Електролізу соляної кислоти рівняння. Електроліз
Електроліз розчинів
та розплавів солей (2 год)
Заняття курсу «Електрохімія»
Цілі першого уроку:
План п о р в о г о р у к а
1. Повторення вивчених способів одержання металів.
2. Пояснення нового матеріалу.
3. Вирішення завдань з підручника Г.Е.Рудзітіса, Ф.Г.Фельдмана «Хімія-9» (М.: Просвітництво, 2002), с. 120 № 1, 2.
4. Перевіряє засвоєння знань на тестових завданнях.
5. Повідомлення про застосування електролізу.
Цілі першого уроку:навчити писати схеми електролізу розчинів та розплавів солей та застосовувати отримані знання для вирішення розрахункових завдань; продовжити формування навичок роботи із підручником, тестовими матеріалами; обговорити застосування електролізу у народному господарстві.
ХІД ПЕРШОГО УРОКУ
Повторення вивчених способів отримання металівз прикладу отримання міді з оксиду міді(II).
Запис рівнянь відповідних реакцій:
Ще один спосіб отримання металів із розчинів та розплавів їх солей – електрохімічний, або електроліз.
Електроліз - це окислювально-відновний процес, що відбувається на електродах при пропусканні електричного струму через розплав або розчин електроліту.
Електроліз розплаву хлориду натрію:
NaCl Na + + Cl -;
катод (–) (Na +): Na + + е= Na 0,
анод (–) (Cl –): Cl – – е= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;
2NaCl = 2Na + Cl2.
Електроліз розчину хлориду натрію:
NaCl Na + + Cl – ,
H 2 O Н + + ВІН -;
катод (–) (Na + ; Н +): H + + е= H 0 , 2H 0 = H 2
(2H 2 O + 2 е= H 2 + 2OH -),
анод (+) (Cl - ; OН -): Cl - - е= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 .
Електроліз розчину нітрату міді(II):
Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +
Н 2 O H + + OH -;
катод (–) (Cu 2+ ; Н +): Cu 2+ + 2 е= Cu 0
анод (+) (ON –): OH – – е= OH 0 ,
4H 0 = O 2 + 2H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3 .
Ці три приклади показують, чому електроліз проводити вигідніше, ніж здійснювати інші способи одержання металів: виходять метали, гідроксиди, кислоти, гази.
Ми писали схеми електролізу, а тепер спробуємо написати відразу рівняння електролізу, не звертаючись до схем, а лише використовуючи шкалу активності іонів:
Приклади рівнянь електролізу:
2HgSO 4 + 2H 2 O = 2Hg + O 2 + 2H 2 SO 4 ;
Na 2 SO 4 + 2H 2 O = Na 2 SO 4 + 2H 2 + O 2;
2LiCl + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 + Cl 2 .
Розв'язання задачз підручника Г.Е.Рудзітіса та Ф.Г.Фельдмана (9-й клас, с. 120, № 1, 2).
Завдання 1.При електролізі розчину хлориду міді(II) маса катода збільшилася на 8 г. Який газ виділився, яка його маса?
Рішення
CuCl 2 + H 2 O = Cu + Cl 2 + H 2 O,
(Cu) = 8/64 = 0,125 моль,
(Cu) = (Сl 2) = 0,125 моль,
m(Cl 2) = 0,125 71 = 8,875 р.
Відповідь. Газ - хлор масою 8,875 г.
Завдання 2.При електроліз водного розчину нітрату срібла виділилося 5,6 л газу. Скільки грамів металу відклалося на катоді?
Рішення
4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + O 2 + 4HNO 3 ,
(O 2) = 5,6/22,4 = 0,25 моль,
(Ag) = 4(O 2) = 4 25 = 1 моль,
m(Ag) = 1107 = 107 р.
Відповідь. 107 г срібла.
Тестування
Варіант 1
1. При електролізі розчину гідроксиду калію на катоді виділяється:
а) водень; б) кисень; в) калій.
2. При електролізі розчину сульфату міді(II) у розчині утворюється:
а) гідроксид міді(II);
б) сірчана кислота;
3. При електролізі розчину хлориду барію на аноді виділяється:
а) водень; б) хлор; в) кисень.
4. При електролізі розплаву хлориду алюмінію на катоді виділяється:
а) алюміній; б) хлор;
в) електроліз неможливий.
