Rovnica elektrolýzy kyseliny chlorovodíkovej. Elektrolýza
Elektrolýza roztoku
a roztavené soli (2 hodiny)
Triedy voliteľného predmetu "Elektrochémia"
Ciele prvej lekcie:
Plán prvej hodiny
1. Opakovanie študovaných metód získavania kovov.
2. Vysvetlenie nového materiálu.
3. Riešenie problémov z učebnice G.E.Rudzitisa, F.G.Feldmana "Chémia-9" (M .: Education, 2002), s. 120, č. 1, 2.
4. Kontrola asimilácie vedomostí na testových úlohách.
5. Správa o aplikácii elektrolýzy.
Ciele prvej lekcie: naučiť sa písať schémy elektrolýzy roztokov a roztavených solí a aplikovať získané poznatky na riešenie výpočtových úloh; pokračovať vo formovaní zručností pri práci s učebnicou, testovacími materiálmi; diskutovať o aplikácii elektrolýzy v národnom hospodárstve.
PRIEBEH PRVEJ HODINY
Opakovanie naučených metód získavanie kovov na príklade získavania medi z oxidu meďnatého.
Zaznamenanie rovníc zodpovedajúcich reakcií:
Ďalším spôsobom získavania kovov z roztokov a tavenín ich solí je elektrochemické, alebo elektrolýza.
Elektrolýza je redoxný proces, ktorý sa vyskytuje na elektródach, keď elektrický prúd prechádza cez taveninu alebo roztok elektrolytu..
Elektrolýza taveniny chloridu sodného:
NaCl Na + + Cl -;
katóda (–) (Na +): Na + + e= Na 0 ,
anóda (–) (Cl –): Cl – – e\u003d Cl0, 2Cl0 \u003d Cl2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2.
Elektrolýza roztoku chloridu sodného:
NaCl Na + + Cl -,
H20H+ + OH-;
katóda (–) (Na+; H+): H+ e= H°, 2H° = H2
(2H20 + 2 e\u003d H2 + 2OH -),
anóda (+) (Cl-; OH-): Cl- e\u003d Cl0, 2Cl0 \u003d Cl2;
2NaCl + 2H20 \u003d 2NaOH + Cl2 + H2.
Elektrolýza roztoku dusičnanu meďnatého:
Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +
H20H+ + OH-;
katóda (–) (Cu2+; H+): Cu2+ + 2 e= Cu 0,
anóda (+) (OH -): OH - - e=OH0,
4H0 \u003d02 + 2H20;
2Cu(N03)2 + 2H20 \u003d 2Cu + O2 + 4HN03.
Tieto tri príklady ukazujú, prečo je výhodnejšie vykonávať elektrolýzu ako vykonávať iné spôsoby získavania kovov: získavajú sa kovy, hydroxidy, kyseliny, plyny.
Napísali sme schémy elektrolýzy a teraz sa pokúsime napísať rovnice elektrolýzy hneď, bez toho, aby sme sa odvolávali na schémy, ale iba s použitím stupnice aktivity iónov:
Príklady rovníc elektrolýzy:
2HgS04 + 2H20 \u003d 2Hg + 02 + 2H2S04;
Na2S04 + 2H20 \u003d Na2S04 + 2H2 + 02;
2LiCl + 2H20 \u003d 2LiOH + H2 + Cl2.
Riešenie problémov z učebnice G.E.Rudzitisa a F.G.Feldmana (9. ročník, s. 120, č. 1, 2).
Úloha 1. Pri elektrolýze roztoku chloridu meďnatého sa hmotnosť katódy zväčšila o 8 g Aký plyn sa uvoľnil, aká je jeho hmotnosť?
Riešenie
CuCl2 + H20 \u003d Cu + Cl2 + H20,
(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.
Odpoveď. Plyn je chlór s hmotnosťou 8,875 g.
Úloha 2. Pri elektrolýze vodného roztoku dusičnanu strieborného sa uvoľnilo 5,6 litra plynu. Koľko gramov kovu je nanesených na katóde?
Riešenie
4AgN03 + 2H20 \u003d 4Ag + O2 + 4HN03,
(O 2) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 mol,
(Ag) \u003d 4 (02) \u003d 4 25 \u003d 1 mol,
m(ag) \u003d 1 107 \u003d 107 g.
Odpoveď. 107 g striebra.
Testovanie
možnosť 1
1. Počas elektrolýzy roztoku hydroxidu draselného na katóde sa uvoľňuje:
a) vodík; b) kyslík; c) draslík.
2. Počas elektrolýzy roztoku síranu meďnatého v roztoku vzniká:
a) hydroxid meďnatý;
b) kyselina sírová;
3. Počas elektrolýzy roztoku chloridu bárnatého na anóde sa uvoľňuje:
a) vodík; b) chlór; c) kyslík.
4. Počas elektrolýzy taveniny chloridu hlinitého sa na katóde uvoľňuje:
a) hliník; b) chlór;
c) elektrolýza nie je možná.
