Электролиз формулы: Электролиз, подготовка к ЕГЭ по химии

Содержание

Электролиз, подготовка к ЕГЭ по химии


Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через
электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.


Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно
заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).


Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания
по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод


К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na+, K+, Cu2+, Fe3+,
Ag+ и т.д.


Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом
ряду напряжений металлов.


Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней
активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).


Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы
до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.


В случае, если на катод поступают ионы водорода — H+ (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается
водород из молекул кислоты: 2H+ — 2e = H2

Анод


К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO42-, PO43-, Cl, Br,
I, F, S2-, CH3COO.


При электролизе кислородсодержащих анионов: SO42-, PO43- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы
воды, из которых выделяется кислород.


Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он
попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.


Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO)
превращается в углекислый газ — CO2.

Примеры решения


В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом
активности металлов.


Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде ;-)


Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3,
NaF, FeI2, CH3COOLi.


Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде,
то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:


NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH


Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так
что не можем заставить натрий испариться бесследно 🙂 Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.


Запишем реакцию электролиза для CuSO4:


CuSO4 + H2O → Cu + O2 + H2SO4


Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется
кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов


Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.


Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать
методом электролиза растворов.


Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются
молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.


В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:


AlCl3 → Al + Cl2


LiBr → Li + Br2


© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020


Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Электролиз ℹ️ понятие, правила применения первого и второго законов Фарадея, уравнения и схемы процесса на катоде и аноде, примеры решений


Огромной популярностью в металлургии и химической промышленности имеет такой физико-химический процесс, как электролиз, происходящий с помощью электролизера. Чтобы понять принцип его действия, нужно изучить определение, нюансы и особенности явления.


Понятие электролиза


Электролиз — процесс, который возникает при воздействии электрического тока на электролит и заключается в выделении электродами составных частей. 


Значение явления заключается в том, что путём воздействия электричества на ионы можно организовывать новые формы, структуры или даже сами вещества. Это позволяет человеку контролировать некоторые процессы, протекающие на молекулярном уровне. Законы данного явления в химии и физике открыл английский учёный Фарадей.


Явление происходит при участии электродов, которые делятся на катод и анод:


  • катод — электрод с отрицательным зарядом, на котором происходит восстановление катионов;


  • анод — электрод с положительным зарядом, где происходит окисление анионов.


Приборы чаще всего изготавливаются из материалов, пропускающих электрический ток, например, из графита или большинства металлов. Оба прибора подключаются к отрицательному и положительному полюсам соответственно.


Явление происходит в следующем порядке:


  1. Диссоциация.


  2. Электролиз.


Очень важно не путать такие близкие определения, как гидролиз и электролиз. Первым явлением считается разложение раствора вещества на ионы (заряженные частицы) в воде.


Первый закон Фарадея


Установленный Фарадеем первый закон говорит о прямой пропорциональности между массой вещества, выделившейся в ходе электролиза, и величиной заряда, который прошел через электролит.


Правило подкреплено формулой m = k * q, то есть произведение заряда вещества на его электрохимический эквивалент, что равняется его массе.


Проверка первого закона Фарадея происходит следующим образом:


  • нужно взять три любых электролита, например, А, Б и В и пропустить ток через каждый;


  • если вещества одни и те же, то массы выделившихся можно назвать Г, Г1 и Г2;


  • при этом будет верным следующее равенство: Г= Г1+Г2.


Второй закон Фарадея


Данное правило, установленное Фарадеем, указывает на зависимость между атомной массой вещества, количеством возможных химических связей и самим электрохимическим эквивалентом. 


Таким образом, электрохимический эквивалент прямо пропорционален атомной массе вещества, но валентности вещества он обратно пропорционален.


Таблица изменения веществ с помощью электролиза


Усиление восстановительных способностей веществ:




Na+


Mg2+


Al3+


Zn2+


Fe3+


Ni2+


Sn2+


Pb2+


H+


Cu2


Ag+


Натрий


Магний


Алюминий


Цинк


Железо


Никель


Олово


Свинец


Водород


Медь


Серебро



Усиление окислительных способностей веществ:




I-


Br-


Cl-


OH-


NO3-


CO32-


SO42-.


Йодид (соли, образованные йодоводородной кислотой)


Бромид (соли, образованные бромоводородной кислотой)


Хлорид (соли, образованные соляной кислотой)


Гидроксид


Нитрат (соли, образованные азотной кислотой)


Карбонат (соли, образованные угольной кислотой)


Сульфат (соли, образованные серной кислотой)


 







Катод (отрицательный)


Анод (положительный)


Восстановление катионов после водорода


Окисление анионов кислот, не содержащих кислорода


Восстановление катионов, имеющих среднюю активность


Окисление анионов оксокислот


Восстановление наиболее активных катионов


Окисление анионов гидроксидов


Восстановление катионов водорода


 


Уравнения и схемы процессов электролиза, протекающих на катоде и аноде


Электролиз воды


Вода является слабым электролитом, из-за чего процесс будет протекать очень медленно.


Общее уравнение реакции: 2H2O => 2H2 + O2.


Схема водного электролиза:





Анод


Катод


2H2O => O2 + 4H+ + 4e–


4H+ + 4e– => 2H2


3H2O => O3 + 6e– + 6H+


O2 + 2H2O + 2e– => H2O2 + 2OH–

Электролиз расплавов солей


Данную разновидность реакции можно рассмотреть на примере расплава гидроксида натрия, то есть NaOH.





Диссоциация гидроксида


NaOH => Na+ + OH-


Окислительный и восстановительный процессы


4OH- — 4ē => 2H2O + O2↑ (окисление)


Na+ + 1ē => Na0 (восстановление)


Электролиз


4NaOH => 4Na + 2H2O + O2

Электролиз растворов солей


Явление можно рассмотреть на примере поваренной соли, имеющей формулу NaCl.


Схема с использованием инертных электродов:





Диссоциация соли


NaCl => Na+ + Cl-


Окислительный и восстановительный процессы


2Cl- — 2ē => Cl2


2H2O + 2ē => H2↑ + 2OH-.


Электролиз


2NaCl + 2H2O => H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH.


Таким образом, продуктом химической реакции было получение гидроксид натрия.


Также следует отметить такую особенность солей карбоновых кислот, как их способность к декарбоксилированию, как например реакция с ацетатом калия:


2CH3COOK + 2H2O => H+ 2KOH + CH3-CH3­ + 2CO2­.


Электролиз веществ — одна из важнейших тем при изучении химии как неорганической, так и органической. Нужно научиться решать подобные задачи для полного понимания химических процессов и метаморфозов веществ.


что это такое, применение, сущность, правила, примеры

Вопрос о том, что такое электролиз, рассматривается еще в школьном курсе физике, и для большинства людей не является секретом. Другое дело – его важность и практическое применение. Этот процесс с большой пользой используется в различных отраслях и может пригодиться для домашнего мастера.

Что такое электролиз и где он применяется?

Что такое электролиз?

Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании по ней постоянного электрического тока. Его механизм основывается на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го типа (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Она связана с разложением на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.

Электролизная система обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электрод. При подаче постоянного электрического тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы – к аноду. Катионами в основном являются ионы металлов и водород, а анионами – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание восстановительной реакции Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, электрон отдается из аниона с протеканием окислительной реакции.

Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для его протекания необходима соответствующая энергия. Ее должен обеспечить внешний источник тока.

Законы электролиза Фарадея

Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.

Что такое электролиз и где он применяется?

Второй закон

Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:

Что такое электролиз и где он применяется?

k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.

С учетом обоих законов можно вывести окончательную формулу для расчета массы, оседающего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n – количество электронов, участвующих в электролизе. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь массы вещества с подаваемым током, что позволяет контролировать процесс, изменяя его силу.

Электролиз расплавов

Один из вариантов электролиза – использование в качестве электролита расплав. В этом случае в электролизном процессе участвуют только ионы расплава. В качестве классического примера можно привести электролиз солевого расплава NaCl (поваренная соль). К аноду устремляются отрицательные ионы, а значит, выделяется газ (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е. оседание чистого Na, образующегося из положительных ионов, притянувших избыточные электроны. Аналогично можно получать другие металлы (К, Са, Li и т.д.) из расправа соответствующих солей.

Что такое электролиз и где он применяется?

При электролизе в расплаве электроды не подвергаются растворению, а участвуют только в качестве источника тока. При их изготовлении можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную проводимость. Один из наиболее распространенных материалов – медь.

Особенности электролиза в растворах

Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь имеют место 3 конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и анодное растворение металла. В процессе задействованы ионы воды, электролита и анода. Соответственно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и металла анода.

Что такое электролиз и где он применяется?