5. Електроліз розчину нітрату срібла протікає за такою схемою:
а) AgNO 3 + H 2 O Ag + Н 2 + HNO 3;
б) AgNO 3 + H 2 O Ag + О 2 + HNO 3;
в) AgNO3+H2O AgNO3+Н2+О2.
Варіант 2
1. При електролізі розчину гідроксиду натрію на аноді виділяється:
а) натрій; б) кисень; в) водень.
2. При електролізі розчину сульфіду натрію у розчині утворюється:
а) сірководнева кислота;
б) гідроксид натрію;
3. При електролізі розплаву хлориду ртуті (II) на катоді виділяється:
а) ртуть; б) хлор; в) електроліз неможливий.
4.
5. Електроліз розчину нітрату ртуті (II) протікає за такою схемою:
а) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg + Н 2 + HNO 3;
б) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg + О 2 + HNO 3;
в) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg(NO 3) 2 + Н 2 + О 2 .
Варіант 3
1. При електролізі розчину нітрату міді(II) на катоді виділяється:
а) мідь; б) кисень; в) водень.
2. При електролізі розчину броміду літію у розчині утворюється:
б) бромоводнева кислота;
в) гідроксид літію.
3. При електролізі розплаву хлориду срібла на катоді виділяється:
а) срібло; б) хлор; в) електроліз неможливий.
4. При електролізі розчину хлориду алюмінію виділяється на:
а) катоді; б) аноді; в) залишається у розчині.
5. Електроліз розчину броміду барію протікає за такою схемою:
а) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + Н 2 + Ba(OH) 2;
б) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + Ba + H 2 O;
в) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + О 2 + Ba(OH) 2 .
Варіант 4
1. При електролізі розчину гідроксиду барію на аноді виділяється:
а) водень; б) кисень; в) барій.
2. При електролізі розчину йодиду калію у розчині утворюється:
а) йодоводородна кислота;
б) вода; в) гідроксид калію.
3. При електролізі розплаву хлориду свинцю (II) на катоді виділяється:
а) свинець; б) хлор; в) електроліз неможливий.
4. При електролізі розчину нітрату срібла на катоді виділяється:
а) срібло; б) водень; в) кисень.
5. Електроліз розчину сульфіду натрію протікає за такою схемою:
а) Na 2 S + H 2 O S + Н 2 + NaOH;
б) Na 2 S + H 2 O Н 2 + O 2 + Na 2 S;
в) Na 2 S + H 2 O Н 2 + Na 2 S + NaOH.
Відповіді
| різновид | Питання 1 | Питання 2 | Питання 3 | Питання 4 | Питання 5 |
| 1 | а | б | б | а | б |
| 2 | б | б | а | а | б |
| 3 | а | в | а | в | а |
| 4 | б | в | а | а | а |
Застосування електролізу у народному господарстві
1. Для захисту металевих виробів від корозії їх поверхню наносять найтонший шар іншого металу: хрому, срібла, золота, нікелю тощо. Іноді, щоб не витрачати дорогі метали, виготовляють багатошарове покриття. Наприклад, зовнішні деталі автомобіля спочатку покривають тонким шаром міді, на мідь наносять тонкий шар нікелю, а на нього шар хрому.
При нанесенні покриттів на метал електролізом вони виходять рівними товщиною, міцними. У такий спосіб можна покривати вироби будь-якої форми. Цю галузь прикладної електрохімії називають гальваностегією.
2. Крім захисту від корозії гальванічні покриття надають гарного декоративного вигляду виробам.
3. Інша галузь електрохімії, близька за принципом гальваностегії, названа гальванопластикою. Це процес отримання точних копій різних предметів. Для цього предмет покривають воском та отримують матрицю. Всі поглиблення копіюваного предмета на матриці будуть опуклостями. Поверхня воскової матриці покривають тонким шаром графіту, роблячи її електричний струм, що проводить.
Отриманий графітовий електрод опускають у ванну із розчином сульфату міді. Анодом служить мідь. При електролізі мідний анод розчиняється, але в графітовому катоді осаджується мідь. Таким чином, виходить точна мідна копія.
За допомогою гальванопластики виготовляють кліше для друку, грамплатівки, металізують різні предмети. Гальванопластика відкрита російським ученим Б. С. Якобі (1838).
Виготовлення штампів для грампластинок включає нанесення найтоншого срібного покриття на пластмасову пластинку, щоб вона стала електропровідною. Потім пластинку наносять електролітичне нікелеве покриття.
Чим слід зробити платівку в електролітичній ванні – анодом чи катодом?
(Відповідь Катодом.)
