Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работ.

 

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Электролиз расплава и раствора отличаются друг от друга.

В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка присутствуют молекулы воды и ионы Н⁺ и ОН^- - продукты диссоциации воды. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе.

 

 

Рис.1. Прибор (электролизер) для проведения электролиза водных растворов

солей.

 

Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду (табл 1.).

Таблица 1

Катодные процессы в водных растворах солей Электрохимический ряд напряжения металлов
Li; K; Na; Ca; Mg; Al	Mn; Zn; Fe; Ni; Sn; Pb	H2	Cu; Hg; Ag; Pt; Au
Men+ - не восстанавливается 2H2O + 2 ē = H2↑+ 2OH-	Men+ + n ē = Me0 2H2O + 2 ē = H2↑+ 2OH-		Men+ + n ē = Me0

 

Процессы, протекающие на аноде, погруженном в водный раствор электролита, зависят от материала, из которого изготовлен анод, а также и от природы аниона. Анион, который входит в состав электролита может являться остатком как бескислородной кислоты, так и кислородсодержащей кислоты. (табл.2).

Таблица 2

Анодные процессы в водных растворах солейАнод	Кислотный остаток (Асm-)
бескислородный	кислородсодержащий
Активный (растворимый)	Окисление металла (анода) Me0 − n ē = Men+
Инертный (нераствормый)	Окисление аниона (кроме фторидов F−) Асm− − m ē = Ас0 2Cl− − 2ē → Cl2	В щелочной среде: 4ОН− − 4ē = О2↑+2H2O В кислой и нейтральной среде: 2H2O − 4ē = О2↑+ 4H+

 

Пример 1: Электролиз расплава сульфата натрия

Na₂SO₄ ↔ 2 Na⁺ + SO₄²⁻

К(-) Na⁺ + ē = Na⁰ 4

А(+) 2SO₄²⁻ − 4ē = 2SO₃ + O₂ 1

 

4Na⁺ + 2SO₄²⁻ = 4Na⁰ + 2SO₃ + O₂

2 Na₂SO₄ = 4Na⁰ + 2SO₃ + O₂

 

Пример 2: Электролиз раствора хлорида калия (анод нерастворимый)

KCl ↔ K⁺ + Cl⁻

H₂O↔ Н⁺ + OH⁻

K(-) 2H₂O + 2 ē = H₂↑+ 2OH⁻

А(+) 2Cl⁻ − 2ē = Cl₂⁰↑

 

2H₂O + 2Cl⁻ = H₂↑+ 2OH⁻ + Cl₂⁰↑

2 KCl +2H₂O = H₂↑+ 2KOH^- + Cl₂⁰↑

 

Пример 3:Электролиз водного раствора хлорида цинка

(анод нерастворимый)

ZnCl₂ ↔ Zn²⁺ +2Cl^-

H₂O↔ Н⁺ + OH⁻ (вода слабый электролит)

K(-) Zn²⁺ + 2ē = Zn⁰

2H₂O + 2 ē = H₂↑+ 2OH^-

А(+) 2Cl^- - 2ē = Cl₂⁰↑

 

Суммарное уравнение реакции в данном примере написать нельзя, так как неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая – на восстановление ионов цинка.

Пример 4: Электролиз раствора сульфата меди (II)

(анод нерастворимый)

CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-

H₂O ↔ Н⁺ + OH⁻

K(-) Cu²⁺ + 2ē = Cu⁰ 2

А(+) 2H₂O - 4ē = О₂↑+ 4H⁺ 1

 

2Cu²⁺ +2H₂O = 2Cu⁰+О₂↑+ 4H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu⁰ + О₂↑+2H₂SO₄

 

Пример 5: Электролиз водного раствора нитрата серебра

с активным (растворимым) анодом из серебра

AgNO₃↔Ag⁺ + NO₃⁻

H₂O ↔ Н⁺+OH⁻

K(-) Ag⁺ + ē = Ag ⁰

А(+)Ag ⁰ – ē = Ag⁺

Составить молекулярное уравнение электролиза раствора нитрата серебра, с растворимым анодом невозможно. Это означает, что электролиз раствора нитрата серебра сводится к переносу серебра с анода на катод.

Вопросы к защите работы

1. Чем отличается электролиз с нерастворимым анодом от электролиза с растворимым анодом?

2. Есть ли отличия при проведении электролиза раствора и расплава?

Ø Учебная литература:/1/, с.281 - 286 /2/, с.556-572; /3/, с.284-291