Возможность протекания указанных конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Протекать будет только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие максимальный электродный потенциал, а на аноде – окисляться анионы с наименьшим потенциалом. Электродный потенциал водорода принят за «0». Для примера, у калия он равен (-2,93 В), натрия – (-2,71 В), свинца (-0,13 В), а у серебра – (+0,8 В).

Электролиз в газах

Газ может исполнить роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходя через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. При этом законы Фарадея не распространяются на газовый электролиз. Для его осуществления необходимы такие условия:

  1. Без искусственной ионизации газа не поможет ни высокое напряжение, ни большой ток.
  2. Для электролиза подходят лишь кислоты, не содержащие кислорода и находящиеся в газообразном состоянии, и некоторые газы.

Важно! При выполнении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:

  1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Можно выделить несколько категорий металлов по катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплава солей. Если используется раствор, то выделяется водород за счет электролиза воды. Можно обеспечить восстановление в растворе, но при достаточной концентрации катионов, у следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Процесс протекает наиболее легко для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
  2. Анод. К этому электроду поступают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они отбирают электроны у металла, что приводит к их анодному растворению, т.е. переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также подразделяются по своей активности. Только из расплавов могут разряжаться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не они, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко реагируют такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.

Что такое электролиз и где он применяется?

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электродов к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды. Инертные электроды делаются из графита, угля или платины и не участвуют в снабжении ионами.

Факторы, влияющие на процесс электролиза

Процесс электролиза зависит от следующих факторов:

  1. Состав электролита. Значительное влияние оказывают различные примеси. Они подразделяются на 3 типа – катионы, анионы и органика. Вещества могут быть более или менее отрицательными, чем основной металл, что и мешает процессу. Среди органических примесей выделяются загрязнители (например масла) и ПАВ. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
  2. Плотность тока. В соответствии с законами Фарадея, масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства – концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный разогрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого конкретного случая.
  3. рН электролита. Кислотность среды также выбирается с учетом металлов. Например оптимальное значение кислотности электролита для цинка – 140 г/куб.дм.
  4. Температура электролита. Она влияет неоднозначно. С увеличением температуры растет скорость электролиза, но повышается и активность примесей. Для каждого процесса есть оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.

Важно! Электролиз можно ускорить или замедлить путем различных воздействий и выбора состава электролита. Для каждого варианта применения существует свой режим, который следует строго соблюдать.

Где применяется электролиз?

Электролиз применяется во многих сферах. Можно выделить несколько основных направлений использования для получения практических результатов.

Гальваническое покрытие

Тонкое, прочное гальваническое покрытие из металла можно наложить путем электролиза. Покрываемое изделие устанавливается в ванну в виде катода, а электролит содержит соль нужного металла. Так можно покрыть сталь цинком, хромом или оловом.

Что такое электролиз и где он применяется?

Электроочистка — рафинирование меди

Примером электроочистки может служить такой вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного сульфата. Медь из анода переходит в ионы и оседает в катоде уже без примесей.

Что такое электролиз и где он применяется?

Добыча металлов

Для получения металлов из солей они переводятся в расплав, а затем обеспечивается электролиз в нем. Достаточно эффективен такой способ для получения алюминия из бокситов, натрия и калия.

Что такое электролиз и где он применяется?

Анодирование

При этом процессе покрытие выполняется из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая деталь устанавливается, как анод. Электролит – раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде оседает слой из оксида алюминия, обладающего защитными и декоративными свойствами. Указанные технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Можно осуществить процессы и своими руками с соблюдением техники безопасности.

Энергетические затраты

Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.

Электролиз давно и с высокой эффективностью используется в промышленности. Анодированные и гальванические покрытия стали обычным явлением в повседневной жизни, а добыча и обогащение материалов помогает добывать многие металлы из руды. Процесс можно запланировать и рассчитать, зная основные его закономерности.

Электролиз — Википедия

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.

Электролиз является одним из лучших способов золочения или покрытия металла медью, золотом и т.д.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Катодом при электролизе называется отрицательный электрод, анодом — положительный[1]. Положительные ионы — катионы (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Реакции, происходящие при электролизе на электродах, называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза.

Применение

Электролиз широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).

Первый закон Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:

m=k⋅q=k⋅I⋅t{\displaystyle m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t},если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.

Коэффициент пропорциональности k{\displaystyle k} называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Вывод закона Фарадея

m=miNi{\displaystyle m=m_{i}N_{i}} (1)
mi=M/Na{\displaystyle m_{i}=M/N_{a}} (2)
Ni=Δqqi{\displaystyle N_{i}={\frac {\Delta q}{q_{i}}}} (3)
Δq=IΔt{\displaystyle \Delta q=I\Delta t} (4)
qi=ez{\displaystyle q_{i}=ez}, (5)
где z — валентность атома (иона) вещества,
e — заряд электрона
Подставляя (2)-(5) в (1), получим
m=μzeNAIΔt{\displaystyle m={\frac {\mu }{zeN_{A}}}I\Delta t}
m=μzFIΔt{\displaystyle m={\frac {\mu }{zF}}I\Delta t},

где F=eNA{\displaystyle F=eN_{A}} — постоянная Фарадея.

k=μFz{\displaystyle k={\frac {\mu }{Fz}}}
m=kIΔt{\displaystyle m=kI\Delta t}

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.

Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A{\displaystyle A}иона к его валентности z{\displaystyle z}. Поэтому электрохимический эквивалент

k = 1F⋅Az{\displaystyle k\ =\ {1 \over F}\cdot {A \over z}},

где F{\displaystyle F} — постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

m=M⋅I⋅Δtn⋅F{\displaystyle m={\frac {M{\cdot }I{\cdot }{\Delta }t}{n{\cdot }F}}},
где M{\displaystyle M} — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль
I{\displaystyle I} — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А
Δt{\displaystyle {\Delta }t} — время, в течение которого проводился электролиз, с
F{\displaystyle F} — постоянная Фарадея, Кл·моль−1
n{\displaystyle n} — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного)
Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

Изменение электролизом веществ

Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

Катионы активных металловКатионы менее активных металловКатионы неактивных металлов
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водородаВ водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)Легко разряжаются, и восстанавливается только металл
Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ионГидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F)
PO43−, CO32−, SO42−, NO3, NO2, ClO4, FOH, Cl, Br, I, S2−
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислородаЛегко разряжаются

Примеры

Расплавы

Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.

1. Соль активного металла и бескислородной кислоты:

NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): Na++e−=Na0{\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): Cl−−e−⟶Cl0⟶Cl2{\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl^0 -> Cl2}}}

Вывод: 2NaCl⟶2Na+Cl2↑{\displaystyle {\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}}

2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты:

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2Na++2e−=2Na0{\displaystyle {\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0}}}

A(+): 2SO42−−4e−=2SO3+O2{\displaystyle {\ce {2SO4^2- — 4e- = 2SO3 + O2}}}

Вывод: 2Na2SO4⟶4Na+2SO3↑+O2↑{\displaystyle {\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}}

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион:

NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): Na++e−=Na0{\displaystyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): 4OH−−4e−=2h3O+O2{\displaystyle {\ce {4OH- — 4e- = 2h3O + O2}}}

Вывод: 4NaOH⟶4Na+2h3O+O2↑{\displaystyle {\ce {4NaOH -> 4Na + 2h3O + O2 ^}}}

Растворы

Активные металлы

1. Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): 2h3O+2e−=h3+2OH−{\displaystyle {\ce {2h3O + 2e- = h3 + 2OH-}}}

A(+): Cl−−e−⟶Cl0⟶Cl2{\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl0 -> Cl2}}}

Вывод: 2NaCl+2h3O⟶h3↑+Cl2↑+2NaOH{\displaystyle {\ce {2NaCl + 2h3O -> h3 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH}}}

2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2h3O+2e−=h3↑+2OH−{\displaystyle {\ce {2h3O + 2e- = h3 ^ + 2OH-}}}

A(+): 2h3O−4e−=O2↑+4H+{\displaystyle {\ce {2h3O — 4e- = O2 ^ + 4H+}}}

Вывод: 2h3O⟶2h3↑+O2↑{\displaystyle {\ce {2h3O -> 2h3 ^ + O2 ^}}}

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): 2h3O+2e−=h3↑+2OH−{\displaystyle {\ce {2h3O + 2e- = h3 ^ + 2OH-}}}

A(+): 4OH−−4e−=O2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {4OH- -4e- = O2 ^ + 2h3O}}}

Суммарно: 4h3O+4e−+4OH−=2h3↑+4OH−+4e−+O2↑+2h3O{\displaystyle {\ce {4h3O + 4e- + 4OH- = 2h3 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2h3O}}}

Вывод: 2h3O⟶2h3↑+O2↑{\displaystyle {\ce {2h3O -> 2h3 ^ + O2 ^}}}

Менее активные металлы и неактивные металлы

1. Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl2⟷Zn2++2Cl−{\displaystyle {\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn0{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2Cl−−2e−=2Cl0{\displaystyle {\ce {2Cl- — 2e- = 2Cl^0}}}

Вывод: ZnCl2⟶Zn+Cl2↑{\displaystyle {\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}}

2. Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO4⟷Zn2++SO42−{\displaystyle {\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn0{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2h3O−4e−=O2↑+4H+{\displaystyle {\ce {2h3O — 4e- = O2 ^ + 4H+}}}

Вывод: 2ZnSO4+2h3O⟶2Zn+2h3SO4+O2{\displaystyle {\ce {2ZnSO4 + 2h3O -> 2Zn + 2h3SO4 + O2}}}

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

Мнемоническое правило

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

  • У анода анионы окисляются.
  • На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:

  • КАТод — КАТионы (ионы у катода)
  • АНод — АНионы (ионы у анода)

Электролиз в газах

Электролиз в газах, при наличии ионизатора, объясняется тем, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей:

  1. при отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет, даже при высоком напряжении;
  2. электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы;
  3. уравнения электролиза, как в электролитах, так и в газах, всегда остаются постоянными.

См. также

Примечания

Ссылки

Электролитические процессы

43.Электролиз. Законы электролиза

Электролиз —
физико-химический процесс, состоящий
в выделении на электродах составных
частей растворённых веществ или других
веществ, являющихся результатом вторичных
реакций на электродах,
который возникает при прохождении электрического
тока через
раствор, либо расплавэлектролита.

Упорядоченное
движение ионов в
проводящих жидкостях происходит в
электрическом поле, которое
создается электродами —
проводниками, соединёнными с полюсами
источника электрической энергии. Анодом при
электролизе называется положительный
электрод, катодом —
отрицательный[1].
Положительные ионы — катионы —
(ионы металлов, водородные ионы,
ионы аммония и
др.) — движутся к катоду,
отрицательныеионы — анионы —
(ионы кислотных остатков и гидроксильной
группы) — движутся к аноду.

Явление
электролиза широко применяется в
современной промышленности.
В частности, электролиз является одним
из способов промышленного
получения алюминия, водорода,
а также гидроксида
натрия, хлора,
хлорорганических
соединений[источник не указан 1700 дней],
диоксида марганца[2],пероксида
водорода.
Большое количество металлов извлекаются
из руд и подвергаются переработке с
помощью электролиза
(электроэкстракция,электрорафинирование).
Также, электролиз является основным
процессом, благодаря которому
функционирует химический
источник тока.

Электролиз
находит применение в очистке сточных
вод (процессы электрокоагуляции,
электроэкстракции, электрофлотации).
Применяется для получения многих веществ
(металлов, водорода, хлора и др.), при
нанесении металлических покрытий
(гальваностегия), воспроизведении формы
предметов (гальванопластика).

Первый
закон Фарадея

Первый
закон электролиза Фарадея:
 масса
вещества, осаждённого на электроде при
электролизе, прямо пропорциональна
количеству электричества, переданного
на этот электрод. Под количеством
электричества имеется в виду электрический
заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

В 1832 году Фарадей установил,
что масса m вещества, выделившегося на
электроде, прямо пропорциональна
электрическому заряду q, прошедшему
через электролит:

если
через электролит пропускается в течение
времени t постоянный ток с силой тока
I. Коэффициент
пропорциональности  называется электрохимическим
эквивалентом вещества
.
Он численно равен массе вещества,
выделившегося при прохождении через
электролит единичного электрического
заряда, и зависит от химической природы
вещества.

Вывод
закона Фарадея

 (1)

 (2)

 (3)

 (4)

,
где z — валентность атома (иона)
вещества, e — заряд
электрона (5)

Подставляя
(2)-(5) в (1), получим

где  — постоянная
Фарадея.

Второй
закон Фарадея

Второй
закон электролиза Фарадея:
 для
данного количества электричества масса
химического элемента, осаждённого на
электроде, прямо пропорциональна
эквивалентной массе элемента. Эквивалентной
массой вещества является его молярная
масса, делённая на целое число, зависящее
от химической реакции, в которой участвует
вещество.

Электрохимические
эквиваленты различных веществ относятся,
как их химические
эквиваленты
.

Химическим
эквивалентом
 иона называется
отношение молярной массы A иона к
его валентности z.
Поэтому электрохимический эквивалент

где  — постоянная
Фарадея.

Второй
закон Фарадея записывается в следующем
виде:

где  — молярная
масса данного
вещества, образовавшегося (однако не
обязательно выделившегося — оно
могло и вступить в какую-либо реакцию
сразу после образования) в результате
электролиза, г/моль;  — сила
тока,
пропущенного через вещество или смесь
веществ (раствор, расплав), А;  —
время, в течение которого проводился
электролиз, с;  — постоянная
Фарадея,Кл·моль−1;  —
число участвующих в процессе электронов,
которое при достаточно больших значениях
силы тока равно абсолютной величине
заряда иона (и его противоиона), принявшего
непосредственное участие в электролизе
(окисленного или восстановленного).
Однако это не всегда так; например, при
электролизе раствора соли меди(II) может
образовываться не только свободная
медь, но и ионы меди(I) (при небольшой
силе тока).

Электрический ток в электролитах — материалы для подготовки к ЕГЭ по Физике

Автор статьи — профессиональный репетитор, автор учебных пособий для подготовки к ЕГЭ Игорь Вячеславович Яковлев

Темы кодификатора ЕГЭ: носители свободных электрических зарядов в жидкостях.

Электролитом мы называем раствор (или расплав) вещества, через который может идти электрический ток; при этом исходное вещество проводником тока не является.

Например, кристаллы поваренной соли не проводят ток. Дистиллированная вода — тоже диэлектрик. Однако при растворении соли в воде получается среда, через которую ток отлично проходит! Следовательно, солёная вода будет электролитом (Вот почему запрещено купаться во время грозы — в водоёмах всегда растворено некоторое количество солей. При ударе молнии по воде пойдёт электрический ток).

Электролитами оказываются растворы солей, кислот и оснований. Прохождение тока через эти растворы означает, что в них имеются свободные заряды. Откуда же они там берутся, если ни в воде, ни в исходном веществе свободных зарядов не было?

Электролитическая диссоциация

Механизм, обеспечивающий появление свободных зарядов в электролите, называется электролитической диссоциацией. Мы ограничимся рассмотрением электролитической диссоциации в растворах.

Вообще, диссоциация — это распад молекулы на составные части под влиянием тех или иных факторов.В процессе электролитической диссоциации молекулы растворяемого вещества распадаются на положительные и отрицательные ионы в результате действия электрических сил со стороны молекул воды.

Многие свойства воды объясняются тем, что её молекулы являются полярными, то есть в электрическом отношении ведут себя как диполи (напомним, что диполь — это система двух одинаковых по модулю и противоположных по знаку зарядов, расположенных на небольшом расстоянии друг от друга). Полярность молекул обусловлена их геометрическим устройством (рис. 1 (изображение с сайта howyourbrainworks.net)).

Рис. 1. Молекулы воды

Угол, образованный линиями центров атома кислорода и двух атомов водорода, составляет примерно . Кроме того, электронные оболочки смещены в сторону кислорода. В результате центры положительных и отрицательных зарядов оказываются пространственно разделёнными: «минусы» преобладают в кислородной части молекулы воды, а «плюсы» — в водородной части.

Будучи диполями, молекулы воды создают вокруг себя электрическое поле и действуют электрическими силами как друг на друга, так и на молекулы примесей (притягиваясь друг к другу противоположно заряженными частями, молекулы воды создают весьма прочные связи. Вот почему столь велики удельная теплоёмкость и удельная теплота парообразования воды — на разрыв этих связей требуется значительная энергия).

Почему же соли, кислоты и основания распадаются в воде на ионы? Всё дело в том, что молекулы этих веществ также являются полярными. Давайте вернёмся к нашему примеру с растворением поваренной соли .

У атома натрия на внешнем электронном уровне находится один электрон. Он слабо связан с атомом и всегда готов покинуть место своего обитания. У атома хлора на внешнем электронном уровне семь электронов — одного как раз не хватает до полного комплекта. Атом хлора всегда готов захватить себе недостающий электрон.

Поэтому при образовании молекулы внешний электрон атома натрия уходит к атому хлора, и в результате молекула становится полярной — она состоит из положительного иона и отрицательного иона . Эта молекула схематически изображена на рис. 2 (атом хлора крупнее, чем атом натрия).

Рис. 2. Молекула

Иными словами, с электрической точки зрения молекула также оказывается диполем.

Взаимодействие двух сортов диполей — молекул и — как раз и вызывает процесс растворения.