4. Електроліз використовують для отримання багатьох металів: лужних, лужноземельних, алюмінію, лантаноїдів та ін.
5. Для очищення деяких металів від домішок метал із домішками підключають до анода. Метал розчиняється в процесі електролізу та виділяється на металевому катоді, а домішка залишається в розчині.
6. Електроліз знаходить широке застосування для отримання складних речовин (лугів, кислот, що містять кисень), галогенів.
Практична робота(другий урок)
Цілі уроку.Провести електроліз води, показати гальваностегію практично, закріпити знання, отримані першому уроці.
Устаткування.На столах учнів: плоска батарейка, два дроти з клемами, два графітові електроди, хімічний стакан, пробірки, штатив з двома лапками, 3%-й розчин сульфату натрію, спиртовка, сірники, скіпка.
На столі вчителі: те ж + розчин мідного купоросу, латунний ключ, мідна трубка (шматок міді).
Інструктаж учнів
1. Прикріпити дроти клемами до електродів.
2. Електроди поставити в склянку, щоб вони не торкалися.
3. Налити у склянку розчин електроліту (сульфату натрію).
4. У пробірки налити води і, опустивши в склянку з електролітом догори дном, надіти їх у графітові електроди по черзі, закріпивши верхній край пробірки в лапці штатива.
5. Після того, як прилад буде змонтований, кінці дротів прикріпити до батареї.
6. Спостерігати виділення бульбашок газів: на аноді їх виділяється менше, ніж на катоді. Після того як в одній пробірці майже вся вода витісниться газом, що виділяється, а в іншій - наполовину, від'єднати дроти від батарейки.
7. Запалити спиртування, обережно зняти пробірку, де вода майже повністю витіснилася, і піднести до спиртування - пролунає характерна бавовна газу.
8. Запалити скіпку. Зняти другу пробірку, перевірити тліючою лучиною газ.
Завдання для учнів
1. Замалювати прилад.
2. Написати рівняння електролізу води та пояснити, чому треба було проводити електроліз у розчині сульфату натрію.
3. Написати рівняння реакцій, що відбивають виділення газів на електродах.
Вчительський демонстраційний експеримент
(можуть виконувати найкращі учні класу
за наявності відповідного обладнання)
1. Підключити клеми проводів до мідної трубки та латунного ключа.
2. Опустити трубку та ключ у склянку з розчином сульфату міді(II).
3. Підключити другі кінці проводів до батареї: мінус батареї до мідної трубки, плюс до ключа!
4. Спостерігати виділення міді на поверхні ключа.
5. Після виконання експерименту спочатку від'єднати клеми від батарейки, потім вийняти ключ із розчину.
6. Розібрати схему електролізу з розчинним електродом:
CuSО 4 = Сu 2+ +
анод (+): Сu 0 - 2 e= Cu 2+ ,
катод (–): Cu 2+ + 2 e= Сu 0.
Сумарне рівняння електролізу з розчинним анодом не можна написати.
Електроліз проводився в розчині сульфату міді(II), оскільки:
а) необхідний розчин електроліту, щоб протікав електричний струм, т.к. вода є слабким електролітом;
б) не виділятимуться будь-які побічні продукти реакцій, а лише мідь на катоді.
7. Для закріплення пройденого написати схему електролізу хлориду цинку з вугільними електродами:
ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl – ,
катод (–): Zn 2+ + 2 e= Zn 0
2H 2 O + 2 e= H 2 + 2OH – ,
анод (+): 2Cl – – 2 e= Cl2.
Сумарне рівняння реакції у разі написати не можна, т.к. невідомо, яка частина загальної кількості електрики йде відновлення води, а яка – відновлення іонів цинку.
 |
Схема демонстраційного експерименту |
Домашнє завдання
1. Написати рівняння електролізу розчину, що містить суміш нітрату міді(II) та нітрату срібла, з інертними електродами.
2. Написати рівняння електролізу розчину гідроксиду натрію.
3. Щоб очистити мідну монету, її треба підвісити на мідному дроті, приєднаному до негативного полюса батареї, і опустити в 2,5% розчин NаОН, куди слід завантажити також графітовий електрод, приєднаний до позитивного полюса батареї. Поясніть, як монета стає чистою. ( Відповідь. На катоді йде відновлення іонів водню:
2Н + + 2 е= Н2.
Водень вступає в реакцію з оксидом міді, що знаходиться на поверхні монети:
СuО + Н2 = Сu + Н2О.
Цей метод краще, ніж чищення порошком, т.к. не стирається монета.)
