ЕГЭ. Электролиз растворов. Примеры

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn²⁺ +2e → Zn⁰.

 

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H₂:
2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–.
Например, в случае электролиза растворов NaNO₃ или KOH.

 

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H⁺ +2e → H₂.

Например, в случае электролиза раствора H₂SO₄.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F^–), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl^– – 2e → Cl₂.

 

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H⁺ написать не можем, так как OH^– и H⁺

не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H₂ написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H⁺ +2e → H₂), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH^– – 4e → O₂ + 2H₂O.

 

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺.
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

 

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO₂ и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO^– – 2e → R-R + 2CO₂.

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na⁺ + Cl^–

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе).

Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

 

К: 2Na⁺ (в растворе)
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
А: 2Cl^– – 2e → Cl₂

 

Коэффициент 2 перед Na⁺ появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

 

2Na⁺ + 2Cl^– + 2H₂O → H₂⁰ + 2Na⁺ + 2OH^– + Cl₂. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H₂O → H₂⁰ + 2NaOH + Cl₂.

 

2. Раствор Na₂SO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2–

 

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе).

Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
А: 2H₂O – 4e → O₂⁰ + 4H⁺.

 

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H₂O + 4e → 2H₂⁰ + 4OH^–
А: 2H₂O – 4e → O

2⁰ + 4H⁺.

 

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H₂O → 2H₂⁰ + 4OH^– + 4H⁺ + O₂⁰.

 

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H₂O:
6H₂O → 2H₂⁰ + 4H₂O + O₂⁰.

 

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H₂O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H₂

O → 2H₂⁰ + O₂⁰.

 

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

 

3. Раствор CuCl₂

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl₂ → Cu²⁺ + 2Cl^–

 

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰
A: 2Cl^– – 2e → Cl₂

 

Записываем суммарное уравнение:
CuCl₂ → Cu⁰ + Cl₂.

 

4. Раствор CuSO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2–

 

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰
A: SO₄^2– (в растворе)
     2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺.

 

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu²⁺ и SO₄^2– 1:1.

К: 2Cu²⁺ + 4e → 2Cu⁰
A: 2SO₄^2– (в растворе)
     2H₂

O – 4e → O₂ + 4H⁺.

 

Записываем суммарное уравнение:
2Cu²⁺ + 2SO₄^2– + 2H₂O → 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺ + 2SO₄^2–.

 

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu⁰ + O₂ + 2H₂SO₄.

 

5. Раствор NiCl₂

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl₂ → Ni²⁺ + 2Cl^–

 

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
A: 2Cl^– – 2e → Cl₂

 

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni²⁺ + 2e → Ni

0
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
     Ni²⁺ (в растворе)
A: 4Cl^– – 4e → 2Cl₂

 

Замечаем, что согласно формуле NiCl₂, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni²⁺ для получения общего количества 2NiCl₂. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

 

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni²⁺ + Ni²⁺ + 4Cl^– + 2H₂O → Ni⁰ + H₂⁰ + 2OH^– + Ni²⁺ + 2Cl₂.

 

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl₂ + 2H₂O → Ni⁰ + H₂⁰ + Ni(OH)₂ + 2Cl₂.

 

6. Раствор NiSO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO₄ → Ni²⁺ + SO₄^2–

 

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
A: SO₄^2– (в растворе)
     2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺.

 

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni²⁺. Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
    Ni²⁺ (в растворе)
A: 2SO₄^2– (в растворе)
     2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺.

 

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni²⁺ + Ni²⁺ + 2SO₄^2– + 2H₂O + 2H₂O → Ni⁰ + Ni²⁺ + 2OH^– + H₂⁰ + O₂⁰ + 2SO₄^2– + 4H⁺.

 

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO₄ + 4H₂O → Ni⁰ + Ni(OH)₂ + H₂⁰ + O₂⁰ + 2H₂SO₄.

 

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H⁺ и OH^– с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H⁺ расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

Ni²⁺ + SO₄^2– + 2H₂O + 2H₂O → Ni⁰ + 2OH^– + H₂⁰ + O₂⁰ + SO₄^2– + 4H⁺.

Ni²⁺ + SO₄^2– + 4H₂O → Ni⁰ + H₂⁰ + O₂⁰ + SO₄^2– + 2H⁺ + 2H₂O.

Итоговое уравнение:

NiSO₄ + 2H₂O → Ni⁰ + H₂⁰ + O₂⁰ + H₂SO₄.

 

7. Раствор CH₃COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH₃COONa → CH₃COO^– + Na⁺

 

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na⁺ (в растворе)
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
А: 2CH₃COO^– – 2e → CH₃-CH₃ + CO₂

 

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na⁺ + 2CH₃COO^– + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^– + H₂⁰ + CH₃-CH₃ + CO₂

 

Соединяем катионы и анионы:
2CH₃COONa + 2H₂O → 2NaOH + H₂⁰ + CH₃-CH₃ + CO₂.

 

8. Раствор H₂SO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

 

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H⁺ +2e → H₂
A: 2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺

 

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H⁺ +4e → 2H₂
A: 2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺

 

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H⁺ + 2H₂O → 2H₂ + O₂ + 4H⁺

 

Катионы H⁺ находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H₂O:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

 

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na⁺ + OH^–

 

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
     2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^–
А: 4OH^– – 4e → O₂ + 2H₂O

 

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na⁺ (в растворе)
     4H₂O + 4e → 2H₂⁰ + 4OH^–
А: 4OH^– – 4e → O₂ + 2H₂O

 

Суммируем левые и правые части процессов:
4H₂O + 4OH^– → 2H₂⁰ + 4OH^– + O₂⁰ + 2H₂O

 

Сокращая 2H₂O и ионы OH^–, получаем итоговое уравнение электролиза:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

 

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
                                                2) щелочей;
                                                3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

 

 

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

NaCl = Na⁺ + Cl⁻

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na⁺ направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na⁺ и анионы Cl⁻ разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na⁺ и потери электронов в случае ионов Cl⁻. То есть на катоде протекает процесс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰,

А на аноде:

Cl⁻ − 1e⁻ = Cl

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Сl∙ + ∙Cl = Cl₂

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее  записать так:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

То есть мы имеем:

Катод: Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

Подведем электронный баланс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰ |∙2

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций, получим:

2Na⁺ + 2e⁻ + 2Cl⁻ − 2e⁻= 2Na⁰ + Cl₂

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na⁺+ 2Cl⁻ = 2Na⁰ + Cl₂

далее, объединив ионы Na⁺  и Cl⁻ получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl_{(ж. )}  => 2Na + Cl₂

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Другими словами, ни у катионов Na⁺, ни у анионов Cl⁻ не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

При этом могут происходить процессы:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H_{2 ­­­}

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

2Н⁺ + 2е⁻ = Н₂ – в случае кислоты

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰ – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F⁻), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

2Сl⁻ − 2e = Cl₂

S^2- − 2e = S^o

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

4ОН⁻ − 4е⁻ = 2H₂O + O₂

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F⁻) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO⁻ − 2e⁻ = R-R + 2CO₂

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl⁻

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰ |∙1

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1

ZnCl₂ = Zn + Cl₂

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H_{2 ­­­}

Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

Анод:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO₃)₂ = Cu²⁺ + 2NO₃⁻

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Катод:

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰

Нитрат-ион NO₃⁻ — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом:

Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4HNO₃

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

СН₃СООК = СН₃СОО⁻ + К⁺

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Анод:

2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙1

Анод: 2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂ |∙1

2H₂O + 2СН₃СОО⁻ = 2OH⁻ + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

2H₂O + 2СН₃СООK = 2KOH + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H⁺ , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н⁺ + 2e⁻ = H₂ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

4Н⁺ + 2H₂O = 2H₂ + O₂ + 4H⁺

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na⁺ + OH⁻

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙2

Анод: 4OH⁻ − 4e⁻ = O₂ + 2H₂O |∙1

4H₂O + 4OH⁻ = 4OH⁻ + 2H₂ + O₂ + 2H₂O

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Отдельные примеры электролиза растворов и расплавов солей.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов:

1. Электролиз растворов CuCl₂  с инертным анодом.

Медь в ряду стандартных потенциалов расположена после водорода (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B), поэтому у катода будет разряжаться ионы Cu²⁺ и выделяется свободная медь.

У анода будет разряжаться хлорид-иона.

 

Схема электролиза:

 

 Катод(-)       Cu²⁺ + 2ē  → Cu °

 Анод(+)        2Cl^—  — 2ē → Cl₂

 

                      Cu²⁺ + 2Cl^— → Cu + Cl₂

 

Установлено, что электролиз проходит только при некоторой определенной величине электрического напряжения. Минимальное напряжение, необходимое для разложения электролита, называемое потенциалом  разложения, вычисляется теоретическим путем вычитания из электродного потенциала анода электродного потенциала катода (Е разл(теор.)). В данном случае (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B, φ Cl₂/2Cl^— = 1,36B),

Е разл. = 1,36-0,34 = 1,02В.   

2. Электролиз раствора К₂SO₄ c инертным анодом.

Поскольку калий имеет очень малую величину электродного потенциала (φ К/К⁺ =-2,9В), то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ОН^—. У анода будет идти выделение кислорода и накопление Н⁺ .

В целом раствор во всех частях будет электронейтральным, однако в катодном пространстве будет накапливаться щелочь, а в анодном – кислота.

 

Схема электролиза:

 

 

Как видно из записи схемы электролиза раствора K₂SO₄ , происходит электролиз воды, а количество растворенной соли останется неизменным, ее роль сведется лишь к созданию электропроводящий  среды.

3. Электролиз раствора NiSO₄ c  растворимым анодом из никеля.

Стандартный потенциал никеля (φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B) несколько больше, чем у водорода в нейтральной среде (рН=7), где он равен -0,41В. Расчет потенциала водорода в нейтральной среде проводят по уравнению:

 

φ = -0,059 ∙ 7=-0,41В

 

Поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSO₄ на катоде в основном происходит разряд ионов Ni²⁺ и выделение металла. На аноде происходит противоположенный процесс- окисление металла, т.к. потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более потенциала окисления иона SO₄^2-(φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B; φ SO₄^2-/ S₂O₈^2- = 2,01B, φН₂О/О₂ = 1,22В). Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде (перенос материала анода на катод).

 

Схема электролиза:

 

Этот процесс применяется для очистки никеля (так называемое электролитическое рафинирование).

4. Электролиз раствора NaCl с инертным анодам.

Натрий имеет очень малую величину электродного потенциала (φ Nа/Nа⁺ = -2,7B). У катода будет происходить восстановление водорода и накопление ионов ОН^— . У анода происходит окисление Cl^— до свободного состояния.

Схема электролиза:

 

 

5. Электролиз расплава NaCl  с инертным анодом.

При плавлении хлорида натрия происходит термохимическая диссоциация соли: Na⁺Cl^— . На катоде идет восстановление ионов Na⁺ до металлического натрия, на аноде – окисления ионов Cl^— до свободного состояния.

Схема электролиза:

 

 

Сравнивая электролиз раствора и расплава NaCl, можно сделать вывод: очень активные металлы (Li, Na, K, Ba, Mg, Sr, Ca) можно получить только электролизом расплавов их солей.

Как показали исследования, довольно часто электролиз (разряд ионов) начинается при напряжении, значительно превышающем теоретическивычисленное.

Например, согласно теоретическому подсчету, электролиз 1м раствора NaOH должен проходить при напряжении 1,22В. Практически же он проходит при 1,67В. Разность между потенциалом разложения, фактически необходимого для протекания электролиза, и теоретического найденного, носит название перенапряжения. Рассчитаем для нашего примера:

 

Е перен =Е разл (опр) – Е разл (теор) = 1,67 – 1,22 = 0,45В.

 

Перенапряжение вызывает  непроизводительный добавочный расход энергии, поэтому на практике стараются создать такие условия, при каторыхвеличина перенапряжения становится минимальной (применяет по возможности невысокие плотности тока).

 

в начало

 

Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ

Электролиз водных растворов электролитов

Электролиз водных растворов электролитов — процесс более сложный, чем электролиз расплавов, поскольку в этом случае на электродах могут окисляться или восстанавливаться молекулы воды. Какие именно электрохимические процессы будут протекать на электродах, зависит от природы катиона и аниона электролита. Из нескольких возможных процессов первым будет протекать тот, осуществление которого связано с наименьшей затратой энергии. Иными словами, в первую очередь на катоде будут восстанавливаться более сильные окислители, а на аноде окисляться более сильные восстановители.

На практике для описания процессов, протекающих на катоде в нейтральных средах, можно руководствоваться следующими правилами.