На рис. 3 мы видим, как протекает этот процесс (изображение с сайта intro.chem.okstate.edu). Более крупные зелёные шарики изображают ионы хлора, более мелкие серые — ионы натрия.

Рис. 3. Электролитическая диссоциация: растворение в воде

Левая часть рисунка показывает ситуацию до начала растворения. Крупица соли в виде небольшого кубического кристаллика (Кристаллическая решётка поваренной соли имеет кубическую структуру. В вершинах куба в шахматном порядке, крест-накрест расположены атомы натрия и хлора) только что оказалась в воде.

Сразу же начинается «электрическая атака» со стороны молекул воды. Отрицательно заряженные (кислородные) части молекул обращаются к положительным ионам натрия, а положительные (водородные) части молекулы воды — к отрицательным ионам хлора. Молекулы начинают «растягиваться» разнонаправленными электрическими силами притяжения к молекулам-диполям воды, и связь между ионами натрия и хлора, скрепляющая молекулу соли, ослабевает.

В конце концов эта связь становится настолько слабой, что удары соседних частиц, совершающих тепловое движение, разрушают молекулу . Она распадается на положительный ион и отрицательный ион .

В правой части рис. 3 мы видим результат такого распада: вырванные из кристаллической решётки ион хлора и ион натрия отправляются «в свободное плавание», окружённые прицепившимися к ним молекулами воды. Обратите внимание, что молекулы воды прилипли к отрицательному иону хлора своими положительными водородными частями, а к положительному иону натрия, наоборот, повернулись их отрицательные кислородные части.
Таким образом, при растворении соли в воде появляются свободные заряды: положительные ионы и отрицательные ионы (рис. 4). Это и является необходимым условием прохождения тока через раствор.

Рис. 4. Раствор в воде

Описанный выше процесс растворения совершенно аналогично протекает и в случае других примесей.Так, щёлочь распадается в водном растворе на положительные ионы калия и отрицательные ионы гидроксильной группы . Молекула серной кислоты при распаде даёт два положительных иона и отрицательно заряженный ион кислотного остатка В растворе медного купороса появляются положительные ионы меди и отрицательно заряженные ионы

Все ли молекулы растворяемого вещества распадутся на ионы? Это зависит от ряда условий.

Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся молекул к общему начальному числу молекул. При полном растворении вещества степень диссоциации равна .

Наряду с диссоциацией имеет место и обратный процесс: рекомбинация. А именно, две частицы противоположного знака могут встретиться и снова образовать нейтральную молекулу (рекомбинировать). С течением времени в растворе устанавливается состояние динамического равновесия: среднее число диссоциаций в единицу времени равно среднему числу рекомбинаций, в результате чего концентрация раствора остаётся неизменной (вспомните аналогичную ситуацию с насыщенным паром: при динамическом равновесии пара и жидкости среднее число вылетевших из жидкости молекул равно среднему числу молекул, вернувшихся обратно из пара в жидкость, так что концентрация насыщенного пара неизменна).

Процессы диссоциации-рекомбинации записываются в виде следующих уравнений, отражающих состояние динамического равновесия:

Изменение внешних условий может нарушить текущее динамическое равновесие и сместить его в ту или иную сторону. Например, при повышении температуры увеличивается скорость диссоциации, и концентрация положительных и отрицательных ионов в растворе возрастает.

Ионная проводимость

В металлах, как вы помните, имеется лишь один тип свободных зарядов — это свободные электроны. В электролитах ситуация иная: здесь возникают свободные заряды двух типов.

1. Положительные ионы, образовавшиеся из атомов металлов или водорода.

2. Отрицательные ионы — атомные или молекулярные кислотные остатки (например, или ), а также гидроксильная группа .

Второе отличие от металлов заключается в том, что носители свободных зарядов в электролите могут иметь заряд, равный по модулю как элементарному заряду , так и целому числу элементарных зарядов . Здесь — валентность атома или группы атомов; например, при растворении медного купороса имеем .

Если внешнего электрического поля нет, то свободные заряды электролита совершают лишь хаотическое тепловое движение наряду с окружающими молекулами. Но при наложении внешнего поля положительные и отрицательные ионы начинают упорядоченное движение.

Поместим в сосуд с электролитом два электрода; один из электродов присоединим к положительной клемме источника тока, а другой — к отрицательной (рис. 5). Когда речь идёт о прохождении тока через электролиты, положительный электрод называют анодом, а отрицательный — катодом (Имеется народная мудрость для запоминания знаков анода и катода: Андрей — парень положительный, Катька — девка отрицательная ;-)).

Рис. 5. Ионная проводимость электролита

В электрическом поле, возникшем между электродами, положительные ионы электролита устремляются к «минусу» катода, а отрицательные ионы — к «плюсу» анода. Таким образом, электрический ток в электролите образуется в результате встречного движения ионов: положительных — к катоду, отрицательных — к аноду. Поэтому проводимость электролитов называется ионной (в отличие от электронной проводимости металллов).

На положительном аноде имеется недостаток электронов. Отрицательные ионы, достигнув анода, отдают ему свои лишние электроны; эти электроны отправляются по цепи к «плюсу» источника.

Наоборот, на отрицательном катоде — избыток электронов. Положительные ионы, придя на катод, забирают у него электроны, и это количество ушедших электронов немедленно восполняется их доставкой на катод с «минуса» источника.

Таким образом, в той части цепи, которая состоит из источника тока и металлических проводников, возникает циркуляция электронов по маршруту «анод источник катод».

Цепь замыкается электролитом, где электрический ток обеспечивается двусторонним движением ионов.

Электролиз

Положительные и отрицательные ионы, будучи носителями свободных зарядов, в то же время являются частицами вещества. Поэтому важнейшее отличие тока в электролитах от тока в металлах состоит в том, что электрический ток в электролите сопровождается переносом вещества.

Явление переноса вещества при прохождении электрического тока через электролит называется электролизом. Законы электролиза были экспериментально изучены Фарадеем.

В процессе электролиза происходит разложение растворённого вещества на составные части и выделение этих частей на электродах. Так, в растворе медного купороса положительные ионы меди идут на катод, в результате чего катод покрывается медью. Кислотный остаток выделяется на аноде.

Естественным образом возникает вопрос о нахождении массы вещества, выделяющегося на электроде за определённое время . Эта масса, очевидно, совпадает с массой данного вещества, перенесённого током за время через электролит.

Пусть — масса одного иона этого вещества, — заряд иона ( — валентность вещества). Предположим, что за время через электролит прошёл заряд . Число ионов, пришедших на электрод, тогда равно . Масса выделившегося на электроде вещества равна суммарной массе пришедших ионов:

(1)

Величина является характеристикой вещества и называется его электрохимическим эквивалентом. Значения электрохимических эквивалентов различных веществ приводятся в таблицах.

При протекании через электролит постоянного тока за время проходит заряд . Подставляя это в формулу (1), получим первую формулу Фарадея:

(2)

Первый закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества пропорциональна силе тока, протекающего через электролит, и времени прохождения тока.

Теперь преобразуем выражение для электрохимического эквивалента, введя молярную массу вещества:

Подставляя это выражение в (2), получим вторую формулу Фарадея:

(3)

Второй закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества прямо пропорциональна молярной массе этого вещества и обратно пропорциональна его валентности.

В формуле (3) мы видим произведение двух констант и . Оно также является константой и называется постоянной Фарадея:

Кл/моль.

Формула (3) с постоянной Фарадея запишется так:

Электролиз водных растворов солей | Дистанционные уроки

12-Окт-2012 | комментариев 59 | Лолита Окольнова

 

Тема электролиза довольна большая, формул в ней много и, как мне кажется, больше ее изучают на уроках физики… Я хочу рассмотреть ту часть, которая касается химии, и при этом только формат ЕГЭ — электролиз водных  растворов солей.

 

Электролиз водных растворов солей

 

Для начала давайте представим себе систему, в которой происходит электролиз.

 

 

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

 

Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

 

  • Анод — положительно заряженный электрод
  • Катод — отрицательно заряженный электрод

 

Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

 

При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

 

  •  Неметаллы и их производны, анионы — к аноду
  • Металлы и их производный, катионы — к катоду

 

Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

 

Для этого нам понадобится ряд активности металлов \ электрохимический ряд напряжений:

 

 

 

Разберем сначала катионы:

 

  • Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
    2H2O + 2е = H2 + 2OH      Образовавшийся водород h3 идет к катоду
  • Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:
    Cu2+ + 2е = Cu0    Медь осаждается на катоде
  • Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды:
    2О + 2е = Н2 + 2ОНZn2+ + 2e = Zn0

 

Теперь анионы-кислотные остатки:

  • Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
    2H2O — 4e = O2 + 4H+  Образовавшийся O2 выделяется на аноде
  • Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
    Cl — 1e = Cl20  Хлор выделяется на аноде
  • Исключение:   F — вместо него будет выделяться кислород.