При розгляді електролізу водних розчинів необхідно мати на увазі, що, крім іонів електроліту, у кожному водному розчині є ще іони, які є продуктами дисоціації води Н + і ОН -.
В електричному полі іони водню переміщуються до катода, а іони ВІН – до анода. Таким чином, у катода можуть розряджатися як катіони електроліту, так і катіони водню. Аналогічно в анода може відбуватися розряд аніонів електроліту, так і гідроксид-іонів. Крім того, молекули води також можуть зазнавати електрохімічного окислення або відновлення.
Які саме електрохімічні процеси протікатимуть у електродів при електролізі, насамперед залежатиме від відносних значень електродних потенціалів відповідних електрохімічних систем. З кількох можливих процесів протікатиме той, здійснення якого пов'язане з мінімальною витратою енергії. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем, що мають найбільший електродний потенціал, а на аноді окислюватимуться відновлені форми систем з найменшим електродним потенціалом. У загальному випадку на аноді легше окислюються ті атоми, молекули та іони, потенціали яких у цих умовах найнижчі, відновлюються на катоді легше ті іони, молекули, атоми, потенціали яких найвищі. Розглянемо катодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів солей. Тут необхідно враховувати величину електродного потенціалу відновлення іонів водню, який залежить від концентрації іонів водню. Нам відомо загальне рівняння електродного потенціалу водневого електрода (п. 2.3).
У разі нейтральних розчинів (рН=7) величина електродного потенціалу процесу відновлення іонів водню має значення
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 В. |
1) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого значно позитивніший, ніж –0,41, з нейтрального розчину такого електроліту на катоді відновлюватиметься метал. Такі метали знаходяться у ряді напруг поблизу водню (починаючи приблизно від олова та після нього);
2) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого значно негативніший, ніж – 0,41 В, метал відновлюватися на катоді не буде, а відбудеться виділення водню. До таких металів відносяться лужні, лужноземельні, магній, алюміній приблизно до титану;
3) при електролізі розчинів солей, що містять катіони металу, електродний потенціал якого близький до величини –0,41 (метали середньої частини ряду – Zn,Cr,Fe,Cd,Ni), то залежно від концентрації розчину солі та умов електролізу ( щільність струму, температура, склад розчину), можливе як відновлення металу, так і виділення водню; іноді спостерігається спільне виділення металу та водню.
Електрохімічне виділення водню із кислих розчинів відбувається внаслідок розряду іонів водню:
2Н + 2ē → 2Н 0
2Н 0 = Н 2 .
У разі ж нейтральних або лужних середовищ виділення водню відбувається внаслідок електрохімічного відновлення води:
НОН + ē → Н 0 + ВІН –
Н 0 + Н 0 = Н 2 ,
|
тоді 2НОН + 2? → Н 2 + 2ОН – |
Таким чином, характер катодного процесу при електроліз водних розчинів визначається насамперед положенням відповідного металу в ряді стандартних електродних потенціалів металів.
Якщо електроліз піддається водний розчин, що містить катіони різних металів, то виділення їх на катоді, як правило, йтиме в порядку зниження алгебраїчної величини електродного потенціалу металу. Наприклад, із суміші катіонів Ag + , Cu 2+ і Zn 2+ при достатній напрузі на клемах електролізера спочатку будуть відновлюватися катіони срібла (φ 0 = +0,8 В), потім міді (φ 0 = +0,34 В) і , нарешті, цинку (φ 0 = -0,76).
Електрохімічний поділ металів із суміші катіонів використовується в техніці та кількісному аналізі. У цілому нині здатність розряджатися (приєднувати електрони) в іонів металів визначається положенням металів у ряді стандартних електродних потенціалів. Чим лівіше стоїть метал у низці напруг, що більше його негативний потенціал чи менше позитивний потенціал, тим важче розряджаються його іони. Так, з іонів металів, що стоять у ряді напруг, найлегше (при найменших напругах електричного струму) розряджаються тривалентні іони золота, потім іони срібла і т.д. Найважче (при найбільшій напрузі електричного струму) розряджаються іони калію. Але величина потенціалу металу, як відомо, змінюється в залежності від концентрації його іонів у розчині; так само змінюється і легкість розряду іонів кожного металу залежно від їхньої концентрації: збільшення концентрації полегшує розряд іонів, зменшення – ускладнює. Тому при електролізі розчину, що містить іони декількох металів, можливо, що виділення активнішого металу відбуватиметься раніше, ніж виділення менш активного (якщо концентрація іона першого металу значна, а другого дуже мала).