1. Ионы металлов, расположенных в ряду активности от Li⁺ до Al³⁺ (включительно), в водных растворах на катоде не восстанавливаются. При электролизе растворов таких электролитов на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2е Н₂↑ + 2ОН⁻

Таким образом, щелочные, щелочноземельные металлы, магний и алюминий не могут быть получены электролизом водных растворов своих соединений. Перечисленные металлы в промышленности получают электролизом расплавов.

2. Катионы металлов, расположенных в ряду активности после Al³⁺ до Н⁺, восстанавливаются на катоде совместно с молекулами воды.

3. Ионы металлов, расположенных в ряду активности после водорода, восстанавливаются на катоде без участия воды в электрохимическом процессе.

4. Если водный раствор содержит катионы разных металлов, то при электролизе они выделяются на катоде в порядке ослабления их окислительных свойств, т.е. справа налево по ряду активности металлов. Так, из смеси катионов Ag⁺, Cu²⁺ и Fe²⁺ сначала будут восстанавливаться катионы серебра, затем — катионы меди и последними — катионы Fe²⁺.

Характер процессов на аноде зависит как от природы анионов, так и от материала анода. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые аноды.

Нерастворимые аноды изготавливают из угля, графита, платины, золота; такие электроды сами не посылают электроны во внешнюю цепь, а лишь участвуют в их передаче.

При описании процессов на инертных анодах можно руководствоваться следующими правилами:

1. В первую очередь окисляются простые, не содержащие кислород анионы, в порядке ослабления их восстановительных свойств:

S²⁻ → I⁻ → Br⁻ → Cl⁻

Иными словами, если раствор содержит ионы S²⁻ и Cl⁻, то сначала на аноде будут окисляться анионы S²⁻.

2. При электролизе водных растворов, содержащих ионы F⁻, а также оксоанионы (CO32−, NO3−, SO42−, PO43− и др.), на аноде окисляются молекулы воды:

2Н₂О − 4е О₂ + 4Н⁺

В щелочных средах на аноде в первую очередь окисляются гидроксид-ионы:

4ОН⁻ − 4е О₂↑ + 2Н₂О

а в кислых растворах на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы водорода:

2Н⁺ + 2е Н₂↑.

Рассмотрим примеры электролиза водных растворов различных соединений металлов с инертным анодом ( — символ постоянного электрического тока).

Пример 8.14. Раствор NaCl

Молекулярное уравнение электролиза получили, связав Cl⁻-ионы в левой части и OH⁻-ионы в правой с ионами Na⁺, которые в электролизе не участвуют.

Таким образом, при электролизе водного раствора NaCl, наряду с выделением водорода и хлора, в катодном пространстве накапливается щелочь (NaОН).

Пример 8.15. Раствор Na₂SO₄

Следовательно, электролиз водного раствора Na₂SO₄ сводится к разложению воды.

Пример 8.16. Раствор CuSO₄

В этом случае, наряду с выделением меди и кислорода, в анодном пространстве образуется серная кислота.

Пример 8.17. Раствор NaOH

Для сравнения приведем схему электролиза расплава NaOH:

Пример 8.18. Раствор HCl

Пример 8.19. Раствор Н₂SO₄

Рассмотрим примеры электролиза растворов солей, катион которых восстанавливается вместе с молекулами воды.

Пример 8.20. Раствор ZnSO₄

На катоде принято всего четыре электрона — столько же, сколько отдано на аноде, поэтому дополнительные коэффициенты равны единице. В правой части суммарного ионного уравнения две группы OH⁻ и два иона H⁺ образуют две молекулы воды. Сократив обе части равенства на это число молекул воды, получим:

Zn²⁺ + 2H₂O = Zn + H₂ + O₂ + 2H⁺

ZnSO₄ + 2H₂O Zn + Н₂↑ + О₂↑ + Н₂SO₄

Пример 8.21. Раствор ZnCl₂

При электролизе с растворимым анодом (анод из меди, никеля, цинка, серебра, железа и других металлов, кроме платины и золота), всегда, независимо от природы аниона, происходит окисление атомов металла, из которого сделан анод. Это объясняется тем, что все металлы (кроме Pt и Au) окисляются легче, чем молекулы воды и анионы кислотных остатков:

Me − ne = Meⁿ⁺.

При этом катионы Meⁿ⁺ переходят в раствор и масса анода уменьшается. Электролиз с растворимым анодом используется для очистки (рафинирования) металлов (меди, никеля и др.). В этом случае анодом является кусок неочищенного металла, а катодом — чистый металл. В процессе электролиза анод растворяется, а перешедшие в раствор катионы металла восстанавливаются на катоде. Пример электролиза водного раствора сульфата меди CuSO₄ с медным анодом:

анод (+): Cu⁰ − 2e = Cu²⁺ (растворение анода),

катод (−): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰ (осаждение меди на катоде).

Таким образом, в результате электролиза на катоде выделяется чистая медь.

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот) / Справочник :: Бингоскул

Сильнейшим окислительно — восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K⁺ перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

• Катодный процесс: K⁺ + e^— → K⁰

Анионы  Cl^— движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

• Анодный процесс: 2Cl^— — 2e^— → Cl₂⁰↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

• 2KCl ^{(эл.ток)}  2K⁰ + Cl₂⁰↑

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует  вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются. 

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений. 

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Meⁿ⁺ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S^—, J^—, Br^—, Cl^—, OH^— и молекулы H₂O:

• 2J^— => J₂⁰ + 2e;
• 4OH^— => O₂ + 2H₂O + 4e;
• 2H₂O => O₂ + 4H⁺ + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде 

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

• Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂  + 2OH^—

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

• Анод: 2I^—— 2e^— → I₂⁰

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

• 2KI + 2H₂O  ^{(эл.ток)} 2KOH + I₂ + H₂↑

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

• NaCl → Na⁺ + Cl^—
• Катод: Cu²⁺ + 2e^— → Cu⁰
• Анод: Cu⁰ — 2e^— → Cu²⁺

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

• Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂  + 2OH^—

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

• Анод: 2H₂O — 4e^— → O₂ + 4H⁺

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

• Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂  + 2OH^—

На аноде откладываются молекулы кислорода.

• Анод: 4OH^— — 4e^— → O₂ + 4H⁺

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

• HNO₃ → H⁺ + NO₃^—
• Катод: 2H⁺ + 2e^— → H₂
• Анод: 2H₂O — 4e^— → O₂ + 4H⁺

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для  получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

---

 

Смотри также:

Как решать 34 задание ЕГЭ по химии, примеры и алгоритмы решения заданий 34 по химии (Ростов-на-Дону)

Решение расчётных задач по химии подчиняется логике и проводится по определенным алгоритмам. Прежде всего, нужно внимательно прочитать и проанализировать условие задачи, написать необходимые уравнения химических реакций. Важно осознать ключевой (главный) вопрос в задаче и понять, количество какого вещества следует найти и по количеству какого вещества будет производиться расчёт. На основе анализа условия определить причинно-следственные связи и составить план последовательности решения задачи. Почему мы главным вопросом задачи считаем нахождение количества вещества? По количеству вещества всегда можно найти его массу, объём и массу раствора (массу и объём газа) и ответить на возможные дополнительные вопросы, содержащиеся в задаче.

В рассматриваемых примерах мы не будем пояснять выполнение формальных расчётов, предполагая, что вы проводите их без затруднений.

Пример 1. Электролиз 470 г 5%-ного раствора нитрата меди(II) прекратили после того, как масса раствора уменьшилась на 8 г. Из полученного раствора отобрали порцию массой 92,4 г. Вычислите массу 11,2 %-ного раствора едкого кали, необходимого для полного осаждения меди из отобранной порции раствора.

Дано:	Анализ и решение:

А) Проводим анализ условия

(составляем уравнения химических реакций, о которых упоминается в условии задачи).

1-й фрагмент.

«Электролиз 470 г 5%-ного раствора нитрата меди(II) прекратили… ».

При проведении этого этапа стараемся не обращать внимания на численные значения, а выделяем только химическую часть условия – она выделена в тексте фрагмента полужирным шрифтом.

2-й фрагмент.

«…Из полученного раствора отобрали порцию массой 92,4 г. Вычислите массу 11,2 %-ного раствора едкого кали, необходимого для полного осаждения меди из отобранной порции раствора».

Необходимо понять: в смеси после реакции находятся продукты реакции (Cu, O2, HNO3) и исходные вещества, которые не прореагировали, были «в избытке» (Cu(NO3)2, h3O), и следует рассматривать возможность взаимодействия каждого из этих веществ с добавляемым реагентом.

Б) Устанавливаем логические связи (формулируем главный вопрос задачи, т.е. находим вещество, количество которого необходимо рассчитать, и логическую цепочку, связывающую количество этого вещества с веществами, количество которых мы знаем или можем вычислить).

Главный вопрос – найти количество KOH (прореагировавшего с HNO3 и Cu(NO3)2, находящимися в отобранной части раствора).

Выводы (логическая цепочка):

При проведении расчётов будем использовать уменьшение массы раствора на 8 г (единственная количественная величина, относящаяся к протеканию реакции), которое происходит за счёт осаждения меди и выделения кислорода.

1) Количество KOH связано с количеством Cu(NO3)2 и HNO3 в порции раствора (уравнения (2) и (3)).

2) Количество HNO3 связано с количеством Cu и O2, которые образовались в процессе электролиза (уравнение (1)).

3) Количество Cu(NO3)2 в растворе после электролиза (избыток Cu(NO3)2) связано с количеством выделившихся Cu и O2.

В) План решения задачи.

1) Найти количество Cu(NO3)2 до электролиза.

2) Найти количество образовавшейся HNO3 по количеству выделившихся Cu и O2 (уравнение 1).

3) По уменьшению массы (т.е. по количеству выделившихся Cu и O2) найти количество прореагировавшего Cu(NO3)2 по уравнению (1).

4) Найти количество непрореагировавшего Cu(NO3)2.

5) Найти количество Cu(NO3)2 и HNO3в отобранной порции раствора.

6) По количеству Cu(NO3)2 и HNO3 в порции найти количество прореагировавшего KOH.

7) Вычислить массу раствора KOH.

Г) Решение.

1) Находим количество вещества Cu(NO3)2 до электролиза.

2) По уравнению (1) находим количество прореагировавшего Cu(NO3)2:

Пусть прореагировало x моль Cu(NO3)2, тогда

г)

3) По уравнению (1) находим количество прореагировавшего HNO3:

г)

4) Находим количество вещества Cu(NO3)2 и HNO3 в отобранной порции раствора.

а)

б) находим количество вещества Cu(NO3)2 с помощью пропорции – концентрация вещества одинакова как во всём растворе, так и в любой его части

а)

в) находим количество вещества HNO3 в отобранной порции:

а)

5) Находим количество KOH и массу добавленного раствора KOH.

а) По уравнению (2).

б) По уравнению (3).

в)

Пример 2. Насыщенный раствор нитрата алюминия получили, растворив кристаллогидрат Al(NO3)3·12h3O (растворимость 241 г в 100 г воды при 25 ºС) в 250 г воды. Полученный раствор разделили на две части. В первую добавили раствор Na2CO3 (избыток), во вторую 400 г раствора аммиака (избыток). Во второй колбе осадок в 4 раза тяжелее, чем в первой. Найдите концентрацию соли во второй колбе.

В ответе приведите уравнения реакций, которые указаны в условии задачи, и все необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин).

Дано:	Анализ и решение:

А) Проводим анализ условия

Разбиваем условие на смысловые фрагменты, выделяем ключевые слова и понятия и составляем уравнения реакций (химическая часть задачи).

1-й фрагмент:

«Насыщенный раствор нитрата алюминия получили, растворив кристаллогидрат Al(NO3)3·12h3O (растворимость 241 г в 100 г воды при 25 ºС) в 250 г воды. Полученный раствор разделили на две части».

2-й фрагмент:

« В первую добавили раствор Na2CO3 (избыток), …»

3-й фрагмент:

«во вторую 200 г раствора аммиака (избыток)»

4-й фрагмент:

«Во второй колбе осадок в 4 раза тяжелее, чем в первой. Найдите концентрацию соли во второй колбе».

Химических превращений нет.

Б) Устанавливаем логические связи (формулируем главный вопрос задачи, т.е. находим вещество, количество которого необходимо рассчитать, и логическую цепочку, связывающую количество этого вещества с веществами, количество которых мы знаем или можем вычислить).

Главный вопрос – найти количество Nh5NO3.

Выводы (логическая цепочка):

Единственная цифра, которую можно использовать при проведении расчётов, это «4» – отношение масс Al(OH)3, образовавшихся во 2-й и 1-й колбах.

В) План решения задачи.

1) Найти количество Al(NO3)3(общее).

2) Найти количество Al(NO3)3 в 1-й части (уравнение (1) по Al(OH)3.