 

Примеры:

 

1.1. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

K2SO4↔2K++SO42−

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+

2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

LiCl ↔ Li+ + Cl

катод (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH

анод (+): Cl — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2

2LiCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2LiOH

2.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

СuSO4 ↔ Cu2++SO42−

K(-): Cu2+ + 2e = Cu0

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+

2CuSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Cu + 2H2SO4 + O2

2.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

катод (-): Cu2+ + 2e = Cu0

анод (+): 2Cl — 2e = 2Cl0

CuCl2 (электролиз) →Cu + Cl2

Электролиз водных растворов солей отличается от электролиза расплавов.

 

 Отличие — в наличии растворителя. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

 


 

  • ЕГЭ это вопрос Части B № 3

 


 
[TESTME 56]
 
 
 


Категории:
|

Обсуждение: «Электролиз водных растворов солей»

(Правила комментирования)

Основные расчеты электролиза

Константа Фарадея — это самый важный бит информации в расчетах электролиза. Убедитесь, что вы действительно понимаете следующую часть.

 

Кулоны

кулон — это мера количества электричества. Если в течение 1 секунды протекает ток в 1 ампер, значит, прошел 1 кулон электричества.

Это означает, что вы можете вычислить, сколько электричества прошло за заданное время, умножив ток в амперах на время в секундах.

Количество кулонов = ток в амперах x время в секундах

Если вам дано время в минутах, часах или днях, тогда вы должны преобразовать это время в секунды, прежде чем делать что-либо еще.

Например, если в течение часа течет ток 2 ампера, то:

Количество кулонов = 2 x 60 x 60 = 7200

(60 минут в каждом час; 60 секунд в каждой минуте)

Это просто!

 

Фарадей

Электричество — это поток электронов.Для целей расчета нам нужно знать, как связать количество молей электронов, которые текут, с измеренным количеством электричества.

Заряд, который несет каждый электрон, составляет 1,60 x 10 -19 кулонов. Если вам когда-нибудь понадобится использовать его на экзамене, вам будет дана ценность.

1 моль электронов содержит постоянную Авогадро, L, электронов — то есть 6,02 x 10 23 электронов. Вам также дадут это на экзамене, если вам нужно его использовать.

Это означает, что 1 моль электронов должен нести

6.02 x 10 23 x 1,60 x 10 -19 кулонов

= 96320 кулонов

Это значение известно как постоянная Фарадея.

Вы можете встретить формулу F = Le , где F — постоянная Фарадея, L — постоянная Авогадро, а e — заряд электрона (в терминах количества кулонов, которые он несет). Мы только что использовали это, фактически не заявляя об этом — это в основном очевидно!

 

Числа, которые мы здесь используем, округлены.Расчет просто показывает вам, как это решить, если вам нужно, но не дает обычно используемого значения. Для целей экзамена значение постоянной Фарадея обычно принимается равным 9,65 x 10 4 C моль -1 (кулонов на моль). Это еще одно число, которое вам вряд ли придется запоминать.

Это 96500 кулонов на моль.

Итак, 96500 кулонов называется 1 фарадей . Обратите внимание на маленькую букву «f», когда она используется как единица измерения.

Всякий раз, когда у вас есть уравнение, в котором есть 1 моль электронов, это представлено в электрической цепи 1 фарадем электричества — другими словами, 96500 кулонами.

.

электролитических ячеек: электролиз | SparkNotes

Электролитические ячейки

Концепция изменения направления спонтанной реакции в
гальванический элемент
через ввод электричества лежит в основе идеи
электролиз. Видеть
для сравнения гальванических и электролитических
клетки. если ты
хотел бы пересмотреть ваши знания о гальванических элементах (которые я настоятельно
предложить) до
чтобы узнать об электролитических ячейках, нажмите
Вот.

Рисунок%: Сравнение гальванических и электролитических элементов

Электролитические ячейки, как и гальванические ячейки, состоят из двух
полуячейки — одна
полуячейка восстановления, другая — полуячейка окисления.Хотя
направление
поток электронов в электролитических ячейках может быть обратным от направления
спонтанный
поток электронов в гальванических элементах, определение как катода, так и
анод остается
то же самое — восстановление происходит на катоде, а окисление происходит на
анод. когда
сравнение гальванического элемента с его электролитическим аналогом, как это сделано в
, находится в правой полуячейке. Поскольку
направления
обеих полуреакций поменялся местами знак, но не величина,
ячейки
потенциал был обращен вспять.Обратите внимание, что медь покрывается самопроизвольно.
на медь
катод в гальванической ячейке, тогда как для него требуется напряжение, превышающее
0,78 В от
аккумулятор, чтобы положить железо на его катод в электролитической ячейке.

На этом этапе вы должны спросить себя, как можно
не спонтанный
реакция продолжится. Ответ в том, что реакция электролитической ячейки не
единственный
происходящие в системе-аккумуляторе это самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции. По
Гесса
По закону, мы можем суммировать ΔG батареи и
электролитической ячейки, чтобы получить ΔG для
в общем и целом
процесс.Пока что ΔG для общего
реакция
отрицательный, система батареи и электролитической ячейки будет продолжать
функционировать. В
условие отрицательности ΔG для
система (вы
должен доказать это для себя) заключается в том, что батарея E больше, чем —
E ячейка .

Электролиз воды

На раннем этапе истории Земли газы водорода и кислорода
спонтанно отреагировал на
образуют воду в океанах, озерах и реках, которые у нас есть сегодня.Который
спонтанное направление
реакции можно использовать для создания воды и электричества в гальваническом элементе
(как и на
космический шатл). Однако при использовании электролитической ячейки, состоящей из воды,
два электрода
и ЭДС внешнего источника можно изменить направление процесса
и создать
водород и кислород из воды и электричества.
показывает установку
для электролиза воды.

Рисунок%: Установка для электролиза воды

Реакция на аноде представляет собой окисление воды до O 2 и
кислота в то время как
катод восстанавливает воду до H 2 и гидроксид-иона.Эта реакция
имеет
потенциал -2,06 В при стандартных условиях. Однако этот процесс
обычно исполняется
с [H + ] = 10 -7 M и [OH ] = 10
7
M, концентрации гидроксония и гидроксида в чистой воде.
Применяя
Уравнение Нернста для расчета потенциалов каждой полуреакции, находим
что потенциал
для электролиза чистой воды -1,23 В. Для проведения электролиза чистой воды
вода возникает, один
должен применять внешний потенциал (обычно от какой-либо батареи)
больше чем или
равно 1.23 В. На практике, однако, необходимо использовать немного
большее напряжение, чтобы получить
электролиз должен происходить в разумные сроки.

Чистую воду использовать в этом процессе непрактично, потому что она
электрический изолятор. Который
проблема решается добавлением небольшого количества растворимых солей
что превращает
вода в хороший проводник (как отмечено в). Такие
соли имеют
тонкое воздействие на электролитический потенциал воды из-за их способности
изменить pH
вода. Такие эффекты от солей обычно настолько малы, что они
обычно игнорируется.

.

Электролиз К-12 Эксперименты и справочная информация

Определение

Электролиз — это метод использования электрического тока для запуска в противном случае не спонтанной химической реакции.

Основы

Электролиз — это научный способ «расщепления» веществ. Электролиз означает «электрическое расщепление». Металлы над углеродом в ряду реактивности (калий, натрий, литий, кальций, магний и алюминий) извлекаются электролизом.

Использование: Электролиз используется в горнодобывающей промышленности для отделения химически активных металлов от руд после их извлечения (извлечения) из земли.Его также используют для покрытия (покрытия) вещей металлом, потому что это дешевле, чем использование, например, 100% чистого золота для изготовления украшений. Многие косметические компании используют для удаления волос электролиз. Это делается путем «стрижки» волос таким образом, чтобы они расслаивались вдоль корня. Обычно это делается вокруг линии бикини и области гениталий.

Процесс: Металл плавится, чтобы легче было достать важную деталь. Затем его обрабатывают электрическим током, чтобы металл отделился от всего, что его загрязняло, обычно от неметалла, такого как сера или кислород.Электрический ток имеет два «конца»: положительный и отрицательный. Положительный конец в электролизе называется анодом. К этому идет нечистота. Отрицательный конец называется катодом, и металл (важный бит) идет на эту сторону. Когда используется слово «идти», это не означает, что расплавленный металл, раствор, раскалывается посередине. Металлическая часть раствора, называемая ионом, попадает на анод. Они делают это, потому что ионы имеют заряд, противоположный их концу. Металлы имеют положительный заряд, а большинство неметаллов заряжены отрицательно, поэтому они расщепляются.

Электролиз вода дает газообразный водород и газообразный кислород . Это странно, потому что вода — жидкость.