5. Elektrolýza roztoku dusičnanu strieborného prebieha podľa nasledujúcej schémy:
a) AgN03 + H20 Ag + H2 + HN03;
b) AgN03 + H20 Ag + O2 + HN03;
c) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.
Možnosť 2
1. Počas elektrolýzy roztoku hydroxidu sodného na anóde sa uvoľňuje:
a) sodík; b) kyslík; c) vodík.
2. Počas elektrolýzy roztoku sulfidu sodného v roztoku vzniká:
a) kyselina sírová;
b) hydroxid sodný;
3. Počas elektrolýzy taveniny chloridu ortutnatého (II) sa na katóde uvoľňuje:
a) ortuť; b) chlór; c) elektrolýza nie je možná.
4.
5. Elektrolýza roztoku dusičnanu ortutnatého (II) prebieha podľa nasledujúcej schémy:
a) Hg (N03)2 + H20 Hg + H2 + HN03;
b) Hg (N03)2 + H20 Hg + 02 + HN03;
c) Hg (N03)2 + H20 Hg (N03)2 + H2 + O2.
Možnosť 3
1. Počas elektrolýzy roztoku dusičnanu meďnatého (II) sa na katóde uvoľňuje:
a) meď; b) kyslík; c) vodík.
2. Počas elektrolýzy roztoku bromidu lítneho v roztoku vzniká:
b) kyselina bromovodíková;
c) hydroxid lítny.
3. Počas elektrolýzy taveniny chloridu strieborného sa na katóde uvoľňuje:
a) striebro; b) chlór; c) elektrolýza nie je možná.
4. Počas elektrolýzy roztoku chloridu hlinitého sa hliník uvoľňuje do:
a) katóda; b) anóda; c) zostáva v roztoku.
5. Elektrolýza roztoku bromidu bárnatého prebieha podľa nasledujúcej schémy:
a) BaBr2 + H20 Br2 + H2 + Ba (OH)2;
b) BaBr2 + H20 Br2 + Ba + H20;
c) BaBr2 + H20 Br2 + 02 + Ba (OH)2.
Možnosť 4
1. Počas elektrolýzy roztoku hydroxidu bárnatého na anóde sa uvoľňuje:
a) vodík; b) kyslík; c) bárium.
2. Počas elektrolýzy roztoku jodidu draselného v roztoku vzniká:
a) kyselina jodovodíková;
b) voda; c) hydroxid draselný.
3. Počas elektrolýzy taveniny chloridu olovnatého (II) sa na katóde uvoľňuje:
vedenie; b) chlór; c) elektrolýza nie je možná.
4. Počas elektrolýzy roztoku dusičnanu strieborného na katóde sa uvoľňuje:
a) striebro; b) vodík; c) kyslík.
5. Elektrolýza roztoku sulfidu sodného prebieha podľa nasledujúcej schémy:
a) Na2S + H20S + H2 + NaOH;
b) Na2S + H20H2 + 02 + Na2S;
c) Na2S + H20 H2 + Na2S + NaOH.
Odpovede
| Možnosť | Otázka 1 | Otázka 2 | Otázka 3 | Otázka 4 | Otázka 5 |
| 1 | a | b | b | a | b |
| 2 | b | b | a | a | b |
| 3 | a | v | a | v | a |
| 4 | b | v | a | a | a |
Využitie elektrolýzy v národnom hospodárstve
1. Na ochranu kovových výrobkov pred koróziou sa na ich povrch nanáša tenká vrstva iného kovu: chróm, striebro, zlato, nikel atď. Niekedy, aby sa neplytvali drahými kovmi, sa vyrába viacvrstvový povlak. Napríklad vonkajšie časti auta sa najskôr potiahnu tenkou vrstvou medi, na meď sa nanesie tenká vrstva niklu a na ňu sa nanesie vrstva chrómu.
Pri nanášaní povlakov na kov elektrolýzou sa získajú dokonca v hrúbke a odolnosti. Týmto spôsobom môžete zakryť výrobky akéhokoľvek tvaru. Toto odvetvie aplikovanej elektrochémie sa nazýva galvanické pokovovanie.
2. Okrem ochrany proti korózii dodávajú galvanické povlaky výrobkom krásny dekoratívny vzhľad.
3. Ďalšie odvetvie elektrochémie, v princípe blízke galvanickému pokovovaniu, sa nazýva galvanické pokovovanie. Ide o proces získavania presných kópií rôznych položiek. Na tento účel sa predmet pokryje voskom a získa sa matrica. Všetky vybrania kopírovaného objektu na matrici budú vydutia. Povrch voskovej matrice je potiahnutý tenkou vrstvou grafitu, vďaka čomu je elektricky vodivý.
Výsledná grafitová elektróda sa ponorí do kúpeľa roztoku síranu meďnatého. Anóda je medená. Počas elektrolýzy sa medená anóda rozpúšťa a meď sa ukladá na grafitovú katódu. Takto sa získa presná medená kópia.
Pomocou elektroformovania sa vyrábajú klišé na tlač, gramofónové platne, pokovujú sa rôzne predmety. Galvanoplastiku objavil ruský vedec B.S. Jacobi (1838).