3) Найти количество Al(NO3)3 во 2-й части (уравнение 2) по Al(OH)3.

4) Найти количество Nh5NO3 (по уравнению (3)) по количеству AlCl3 (2-я часть)).

5) Найти ω(Nh5NO3) по уравнению (3).

Г) Решение

1) Находим количество Al(NO3)3 в исходном растворе.

а) находим количество Al(NO3)3·12h3O, которое растворилось в 250 г воды:

Используя данные по растворимости (растворимость 241 г в 100 г воды при 25 ºС), составляем пропорцию,

б)

2) Находим количество Al(NO3)3, прореагировавшего по уравнениям (2) и (3):

Пусть по уравнению (1) прореагировало x моль Al(NO3)3, по уравнению (2) – y моль Al(NO3)3, тогда

а) x + y = 1,4

б) по уравнению (2):

в) по уравнению (3):

г)

3) По уравнению (3) находим количество Nh5NO3:

а)

4) По уравнению (3) находим количество образовавшегося Al(OH)3:

5) Находим массу 2-й части раствора Al(NO3)3.

Концентрация вещества в растворе и в любой его части одинакова, следовательно

6) Находим массовую долю Nh5NO3 в растворе:

а)

б)

РЕКОМЕНДУЕМЫЕ ТОВАРЫ

Электролиз. Электролиз растворов. Электролиз расплавов

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.

Электролиз — это ещё один способ получения чистых металлов и неметаллов. Кроме того, электролиз можно провести и в домашних условиях. Нужен источник тока, два электрода (какие электроды бывают и какой в каком случае брать — рассказано дальше) и, конечно, электролит. Электролит — это раствор, который проводит электрический ток.

Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отличаются друг от друга. Отличие — в наличии растворителя. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита. Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости.
Электрод, заряженный положительно — анод. Электрод, заряженный отрицательно — катод. При электролизе происходит окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. В качестве инертного анода можно взять графит (углерод) или платину.
В качестве катода можно взять металлическую пластину (она не будет растворяться). Подойдёт медь, латунь, углерод (или графит), цинк, железо, алюминий, нержавейка.

В домашних условиях, из тех веществ, что имеются практически у каждого, можно без труда получить, например, кислород, водород, хлор, медь, серу, а также слабую кислоту или щёлочь! Но будьте осторожны с хлором — этот газ ядовит!

Первый опыт проведём с целью получения водорода и кислорода.

Сделайте электролит из раствора пищевой соды (можно взять кальцинированную соду), опустите туда электроды и включите источник питания. Как только ток пойдёт через раствор, сразу станут заметны пузырьки газа, которые образуются у электродов: у «+» будет выделяться кислород, у «-» водород. Именно такое распределение газов происходит из-за того, что возле анода «+» происходит скопление отрицательных ионов OH^—, и восстановление кислорода, а возле катода «-» скапливаются ионы щелочного металла, которые содержатся в кальцинированной соде (Na₂CO₃), имеющие положительный заряд (Na⁺) и одновременно происходит восстановление водорода. Восстановлении ионов натрия до чистого металла Na не происходит, так как металл натрий стоит в ряду напряжений металлов левее водорода

Li <K <Rb <Cs <Ba <Ca <Na <Mg <Al <Mn <Cr <Zn <Fe <Cd <Co <Ni <Sn <Pb <h3 <Cu <Ag <Hg <Pt <Au

В следующем опыте по электролизу будем получать чистую медь (Cu).

Для этого нам потребуется раствор медного купороса CuSO₄, который содержит растворённую медь. Медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода, поэтому она и будет выделятся на электроде. Приготовьте раствор медного купороса, опустите в него электроды и включите источник питания. Как и в предыдущем опыте с раствором кальцинированной соды, на адоде «+» будет восстанавливаться кислород. В то же время катод «-» будет покрываться тёмно-красным слоем меди, которая восстанавливается из раствора до чистого металла.

Мы провели 2 опыта по электролизу растворов и можем подвести результат: При пропускании тока через раствор на положительном электроде — аноде — восстанавливаются отрицательно заряженные ионы (в нашем случае — кислород). Отрицательно заряженные ионы ещё называют анионами. На отрицательном электроде — катоде — восстанавливаются положительные ионы (в нашем случае это водород и медь). Положительные ионы называют катионами. Катионами обычно выступают все металлы и водород. Но в некоторых химических соединениях катионами являются газы и неметаллы. Это зависит от степени окисления элемента в химическом соединении.

Проведём ещё один опыт по электролизу. На этот раз мы будем пропускать ток через раствор поваренной соли (NaCl).

Но должен заранее предупредить, этот электролиз нужно проводить в хорошо проветриваемой комнате, так как выделяемый из раствора чистый газ — хлор (Cl₂) очень токсичен. Если хотите собрать этот газ (иди какой-нибудь другой), то можно воспользоваться предложенной ниже схемой:

Электролиз раствора поваренной соли. Схема сбора газа

Итак, начнём. Приготовьте раствор поваренной соли (NaCl). К положительному полюсу источника питания подключите инертный электрод (например — графитовый стержень), к отрицательному — подойдёт любой материал, проводящий ток. Опустите в него электроды и включите источник питания. Через несколько секунд уже можно почувствовать неприятный запах хлорки (это хлор!). Не переусердствуйте с запахом! Хлор выделяется в виде мелких пузырьков у анода («+»). Чем дольше будет длиться процесс электролиза, тем больше концентрация хлора будет возле электролита. Если вы собираете хлор в пробирку или банку (хлор тяжелее воздуха, он будет находится на дне), не пробуйте «нюхать»его в банке — можно сильно отравится! (Статья о хлоре). На аноде выделяется чистый газ хлор. При этом на катоде из раствора восстанавливается чистый водород (H₂) и восстанавливаться натрий, который будет тут же вступать в реакцию с водой, образуя натриевую щёлочь.

Электролиз расплавов

При электролизе расплавов в процессе участвуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу. Например, если подвергнуть электролизу расплав поваренной соли (NaCl), то на аноде будет выделяться тот же газ — хлор, а вот на катоде вместо водорода будет восстанавливаться чистый металл — натрий (Na). Именно таком способом в промышленности получают металлический натрий и другие щелочные и щелочноземельные металлы. Таким же образом получают другие щелочные металлы (калий (K), литий (Li), кальций (Ca)), проводя ток через расплавы их солей.

Электролиз | Encyclopedia.com

Электролиз воды

Производство натрия и хлора

Производство магния

Производство гидроксида натрия, хлора и водорода

Производство алюминия

Рафинирование меди

Гальваника

Ресурсы

Электролиз

процесс, вызывающий химическую реакцию при прохождении электрического тока через вещество или смесь веществ, чаще всего в жидкой форме.Электролиз часто приводит к разложению соединения на элементы. Для проведения электролиза два электрода, положительный электрод (анод) и отрицательный электрод (катод) погружаются в материал, подлежащий электролизу, и подключаются к источнику постоянного (постоянного) электрического тока.

Аппарат, в котором проводится электролиз, называется электролитической ячейкой . Корни -lys и -lyt происходят от греческих lysis и lytos , что означает «разрезать или разлагать»; электролиз в электролитической ячейке — это процесс, при котором вещество может разлагаться.

Электролизуемое вещество должно быть электролитом, жидкостью, содержащей положительные и отрицательные ионы и, следовательно, способной проводить электричество. Есть два вида электролитов. Один вид представляет собой раствор ионного соединения любого соединения, которое производит ионы при растворении в воде, например неорганической кислоты, основания или соли. Другой вид представляет собой сжиженное ионное соединение, такое как расплавленная соль.

В любом виде электролита жидкость проводит электричество, потому что ее положительные и отрицательные ионы могут свободно перемещаться к электродам с противоположным зарядом — положительные ионы к катоду и отрицательные ионы к аноду.Эта передача положительного заряда в одном направлении и отрицательного заряда в противоположном направлении составляет электрический ток, потому что электрический ток, в конце концов, всего лишь поток заряда, и не имеет значения, являются ли носители заряда ионами или электронами. В ионном твердом веществе, таком как хлорид натрия, например, обычно фиксированные ионы становятся свободными для движения, как только твердое вещество растворяется в воде или как только оно плавится.

Во время электролиза ионы движутся к электродам с противоположным зарядом.Когда они достигают своих электродов, они подвергаются химическим окислительно-восстановительным реакциям. На катоде, накачивающем электроны в электролит, происходит химическое восстановление — захват электронов положительными ионами. На аноде, удаляющем электроны из электролита, происходит химическое окисление — потеря электронов отрицательными ионами.

При электролизе существует прямая зависимость между количеством электричества, протекающего через элемент, и количеством протекающей химической реакции.Чем больше электронов перекачивается через электролит аккумулятором, тем больше ионов будет вынуждено отдать или принять электроны, тем самым окисляясь или восстанавливаясь. Чтобы произвести химическую реакцию на один моль, через клетку должен пройти один моль электронов. Моль электронов, то есть 6,02 ← × 10 ²³ электронов, называется фарадеем . Устройство названо в честь Майкла Фарадея (1791–1867), английского химика и физика, открывшего взаимосвязь между электричеством и химическими изменениями.Ему также приписывают первое использование слов анод , катод , электрод , электролит и электролиз .

Для решения конкретных химических задач могут быть разработаны различные типы электролитических ячеек.

Возможно, самым известным примером электролиза является электролитическое разложение воды с образованием водорода и кислорода:

Поскольку вода является таким стабильным соединением, ученые могут осуществить эту реакцию, только закачивая в нее энергию — в данном случае форма электрического тока.Чистая вода, которая не очень хорошо проводит электричество, должна, во-первых, превратиться в электролит путем растворения в ней кислоты, основания или соли. Затем анод и катод, обычно сделанные из графита или какого-либо нереагирующего металла, такого как платина, могут быть вставлены и подключены к батарее или другому источнику постоянного тока.

На катоде, где электроны закачиваются в воду аккумулятором, они захватываются молекулами воды с образованием газообразного водорода:

На аноде электроны удаляются из молекул воды:

Чистый результат эти две электродные реакции, сложенные вместе, составляют

(обратите внимание, что когда эти два уравнения складываются вместе, четыре иона H ⁺ и четыре иона OH ^— с правой стороны объединяются с образованием четырех ионов H ₂ O молекулы, которые затем нейтрализуют четыре из молекул H ₂ O в левой части.Таким образом, каждые две молекулы воды разложились на две молекулы водорода и одну молекулу кислорода.

Кислота, основание или соль, превратившие воду в электролит, были выбраны таким образом, чтобы ее конкретные ионы не могли окисляться или восстанавливаться (по крайней мере, при напряжении батареи), поэтому они не вступают в химическую реакцию и служат только для проведения течение через воду. Обычно используется серная кислота, H ₂ SO ₄ .

Путем электролиза поваренная соль, хлорид натрия, NaCl, может быть разложена на элементы, натрий и хлор.Это важный метод производства натрия. Он также используется для производства других щелочных металлов и щелочноземельных металлов из их солей.

Чтобы получить натрий электролизом, ученые сначала расплавят немного хлорида натрия, нагревая его до температуры выше 1474 ° F (801 ° C). Затем в расплавленную соль вставят два инертных (не реагирующих) электрода. Хлорид натрия должен быть расплавлен, чтобы ионы Na ⁺ и Cl ^— могли свободно перемещаться между электродами; в твердом хлориде натрия ионы замораживаются.Наконец, ученые пропустят постоянный электрический ток (DC) через расплавленную соль.

Отрицательный электрод (катод) будет притягивать ионы Na ⁺ , а положительный электрод (анод) будет притягивать ионы Cl ^— , после чего происходят следующие химические реакции.

На катоде, куда закачиваются электроны, они захватываются положительными ионами натрия:

На аноде, где выкачиваются электроны, они отрываются от ионов хлора:

(Хлор атомы немедленно объединяются в двухатомные молекулы, Cl ₂ .) В результате поваренная соль была разложена на элементы под действием электричества.

Другое важное применение электролиза — производство магния из морской воды. Морская вода является основным источником этого металла, поскольку она содержит больше ионов магния, чем любого другого металла, кроме натрия. Во-первых, хлорид магния, MgCl ₂ , получают путем осаждения гидроксида магния из морской воды и растворения его в соляной кислоте. Затем хлорид магния плавят и подвергают электролизу.Подобно получению натрия из расплавленного хлорида натрия, описанному выше, расплавленный магний осаждается на катоде, а газообразный хлор выделяется на аноде. Общая реакция: MgCl ₂ → Mg + Cl ₂ .

Гидроксид натрия, NaOH, также известный как щелочь и каустическая сода, является одним из наиболее важных промышленных химикатов. По состоянию на 2004 год только в Соединенных Штатах его ежегодно производили более 25 миллиардов фунтов (11 миллиардов килограммов). Мировое производство в том же году превысило 100 миллиардов фунтов (44 миллиарда килограммов).Основным методом его получения является электролиз рассола или соленой воды, раствора поваренной соли, хлорида натрия в воде. Хлор и водород образуются как ценные побочные продукты.

Когда электрический ток проходит через соленую воду, отрицательные ионы хлора, Cl ^— , мигрируют к положительному аноду и теряют свои электроны, превращаясь в газообразный хлор.

(Затем атомы хлора объединяются в пары, образуя молекулы Cl ₂ .) Между тем ионы натрия Na ⁺ притягиваются к отрицательному катоду.Однако они не собирают электроны, чтобы стать атомами металлического натрия, как это происходит в расплавленной соли. Это связано с тем, что в водном растворе сами молекулы воды улавливают электроны легче, чем ионы натрия. Таким образом, на катоде происходит

. Ионы гидроксида вместе с ионами натрия, которые уже находятся в растворе, составляют гидроксид натрия, который может быть восстановлен путем испарения.

Этот так называемый процесс хлорно-щелочной кислоты является основой отрасли, которая существует уже более ста лет.С помощью электричества он превращает дешевую соль в ценный хлор, водород и гидроксид натрия. Среди прочего, хлор используется для очистки воды, водород используется для гидрогенизации масел, а щелок используется в производстве мыла, промышленных сточных вод, очистителей для духовок и бумаги.

Производство алюминия методом Холла было одним из первых применений электролиза в больших масштабах и до сих пор остается основным методом получения этого очень полезного металла. Чарльз М.Холл, 21-летний студент Оберлин-колледжа в Огайо, который искал способ восстановить оксид алюминия до металла, открыл этот процесс в 1886 году. Алюминий был редкой и дорогой роскошью в то время, потому что металл очень реакционноспособен, и поэтому его трудно восстановить химическими средствами. С другой стороны, электролиз расплавленной соли или оксида алюминия затруднен, поскольку соли трудно получить в безводной (сухой) форме, а оксид Al ₂ O ₃ не плавится до температуры 3762 ° F. (2,072 ° С).

Холл обнаружил, что Al ₂ O ₃ в форме минерального боксита растворяется в другом минерале алюминия, называемом криолитом, Na ₃ AlF ₆ , и что полученная смесь может быть легко расплавлена. Когда через эту расплавленную смесь проходит электрический ток, ионы алюминия мигрируют к катоду, где они восстанавливаются до металла:

На аноде ионы оксида окисляются до газообразного кислорода:

Расплавленный металлический алюминий опускается на дно. ячейки и может быть снята.

Обратите внимание, что для производства каждого моля алюминия необходимы три моля электронов (три фарада электричества), потому что на каждом ионе алюминия есть три положительных заряда, которые должны нейтрализоваться электронами. Следовательно, производство алюминия по процессу Холла требует огромного количества электроэнергии. Переработка банок для напитков и других алюминиевых предметов стала важной мерой энергосбережения.

В отличие от алюминия, металлическую медь довольно легко получить химическим способом из руды.Но с помощью электролиза его можно очистить и сделать очень чистым — до 99,999%. Чистая медь важна для изготовления электрического провода, потому что электропроводность меди снижается из-за примесей. Эти примеси включают такие ценные металлы, как серебро, золото и платина; когда они удаляются электролизом и восстанавливаются, они имеют большое значение для оплаты счетов за электроэнергию.

При электролитическом рафинировании меди нечистая медь образуется из анода в ванне электролита из сульфата меди, CuSO ₄ и серной кислоты H ₂ SO ₄ .Катод представляет собой лист чистой меди. По мере прохождения тока через раствор положительные ионы меди Cu ²⁺ в растворе притягиваются к отрицательному катоду, где они захватывают электроны и осаждаются как нейтральные атомы меди, тем самым создавая все больше и больше чистой меди на катод. Между тем, атомы меди в положительном аноде отдают электроны и растворяются в растворе электролита в виде ионов меди. Однако примеси в аноде не переходят в раствор, потому что атомы серебра, золота и платины не так легко окисляются (превращаются в положительные ионы), как окисляется медь.Таким образом, серебро, золото и платина просто падают с анода на дно резервуара, где их можно соскрести.

Еще одно важное применение электролитических ячеек — это гальваника серебра, золота, хрома и никеля. Гальваника производит тонкое покрытие из этих дорогих металлов на поверхности более дешевых металлов, чтобы придать им внешний вид и химическую стойкость, как у дорогих металлов.

При серебряном покрытии покрываемый объект (например, ложка) изготавливается из катода электролитической ячейки.Анод представляет собой стержень из металлического серебра, а электролит (жидкость между электродами) представляет собой раствор цианида серебра AgCN в воде. Когда через элемент пропускают постоянный ток, положительные ионы серебра (Ag ⁺ ) из цианида серебра мигрируют к отрицательному аноду (ложке), где они нейтрализуются электронами и прилипают к ложке как металлическое серебро:

Между тем, серебряный анодный стержень отдает электроны, превращаясь в ионы серебра:

Таким образом, анодный стержень постепенно растворяется, пополняя запасы ионов серебра в растворе.В результате металлическое серебро переместилось с анода на катод, в данном случае — на ложку. Этот процесс продолжается до тех пор, пока на ложке не будет достигнута желаемая толщина покрытия — обычно всего несколько тысячных дюйма — или пока серебряный слиток полностью не растворится.

При гальванике с серебром цианид серебра используется в электролите, а не другие соединения серебра, такие как нитрат серебра, AgNO ₃ , потому что ион цианида, CN ^— , реагирует с ионом серебра, Ag ⁺ , с образованием комплексного иона Ag (CN) ₂ ^— .Это ограничивает поступление свободных ионов Ag ⁺ в раствор, поэтому они могут осаждаться на катоде только постепенно. Это обеспечивает более блестящее и прочное серебряное покрытие. Золотое покрытие

КЛЮЧЕВЫЕ ТЕРМИНЫ

Комплексный ион — Большой ион, состоящий из более мелких ионов, объединенных друг с другом или с другими атомами или молекулами

Фарадея — Единица электрического заряда, равная количеству заряд переносится одним мольом электронов. Один фарадей равен 96 485 кулонам.

Окисление — Процесс, при котором степень окисления атома увеличивается за счет потери одного или нескольких электронов.

Восстановление — Процесс, при котором степень окисления атома снижается за счет получения одного или нескольких электронов.

выполняется примерно так же, с использованием золотого анода и электролита, содержащего цианид золота, AuCN.

КНИГИ

Чанг, Раймонд. Химия . Бостон, Массачусетс: McGraw-Hill, 2002.

Муг, Ричард Сэмюэл. Химия: Справочник . Нью-Йорк: Wiley, 2005.

Tro, Nivaldo J. Введение в химию . Верхняя Сэдл-Ривер, Нью-Джерси: Pearson Education, 2006.

Роберт Л. Уолк

Электролиз | Химия для специальностей

Результаты обучения

• Опишите процесс электролиза
• Сравните работу электролитических ячеек с работой гальванических элементов
• Выполнение стехиометрических расчетов электролитических процессов

Электрохимические ячейки, в которых происходят спонтанные окислительно-восстановительные реакции ( гальванических элементов ), до сих пор были темой обсуждения в этой главе.В этих ячейках электрическая работа выполняется окислительно-восстановительной системой в окружающей среде , поскольку электроны, образующиеся в результате окислительно-восстановительной реакции, передаются через внешнюю цепь. В этом последнем разделе главы будет рассмотрен альтернативный сценарий, в котором внешняя цепь действительно работает в окислительно-восстановительной системе , прикладывая напряжение, достаточное для запуска в противном случае несамопроизвольной реакции, процесса, известного как электролиз . Знакомый пример электролиза — перезарядка батареи, которая включает использование внешнего источника питания для запуска спонтанной (разрядной) реакции ячейки в обратном направлении, восстанавливая до некоторой степени состав полуэлементов и напряжение батареи.Возможно, менее знакомо использование электролиза при очистке металлических руд, производстве товарных химикатов и нанесении гальванических покрытий металлических покрытий на различные продукты (например, ювелирные изделия, посуду, автозапчасти). Чтобы проиллюстрировать основные концепции электролиза, мы рассмотрим несколько конкретных процессов.

Электролиз расплавленного хлорида натрия

Металлический натрий, Na и газообразный хлор, Cl ₂ , используются во многих областях, а их промышленное производство основано на крупномасштабном электролизе расплавленного хлорида натрия, NaCl (-1).- (l) \ longrightarrow 2 \ text {Na} (l) + \ text {Cl} _2 (g) [/ latex]

Потенциал ячейки для вышеуказанного процесса отрицательный, что указывает на то, что реакция, как написано (разложение жидкого NaCl), не является спонтанным. Чтобы вызвать эту реакцию, к ячейке должен быть приложен положительный потенциал , величина которого превышает отрицательный потенциал ячейки.

Рис. 1. Ячейки этого типа (ячейка для электролиза расплавленного хлорида натрия) используются в процессе Даунс для производства натрия и хлора, и в них обычно используются железные катоды и угольные аноды.{\ circ} _ \ text {cell} = -1,229 \ text {V} [/ latex]

Опять же, потенциал ячейки, как написано, отрицательный, что указывает на неспонтанную реакцию ячейки, которая должна быть вызвана приложением напряжения ячейки выше +1,229 В. Имейте в виду, что стандартные электродные потенциалы используются здесь для получения термодинамических прогнозов, хотя ячейка , а не , работающая в стандартных государственных условиях. Поэтому в лучшем случае рассчитанные потенциалы клеток следует рассматривать как приблизительные оценки.

Рисунок 2.Электролиз воды дает стехиометрические количества газообразного кислорода на аноде и водорода на аноде. \ circ _ {\ text {анод}} = +1.\ circ _ {\ text {анод}} = +1.229 \ text {V} [/ latex]

Стандартные электродные потенциалы ( восстановление ) этих двух полуреакций указывают на то, что вода может быть окисленной с менее отрицательным / более положительным потенциалом (–1,229 В), чем хлорид-ион (–1,358 В). Таким образом, термодинамика предсказывает, что вода будет более легко окисляться, хотя на практике наблюдается, что и вода, и хлорид-ион окисляются в типичных условиях, образуя смесь кислорода и газообразного хлора.\ circ _ {\ text {cathode}} = −2,71 \ text {V} [/ latex]

Сравнение этих стандартных потенциалов полуреакции показывает, что восстановление иона водорода является термодинамически благоприятным. Однако в нейтральном водном растворе хлорида натрия концентрация иона водорода намного ниже стандартного значения состояния 1 M (приблизительно 10 ^-7 M ), и поэтому наблюдаемая катодная реакция на самом деле является восстановлением воды. \ circ _ {\ text {cell}} = — 2.186 \ text {V} [/ latex] Эта реакция электролиза является частью хлорщелочного процесса , используемого в промышленности для производства хлора и гидроксида натрия (щелока).

Гальваника

Важным применением электролитических ячеек является гальваника . Гальваника приводит к тонкому покрытию одного металла поверх проводящей поверхности. Причины нанесения гальванического покрытия включают в себя повышение устойчивости объекта к коррозии, укрепление поверхности, создание более привлекательной отделки или очистку металла.Металлы, обычно используемые в гальванике, включают кадмий, хром, медь, золото, никель, серебро и олово. Обычные потребительские товары включают посеребренную или позолоченную посуду, хромированные автомобильные детали и ювелирные изделия. Мы можем получить представление о том, как это работает, исследуя, как производится посеребренная посуда (рис. 3).

Рис. 3. Ложка, сделанная из недорогого металла, подключена к отрицательной клемме источника напряжения и действует как катод. — \ longrightarrow \ text {Ag} (s) [/ latex]
Конечный результат — перенос металлического серебра с анода на катод.Для получения высококачественного серебряного покрытия необходимо тщательно контролировать несколько экспериментальных факторов, включая точный состав раствора электролита, приложенное напряжение ячейки и скорость реакции электролиза (электрический ток).

Количественные аспекты электролиза

Электрический ток определяется как скорость потока для любых заряженных частиц. Наиболее актуальным для этого обсуждения является поток электронов. Ток измеряется в сложной единице, называемой амперами, и определяется как один кулон в секунду (A = 1 Кл / с).- \ longrightarrow \ text {M} (s) [/ latex]

предполагает передачу n моль электронов. Таким образом, переданный сбор составляет

. [латекс] Q = nF [/ latex], где F — постоянная Фарадея, заряд в кулонах на один моль электронов. Если реакция происходит в электрохимической ячейке, ток удобно измерять, и его можно использовать для помощи в стехиометрических расчетах, связанных с реакцией ячейки.

Вы можете просмотреть стенограмму «Что такое электролиз | Реакции | Химия | FuseSchool »здесь (открывается в новом окне).

Пример 1: Преобразование тока в моли электронов

В одном процессе, используемом для гальваники серебра, ток силой 10,23 А пропускали через электролитическую ячейку в течение ровно 1 часа. Сколько молей электронов прошло через ячейку? Какая масса серебра была нанесена на катод из раствора нитрата серебра?

Показать решение

Постоянная Фарадея может использоваться для преобразования заряда ( Q ) в моль электронов ( n ). Заряд — это ток ( I ), умноженный на время

[латекс] \ displaystyle {n} = \ frac {Q} {F} = \ frac {\ frac {10.-} \ times \ dfrac {107.9 \ text {g Ag}} {1 \ text {mol Ag}} = 41.19 \ text {g Ag} [/ latex]

Проверьте свой ответ: исходя из стехиометрии, из 1 моля электронов получается 1 моль серебра. Было задействовано менее половины моля электронов и было произведено менее половины моля серебра.

Проверьте свои знания

Металлический алюминий может быть получен из ионов алюминия электролизом. Какая будет половинная реакция на катоде? Какая масса металлического алюминия будет восстановлена, если ток 25?- \ longrightarrow \ text {Al} (s) [/ latex]; 0,0777 моль Al = 2,10 г Al.

Пример 2: Время, необходимое для осаждения

В одном применении слой хрома толщиной 0,010 мм должен быть нанесен на деталь с общей площадью поверхности 3,3 м. ² из раствора, содержащего ионы хрома (III). Сколько времени нужно, чтобы нанести слой хрома, если ток равен 33,46 А? Плотность хрома (металла) 7,19 г / см ³ .

Показать решение

Эта проблема связана с рядом рассмотренных ранее тем.Схема того, что необходимо сделать:

• Если можно определить общий заряд, необходимое время — это просто заряд, деленный на текущий
• Общий заряд может быть получен из необходимого количества Cr и стехиометрии
• Количество Cr может быть получено с использованием требуемой плотности и объема Cr
• Требуемый объем Cr равен толщине, умноженной на площадь

Решая поэтапно и заботясь о единицах, требуемый объем Cr составляет

[латекс] \ text {volume} = \ left (\ text {0.4 \ text {s} = 11.0 \ text {hr} [/ latex]

Проверьте свой ответ: В такой длинной задаче одной проверки, вероятно, недостаточно. Каждый из шагов дает разумное число, так что все, вероятно, правильно. Обратите особое внимание на преобразование единиц измерения и стехиометрию.

Проверьте свои знания

Какая масса цинка требуется для цинкования верхней части листа железа размером 3,00 м × 5,50 м до толщины 0,100 мм цинка? Если цинк поступает из раствора Zn (NO ₃ ) ₂ и ток равен 25.5 А сколько времени займет гальванизация верха утюга? Плотность цинка 7,140 г / см ³ .

Показать решение

11,8 кг Zn требуется 382 часа.

Ключевые концепции и резюме

Непонтанные окислительно-восстановительные процессы могут быть вызваны в электрохимических ячейках приложением соответствующего потенциала с использованием внешнего источника энергии — процесс, известный как электролиз. Электролиз является основой некоторых процессов переработки руды, промышленного производства многих химических товаров и нанесения гальванических покрытий на различные продукты.Измерение силы тока во время электролиза позволяет проводить стехиометрические расчеты.

Ключевые уравнения

• [латекс] Q = I \ times {t} = n \ times {F} [/ латекс]

Попробуй

1. Укажите реакцию на аноде, реакцию на катоде, общую реакцию и приблизительный потенциал, необходимый для электролиза следующих расплавленных солей. Предположим, что стандартные состояния и стандартные восстановительные потенциалы в потенциалах стандартного электрода (полуэлемента) такие же, как и в каждой из точек плавления.Предположим, что КПД равен 100%.
   1. CaCl ₂
   2. LiH
   3. AlCl ₃
   4. CrBr ₃
2. Какая масса каждого продукта производится в каждой из электролитических ячеек предыдущей задачи, если через каждую ячейку проходит общий заряд 3,33 × 105 Кл? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения.
3. Сколько времени нужно, чтобы восстановить 1 моль каждого из следующих ионов с помощью указанного тока? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения.
   1. Al ³⁺ , 1,234 A
   2. Ca ²⁺ , 22,2 А
   3. Cr ⁵⁺ , 37,45 A
   4. Au ³⁺ , 3,57 A
4. Ток в 2,345 А проходит через элемент, показанный на рисунке, в течение 45 минут. Какой объем водорода собирается при комнатной температуре, если давление составляет ровно 1 атм? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения. (Подсказка: водород — единственный газ, присутствующий над водой?)
5. Металлическая деталь неправильной формы, изготовленная из определенного сплава, была оцинкована цинком с использованием раствора Zn (NO ₃ ) ₂ .При использовании силы тока 2,599 А для нанесения на деталь слоя цинка толщиной 0,01123 мм требовалось ровно 1 час. Какова была общая площадь поверхности детали? Плотность цинка 7,140 г / см ³ . Предположим, что КПД равен 100%.

Показать выбранные решения

2. Массы следующие:

1. масса Са = 69,1 г; масса Cl ₂ = 122 г
2. масса Li = 23,9 г; масса H ₂ = 3,48 г
3. масса Al = 31,0 г; масса Cl ₂ = 122 г
4. масса Cr = 59.8 г; масса Br ₂ = 276 г

4. 0,79 л

Глоссарий

электролиз: процесс, использующий электрическую энергию, чтобы вызвать несамопроизвольный процесс

электролитическая ячейка: электрохимическая ячейка, в которой используется электролиз; ячейка электрохимическая с отрицательным потенциалом ячейки

гальваника: нанесение тонкого слоя одного металла поверх проводящей поверхности

перенапряжение: разность между теоретическим потенциалом и фактическим потенциалом в электролитической ячейке; «дополнительное» напряжение, необходимое для возникновения некоторой несамопроизвольной электрохимической реакции

Электролиз | Безграничная химия

Прогнозирование продуктов электролиза

Электролиз — это способ разделения соединения путем пропускания через него электрического тока; продукты представляют собой ионы, входящие в состав соединения.

Цели обучения

Предсказать продукты реакции электролиза

Основные выводы

Ключевые моменты

• Основными компонентами электролитической ячейки являются электролит, постоянный ток и два электрода.
• Ключевой процесс электролиза — это обмен атомами и ионами путем удаления или добавления электронов во внешнюю цепь.
• Окисление ионов или нейтральных молекул происходит на аноде, а восстановление ионов или нейтральных молекул происходит на катоде.

Ключевые термины

• электролит : Вещество, которое в растворе или расплавленном состоянии ионизирует и проводит электричество.
• электролиз : химическое изменение, возникающее при пропускании электрического тока через проводящий раствор или расплав соли.

Что такое электролиз?

Чтобы предсказать продукты электролиза, нам сначала нужно понять, что такое электролиз и как он работает. Электролиз — это метод разделения связанных элементов и соединений путем пропускания через них электрического тока.Он использует постоянный электрический ток (DC), чтобы запустить в противном случае несамопроизвольную химическую реакцию. Электролиз очень важен с коммерческой точки зрения как стадия отделения элементов из природных источников, таких как руды, с использованием электролитической ячейки.

Основными компонентами, необходимыми для проведения электролиза, являются:

• Электролит: вещество, содержащее свободные ионы, которые являются переносчиками электрического тока в электролите. Если ионы неподвижны, как в твердой соли, то электролиз не может происходить.
• Источник постоянного тока (DC): обеспечивает энергию, необходимую для создания или разряда ионов в электролите. Электрический ток переносится электронами во внешней цепи.
• Два электрода: электрический проводник, который обеспечивает физический интерфейс между электрической цепью, обеспечивающей энергию, и электролитом.

Обмен атомами и ионами

Ключевым процессом электролиза является обмен атомами и ионами путем удаления или добавления электронов во внешнюю цепь.Необходимые продукты электролиза находятся в физическом состоянии, отличном от состояния электролита, и могут быть удалены некоторыми физическими процессами.

Каждый электрод притягивает ионы противоположного заряда. Положительно заряженные ионы или катионы движутся к катоду, обеспечивающему электроны, который является отрицательным; отрицательно заряженные ионы или анионы движутся к положительному аноду. Вы могли заметить, что это противоположность гальванической ячейки, где анод отрицательный, а катод положительный.

На электродах электроны поглощаются или высвобождаются атомами и ионами. Те атомы, которые приобретают или теряют электроны, становятся заряженными ионами, которые переходят в электролит. Те ионы, которые приобретают или теряют электроны, чтобы стать незаряженными атомами , отделяются от электролита. Образование незаряженных атомов из ионов называется разрядкой. Энергия, необходимая для миграции ионов к электродам, и энергия, вызывающая изменение ионного состояния, обеспечивается внешним источником.{4 -} _ 6 [/ латекс]

Нейтральные молекулы также могут реагировать на любом из электродов. Реакции электролиза с участием ионов H ⁺ довольно распространены в кислых растворах. В щелочных водных растворах реакции с участием гидроксид-ионов (OH ^— ) обычны. Окисленные или восстановленные вещества также могут быть растворителем, которым обычно является вода, или электродами. Возможен электролиз с участием газов.

Прогнозирование продуктов электролиза

Давайте посмотрим, как прогнозировать продукты.Например, на какие два иона распадется CuSO ₄ ? Ответ: Cu ²⁺ и SO ₄ ^2- . Давайте посмотрим на эту реакцию внимательнее.

Электролиз сульфата меди : два медных электрода помещают в раствор синего сульфата меди и подключают к источнику электрического тока. Ток включен на некоторое время.

Берем два медных электрода и помещаем их в раствор синего сульфата меди (CuSO ₄ ) и включаем ток.- [/ латекс]

Мы только что видели электрический ток, используемый для расщепления CuSO ₄ на составляющие ионы. Это все, что нужно для прогнозирования продуктов электролиза; все, что вам нужно сделать, это разложить соединение на составляющие ионы.

Электролиз хлорида натрия

Два обычно используемых метода электролиза включают расплав хлорида натрия и водный раствор хлорида натрия, которые дают разные продукты.

Цели обучения

Предсказать продукты электролиза хлорида натрия в расплавленных и водных условиях

Основные выводы

Ключевые моменты

• Металлический натрий и газообразный хлор могут быть получены электролизом расплавленного хлорида натрия.
• Электролиз водного раствора хлорида натрия дает водород и хлор, при этом водный гидроксид натрия остается в растворе.
• Причина различия в том, что восстановление Na ⁺ (E ° = –2,7 v) энергетически сложнее, чем восстановление воды (–1,23 v).

Ключевые термины

• анод : электрод электрохимической ячейки, на которой происходит окисление.
• катод : электрод электрохимической ячейки, на которой происходит восстановление.

Электролиз NaCl

Как мы уже говорили, электролиз — это прохождение постоянного электрического тока через ионное вещество, которое либо расплавлено, либо растворено в подходящем растворителе. Это приводит к химическим реакциям на электродах и разделению материалов. Два обычно используемых метода электролиза включают расплав хлорида натрия и водный раствор хлорида натрия. Вы можете подумать, что оба метода дадут вам одинаковые продукты, но это не так. Давайте рассмотрим каждый из методов, чтобы понять различные процессы.

Электролиз расплавленного NaCl

Если хлорид натрия расплавляется (выше 801 ° C), два электрода вставляются в расплав и через расплав соли пропускается электрический ток, после чего на электродах происходят химические реакции.

Электролизная ячейка для расплавленного хлорида натрия : Промышленная электролизная ячейка для производства металлического натрия и газообразного хлора из расплавленного NaCl. Жидкий натрий всплывает в верхнюю часть расплава над катодом и сливается в резервуар для хранения.{-} [/ латекс]

Общая реакция — это разложение хлорида натрия на элементы:

[латекс] 2 \ text {NaCl} \ rightarrow 2 \ text {Na} (\ text {s}) + {\ text {Cl}} _ {2} (\ text {g}) [/ latex]

Электролиз водного NaCl

Что происходит, когда у нас есть водный раствор хлорида натрия? Что ж, мы не можем забыть, что мы должны учитывать воду в уравнении. Поскольку вода может как окисляться, так и восстанавливаться, она конкурирует с растворенными ионами Na ⁺ и Cl ^— .Вместо производства натрия производится водород.