Темы, представляющие интерес

В химии и производстве, электролиз — это метод использования электрического тока для запуска в противном случае не спонтанной химической реакции. Электролиз коммерчески очень важен как стадия отделения элементов из природных источников, таких как руды, с использованием электролитической ячейки.

История:

  • 1800 — Уильям Николсон и Иоганн Риттер разлагали воду на водород и кислород.
  • 1807 — Калий, натрий, барий, кальций и магний были обнаружены сэром Хамфри Дэви с помощью электролиза.
  • 1886 — Фтор был обнаружен Анри Муассаном с помощью электролиза.
  • 1886 — Разработан процесс Холла-Эру для производства алюминия
  • 1890 — Процесс Кастнера-Келлнера разработан для производства гидроксида натрия

Обзор: Ионное соединение растворяется в соответствующем растворителе или расплавляется иным способом под действием тепла, так что его ионы доступны в жидкости.Электрический ток подается между парой инертных электродов, погруженных в жидкость. Отрицательно заряженный электрод называется катодом, а положительно заряженный — анодом. Каждый электрод притягивает ионы с противоположным зарядом. Следовательно, положительно заряженные ионы (называемые катионами) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (называемые анионами) движутся к аноду. Энергия, необходимая для разделения ионов и их сбора на соответствующих электродах, обеспечивается источником электрического питания.В зондах электроны поглощаются или высвобождаются ионами, образуя совокупность желаемого элемента или соединения.

Количество электрической энергии, которое необходимо добавить, равно изменению свободной энергии Гиббса реакции плюс потери в системе. Потери могут (теоретически) быть сколь угодно близкими к нулю, поэтому максимальная термодинамическая эффективность равна изменению энтальпии, деленному на изменение свободной энергии реакции. В большинстве случаев подводимая энергия больше, чем изменение энтальпии реакции, поэтому некоторая энергия выделяется в виде тепла.В некоторых случаях, например, при электролизе пара на водород и кислород при высокой температуре, верно обратное. Тепло поглощается из окружающей среды, и теплотворная способность произведенного водорода выше, чем потребляемая электрическая энергия. В этом случае можно сказать, что КПД превышает 100%. (Стоит отметить, что максимальная теоретическая эффективность топливного элемента обратна эффективности электролиза. Таким образом, невозможно создать вечный двигатель, комбинируя два процесса.См. Пример такой попытки на водном топливном элементе.)

Электролиз воды:

Одним из важных применений электролиза является получение водорода. Происходит реакция:

2H 2 O (водн.) → 2H 2 (г) + O 2 (г)

г = газ; водный = водный

Это было предложено как способ изменить общество к использованию водорода в качестве энергоносителя для питания электродвигателей и двигателей внутреннего сгорания.Электролиз воды может быть осуществлен в простом практическом проекте, где электричество от батареи или низковольтного источника постоянного тока (например, 5-вольтовая шина питания компьютера) пропускается через чашку с водой (на практике раствор соленой воды или другой необходимо будет использовать электролит, иначе результата не будет). При использовании платиновых электродов газообразный водород будет пузыриться на катоде, а кислород — на аноде. Однако при использовании любого другого электрода в качестве анода кислород будет реагировать с анодом, а не выделяться в виде газа.Например, при использовании железных электродов в электролите из раствора хлорида натрия на аноде будет образовываться оксид железа, который будет реагировать с образованием гидроксида железа. При производстве большого количества водорода это может значительно загрязнить электролитическую ячейку, поэтому железо не используется для промышленного электролиза.

Энергетическая эффективность электролиза воды сильно различается. Некоторые сообщают о 50–70%, а другие — о 80–94%. Эти значения относятся только к эффективности преобразования электрической энергии в химическую энергию водорода.Энергия, потерянная при производстве электроэнергии, не включается. Например, если рассматривать электростанцию, которая преобразует тепло ядерных реакций в водород посредством электролиза, общий КПД составляет примерно 25–40%.

Законы электролиза Фарадея — это количественные соотношения, основанные на электрохимических исследованиях, опубликованных Майклом Фарадеем в 1834 году.

1-й закон электролиза Фарадея — Масса вещества, измененного на электроде во время электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, передаваемого на этом электроде.Количество электричества относится к количеству электрического заряда, обычно измеряемому в кулонах.

2-й закон электролиза Фарадея — Для заданного количества электричества (электрического заряда) масса элементарного материала, измененного на электроде, прямо пропорциональна эквивалентному весу элемента. Эквивалентный вес вещества — это его молярная масса, деленная на целое число, которое зависит от реакции, которой подвергается материал.

Промышленное использование:

  • Процесс Холла-Эру для производства алюминия Производство алюминия, лития, натрия, калия, магния
  • Кулонометрические методы можно использовать для определения количества вещества, преобразованного во время электролиза, путем измерения количества электричества, необходимого для проведения электролиза
  • Производство хлора и гидроксида натрия
  • Производство хлората натрия и хлората калия
  • Производство перфторированных органических соединений , таких как трифторуксусная кислота
  • Производство электролитической меди в качестве катода из рафинированной меди более низкой чистоты в качестве анода.
  • Электрометаллургия — это процесс восстановления металлов из металлических соединений для получения металла в чистом виде с помощью электролиза. Например, гидроксид натрия в его расплавленной форме разделяется электролизом на натрий и кислород, оба из которых имеют важное химическое применение. (При этом образуется вода.)
  • Анодирование — это электролитический процесс, который делает поверхность металлов устойчивой к коррозии. Например, этот процесс спасает корабли от коррозии кислородом в воде.Этот процесс также используется для украшения поверхностей.
  • Аккумулятор работает по принципу, обратному электролизу. Хамфри Дэви обнаружил, что литий действует как электролит и обеспечивает электрическую энергию.
  • Производство кислорода для космических аппаратов и атомных подводных лодок.
  • Гальваника используется для наслоения металлов для их укрепления. Гальваника используется во многих отраслях промышленности для функциональных или декоративных целей, например, в кузовах автомобилей и никелевых монетах.
  • Производство водорода в качестве топлива с использованием дешевого источника электроэнергии.
  • Электролитическое травление металлических поверхностей, таких как инструменты или ножи, с несмываемой меткой или логотипом.
  • Электролиз также используется при очистке и сохранении старых артефактов. Поскольку этот процесс отделяет неметаллические частицы от металлических, он очень полезен для очистки старых монет и даже более крупных предметов.

Установка для крекинга газа — это любое устройство, которое расщепляет молекулы в газе или жидкости, обычно путем электролиза, на атомы.Конечным продуктом обычно является газ. Установка гидрокрекинга является примером установки для крекинга газа. В природе молекулы часто расщепляются, например, при переваривании пищи и микробной переваривании. Устройство для крекинга газа расщепляет молекулу со скоростью, намного превышающей скорость, обычно наблюдаемую в природе. В науке и промышленности газовые крекеры используются для разделения двух или более элементов в молекуле. Например, жидкая вода или h3O разделяется на газообразные водород и кислород.

Процесс Холла-Эру — это основной производственный процесс для производства алюминия.Он включает растворение глинозема в расплавленном криолите и электролиз раствора для получения чистого металлического алюминия.

Электролиз высокого давления (HPE) — это электролиз воды путем разложения воды (h3O) на кислород (O2) и газообразный водород (h3) из-за прохождения электрического тока через воду. Отличие от стандартного электролизера с протонообменной мембраной заключается в выходе сжатого водорода около 120-200 бар (1740-2900 фунтов на кв. Дюйм) при 70 ° C. За счет повышения давления водорода в электролизере отпадает необходимость во внешнем водородном компрессоре, среднее потребление энергии для сжатия с внутренним перепадом давления составляет около 3%.

Высокотемпературный электролиз (также HTE или паровой электролиз) — это метод, который в настоящее время исследуется для получения водорода из воды с кислородом в качестве побочного продукта.

Процесс Кастнера-Келлнера — это метод электролиза в водном растворе хлорида щелочного металла (обычно раствор хлорида натрия) для получения соответствующего гидроксида щелочного металла, изобретенный американцем Гамильтоном Кастнером и австрийцем [2] Карлом Келлнером в 1890-х годах.

Эффективность Фарадея (также называемая фарадеевской эффективностью, фарадеевским выходом, кулоновской эффективностью или выходом по току) описывает эффективность, с которой переносится заряд (электроны) в системе, способствующей электрохимической реакции.Слово «фарадей» в этом термине имеет два взаимосвязанных аспекта. Во-первых, исторической единицей заряда является фарадей, но с тех пор он был заменен кулоном. Во-вторых, соответствующая постоянная Фарадея коррелирует заряд с молями вещества и электронов. Это явление было первоначально понято в работах Фарадея и выражено в его законах электролиза Фарадея.

