Równanie elektrolizy kwasu solnego. Elektroliza
Elektroliza roztworu
i stopione sole (2 godz.)
Zajęcia z przedmiotu do wyboru "Elektrochemia"
Cele pierwszej lekcji:
Plan pierwszej lekcji
1. Powtórzenie badanych metod otrzymywania metali.
2. Wyjaśnienie nowego materiału.
3. Rozwiązywanie problemów z podręcznika G.E. Rudzitisa, F.G. Feldmana „Chemia-9” (M .: Education, 2002), s. 120, nr 1, 2.
4. Sprawdzenie przyswojenia wiedzy na zadaniach testowych.
5. Sprawozdanie z zastosowania elektrolizy.
Cele pierwszej lekcji: nauczyć pisać schematy elektrolizy roztworów i stopionych soli oraz wykorzystywać zdobytą wiedzę do rozwiązywania problemów obliczeniowych; kontynuować kształtowanie umiejętności pracy z podręcznikiem, materiałami testowymi; omówić zastosowanie elektrolizy w gospodarce narodowej.
POSTĘPY PIERWSZEJ LEKCJI
Powtórzenie poznanych metod pozyskiwania metali na przykładzie otrzymywania miedzi z tlenku miedzi(II).
Zapisanie równań odpowiednich reakcji:
Innym sposobem otrzymywania metali z roztworów i stopów ich soli jest elektrochemiczny, lub elektroliza.
Elektroliza to proces redoks, który zachodzi na elektrodach, gdy prąd elektryczny przepływa przez stop lub roztwór elektrolitu..
Elektroliza stopionego chlorku sodu:
NaCl Na + + Cl – ;
katoda (–) (Na +): Na + + mi= Na 0 ,
anoda (–) (Cl –): Cl – – mi\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl2.
Elektroliza roztworu chlorku sodu:
NaCl Na + + Cl – ,
H 2 O H + + OH -;
katoda (–) (Na +; H +): H + + mi= H 0 , 2 H 0 = H 2
(2H2O + 2 mi\u003d H2 + 2OH -),
anoda (+) (Cl - ; OH -): Cl - - mi\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + Cl2 + H2.
Elektroliza roztworu azotanu miedzi(II):
Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +
H 2 O H + + OH -;
katoda (–) (Cu 2+; H +): Cu 2+ + 2 mi= Cu 0 ,
anoda (+) (OH -): OH - - mi=OH0,
4H0 \u003d O2 + 2H2O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2O \u003d 2Cu + O 2 + 4HNO 3.
Te trzy przykłady pokazują, dlaczego bardziej opłaca się przeprowadzać elektrolizę niż inne metody otrzymywania metali: otrzymuje się metale, wodorotlenki, kwasy, gazy.
Napisaliśmy schematy elektrolizy, a teraz spróbujemy napisać od razu równania elektrolizy, bez odwoływania się do schematów, a jedynie przy użyciu skali aktywności jonów:
Przykłady równań elektrolizy:
2HgSO4 + 2H2O \u003d 2Hg + O2 + 2H2SO4;
Na2SO4 + 2H2O \u003d Na2SO4 + 2H2 + O2;
2LiCl + 2H2O \u003d 2LiOH + H2 + Cl2.
Rozwiązywanie problemów z podręcznika G.E. Rudzitisa i F.G. Feldmana (klasa 9, s. 120, nr 1, 2).
Zadanie 1. Podczas elektrolizy roztworu chlorku miedzi(II) masa katody wzrosła o 8 g. Jaki gaz został uwolniony, jaka jest jego masa?
Rozwiązanie
CuCl2 + H2O \u003d Cu + Cl2 + H2O,
(Cu) \u003d 8/64 \u003d 0,125 mola,
(Cu) \u003d (Сl 2) \u003d 0,125 mola,
m(Cl 2) \u003d 0,125 · 71 \u003d 8,875 g.
Odpowiadać. Gazem jest chlor o masie 8,875 g.
Zadanie 2. Podczas elektrolizy wodnego roztworu azotanu srebra uwolniono 5,6 litra gazu. Ile gramów metalu osadziło się na katodzie?
Rozwiązanie
4AgNO3 + 2H2O \u003d 4Ag + O2 + 4HNO3,
(O2) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 mola,
(Ag) \u003d 4 (O 2) \u003d 4 · 25 \u003d 1 mol,
m(Ag) \u003d 1 107 \u003d 107 g.
Odpowiadać. 107 gramów srebra.
Testowanie
opcja 1
1. Podczas elektrolizy roztworu wodorotlenku potasu na katodzie uwalniane są:
a) wodór; b) tlen; c) potas.
2. Podczas elektrolizy roztworu siarczanu miedzi(II) w roztworze powstają:
a) wodorotlenek miedzi(II);
b) kwas siarkowy;
3. Podczas elektrolizy roztworu chlorku baru na anodzie uwalniane są:
a) wodór; b) chlor; c) tlen.
4. Podczas elektrolizy stopionego chlorku glinu na katodzie uwalniane są:
aluminium; b) chlor;
c) elektroliza jest niemożliwa.
5. Elektroliza roztworu azotanu srebra przebiega według następującego schematu:
a) AgNO3 + H2O Ag + H2 + HNO3;
b) AgNO3 + H2O Ag + O2 + HNO3;
c) AgNO3 + H2O AgNO3 + H2 + O2.
Opcja 2
1. Podczas elektrolizy roztworu wodorotlenku sodu na anodzie uwalniane są:
a) sód; b) tlen; c) wodór.
2. Podczas elektrolizy roztworu siarczku sodu w roztworze powstają:
a) kwas siarkowodorowy;
b) wodorotlenek sodu;
3. Podczas elektrolizy stopionego chlorku rtęci(II) na katodzie uwalniane są:
a) rtęć; b) chlor; c) elektroliza jest niemożliwa.
4.
5. Elektroliza roztworu azotanu rtęci(II) przebiega według następującego schematu:
a) Hg (NO3) 2 + H2O Hg + H2 + HNO3;
b) Hg (N03) 2 + H2O Hg + O2 + HNO3;
c) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.
Opcja 3
1. Podczas elektrolizy roztworu azotanu miedzi (II) na katodzie uwalniane są:
a) miedź; b) tlen; c) wodór.
2. Podczas elektrolizy roztworu bromku litu w roztworze powstają:
b) kwas bromowodorowy;
c) wodorotlenek litu.
3. Podczas elektrolizy stopionego chlorku srebra na katodzie uwalniane są:
a) srebro; b) chlor; c) elektroliza jest niemożliwa.
4. Podczas elektrolizy roztworu chlorku glinu aluminium jest uwalniane do:
a) katoda; b) anoda; c) pozostaje w roztworze.
5. Elektroliza roztworu bromku baru przebiega według następującego schematu:
a) BaBr2 + H20Br2 + H2 + Ba(OH)2;
b) BaBr2 + H2O Br2 + Ba + H2O;
c) BaBr2 + H2O Br2 + O2 + Ba (OH)2.
Opcja 4
1. Podczas elektrolizy roztworu wodorotlenku baru na anodzie uwalniane są:
a) wodór; b) tlen; c) bar.
2. Podczas elektrolizy roztworu jodku potasu w roztworze powstają:
a) kwas jodowodorowy;
b) woda; c) wodorotlenek potasu.
3. Podczas elektrolizy stopionego chlorku ołowiu (II) na katodzie uwalniane są:
ołów; b) chlor; c) elektroliza jest niemożliwa.
4. Podczas elektrolizy roztworu azotanu srebra na katodzie uwalniane są:
a) srebro; b) wodór; c) tlen.
5. Elektroliza roztworu siarczku sodu przebiega według następującego schematu:
a) Na2S + H2OS + H2 + NaOH;
b) Na2S + H2O H2 + O2 + Na2S;
c) Na2S + H2O H2 + Na2S + NaOH.
Odpowiedzi
| Opcja | Pytanie 1 | pytanie 2 | pytanie 3 | Pytanie 4 | Pytanie 5 |
| 1 | a | b | b | a | b |
| 2 | b | b | a | a | b |
| 3 | a | w | a | w | a |
| 4 | b | w | a | a | a |
Wykorzystanie elektrolizy w gospodarce narodowej
1. Aby chronić wyroby metalowe przed korozją, na ich powierzchnię nakłada się cienką warstwę innego metalu: chromu, srebra, złota, niklu itp. Czasami, aby nie marnować drogich metali, wytwarza się powłokę wielowarstwową. Na przykład zewnętrzne części samochodu są najpierw pokrywane cienką warstwą miedzi, na nią nakładana jest cienka warstwa niklu, a na nią nakładana jest warstwa chromu.
Podczas nakładania powłok na metal metodą elektrolizy uzyskuje się je o równej grubości i trwałości. W ten sposób można pokryć produkty o dowolnym kształcie. Ta gałąź elektrochemii stosowanej nazywa się galwanotechnika.
2. Oprócz ochrony przed korozją powłoki galwaniczne nadają produktom piękny dekoracyjny wygląd.
3. Inną gałęzią elektrochemii, zbliżoną zasadniczo do galwanizacji, jest galwanizacja. Jest to proces uzyskiwania dokładnych kopii różnych przedmiotów. W tym celu przedmiot pokrywa się woskiem i uzyskuje się matrycę. Wszystkie wgłębienia skopiowanego obiektu na matrycy będą wybrzuszeniami. Powierzchnia matrycy woskowej pokryta jest cienką warstwą grafitu, dzięki czemu przewodzi prąd elektryczny.
Otrzymaną elektrodę grafitową zanurza się w kąpieli z roztworu siarczanu miedzi. Anoda jest miedziana. Podczas elektrolizy anoda miedziana rozpuszcza się, a miedź osadza się na grafitowej katodzie. W ten sposób uzyskuje się dokładną kopię miedzi.
Za pomocą elektroformowania powstają klisze do druku, płyty gramofonowe, metalizowane są różne przedmioty. Galwanoplastykę odkrył rosyjski naukowiec B.S. Jacobi (1838).
Wykonywanie matryc płytowych polega na nałożeniu cienkiej warstwy srebra na plastikową płytę, aby przewodziła elektryczność. Następnie na płytkę nakładana jest elektrolityczna powłoka niklowa.
Co należy zrobić, aby zrobić płytkę w kąpieli elektrolitycznej - anoda czy katoda?
(O et. Katodzie.)
4. Elektroliza służy do otrzymywania wielu metali: metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych, aluminium, lantanowców itp.
5. Aby oczyścić niektóre metale z zanieczyszczeń, metal z zanieczyszczeniami jest podłączony do anody. Metal rozpuszcza się podczas procesu elektrolizy i wytrąca na metalowej katodzie, podczas gdy zanieczyszczenia pozostają w roztworze.
6. Elektroliza jest szeroko stosowana do otrzymywania złożonych substancji (zasady, kwasy zawierające tlen), halogenów.
Praktyczna praca(druga lekcja)
Cele lekcji. Przeprowadzić elektrolizę wody, pokazać galwanizację w praktyce, utrwalić wiedzę zdobytą na pierwszej lekcji.
Ekwipunek.Na studenckich stołach: rozładowana bateria, dwa przewody z końcówkami, dwie elektrody grafitowe, zlewka, probówki, statyw z dwoma nogami, 3% roztwór siarczanu sodu, lampka spirytusowa, zapałki, latarka.
Na biurku nauczyciela: to samo + roztwór siarczanu miedzi, mosiężny klucz, miedziana rurka (kawałek miedzi).
Odprawa studencka
1. Podłącz przewody z końcówkami do elektrod.
2. Umieść elektrody w szklance tak, aby się nie stykały.
3. Wlej roztwór elektrolitu (siarczan sodu) do zlewki.
4. Do probówek wlewamy wodę i ustawiając je dnem do góry w szklance z elektrolitem, nakładamy kolejno na elektrody grafitowe, mocując górną krawędź probówki w stopce statywu.
5. Po zamontowaniu urządzenia przymocuj końce przewodów do akumulatora.
6. Zaobserwuj powstawanie pęcherzyków gazu: na anodzie uwalnia się ich mniej niż na katodzie. Po wyparciu prawie całej wody w jednej probówce przez uwolniony gaz, aw drugiej o połowę, odłącz przewody od akumulatora.
7. Zapal lampę spirytusową, ostrożnie wyjmij probówkę, w której woda jest prawie całkowicie wyparta i zbliż ją do lampy spirytusowej - usłyszysz charakterystyczny trzask gazu.
8. Zapal pochodnię. Wyjmij drugą probówkę, sprawdź tlącym się gazem.
Zadania dla studentów
1. Naszkicuj urządzenie.
2. Napisz równanie elektrolizy wody i wyjaśnij, dlaczego konieczne było przeprowadzenie elektrolizy w roztworze siarczanu sodu.
3. Napisz równania reakcji odzwierciedlające uwalnianie gazów na elektrodach.
Eksperyment demonstracyjny nauczyciela
(mogą być wykonywane przez najlepszych uczniów w klasie
z odpowiednim wyposażeniem)
1. Podłącz końcówki przewodów do miedzianej rurki i mosiężnego klucza.
2. Opuść rurkę i klucz do zlewki z roztworem siarczanu miedzi(II).
3. Podłącz drugie końce przewodów do akumulatora: „minus” akumulatora do rurki miedzianej, „plus” do kluczyka!
4. Obserwuj uwalnianie się miedzi na powierzchni klucza.
5. Po wykonaniu eksperymentu najpierw odłącz zaciski od akumulatora, a następnie wyjmij kluczyk z roztworu.
6. Zdemontować obwód elektrolizy z elektrodą rozpuszczalną:
CuSO4 \u003d Cu2+ +
anoda (+): Сu 0 - 2 mi\u003d Cu 2+,
katoda (–): Cu 2+ + 2 mi= Cu 0 .
Nie można zapisać ogólnego równania elektrolizy z rozpuszczalną anodą.
Elektrolizę prowadzono w roztworze siarczanu miedzi(II), ponieważ:
a) potrzebny jest roztwór elektrolitu, aby płynął prąd elektryczny, tk. woda jest słabym elektrolitem;
b) żadne produkty uboczne reakcji nie zostaną uwolnione, a jedynie miedź na katodzie.
7. Aby utrwalić przeszłość, napisz schemat elektrolizy chlorku cynku za pomocą elektrod węglowych:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -,
katoda (–): Zn 2+ + 2 mi= Zn 0 ,
2H2O+2 mi\u003d H2 + 2OH -,
anoda (+): 2Cl – – 2 mi=Cl2.
Ogólne równanie reakcji w tym przypadku nie może być zapisane, ponieważ nie wiadomo, jaka część całkowitej ilości energii elektrycznej idzie na redukcję wody, a jaka na redukcję jonów cynku.
 |
Schemat eksperymentu demonstracyjnego |
Praca domowa
1. Napisz równanie elektrolizy roztworu zawierającego mieszaninę azotanu miedzi(II) i azotanu srebra z elektrodami obojętnymi.
2. Napisz równanie elektrolizy roztworu wodorotlenku sodu.
3. Aby wyczyścić miedzianą monetę, należy ją zawiesić na miedzianym przewodzie podłączonym do bieguna ujemnego akumulatora i zanurzyć w 2,5% roztworze NaOH, w którym należy również zanurzyć elektrodę grafitową podłączoną do bieguna dodatniego akumulatora . Wyjaśnij, w jaki sposób moneta staje się czysta. ( Odpowiadać. Jony wodoru są redukowane na katodzie:
2H + + 2 mi\u003d H. 2.
Wodór reaguje z tlenkiem miedzi na powierzchni monety:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O.
Ta metoda jest lepsza niż czyszczenie proszkowe, ponieważ. moneta nie jest wymazana.)
Rozważając elektrolizę roztworów wodnych, należy pamiętać, że oprócz jonów elektrolitów w każdym roztworze wodnym znajdują się również jony będące produktami dysocjacji wody H + i OH -.
W polu elektrycznym jony wodoru poruszają się w kierunku katody, a jony OH w kierunku anody. Zatem zarówno kationy elektrolitu, jak i kationy wodoru mogą być rozładowywane na katodzie. Podobnie na anodzie mogą być rozładowywane zarówno aniony elektrolitowe, jak i jony wodorotlenkowe. Ponadto cząsteczki wody mogą również ulegać elektrochemicznemu utlenianiu lub redukcji.
To, jakie procesy elektrochemiczne będą zachodzić na elektrodach podczas elektrolizy, będzie zależeć przede wszystkim od względnych wartości potencjałów elektrod odpowiednich układów elektrochemicznych. Spośród kilku możliwych procesów, przebiegać będzie ten, przy którym zużycie energii będzie minimalne. Oznacza to, że utlenione formy układów elektrochemicznych o najwyższym potencjale elektrody zostaną zredukowane na katodzie, podczas gdy formy zredukowane układów o najniższym potencjale elektrody zostaną utlenione na anodzie. W ogólnym przypadku te atomy, cząsteczki i jony, których potencjały są najniższe w danych warunkach, łatwiej utleniają się na anodzie, a te jony, cząsteczki, atomy, których potencjały są największe, łatwiej ulegają redukcji na katodzie. Rozważmy procesy katodowe zachodzące podczas elektrolizy wodnych roztworów soli. Tutaj należy wziąć pod uwagę wielkość potencjału elektrody procesu redukcji jonów wodorowych, która zależy od stężenia jonów wodorowych. Znamy ogólne równanie potencjału elektrody dla elektrody wodorowej (rozdział 2.3).
W przypadku roztworów obojętnych (pH=7) wartość potencjału elektrody procesu redukcji jonów wodorowych wynosi
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) podczas elektrolizy roztworów soli zawierających kationy metali, których potencjał elektrody jest znacznie bardziej dodatni niż –0,41 V, metal będzie redukowany z obojętnego roztworu takiego elektrolitu na katodzie. Takie metale znajdują się w szeregu napięć w pobliżu wodoru (zaczynając w przybliżeniu od cyny i po niej);
2) podczas elektrolizy roztworów soli zawierających kationy metali, których potencjał elektrody jest znacznie bardziej ujemny niż -0,41 V, metal nie ulegnie redukcji na katodzie, ale uwolni się wodór. Takie metale obejmują metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych, magnez, glin, do około tytanu;
3) podczas elektrolizy roztworów soli zawierających kationy metali, których potencjał elektrody jest bliski -0,41 V (metale ze środkowej części szeregu - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), następnie w zależności od stężenia roztworu soli i warunków elektrolizy (gęstość prądu, temperatura, skład roztworu) możliwa jest zarówno redukcja metalu, jak i wydzielanie wodoru; czasami następuje wspólne uwalnianie metalu i wodoru.
Elektrochemiczne uwalnianie wodoru z roztworów kwaśnych następuje w wyniku wyładowania jonów wodorowych:
2H + 2ē → 2H 0
2H 0 = H 2 .
W przypadku mediów obojętnych lub zasadowych wydzielanie wodoru następuje w wyniku elektrochemicznej redukcji wody:
HOH + ē → H 0 + O.O –
H 0 + H 0 = H 2 ,
|
następnie 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
Zatem charakter procesu katodowego podczas elektrolizy roztworów wodnych zależy przede wszystkim od położenia odpowiedniego metalu w szeregu standardowych potencjałów elektrod metali.
Jeśli wodny roztwór zawierający kationy różnych metali zostanie poddany elektrolizie, to ich uwalnianie na katodzie z reguły będzie przebiegać w kolejności malejącej wartości algebraicznej potencjału elektrody metalu. Na przykład z mieszaniny kationów Ag +, Cu 2+ i Zn 2+ o wystarczającym napięciu na zaciskach elektrolizera, kationy srebra (φ 0 \u003d +0,8 V), a następnie miedź (φ 0 \u003d +0,34 V. ) i wreszcie cynk (φ 0 \u003d -0,76 V).
Elektrochemiczne oddzielanie metali z mieszaniny kationów jest wykorzystywane w inżynierii i analizie ilościowej. Ogólnie rzecz biorąc, zdolność do wyładowania (przyjmowania elektronów) dla jonów metali jest określona przez położenie metali w szeregu standardowych potencjałów elektrod. Im bardziej na lewo metal znajduje się w szeregu napięć, tym większy jest jego potencjał ujemny lub im mniejszy potencjał dodatni, tym trudniej jest wyładować jego jony. Tak więc z jonów metali w szeregu napięć najłatwiej rozładowują się trójwartościowe jony złota (przy najniższych napięciach prądu elektrycznego), następnie jony srebra itp. Najtrudniejsze (przy najwyższym napięciu prądu elektrycznego) jest wyładowanie jonów potasu. Ale wartość potencjału metalu, jak wiadomo, zmienia się w zależności od stężenia jego jonów w roztworze; w ten sam sposób łatwość wyładowania jonów każdego metalu zmienia się w zależności od ich stężenia: wzrost stężenia ułatwia wyładowanie jonów, spadek utrudnia. Dlatego podczas elektrolizy roztworu zawierającego jony kilku metali może się zdarzyć, że uwolnienie bardziej aktywnego metalu nastąpi wcześniej niż uwolnienie mniej aktywnego (jeśli stężenie pierwszego jonu metalu jest znaczne, a drugi jest bardzo niski).
Rozważmy procesy anodowe zachodzące podczas elektrolizy wodnych roztworów soli. Charakter reakcji zachodzących na anodzie zależy zarówno od obecności cząsteczek wody, jak i od substancji, z której wykonana jest anoda. Należy pamiętać, że materiał anody może utleniać się podczas elektrolizy. W związku z tym rozróżnia się elektrolizę z obojętną (nierozpuszczalną) anodą i elektrolizę z aktywną (rozpuszczalną) anodą. Nierozpuszczalne anody są wykonane z węgla, grafitu, platyny, irydu; anody rozpuszczalne - z miedzi, srebra, cynku, kadmu, niklu i innych metali. Na nierozpuszczalnej anodzie podczas elektrolizy utleniane są aniony lub cząsteczki wody. Podczas elektrolizy wodnych roztworów kwasów beztlenowych HI, HBr, HCl, H 2 S i ich soli (z wyjątkiem HF i fluorków) na anodzie wyładowywane są aniony i uwalniany jest odpowiedni halogen. Należy zauważyć, że uwalnianie chloru podczas elektrolizy HCl i jego soli jest sprzeczne z wzajemnym położeniem układów
2Cl – – 2ē →Kl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
w szeregu standardowych potencjałów elektrod. Ta anomalia związana jest ze znacznym przepięciem drugiego z tych dwóch procesów elektrodowych – materiał anody ma hamujący wpływ na proces wydzielania tlenu.
Podczas elektrolizy wodnych roztworów soli zawierających aniony SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- itp., a także fluorowodór i fluorki, zachodzi elektrochemiczne utlenianie wody. W zależności od pH roztworu proces ten przebiega inaczej i można go zapisać w różnych równaniach. W środowisku alkalicznym równanie ma postać
4OH – – 4ē → 2H 2 O + O 2 , (pH > 7)
iw kwaśnych lub obojętnych mediach mamy
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
następnie 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 2O 2 . |
W rozpatrywanych przypadkach najbardziej korzystnym energetycznie procesem jest elektrochemiczne utlenianie wody. Utlenianie anionów zawierających tlen zachodzi przy bardzo wysokich potencjałach. Na przykład standardowy potencjał utleniania jonu SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- wynosi 2,01 V, co znacznie przekracza standardowy potencjał utleniania wody wynoszący 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).
Jeszcze ważniejszy jest standardowy potencjał utleniania jonów F-
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 W).
Ogólnie rzecz biorąc, podczas elektrolizy wodnych roztworów soli kationy metali i wodoru jednocześnie zbliżają się do katody elektrolizera, przy czym każdy z nich „twierdzi”, że jest redukowany z powodu elektronów pochodzących z katody. Jak faktycznie będzie przebiegał proces redukcji na katodzie? Odpowiedź można uzyskać na podstawie szeregu naprężeń metali. W tym przypadku im mniejsza wartość algebraiczna potencjału elektrody wzorcowej metalu, tym słabszymi akceptorami elektronów są ich kationy i tym trudniej jest je zredukować na katodzie. W związku z tym wyróżnia się trzy grupy kationów w zależności od ich stosunku do elektroredukcji.
1. Kationy charakteryzujące się dużą aktywnością odciągania elektronów (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Podczas elektrolizy soli tych kationów następuje prawie całkowita redukcja kationów metali; prąd wyjściowy 100% lub blisko niego.
2. Kationy charakteryzujące się średnimi wartościami zdolności odciągania elektronów (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Podczas elektrolizy na katodzie następuje równoczesna redukcja kationów zarówno w cząsteczkach metalu, jak i w wodzie, co prowadzi do zmniejszenia wydajności prądowej metalu.
3. Kationy wykazujące niską zdolność odciągania elektronów (K+, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). W tym przypadku akceptorami elektronów na katodzie nie są kationy z rozważanej grupy, ale cząsteczki wody. W tym przypadku same kationy pozostają niezmienione w roztworze wodnym, a wydajność prądowa zbliża się do zera.
Stosunek różnych anionów do elektroutleniania na anodzie
Aniony kwasów beztlenowych i ich soli (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ itp.) utrzymują swoje elektrony słabiej niż cząsteczka wody. Dlatego podczas elektrolizy wodnych roztworów związków zawierających te aniony, te ostatnie będą pełnić rolę donorów elektronów, ulegną utlenieniu i przekażą swoje elektrony do zewnętrznego obwodu ogniwa elektrolitycznego.
Aniony kwasów tlenowych (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- itd.) są w stanie mocniej trzymać swoje elektrony niż cząsteczki wody. W tym przypadku woda utlenia się na anodzie, podczas gdy same aniony pozostają niezmienione.
W przypadku anody rozpuszczalnej liczba procesów utleniających wzrasta do trzech:
1) elektrochemiczne utlenianie wody z wydzieleniem tlenu; 2) wyładowanie anionu (tj. jego utlenienie); 3) elektrochemiczne utlenianie metalu anody (anodowe rozpuszczanie metalu).
Z możliwych procesów zajdzie ten, który jest najkorzystniejszy energetycznie. Jeśli metal anody znajduje się w szeregu potencjałów standardowych wcześniej niż oba inne układy elektrochemiczne, wówczas nastąpi anodowe rozpuszczanie metalu. W przeciwnym razie nastąpi wydzielanie tlenu lub wyładowanie anionów. Nie ustalono ścisłej kolejności uwalniania anionów. Zmniejszając zdolność oddawania elektronów, najczęściej spotykane aniony układają się następująco: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO4 3- .
Rozważmy kilka typowych przypadków elektrolizy roztworów wodnych.
Elektroliza roztworu CuCl 2 z nierozpuszczalną anodą
W szeregu napięć miedź znajduje się za wodorem, więc Cu 2+ zostanie wyładowany na katodzie i metaliczna miedź zostanie uwolniona, a jony chlorkowe zostaną utlenione do cząsteczkowego chloru Cl 2 na anodzie.
|
katoda (-) |
|
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2ē → kl 2 |
Cu 2+ + 2 Kl – → Cu 0 + kl 2
CuCl 2 → Cu 0 + kl 2
Metalowe wyjście prądowe (95-100%).
Elektroliza roztworu NaNO 3
Ponieważ sód w szeregu napięć jest znacznie wcześniejszy niż wodór, woda będzie rozładowywana na katodzie. Woda będzie również odprowadzana na anodzie.
|
katoda (-) |
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
2H 2 O–4ē → 4H + + O 2 . |
W ten sposób na katodzie uwalnia się wodór i powstaje środowisko alkaliczne, na anodzie uwalnia się tlen, aw pobliżu anody powstaje środowisko kwaśne. Jeśli przestrzenie anody i katody nie są od siebie oddzielone, to roztwór we wszystkich jego częściach pozostanie elektrycznie obojętny.
|
katoda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2H 2 O–4ē → 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
Prąd wyjściowy metalu wynosi zero.
Dlatego podczas elektrolizy roztworu NaNO 3 nastąpi elektroliza wody. Rola soli NaNO 3 sprowadza się do zwiększenia przewodności elektrycznej roztworu.
Elektroliza roztworu FeSO 4
Reakcje na katodzie (-) (redukcja):
|
a) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
jednoczesne reakcje |
|
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – . |
Reakcja na anodzie (+) (utlenianie):
2H 2 O–4ē → 4H + + O 2 .
Obecna moc wyjściowa metalu jest średnia.
Elektroliza roztworu KJ z nierozpuszczalną anodą
|
katoda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2J – – 2ē → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Oh – + J 2 .
Końcowe równanie reakcji dla elektrolizy roztworu KJ:
2KJ+2H 2 O → H 2 + J 2 + 2KOH.
Elektroliza roztworu CuSO 4 anodą miedzianą (rozpuszczalną).
Standardowy potencjał miedzi wynosi +0,337 V, czyli znacznie więcej niż -0,41 V; dlatego podczas elektrolizy roztworu CuSO 4 na katodzie następuje wyładowanie jonów Cu 2+ i uwalnia się metaliczna miedź. Na anodzie zachodzi proces odwrotny - utlenianie metalu, ponieważ potencjał miedzi jest znacznie mniejszy niż potencjał utleniania wody (+1,228 V), a tym bardziej - potencjał utleniania jonu SO 4 2- ( +2,01 V). W konsekwencji w tym przypadku elektroliza sprowadza się do rozpuszczenia metalu (miedzi) anody i jego oddzielenia na katodzie.
Schemat elektrolizy roztworu siarczanu miedzi:
|
katoda (-) |
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Proces ten stosowany jest do rafinacji elektrycznej metali (tzw. rafinacji elektrolitycznej).
Co to jest elektroliza? Aby łatwiej zrozumieć odpowiedź na to pytanie, wyobraźmy sobie dowolne źródło prądu stałego. Dla każdego źródła prądu stałego zawsze można znaleźć biegun dodatni i ujemny:
Podłączmy do niego dwie chemoodporne płytki przewodzące prąd elektryczny, które nazwiemy elektrodami. Płytka podłączona do bieguna dodatniego nazywana jest anodą, a do bieguna ujemnego katodą:
Chlorek sodu jest elektrolitem; kiedy topi się, dysocjuje na kationy sodu i jony chlorkowe:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Oczywiste jest, że ujemnie naładowane aniony chloru trafią do dodatnio naładowanej elektrody - anody, a dodatnio naładowane kationy Na + trafią do ujemnie naładowanej elektrody - katody. W wyniku tego zarówno kationy Na +, jak i aniony Cl - zostaną rozładowane, czyli staną się neutralnymi atomami. Wyładowanie następuje poprzez pozyskiwanie elektronów w przypadku jonów Na+ i utratę elektronów w przypadku jonów Cl−. Oznacza to, że proces przebiega na katodzie:
Na + + 1e - = Na 0 ,
A na anodzie:
Cl - - 1e - = Cl
Ponieważ każdy atom chloru ma niesparowany elektron, ich pojedyncze istnienie jest niekorzystne, a atomy chloru łączą się w cząsteczkę złożoną z dwóch atomów chloru:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Tak więc w sumie proces zachodzący na anodzie jest bardziej poprawnie zapisany w następujący sposób:
2Cl - - 2e - = Cl 2
czyli mamy:
Katoda: Na + + 1e − = Na 0
Anoda: 2Cl - - 2e - = Cl 2
Podsumujmy wagę elektroniczną:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Dodaj lewą i prawą stronę obu równań pół reakcje, otrzymujemy:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Redukujemy dwa elektrony w taki sam sposób jak w algebrze, otrzymujemy jonowe równanie elektrolizy:
2NaCl (l.) => 2Na + Cl2
Z teoretycznego punktu widzenia powyższy przypadek jest najprostszy, gdyż w roztopionym chlorku sodu wśród dodatnio naładowanych jonów znajdowały się tylko jony sodu, a wśród ujemnych tylko aniony chloru.
