Ecuația electrolizei acidului clorhidric. Electroliză
Electroliza soluției
și săruri topite (2 ore)
Clasele cursului opțional „Electrochimie”
Obiectivele primei lecții:
Primul plan de lecție
1. Repetarea metodelor studiate pentru obţinerea metalelor.
2. Explicarea noului material.
3. Rezolvarea problemelor din manualul de G.E. Rudzitis, F.G. Feldman „Chimie-9” (M .: Educație, 2002), p. 120, nr.1, 2.
4. Verificarea asimilării cunoștințelor pe sarcinile de testare.
5. Raport privind aplicarea electrolizei.
Obiectivele primei lecții: să învețe cum se scrie scheme pentru electroliza soluțiilor și sărurilor topite și să aplice cunoștințele acumulate pentru rezolvarea problemelor de calcul; continuă formarea abilităților în lucrul cu un manual, materiale de testare; discutați despre aplicarea electrolizei în economia națională.
PROGRESUL PRIMEI LECȚII
Repetarea metodelor învățate obţinerea metalelor pe exemplul obţinerii cuprului din oxid de cupru(II).
Înregistrarea ecuațiilor reacțiilor corespunzătoare:
O altă modalitate de a obține metale din soluții și topituri ale sărurilor lor este electrochimic, sau electroliză.
Electroliza este un proces redox care are loc pe electrozi atunci când un curent electric trece printr-o topitură sau o soluție de electrolit..
Electroliza topiturii clorurii de sodiu:
NaCl Na + + Cl – ;
catod (–) (Na +): Na + + e= Na 0 ,
anod (–) (Cl –): Cl – – e\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2.
Electroliza soluției de clorură de sodiu:
NaCl Na + + Cl – ,
H20H++ + OH-;
catod (–) (Na +; H +): H + + e= H0, 2H0 = H2
(2H2O + 2 e\u003d H 2 + 2OH -),
anod (+) (Cl - ; OH -): Cl - - e\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + Cl2 + H2.
Electroliza soluției de azotat de cupru (II):
Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +
H20H++ + OH-;
catod (–) (Cu 2+; H +): Cu 2+ + 2 e= Cu 0 ,
anod (+) (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.
Aceste trei exemple arată de ce este mai rentabil să se efectueze electroliza decât să se realizeze alte metode de obținere a metalelor: se obțin metale, hidroxizi, acizi, gaze.
Am scris schemele de electroliză, iar acum vom încerca să scriem imediat ecuațiile de electroliză, fără a ne referi la scheme, ci doar folosind scara activității ionice:
Exemple de ecuații de electroliză:
2HgS04 + 2H2O \u003d 2Hg + O2 + 2H2SO4;
Na 2 SO 4 + 2H 2 O \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 + O 2;
2LiCl + 2H2O \u003d 2LiOH + H2 + Cl2.
Rezolvarea problemelor din manualul lui G.E.Rudzitis și F.G.Feldman (clasa a IX-a, p. 120, nr. 1, 2).
Sarcina 1.În timpul electrolizei unei soluții de clorură de cupru (II), masa catodului a crescut cu 8 g. Ce gaz a fost eliberat, care este masa acestuia?
Soluţie
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.
Răspuns. Gazul este clor cu o masă de 8,875 g.
Sarcina 2.În timpul electrolizei unei soluții apoase de azotat de argint, s-au eliberat 5,6 litri de gaz. Câte grame de metal s-au depus pe catod?
Soluţie
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.
Răspuns. 107 g de argint.
Testare
Opțiunea 1
1. În timpul electrolizei unei soluții de hidroxid de potasiu la catod, se eliberează următoarele:
a) hidrogen; b) oxigen; c) potasiu.
2. În timpul electrolizei unei soluții de sulfat de cupru (II) în soluție, se formează următoarele:
a) hidroxid de cupru (II);
b) acid sulfuric;
3. În timpul electrolizei unei soluții de clorură de bariu la anod, se eliberează următoarele:
a) hidrogen; b) clor; c) oxigen.
4. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de aluminiu, la catod se eliberează următoarele:
a) aluminiu; b) clor;
c) electroliza este imposibilă.
5. Electroliza unei soluții de azotat de argint se desfășoară conform următoarei scheme:
a) AgNO3 + H2O Ag + H2 + HNO3;
b) AgNO3 + H2O Ag + O2 + HNO3;
c) AgNO3 + H2O AgNO3 + H2 + O2.
Opțiunea 2
1. În timpul electrolizei unei soluții de hidroxid de sodiu la anod, se eliberează următoarele:
a) sodiu; b) oxigen; c) hidrogen.
2. În timpul electrolizei unei soluții de sulfură de sodiu în soluție, se formează următoarele:
a) acid hidrosulfuric;
b) hidroxid de sodiu;
3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de mercur (II), la catod se eliberează următoarele:
a) mercur; b) clor; c) electroliza este imposibilă.
4.
5. Electroliza unei soluții de azotat de mercur(II) are loc după următoarea schemă:
a) Hg (NO3)2 + H2O Hg + H2 + HNO3;
b) Hg (NO3)2 + H20Hg + O2 + HNO3;
c) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.
Opțiunea 3
1. În timpul electrolizei unei soluții de nitrat de cupru (II), la catod se eliberează următoarele:
a) cupru; b) oxigen; c) hidrogen.
2. În timpul electrolizei unei soluții de bromură de litiu în soluție, se formează următoarele:
b) acid bromhidric;
c) hidroxid de litiu.
3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de argint, la catod se eliberează următoarele:
a) argint; b) clor; c) electroliza este imposibilă.
4. În timpul electrolizei unei soluții de clorură de aluminiu, aluminiul este eliberat în:
a) catod; b) anod; c) rămâne în soluţie.
5. Electroliza unei soluții de bromură de bariu se desfășoară conform următoarei scheme:
a) BaBr2 + H2OBr2 + H2 + Ba (OH)2;
b) BaBr2 + H20Br2 + Ba + H20;
c) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba (OH) 2.
Opțiunea 4
1. În timpul electrolizei unei soluții de hidroxid de bariu la anod, se eliberează următoarele:
a) hidrogen; b) oxigen; c) bariu.
2. În timpul electrolizei unei soluții de iodură de potasiu în soluție, se formează următoarele:
a) acid iodhidric;
b) apa; c) hidroxid de potasiu.
3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de plumb (II), la catod se eliberează următoarele:
un avans; b) clor; c) electroliza este imposibilă.
4. În timpul electrolizei unei soluții de azotat de argint la catod, se eliberează următoarele:
a) argint; b) hidrogen; c) oxigen.
5. Electroliza soluției de sulfură de sodiu are loc după următoarea schemă:
a) Na2S + H20S + H2 + NaOH;
b) Na2S + H20H2 + O2 + Na2S;
c) Na2S + H20H2 + Na2S + NaOH.
Răspunsuri
| Opțiune | Intrebarea 1 | intrebarea 2 | Întrebarea 3 | Întrebarea 4 | Întrebarea 5 |
| 1 | A | b | b | A | b |
| 2 | b | b | A | A | b |
| 3 | A | în | A | în | A |
| 4 | b | în | A | A | A |
Utilizarea electrolizei în economia națională
1. Pentru a proteja produsele metalice de coroziune, pe suprafața acestora se aplică un strat subțire de alt metal: crom, argint, aur, nichel etc. Uneori, pentru a nu risipi metale scumpe, se produce o acoperire cu mai multe straturi. De exemplu, părțile exterioare ale unei mașini sunt mai întâi acoperite cu un strat subțire de cupru, un strat subțire de nichel este aplicat pe cupru și un strat de crom este aplicat pe acesta.
Atunci când se aplică acoperiri pe metal prin electroliză, acestea sunt obținute chiar și în grosime și durabile. În acest fel, puteți acoperi produse de orice formă. Această ramură a electrochimiei aplicate se numește galvanizare.
2. Pe lângă protecția împotriva coroziunii, acoperirile galvanice conferă un aspect decorativ frumos produselor.
3. O altă ramură a electrochimiei, apropiată în principiu de galvanizare, se numește galvanizare. Acesta este procesul de obținere a copiilor exacte ale diferitelor articole. Pentru a face acest lucru, obiectul este acoperit cu ceară și se obține o matrice. Toate adânciturile obiectului copiat de pe matrice vor fi umflături. Suprafața matricei de ceară este acoperită cu un strat subțire de grafit, făcându-l conductiv electric.
Electrodul de grafit rezultat este scufundat într-o baie de soluție de sulfat de cupru. Anodul este din cupru. În timpul electrolizei, anodul de cupru se dizolvă, iar cuprul este depus pe catodul de grafit. Astfel, se obține o copie exactă de cupru.
Cu ajutorul electroformarii se realizeaza clisee pentru printare, se realizeaza discuri de gramofon, se metalizeaza diverse obiecte. Galvanoplastia a fost descoperită de omul de știință rus B.S. Jacobi (1838).
Realizarea matrițelor de înregistrare implică aplicarea unui strat subțire de argint pe un disc de plastic pentru a-l face conductiv electric. Apoi, pe placă se aplică un strat de nichel electrolitic.
Ce ar trebui făcut pentru a face o placă într-o baie electrolitică - anod sau catod?
(Despre et. Catod.)
4. Electroliza este folosită pentru a obține multe metale: alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu, lantanide etc.
5. Pentru a curăța unele metale de impurități, metalul cu impurități este conectat la anod. Metalul este dizolvat în timpul procesului de electroliză și precipitat pe catodul metalic, în timp ce impuritatea rămâne în soluție.
6. Electroliza este utilizată pe scară largă pentru a obține substanțe complexe (alcali, acizi care conțin oxigen), halogeni.
Munca practica(a doua lectie)
Obiectivele lecției. Efectuați electroliza apei, prezentați galvanizarea în practică, consolidați cunoștințele acumulate în prima lecție.
Echipamente.Pe mesele elevilor: o baterie descărcată, două fire cu borne, doi electrozi de grafit, un pahar, eprubete, un trepied cu două picioare, soluție de sulfat de sodiu 3%, o lampă cu spirt, chibrituri, o lanternă.
Pe biroul profesorului: la fel + o soluție de sulfat de cupru, o cheie de alamă, un tub de cupru (o bucată de cupru).
Briefing pentru studenți
1. Atașați firele cu terminale la electrozi.
2. Așezați electrozii într-un pahar astfel încât să nu se atingă.
3. Turnați soluția de electrolit (sulfat de sodiu) în pahar.
4. Turnați apă în eprubete și, punându-le cu capul în jos într-un pahar cu electrolit, puneți-le pe electrozii de grafit unul câte unul, fixând marginea superioară a eprubetei în piciorul trepiedului.
5. După ce dispozitivul este montat, atașați capetele firelor la baterie.
6. Observați evoluția bulelor de gaz: se eliberează mai puține la anod decât la catod. După ce aproape toată apa dintr-o eprubetă este deplasată de gazul eliberat, iar în cealaltă - la jumătate, deconectați firele de la baterie.
7. Aprindeți lampa cu spirt, scoateți cu grijă eprubeta, unde apa este aproape complet deplasată și aduceți-o la lampa cu spirt - se va auzi un zgomot caracteristic de gaz.
8. Aprindeți o torță. Scoateți a doua eprubetă, verificați cu o atelă de gaz care mocnește.
Teme pentru elevi
1. Schițați dispozitivul.
2. Scrieți o ecuație pentru electroliza apei și explicați de ce a fost necesar să se efectueze electroliza într-o soluție de sulfat de sodiu.
3. Scrieți ecuații de reacție care reflectă degajarea de gaze pe electrozi.
Experiment demonstrativ pentru profesor
(poate fi realizat de cei mai buni elevi din clasă
cu echipament adecvat)
1. Conectați bornele firului la tubul de cupru și cheia de alamă.
2. Coborâți tubul și introduceți într-un pahar cu soluție de sulfat de cupru (II).
3. Conectați al doilea capăt al firelor la baterie: „minus” al bateriei la tubul de cupru, „plus” la cheie!
4. Observați eliberarea de cupru pe suprafața cheii.
5. După efectuarea experimentului, deconectați mai întâi bornele de la baterie, apoi scoateți cheia din soluție.
6. Dezasamblați circuitul de electroliză cu un electrod solubil:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ +
anod (+): Сu 0 - 2 e\u003d Cu 2+,
catod (–): Cu 2+ + 2 e= Сu 0 .
Ecuația generală pentru electroliza cu un anod solubil nu poate fi scrisă.
Electroliza a fost efectuată într-o soluție de sulfat de cupru (II), deoarece:
a) este nevoie de o soluție de electrolit pentru ca un curent electric să circule, tk. apa este un electrolit slab;
b) nu vor fi eliberate produse secundare ale reacțiilor, ci doar cupru la catod.
7. Pentru a consolida trecutul, scrieți o schemă pentru electroliza clorurii de zinc cu electrozi de carbon:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -,
catod (–): Zn 2+ + 2 e= Zn 0 ,
2H2O+2 e\u003d H 2 + 2OH -,
anod (+): 2Cl – – 2 e=Cl2.
Ecuația generală a reacției în acest caz nu poate fi scrisă, deoarece nu se știe ce parte din cantitatea totală de energie electrică merge la reducerea apei și ce parte - la reducerea ionilor de zinc.
 |
Schema experimentului demonstrativ |
Teme pentru acasă
1. Scrieți o ecuație pentru electroliza unei soluții care conține un amestec de azotat de cupru(II) și azotat de argint cu electrozi inerți.
2. Scrieți ecuația pentru electroliza soluției de hidroxid de sodiu.
3. Pentru a curăța o monedă de cupru, aceasta trebuie atârnată pe un fir de cupru conectat la polul negativ al bateriei și coborâtă într-o soluție de NaOH 2,5%, unde electrodul de grafit conectat la polul pozitiv al bateriei ar trebui să fie, de asemenea, scufundat. . Explicați cum o monedă devine curată. ( Răspuns. Ionii de hidrogen se reduc la catod:
2H + + 2 e\u003d H 2.