Электролитическая ячейка разлагает химические соединения с помощью электроэнергии в процессе, называемом электролизом; греческое слово «лизис» означает «разбить».В результате увеличивается химическая энергия. Важными примерами электролиза являются разложение воды на водород и кислород и бокситов на алюминий и другие химические вещества.

Электрология — это электрическая депиляция для окончательного удаления человеческих волос. Фактический процесс удаления волос называется электролизом. Практик вводит твердый металлический зонд толщиной с волос в каждый волосяной фолликул. Правильное введение не прокалывает кожу.Электричество доставляется к фолликулу через зонд, что вызывает локальное повреждение участков, на которых образуются волосы, либо за счет образования едкого щелока (гальванический метод), либо за счет перегрева (метод термолиза), либо за счет того и другого (метод смешивания).

Производство водорода — это обычно термин, обозначающий промышленные методы производства водорода. В настоящее время доминирующей технологией прямого производства является паровой риформинг из углеводородов. Водород также образуется в качестве побочного продукта в других процессах и регулируется с помощью водорода.Известно много других методов, включая электролиз и термолиз. Открытие и разработка менее дорогостоящих методов производства водорода в больших объемах имеет отношение к созданию водородной экономики.

Источник: Википедия (Весь текст доступен в соответствии с условиями лицензии GNU Free Documentation License и Creative Commons Attribution-ShareAlike License.)

.

Электролиз растворов

ЭЛЕКТРОЛИЗ РЕШЕНИЙ

 

На этой странице рассматривается электролиз водных растворов соединений. Большинство людей довольно часто сталкивались с этим на курсах химии для детей от 14 до 16 лет.

 

Основные идеи

Роль воды в электролизе водных растворов электролитов

Ситуация более сложная, когда вы электролизуете раствор, а не расплав, из-за присутствия воды.

Вода сама по себе является очень слабым электролитом, так как в очень небольшой степени расщепляется на ионы водорода и ионы гидроксида.


Примечание: Я, конечно, упрощаю это. Вы должны знать, что ион водорода не существует сам по себе в этих обстоятельствах — он фактически присоединяется к другой молекуле воды, давая ион гидроксония, H 3 O + . Это означает символ состояния (aq).


Это означает, что на каждый электрод может приходить более одного иона, и можно выбрать, какой из них будет разряжаться.

Например, если вы электролизовали раствор хлорида натрия, ионы натрия и ионы водорода (из воды) притягиваются к катоду, а ионы хлорида и ионы гидроксида (из воды) притягиваются к аноду.

 

Электрохимическая серия

В таблице ниже перечислены несколько металлов (и водород), показывающих их склонность к потере электронов. Чем более отрицательным является значение E ° (обычно читаемое как «E-ноль»), тем левее находится положение равновесия.

Это означает, что чем больше отрицательное значение E °, тем больше у одного из этих элементов склонности к потере электронов и образованию своих ионов.

Это также означает, что что-то вроде лития будет иметь небольшую тенденцию собирать электроны для образования атомов после ионизации.

Напротив, что-то с положительным значением E ° будет неохотно терять электроны для образования ионов, но будет довольно легко заставить один из его ионов улавливать электроны, чтобы снова стать нейтральным элементом.

Итак, золото не будет очень реактивным, потому что у него очень положительное значение E °. Нелегко удалить электроны, чтобы получить ионы золота, но легко снова превратить ионы золота в металлическое золото.

Электрохимический ряд можно рассматривать как расширенный и слегка модифицированный ряд реактивности.

Все, что вам действительно нужно знать об электролизе:

  • Чем выше по электрохимическому ряду находится что-то в правой части равновесия, тем легче оно теряет электроны.

  • Чем ниже в электрохимическом ряду находится что-то в левой части равновесия, тем легче оно будет улавливать электроны.


Примечание: Для целей электролиза вам не нужно понимать, откуда берутся эти числа или к чему именно относятся равновесия.

Если вы хотите узнать больше об электрохимических рядах, включая происхождение этих чисел, вы найдете их, перейдя по этой ссылке.Это вторая страница в серии страниц, посвященных окислительно-восстановительным потенциалам, и вам, вероятно, также потребуется прочитать первую страницу. Это не обязательно для просмотра остальной части текущей страницы.


Подведение итогов

Я хочу подвести итоги этого, прежде чем подробно рассматривать конкретные примеры. Важно, чтобы вы запомнили шаблоны, приведенные в следующем фрагменте.

Что происходит на катоде?

Положительные ионы притягиваются к катоду, где они захватывают один или несколько электронов и разряжаются.

Либо металл осаждается, либо водород образуется из воды. Что вы получите, зависит от положения металла в электрохимическом ряду и, в некоторых случаях, от концентрации раствора.

  • Если металл ниже водорода в электрохимическом ряду (если он имеет положительное значение E °), то вы получите металл. К таким металлам относятся медь и серебро.

  • Если металл занимает высокое место в электрохимическом ряду (если он имеет довольно отрицательное значение E °), то вы получаете водород.К таким металлам относятся магний и натрий.

  • Металлы от, скажем, свинца до цинка в электрохимическом ряду более сложные. Что получится, зависит от концентрации раствора. Если раствор достаточно концентрированный, вы получите осаждение металла. Если раствор очень разбавлен на , вы получите водород. При промежуточных концентрациях вы можете получить и то, и другое.

Чем выше элемент в электрохимическом ряду, тем легче он теряет электроны и тем более неохотно забирает их обратно.Гораздо легче убедить медь взять обратно электроны, чтобы превратить ион в атом, чем, скажем, сделать то же самое с литием.

Что происходит на аноде?

Использование инертных электродов, таких как платиновый или угольный

Как правило, если у вас есть галоген, вы получите галоген. Со всеми другими распространенными анионами (отрицательными ионами) вы будете получать кислород из воды.

Но здесь играет роль концентрация.Например, если у вас есть концентрированный раствор хлорида натрия, на аноде будет в основном хлор. Чем больше и больше разбавленных растворов, тем меньше хлора и больше кислорода. Очень и очень разбавленные растворы будут давать в основном кислород.

Если анод не инертен

Сложность возникает, если анод не инертен, и мы рассмотрим пару примеров этого далее на странице.

 

Некоторые примеры

Электролиз раствора сульфата меди (II) угольными электродами

Медь находится ниже уровня водорода в электрохимическом ряду, поэтому, используя приведенное выше резюме, можно предсказать, что медь будет выделяться на катоде.

Продолжая использовать приведенное выше резюме, можно предсказать, что кислород будет выделяться на аноде, потому что в нем нет галогена.

Именно это и происходит.

На катоде

Ионы меди (II) и ионы водорода притягиваются к отрицательному катоду. Медь находится ниже водорода в электрохимическом ряду, поэтому именно медь принимает электроны от катода.

Катод покрывается медью.

На аноде

Ионы сульфата и ионы гидроксида притягиваются к положительному катоду, но очень трудно убедить ионы сульфата отдать электроны.

Теперь все усложняется, потому что есть два способа описания анодной реакции в подобных случаях. Самый простой способ — представить это в терминах гидроксид-ионов.

Предполагая, что гидроксид-ионы разряжены

Кислород выделяется.

Проблема в том, что в растворе сульфата меди (II) будет очень мало гидроксид-ионов. Вы можете обойти это, заметив, что реакция воды, в результате которой образуются ионы водорода и гидроксида, является равновесной. Когда вы разряжаете ионы гидроксида, равновесие смещается, чтобы заменить их.

Получение кислорода непосредственно из молекул воды

Общий эффект точно такой же, как если бы вы выпустили ионы гидроксида, и водное равновесие сместилось, чтобы заменить их.Сдвиг равновесия также будет производить ионы водорода. Они, конечно, будут отталкиваться от анода.

Так что же правильно?

Это почти наверняка зависит от pH раствора. В данном конкретном случае раствор сульфата меди (II) является умеренно кислым, а это означает, что гидроксид-ионов даже меньше, чем в чистой воде, поэтому второе уравнение (вода), вероятно, будет более точным.


Примечание: Что вы делаете с этим для экзамена? Вам нужно выяснить, какую версию этих уравнений используют ваши экзаменаторы, и затем придерживаться ее — не беспокойтесь об изменении ее от примера к примеру.Вам необходимо проверить, какие из них они использовали в своих прошлых работах и ​​какая форма их предпочтительнее в их схемах оценок. Вполне вероятно, что они тоже согласятся, но вы должны быть уверены.


Подобные футляры

Любой раствор, содержащий ионы сульфата (включая разбавленную серную кислоту), будет вести себя точно так же на инертном аноде — будет выделяться кислород.

Ионы нитрата также производят кислород. Вывести гидроксид-ионы из воды (или из самой воды, если вы используете это уравнение) легче, чем из нитрат-иона.