Innymi słowy, ani kationy Na +, ani aniony Cl - nie miały „konkurentów” dla katody i anody.
A co się stanie, na przykład, jeśli zamiast roztopionego chlorku sodu przez jego wodny roztwór przepuści się prąd? W tym przypadku obserwuje się również dysocjację chlorku sodu, ale tworzenie metalicznego sodu w roztworze wodnym staje się niemożliwe. W końcu wiemy, że sód, przedstawiciel metali alkalicznych, jest niezwykle aktywnym metalem, który bardzo gwałtownie reaguje z wodą. Jeśli sód nie może zostać zredukowany w takich warunkach, to co zostanie zredukowane na katodzie?
Przypomnijmy sobie budowę cząsteczki wody. Jest dipolem, to znaczy ma biegun ujemny i dodatni:
To właśnie dzięki tej właściwości jest w stanie „przyklejać się” zarówno do powierzchni katody, jak i powierzchni anody:
Mogą zachodzić następujące procesy:
2H2O + 2e - \u003d 2OH - + H2
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
Okazuje się zatem, że jeśli weźmiemy pod uwagę roztwór dowolnego elektrolitu, zobaczymy, że kationy i aniony powstające podczas dysocjacji elektrolitu konkurują z cząsteczkami wody o redukcję na katodzie i utlenianie na anodzie.
Jakie więc procesy będą zachodzić na katodzie, a jakie na anodzie? Wyładowanie jonów powstających podczas dysocjacji elektrolitu czy utlenianie/redukcja cząsteczek wody? A może wszystkie te procesy będą przebiegać jednocześnie?
W zależności od rodzaju elektrolitu możliwe są różne sytuacje podczas elektrolizy jego wodnego roztworu. Na przykład kationy metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych, glinu i magnezu po prostu nie mogą być redukowane w środowisku wodnym, ponieważ ich redukcja powinna wytworzyć odpowiednio metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych, aluminium lub magnez. metale reagujące z wodą.
W tym przypadku możliwa jest jedynie redukcja cząsteczek wody na katodzie.
Można zapamiętać, jaki proces będzie przebiegał na katodzie podczas elektrolizy roztworu dowolnego elektrolitu, kierując się następującymi zasadami:
1) Jeżeli elektrolit składa się z kationu metalu, który w stanie wolnym w normalnych warunkach reaguje z wodą, to na katodzie zachodzi następujący proces:
2H2O + 2e - \u003d 2OH - + H2
Dotyczy to metali znajdujących się na początku szeregu aktywności Al włącznie.
2) Jeżeli elektrolit składa się z kationu metalu, który w postaci wolnej nie reaguje z wodą, lecz reaguje z kwasami nieutleniającymi, zachodzą jednocześnie dwa procesy, zarówno redukcji kationów metali, jak i cząsteczek wody:
Ja n+ + ne = Ja 0
Metale te obejmują metale między Al i H w szeregu aktywności.
3) Jeśli elektrolit składa się z kationów wodoru (kwas) lub kationów metali, które nie reagują z kwasami nieutleniającymi, przywracane są tylko kationy elektrolitu:
2H + + 2e - \u003d H 2 - w przypadku kwasu
Me n + + ne = Me 0 - w przypadku soli
Tymczasem na anodzie sytuacja wygląda następująco:
1) Jeżeli elektrolit zawiera aniony beztlenowych reszt kwasowych (z wyjątkiem F -), to proces ich utleniania zachodzi na anodzie, cząsteczki wody nie są utleniane. Na przykład:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- - 2e = S o
Jony fluorkowe nie utleniają się na anodzie, ponieważ fluor nie może tworzyć się w roztworze wodnym (reaguje z wodą)
2) Jeśli elektrolit zawiera jony wodorotlenkowe (zasady), są one utleniane zamiast cząsteczek wody:
4OH - - 4e - \u003d 2H2O + O2
3) Jeżeli elektrolit zawiera na anodzie resztę kwasową zawierającą tlen (z wyjątkiem reszt kwasów organicznych) lub jon fluorkowy (F -), zachodzi proces utleniania cząsteczek wody:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
4) W przypadku kwaśnej reszty kwasu karboksylowego na anodzie zachodzi następujący proces:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Poćwiczmy pisanie równań elektrolizy dla różnych sytuacji:
Przykład 1
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku cynku oraz ogólne równanie elektrolizy.
Rozwiązanie
Po stopieniu chlorek cynku dysocjuje:
ZnCl2 \u003d Zn2+ + 2Cl -
Ponadto należy zwrócić uwagę na to, że elektrolizie ulega stopiony chlorek cynku, a nie roztwór wodny. Innymi słowy, bez opcji, na katodzie może zachodzić tylko redukcja kationów cynku, a na anodzie utlenianie jonów chlorkowych. żadnych cząsteczek wody
Katoda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl2 \u003d Zn + Cl2
Przykład nr 2
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku cynku oraz ogólne równanie elektrolizy.
Ponieważ w tym przypadku elektrolizie poddawany jest roztwór wodny, to teoretycznie cząsteczki wody mogą brać udział w elektrolizie. Ponieważ cynk znajduje się w szeregu aktywności między Al i H, oznacza to, że na katodzie nastąpi zarówno redukcja kationów cynku, jak i cząsteczek wody.
2H2O + 2e - \u003d 2OH - + H2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Jon chlorkowy jest kwaśną pozostałością kwasu HCl beztlenowego, dlatego w rywalizacji o utlenianie na anodzie jony chlorkowe „wygrywają” z cząsteczkami wody:
2Cl - - 2e - = Cl 2
W tym konkretnym przypadku niemożliwe jest napisanie ogólnego równania elektrolizy, ponieważ nie jest znany stosunek wodoru do cynku uwalnianego na katodzie.
Przykład nr 3
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu azotanu miedzi oraz ogólne równanie elektrolizy.
Azotan miedzi w roztworze jest w stanie zdysocjowanym:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Miedź znajduje się w szeregu aktywności na prawo od wodoru, to znaczy kationy miedzi zostaną zredukowane na katodzie:
Cu 2+ + 2e - = Cu 0
Jon azotanowy NO 3 - jest resztą kwasową zawierającą tlen, co oznacza, że podczas utleniania na anodzie jony azotanowe „tracą” konkurując z cząsteczkami wody:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
W ten sposób:
Katoda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
Równanie otrzymane w wyniku dodawania jest jonowym równaniem elektrolizy. Aby uzyskać pełne równanie elektrolizy molekularnej, należy dodać 4 jony azotanowe po lewej i prawej stronie wynikowego równania jonowego jako przeciwjony. Wtedy otrzymamy:
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Przykład nr 4
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu octanu potasu oraz ogólne równanie elektrolizy.
Rozwiązanie:
Octan potasu w roztworze wodnym dysocjuje na kationy potasu i jony octanowe:
CH 3 GOTOWANIE \u003d CH 3 COO - + K +
Potas jest metalem alkalicznym, tj. znajduje się w elektrochemicznym szeregu napięć na samym początku. Oznacza to, że jego kationy nie mogą zostać wyładowane na katodzie. Zamiast tego cząsteczki wody zostaną przywrócone:
2H2O + 2e - \u003d 2OH - + H2
Jak wspomniano powyżej, reszty kwasowe kwasów karboksylowych „wygrywają” w rywalizacji o utlenianie z cząsteczkami wody na anodzie:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Podsumowując więc bilans elektroniczny i dodając dwa równania reakcji połówkowych na katodzie i anodzie, otrzymujemy:
Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Anoda: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1
2H2O + 2CH3COO - \u003d 2OH - + H2 + CH3 -CH3 + 2CO2
Otrzymaliśmy pełne równanie elektrolizy w postaci jonowej. Dodając dwa jony potasu po lewej i prawej stronie równania i dodając je z przeciwjonami, otrzymujemy pełne równanie elektrolizy w postaci molekularnej:
2H 2 O + 2CH 3 GOTUJ \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Przykład nr 5
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego oraz ogólne równanie elektrolizy.
Kwas siarkowy dysocjuje na kationy wodoru i jony siarczanowe:
H2SO4 \u003d 2H + + SO4 2-
Kationy wodoru H + zostaną zredukowane na katodzie, a cząsteczki wody zostaną utlenione na anodzie, ponieważ jony siarczanowe są resztami kwasowymi zawierającymi tlen:
Katoda: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Anoda: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1
4H + + 2H2O \u003d 2H2 + O2 + 4H +
Redukując jony wodoru po lewej i prawej i lewej stronie równania, otrzymujemy równanie elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego:
2H2O \u003d 2H2 + O2
Jak widać, elektroliza wodnego roztworu kwasu siarkowego sprowadza się do elektrolizy wody.
Przykład nr 6
Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu wodorotlenku sodu oraz ogólne równanie elektrolizy.
Dysocjacja wodorotlenku sodu:
NaOH = Na + + OH -
Tylko cząsteczki wody zostaną zredukowane na katodzie, ponieważ sód jest wysoce aktywnym metalem, a tylko jony wodorotlenkowe na anodzie:
Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Anoda: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H2O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H2 + O2 + 2H2O
Zredukujmy po dwie cząsteczki wody po lewej i po prawej stronie oraz 4 jony wodorotlenkowe i dojdźmy do wniosku, że podobnie jak w przypadku kwasu siarkowego elektroliza wodnego roztworu wodorotlenku sodu sprowadza się do elektrolizy wody.
