferente y se puede escribir en diferentes ecuaciones. En un medio alcalino, la ecuación tiene la forma
4OH – – 4ē → 2H 2 O+O 2 , (pH > 7)
y en medios ácidos o neutros tenemos
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
después 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 2O 2 . |
En los casos considerados, la oxidación electroquímica del agua es el proceso energéticamente más favorable. La oxidación de aniones que contienen oxígeno ocurre a potenciales muy altos. Por ejemplo, el potencial de oxidación estándar del ion SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- es de 2,01 V, lo que supera significativamente el potencial de oxidación estándar del agua de 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).
El potencial de oxidación de iones estándar F - es aún más importante
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 A).
En general, durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales, los cationes metálicos e hidrógeno se acercan simultáneamente al cátodo del electrolizador, mientras que cada uno de ellos “pretende” reducirse debido a los electrones que salen del cátodo. ¿Cómo procederá realmente el proceso de reducción en el cátodo? La respuesta se puede obtener en base a una serie de tensiones de los metales. En este caso, cuanto menor es el valor algebraico del potencial de electrodo estándar del metal, más débiles son sus cationes aceptores de electrones y más difícil es reducirlos en el cátodo. En este sentido, se distinguen tres grupos de cationes según su relación con la electrorreducción.
1. Cationes caracterizados por una alta actividad de extracción de electrones (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Durante la electrólisis de las sales de estos cationes se produce una reducción casi completa de los cationes metálicos; salida actual 100% o cerca de ella.
2. Cationes caracterizados por valores medios de capacidad de extracción de electrones (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Durante la electrólisis en el cátodo, los cationes de las moléculas de agua y metal se reducen simultáneamente, lo que conduce a una disminución en la eficiencia actual del metal.
3. Cationes que exhiben una baja capacidad de extracción de electrones (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). En este caso, los aceptores de electrones del cátodo no son cationes del grupo considerado, sino moléculas de agua. En este caso, los cationes mismos permanecen sin cambios en la solución acuosa y la eficiencia actual se aproxima a cero.
La relación de varios aniones a la electrooxidación en el ánodo.
Los aniones de ácidos libres de oxígeno y sus sales (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯, etc.) mantienen sus electrones más débiles que una molécula de agua. Por lo tanto, durante la electrólisis de soluciones acuosas de compuestos que contienen estos aniones, estos últimos desempeñarán el papel de donantes de electrones, se oxidarán y transferirán sus electrones al circuito externo de la celda electrolítica.
Los aniones de los ácidos del oxígeno (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3-, etc.) pueden retener sus electrones con mayor firmeza que las moléculas de agua. En este caso, el agua se oxida en el ánodo, mientras que los aniones permanecen sin cambios.
En el caso de un ánodo soluble, el número de procesos oxidativos aumenta a tres:
1) oxidación electroquímica del agua con liberación de oxígeno; 2) descarga de aniones (es decir, su oxidación); 3) oxidación electroquímica del metal anódico (disolución anódica del metal).
De los procesos posibles, tendrá lugar el que sea energéticamente más favorable. Si el metal del ánodo está ubicado en una serie de potenciales estándar antes que los otros dos sistemas electroquímicos, entonces se observará la disolución anódica del metal. De lo contrario, habrá una evolución de oxígeno o una descarga de aniones. No se ha establecido una secuencia cercana para la descarga de aniones. Al disminuir la capacidad de donar electrones, los aniones más comunes se organizan de la siguiente manera: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- .
Consideremos varios casos típicos de electrólisis de soluciones acuosas.
Electrólisis de una solución de CuCl 2 con un ánodo insoluble
En una serie de voltajes, el cobre se ubica después del hidrógeno, por lo que se descargará Cu 2+ en el cátodo y se liberará cobre metálico, y los iones de cloruro se oxidarán a cloro molecular Cl 2 en el ánodo.
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Cátodo (-) |
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cobre 2+ + 2ē → Cu 0 |
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2Cl – – 2ē → Cl 2 |
cobre 2+ + 2 cl – → cobre 0 +Cl 2
CuCl 2 → cobre 0 +Cl 2
Salida de corriente metálica (95-100%).
Electrólisis de solución de NaNO 3
Dado que el sodio en la serie de voltajes es mucho más temprano que el hidrógeno, el agua se descargará en el cátodo. En el ánodo, también se descargará agua.
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Cátodo (-) |
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2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Vaya – |
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2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
Por lo tanto, se libera hidrógeno en el cátodo y se crea un ambiente alcalino, se libera oxígeno en el ánodo y se crea un ambiente ácido cerca del ánodo. Si los espacios del ánodo y el cátodo no están separados entre sí, la solución en todas sus partes permanecerá eléctricamente neutra.
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Cátodo (-) |
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2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Vaya – |
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2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
6 horas 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4 horas + +O 2
6 horas 2 O → 2H 2 +O 2 + 4 horas 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
La salida de corriente del metal es cero.
Por lo tanto, durante la electrólisis de la solución de NaNO 3, se producirá la electrólisis del agua. El papel de la sal de NaNO 3 se reduce a un aumento de la conductividad eléctrica de la solución.
Electrólisis de solución de FeSO 4
Reacciones en el cátodo (-) (reducción):
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a) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
reacciones simultáneas |
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b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Vaya – . |
Reacción en el ánodo (+) (oxidación):
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 .
La salida actual del metal es promedio.
Electrólisis de solución KJ con ánodo insoluble
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Cátodo (-) |
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2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Vaya – |
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2J – – 2ē → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Vaya – +J 2 .
La ecuación de reacción final para la electrólisis de la solución KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 +J 2 + 2KOH.
Electrólisis de una solución de CuSO 4 con un ánodo de cobre (soluble).
El potencial estándar del cobre es +0,337 V, que es mucho más alto que -0,41 V; por lo tanto, durante la electrólisis de una solución de CuSO 4 en el cátodo, se produce una descarga de iones Cu 2+ y se libera cobre metálico. En el ánodo, ocurre el proceso opuesto: la oxidación del metal, ya que el potencial de cobre es mucho menor que el potencial de oxidación del agua (+1.228 V), y aún más, el potencial de oxidación del ion SO 4 2- ( +2,01 V). En consecuencia, en este caso, la electrólisis se reduce a la disolución del metal (cobre) del ánodo y su separación en el cátodo.
Esquema de electrólisis de solución de sulfato de cobre:
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Cátodo (-) |
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cobre 2+ + 2ē → Cu 0 |
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cobre 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Este proceso se utiliza para el refinado eléctrico de metales (el llamado refinado electrolítico).
¿Qué es la electrólisis? Para una comprensión más sencilla de la respuesta a esta pregunta, imaginemos cualquier fuente de corriente continua. Para cada fuente de CC, siempre puede encontrar un polo positivo y uno negativo:
Conectemos a él dos placas conductoras de electricidad químicamente resistentes, que llamaremos electrodos. La placa conectada al polo positivo se llama ánodo, y al polo negativo se llama cátodo:
El cloruro de sodio es un electrolito; cuando se funde, se disocia en cationes de sodio e iones de cloruro:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Es obvio que los aniones de cloro cargados negativamente irán al electrodo cargado positivamente, el ánodo, y los cationes Na + cargados positivamente irán al electrodo cargado negativamente, el cátodo. Como resultado de esto, tanto los cationes Na+ como los aniones Cl- se descargarán, es decir, se convertirán en átomos neutros. La descarga se produce mediante la adquisición de electrones en el caso de los iones Na+ y la pérdida de electrones en el caso de los iones Cl−. Es decir, el proceso continúa en el cátodo:
Na + + 1e − = Na 0 ,
Y en el ánodo:
Cl − − 1e − = Cl
Dado que cada átomo de cloro tiene un electrón desapareado, su existencia individual es desfavorable y los átomos de cloro se combinan en una molécula de dos átomos de cloro:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Por lo tanto, en total, el proceso que ocurre en el ánodo se escribe más correctamente de la siguiente manera:
2Cl - - 2e - = Cl2
Es decir, tenemos:
Cátodo: Na + + 1e − = Na 0
Ánodo: 2Cl - - 2e - = Cl 2
Resumamos el balance electrónico:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Suma los lados izquierdo y derecho de ambas ecuaciones. medias reacciones, obtenemos:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Reducimos dos electrones de la misma manera que se hace en álgebra, obtenemos la ecuación iónica de la electrólisis:
2NaCl (l.) => 2Na + Cl2
Desde un punto de vista teórico, el caso considerado anteriormente es el más simple, ya que en la masa fundida de cloruro de sodio, entre los iones con carga positiva, solo había iones de sodio, y entre los negativos, solo aniones de cloro.
En otras palabras, ni los cationes Na + ni los aniones Cl − tenían "competidores" para el cátodo y el ánodo.
¿Y qué sucederá, por ejemplo, si en lugar de una fusión de cloruro de sodio, se pasa una corriente a través de su solución acuosa? En este caso también se observa la disociación del cloruro de sodio, pero la formación de sodio metálico en una solución acuosa se vuelve imposible. Después de todo, sabemos que el sodio, un representante de los metales alcalinos, es un metal extremadamente activo que reacciona muy violentamente con el agua. Si el sodio no se puede reducir en tales condiciones, ¿qué se reducirá en el cátodo?
Recordemos la estructura de la molécula de agua. Es un dipolo, es decir, tiene un polo negativo y otro positivo:
Es debido a esta propiedad que es capaz de "pegarse" tanto a la superficie del cátodo como a la superficie del ánodo:
Pueden tener lugar los siguientes procesos:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
Así, resulta que si consideramos una solución de cualquier electrolito, veremos que los cationes y aniones formados durante la disociación del electrolito compiten con las moléculas de agua por la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo.
Entonces, ¿qué procesos tendrán lugar en el cátodo y en el ánodo? ¿Descarga de iones formados durante la disociación del electrolito o la oxidación/reducción de las moléculas de agua? ¿O, tal vez, todos estos procesos ocurrirán simultáneamente?
Dependiendo del tipo de electrolito, son posibles una variedad de situaciones durante la electrólisis de su solución acuosa. Por ejemplo, los cationes de álcali, metales alcalinotérreos, aluminio y magnesio simplemente no son capaces de reducirse en el medio acuático, ya que su reducción debería haber producido álcali, metales alcalinotérreos, aluminio o magnesio, respectivamente. metales que reaccionan con el agua.
En este caso, solo es posible la reducción de moléculas de agua en el cátodo.
Es posible recordar qué proceso tendrá lugar en el cátodo durante la electrólisis de una solución de cualquier electrolito, siguiendo los siguientes principios:
1) Si el electrolito consiste en un catión metálico, que en estado libre en condiciones normales reacciona con el agua, en el cátodo tiene lugar el siguiente proceso:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Esto se aplica a los metales que se encuentran al comienzo de la serie de actividad Al, inclusive.
2) Si el electrolito consiste en un catión metálico, que en su forma libre no reacciona con el agua, pero reacciona con ácidos no oxidantes, tienen lugar dos procesos a la vez, tanto la reducción de cationes metálicos como de moléculas de agua:
Yo n+ + ne = Yo 0
Estos metales incluyen aquellos entre Al y H en la serie de actividad.
3) Si el electrolito consiste en cationes de hidrógeno (ácido) o cationes metálicos que no reaccionan con ácidos no oxidantes, solo se restauran los cationes de electrolito:
2H + + 2e - \u003d H 2 - en el caso de ácido
Me n + + ne = Me 0 - en el caso de la sal
En el ánodo, por su parte, la situación es la siguiente:
1) Si el electrolito contiene aniones de residuos ácidos libres de oxígeno (excepto F -), entonces el proceso de oxidación se lleva a cabo en el ánodo, las moléculas de agua no se oxidan. Por ejemplo:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Los iones de fluoruro no se oxidan en el ánodo porque el flúor no se puede formar en una solución acuosa (reacciona con el agua)
2) Si el electrolito contiene iones de hidróxido (álcalis), estos se oxidan en lugar de moléculas de agua:
4OH - - 4e - \u003d 2H 2 O + O 2
3) Si el electrolito contiene un residuo ácido que contiene oxígeno (a excepción de los residuos de ácidos orgánicos) o un ion fluoruro (F -) en el ánodo, se lleva a cabo el proceso de oxidación de las moléculas de agua:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
4) En el caso de un residuo ácido de un ácido carboxílico en el ánodo, se lleva a cabo el siguiente proceso:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Practiquemos escribir ecuaciones de electrólisis para varias situaciones:
Ejemplo 1
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una masa fundida de cloruro de zinc, así como la ecuación general de la electrólisis.