 

Электролиз раствора хлорида натрия угольными электродами

Натрий значительно превосходит водород в электрохимическом ряду, поэтому, используя приведенное выше резюме, можно предсказать, что водород будет выделяться на катоде.

Продолжая использовать приведенное выше резюме, можно предположить, что хлор (галоген) будет выделяться на аноде.

Оказывается, этот случай немного сложнее, потому что результат на аноде зависит от концентрации раствора.

На катоде

Прибывают ионы натрия и ионы водорода (из воды), но натрий настолько высок в электрохимическом ряду, что его ионы не разряжаются там, где есть выбор.

Если вы электролизуете расплавленный хлорид натрия, то выбора нет — нужно разряжать ионы натрия. Но в решении у вас есть альтернатива. К сожалению, есть два разных взгляда на это, как и на проблему с анодом, описанную выше.

Предполагая, что ионы водорода разряжаются

Выделяется водород.

Вы можете преодолеть тот факт, что в растворе не очень много ионов водорода, если вспомнить, что когда вода ионизируется с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов, это равновесие. По мере того, как ионы водорода разряжаются, больше воды расщепляется, чтобы заменить их.

Получение водорода непосредственно из молекул воды

Как и в случае с аналогичным анодным случаем, рассмотренным выше, как бы вы ни смотрели на него, общий эффект точно такой же.Вы получаете газообразный водород и образование ионов гидроксида — вместе с ионами водорода, когда водное равновесие смещается, чтобы заменить высвобождаемые ионы водорода.

Итак, какое уравнение вам следует использовать?

Вы должны руководствоваться тем уравнением, которое используют ваши экзаменаторы в своих вопросах или в схемах выставления оценок. На практике они, вероятно, примут и то, и другое.

Подобные футляры

Всякий раз, когда вы электролизуете соединение металла выше водорода в электрохимическом ряду и получаете водород, применяется тот же аргумент.Однако есть некоторые случаи, когда водород не выделяется при таких обстоятельствах, и мы рассмотрим их далее на странице.

На аноде

Ионы хлора и ионы гидроксида притягиваются к положительному аноду. На самом деле, ионы гидроксида немного легче разряжать, но в основном вы получаете хлор.

  • Если раствор хлорида натрия достаточно концентрирован, вы получите в основном хлор.

  • Если раствор хлорида натрия очень разбавлен , вы получите в основном кислород.

  • При промежуточных концентрациях вы получите смесь обоих.


Примечание: На этом уровне это то, что вам в основном просто необходимо принять. Не существует простого объяснения , которое я мог бы добавить, не делая эту длинную и часто сложную страницу еще хуже. Я думаю, очень маловероятно, что вам когда-либо придется объяснять причину этого на экзамене по химии на этом уровне.

Если вы столкнетесь с вопросами от экзаменаторов, которые, по-видимому, нуждаются в надлежащих пояснениях, не могли бы вы сообщить мне об этом по адресу, указанному на странице об этом сайте.Было бы полезно, если бы вы также могли точно сказать мне, что ваши экзаменаторы ожидают от вас.


Образование хлора определяется уравнением:

А образование кислорода задается одним из уравнений:

или:

Водные растворы бромидов и иодидов

В обоих случаях можно предположить, что на аноде образуется бром или йод.Уравнения аналогичны разряду ионов хлора выше.

 

Электролиз раствора хлорида натрия с использованием ртутного катода

Это хороший пример случая, когда природа электрода имеет огромное значение.

Когда-то это был основной промышленный метод производства раствора гидроксида натрия, а также хлора и водорода, но теперь его заменили более экологически безопасные методы. В прошлом были серьезные примеры опасного загрязнения из-за утечки ртути в окружающую среду.

На катоде

Когда ионы натрия и ионы водорода попадают на ртутный катод, именно ионы натрия выделяются в виде металлического натрия. Он растворяется в ртути с образованием раствора, известного как «натриевая амальгама».

Амальгама натрия вытекает из электролизера и вступает в реакцию с водой, освобождая ртуть для рециркуляции через электролизер и производя раствор гидроксида натрия и водород.

На аноде

Хлор производится, как и следовало ожидать.

 

Электролиз раствора сульфата цинка угольными электродами

Я использую соединение цинка в качестве примера довольно неожиданных результатов, которые вы получаете при электролизе растворов соединений металлов от свинца до цинка в электрохимической серии.

Все они выше водорода в электрохимическом ряду, поэтому можно ожидать, что водород будет выделяться на катоде, а не на металле. Это не то, что происходит при любой разумной концентрации растворов солей этих металлов.

На катоде

Ионы цинка захватывают электроны с катода, образуя атомы цинка, которые прикрепляются к катоду.

На аноде

Это еще один случай электролиза сульфата, и мы подробно рассмотрели его далее на странице, рассказывая об электролизе раствора сульфата меди (II).


Примечание: Опять же, не существует быстрого и простого способа объяснить, почему разряжаются ионы цинка, а не ионы водорода, и очень маловероятно, что вас попросят объяснить это на экзамене на этом уровне.

Если вы хотите узнать больше, вы можете погуглить перенапряжение . Вы можете встретить такие фразы, как «большое перенапряжение водорода». Использование слова «перенапряжение» на самом деле ничего не объясняет. Все, что он на самом деле говорит, — это то, что водород труднее разрядить, чем можно было бы ожидать, исходя из его положения в электрохимическом ряду — и мы знаем это, потому что экспериментально в том случае, о котором мы говорим, вы получаете цинк, а не водород.

Итак, если вы хотите проследить за этим (почти наверняка не требуется для экзаменов по химии на этом уровне), поищите объяснения, объясняющие, почему значение E ° водорода не применимо в реальной ситуации электролиза раствора сульфата цинка.


Электролиз раствора нитрата серебра с использованием серебряного анода

Это пример случая, когда вы используете электрод, который химически участвует в реакции.

На катоде

Если вы электролизуете раствор нитрата серебра с использованием серебра в качестве анода, серебро будет осаждаться на любом материале, из которого сделан катод, как и следовало ожидать.

Может использоваться для серебряного покрытия.

На аноде

Но на аноде, вместо того, чтобы что-либо выгружать из раствора, серебро из анода переходит в раствор в виде ионов серебра, оставляя электроны на аноде.

Анод теряет серебро, и чистое изменение — это просто перенос серебра с анода на катод.

 

Электролиз раствора сульфата меди (II) с использованием медного анода

Аналогичное изменение происходит при электролизе раствора сульфата меди (II) с помощью медных электродов.Медь осаждается на катоде, как и следовало ожидать, но вместо кислорода, выделяемого на аноде, ионы меди (II) переходят в раствор. Опять же, есть чистый перенос меди от анода к катоду.

Используется для очистки меди, и вы можете узнать об этом больше, прочитав часть страницы о меди. Вам не нужна вся страница — только раздел об очищении.

 

Практическая деталь

Конечно, вы можете электролизовать раствор, поместив его в химический стакан с двумя угольными электродами и подключив электроды к источнику постоянного тока, например батарее.

Вы можете, однако, захотеть собрать газы, выделяемые для тестирования, и, возможно, измерить их объем. В заключительной части этой страницы рассматриваются два простых устройства, которые позволят вам это сделать.

Сбор любых газов для проверки

Если у вас есть газы, исходящие от обоих электродов, вам необходимо держать их отдельно, а также собирать их. Это дешевый и простой способ сделать это.

Изначально обе маленькие пробирки заполнены любым раствором, который вы можете подвергать электролизу.Газы, выходящие из двух электродов, не смешиваются, и, если есть два газа, оба могут быть проверены отдельно.

Помимо газов, отчетливо видны любые осажденные на катоде металлы, а также любые растворы брома или йода, образующиеся на аноде. Раствор брома бледно-оранжевый; Цвет раствора йода варьируется в зависимости от концентрации йода от оранжевого до темно-красного.


Примечание: Вы получите йод только при электролизе раствора йодида.Освободившийся йод фактически вступает в реакцию с непрореагировавшими ионами йодида с образованием растворимого иона I 3 . Это вызывает появление красного цвета.


Сбор любых газов для их измерения

Самый простой способ — использовать U-образную трубку с боковым рычагом. Вы можете собирать и измерять объем выделяемых газов, собирая их над водой в перевернутые мерные цилиндры или в газовые шприцы.

Амперметр включен в схему, потому что, если вы измеряете выделяемые объемы, вы почти наверняка захотите узнать, какой ток протекает, чтобы производить какие-либо вычисления. Расчеты описаны на других страницах этого раздела.

 
 

Куда бы вы сейчас хотели отправиться?

В меню «Электролиз». . .

В меню «Неорганическая химия».. .

В главное меню. . .

 

© Джим Кларк, 2017

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *