Свойства металлов при электролизе

Главная › База знаний ›

16.05.2020

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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:

Свойства металлов при электролизе

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

  Как правильно паять паяльником с канифолью

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

  Как перевести киловатты в лошадиные силы?Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Читайте также:  Мастер бронник добыть кислотную железу грифона

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.

Что такое электролиз и где он применяется? Ссылка на основную публикацию Свойства металлов при электролизе

Электролиз расплавов и растворов — схема, правила и уравнения

Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает на электродах и основана на пропускании электрического тока через раствор или расплав.

Не менее важными участниками электролиза являются электроды: катод и анод. Если вы вдруг забыли, что такое катод и анод в химии, напомним.

Катод — это отрицательно заряженный электрод, который притягивает положительно заряженные ионы (катионы). А анод — это положительно заряженный электрод, который притягивает к себе отрицательно заряженные ионы (анионы). Таким образом, на катоде всегда происходит процесс восстановления, а на аноде всегда происходит процесс окисления.

Электроды бывают растворимые и инертные. Растворимые изготавливаются из металлов, например, меди и подвергаются химическим превращениям в ходе электролиза. А вот инертные или нерастворимые электроды не подвергаются химическим превращениям и остаются в неизменном виде как до реакции, так и после нее. Как правило, такие электроды изготавливают из графита или платины.

Виды электролиза

Различают два вида электролиза:

  1. Электролиз расплава.

  2. Электролиз водного раствора.

Прежде чем мы рассмотрим каждый процесс отдельно, давай познакомимся с общими для двух видов процессами на электродах.

  • Процесс на катоде K (−)
  • Катион принимает электроны и восстанавливается:
  • Me+n + ne− → Me0 (восстановление).
  • Процесс на аноде A (+)
  • Анион отдает электроны и окисляется:
  • неMe−n − ne− → неMe0 (окисление).
  • Процессы, протекающие при электролизе в общем случае:
  • К− : Ме+n + ne− → Ме0;
  • А+ : неМе−n − ne− → неМе0.
  • Суммарное уравнение электролиза:

Свойства металлов при электролизе

Рассмотрим электролиз расплава пищевой соли — хлорида натрия. При сильном нагревании кристаллический твердый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы хлора и натрия, освободившиеся из кристаллической решетки, и проводит электрический ток.

  1. К−: 2Na+ + 2e− = 2Na0
  2. А+: 2Cl− − 2e− = Cl2
  3. Суммарное уравнение электролиза:
  4. При опускании в расплав угольных (инертных) электродов, присоединенных к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы — к положительно заряженному электроду (аноду) и отдают электроны.

Теперь давайте рассмотрим электролиз расплава гидроксида калия.

Свойства металлов при электролизе

На катоде происходит восстановление калия за счет принятия электронов. А на аноде протекает более сложная реакция. Гидроксогруппы отдают свой электрон и становятся нейтральными, но такое состояние для них крайне невыгодно, так как неустойчиво, и они объединяются в группы, чтобы потом разложиться с выделением газообразного кислорода и воды

Итог электролиза расплава — металлический калий на катоде, газообразный кислород и пары воды на аноде.

Электролиз раствора

Основным отличием водного раствора от расплава является присутствие молекул воды и ионов H+ и OH- как продуктов диссоциации воды. В связи с этим возле катода и анода скапливаются ионы, которые конкурируют как друг с другом, так и с молекулами воды. Рассмотрим электролиз на примере водного раствора KF:

  • К−: 4H2O + 4e− = 2H20 + 4OH−
  • А+: 2H2O − 4e− = O2 + 4H+
  • Суммарное уравнение электролиза:

Как видно, ни калий, ни фтор не фигурируют в продуктах электролиза. Почему так происходит?

Наиболее активные металлы — сильные восстановители. Калий — как раз такой металл, поэтому обратный процесс восстановления активных металлов из соединений осуществить сложно. При электролизе водных растворов солей активных металлов на катоде протекает восстановление не катионов этих металлов, а воды с образованием водорода.

Разберем порядок восстановления катионов металлов на катоде в зависимости от их активности.

Последовательность разрядки катионов зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжения.

Свойства металлов при электролизе

  1. Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который находится в ряду напряжения после водорода, то восстанавливаются ионы металла.

  2. Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который стоит в начале ряда напряжения от лития до алюминия включительно, то восстанавливаются ионы водорода из молекул воды. Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.