Solución
Cuando el cloruro de zinc se funde, se disocia:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
Además, debe prestarse atención al hecho de que es la masa fundida de cloruro de zinc la que se somete a electrólisis, y no la solución acuosa. En otras palabras, sin opciones, solo puede ocurrir la reducción de cationes de zinc en el cátodo y la oxidación de iones de cloruro en el ánodo. sin moléculas de agua
Cátodo: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Ánodo: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2
Ejemplo #2
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de zinc, así como la ecuación general de electrólisis.
Dado que en este caso, una solución acuosa se somete a electrólisis, entonces, teóricamente, las moléculas de agua pueden participar en la electrólisis. Dado que el zinc se encuentra en la serie de actividad entre el Al y el H, esto significa que tanto la reducción de los cationes de zinc como de las moléculas de agua ocurrirán en el cátodo.
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
El ion cloruro es el residuo ácido del ácido libre de oxígeno HCl, por lo tanto, en la competencia por la oxidación en el ánodo, los iones cloruro “ganan” a las moléculas de agua:
2Cl - - 2e - = Cl2
En este caso particular, es imposible escribir la ecuación general de electrólisis, ya que se desconoce la relación entre el hidrógeno y el zinc liberados en el cátodo.
Ejemplo #3
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa de nitrato de cobre, así como la ecuación general de electrólisis.
El nitrato de cobre en solución está en un estado disociado:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
El cobre está en la serie de actividad a la derecha del hidrógeno, es decir, los cationes de cobre se reducirán en el cátodo:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Ion nitrato NO 3 - es un residuo ácido que contiene oxígeno, lo que significa que en la oxidación en el ánodo, los iones nitrato "pierden" en competencia con las moléculas de agua:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
De este modo:
Cátodo: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
La ecuación obtenida como resultado de la suma es la ecuación iónica de la electrólisis. Para obtener la ecuación de electrólisis molecular completa, debe agregar 4 iones de nitrato a los lados izquierdo y derecho de la ecuación iónica resultante como contraiones. Entonces obtendremos:
2Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Ejemplo #4
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa de acetato de potasio, así como la ecuación general de electrólisis.
Solución:
El acetato de potasio en una solución acuosa se disocia en cationes de potasio e iones de acetato:
CH 3 COCINAR \u003d CH 3 COO − + K +
El potasio es un metal alcalino, es decir, está en la serie electroquímica de voltajes desde el principio. Esto significa que sus cationes no pueden descargarse en el cátodo. En cambio, las moléculas de agua serán restauradas:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Como se mencionó anteriormente, los residuos ácidos de los ácidos carboxílicos “ganan” en la competencia por la oxidación de las moléculas de agua en el ánodo:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Así, sumando el balance electrónico y sumando las dos ecuaciones de semirreacciones en el cátodo y el ánodo, obtenemos:
Cátodo: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Ánodo: 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
Hemos obtenido la ecuación de electrólisis completa en forma iónica. Al agregar dos iones de potasio a los lados izquierdo y derecho de la ecuación y agregarlos con contraiones, obtenemos la ecuación de electrólisis completa en forma molecular:
2H 2 O + 2CH 3 COCINAR \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Ejemplo #5
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico, así como la ecuación general de electrólisis.
El ácido sulfúrico se disocia en cationes de hidrógeno e iones de sulfato:
H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-
Los cationes de hidrógeno H + se reducirán en el cátodo y las moléculas de agua se oxidarán en el ánodo, ya que los iones de sulfato son residuos ácidos que contienen oxígeno:
Cátodo: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Ánodo: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1
4H + + 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 + 4H +
Reduciendo los iones de hidrógeno en los lados izquierdo, derecho e izquierdo de la ecuación, obtenemos la ecuación para la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2
Como puede verse, la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico se reduce a la electrólisis del agua.
Ejemplo #6
Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa de hidróxido de sodio, así como la ecuación general de electrólisis.
Disociación de hidróxido de sodio:
NaOH = Na + + OH -
Solo las moléculas de agua se reducirán en el cátodo, ya que el sodio es un metal muy activo, y solo los iones de hidróxido en el ánodo:
Cátodo: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Ánodo: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H 2 O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O
Reduzcamos dos moléculas de agua a la izquierda ya la derecha y 4 iones de hidróxido y lleguemos a la conclusión de que, como en el caso del ácido sulfúrico, la electrólisis de una solución acuosa de hidróxido de sodio se reduce a la electrólisis del agua.