Výroba platní zahŕňa nanesenie tenkej vrstvy striebra na plastovú platňu, aby bola elektricky vodivá. Potom sa na platňu nanesie elektrolytický niklový povlak.
Čo treba urobiť, aby sa doska v elektrolytickom kúpeli - anóda alebo katóda?
(O e t. katóde.)
4. Elektrolýza sa používa na získanie mnohých kovov: alkalických kovov, kovov alkalických zemín, hliníka, lantanoidov atď.
5. Na čistenie niektorých kovov od nečistôt je kov s nečistotami pripojený k anóde. Kov sa rozpúšťa počas procesu elektrolýzy a vyzráža sa na kovovej katóde, zatiaľ čo nečistota zostáva v roztoku.
6. Elektrolýza sa široko používa na získanie zložitých látok (zásady, kyseliny obsahujúce kyslík), halogény.
Praktická práca(druhá lekcia)
Ciele lekcie. Vykonajte elektrolýzu vody, ukážte galvanizáciu v praxi, upevnite vedomosti získané v prvej lekcii.
Vybavenie.Na študentských stoloch: plochá batéria, dva vodiče s koncovkami, dve grafitové elektródy, kadička, skúmavky, statív s dvoma nohami, 3% roztok síranu sodného, liehová lampa, zápalky, baterka.
Na učiteľskom stole: to isté + roztok síranu meďnatého, mosadzný kľúč, medená rúrka (kúsok medi).
Študentský brífing
1. Pripojte vodiče so svorkami k elektródam.
2. Umiestnite elektródy do pohára tak, aby sa nedotýkali.
3. Nalejte roztok elektrolytu (síran sodný) do kadičky.
4. Nalejte vodu do skúmaviek a položte ich dnom nahor do pohára s elektrolytom, jednu po druhej nasaďte na grafitové elektródy, pričom horný okraj skúmavky upevnite v nohe statívu.
5. Po namontovaní zariadenia pripojte konce vodičov k batérii.
6. Pozorujte vývoj plynových bublín: na anóde sa ich uvoľňuje menej ako na katóde. Potom, čo je takmer všetka voda v jednej skúmavke vytlačená uvoľneným plynom, a v druhej - na polovicu, odpojte vodiče od batérie.
7. Zapáľte liehovú lampu, opatrne vyberte skúmavku, v ktorej je voda takmer úplne vytlačená, a priveďte ju k liehovke – ozve sa charakteristické prasknutie plynu.
8. Zapáľte baterku. Vyberte druhú skúmavku a skontrolujte pomocou tlejúcej dlahy.
Zadania pre študentov
1. Načrtnite zariadenie.
2. Napíšte rovnicu pre elektrolýzu vody a vysvetlite, prečo bolo potrebné vykonať elektrolýzu v roztoku síranu sodného.
3. Napíšte reakčné rovnice, ktoré odrážajú uvoľňovanie plynov na elektródach.
Učiteľský demonštračný experiment
(môžu vykonávať najlepší študenti v triede
s vhodným vybavením)
1. Pripojte svorky vodičov k medenej rúrke a mosadznému kľúču.
2. Skúmavku a kľúč spustite do kadičky s roztokom síranu meďnatého.
3. Pripojte druhé konce vodičov k batérii: "mínus" batérie k medenej trubici, "plus" ku kľúču!
4. Pozorujte uvoľňovanie medi na povrchu kľúča.
5. Po vykonaní experimentu najskôr odpojte svorky od batérie, potom vyberte kľúč z roztoku.
6. Demontujte elektrolýzny okruh s rozpustnou elektródou:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ +
anóda (+): Сu 0 - 2 e\u003d Cu 2+,
katóda (–): Cu 2+ + 2 e= Сu 0.
Celková rovnica pre elektrolýzu s rozpustnou anódou sa nedá napísať.
Elektrolýza sa uskutočnila v roztoku síranu meďnatého, pretože:
a) na to, aby prúdil elektrický prúd, je potrebný roztok elektrolytu, tk. voda je slabý elektrolyt;
b) nebudú sa uvoľňovať žiadne vedľajšie produkty reakcií, ale iba meď na katóde.
7. Na upevnenie minulosti napíšte schému elektrolýzy chloridu zinočnatého s uhlíkovými elektródami:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -,
katóda (–): Zn 2+ + 2 e= Zn0,
2H20+2 e\u003d H2 + 2OH -,
anóda (+): 2Cl – – 2 e=Cl2.
Celková reakčná rovnica sa v tomto prípade nedá napísať, pretože nie je známe, aká časť z celkového množstva elektriny ide na zníženie vody a aká časť - na zníženie iónov zinku.
 |
Schéma demonštračného experimentu |
Domáca úloha
1. Napíšte rovnicu pre elektrolýzu roztoku obsahujúceho zmes dusičnanu meďnatého a dusičnanu strieborného s inertnými elektródami.
2. Napíšte rovnicu pre elektrolýzu roztoku hydroxidu sodného.
3. Ak chcete vyčistiť medenú mincu, musíte ju zavesiť na medený drôt pripojený k zápornému pólu batérie a spustiť do 2,5 % roztoku NaOH, kde by mala byť ponorená aj grafitová elektróda pripojená k kladnému pólu batérie. . Vysvetlite, ako sa minca stáva čistou. ( Odpoveď. Vodíkové ióny sa redukujú na katóde:
2H++ 2 e\u003d H 2.
Vodík reaguje s oxidom medi na povrchu mince:
CuO + H2 \u003d Cu + H20.
Táto metóda je lepšia ako práškové čistenie, pretože. minca nie je vymazaná.)
Pri zvažovaní elektrolýzy vodných roztokov je potrebné mať na pamäti, že okrem iónov elektrolytu sú v akomkoľvek vodnom roztoku aj ióny, ktoré sú produktmi disociácie vody H + a OH -.
V elektrickom poli sa vodíkové ióny pohybujú smerom ku katóde a OH ióny sa pohybujú smerom k anóde. Na katóde sa teda môžu vybíjať katióny elektrolytu aj katióny vodíka. Podobne na anóde môžu byť vybité elektrolytové anióny aj hydroxidové ióny. Okrem toho môžu molekuly vody tiež podliehať elektrochemickej oxidácii alebo redukcii.
Ktoré elektrochemické procesy budú prebiehať na elektródach počas elektrolýzy, bude závisieť predovšetkým od relatívnych hodnôt elektródových potenciálov príslušných elektrochemických systémov. Z viacerých možných procesov bude prebiehať ten s minimálnou spotrebou energie. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov s najvyšším elektródovým potenciálom budú redukované na katóde, zatiaľ čo redukované formy systémov s najnižším elektródovým potenciálom budú oxidované na anóde. Vo všeobecnosti platí, že tie atómy, molekuly a ióny, ktorých potenciály sú za daných podmienok najnižšie, sa ľahšie oxidujú na anóde a tie ióny, molekuly, atómy, ktorých potenciály sú najvyššie, sa ľahšie redukujú na katóde. Uvažujme o katódových procesoch vyskytujúcich sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí. Tu je potrebné vziať do úvahy veľkosť elektródového potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov, ktorý závisí od koncentrácie vodíkových iónov. Poznáme všeobecnú rovnicu elektródového potenciálu pre vodíkovú elektródu (časť 2.3).
V prípade neutrálnych roztokov (pH=7) je hodnota elektródového potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je oveľa kladnejší ako –0,41 V, bude kov redukovaný z neutrálneho roztoku takéhoto elektrolytu na katóde. Takéto kovy sú v sérii napätí blízko vodíka (začínajúc približne od cínu a po ňom);
2) pri elektrolýze roztokov solí obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je oveľa zápornejší ako -0,41 V, sa kov na katóde neredukuje, ale uvoľňuje sa vodík. Takéto kovy zahŕňajú alkalické kovy, kovy alkalických zemín, horčík, hliník, až po približne titán;
3) pri elektrolýze roztokov solí obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je blízky -0,41 V (kovy strednej časti série - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), potom v závislosti od koncentrácie soľného roztoku a podmienok elektrolýzy (prúdová hustota, teplota, zloženie roztoku) je možná redukcia kovu aj vývoj vodíka; niekedy dochádza k spoločnému uvoľňovaniu kovu a vodíka.
Elektrochemické uvoľňovanie vodíka z kyslých roztokov nastáva v dôsledku výboja vodíkových iónov:
2H + 2 hodiny → 2 hodiny 0
2H 0 = H 2 .
V prípade neutrálnych alebo alkalických médií nastáva vývoj vodíka ako výsledok elektrochemickej redukcie vody:
HOH + ē → H 0 + OH –
H 0 + H 0 = H 2 ,
|
potom 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
Povaha katódového procesu pri elektrolýze vodných roztokov je teda určená predovšetkým polohou zodpovedajúceho kovu v sérii štandardných elektródových potenciálov kovov.
Ak je vodný roztok obsahujúci katióny rôznych kovov podrobený elektrolýze, potom ich uvoľňovanie na katóde bude spravidla prebiehať v poradí znižovania algebraickej hodnoty elektródového potenciálu kovu. Napríklad zo zmesi katiónov Ag +, Cu 2+ a Zn 2+ s dostatočným napätím na svorkách elektrolyzéra, katióny striebra (φ 0 \u003d +0,8 V), potom medi (φ 0 \u003d +0,34 V ) a nakoniec zinok (φ 0 \u003d -0,76 V).
Elektrochemická separácia kovov zo zmesi katiónov sa používa v inžinierstve a v kvantitatívnej analýze. Vo všeobecnosti je schopnosť vybíjať (prijímať elektróny) pre ióny kovov určená polohou kovov v sérii štandardných elektródových potenciálov. Čím viac vľavo je kov v sérii napätí, tým väčší je jeho záporný potenciál alebo čím menej kladný potenciál, tým ťažšie sa jeho ióny vybíjajú. Takže z kovových iónov v sérii napätí sa najľahšie vybijú trojmocné ióny zlata (pri najnižšom napätí elektrického prúdu), potom ióny striebra atď. Najťažšie (pri najvyššom napätí elektrického prúdu) je vybíjanie iónov draslíka. Ale hodnota potenciálu kovu, ako je známe, sa mení v závislosti od koncentrácie jeho iónov v roztoku; rovnakým spôsobom sa ľahkosť vypúšťania iónov každého kovu mení v závislosti od ich koncentrácie: zvýšenie koncentrácie uľahčuje vypúšťanie iónov, zníženie sťažuje. Preto sa počas elektrolýzy roztoku obsahujúceho ióny niekoľkých kovov môže stať, že k uvoľneniu aktívnejšieho kovu dôjde skôr ako k uvoľneniu menej aktívneho kovu (ak je koncentrácia prvého iónu kovu významná a druhá je veľmi nízka).
Uvažujme o anodických procesoch vyskytujúcich sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí. Povaha reakcií prebiehajúcich na anóde závisí od prítomnosti molekúl vody a od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Treba mať na pamäti, že materiál anódy môže počas elektrolýzy oxidovať. V tomto smere sa rozlišuje elektrolýza s inertnou (nerozpustnou) anódou a elektrolýza s aktívnou (rozpustnou) anódou. Nerozpustné anódy sú vyrobené z uhlia, grafitu, platiny, irídia; rozpustné anódy - z medi, striebra, zinku, kadmia, niklu a iných kovov. Na nerozpustnej anóde počas elektrolýzy dochádza k oxidácii aniónov alebo molekúl vody. Pri elektrolýze vodných roztokov bezkyslíkatých kyselín HI, HBr, HCl, H 2 S a ich solí (okrem HF a fluoridov) sa na anóde vybíjajú anióny a uvoľňuje sa zodpovedajúci halogén. Všimnite si, že uvoľňovanie chlóru pri elektrolýze HCl a jej solí je v rozpore so vzájomnou polohou systémov
2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
v sérii štandardných elektródových potenciálov. Táto anomália je spojená s výrazným prepätím druhého z týchto dvoch elektródových procesov – materiál anódy má inhibičný účinok na proces vývoja kyslíka.
Pri elektrolýze vodných roztokov solí obsahujúcich anióny SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- atď., ako aj fluorovodík a fluoridy, dochádza k elektrochemickej oxidácii vody. V závislosti od pH roztoku tento proces prebieha rôzne a možno ho zapísať do rôznych rovníc. V alkalickom prostredí má rovnica tvar
40H – – 4 h → 2 h 2 O+O 2 , (pH > 7)
a v kyslom alebo neutrálnom médiu máme
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
potom 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 20 2 . |
V uvažovaných prípadoch je elektrochemická oxidácia vody energeticky najvýhodnejším procesom. Oxidácia aniónov obsahujúcich kyslík nastáva pri veľmi vysokých potenciáloch. Napríklad štandardný oxidačný potenciál iónu SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- je 2,01 V, čo výrazne prevyšuje štandardný oxidačný potenciál vody 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).
Štandardný oxidačný potenciál iónov F - je ešte dôležitejší
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 AT).
Vo všeobecnosti sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí katióny kovov a vodíka súčasne približujú ku katóde elektrolyzéra, pričom každý z nich „tvrdí“, že je znížený v dôsledku elektrónov prichádzajúcich z katódy. Ako bude vlastne prebiehať proces redukcie na katóde? Odpoveď možno získať na základe množstva napätí kovov. V tomto prípade platí, že čím menšia je algebraická hodnota štandardného elektródového potenciálu kovu, tým slabším akceptorom elektrónov sú ich katióny a tým ťažšie je ich redukcia na katóde. V tomto ohľade sa rozlišujú tri skupiny katiónov podľa ich vzťahu k elektroredukcii.
1. Katióny vyznačujúce sa vysokou aktivitou odoberania elektrónov (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Počas elektrolýzy solí týchto katiónov nastáva takmer úplná redukcia katiónov kovov; aktuálny výstup 100 % alebo blízko neho.
2. Katióny charakterizované priemernými hodnotami schopnosti priťahovať elektróny (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Pri elektrolýze na katóde sa súčasne redukujú katióny molekúl kovu aj vody, čo vedie k zníženiu prúdovej účinnosti kovu.
3. Katióny vykazujúce nízku schopnosť priťahovať elektróny (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). V tomto prípade akceptory elektrónov na katóde nie sú katióny uvažovanej skupiny, ale molekuly vody. V tomto prípade samotné katióny zostávajú vo vodnom roztoku nezmenené a prúdová účinnosť sa blíži k nule.
Pomer rôznych aniónov k elektrooxidácii na anóde
Anióny bezkyslíkatých kyselín a ich soli (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ atď.) držia svoje elektróny slabšie ako molekula vody. Preto počas elektrolýzy vodných roztokov zlúčenín obsahujúcich tieto anióny budú tieto hrať úlohu donorov elektrónov, budú oxidované a prenesú svoje elektróny do vonkajšieho okruhu elektrolytického článku.
Anióny kyslíkatých kyselín (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- atď.) sú schopné držať svoje elektróny pevnejšie ako molekuly vody. V tomto prípade dochádza k oxidácii vody na anóde, zatiaľ čo samotné anióny zostávajú nezmenené.
V prípade rozpustnej anódy sa počet oxidačných procesov zvýši na tri:
1) elektrochemická oxidácia vody s uvoľňovaním kyslíka; 2) aniónový výboj (t.j. jeho oxidácia); 3) elektrochemická oxidácia kovu anódy (anodické rozpúšťanie kovu).
Z možných procesov prebehne ten, ktorý je energeticky najpriaznivejší. Ak je anódový kov umiestnený v sérii štandardných potenciálov skôr ako oba ostatné elektrochemické systémy, potom bude pozorované anodické rozpúšťanie kovu. V opačnom prípade dôjde k vývoju kyslíka alebo aniónovému výboju. Pre vypúšťanie aniónov nebola stanovená žiadna tesná sekvencia. Znížením schopnosti darovať elektróny sú najbežnejšie anióny usporiadané nasledovne: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , P043-.
Uvažujme o niekoľkých typických prípadoch elektrolýzy vodných roztokov.
Elektrolýza roztoku CuCl 2 s nerozpustnou anódou
V sérii napätí sa meď nachádza za vodíkom, takže na katóde sa vybije Cu 2+ a uvoľní sa kovová meď a na anóde sa oxidujú chloridové ióny na molekulárny chlór Cl 2.
|
Katóda (-) |
|
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2ē → Cl 2 |
Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 +Cl 2
CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2
Kovový prúdový výstup (95-100%).
Elektrolýza roztoku NaNO 3
Pretože sodík v sérii napätí je oveľa skôr ako vodík, voda sa vybije na katóde. Na anóde bude tiež vypúšťaná voda.
|
Katóda (-) |
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
Na katóde sa teda uvoľňuje vodík a vzniká alkalické prostredie, na anóde sa uvoľňuje kyslík a v blízkosti anódy vzniká kyslé prostredie. Ak anódový a katódový priestor nie sú od seba oddelené, potom roztok vo všetkých jeho častiach zostane elektricky neutrálny.
|
Katóda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
6H 2 O -> 2H 2 + 40H – + 4H + +O 2
6H 2 O -> 2H 2 +O 2 + 4H 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Aktuálny výstup kovu je nulový.
Preto pri elektrolýze roztoku NaNO 3 dôjde k elektrolýze vody. Úloha soli NaN03 sa znižuje na zvýšenie elektrickej vodivosti roztoku.
Elektrolýza roztoku FeSO 4
Reakcie na katóde (-) (redukcia):
|
a) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
simultánne reakcie |
|
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – . |
Reakcia na anóde (+) (oxidácia):
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 .
Súčasný výkon kovu je priemerný.
Elektrolýza roztoku KJ nerozpustnou anódou
|
Katóda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2J – – 2ē → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Oh – + J 2 .
Výsledná reakčná rovnica pre elektrolýzu roztoku KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 + J 2 + 2 KOH.
Elektrolýza roztoku CuSO 4 s medenou (rozpustnou) anódou.
Štandardný potenciál medi je +0,337 V, čo je oveľa viac ako -0,41 V; preto pri elektrolýze roztoku CuSO 4 na katóde nastáva výboj iónov Cu 2+ a uvoľňuje sa kovová meď. Na anóde prebieha opačný proces - oxidácia kovu, pretože medený potenciál je oveľa menší ako oxidačný potenciál vody (+1,228 V), a ešte viac - oxidačný potenciál iónu SO 4 2 ( +2,01 V). Následne sa v tomto prípade elektrolýza redukuje na rozpustenie kovu (medi) anódy a jeho oddelenie na katóde.
Schéma elektrolýzy roztoku síranu meďnatého:
|
Katóda (-) |
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Tento proces sa používa na elektrickú rafináciu kovov (tzv. elektrolytická rafinácia).
Čo je elektrolýza? Pre jednoduchšie pochopenie odpovede na túto otázku si predstavme akýkoľvek zdroj jednosmerného prúdu. Pre každý zdroj jednosmerného prúdu môžete vždy nájsť kladný a záporný pól:
Pripojme k nemu dve chemicky odolné elektricky vodivé dosky, ktoré budeme nazývať elektródy. Doska spojená s kladným pólom sa nazýva anóda a so záporným pólom sa nazýva katóda:
Chlorid sodný je elektrolyt; keď sa topí, disociuje sa na sodné katióny a chloridové ióny:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Je zrejmé, že záporne nabité anióny chlóru pôjdu na kladne nabitú elektródu - anódu a kladne nabité katióny Na + na záporne nabitú elektródu - katódu. V dôsledku toho sa vybijú katióny Na + aj anióny Cl -, to znamená, že sa stanú neutrálnymi atómami. Výboj nastáva získaním elektrónov v prípade iónov Na + a stratou elektrónov v prípade iónov Cl −. To znamená, že proces prebieha na katóde:
Na + 1e − = Na 0,
A na anóde:
Cl − − 1e − = Cl
Pretože každý atóm chlóru má nepárový elektrón, ich jediná existencia je nepriaznivá a atómy chlóru sa spájajú do molekuly dvoch atómov chlóru:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Celkovo je teda proces vyskytujúci sa na anóde správnejšie napísaný takto:
2Cl-2e- = Cl2
To znamená, že máme:
Katóda: Na + + 1e − = Na 0
Anóda: 2Cl - - 2e - = Cl2
Zhrňme si elektronickú bilanciu:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Pridajte ľavú a pravú stranu oboch rovníc polovičné reakcie, dostaneme:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Redukujeme dva elektróny rovnakým spôsobom, ako sa to robí v algebre, dostaneme iónovú rovnicu elektrolýzy:
2NaCl (1.) => 2Na + Cl 2
Z teoretického hľadiska je vyššie uvedený prípad najjednoduchší, pretože v tavenine chloridu sodného boli medzi kladne nabitými iónmi iba ióny sodíka a medzi zápornými iba anióny chlóru.
Inými slovami, ani Na + anióny, ani Cl − anióny nemali „konkurentov“ pre katódu a anódu.
A čo sa stane napríklad, ak namiesto taveniny chloridu sodného prejde jeho vodným roztokom prúd? V tomto prípade je tiež pozorovaná disociácia chloridu sodného, ale tvorba kovového sodíka vo vodnom roztoku je nemožná. Veď vieme, že sodík, zástupca alkalických kovov, je mimoriadne aktívny kov, ktorý veľmi búrlivo reaguje s vodou. Ak za takýchto podmienok nie je možné redukovať sodík, čo sa potom zníži na katóde?
Spomeňme si na štruktúru molekuly vody. Je to dipól, to znamená, že má záporný a kladný pól:
Vďaka tejto vlastnosti je schopný „prilepiť“ povrch katódy aj povrch anódy:
Môžu prebiehať nasledujúce procesy:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
Ukazuje sa teda, že ak vezmeme do úvahy roztok akéhokoľvek elektrolytu, uvidíme, že katióny a anióny vznikajúce pri disociácii elektrolytu súťažia s molekulami vody o redukciu na katóde a oxidáciu na anóde.
Aké procesy teda budú prebiehať na katóde a na anóde? Vybíjanie iónov vzniknutých pri disociácii elektrolytu alebo oxidácii/redukcii molekúl vody? Alebo možno všetky tieto procesy prebehnú súčasne?
V závislosti od typu elektrolytu sú možné rôzne situácie počas elektrolýzy jeho vodného roztoku. Napríklad katióny alkálií, kovov alkalických zemín, hliníka a horčíka sa jednoducho nedajú redukovať vo vodnom prostredí, pretože ich redukciou by mali vzniknúť alkálie, kovy alkalických zemín, hliník alebo horčík. kovy, ktoré reagujú s vodou.
V tomto prípade je možná len redukcia molekúl vody na katóde.
Je možné si zapamätať, aký proces bude prebiehať na katóde počas elektrolýzy roztoku akéhokoľvek elektrolytu, a to podľa nasledujúcich zásad:
1) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo voľnom stave za normálnych podmienok reaguje s vodou, prebieha na katóde tento proces:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Týka sa to kovov, ktoré sú na začiatku série aktivity Al vrátane.
2) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo svojej voľnej forme nereaguje s vodou, ale reaguje s neoxidačnými kyselinami, prebiehajú naraz dva procesy, a to ako redukcia katiónov kovov, tak aj molekúl vody:
Me n+ + ne = Me 0
Tieto kovy zahŕňajú kovy medzi Al a H v sérii aktivít.
3) Ak elektrolyt pozostáva z vodíkových katiónov (kyselín) alebo katiónov kovov, ktoré nereagujú s neoxidačnými kyselinami, obnovia sa iba katióny elektrolytu:
2H + + 2e - \u003d H2 - v prípade kyseliny
Me n + + ne = Me 0 - v prípade soli
Na anóde je medzitým situácia nasledovná:
1) Ak elektrolyt obsahuje anióny bezkyslíkatých zvyškov kyselín (okrem F -), tak proces ich oxidácie prebieha na anóde, molekuly vody nie sú oxidované. Napríklad:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Fluoridové ióny sa na anóde neoxidujú, pretože fluór nie je schopný tvoriť vo vodnom roztoku (reaguje s vodou)
2) Ak elektrolyt obsahuje hydroxidové ióny (alkálie), oxidujú sa namiesto molekúl vody:
4OH - - 4e - \u003d 2H20 + O2
3) Ak elektrolyt obsahuje na anóde zvyšky kyseliny obsahujúcej kyslík (okrem zvyškov organických kyselín) alebo fluoridový ión (F -), prebieha proces oxidácie molekúl vody:
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
4) V prípade kyslého zvyšku karboxylovej kyseliny na anóde prebieha nasledujúci proces:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Precvičme si písanie rovníc elektrolýzy pre rôzne situácie:
Príklad č. 1
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy taveniny chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Riešenie
Keď sa chlorid zinočnatý roztopí, disociuje:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
Ďalej je potrebné venovať pozornosť skutočnosti, že elektrolýzou prechádza tavenina chloridu zinočnatého a nie vodný roztok. Inými slovami, bez možností môže nastať iba redukcia katiónov zinku na katóde a oxidácia chloridových iónov na anóde. žiadne molekuly vody
Katóda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anóda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl2 \u003d Zn + Cl2
Príklad č. 2
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Pretože v tomto prípade je vodný roztok podrobený elektrolýze, teoreticky sa molekuly vody môžu zúčastniť elektrolýzy. Keďže zinok sa nachádza v sérii aktivít medzi Al a H, znamená to, že na katóde dôjde k redukcii katiónov zinku aj molekúl vody.
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Chloridový ión je kyslý zvyšok bezkyslíkatej kyseliny HCl, preto v súťaži o oxidáciu na anóde „vyhrávajú“ chloridové ióny nad molekulami vody:
2Cl-2e- = Cl2
V tomto konkrétnom prípade nie je možné napísať celkovú rovnicu elektrolýzy, pretože pomer medzi vodíkom a zinkom uvoľneným na katóde nie je známy.
Príklad č. 3
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu meďnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Dusičnan meďnatý v roztoku je v disociovanom stave:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Meď je v sérii aktivít napravo od vodíka, to znamená, že katióny medi budú na katóde redukované:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Dusičnanový ión NO 3 - je kyslý zvyšok obsahujúci kyslík, čo znamená, že pri oxidácii na anóde dusičnanové ióny „strácajú“ v konkurencii s molekulami vody:
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
Touto cestou:
Katóda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu2+ + 2H20 = 2Cu0 + 02 + 4H+
Rovnica získaná ako výsledok sčítania je iónová rovnica elektrolýzy. Ak chcete získať úplnú rovnicu molekulárnej elektrolýzy, musíte pridať 4 dusičnanové ióny na ľavú a pravú stranu výslednej iónovej rovnice ako protiióny. Potom dostaneme:
2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4HN03
Príklad č. 4
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku octanu draselného, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Riešenie:
Octan draselný vo vodnom roztoku disociuje na draselné katióny a acetátové ióny:
CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +
Draslík je alkalický kov, t.j. je v elektrochemickom rade napätí na samom začiatku. To znamená, že jeho katióny sa nemôžu vybiť na katóde. Namiesto toho sa obnovia molekuly vody:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Ako je uvedené vyššie, kyslé zvyšky karboxylových kyselín „vyhrávajú“ v súťaži o oxidáciu z molekúl vody na anóde:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Zhrnutím elektronických váh a pridaním dvoch rovníc polovičných reakcií na katóde a anóde teda dostaneme:
Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙1
Anóda: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1
2H20 + 2CH3COO - \u003d 2OH - + H2 + CH3-CH3 + 2CO2
Získali sme úplnú rovnicu elektrolýzy v iónovej forme. Pridaním dvoch draselných iónov na ľavú a pravú stranu rovnice a ich pridaním s protiiónmi dostaneme úplnú rovnicu elektrolýzy v molekulárnej forme:
2H2O + 2CH3 COOK \u003d 2KOH + H2 + CH3-CH3 + 2CO2
Príklad č. 5
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku kyseliny sírovej, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Kyselina sírová sa disociuje na vodíkové katióny a síranové ióny:
H2SO4 \u003d 2H+ + SO4 2-
Vodíkové katióny H + budú redukované na katóde a molekuly vody budú oxidované na anóde, pretože síranové ióny sú zvyšky kyselín obsahujúce kyslík:
Katóda: 2H + + 2e − = H2 |∙2
Anóda: 2H20 - 4e - = 02 + 4H + |∙1
4H+ + 2H20 \u003d 2H2 + O2 + 4H +
Redukciou vodíkových iónov na ľavej, pravej a ľavej strane rovnice dostaneme rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku kyseliny sírovej:
2H20 \u003d 2H2 + O2
Ako je možné vidieť, elektrolýza vodného roztoku kyseliny sírovej sa redukuje na elektrolýzu vody.
Príklad č. 6
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku hydroxidu sodného, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Disociácia hydroxidu sodného:
NaOH = Na + + OH -
Na katóde sa redukujú iba molekuly vody, pretože sodík je vysoko aktívny kov a na anóde iba hydroxidové ióny:
Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙2
Anóda: 4OH − − 4e − = O2 + 2H20 |∙1
4H20 + 4OH - \u003d 4OH - + 2H2 + O2 + 2H20
Redukujme dve molekuly vody vľavo a vpravo a 4 hydroxidové ióny a dospejeme k záveru, že tak ako v prípade kyseliny sírovej sa elektrolýza vodného roztoku hydroxidu sodného redukuje na elektrolýzu vody.