Розглянемо анодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів солей. Характер реакцій, що протікають на аноді, залежить як від присутності молекул води, так і від речовини, з якої зроблено анод. Слід пам'ятати, що матеріал анода під час електролізу може окислятися. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертним (нерозчинним) анодом та електроліз з активним (розчинним) анодом. Нерозчинні аноди виготовляються із вугілля, графіту, платини, іридію; розчинні аноди – з міді, срібла, цинку, кадмію, нікелю та інших металів. На нерозчинному аноді у процесі електролізу відбувається окислення аніонів чи молекул води. При електролізі водних розчинів безкисневих кислот HI, HBr, HCl, Н 2 S та їх солей (крім HFі фторидів) у анода розряджаються аніони та виділяються відповідний галоген. Зазначимо, що виділення хлору при електролізі HCl її солей суперечить взаємному положенню систем
2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 В)
у ряді стандартних електродних потенціалів. Ця аномалія пов'язана зі значним перенапругою другого з цих двох електродних процесів – матеріал анода гальмує на процес виділення кисню.
При електролізі водних розчинів солей, що містять аніони SO 4 2- ,SO 3 2- ,NO 3 - ,PO 4 3- та ін, а також фтороводнів і фторидів відбувається електрохімічне окиснення води. Залежно від рН розчину цей процес протікає по-різному і може бути записаний різними рівняннями. У лужному середовищі рівняння має вигляд
4OH – – 4ē → 2H 2 O + O 2 , (рН > 7)
а в кислому чи нейтральному середовищах маємо
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (рН ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
тоді 2Н 2 О – 4? → 4Н + + 2О 2 . |
У випадках електрохімічне окислення води є енергетично найбільш вигідним процесом. Окислення ж кисневмісних аніонів відбувається при дуже високих потенціалах. Наприклад, стандартний потенціал окислення іона SO 4 2- - 2? →S 2 O 8 2- дорівнює 2,01 В, що значно перевищує стандартний потенціал окислення води 1,228 В.
2Н 2 О – 4ē → 2 + 4Н + (φ 0 = 1,228 У).
Стандартний потенціал окислення іона F має ще більше значення
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 в).
В цілому при електролізі водних розчинів солей до катода електролізера одночасно підходять катіони металу і водню, при цьому кожен з них "претендує" на відновлення за рахунок електронів, що надходять з катода. Як фактично протікатиме відновлювальний процес на катоді? Відповідь можна отримати виходячи з низки напруг металів. При цьому, чим менша величина алгебри стандартного електродного потенціалу металу, тим більш слабкими акцепторами електронів є їх катіони і тим важче йде відновлення їх на катоді. У зв'язку з цим розрізняють три групи катіонів щодо їх відношення до електровідновлення.
1. Катіони, що характеризуються високою електроноакцепторною активністю (Cu 2+ ,Hg 2+ ,Ag+,Au 3+ ,Pt 2+ ,Pt 4+). При електроліз солей цих катіонів йде практично повне відновлення катіонів металу; вихід струмом 100% або близька до неї величина.
2. Катіони, що характеризуються середніми величинами електроноакцепторної здатності (Mn 2+ ,Zn 2+ ,Cr 3+ ,Fe 2+ ,Ni 2+ ,Sn 2+ ,Pb 2+). При електролізі на катоді одночасно відновлюються катіони як металу, і молекул води, що призводить до зниження виходу металу струму.
3. Катіони, що виявляють малу електроноакцепторну здатність (K + ,Ca 2+ ,Mg 2+ ,Al 3+). У цьому випадку акцепторами електронів на катод є не катіони цієї групи, а молекули води. При цьому самі катіони залишаються у водному розчині без зміни, вихід струму наближається до нуля.
Відношення різних аніонів до електроокислення на аноді
Аніони безкисневих кислот та їх солей (Cl, Br, J, S2-, CN тощо) утримують свої електрони слабші за молекулу води. Тому при електролізі водних розчинів сполук, що містять зазначені аніони, останні будуть відігравати роль електронодонорів, вони будуть окислюватися і передавати свої електрони у зовнішній ланцюг елекролізера.
Аніони кисневих кислот (NO 3 ¯ ,SO 4 2- ,PO 4 3- і т.д.) можуть утримати свої електрони більш міцно, ніж молекули води. І тут на аноді окислюються вода, а самі аніони залишаються без зміни.
У разі ж розчинного анода число окисних процесів зростає до трьох:
1) електрохімічне окиснення води з виділенням кисню; 2) розряд аніону (тобто його окислення); 3) електрохімічне окиснення металу анода (анодне розчинення металу).
З можливих процесів проходитиме той, який енергетично найвигідніший. Якщо метал анода розташований у ряді стандартних потенціалів раніше за інші електрохімічні системи, то спостерігатиметься анодне розчинення металу. В іншому випадку йтиме виділення кисню або розряд аніону. Для розрядки аніонів встановлено тісної послідовності. По зменшенню здатності віддавати електрони найчастіше зустрічаються аніони розташовуються так: S 2- ,J ,Br ,Cl ,OH ,H 2 O,SO 4 2- ,NO 3 ,CO 3 2- ,PO 4 3- .
Розглянемо кілька типових випадків електролізу водних розчинів.
Електроліз розчину CuCl 2 з нерозчинним анодом
У ряді напруг мідь розташована після водню, тому у катода будуть розряджатися Cu 2+ і виділятися металева мідь, а анод окислюватимуться хлорид-іони до молекулярного хлораCl 2 .
|
Катод (–) |
|
|
Cu 2+ + 2? → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2? → Cl 2 |
Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 + Cl 2
CuCl 2 → Cu 0 + Cl 2
Вихід металу струмом (95-100%).
Електроліз розчину NaNO 3
Оскільки натрій у низці напруг стоїть значно раніше водню, то катод розряджає воду. У анода теж буде розряджатися вода.
|
Катод (–) |
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – |
|
2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 . |
Таким чином, на катоді виділяється водень і створюється лужне середовище, аноді виділяється кисень і біля анода створюється кисле середовище. Якщо анодне і катодне простору не відокремлені між собою, то розчин у всіх його частинах залишатиметься електронейтральним.
|
Катод (–) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – |
|
|
2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 . |
6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4H + + O 2
6H 2 O → 2H 2 + O 2 + 4H 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Вихід металу струмом дорівнює нулю.
Отже, при електролізі розчину NaNO 3 відбуватиметься електроліз води. Роль солі NaNO 3 зводиться до збільшення електропровідності розчину.
Електроліз розчину FeSO 4
Реакції на катоді (–) (відновлення):
|
а) Fe 2+ + 2? → Fe 0 |
одночасно йдуть реакції |
|
б) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – . |
Реакція на аноді (+) (окислення):
2H 2 O – 4? → 4H + + O 2 .
Вихід металу струму середній.
Електроліз розчину KJз нерозчинним анодом
|
Катод (–) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – |
|
|
2J – – 2? → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 OH – + J 2 .
Підсумкове рівняння реакції електролізу розчину KJ:
2KJ + 2H 2 O → H 2 + J 2 + 2KOH.
Електроліз розчину CuSO 4 з мідним (розчинним) анодом.
Стандартний потенціал міді дорівнює +0,337, що значно вище, ніж -0,41 В; тому при електролізі розчину CuSO 4 на катоді відбувається розряд іонів Cu 2+ та виділення металевої міді. На аноді відбувається протилежний процес – окислення металу, оскільки потенціал міді набагато менший від потенціалу окислення води (+1,228 В), а тим більше – потенціалу окислення іона SO 4 2- (+2,01 В). Отже, у цьому випадку електроліз зводиться до розчинення металу (міді) анода та виділення його на катоді.
Схема електролізу розчину сульфату міді:
|
Катод (–) |
|
Cu 2+ + 2? → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Цей процес застосовується для електричної очистки металів (так зване електролітичне рафінування).
Що таке електроліз? Для простішого розуміння відповіді це питання давайте уявимо будь-яке джерело постійного струму. У кожного джерела постійного струму завжди можна знайти позитивний та негативний полюс:
Приєднаємо до нього дві хімічно стійкі електропровідні пластини, які назвемо електродами. Пластину, приєднану до позитивного полюса, назвемо анодом, а до негативного катодом:
Хлорид натрію є електролітом, при його розплавленні відбувається дисоціація на катіони натрію та хлорид-іони:
NaCl = Na + + Cl −
Вочевидь, що заряджені негативно аніони хлору попрямують до позитивно зарядженому електроду – аноду, а позитивно заряджені катіони Na + попрямують негативно зарядженому електроду – катоду. Внаслідок цього і катіони Na + та аніони Cl – розрядяться, тобто стануть нейтральними атомами. Розрядка відбувається за допомогою придбання електронів у разі іонів Na + та втрати електронів у разі іонів Cl − . Тобто на катоді протікає процес:
Na + + 1e − = Na 0 ,
А на аноді:
Cl − − 1e − = Cl
Оскільки кожен атом хлору має за неспареним електроном, одиночне існування їх невигідне і атоми хлору об'єднуються в молекулу двох атомів хлору:
Сl∙+∙Cl=Cl2
Таким чином, сумарно, процес, що протікає на аноді, правильніше записати так:
2Cl − − 2e − = Cl 2
Тобто ми маємо:
Катод: Na + + 1e − = Na 0
Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2
Підіб'ємо електронний баланс:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Складемо ліві та праві частини обох рівнянь напівреакцій, Отримаємо:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Скоротимо два електрони аналогічно тому, як це робиться в алгебрі отримаємо іонне рівняння електролізу:
2NaCl (ж.) => 2Na + Cl 2
Розглянутий вище випадок є з теоретичної точки зору найбільш простим, оскільки в розплаві натрію хлориду з позитивно заряджених іонів були тільки іони натрію, а з негативних - тільки аніони хлору.
Інакше кажучи, ні катіонів Na + , ні аніонів Cl − не було «конкурентів» за катод і анод.
А що буде, наприклад, якщо замість розплаву хлориду натрію струм пропустити через його водний розчин? Дисоціація натрію хлориду спостерігається і в цьому випадку, але стає неможливим утворення металевого натрію у водному розчині. Адже ми знаємо, що натрій – представник лужних металів – вкрай активний метал, що реагує з водою дуже бурхливо. Якщо натрій не здатний відновитися в таких умовах, що тоді відновлюватиметься на катоді?
Згадаймо будову молекули води. Вона є диполь, тобто у неї є негативний і позитивний полюси:
Саме завдяки цій властивості вона здатна «обліплювати» як поверхню катода, так і поверхню анода:
При цьому можуть відбуватися процеси:
2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2
2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +
Таким чином, виходить, що якщо ми розглянемо розчин будь-якого електроліту, то побачимо, що катіони та аніони, що утворюються при дисоціації електроліту, конкурують з молекулами води за відновлення на катоді та окислення на аноді.
То які ж процеси відбуватимуться на катоді та на аноді? Розрядка іонів, що утворилися під час дисоціації електроліту чи окислення/відновлення молекул води? Чи, можливо, відбуватимуться всі ці процеси одночасно?
Залежно від типу електроліту при електролізі його водного розчину можливі різні ситуації. Наприклад, катіони лужних, лужноземельних металів, алюмінію та магнію просто не здатні відновитися у водному середовищі, так як при їх відновленні повинні були б виходити відповідно лужні, лужноземельні метали, алюміній або магній, тобто. метали, що реагують із водою.
У такому разі є можливим лише відновлення молекул води на катоді.
Запам'ятати те, який процес протікатиме на катоді при електролізі розчину будь-якого електроліту можна, дотримуючись наступних принципів:
1) Якщо електроліт складається з катіону металу, який у вільному стані у звичайних умовах реагує з водою, на катоді йде процес:
2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2
Це стосується металів, що знаходяться на початку низки активності Al включно.
2) Якщо електроліт складається з катіону металу, який у вільному вигляді не реагує з водою, але реагує з кислотами неокислювачами, йдуть одразу два процеси, як відновлення катіонів металу, так і молекул води:
Me n+ + ne = Me 0
До таких металів відносяться метали, що знаходяться між Al та Н у ряду активності.
3) Якщо електроліт складається з катіонів водню (кислота) або катіонів металів, що не реагують з кислотами неокислювачами - відновлюються тільки катіони електроліту:
2Н + + 2е − = Н 2 – у разі кислоти
Me n + + ne = Me 0 – у разі солі
На аноді тим часом ситуація така:
1) Якщо електроліт містить аніони безкисневих кислотних залишків (крім F −), то аноді йде процес їх окислення, молекули води не окислюються. Наприклад:
2Сl − − 2e = Cl 2
S 2- − 2e = S o
Фторид-іони не окислюються на аноді, оскільки фтор не здатний утворитися у водному розчині (реагує з водою).
2) Якщо до складу електроліту входять гідроксид-іони (луги) вони окислюються замість молекул води:
4ОН − − 4е − = 2H 2 O + O 2
3) У разі того, якщо електроліт містить кисневмісний кислотний залишок (крім залишків органічних кислот) або фторид-іон (F −) на аноді йде процес окислення молекул води:
2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +
4) У разі кислотного залишку карбонової кислоти на аноді йде процес:
2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2
Давайте потренуємося записувати рівняння електролізу для різних ситуацій:
Приклад №1
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі розплаву хлориду цинку, а також загальне рівняння електролізу.
Рішення
При розплавленні хлориду цинку відбувається його дисоціація:
ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl −
Далі слід звернути увагу, що електролізу піддається саме розплав хлориду цинку, а чи не водний розчин. Інакше кажучи, без варіантів, на катоді може відбуватися відновлення катіонів цинку, але в аноді окислення хлорид-ионов т.к. відсутні молекули води:
Катод: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl 2 = Zn + Cl 2
Приклад №2
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину хлориду цинку, а також загальне рівняння електролізу.
Оскільки в даному випадку електролізу піддається водний розчин, то в електролізі, теоретично, можуть брати участь молекули води. Так як цинк розташований у ряді активності між Al і Н, то це означає, що на катоді відбуватиметься як відновлення катіонів цинку, так і молекул води.
2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Хлорид-іон є кислотним залишком безкисневої кислоти HCl, тому в конкуренції за окислення на аноді хлорид-іони «виграють» у молекул води:
2Cl − − 2e − = Cl 2
У даному конкретному випадку не можна записати сумарне рівняння електролізу, оскільки невідоме співвідношення між воднем і цинком, що виділяються на катоді.
Приклад №3
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину нітрату міді, а також загальне рівняння електролізу.
Нітрат міді в розчині знаходиться в продісоційованому стані:
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −
Мідь знаходиться в ряду активності правіше водню, тобто на катоді відновлюватимуться катіони міді:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Нітрат-іон NO 3 − — кисневмісний кислотний залишок, це означає, що в окисленні на аноді нітрат іони «програють» у конкуренції молекулам води:
2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +
Таким чином:
Катод: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
Отримане в результаті додавання рівняння є іонним рівнянням електролізу. Щоб отримати повне молекулярне рівняння електролізу потрібно додати по 4 нітрат іону в ліву та праву частину отриманого іонного рівняння як протиіони. Тоді ми отримаємо:
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Приклад №4
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину ацетату калію, а також загальне рівняння електролізу.
Рішення:
Ацетат калію у водному розчині дисоціює на катіони калію та ацетат-іони:
СН 3 СООК = СН 3 СОО − + К +
Калій є лужним металом, тобто. знаходиться у ряді електрохімічного ряду напруг на самому початку. Це означає, що його катіони не здатні розряджатися на катоді. Натомість відновлюватимуться молекули води:
2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2
Як було зазначено вище, кислотні залишки карбонових кислот «виграють» у конкуренції за окислення у молекул води на аноді:
2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2
Таким чином, підвівши електронний баланс і склавши два рівняння напівреакцій на катоді та аноді отримуємо:
Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Анод: 2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1
2H 2 O + 2СН 3 СОО − = 2OH − + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2
Ми отримали повне рівняння електролізу у іонному вигляді. Додавши по два іони калію в ліву та праву частину рівняння та склавши з протиіонами ми отримуємо повне рівняння електролізу в молекулярному вигляді:
2H 2 O + 2СН 3 СООК = 2KOH + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2
Приклад №5
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину сірчаної кислоти, а також загальне рівняння електролізу.
Сірчана кислота дисоціює на катіони водню та сульфат-іони:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-
На катоді відбуватиметься відновлення катіонів водню H + , а на аноді окислення молекул води, оскільки сульфат-іони є кисневмісними кислотними залишками:
Катод: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Анод: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1
4Н + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +
Скоротивши іони водню в лівій та правій та лівій частині рівняння отримаємо рівняння електролізу водного розчину сірчаної кислоти:
2H 2 O = 2H 2 + O 2
Як бачимо, електроліз водного розчину сірчаної кислоти зводиться до електролізу води.
Приклад №6
Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину гідроксиду натрію, а також загальне рівняння електролізу.
Дисоціація гідроксиду натрію:
NaOH = Na + + OH −
На катоді відновлюватимуться лише молекули води, оскільки натрій – високоактивний метал, на аноді лише гідроксид-іони:
Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Анод: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H 2 O + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O
Скоротимо дві молекули води ліворуч і праворуч і 4 гідроксид-іони і приходимо до того, що, як і у разі сірчаної кислоти, електроліз водного розчину гідроксиду натрію зводиться до електролізу води.