Электролиз водного раствора хлорида натрия : Электролиз водного раствора NaCl приводит к образованию водорода и хлористого газа. На аноде (A) хлорид (Cl-) окисляется до хлора. Ионоселективная мембрана (B) позволяет противоиону Na + свободно проходить через нее, но предотвращает диффузию анионов, таких как гидроксид (OH-) и хлорид. На катоде (C) вода восстанавливается до гидроксида и газообразного водорода. Чистый процесс представляет собой электролиз водного раствора NaCl на промышленно полезные продукты — гидроксид натрия (NaOH) и газообразный хлор.{-} (\ text {aq}) + {\ text {H}} _ {2} (\ text {g}) + \ frac {1} {2} {\ text {Cl}} _ {2} ( \ text {g}) [/ latex]

Восстановление Na ⁺ (E ° = –2,7 об.) Энергетически сложнее, чем восстановление воды (–1,23 об.), Поэтому в водном растворе будет преобладать последнее.

Вывести продукты электролиза расплава соли : Электролиз расплава соли дает элементы из соли. Итак, электролиз WCl4 дает W и Cl2.Ионы металлов получают электроны на отрицательном электроде, а неметаллы теряют их на положительном электроде.

Электролиз воды

Чистая вода не может подвергаться значительному электролизу без электролита, такого как кислота или основание.

Цели обучения

Вспомните свойства электролита, которые позволяют проводить электролиз воды

Основные выводы

Ключевые моменты

• Электролиз раствора серной кислоты или соли, такой как NaNO ₃ , приводит к разложению воды на обоих электродах.
• На катоде появится водород, а на аноде появится кислород.
• Количество образующегося водорода в два раза превышает количество молей кислорода, и оба они пропорциональны общему электрическому заряду, проводимому раствором.

Ключевые термины

• электролиз : химическое изменение, возникающее при пропускании электрического тока через проводящий раствор или расплав соли.

Чистая вода не может подвергаться значительному электролизу без добавления электролита.{-} [/ латекс]

E ° = -1,23 В

Умножение катодной реакции на 2, чтобы соответствовать количеству перенесенных электронов, дает это чистое уравнение после объединения ионов OH ^— и H ⁺ с образованием воды:

Сеть: [латекс] 2 {\ text {H}} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \ rightarrow 2 {\ text {H}} _ {2} (\ text {g} ) + {\ text {O}} _ {2} (\ text {g}) [/ latex]

E = -1,23 v

Водород появится на катоде, отрицательно заряженном электроде, где электроны входят в воду, и кислород появится на аноде, положительно заряженном электроде.Количество образовавшихся молей водорода в два раза больше количества молей кислорода, и оба они пропорциональны общему электрическому заряду, проводимому раствором. Количество электронов, проталкиваемых через воду, в два раза превышает количество образованных молекул водорода и в четыре раза больше, чем количество образованных молекул кислорода.

Иоганн Риттер, который изобрел первый электрохимический элемент, был одним из первых, кто открыл разложение воды электричеством.

Электролиз воды : Устройство, изобретенное Иоганном Вильгельмом Риттером для проведения электролиза воды.

Стехиометрия электролиза

Количество химического изменения, которое происходит при электролизе, стехиометрически связано с количеством электронов, проходящих через элемент.

Цели обучения

Предсказать, сколько кулонов потребуется для данной электрохимической реакции

Основные выводы

Ключевые моменты

• С точки зрения источника напряжения и цепи вне электродов, поток электронов обычно описывается в терминах электрического тока с использованием единиц СИ — кулонов и ампер.
• Требуется 96 485 кулонов, чтобы составить моль электронов, единицу, известную как фарадей (F).
• Эквивалентный вес вещества определяется как молярная масса, деленная на количество электронов, необходимых для окисления или восстановления каждой единицы вещества.

Ключевые термины

• кулонов : В Международной системе единиц — производная единица электрического заряда; количество электрического заряда, переносимого током в 1 ампер, протекающим в течение 1 секунды.Символ: C.
• фарадей : количество электричества, необходимое для депонирования или высвобождения 1 грамма эквивалентного веса вещества во время электролиза; приблизительно 96 487 кулонов.

Стехиометрия электролитической ячейки

Степень химического изменения, происходящего в электролитической ячейке, стехиометрически зависит от количества молей электронов, проходящих через ячейку. С точки зрения источника напряжения и цепи за пределами электродов, поток электронов обычно описывается в терминах электрического тока с использованием единиц СИ в кулонах и амперах.Чтобы составить моль электронов, требуется 96 485 кулонов — единица, известная как фарадей (F).

Это соотношение было впервые сформулировано Майклом Фарадеем в 1832 году в форме двух законов электролиза:

1. Вес веществ, образующихся на электроде во время электролиза, прямо пропорционален количеству электричества, которое проходит через электролит.
2. Вес различных веществ, образованных при прохождении одного и того же количества электричества, пропорционален эквивалентному весу каждого вещества.- \ rightarrow \ text {V} [/ latex]).

   Большинство стехиометрических задач, связанных с электролизом, могут быть решены без явного использования законов Фарадея. «Химия» в этих задачах обычно очень элементарна; основные трудности обычно возникают из-за незнания основных электрических устройств:

   • ток (в амперах) — это скорость переноса заряда: 1 ампер = 1 [латекс] \ frac {\ text {Coulombs}} {\ text {second}} [/ latex].
   • мощность (в ваттах) — это скорость производства или потребления энергии: 1 w = 1 [латекс] \ frac {\ text {Джоуль}} {\ text {second}} [/ latex].
   • 1 киловатт-час = 3600 Дж.

   Пример

   Металлический предмет, покрываемый медью, помещают в раствор CuSO ₄ . Какая масса меди выпадет, если через ячейку протекать ток 0,22 А в течение 1,5 часов?

   Для решения задайте уравнение анализа размеров:

   [латекс] 1,5 \ \ text {часы} \ times \ frac {3600 \ \ text {секунды}} {1 \ \ text {час}} \ times \ frac {. -} = 1184 \ \ text {Coulombs} [/ latex]

   1.5 часов эквивалентны 5400 секундам:

   [латекс] \ frac {1184 \ \ text {Coulombs}} {5400 \ \ text {seconds}} = 0,22 \ \ text {Amps} [/ latex]

   17.7 Электролиз — химия

   Цели обучения

   К концу этого раздела вы сможете:

   • Описать электролитические ячейки и их связь с гальваническими элементами
   • Выполнение различных расчетов, связанных с электролизом

   В гальванических элементах химическая энергия преобразуется в электрическую.Обратное верно для электролитических ячеек. В электролитических ячейках электрическая энергия вызывает неспонтанные реакции в процессе, известном как электролиз . Зарядка электромобиля, изображенная в главе 18 «Введение» в начале этой главы, демонстрирует один из таких процессов. Электрическая энергия преобразуется в химическую энергию в аккумуляторе по мере его зарядки. {\ circ} = +1.{\ circ} = -4.0 \; \ text {V} \ end {array} [/ latex]

   Источник питания (аккумулятор) должен обеспечивать минимум 4 В, но на практике применяемые напряжения обычно выше из-за неэффективности самого процесса.

   Рис. 1. При прохождении электрического тока через расплавленный хлорид натрия материал разлагается на металлический натрий и газообразный хлор. Необходимо следить за тем, чтобы продукты были разделены, чтобы предотвратить самопроизвольное образование хлорида натрия.

   Электролизом можно разделить воду на водород и кислород.{\ circ} = -1,229 \; \ text {V} \ end {array} [/ latex]

   Обратите внимание, что серная кислота не расходуется, и что объем произведенного газообразного водорода в два раза превышает объем произведенного газообразного кислорода. Минимальное подаваемое напряжение 1,229 В.

   Рисунок 2. Вода разлагается на кислород и водород во время электролиза. Серная кислота была добавлена ​​для увеличения концентрации ионов водорода и общего количества ионов в растворе, но не принимает участия в реакции. Объем собранного газообразного водорода в два раза больше объема собранного газообразного кислорода из-за стехиометрии реакции.{\ circ} = +1.229 \; \ text {V} \ end {array} [/ latex]

   Эти значения предполагают, что вода должна окисляться на аноде, потому что потребуется меньший потенциал — использование реакции (ii) для окисления даст менее отрицательный потенциал ячейки. Когда эксперимент проводится, выясняется, что на аноде образуется хлор, а не кислород. Неожиданный процесс настолько распространен в электрохимии, что получил название перенапряжения. Перенапряжение — это разница между теоретическим напряжением ячейки и фактическим напряжением, необходимым для электролиза.{\ circ} = -2,71 \; \ text {V} \ end {array} [/ latex]

   Реакция (v) исключена, поскольку она имеет такой отрицательный восстановительный потенциал. В стандартных условиях реакция (iii) была бы предпочтительнее реакции (iv). Однако pH раствора хлорида натрия равен 7, поэтому концентрация ионов водорода составляет всего 1 × 10 ⁻⁷ M . {\ circ} = -2.186 \; \ text {V} [/ латекс]

   По мере протекания реакции ионы гидроксида замещают ионы хлора в растворе. Таким образом, гидроксид натрия можно получить путем испарения воды после завершения электролиза. Гидроксид натрия ценен сам по себе и используется для таких вещей, как очиститель для духовок, открывалка для слива, а также при производстве бумаги, тканей и мыла.

   Гальваника

   Важным применением электролитических ячеек является гальваника . Гальваника приводит к тонкому покрытию одного металла поверх проводящей поверхности.Причины нанесения гальванического покрытия включают в себя повышение устойчивости объекта к коррозии, укрепление поверхности, создание более привлекательной отделки или очистку металла. Металлы, обычно используемые в гальванике, включают кадмий, хром, медь, золото, никель, серебро и олово. Обычные потребительские товары включают посеребренную или позолоченную посуду, хромированные автомобильные детали и ювелирные изделия. Мы можем получить представление о том, как это работает, исследуя, как производится посеребренная посуда (рис. 3).

   Рисунок 3. Ложка, сделанная из недорогого металла, подключается к отрицательной клемме источника напряжения и действует как катод. Анод — серебряный электрод. Оба электрода погружены в раствор нитрата серебра. Когда через раствор пропускают постоянный ток, в конечном итоге металлическое серебро удаляется с анода и осаждается на катоде.

   На рисунке анод состоит из серебряного электрода, показанного слева. Катод расположен справа и представляет собой ложку, которая изготовлена ​​из недорогого металла.{-} \; {\ longrightarrow} \; \ text {Ag} (s) [/ latex]

   Конечный результат — перенос металлического серебра с анода на катод. Качество объекта обычно определяется толщиной наплавленного серебра и скоростью наплавки.

   Величина тока, который может протекать в электролитической ячейке, зависит от количества молей электронов. Количество молей электронов может быть связано с реагентами и продуктами с использованием стехиометрии. Напомним, что единицей СИ для тока ( I ) является ампер (А), что эквивалентно 1 кулону в секунду (1 А = 1 [латекс] \ frac {\ text {C}} {\ text {s }}[/латекс]).Общий заряд ( Q , в кулонах) равен

   .

   [латекс] Q = I \; \ times \; t = n \; \ times \; F [/ латекс]

   Где t — время в секундах, n — количество молей электронов, а F — постоянная Фарадея.

   Моли электронов могут быть использованы в задачах стехиометрии. Также может быть запрошено время, необходимое для внесения определенного количества металла, как во втором из следующих примеров.

   Пример 1

   Преобразование тока в моль электронов
   В одном процессе, используемом для гальваники серебра, ток равен 10.23 А пропускали через электролитическую ячейку ровно за 1 час. Сколько молей электронов прошло через ячейку? Какая масса серебра была нанесена на катод из раствора нитрата серебра?

   Раствор
   Константу Фарадея можно использовать для преобразования заряда ( Q ) в моль электронов ( n ). { -}} = 0.{-}} \; \ times \; \ frac {107.9 \; \ text {g \; Ag}} {1 \; \ text {mol \; Ag}} = 41.19 \; \ text {g \; Ag} [/ латекс]

   Проверьте свой ответ: исходя из стехиометрии, из 1 моля электронов получается 1 моль серебра. Было задействовано менее половины моля электронов и было произведено менее половины моля серебра.

   Проверьте свои знания
   Металлический алюминий можно получить из ионов алюминия электролизом. Какая будет половинная реакция на катоде? Какая масса металлического алюминия будет восстановлена, если ток 2?{-} \; {\ longrightarrow} \; \ text {Al} (s) [/ latex]; 7,77 моль Al = 210,0 г Al.

   Пример 2

   Время, необходимое для осаждения
   В одном случае слой хрома толщиной 0,010 мм должен быть нанесен на деталь с общей площадью поверхности 3,3 м. ² из раствора, содержащего ионы хрома (III). Сколько времени нужно, чтобы нанести слой хрома, если ток равен 33,46 А? Плотность хрома (металла) 7,19 г / см ³ .

   Решение
   Эта проблема связана с рядом рассмотренных ранее тем.Схема того, что необходимо сделать:

   • Если можно определить общий заряд, необходимое время — это просто заряд, деленный на текущий
   • Общий заряд может быть получен из необходимого количества Cr и стехиометрии
   • Количество Cr может быть получено с использованием требуемой плотности и объема Cr
   • Требуемый объем Cr равен толщине, умноженной на площадь

   Решая поэтапно и заботясь о единицах, требуемый объем Cr составляет

   [латекс] \ text {volume} = (0.4 \; \ text {s} = 11.0 \; \ text {hr} [/ latex]

   Проверьте свой ответ: В такой длинной задаче одной проверки, вероятно, недостаточно. Каждый из шагов дает разумное число, так что все, вероятно, правильно. Обратите особое внимание на преобразование единиц измерения и стехиометрию.

   Проверьте свои знания
   Какая масса цинка требуется для гальванизации верхней части листа железа 3,00 м × 5,50 м до толщины 0,100 мм цинка? Если цинк поступает из раствора Zn (NO ₃ ) ₂ и ток равен 25.5 А сколько времени займет гальванизация верха утюга? Плотность цинка 7,140 г / см ³ .

   Ответ:

   231 г Zn требуется 446 минут.

   Электролиз — это использование электричества для инициирования непредвиденного процесса. Электролитические ячейки — это электрохимические ячейки с отрицательными потенциалами ячейки (что означает положительную свободную энергию Гиббса), и поэтому они не являются спонтанными. Электролиз может происходить в электролитических ячейках при включении источника питания, который подает энергию, заставляющую электроны течь в неспонтанном направлении.Электролиз проводится в растворах, которые содержат достаточно ионов для протекания тока. Если раствор содержит только один материал, например, при электролизе расплавленного хлорида натрия, легко определить, что окисляется, а что восстанавливается. В более сложных системах, таких как электролиз водного хлорида натрия, более одного вида могут быть окислены или восстановлены, и стандартные восстановительные потенциалы используются для определения наиболее вероятного окисления (полуреакция с наибольшим [наиболее положительным] стандартным восстановительным потенциалом ) и восстановления (полуреакция с наименьшим [наименее положительным] стандартным восстановительным потенциалом).Иногда из-за перенапряжения возникают неожиданные полуреакции. Перенапряжение — это разница между теоретическим потенциалом восстановления полуреакции и фактическим требуемым напряжением. Если он присутствует, приложенный потенциал должен быть увеличен, чтобы в электролитической ячейке могла произойти другая реакция. Полный заряд, Q , который проходит через электролитическую ячейку, может быть выражен как ток ( I ), умноженный на время ( Q = It ), или как моль электронов ( n ), умноженная на постоянную Фарадея. ( Q = нФ ).Эти отношения могут использоваться для определения таких вещей, как количество материала, используемого или образованного во время электролиза, как долго должна продолжаться реакция или какое значение тока требуется.

   Химия: упражнения в конце главы

   1. Укажите реакцию на аноде, реакцию на катоде, общую реакцию и приблизительный потенциал, необходимый для электролиза следующих расплавленных солей. Предположим, что стандартные состояния и стандартные восстановительные потенциалы в Приложении L такие же, как и при каждой из точек плавления.Предположим, что КПД равен 100%.

      (а) CaCl ₂

      (б) LiH

      (в) AlCl ₃

      (г) CrBr ₃

   2. Какая масса каждого продукта производится в каждой из электролитических ячеек предыдущей задачи, если через каждую ячейку проходит общий заряд 3,33 × 10 ⁵ Кл? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения.
   3. Сколько времени нужно, чтобы восстановить 1 моль каждого из следующих ионов с помощью указанного тока? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения.

      (а) Al ³⁺ , 1,234 A

      (б) Ca ²⁺ , 22,2 А

      (в) Cr ⁵⁺ , 37,45 A

      (г) Au ³⁺ , 3,57 А

   4. Через элемент, показанный на Рисунке 2, проходит ток 2,345 А в течение 45 минут. Какой объем водорода собирается при комнатной температуре, если давление составляет ровно 1 атм? Предположим, что напряжения достаточно для уменьшения. (Подсказка: водород — единственный газ, присутствующий над водой?)
   5. Металлическая деталь неправильной формы, изготовленная из определенного сплава, была оцинкована цинком с использованием раствора Zn (NO ₃ ) ₂ .При использовании силы тока 2,599 А для нанесения на деталь слоя цинка толщиной 0,01123 мм требовалось ровно 1 час. Какова была общая площадь поверхности детали? Плотность цинка 7,140 г / см ³ . Предположим, что КПД равен 100%.

   Глоссарий

   электролиз

   процесс, использующий электрическую энергию для возникновения несамопроизвольного процесса

   электролизер

   ячейка электрохимическая, в которой используется электролиз; электрохимическая ячейка с отрицательным потенциалом ячейки

   гальваника

   нанесение тонкого слоя одного металла поверх проводящей поверхности

   перенапряжение

   разность между теоретическим потенциалом и фактическим потенциалом в электролитической ячейке; «дополнительное» напряжение, необходимое для того, чтобы произошла некоторая несамопроизвольная электрохимическая реакция

   Решения

   Ответы на упражнения в конце главы по химии

   2.(a) [латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {mass \; Ca} & 69.1 \; \ text {g} \\ [0.5em] \ text {mass \; Cl} _2 & 122 \; \ text {g} \ end {array} [/ latex]; (б) [латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {mass \; Li} & 23.9 \; \ text {g} \\ [0.5em] \ text {mass \; H} _2 & 3.48 \; \ text {g} \ end {array} [/ latex]; (c) [латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {mass \; Al} & 31.0 \; \ text {g} \\ [0.5em] \ text {mass \; Cl} _2 & 122 \; \ text {g} \ end {array} [/ latex]; (d) [латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {mass \; Cr} & 59.8 \; \ text {g} \\ [0.5em] \ text {mass \; Br} _2 & 276 \; \ text {g} \ end {array} [/ latex]

   4. 0,79 л

   Электролиз: определение, типы и применение — видео и стенограмма урока

   Электролитические ячейки

   Специально разработанные устройства, называемые электролитическими ячейками , используются для проведения электролиза. Электролитическая ячейка содержит два электрода и раствор с растворенными ионами, называемый электролитами . Также вам понадобится источник электрической энергии, например, аккумулятор.

   Электролиз не происходит спонтанно и всегда требует электричества. Когда электроды подключаются к батарее (или другому источнику электроэнергии), один становится положительно заряженным, а другой — отрицательно заряженным. Эти заряженные электроды могут затем вступать в реакцию с ионами электролита.

   Подобный электролизер используется для электролиза. Он всегда содержит два электрода (катод и анод) и раствор электролита.

   Тип химической реакции, происходящей в электролитической ячейке, называется окислительно-восстановительной реакцией.Отрицательно заряженный электрод, известный как катод , уменьшает положительные ионы, добавляя к ним электроны, создавая нейтральные атомы. В то же время положительно заряженный электрод, известный как анод , окисляет отрицательные ионы, производя больше свободных электронов. Эти две полуреакции генерируют новые химические вещества, а также замыкают цепь с аккумулятором, чтобы ток продолжал течь через элемент.

   • Окисление, половина реакции: X- → X + e-
   • Восстановление половины реакции: Y + + e- → Y

   Электролиз воды

   Чтобы понять процесс электролиза, давайте сначала рассмотрим один из самых распространенных и простых электролитических процессов — электролиз воды.В этом процессе молекулы воды (h3 O) расщепляются с образованием как водорода (h3), так и кислорода (O2).

   Для проведения электролиза воды вам понадобится электролитическая ячейка с двумя электродами внутри раствора воды с электролитами в ней. Хотя молекулы воды будут диссоциировать на ионы водорода (H +) и гидроксида (OH-), чистая вода не очень хорошо проводит электричество, поэтому вам нужно будет добавить несколько дополнительных ионов, чтобы электролиз стал возможным.

   После подключения электродов к батарее ионы H + будут восстанавливаться на катоде с образованием газообразного водорода, а молекулы воды будут окисляться на аноде.Результатом этой окислительно-восстановительной реакции является производство как кислорода, так и водорода.

   • Реакция восстановления: 2H + + 2e- → h3
   • Реакция окисления: 2 h3 O → O2 + 4 H + + 4 e-
   • Общий результат реакции: 2 h3 O → 2 h3 + O2

   Зачем вам проводить электролиз воды? Водород используется во многих промышленных приложениях, включая производство водородных топливных элементов, и это относительно простой способ его производства.Это также хороший способ получения кислорода, особенно в ситуациях, когда транспортировка большого количества газообразного кислорода не так уж и возможна, как на Международной космической станции. Кислород, которым дышат космонавты на космической станции, создается путем электролиза воды!

   Электролиз также широко используется для извлечения чистых металлов из металлических соединений. Например, металлический натрий можно получить из хлорида натрия (более известного как поваренная соль) с помощью электролиза. Чтобы извлечь металлический натрий, вы должны сначала расплавить хлорид натрия, а затем поместить два электрода в расплавленную соль.Его нужно расплавить, чтобы ионы могли свободно перемещаться. Ионы натрия (Na +) притягиваются к отрицательно заряженному катоду, где они объединяются с электронами с образованием металлического натрия, который осаждается на электроде. На аноде ионы хлора (Cl-) окисляются с образованием свободных электронов и газообразного хлора (Cl2).

   Итак, мы имеем следующее:

   2NaCl → 2Na + Cl2

   Аналогичный процесс можно использовать для извлечения многих различных типов металлов из природных соединений.

   Гальваника

   Электролиз также можно использовать для покрытия металлических предметов тонким слоем другого металла, процесс, называемый гальваникой . Чтобы гальванизировать один металл с другим, вам понадобятся два металлических электрода. Металл анода будет окисляться, что приведет к его растворению в растворе на ионы металла. Затем эти ионы осаждаются на катодном металле тонким однородным слоем.

   В этой ячейке медь (Cu) наносится на другой металл (Me).

   Гальваника используется при производстве пенни, которые в основном состоят из цинка с нанесенным сверху тонким слоем меди.Он также обычно используется для покрытия частей автомобилей и приборов хромом для повышения их коррозионной стойкости, а также для покрытия недорогих ювелирных изделий золотом или серебром.

   Резюме урока

   Хорошо, теперь, когда мы завершаем этот урок, давайте уделим пару минут, чтобы просмотреть важную информацию, которую мы узнали.

   Как мы видели здесь, электролиз — это процесс использования электричества для разделения химических соединений, вызывающий протекание химической реакции окисления-восстановления.Для проведения электролиза вам понадобится электролитическая ячейка с двумя электродами, известная как катод , или отрицательно заряженный электрод и анод , или положительно заряженный электрод, электролитический раствор растворенных ионов (называемый электролитами ). проводить электричество между ними и источником электрической энергии, например, батареей. Вам также необходимо расплавить хлорид натрия перед проведением электролиза, чтобы ионы натрия и хлора могли перемещаться и проводить электричество между электродами.

   Электролиз можно использовать для производства водорода и кислорода из воды (именно так они производят кислород на Международной космической станции!), Для извлечения чистых металлов из металлических соединений и для гальваники одного металла с другим, что является процесс, при котором электролиз также может использоваться для покрытия металлических предметов тонким слоем другого металла. Мы узнали, что гальваника используется во многих различных областях, от покрытия деталей автомобилей хромом до покрытия пенсов медью.

   Изобилие электролиза в нашей жизни невозможно переоценить.

   Электролиз — Химия LibreTexts

   1. Последнее обновление

   2. Сохранить как PDF
   1. Электролитическая ячейка против гальванической ячейки
   2. Участники и атрибуты

   Использование электрического тока для стимуляции неспонтанной реакции.Электролиз можно использовать для разделения вещества на его исходные компоненты / элементы, и именно с помощью этого процесса был обнаружен ряд элементов, которые до сих пор производятся в современной промышленности. В электролизе — электрический ток, который он пропускает через электролит в раствор, чтобы стимулировать поток ионов, необходимый для протекания иначе несамопроизвольной реакции. Процессы, включающие электролиз, включают: электрорафинирование , электросинтез и хлорщелочной процесс .

   Электролитическая ячейка и гальваническая ячейка

   Пример: когда мы электролизуем воду, пропуская через нее электрический ток, мы можем разделить ее на водород и кислород.

   \ [2 H_2O (l) \ rightarrow 2H_2 (g) + O_2 (g) \]

   Дополнительная информация: Электролиз воды

   Электролитическая ячейка — это, по сути, гальваническая ячейка несамопроизвольной реакции (фактически, если мы изменили поток электричества в гальванической ячейке, превысив необходимое напряжение, мы создали бы электролитическую ячейку).Электролитические ячейки состоят из двух электродов (один действует как катод, а второй — как анод) и электролита. В отличие от гальванического элемента, реакции с использованием электролитических элементов должны быть электрически индуцированы, а его анод и катод меняются местами (анод слева, катод справа).

   Гальванический	Электролитический
   Окисление: X → X + + e — (отрицательный анод)	Y → Y + + e — )
   Редукция: Y + + e — → Y (положительный катод)	X + + e — → X (отрицательный катод)
   Всего: X + Y + → X + + Y (G <0)	X + + Y → X + Y + (G> 0)
   Эта реакция является спонтанной и высвобождает энергию	Это реакция неспонтанная и будет поглощать энергию

   Авторы и авторства

   Ячейки электролитические

   Электролитический Ячейки

   ---

   Гальванические элементы используют спонтанную химическую реакцию, чтобы управлять электрический ток через внешнюю цепь.Эти клетки важны, потому что они являются основой для батарей, питающих современное общество. Но это не единственный вид электрохимического клетка. Также возможно построить ячейку, которая работает на химическая система, пропуская электрический ток через система. Эти ячейки называются электролитическими ячейками . Электролиз используется для запуска окислительно-восстановительной реакции в направление, в котором это не происходит спонтанно.

   ---

   Электролиз Расплавленный NaCl

   Идеализированная ячейка для электролиза хлорида натрия — это показано на рисунке ниже.Источником постоянного тока является подключен к паре инертных электродов, погруженных в расплавленный натрий хлористый. Поскольку соль нагревается до плавления, Na ⁺ ионы текут к отрицательному электроду, и Cl ^— ионы текут к положительному электроду.

   Когда ионы Na ⁺ сталкиваются с отрицательным электродом, батарея имеет достаточно большой потенциал, чтобы заставить эти ионы собирать электроны с образованием металлического натрия.

   Отрицательный электрод (катод) :

   Na + + e — Na

   Cl ^— ионы, которые сталкиваются с положительным электродом окисляются до газа Cl ₂ , который при этом выделяется электрод.

   Положительный электрод (анод) :

   2 класса — Класс 2 + 2 e —

   Чистый эффект от прохождения электрического тока через расплав соли в этой ячейке должен разложить хлорид натрия на его элементы, металлический натрий и газообразный хлор.

   Электролиз NaCl :
   	Катод (-):		Na + + e — Na
   	Анод (+):		2 класса — Класс 2 + 2 e —

   Потенциал, необходимый для окисления ионов Cl ^— до Cl ₂ равно -1.36 вольт и потенциал, необходимый для восстановления Na ⁺ ионов к металлическому натрию составляет -2,71 вольт. Аккумулятор, используемый для вождения поэтому эта реакция должна иметь потенциал не менее 4,07 вольт.

   Этот пример объясняет, почему процесс называется электролиз . Суффикс — lysis происходит от греческого корня, означающего: ослабить или разделить. Электролиз буквально использует электрический ток, чтобы разделить соединение на его элементы.

   	электролизный
   2 NaCl ( л )		2 Na ( л ) + Cl 2 ( г )

   Этот пример также иллюстрирует разницу между гальваническими ячейки и электролитические ячейки.Гальванические элементы используют данную энергию отключается в результате спонтанной реакции на выполнение электромонтажных работ. Электролитический клетки используют электрическую работу в качестве источника энергии, чтобы управлять реакция в обратном направлении.

   Пунктирная вертикальная линия в центре рисунка выше представляет собой диафрагму, удерживающую производимый газ Cl ₂ на аноде от контакта с металлическим натрием генерируется на катоде. Функция этой диафрагмы может быть понять, обратившись к более реалистичному изображению Показана коммерческая ячейка Дауна, используемая для электролиза хлорида натрия. на рисунке ниже.

   Газообразный хлор, образующийся на графитовом аноде, вставленном в дно этой ячейки пузырится сквозь расплавленный натрий хлорид в воронку наверху ячейки. Натрий металлический, который формы на катоде всплывают через расплав хлорида натрия в натрийсборное кольцо, из которого периодически осушен. Диафрагма, разделяющая два электрода, представляет собой экран из железной сетки, предотвращающий взрывную реакцию, произошло бы, если бы продукты реакции электролиза попали в контакт.

   Сырье для ячейки Даунса представляет собой смесь 3: 2 по массе CaCl ₂ и NaCl. Эта смесь используется, потому что она имеет температура плавления 580 ^o C, тогда как чистый хлорид натрия должен быть нагрет до температуры более 800 ^o C перед тем, как расплавиться.

   ---

   Электролиз водного NaCl

   На рисунке ниже показан идеализированный рисунок ячейки, в которой водный раствор хлорида натрия подвергается электролизу.

   И снова ионы Na ⁺ мигрируют в сторону отрицательный электрод и ионы Cl ^— мигрируют к положительный электрод. Но теперь есть два вещества, которые можно восстановленные на катоде: ионы Na ⁺ и молекулы воды.

   Катод (-):
   	Na + + e — Na		E o красный = -2.71 В
   	2 H 2 O + 2 e — Н 2 + 2 ОН —		E o красный = -0,83 В

   Потому что восстановить воду намного легче, чем Na ⁺ ионов, единственным продуктом, образующимся на катоде, является газообразный водород.

   Катод (-):

   2 H 2 O ( l ) + 2 e — H 2 ( г ) + 2 OH — ( водн. )

   Есть также два вещества, которые могут окисляться при анод: ионы Cl ^— и молекулы воды.

   Анод (+):
   	2 класса — Класс 2 + 2 e —		E o ox = -1,36 В
   	2 H 2 O O 2 + 4 H + + 4 e —		E o вол = -1.23 В

   Потенциалы стандартного состояния для этих полуреакций таковы, что близко друг к другу, что мы могли бы ожидать увидеть смесь Cl ₂ и O ₂ собирают газ на аноде. На практике единственный Продукт этой реакции — Cl ₂ .

   Анод (+):

   2 класса — Класс 2 + 2 e —

   На первый взгляд кажется, что окислить воду легче ( E ^o _ox = -1.23 вольт), чем ионы Cl ^— ( E ^o _ox = -1,36 вольт). Однако стоит отметить, что ячейка никогда не позволял достичь стандартных условий. Решение обычно 25% NaCl по массе, что значительно снижает потенциал, необходимый для окисления иона Cl ^— . PH ячейка также держится очень высоко, что снижает окисление потенциал для воды. Решающим фактором является явление, известное как перенапряжение , то есть дополнительное напряжение, которое должно быть применяется к реакции, чтобы заставить ее происходить со скоростью, с которой она произошло бы в идеальной системе.

   В идеальных условиях потенциал 1,23 В является большим достаточно, чтобы окислить воду до газа O ₂ . Под реальным условиях, однако, может потребоваться гораздо большее напряжение для инициировать эту реакцию. (Перенапряжение при окислении воды может достигать 1 В.) Тщательно выбирая электрод для максимального увеличения перенапряжения при окислении воды а затем тщательно контролируя потенциал, при котором ячейка работает, мы можем гарантировать, что в этом реакция.

   Таким образом, электролиз водных растворов натрия хлорид не дает таких же продуктов, как электролиз расплава натрия хлорид. Электролиз расплавленного NaCl разлагает это составить его элементы.

   	электролизный
   2 NaCl ( л )		2 Na ( л ) + Cl 2 ( г )

   Электролиз водных растворов NaCl дает смесь водород и газообразный хлор и водный гидроксид натрия решение.

   	электролизный
   2 NaCl ( водн. ) + 2 H 2 O ( л )		2 Na + ( водн. ) + 2 OH — ( водн. ) + H 2 ( г ) + Cl 2 ( г )

   Потому что потребность в хлоре намного превышает потребность для натрия электролиз водного хлорида натрия является более важный процесс с коммерческой точки зрения.Электролиз водного NaCl Решение имеет два других преимущества. Производит газ H ₂ . у катода, который можно собирать и продавать. Он также производит NaOH, который можно слить со дна электролитической сотовый и продан.

   Пунктирная вертикальная линия на рисунке выше представляет диафрагма, предотвращающая образование Cl ₂ на аноде в этой ячейке от контакта с NaOH, который накапливается на катоде.Когда эта диафрагма снимается с ячейка, продукты электролиза водного натрия хлорида реагируют с образованием гипохлорита натрия, который является первым шаг в приготовлении гипохлоритных отбеливателей, таких как Хлорокс.

   Класс ₂ ( г ) + 2 OH ^— ( водн. ) Cl ^— ( водн. ) + OCl ^— ( водн. ) + H ₂ O ( л )

   ---

   Электролиз воды

   Стандартный аппарат для электролиза воды показан на рисунок ниже.

   	электролизный
   2 H 2 O ( л )		2 H 2 ( г ) + O 2 ( г)

   Пара инертных электродов заделана на противоположных концах контейнер, предназначенный для сбора H ₂ и O ₂ газ выделяется в этой реакции.Затем электроды подключаются к батарее или другому источнику электрического тока.

   Сама по себе вода — очень плохой проводник электричества. Мы поэтому добавьте в воду электролит, чтобы получить ионы, которые могут протекать через раствор, завершая тем самым электрическую схема. Электролит должен быть растворим в воде. Следует также быть относительно недорогим. Самое главное, он должен содержать ионы. которые сложнее окислить или восстановить, чем вода.

   2 H 2 O + 2 e — Н 2 + 2 ОН —			E o красный = -0.83 В
   2 H 2 O O 2 + 4 H + + 4 e —			E o ox = -1,23 В

   Следующие катионы восстанавливать труднее, чем вода: Li ⁺ , Rb ⁺ , K ⁺ , CS ⁺ , Ba ²⁺ , Sr ²⁺ , Ca ²⁺ , Na ⁺ и Mg ²⁺ .Два из этих катионов являются более вероятными кандидатами, чем другие потому что они образуют недорогие растворимые соли: Na ⁺ и К ⁺ .

   Ион SO ₄ ^2- может быть лучшим анионом для использовать, потому что это самый трудный для окисления анион. В потенциал окисления этого иона до пероксидисульфат-иона равен -2,05 вольт.

   2 СО 4 2- S 2 O 8 2- + 2 e —

   E o вол = -2.05 В

   В водном растворе Na ₂ SO ₄ или K ₂ SO ₄ подвергается электролизу в аппарате как показано на рисунке выше, H ₂ газ собирается на одном электрод и газ O ₂ собирается на другом.

   Что было бы, если бы мы добавили такой индикатор, как бромтимол? синий к этому аппарату? Бромтимоловый синий желтеет в кислой среде. растворы (pH <6) и синий цвет в щелочных растворах (pH> 7.6). Согласно уравнениям двух полуреакций индикатор должен стать желтым на аноде и синим на катод.

   Катод (-):			2 H 2 O + 2 e — Н 2 + 2 ОН —
   Анод (+):			2 H 2 O O 2 + 4 H + + 4 e —

   ---

   Закон Фарадея

   Закон электролиза Фарадея можно сформулировать следующим образом. The количество вещества, потребляемого или производимого на одном из электродов в электролитической ячейке прямо пропорционально количество электричества, которое проходит через ячейку.

   Чтобы использовать закон Фарадея, мы должны признать соотношение между током, временем и количеством электрического заряд, протекающий по цепи. По определению один кулон заряда передается, когда в течение 1 секунды протекает ток 1 А.

   1 C = 1 ампер

   Пример: Чтобы проиллюстрировать, как можно использовать закон Фарадея, давайте рассчитайте количество граммов металлического натрия, которое образуется при катод при 10.Ток 0 ампер пропускается через расплавленный натрия хлорид в течение 4.00 часов.

   Начнем с вычисления количества электрического заряда, который протекает через ячейку.

   Прежде чем мы сможем использовать эту информацию, нам нужен мост между эта макроскопическая величина и явление, происходящее на атомный масштаб. Этот мост представлен постоянной Фарадея, который описывает количество кулонов заряда, которое несет моль электронов.

   Таким образом, число молей электронов, перенесенных при 144000 кулонов электрического заряда, протекающего через ячейку, могут быть рассчитывается следующим образом.

   Согласно полученному уравнению реакции происходит на катоде этой ячейки, мы получаем один моль натрия за каждый моль электронов.

   Катод (-):

   Na + + e — Na

   Таким образом, получаем 1.49 моль, или 34,3 грамма натрия в 4,00 часы.

   Последствия этого расчета следующие: интересно. Нам пришлось бы проводить этот электролиз более чем два дня, чтобы приготовить полкило натрия.

   Мы можем расширить общую схему изложены в этом разделе, чтобы ответить на вопросы, которые могут показаться невозможно на первый взгляд.

   .

   No related posts.