Hidrogenul reacţionează cu oxidul de cupru de pe suprafaţa monedei:
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.
Această metodă este mai bună decât curățarea cu pulbere, deoarece. moneda nu este ștearsă.)
Când se ia în considerare electroliza soluțiilor apoase, trebuie avut în vedere că, pe lângă ionii electroliți, în orice soluție apoasă există și ioni care sunt produse ale disocierii apei H + și OH -.
Într-un câmp electric, ionii de hidrogen se deplasează spre catod, iar ionii OH se deplasează spre anod. Astfel, atât cationii electroliți, cât și cationii de hidrogen pot fi descărcați la catod. În mod similar, la anod, atât anionii electroliți, cât și ionii hidroxid pot fi descărcați. În plus, moleculele de apă pot suferi și o oxidare sau o reducere electrochimică.
Procesele electrochimice care vor avea loc la electrozi în timpul electrolizei vor depinde în primul rând de valorile relative ale potențialelor electrodului sistemelor electrochimice corespunzătoare. Dintre cele mai multe procese posibile, va continua cel cu consum minim de energie. Aceasta înseamnă că formele oxidate ale sistemelor electrochimice cu cel mai mare potenţial de electrod vor fi reduse la catod, în timp ce formele reduse ale sistemelor cu cel mai mic potenţial de electrod vor fi oxidate la anod. În cazul general, acei atomi, molecule și ioni, ale căror potențiale sunt cele mai scăzute în condiții date, se oxidează mai ușor pe anod, iar acei ioni, molecule, atomi ale căror potențiale sunt cele mai mari se reduc mai ușor pe catod. Să luăm în considerare procesele catodice care au loc în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri. Aici este necesar să se țină cont de mărimea potențialului electrodului procesului de reducere a ionilor de hidrogen, care depinde de concentrația ionilor de hidrogen. Cunoaștem ecuația generală a potențialului electrodului pentru electrodul de hidrogen (secțiunea 2.3).
În cazul soluțiilor neutre (pH=7), valoarea potențialului electrodului procesului de reducere a ionilor de hidrogen este
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin cationi metalici, al căror potențial electrod este mult mai pozitiv decât –0,41 V, metalul va fi redus dintr-o soluție neutră a unui astfel de electrolit la catod. Astfel de metale se află într-o serie de tensiuni în apropierea hidrogenului (începând aproximativ de la staniu și după acesta);
2) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin cationi metalici, al căror potențial electrod este mult mai negativ decât -0,41 V, metalul nu va fi redus la catod, dar hidrogenul va fi eliberat. Astfel de metale includ alcaline, alcalino-pământoase, magneziu, aluminiu, până la aproximativ titan;
3) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin cationi metalici, al căror potențial electrod este apropiat de -0,41 V (metale din partea de mijloc a seriei - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), apoi, în funcție de concentrație a soluției de sare și a condițiilor de electroliză (densitatea curentului, temperatura, compoziția soluției), sunt posibile atât reducerea metalului, cât și degajarea hidrogenului; uneori există o eliberare comună de metal și hidrogen.
Eliberarea electrochimică a hidrogenului din soluțiile acide are loc datorită descărcării ionilor de hidrogen:
2H + 2ē → 2H 0
2H 0 = H 2 .
În cazul mediilor neutre sau alcaline, degajarea de hidrogen are loc ca urmare a reducerii electrochimice a apei:
HOH + ē → H 0 + OH –
H 0 + H 0 = H 2 ,
|
apoi 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
Astfel, natura procesului catodic în timpul electrolizei soluțiilor apoase este determinată în primul rând de poziția metalului corespunzător în seria potențialelor standard de electrozi ale metalelor.
Dacă o soluție apoasă care conține cationi ai diferitelor metale este supusă electrolizei, atunci eliberarea lor la catod, de regulă, va avea loc în ordinea scăderii valorii algebrice a potențialului electrodului metalului. De exemplu, dintr-un amestec de cationi Ag +, Cu 2+ și Zn 2+ cu o tensiune suficientă la bornele electrolizatorului, cationi de argint (φ 0 \u003d +0,8 V), apoi cupru (φ 0 \u003d +0,34 V). ) și, în cele din urmă, zinc (φ 0 \u003d -0,76 V).
Separarea electrochimică a metalelor dintr-un amestec de cationi este utilizată în inginerie și în analiza cantitativă. În general, capacitatea de a descărca (accepta electroni) pentru ionii metalici este determinată de poziția metalelor într-o serie de potențiale standard ale electrodului. Cu cât metalul se află mai în stânga în seria tensiunilor, cu atât potenţialul său negativ sau mai puţin pozitiv, cu atât este mai dificil pentru ionii săi să se descarce. Deci, din ionii metalici într-o serie de tensiuni, ionii de aur trivalenți se descarcă cel mai ușor (la cele mai mici tensiuni ale curentului electric), apoi ionii de argint etc. Cea mai dificilă (la cea mai mare tensiune a curentului electric) este descărcarea ionilor de potasiu. Dar valoarea potențialului unui metal, după cum se știe, variază în funcție de concentrația ionilor săi în soluție; în același mod, ușurința de descărcare a ionilor fiecărui metal variază în funcție de concentrația acestora: o creștere a concentrației facilitează descărcarea ionilor, o scădere o îngreunează. Prin urmare, în timpul electrolizei unei soluții care conține ioni ai mai multor metale, este posibil ca eliberarea unui metal mai activ să aibă loc mai devreme decât eliberarea unuia mai puțin activ (dacă concentrația primului ion metalic este semnificativă și al doilea este foarte scăzut).
Să luăm în considerare procesele anodice care au loc în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri. Natura reacțiilor care au loc la anod depinde atât de prezența moleculelor de apă, cât și de substanța din care este realizat anodul. Trebuie avut în vedere faptul că materialul anodului se poate oxida în timpul electrolizei. În acest sens, se face o distincție între electroliza cu un anod inert (insolubil) și electroliza cu un anod activ (solubil). Anozii insolubili sunt fabricați din cărbune, grafit, platină, iridiu; anozi solubili - din cupru, argint, zinc, cadmiu, nichel și alte metale. Pe un anod insolubil în timpul electrolizei, anionii sau moleculele de apă sunt oxidate. În timpul electrolizei soluțiilor apoase de acizi fără oxigen HI, HBr, HCl, H 2 S și sărurile acestora (cu excepția HF și fluorurilor), anionii sunt descărcați la anod și halogenul corespunzător este eliberat. Rețineți că eliberarea de clor în timpul electrolizei HCl și a sărurilor sale contrazice poziția reciprocă a sistemelor.
2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
într-o serie de potenţiale standard ale electrodului. Această anomalie este asociată cu o supratensiune semnificativă a celui de-al doilea dintre aceste două procese cu electrozi - materialul anodului are un efect inhibitor asupra procesului de evoluție a oxigenului.
În timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri care conțin anioni SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- etc., precum și fluorura de hidrogen și fluorurile, are loc oxidarea electrochimică a apei. În funcție de pH-ul soluției, acest proces decurge diferit și poate fi scris în ecuații diferite. Într-un mediu alcalin, ecuația are forma
4OH – – 4ē → 2H 2 O+O 2 , (pH > 7)
iar în medii acide sau neutre avem
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
apoi 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 2O 2 . |
În cazurile luate în considerare, oxidarea electrochimică a apei este procesul cel mai favorabil energetic. Oxidarea anionilor care conțin oxigen are loc la potențiale foarte mari. De exemplu, potențialul standard de oxidare al ionului SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- este de 2,01 V, ceea ce depășește semnificativ potențialul standard de oxidare a apei de 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4 ore + (φ 0 = 1,228 V).
Potențialul standard de oxidare a ionilor F - este și mai important
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 LA).
În general, în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri, cationii de metal și hidrogen se apropie simultan de catodul electrolizorului, în timp ce fiecare dintre ei „pretinde” a fi redus datorită electronilor care vin din catod. Cum va proceda de fapt procesul de reducere la catod? Răspunsul poate fi obținut pe baza unui număr de solicitări ale metalelor. În acest caz, cu cât valoarea algebrică a potențialului standard al electrodului metalului este mai mică, cu atât acceptorii de electroni sunt mai slabi cationii lor și cu atât este mai dificil să le reducă pe catod. În acest sens, trei grupe de cationi se disting în funcție de relația lor cu electroreducerea.
1. Cationi caracterizați prin activitate mare de atragere de electroni (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). În timpul electrolizei sărurilor acestor cationi, are loc reducerea aproape completă a cationilor metalici; curent de ieșire 100% sau aproape de acesta.
2. Cationi caracterizați prin valori medii ale capacității de atragere a electronilor (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). În timpul electrolizei la catod, cationii atât ai metalului, cât și ai moleculelor de apă sunt reduse simultan, ceea ce duce la o scădere a eficienței curente a metalului.
3. Cationi care prezintă o capacitate scăzută de atragere a electronilor (K+, Ca2+, Mg2+, Al3+). În acest caz, acceptorii de electroni ai catodului nu sunt cationi ai grupului luat în considerare, ci molecule de apă. În acest caz, cationii înșiși rămân neschimbați în soluția apoasă, iar eficiența curentă se apropie de zero.
Raportul dintre diferiți anioni și electrooxidarea la anod
Anionii acizilor fără oxigen și sărurile lor (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ etc.) își mențin electronii mai slabi decât o moleculă de apă. Prin urmare, în timpul electrolizei soluțiilor apoase de compuși care conțin acești anioni, aceștia din urmă vor juca rolul de donatori de electroni, vor fi oxidați și își vor transfera electronii în circuitul extern al celulei electrolitice.
Anionii acizilor oxigenați (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- etc.) sunt capabili să-și țină electronii mai ferm decât moleculele de apă. În acest caz, apa este oxidată la anod, în timp ce anionii înșiși rămân neschimbați.
În cazul unui anod solubil, numărul proceselor oxidative crește la trei:
1) oxidarea electrochimică a apei cu eliberare de oxigen; 2) descărcarea de anioni (adică oxidarea acestuia); 3) oxidarea electrochimică a metalului anodic (dizolvarea anodică a metalului).
Dintre procesele posibile, va avea loc cel mai favorabil energetic. Dacă metalul anod este situat într-o serie de potențiale standard mai devreme decât celelalte două sisteme electrochimice, atunci se va observa dizolvarea anodică a metalului. În caz contrar, va avea loc o evoluție a oxigenului sau o descărcare de anioni. Nu a fost stabilită o secvență apropiată pentru descărcarea de anioni. Prin scăderea capacității de a dona electroni, anionii cei mai obișnuiți sunt aranjați astfel: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- .
Să luăm în considerare câteva cazuri tipice de electroliză a soluțiilor apoase.
Electroliza unei soluții de CuCl 2 cu un anod insolubil
Într-o serie de tensiuni, cuprul este situat după hidrogen, astfel încât Cu 2+ va fi descărcat la catod și cuprul metalic va fi eliberat, iar ionii de clorură vor fi oxidați la clor molecular Cl 2 la anod.
|
catod (-) |
|
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2ē → Cl 2 |
Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 +Cl 2
CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2
Ieșire curent metalic (95-100%).
Electroliza soluției de NaNO3
Deoarece sodiul din seria de tensiuni este mult mai devreme decât hidrogenul, apa va fi descărcată la catod. La anod se va deversa si apa.
|
catod (-) |
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
Astfel, hidrogenul este eliberat la catod și se creează un mediu alcalin, oxigenul este eliberat la anod și se creează un mediu acid în apropierea anodului. Dacă spațiile anodului și catodic nu sunt separate unul de celălalt, atunci soluția în toate părțile sale va rămâne neutră din punct de vedere electric.
|
catod (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4 ore + +O 2
6H 2 O → 2H 2 +O 2 + 4 ore 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Ieșirea curentă a metalului este zero.
Prin urmare, în timpul electrolizei soluției de NaNO 3, va avea loc electroliza apei. Rolul sării NaNO 3 se reduce la o creștere a conductivității electrice a soluției.
Electroliza soluției de FeSO4
Reacții la catod (-) (reducere):
|
A) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
reacții simultane |
|
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – . |
Reacția la anod (+) (oxidare):
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 .
Ieșirea curentă a metalului este medie.
Electroliza soluției KJ cu anod insolubil
|
catod (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2J – – 2ē → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Oh – + J 2 .
Ecuația finală a reacției pentru electroliza soluției KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 + J 2 + 2KOH.
Electroliza unei soluții de CuSO 4 cu un anod de cupru (solubil).
Potențialul standard al cuprului este de +0,337 V, ceea ce este mult mai mare decât -0,41 V; prin urmare, în timpul electrolizei unei soluții de CuSO 4 la catod, are loc o descărcare de ioni de Cu 2+ și se eliberează cupru metalic. La anod are loc procesul opus - oxidarea metalului, deoarece potențialul de cupru este mult mai mic decât potențialul de oxidare al apei (+1,228 V), și cu atât mai mult - potențialul de oxidare al ionului SO 4 2- ( +2,01 V). În consecință, în acest caz, electroliza se reduce la dizolvarea metalului (cuprului) anodului și separarea acestuia la catod.
Schema electrolizei soluției de sulfat de cupru:
|
catod (-) |
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Acest proces este utilizat pentru rafinarea electrică a metalelor (așa-numita rafinare electrolitică).
Ce este electroliza? Pentru o înțelegere mai simplă a răspunsului la această întrebare, să ne imaginăm orice sursă de curent continuu. Pentru fiecare sursă de curent continuu, puteți găsi întotdeauna un pol pozitiv și unul negativ:
Să conectăm la el două plăci conductoare electric rezistente chimic, pe care le vom numi electrozi. Placa conectată la polul pozitiv se numește anod, iar la polul negativ se numește catod:
Clorura de sodiu este un electrolit; atunci când se topește, se disociază în cationi de sodiu și ioni de clorură:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Este evident că anionii de clor încărcați negativ vor merge la electrodul încărcat pozitiv - anod, iar cationii Na + încărcați pozitiv vor merge la electrodul încărcat negativ - catod. Ca urmare a acestui fapt, atât cationii Na +, cât și anionii Cl - vor fi descărcați, adică vor deveni atomi neutri. Descărcarea se produce prin achiziționarea de electroni în cazul ionilor de Na + și pierderea de electroni în cazul ionilor Cl −. Adică, procesul se desfășoară la catod:
Na + + 1e − = Na 0 ,
Și pe anod:
Cl − − 1e − = Cl
Deoarece fiecare atom de clor are un electron nepereche, existența lor unică este nefavorabilă și atomii de clor se combină într-o moleculă de doi atomi de clor:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Astfel, în total, procesul care are loc la anod este scris mai corect după cum urmează:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Adică avem:
Catod: Na + + 1e − = Na 0
Anod: 2Cl - - 2e - = Cl 2
Să rezumam balanța electronică:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Adăugați părțile din stânga și din dreapta ambelor ecuații jumatate de reactii, primim:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Reducem doi electroni în același mod cum se face în algebră, obținem ecuația ionică a electrolizei:
2NaCl (l.) => 2Na + Cl 2
Din punct de vedere teoretic, cazul avut în vedere mai sus este cel mai simplu, întrucât în topitura de clorură de sodiu, printre ionii încărcați pozitiv, au existat doar ioni de sodiu, iar dintre cei negativi, doar anioni de clor.
Cu alte cuvinte, nici cationii Na +, nici anionii Cl − nu au avut „concurenți” pentru catod și anod.
Și ce se va întâmpla, de exemplu, dacă în loc de o topitură de clorură de sodiu, se trece un curent prin soluția sa apoasă? În acest caz se observă și disocierea clorurii de sodiu, dar formarea de sodiu metalic într-o soluție apoasă devine imposibilă. La urma urmei, știm că sodiul, un reprezentant al metalelor alcaline, este un metal extrem de activ care reacționează foarte violent cu apa. Dacă sodiul nu poate fi redus în astfel de condiții, atunci ce se va reduce la catod?
Să ne amintim structura moleculei de apă. Este un dipol, adică are un pol negativ și unul pozitiv:
Datorită acestei proprietăți, este capabil să „lipească” atât suprafața catodului, cât și suprafața anodului:
Pot avea loc următoarele procese:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
Astfel, se dovedește că dacă luăm în considerare o soluție a oricărui electrolit, vom vedea că cationii și anionii formați în timpul disocierii electrolitului concurează cu moleculele de apă pentru reducerea la catod și oxidarea la anod.
Deci, ce procese vor avea loc la catod și la anod? Descărcarea ionilor formați în timpul disocierii electrolitului sau oxidării/reducerii moleculelor de apă? Sau, poate, toate aceste procese vor avea loc simultan?
În funcție de tipul de electrolit, sunt posibile o varietate de situații în timpul electrolizei soluției sale apoase. De exemplu, cationii de metale alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu și magneziu pur și simplu nu pot fi reduse în mediul acvatic, deoarece reducerea lor ar fi trebuit să producă metale alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu sau, respectiv, magneziu. metale care reacţionează cu apa.
În acest caz, este posibilă doar reducerea moleculelor de apă la catod.
Este posibil să ne amintim ce proces va avea loc pe catod în timpul electrolizei unei soluții de orice electrolit, urmând următoarele principii:
1) Dacă electrolitul constă dintr-un cation metalic, care în stare liberă în condiții normale reacționează cu apa, pe catod are loc următorul proces:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Acest lucru se aplică metalelor care se află la începutul seriei de activitate Al, inclusiv.
2) Dacă electrolitul constă dintr-un cation metalic, care în forma sa liberă nu reacționează cu apa, ci reacționează cu acizii neoxidanți, au loc două procese simultan, atât reducerea cationilor metalici, cât și a moleculelor de apă:
Me n+ + ne = Me 0
Aceste metale le includ pe cele cuprinse între Al și H în seria de activitate.
3) Dacă electrolitul constă din cationi de hidrogen (acid) sau cationi metalici care nu reacționează cu acizii neoxidanți, se refac numai cationii electroliți:
2H + + 2e - \u003d H 2 - în cazul acidului
Me n + + ne = Me 0 - în cazul sării
La anod, între timp, situația este următoarea:
1) Dacă electrolitul conține anioni de reziduuri acide fără oxigen (cu excepția F -), atunci procesul de oxidare a acestora are loc la anod, moleculele de apă nu sunt oxidate. De exemplu:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Ionii de fluor nu sunt oxidați la anod deoarece fluorul nu se poate forma într-o soluție apoasă (reacționează cu apa)
2) Dacă electrolitul conține ioni de hidroxid (alcali), aceștia sunt oxidați în loc de molecule de apă:
4OH - - 4e - \u003d 2H 2 O + O 2
3) Dacă electrolitul conține un reziduu de acid care conține oxigen (cu excepția reziduurilor de acid organic) sau un ion de fluor (F -) pe anod, are loc procesul de oxidare a moleculelor de apă:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
4) În cazul unui reziduu acid al unui acid carboxilic pe anod, are loc următorul proces:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Să exersăm scrierea ecuațiilor de electroliză pentru diverse situații:
Exemplul #1
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei topituri de clorură de zinc, precum și ecuația generală de electroliză.
Soluţie
Când clorura de zinc este topită, se disociază:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
În plus, trebuie acordată atenție faptului că topitura de clorură de zinc este cea care suferă electroliză, și nu soluția apoasă. Cu alte cuvinte, fără opțiuni, doar reducerea cationilor de zinc poate avea loc la catod, iar oxidarea ionilor de clorură la anod. fara molecule de apa
Catod: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anod: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2
Exemplul #2
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de clorură de zinc, precum și ecuația generală de electroliză.
Deoarece în acest caz, o soluție apoasă este supusă electrolizei, atunci, teoretic, moleculele de apă pot lua parte la electroliză. Deoarece zincul este situat în seria de activitate între Al și H, aceasta înseamnă că atât reducerea cationilor de zinc, cât și a moleculelor de apă va avea loc la catod.
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Ionul de clorură este reziduul acid al acidului fără oxigen HCl, prin urmare, în competiția pentru oxidarea la anod, ionii de clorură „câștigă” moleculele de apă:
2Cl - - 2e - = Cl 2
În acest caz particular, este imposibil să scrieți ecuația generală a electrolizei, deoarece raportul dintre hidrogen și zinc eliberat la catod este necunoscut.
Exemplul #3
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de nitrat de cupru, precum și ecuația generală de electroliză.
Nitratul de cupru în soluție este în stare disociată:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Cuprul se află în seria de activități din dreapta hidrogenului, adică cationii de cupru vor fi redusi la catod:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Ionul de azotat NO 3 - este un reziduu de acid care conține oxigen, ceea ce înseamnă că în oxidarea la anod, ionii de azotat „pierd” în competiție cu moleculele de apă:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
În acest fel:
Catod: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
Ecuația obținută ca urmare a adunării este ecuația ionică a electrolizei. Pentru a obține ecuația completă a electrolizei moleculare, trebuie să adăugați 4 ioni de nitrat în partea stângă și dreaptă a ecuației ionice rezultate ca contraioni. Atunci vom obține:
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Exemplul #4
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de acetat de potasiu, precum și ecuația generală de electroliză.
Soluţie:
Acetatul de potasiu într-o soluție apoasă se disociază în cationi de potasiu și ioni de acetat:
CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +
Potasiul este un metal alcalin, adică este în seria electrochimică de tensiuni la început. Aceasta înseamnă că cationii săi nu sunt capabili să fie descărcați la catod. În schimb, moleculele de apă vor fi restaurate:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
După cum sa menționat mai sus, reziduurile acide ale acizilor carboxilici „câștigă” în competiția pentru oxidarea din moleculele de apă la anod:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Astfel, însumând balanța electronică și adunând cele două ecuații de semireacții la catod și anod, obținem:
Catod: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Anod: 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
Am obținut ecuația completă a electrolizei în formă ionică. Adăugând doi ioni de potasiu în partea stângă și dreaptă a ecuației și adăugându-i cu contraioni, obținem ecuația completă de electroliză în formă moleculară:
2H 2 O + 2CH 3 COOK \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Exemplul #5
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de acid sulfuric, precum și ecuația generală de electroliză.
Acidul sulfuric se disociază în cationi de hidrogen și ioni sulfat:
H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-
Cationii de hidrogen H + vor fi redusi la catod, iar moleculele de apa vor fi oxidate la anod, deoarece ionii sulfat sunt reziduuri acide care contin oxigen:
Catod: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Anod: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1
4H + + 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 + 4H +
Reducerea ionilor de hidrogen din partea stângă, dreaptă și stângă a ecuației, obținem ecuația pentru electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2
După cum se poate observa, electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric se reduce la electroliza apei.
Exemplul #6
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de hidroxid de sodiu, precum și ecuația generală de electroliză.
Disocierea hidroxidului de sodiu:
NaOH = Na + + OH -
Doar moleculele de apă vor fi reduse la catod, deoarece sodiul este un metal foarte activ și numai ionii de hidroxid la anod:
Catod: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Anod: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H 2 O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O
Să reducem două molecule de apă în stânga și în dreapta și 4 ioni de hidroxid și să ajungem la concluzia că, ca și în cazul acidului sulfuric, electroliza unei soluții apoase de hidroxid de sodiu se reduce la electroliza apei.