  3. Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который расположен в ряду напряжения между алюминием и водородом, то восстанавливаются и ионы металла, и частично ионы водорода из молекул воды.

  4. Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то сначала восстанавливаются катионы менее активного металла.

  5. При электролизе раствора кислоты на катоде восстанавливаются катионы водорода до газообразного водорода.

Для удобства мы собрали информацию об электролизе в таблице:

Свойства металлов при электролизе

Теперь разберемся, что происходит с анионами в водных растворах при электролизе. Для начала познакомимся с последовательностью восстановления анионов на аноде:

Свойства металлов при электролизе

Чем меньше выражена восстановительная активность, тем хуже анионы могут окисляться на аноде. К тому же процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Если анод инертный или нерастворимый, то на нем протекают следующие реакции:

  1. При электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов!), на аноде происходит процесс окисления аниона.

  2. При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде выделяется газообразный кислород вследствие окисления молекул воды. Анион при этом не окисляется, оставаясь в растворе.

  3. При электролизе растворов щелочей происходит окисление гидроксид-ионов.

Если анод растворимый, то на нем всегда происходит окисление металла анода — независимо от природы аниона.

Свойства металлов при электролизе

Исключением является электролиз солей карбоновых кислот. Таблица выше не описывает происходящее на аноде. Давайте рассмотрим, что же там происходит.

В результате электролиза водных растворов солей щелочных металлов карбоновых кислот происходит образование углеводородов вследствие рекомбинации углеводородных радикалов.

В общем виде электролиз солей карбоновых кислот можно записать так:

Свойства металлов при электролизе

На катоде образуется газообразный водород, а на аноде — углекислый газ, углеводород, полученный удвоением радикала. В катодном пространстве накапливается щелочь.

В случае разделения катодного и анодного пространства углекислый газ реагирует со щелочью с образованием гидрокарбоната.

Применение электролиза

А теперь самое главное: зачем вообще нужен электролиз? Рассмотрим применение этого вида ОВР:

  1. С помощью электролиза расплавов природных соединений в металлургической промышленности получают активные металлы (калий, натрий, бериллий, кальций, барий). С помощью электролиза растворов солей — цинк, кадмий, кобальт и другие.

  2. В химической промышленности электролиз используют для получения фтора, хлора, водорода, кислорода, щелочей, бертолетовой соли и других веществ.

  3. Электролиз с растворимым анодом используют для нанесения металлических покрытий (из хрома, золота, никеля, серебра), что предохраняет металлические изделия от коррозии и придает им декоративный вид.

Вопросы для самопроверки

1. Выберите верное продолжение фразы «катод — это…»:

  1. Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

  2. Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

  3. Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

  4. Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

2. Продолжите фразу «электролиз — это…»:

  1. ОВР с применением тока.

  2. Реакция без изменения степеней окисления с применением тока.

  3. ОВР с применением катализаторов.

  4. Обменная реакция.

3. Как заряжен анион?

  1. Положительно.

  2. Отрицательно.

  3. Нейтрально.

  4. Не имеет заряда.

4. Чем отличается электролиз раствора от электролиза расплава?

  1. Ничем.

  2. В расплаве плавится твердое.

  3. Присутствием молекул воды и продуктов ее диссоциации.

5. Если металл стоит в ряду активности металлов между алюминием и водородом, что выделится на катоде?

  1. Этот металл.

  2. Водород.

  3. Металл и водород.

  4. Оксид металла.

При электролиза водного раствора фторида лития что на аноде выделится?

  1. Фтор.

  2. Водород.

  3. Кислород.

  4. Вода.

Ответы

Летняя перезагрузка

Бесплатный телеграм-марафон для мам и пап. Узнайте, как провести семейное лето с пользой, и подготовьтесь к нему уже сейчас!

Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Электролиз расплавленных солей

  • Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:
  • $NaCl→Na^{+}+Cl^{-}.$
  • Под действием электрического тока катионы $Na^{+}$ движутся к катоду и принимают от него электроны:
  • $Na^{+}+ē→{Na}↖{0}$ (восстановление).
  • Анионы $Cl^{-}$ движутся к аноду и отдают электроны:
  • $2Cl^{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}↑$ (окисление).
  • Суммарное уравнение процессов:
  • $Na^{+}+ē→{Na}↖{0}|2$
  • $2Cl^{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}↑|1$
  • $2Na^{+}+2Cl^{-}=2{Na}↖{0}+{Cl_2}↖{0}↑$
  • или
  • $2NaCl{→}↖{ ext»электролиз»}2Na+Cl_2↑$
  • На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.
  • Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.

Электролиз водных растворов электролитов

Более сложный случай — электролиз растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала, из которого сделан катод, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда по $Al$ включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород $Н_2↑$). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

1.4. В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящий в ряду напряжений правее.

Катодные процессы

$Li K Ca Na Mg Al$ $Li^{+} K^{+} Ca^{2+} Na^{+} Mg^{2+} Al^{3+}$ $Mn Zn Fe Ni Sn Pb$ $Mn^{2+} Zn^{2+} Fe^{2+} Ni^{2+} Sn^{2+} Pb^{2+}$ $H_2$ $2H^{+}$ $Cu Hg Ag Pt Au$ $Cu^{2+} Hg_2^{2+} Ag^{+} Pt^{2+} Au^{3+}$
Восстанавливается вода: $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH^{−};$$M^{n+}$ не восстанавливается Восстанавливаются катионы металла и вода: $M^{n+}+nē=M^0$ $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH^{−}$ Восстанавливаются катионы металла: $M^{n+}+nē=M^0$
$nē→$Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны)

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Анодные процессы

Кислотный остаток $Ас^{m–}$ Анод
Растворимый Нерастворимый
Бескислородный Окисление металла анода $M^{−}−nē=M^{n+}$анод раствор Окисление аниона (кроме $F^{–}$) $Ac^{m−}−mē=Ac^0$
Кислородсодержащий В кислотной и нейтральной средах: $2H_2O−4ē=O_2↑+4H^{+}$ В щелочной среде:$4OH^{−}−4ē=O_2↑+4H^{+}$

2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:

  1. а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
  2. б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется $О_2↑$). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;
  3. в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

Свойства металлов при электролизе

  • Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.
  • Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.
  • 1) Анод нерастворимый (например, графитовый).
  • В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Свойства металлов при электролизе

  1. Суммарное уравнение:
  2. $2H_2O+2Cl^{-}=H_2↑+Cl_2↑+2OH^{-}$.
  3. Учитывая присутствие ионов $Na^{+}$ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

Свойства металлов при электролизе

  • 2) Анод растворимый (например, медный):
  • $NaCl=Na^{+}+Cl^{-}$.
  • Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:
  • $Cu^{0}-2ē=Cu^{2+}$.
  • Катионы $Cu^{2+}$ в ряду напряжений стоят после ($Н^{+}$), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.

Свойства металлов при электролизе

Концентрация $NaCl$ в растворе не меняется.

Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:

Свойства металлов при электролизе

  1. $Cu^{2+}+2ē=Cu^{0}|2$
  2. $2H_2O-4ē=O_2↑+4H^{+}|1$
  3. Суммарное ионное уравнение:
  4. $2Cu^{2+}+2H_2O=2Cu^{0}+O_2↑+4H^{+}$
  5. Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов $SO_4^{2-}$ в растворе:

Свойства металлов при электролизе

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:

Свойства металлов при электролизе

  • $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH^{-}|2$
  • $4OH^{-}-4ē=O_2↑+2H_2O|1$
  • Суммарное ионное уравнение:
  • $4H_2O+4OH^{-}=2H_2↑+4OH^{-}+O_2↑+2H_2O$
  • Суммарное молекулярное уравнение:
  • $2H_2O{→}↖{ ext»электролиз»}2H_2↑+O_2↑$

В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ и др.

Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:

  1. Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
  2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.
  3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
  4. Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
  5. Для получения металлических копий, пластинок — гальванопластика.

Электролиз

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).

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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-.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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.

Свойства металлов при электролизе

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 (обычно в продуктах оставляют именно запись «NaOH», не подвергая его дальнейшему электролизу)

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.

Свойства металлов при электролизе

  • В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:
  • AlCl3 → Al + Cl2
  • LiBr → Li + Br2

Электролиз | CHEMEGE.RU

  Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

  Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну.

  Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды.

  Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

  При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы. Положительно заряженный электрод (анод) притягивает отрицательно заряженные частицы (анионы). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Свойства металлов при электролизе

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза.

Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются.

Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины, или графита.

Электролиз растворов

   Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

  В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений:

Свойства металлов при электролизе

     Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала.

Чем меньше потенциал, тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла.

Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

   Также около катода находятся молекулы воды Н2О. В составе воды есть окислитель — ион H+. 

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1.

Если металл в соли — активный (до Al3+ включительно в ряду напряжений), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород, т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH—, среда возле катода — щелочная:

  • 2H2O +2ē → H2 + 2OH—
  • Например, при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.
  • 2. Если металл в соли –  средней активности (между Al3+ и Н+), то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл, и водород, так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:
  • Men+ + nē → Me0
  • 2H+2O +2ē → H20 + 2OH—
  • Например, при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:
  • Fe2+ + 2ē → Fe0
  • 2H+2O +2ē → H20 + 2OH—
  • 3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов), то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:
  • Men+ + nē → Me0
  • Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:
  • Cu2+ + 2ē → Cu0
  • 4. Если на катод попадают катионы водорода H+, то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:
  • 2H+ + 2ē → H20

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H2O-2).

  1. При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:
  2. 1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток, то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления  0):
  3. неМеn- – nē = неМе0
  4. Например: при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:
  5. 2Cl— – 2ē = Cl20

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент.

Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение. Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода.

Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы:

  • 2H2O-2 – 4ē → O20+ 4H+
  • 2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион, то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:
  • 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+
  • 3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:
  •  4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан. 

Например, при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2CH3C+3OO 2ē → 2C+4O2+ CH3-CH3

Суммарные процессы электролиза

  1. Рассмотрим электролиз растворов различных солей.
  2. Например, электролиз раствора сульфата меди.

    На катоде восстанавливаются ионы меди:

  3. Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0
  4. На аноде окисляются молекулы воды:
  5. Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O2 + 4H+
  6. Сульфат-ионы в процессе не участвуют.

    Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

  7. 2Cu2+SO4 + 2H2O-2 → 2Cu0 + 2H2SO4 + O20
  8. Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:
  9. На катоде восстанавливается водород:
  10. Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–
  11. На аноде окисляются хлорид-ионы:
  12. Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20
  13. Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия:
  14. 2H+2O +2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20
  15. Следующий пример: электролиз водного раствора карбоната калия.
  16. На катоде восстанавливается водород из воды:
  17. Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–
  18. На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:
  19. Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+
  20. Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:
  21. 2H2+O-2 →  2H20 + O20 
  22. Еще один пример: электролиз водного раствора хлорида меди (II).
  23. На катоде восстанавливается медь:
  24. Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0
  25. На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:
  26. Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20
  27. Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:
  28. Cu2+Cl2– → Cu0 + Cl20
  29. Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.
  30. На катоде восстанавливается водород из воды:
  31. Катод (–): 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–
  32. На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:
  33. Анод (+): 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O
  34. Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:
  35. 2H2+O-2 →  2H20 + O20 

Электролиз расплавов

  При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

  • Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:
  • Катод (–): Na+ + ē → Na0
  • На аноде окисляются анионы хлора:
  • Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20
  • Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
  • 2Na+Cl →  2Na0 + Cl20 
  • Свойства металлов при электролизе
  • Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрияНа катоде восстанавливаются катионы натрия:
  • Катод (–): Na+ + ē → Na0
  • На аноде окисляются гидроксид-ионы:
  • Анод (+): 4OH – 4ē → O20 + 2H2O
  • Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:
  • 4Na+OH →  4Na0 + O20 + 2H2O 
  • Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например, алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na3[AlF6] плавится при более низкой температуре (1100оС), чем оксид алюминия (2050оС). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

  1. В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:
  2. Al2O3 = Al3+ + AlO33-
  3. На катоде восстанавливаются катионы алюминия:
  4. Катод (–): Al3+ + 3ē → Al0
  5. На аноде окисляются алюминат-ионы:
  6. Анод (+): 4AlO33 – 12ē → 2Al2O3 + 3O20
  7.  Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:
  8. 2Al2О3 = 4Al0 + 3О20
  9. Свойства металлов при электролизе
  10. В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:
  11. C0 + О20 = C+4O2-2 

Электролиз с растворимыми электродами

  • Если материал электродов выполнен из того же металла, который присутствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.
  • Например, рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.
  • На катоде разряжаются ионы меди из раствора:
  • Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0
  • На аноде окисляются частицы меди из электрода:
  • Анод (+): Cu – 2ē → Cu2+
  • Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)
Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector