Electroliza este o reacție redox care are loc pe electrozi dacă trece un curent electric constant prin topitură sau soluție de electrolit.

Catodul este un agent reducător care donează electroni cationilor.

Anodul este un oxidant care acceptă electroni din anioni.

Seria de activități a cationilor:	Na + , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , H+ , Cu2+, Ag+ _____________________________→ Întărirea puterii de oxidare
Seria de activități anionice:	I - , Br - , CI - , OH - , NO 3 - , CO 3 2- , SO 4 2- ←__________________________________ Creșterea capacității de recuperare

Procese care au loc pe electrozi în timpul electrolizei topiturii

(nu depind de materialul electrozilor și de natura ionilor).

1. Anionii sunt descărcați la anod ( A m -; Oh-

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (procesele de oxidare).

2. Cationii sunt descărcați la catod ( Me n + , H + ), transformându-se în atomi sau molecule neutre:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (procese de recuperare).

Procese care au loc pe electrozi în timpul electrolizei soluțiilor

CATOD (-) Nu depindeți de materialul catodului; depind de poziția metalului într-o serie de tensiuni	ANOD (+) Depinde de materialul anodului și de natura anionilor.
	Anodul este insolubil (inert), adică. făcut din cărbune, grafit, platină, aur.	Anodul este solubil (activ), adică făcut dinCu, Ag, Zn, Ni, Feși alte metale (cu excepțiaPt, Au)
1. În primul rând, se refac cationii metalici, stând într-o serie de tensiuni dupăH 2 : Me n+ +nē → Me°	1. În primul rând, anionii acizilor fără oxigen sunt oxidați (cu excepțiaF - ): A m- - mē → A°	Anionii nu sunt oxidați. Atomii metalului anodic sunt oxidați: Me° - nē → Me n+ Cationii Me n + intra in solutie. Masa anodului este redusă.
2. Cationi metalici de activitate medie, care stau între eleAl și H 2 , sunt restaurate simultan cu apa: Me n+ + nē →Me° 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -	2. Anionii oxoacizilor (ASA DE 4 2- , CO 3 2- ,..) și F - nu se oxidează, moleculele se oxideazăH 2 O : 2H2O - 4ē → O2 + 4H +
3.Cationii metalelor active dinLi inainte de Al (inclusiv) nu sunt restaurate, ci moleculele sunt restaurateH 2 O : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -	3. În timpul electrolizei soluțiilor alcaline, ionii sunt oxidațiOh- : 4OH - - 4ē → O2 +2H2O
4. În timpul electrolizei soluţiilor acide se reduc cationii H+: 2H + + 2ē → H20

ELECTROliza topiturii

Exercitiul 1. Faceți o diagramă a electrolizei topiturii bromurii de sodiu. (Algoritmul 1.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
	NaBr → Na + + Br -
	K - (catod): Na +, A + (anod): Br -
	K + : Na + + 1ē → Na 0 (recuperare), A +: 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (oxidare).
	2NaBr \u003d 2Na +Br 2

Sarcina 2. Faceți o diagramă a electrolizei topiturii hidroxidului de sodiu. (Algoritmul 2.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
	NaOH → Na + + OH -
2. Arătați mișcarea ionilor către electrozii corespunzători	K - (catod): Na +, A + (anod): OH -.
3. Întocmește scheme ale proceselor de oxidare și reducere	K - : Na + + 1ē → Na 0 (recuperare), A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (oxidare).
4. Faceți o ecuație pentru electroliza unei topituri alcaline	4NaOH \u003d 4Na + 2H 2 O + O 2

Sarcina 3.Faceți o diagramă a electrolizei unei topituri de sulfat de sodiu. (Algoritmul 3.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
1. Compuneți ecuația de disociere a sării	Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
2. Arătați mișcarea ionilor către electrozii corespunzători	K - (catod): Na + A + (anod): SO 4 2-
	K -: Na + + 1ē → Na 0, A +: 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2
4. Faceți o ecuație pentru electroliza sării topite	2Na 2 SO 4 \u003d 4Na + 2SO 3 + O 2

ELECTROLIZA SOLUȚIEI

Exercitiul 1.Întocmește o schemă pentru electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu folosind electrozi inerți. (Algoritmul 1.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
1. Compuneți ecuația de disociere a sării	NaCl → Na + + Cl -
	Ionii de sodiu din soluție nu sunt restabiliți, astfel încât apa este restabilită. Ionii de clor sunt oxidați.
3. Întocmește diagrame ale proceselor de reducere și oxidare	K -: 2H2O + 2ē → H2 + 2OH - A +: 2Cl - - 2ē → Cl 2
	2NaCl + 2H 2 O \u003d H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Sarcina 2.Desenați o schemă pentru electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru ( II ) folosind electrozi inerți. (Algoritmul 2.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
1. Compuneți ecuația de disociere a sării	CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
2. Selectați ionii care vor fi descărcați la electrozi	Ionii de cupru sunt redusi la catod. La anod într-o soluție apoasă, ionii de sulfat nu sunt oxidați, deci apa este oxidată.
3. Întocmește diagrame ale proceselor de reducere și oxidare	K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A+: 2H20-4ē → O2+4H+
4. Faceți o ecuație pentru electroliza unei soluții apoase de sare	2CuSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Sarcina 3.Întocmește o schemă pentru electroliza unei soluții apoase a unei soluții apoase de hidroxid de sodiu folosind electrozi inerți. (Algoritmul 3.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
1. Faceți o ecuație pentru disocierea alcalinelor	NaOH → Na + + OH -
2. Selectați ionii care vor fi descărcați la electrozi	Ionii de sodiu nu pot fi reduceți, astfel încât apa este redusă la catod. Ionii de hidroxid sunt oxidați la anod.
3. Întocmește diagrame ale proceselor de reducere și oxidare	K -: 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2
4. Faceți o ecuație pentru electroliza unei soluții apoase de alcali	2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2 , adică electroliza unei soluții apoase de alcali se reduce la electroliza apei.

Tine minte.În electroliza acizilor care conțin oxigen (H2SO4 etc.), baze (NaOH, Ca (OH)2 etc.) , săruri ale metalelor active și acizi care conțin oxigen(K 2 SO 4 etc.) electroliza apei are loc pe electrozi: 2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2

Sarcina 4.Întocmește o schemă pentru electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint folosind un anod din argint, adică anodul este solubil. (Algoritmul 4.)

Secvențierea	Luarea de acțiuni
1. Compuneți ecuația de disociere a sării	AgNO 3 → Ag + + NO 3 -
2. Selectați ionii care vor fi descărcați la electrozi	Ionii de argint se reduc la catod, iar anodul de argint este dizolvat.
3. Întocmește diagrame ale proceselor de reducere și oxidare	K-: Ag + + 1ē→ Ag0; A+: Ag 0 - 1ē→ Ag +
4. Faceți o ecuație pentru electroliza unei soluții apoase de sare	Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + electroliza se reduce la transferul de argint de la anod la catod.

ELECTROLIZĂ

Una dintre modalitățile de obținere a metalelor este electroliza. Metalele active se găsesc în natură numai sub formă compuși chimici. Cum să izolați de acești compuși în stare liberă?

Soluțiile și topiturile electroliților conduc curentul electric. Cu toate acestea, atunci când curentul este trecut printr-o soluție de electrolit, reacții chimice. Luați în considerare ce se va întâmpla dacă două plăci metalice sunt plasate într-o soluție de electrolit sau topită, fiecare dintre acestea fiind conectată la unul dintre polii sursei de curent. Aceste plăci se numesc electrozi. Curentul electric este un flux de electroni în mișcare. Ca urmare a faptului că electronii din circuit se deplasează de la un electrod la altul, pe unul dintre electrozi apare un exces de electroni. Electronii au o sarcină negativă, astfel încât acest electrod devine încărcat negativ. Se numește catod. Pe celălalt electrod, se creează o lipsă de electroni și este încărcat pozitiv. Acest electrod se numește anod. Un electrolit dintr-o soluție sau topitură se disociază în ioni încărcați pozitiv - cationi și ioni încărcați negativ - anioni. Cationii sunt atrași de un electrod încărcat negativ - catodul. Anionii sunt atrași de un electrod încărcat pozitiv - anodul. Pe suprafața electrozilor se poate produce interacțiunea dintre ioni și electroni.

Electroliza se referă la procesele care au loc atunci când un curent electric trece prin soluții sau topituri de electroliți.

Procesele care au loc în timpul electrolizei soluțiilor și topiturii electroliților sunt destul de diferite. Să luăm în considerare ambele cazuri în detaliu.

Electroliza topiturii

Ca exemplu, luați în considerare electroliza unei topituri de clorură de sodiu. În topitură, clorura de sodiu se disociază în ioni Na+
și Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Cationii de sodiu se deplasează la suprafața unui electrod încărcat negativ - catodul. Există un exces de electroni pe suprafața catodului. Prin urmare, există un transfer de electroni de la suprafața electrodului la ionii de sodiu. În același timp, ioni Na+ sunt transformați în atomi de sodiu, adică cationii sunt redusi Na+ . Ecuația procesului:

Na + + e - = Na

Ioni de clorură Cl - treceți la suprafața unui electrod încărcat pozitiv - anodul. Se creează o lipsă de electroni pe suprafața anodului, iar electronii sunt transferați din anioni Cl- la suprafața electrodului. În același timp, ioni încărcați negativ Cl- sunt transformați în atomi de clor, care se combină imediat pentru a forma molecule de clor C l2:

2C l - -2e - \u003d Cl 2

Ionii de clorură pierd electroni, adică sunt oxidați.

Să scriem împreună ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - \u003d Cl 2

Un electron este implicat în procesul de reducere a cationilor de sodiu, iar 2 electroni sunt implicați în procesul de oxidare a ionilor de clor. Totuși, trebuie respectată legea conservării sarcinii electrice, adică sarcina totală a tuturor particulelor din soluție trebuie să fie constantă.De aceea, numărul de electroni implicați în reducerea cationilor de sodiu trebuie să fie egal cu numărul de electroni. implicat în oxidarea ionilor de clorură. Prin urmare, înmulțim prima ecuație cu 2:

Na ++ e - \u003d Na 2

2C l - -2e - \u003d Cl 2 1

Adunăm ambele ecuații și obținem ecuația generală pentru reacție.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuația reacției ionice), sau

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuația reacției moleculare)

Deci, în exemplul considerat, vedem că electroliza este o reacție redox. La catod, reducerea ionilor încărcați pozitiv - cationi, la anod - oxidarea ionilor încărcați negativ - anioni. Pentru a vă aminti ce proces are loc unde, puteți utiliza „regula T”:

catod - cation - reducere.

Exemplul 2Electroliza topiturii de hidroxid de sodiu.

Hidroxidul de sodiu în soluție se disociază în cationi și ioni de hidroxid.

catod (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Pe suprafața catodului, cationii de sodiu sunt redusi și se formează atomi de sodiu:

catod (-) Na + +e à Na

Ionii de hidroxid sunt oxidați pe suprafața anodului, în timp ce oxigenul este eliberat și se formează molecule de apă:

catod (-) Na + + e à Na

anod (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Numărul de electroni implicați în reducerea cationilor de sodiu și în oxidarea ionilor de hidroxid ar trebui să fie același. Deci, să înmulțim prima ecuație cu 4:

catod (-) Na + + e à Na 4

anod (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Adunând ambele ecuații, obținem ecuația pentru reacția de electroliză:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Exemplul 3Luați în considerare electroliza topiturii Al2O3

Folosind această reacție, aluminiul este obținut din bauxită, un compus natural care conține mult oxid de aluminiu. Punctul de topire al oxidului de aluminiu este foarte mare (mai mult de 2000 ° C), așa că i se adaugă aditivi speciali, scăzând punctul de topire la 800-900 ° C. În topitură, oxidul de aluminiu se disociază în ioni Al3+ şi O2-. H cationii sunt redusi la catod Al 3+ , transformându-se în atomi de aluminiu:

Al +3 e a Al

Anionii sunt oxidați la anod O 2- transformându-se în atomi de oxigen. Atomii de oxigen se combină imediat în molecule de O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Numărul de electroni implicați în reducerea cationilor de aluminiu și în oxidarea ionilor de oxigen trebuie să fie egal, așa că înmulțim prima ecuație cu 4, iar a doua cu 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Să adăugăm ambele ecuații și să obținem

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (ecuația reacției ionice)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Electroliza soluției

Când trece un curent electric soluție de apă electrolit, problema este complicată de faptul că în soluție sunt prezente molecule de apă, care pot interacționa și cu electronii. Amintiți-vă că într-o moleculă de apă, atomii de hidrogen și oxigen sunt legați printr-o legătură covalentă polară. Electronegativitatea oxigenului este mai mare decât electronegativitatea hidrogenului, astfel încât perechile de electroni partajate sunt deplasate către atomul de oxigen. Pe atomul de oxigen apare o sarcină negativă parțială, se notează δ-, iar pe atomii de hidrogen are o sarcină pozitivă parțială, se notează δ+.

δ+

H-O δ-

│

H 5+

Datorită acestei deplasări a sarcinilor, molecula de apă are „poli” pozitivi și negativi. Prin urmare, moleculele de apă pot fi atrase de un pol încărcat pozitiv la un electrod încărcat negativ - catod și de un pol negativ - la un electrod încărcat pozitiv - anod. Reducerea moleculelor de apă poate avea loc la catod, iar hidrogenul este eliberat:

Oxidarea moleculelor de apă poate avea loc la anod cu eliberarea de oxigen:

2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

Prin urmare, fie cationii electroliți, fie moleculele de apă pot fi reduse la catod. Aceste două procese par să concureze între ele. Procesul care are loc de fapt la catod depinde de natura metalului. Dacă cationii metalici sau moleculele de apă vor fi reduse la catod depinde de poziția metalului în serie de tensiuni metalice .

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Dacă metalul se află în seria de tensiune la dreapta hidrogenului, cationii metalici sunt redusi la catod și metalul liber este eliberat. Dacă metalul se află în seria de tensiune la stânga aluminiului, moleculele de apă sunt reduse la catod și hidrogenul este eliberat. În cele din urmă, în cazul cationilor metalici de la zinc la plumb, poate avea loc fie degajare de metal, fie degajare de hidrogen, iar uneori atât hidrogenul, cât și metalul sunt dezvoltate simultan. În general, acesta este un caz destul de complicat, depinde mult de condițiile de reacție: concentrația soluției, curent electric si altii.

Unul dintre cele două procese poate avea loc și la anod - fie oxidarea anionilor electroliți, fie oxidarea moleculelor de apă. Procesul care are loc de fapt depinde de natura anionului. În timpul electrolizei sărurilor acizilor anoxici sau a acizilor înșiși, anionii sunt oxidați la anod. Singura excepție este ionul de fluor F- . În cazul acizilor care conțin oxigen, moleculele de apă sunt oxidate la anod și oxigenul este eliberat.

Exemplul 1Să ne uităm la electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu.

Într-o soluție apoasă de clorură de sodiu vor exista cationi de sodiu Na + , anioni de clor Cl - și molecule de apă.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

catod (-)2Na+; 2H+; 2Н + + 2е а Н 0 2

anod (+) 2CI -; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0

2NaCl + 2H2O à H2 + CI2 + 2NaOH

Chimic activitate anioni cu greu scade.

Exemplul 2Dacă sarea conține SO 4 2- ? Luați în considerare electroliza unei soluții de sulfat de nichel ( II ). sulfat de nichel ( II ) se disociază în ioni Ni2+ și SO42-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H2O à H + + OH -

Cationii de nichel sunt între ionii metalici Al3+ şi Pb2+ , ocupând o poziție de mijloc în seria de tensiune, procesul de recuperare la catod are loc conform ambelor scheme:

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

Anionii acizilor care conțin oxigen nu sunt oxidați la anod ( serie de activitate anionică ), moleculele de apă sunt oxidate:

anod e à O 2 + 4H +

Să scriem împreună ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod:

catod (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2е а Ni 0

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

anod (+) S042-; OH-;2H20-4 e à O2 + 4H +

În procesele de reducere sunt implicați 4 electroni, iar în procesul de oxidare sunt implicați și 4 electroni. Punând împreună aceste ecuații, obținem ecuația generală a reacției:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

În partea dreaptă a ecuației, există simultan ioni H + și Oh- , care se combină pentru a forma molecule de apă:

H++ OH - à H2O

Prin urmare, în partea dreaptă a ecuației, în loc de 4 ioni H + și 2 ioni Oh- scriem 2 molecule de apă și 2 ioni H +:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Să reducem două molecule de apă de ambele părți ale ecuației:

Ni 2+ + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Aceasta este o scurtă ecuație ionică. Pentru a obține ecuația ionică completă, trebuie să adăugați la ambele părți ale ionului sulfat SO 4 2- , format în timpul disocierii sulfatului de nichel ( II ) și nu participă la reacție:

Ni2+ + SO42- + 2H2O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Astfel, în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de nichel ( II ) hidrogenul și nichelul sunt eliberate la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Exemplul 3 Scrieți ecuațiile proceselor care au loc în timpul electrolizei unei soluții apoase de sulfat de sodiu cu un anod inert.

Potențialul electrod standard al sistemului Na + + e = Na 0 este mult mai negativ decât potențialul electrodului de apă într-un mediu apos neutru (-0,41 V). Prin urmare, reducerea electrochimică a apei va avea loc pe catod, însoțită de degajare de hidrogen

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

și ionii de Na + venirea la catod se va acumula în partea adiacentă a soluției (spațiul catodic).

La anod se va produce oxidarea electrochimică a apei, ducând la eliberarea de oxigen.

2H2O-4e à O2 + 4H+

deoarece corespunzător acestui sistem potenţial standard al electrodului (1,23 V) este semnificativ mai mic decât potențialul standard al electrodului (2,01 V) care caracterizează sistemul

2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.

Ioni SO 4 2- deplasarea spre anod în timpul electrolizei se va acumula în spațiul anodic.

Înmulțind ecuația procesului catodic cu două și adăugând-o la ecuația procesului anodic, obținem ecuație rezumativă proces de electroliză:

6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Ținând cont de faptul că ionii se acumulează simultan în spațiul catodic și ionii în spațiul anodic, ecuația generală a procesului poate fi scrisă în următoarea formă:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Astfel, concomitent cu eliberarea de hidrogen și oxigen, se formează hidroxid de sodiu (în spațiul catodic) și acid sulfuric (în spațiul anodic).

Exemplul 4Electroliza soluției de sulfat de cupru ( II) CuSO4.

catod (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

catod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anod (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Ionii H + rămân în soluție și SO 4 2- , deoarece se acumulează acid sulfuric.

2CuSO 4 + 2H 2 O à 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Exemplul 5 Electroliza soluției de clorură de cupru ( II) CuCl2.

catod (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

catod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anod (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Ambele ecuații implică doi electroni.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ecuația ionică)

CuCl2 à Cu + Cl2 (ecuația moleculară)

Exemplul 6 Electroliza soluției de azotat de argint AgNO3.

catod (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

catod (-) Ag + + e à Ag 0

anod (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +

Ag ++ e à Ag 0 4

2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag ++ 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (ecuația ionică)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NU 3 - (ecuația ionică completă)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (ecuația moleculară)

Exemplul 7 Electroliza soluției de acid clorhidricacid clorhidric.

catod (-)<-- H + + Cl - à anod (+)

catod (-) 2H + + 2 eà H 2

anod (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ecuația ionică)

2 acid clorhidricà H 2 + Cl 2 (ecuația moleculară)

Exemplul 8 Electroliza soluției de acid sulfuricH 2 ASA DE 4 .

Catod (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anod (+)

catod (-)2H+ + 2eà H2

anod(+) 2H20-4eà O2+4H+

2H+ + 2eà H22

2H2O-4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ + O2

2H2Oà 2H2+O2

Exemplu 9. Electroliza soluției de hidroxid de potasiuKOH.

catod (-)<-- K + + Oh - à anod (+)

Cationii de potasiu nu vor fi reduceți la catod, deoarece potasiul se află în seria de tensiune a metalelor din stânga aluminiului, în schimb moleculele de apă vor fi reduse:

2H2O + 2eà H2+2OH-4OH--4eà 2H2O +O2

catod(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anod(+) 4OH--4eà 2H2O + O21

4H2O + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H2O + O2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Exemplul 10 Electroliza soluției de azotat de potasiuKNO 3 .

Catod (-) <-- K + + NO 3 - à anod (+)

2H2O + 2eà H2+2OH-2H20-4eà O2+4H+

catod(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anod(+) 2H20-4eà O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2

2H2Oà 2H2+O2

Când un curent electric este trecut prin soluții de acizi care conțin oxigen, alcalii și săruri ale acizilor care conțin oxigen cu metale care se află în seria de tensiune a metalelor, în stânga aluminiului, are loc practic electroliza apei. În acest caz, hidrogenul este eliberat la catod, iar oxigenul la anod.

Concluzii. La determinarea produselor de electroliză a soluțiilor apoase de electroliți, în cele mai simple cazuri, ne putem ghida după următoarele considerații:

1. Ioni metalici cu o valoare algebrică mică a potențialului standard - de laLi + inainte deAl 3+ inclusiv - au o tendință foarte slabă de a reatașa electronii, cedând în acest sens ionilorH + (cm. Seria de activitate cationică). În electroliza soluțiilor apoase de compuși care conțin acești cationi, funcția unui agent oxidant pe catod este îndeplinită de ioni.H + , în timp ce se restaurează conform schemei:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Cationi metalici cu valori pozitive ale potențialelor standard (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ etc.) au o tendință mai mare de a atașa electroni decât ionii. În timpul electrolizei soluțiilor apoase ale sărurilor lor, acești cationi emit funcția de agent oxidant pe catod, în timp ce se reduc la un metal conform schemei, de exemplu:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. În timpul electrolizei soluţiilor apoase de săruri metaliceZn, Fe, CD, Niiar altele, ocupând o poziţie de mijloc între grupurile enumerate din seria de tensiune, procesul de reducere la catod are loc conform ambelor scheme. Masa metalului eliberat nu corespunde în aceste cazuri cantității de curent electric care curge, din care o parte este cheltuită pentru formarea hidrogenului.

4. În soluții apoase de electroliți, anioni monoatomici (Cl - , Br - , J - ), anioni care conțin oxigen (NU 3 - , ASA DE 4 2- , PO 4 3- și altele), precum și ionii hidroxil ai apei. Dintre aceștia, ionii de halogenură au proprietăți reducătoare mai puternice, cu excepțiaF. ioniiOhocupă o poziţie intermediară între ele şi anionii poliatomici. Prin urmare, în timpul electrolizei soluțiilor apoaseacid clorhidric, HBr, HJsau sărurile lor de pe anod, ionii de halogenură sunt oxidați conform schemei:

2 X - -2 eà X 2 0

În timpul electrolizei soluțiilor apoase de sulfați, nitrați, fosfați etc. funcția agentului reducător este îndeplinită de ioni, în timp ce este oxidat conform schemei:

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Sarcini.

Z A dacha 1. În timpul electrolizei unei soluții de sulfat de cupru, la catod au fost eliberate 48 g de cupru. Aflați volumul de gaz eliberat la anod și masa acidului sulfuric format în soluție.

Sulfatul de cupru în soluție nu disociază niciunul dintre ioniC 2+ șiS0 4 2 ".

CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 "

Să notăm ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod. Cationii de Cu sunt redusi la catod, electroliza apei are loc la anod:

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

2H20-4e- = 4H + + 02 |1

Ecuația generală a electrolizei:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (ecuație ionică scurtă)

Adăugați la ambele părți ale ecuației câte 2 ioni de sulfat, care se formează în timpul disocierii sulfatului de cupru, obținem ecuația ionică completă:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2

Gazul eliberat la anod este oxigen. În soluție se formează acid sulfuric.

Masa molară a cuprului este de 64 g / mol, calculăm cantitatea de substanță de cupru:

Conform ecuației reacției, atunci când din anod se eliberează 2 moli de cupru, se eliberează 1 mol de oxigen. La catod s-au eliberat 0,75 moli de cupru, lasati sa fie eliberati x moli de oxigen la anod. Să facem o proporție:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375mol

0,375 moli de oxigen au fost eliberați la anod,

v(O2) = 0,375 mol.

Calculați volumul de oxigen eliberat:

V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0,375 mol" 22,4 l / mol \u003d 8,4 l

Conform ecuației reacției, atunci când la catod se eliberează 2 moli de cupru, în soluție se formează 2 moli de acid sulfuric, ceea ce înseamnă că dacă se eliberează 0,75 moli de cupru la catod, atunci se formează 0,75 moli de acid sulfuric. în soluție, v (H2SO4) = 0,75 mol. Calculați masa molară a acidului sulfuric:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Calculați masa acidului sulfuric:

m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d \u003d 0,75 mol \u003d 98 g / mol \u003d 73,5 g.

Răspuns: La anod s-au eliberat 8,4 litri de oxigen; În soluție s-au format 73,5 g de acid sulfuric

Sarcina 2. Aflați volumul de gaze eliberate la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase care conține 111,75 g de clorură de potasiu. Ce substanță se formează în soluție? Găsiți-i masa.

Clorura de potasiu în soluție se disociază în ioni K+ și Cl:

2KS1 \u003d K ++ Cl

Ionii de potasiu nu sunt redusi la catod; in schimb, moleculele de apa sunt reduse. Ionii de clorură sunt oxidați la anod și clorul este eliberat:

2H2O + 2e"= H2 + 20H-|1

2SG-2e "= C12|1

Ecuația generală a electrolizei:

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuație ionică scurtă) Soluția conține, de asemenea, ioni K +, care s-au format în timpul disocierii clorurii de potasiu și nu participă la reacție:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Să rescriem ecuația în formă moleculară:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH

Hidrogenul este eliberat la catod, clorul este eliberat la anod și hidroxidul de potasiu se formează în soluție.

Soluția conținea 111,75 g clorură de potasiu.

Calculați masa molară a clorurii de potasiu:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Calculați cantitatea de substanță clorură de potasiu:

Conform ecuației reacției, electroliza a 2 moli de clorură de potasiu eliberează 1 mol de clor. Lasă electroliza a 1,5 moli de clorură de potasiu să elibereze x mol de clor. Să facem o proporție:

2/1=1,5/x, x=1,5/2=0,75 mol

Se vor elibera 0,75 moli de clor, v (C! 2) \u003d 0,75 moli. Conform ecuației reacției, atunci când 1 mol de clor este eliberat la anod, 1 mol de hidrogen este eliberat la catod. Prin urmare, dacă se eliberează 0,75 moli de clor la anod, atunci se eliberează 0,75 moli de hidrogen la catod, v(H2) = 0,75 moli.

Să calculăm volumul de clor eliberat la anod:

V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.

Volumul de hidrogen este egal cu volumul de clor:

Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.

Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 2 moli de clorură de potasiu se formează 2 moli de hidroxid de potasiu, ceea ce înseamnă că în timpul electrolizei a 0,75 moli de clorură de potasiu se formează 0,75 moli de hidroxid de potasiu. Calculați masa molară a hidroxidului de potasiu:

M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.

Calculați masa hidroxidului de potasiu:

m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.

Răspuns: 16,8 litri de hidrogen au fost eliberați la catod, 16,8 litri de clor au fost eliberați la anod și 42 g de hidroxid de potasiu s-au format în soluție.

Sarcina 3. În timpul electrolizei unei soluții de 19 g clorură de metal bivalent la anod, s-au eliberat 8,96 litri de clor. Determinați ce clorură de metal a fost supusă electrolizei. Calculați volumul de hidrogen eliberat la catod.

Notăm metalul necunoscut M, formula clorurii sale este MC12. La anod, ionii de clorură sunt oxidați și clorul este eliberat. Condiția spune că hidrogenul este eliberat la catod, prin urmare, moleculele de apă sunt reduse:

2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1

2CI -2e "= C12! 1

Ecuația generală a electrolizei:

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuație ionică scurtă)

Soluția conține și ioni M2+, care nu se modifică în timpul reacției. Scriem ecuația completă a reacției ionice:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Să rescriem ecuația reacției în formă moleculară:

MS12 + 2H20 - H2 + M(OH)2 + C12

Aflați cantitatea de clor eliberată la anod:

Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 1 mol de clorură a unui metal necunoscut, se eliberează 1 mol de clor. Dacă s-au eliberat 0,4 moli de clor, atunci 0,4 moli de clorură de metal au fost supuși electrolizei. Calculați masa molară a clorurii metalice:

Masa molară a clorurii unui metal necunoscut este de 95 g/mol. Există 35,5"2 = 71 g/mol per doi atomi de clor. Prin urmare, masa molară a metalului este 95-71 = 24 g/mol. Magneziul corespunde acestei mase molare.

Conform ecuației reacției, pentru 1 mol de clor eliberat la anod, există 1 mol de hidrogen eliberat la catod. În cazul nostru, 0,4 moli de clor au fost eliberați la anod, ceea ce înseamnă că s-au eliberat 0,4 moli de hidrogen la catod. Calculați volumul de hidrogen:

V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.

Răspuns: supus unei soluții de electroliză de clorură de magneziu; La catod s-au eliberat 8,96 litri de hidrogen.

*Problema 4. În timpul electrolizei a 200 g dintr-o soluție de sulfat de potasiu cu o concentrație de 15%, la anod s-au eliberat 14,56 litri de oxigen. Calculați concentrația soluției la sfârșitul electrolizei.

Într-o soluție de sulfat de potasiu, moleculele de apă reacționează atât la catod, cât și la anod:

2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2

2H2O - 4e "= 4H+ + O2! 1

Să punem ambele ecuații împreună:

6H2O \u003d 2H2 + 4OH "+ 4H + + O2 sau

6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2 sau

2H2O = 2H2 + 02

De fapt, în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de potasiu, are loc electroliza apei.

Concentrația unei substanțe dizolvate într-o soluție este determinată de formula:

C=m(solut) 100% / m(soluție)

Pentru a afla concentrația soluției de sulfat de potasiu la sfârșitul electrolizei, este necesar să se cunoască masa sulfatului de potasiu și masa soluției. Masa de sulfat de potasiu nu se modifică în timpul reacției. Calculați masa sulfatului de potasiu din soluția inițială. Să notăm concentrația soluției inițiale ca C

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(soluție) = 0,15 200 g = 30 g.

Masa soluției se modifică în timpul electrolizei, deoarece o parte din apă este transformată în hidrogen și oxigen. Calculați cantitatea de oxigen eliberată:

(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol

Conform ecuației reacției, din 2 moli de apă se formează 1 mol de oxigen. Să se elibereze 0,65 moli de oxigen în timpul descompunerii a x mol de apă. Să facem o proporție:

1,3 mol de apă descompuse, v(H2O) = 1,3 mol.

Calculați masa molară a apei:

M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.

Calculați masa apei descompuse:

m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.

Masa soluției de sulfat de potasiu a scăzut cu 23,4 g și a devenit egală cu 200-23,4 = 176,6 g. Să calculăm acum concentrația soluției de sulfat de potasiu la sfârșitul electrolizei:

С2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(soluție)=30g 100% / 176,6g=17%

Răspuns: concentrația soluției la sfârșitul electrolizei este de 17%.

* 3 problema 5. 188,3 g dintr-un amestec de cloruri de sodiu și potasiu au fost dizolvate în apă și a fost trecut un curent electric prin soluția rezultată. În timpul electrolizei, la catod au fost eliberați 33,6 litri de hidrogen. Calculați compoziția amestecului în procente din greutate.

După dizolvarea unui amestec de cloruri de potasiu și sodiu în apă, soluția conține ioni K+, Na+ și Cl-. Nici ionii de potasiu, nici ionii de sodiu nu se reduc la catod, moleculele de apă sunt reduse. Ionii de clorură sunt oxidați la anod și clorul este eliberat:

Să rescriem ecuațiile în formă moleculară:

2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH

2NaCI + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Să notăm cantitatea de substanță clorură de potasiu conținută în amestec, x mol, și cantitatea de substanță clorură de sodiu, y mol. Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 2 moli de clorură de sodiu sau de potasiu, se eliberează 1 mol de hidrogen. Prin urmare, în timpul electrolizei x mol de clorură de potasiu, se formează x / 2 sau 0,5x mol de hidrogen, iar în timpul electrolizei, y mol de clorură de sodiu este 0,5y mol de hidrogen. Aflați cantitatea de substanță hidrogen eliberată în timpul electrolizei amestecului:

Să facem ecuația: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5

Calculați masele molare ale clorurilor de potasiu și de sodiu:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol

Masa x mol de clorură de potasiu este:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.

Masa unui mol de clorură de sodiu este:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.

Masa amestecului este de 188,3 g, facem a doua ecuație:

74,5x + 58,5y = 188,3

Deci, rezolvăm un sistem de două ecuații cu două necunoscute:

0,5(x + y)= 1,5

74,5x + 58,5y = 188,3g

Din prima ecuație, exprimăm x:

x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,

x = 3-y

Înlocuind această valoare a lui x în a doua ecuație, obținem:

74,5-(3-y) + 58,5y = 188,3

223,5-74,5y + 58,5y = 188,3

-16y = -35,2

y \u003d 2,2 100% / 188,3g \u003d 31,65%

Calculați fracția de masă a clorurii de sodiu:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%

Răspuns: amestecul conține 31,65% clorură de potasiu și 68,35% clorură de sodiu.

Electroliza este un proces prin care energia electrică este transformată în energie chimică. Acest proces are loc pe electrozi sub influența curentului continuu. Care sunt produsele electrolizei topiturii și soluțiilor și ce este inclus în conceptul de „electroliză”.

Electroliza sărurilor topite

Electroliza este o reacție redox care are loc pe electrozi atunci când un curent electric direct trece printr-o soluție de electrolit sau o topitură.

Orez. 1. Conceptul de electroliză.

Mișcarea haotică a ionilor sub acțiunea curentului devine ordonată. Anionii se deplasează la electrodul pozitiv (anod) și sunt oxidați pe acesta, renunțând la electroni. Cationii se deplasează spre polul negativ (catod) și se reduc acolo, acceptând electroni.

Electrozii pot fi inerți (metal de platină sau aur, sau nemetalici de carbon sau grafit) sau activi. Anodul în acest caz este dizolvat în procesul de electroliză (anod solubil). Este fabricat din metale precum crom, nichel, zinc, argint, cupru etc.

În timpul electrolizei sărurilor topite, alcaline, oxizi, cationi metalici sunt descărcați la catod cu formarea substanțe simple. Electroliza topiturii este o metodă industrială de obținere a metalelor precum sodiu, potasiu, calciu (electroliza sărurilor topite) și aluminiu (electroliza topiturii de oxid de aluminiu Al 2 O 3 în criolitul Na 3 AlF 6 utilizat pentru a facilita transferul oxidului în topitură). ). De exemplu, schema de electroliză a unei topituri de sare comună NaCl are loc după cum urmează:

NaCl Na + + Cl -

Catod(-)(Na+):Na++ e= Na 0

Anod(-) (Cl-): Cl- - e\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2

Rezumat proces:

2Na+ +2Cl- = electroliza 2Na + 2Cl 2

2NaCl \u003d electroliza 2Na + Cl 2

Concomitent cu producerea de metal alcalin de sodiu, clorul este obținut prin electroliza sării.

Electroliza soluțiilor sărate

Dacă soluțiile de sare sunt supuse electrolizei, atunci, împreună cu ionii formați în timpul disocierii sării, apa poate fi, de asemenea, oxidată sau redusă pe electrozi.

Există o anumită secvență de descărcare de ioni la electrozi în soluții apoase.

1. Cu cât este mai mare potențialul electrodului standard al metalului, cu atât este mai ușor de recuperat. Cu alte cuvinte, cu cât un metal este mai la dreapta în seria electrochimică de tensiuni, cu atât va fi mai ușor ca ionii săi să fie redusi la catod. În timpul electrolizei soluțiilor de săruri metalice de la litiu la aluminiu inclusiv, moleculele de apă sunt întotdeauna reduse pe catod:

2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH-

Dacă soluțiile de săruri metalice sunt supuse electrolizei, începând de la cupru și în dreapta cuprului, la catod se reduc doar cationii metalici. În timpul electrolizei sărurilor metalice de la mangan MN la plumb Pb, se pot reduce atât cationii metalici, cât și, în unele cazuri, apa.

2. Anionii reziduurilor acide (cu excepția F-) sunt oxidați la anod. Dacă sărurile acizilor care conțin oxigen sunt supuse electrolizei, atunci anionii reziduurilor acide rămân în soluție, apa este oxidată:

2H 2 O-4e \u003d O 2 + 4H +

3. Dacă anodul este solubil, atunci anodul însuși este oxidat și dizolvat:

Exemplu: electroliza unei soluții apoase de sulfat de sodiu Na 2 SO 4 :

Care curge sub acțiunea unui curent electric asupra electrozilor scufundați într-o soluție sau electrolit topit.

Există două tipuri de electrozi.

Anod oxidare.

Catod este electrodul la care recuperare. Anionii tind spre anod deoarece are o sarcină pozitivă. Cationii tind spre catod, deoarece este încărcat negativ și, conform legilor fizicii, sarcinile opuse se atrag. În orice proces electrochimic, ambii electrozi sunt prezenți. Dispozitivul în care se efectuează electroliza se numește electrolizor. Orez. unu.

Caracteristicile cantitative ale electrolizei sunt exprimate prin două legi Faraday:

1) Masa substanței eliberate pe electrod este direct proporțională cu cantitatea de electricitate care a trecut prin electrolit.

2) În timpul electrolizei diverșilor compuși chimici, aceleași cantități de electricitate emit pe electrozi mase de substanțe, proporționale cu echivalenții lor electrochimici.

Aceste două legi pot fi combinate într-o singură ecuație:

Unde m este masa substanței eliberate, g;

n este numărul de electroni transferați în procesul electrodului;

F este numărul Faraday ( F=96485 C/mol)

eu– puterea curentului, A;

t– timp, s;

M este masa molară a substanței eliberate, g/mol.

Cu electroliza solutii apoase procesele electrozilor sunt complicate din cauza competiției ionilor (moleculele de apă pot participa și la electroliză). Recuperarea la catod se datorează poziției metalului într-o serie de potențiale standard ale electrodului.

Cationii metalici, care au un potențial de electrod standard mai mare decât cel al hidrogenului (de la Cu2+ la Au3+), sunt aproape complet reduse la catod în timpul electrolizei. Me n+ + nē →Me Cationii metalici cu un potențial standard scăzut de electrod (Li2+ până la Al3+ inclusiv) nu sunt reduse la catod, dar moleculele de apă sunt reduse în schimb. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Cationii metalici care au un potențial de electrod standard mai mic decât cel al hidrogenului, dar mai mare decât cel al aluminiului (de la Mn2+ la H), se reduc concomitent cu moleculele de apă în timpul electrolizei la catod. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- În prezența mai multor cationi în soluție, cationii celui mai puțin activ metal se reduc în primul rând pe catod.

Exemplu sulfat de sodiu (Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

catod: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

anod: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH--4H+→ 4H2O

prin electroliză se topește se obţin multe metale reactive. În timpul disocierii topiturii de sulfat de sodiu, se formează ioni de sodiu și ioni de sulfat.

Na2SO4 → 2Na+ + SO42−

- se eliberează sodiu la catod:

Na+ + 1e− → Na

– oxigenul și oxidul de sulf (VI) sunt eliberați la anod:

2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2

- ecuația ionică totală a reacției (ecuația procesului catodic a fost înmulțită cu 4)

4 Na+ + 2SO42− → 4 Na 0 + 2SO3 + O2

- reactie totala:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SO3 + O2

Electroliza sărurilor topite

Pentru a obține metale foarte active (sodiu, aluminiu, magneziu, calciu etc.), care interacționează ușor cu apa, se utilizează electroliza sărurilor sau oxizilor topiți:

1. Electroliza topiturii clorurii de cupru (II).

Procesele cu electrozi pot fi exprimate ca semireacții:

la catodul K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - reducere catodica

la anodul A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - oxidare anodică

Reacția globală de descompunere electrochimică a unei substanțe este suma a două semireacții de electrozi, iar pentru clorura de cupru este exprimată prin ecuația:

Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2

În timpul electrolizei alcalinelor și sărurilor oxoacizilor, oxigenul este eliberat la anod:

4OH - - 4e \u003d 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Electroliza topiturii clorurii de potasiu:

Electroliza soluției

Combinația de reacții redox care apar pe electrozi în soluții de electroliți sau se topește atunci când trece un curent electric prin aceștia se numește electroliză.

Pe catodul „-” al sursei de curent are loc procesul de transfer de electroni la cationi dintr-o soluție sau topitură, prin urmare catodul este un „agent reducător”.

La anodul „+”, electronii sunt eliberați de anioni, deci anodul este un „agent oxidant”.

În timpul electrolizei, procesele concurente pot avea loc atât la anod, cât și la catod.

Când electroliza este efectuată folosind un anod inert (neconsumabil) (de exemplu, grafit sau platină), de regulă, două procese oxidative și două procese de reducere concurează:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor de hidroxid,
la catod - reducerea cationilor si ionilor de hidrogen.

Când electroliza este efectuată folosind un anod activ (consumabil), procesul devine mai complicat și reacțiile concurente pe electrozi sunt:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor hidroxid, dizolvarea anodică a metalului - materialul anodului;
la catod - reducerea cationului de sare si a ionilor de hidrogen, reducerea cationilor metalici obtinuti prin dizolvarea anodului.

Atunci când alegeți cel mai probabil proces la anod și catod, trebuie să mergeți din poziția în care va avea loc reacția care necesită cel mai mic consum de energie. În plus, pentru a selecta cel mai probabil proces la anod și catod în timpul electrolizei soluțiilor de sare cu un electrod inert, se folosesc următoarele reguli:

1. Următoarele produse se pot forma la anod:

a) în timpul electrolizei soluțiilor care conțin anioni SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, precum și soluțiilor alcaline de pe anod, apa se oxidează și se eliberează oxigen;

A + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

b) în timpul oxidării anionilor Cl - , Br - , I - clor, brom, respectiv iod se eliberează;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Următoarele produse se pot forma pe catod:

a) in timpul electrolizei solutiilor sarate ce contin ioni situati intr-o serie de tensiuni la stanga lui Al 3+ se reduce apa la catod si se elibereaza hidrogen;

K - 2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

b) dacă ionul metalic este situat în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, atunci metalul este eliberat la catod.

K - Me n ++ ne - \u003d Eu 0

c) în timpul electrolizei soluțiilor sărate care conțin ioni situati într-o serie de tensiuni între Al + și H + , la catod pot avea loc procese concurente atât de reducere a cationilor, cât și de degajare a hidrogenului.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint pe electrozi inerți

Disocierea azotatului de argint:

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

În timpul electrolizei unei soluții apoase de AgNO3, ionii Ag + sunt redusi la catod, iar moleculele de apă sunt oxidate la anod:

Catod: Ag + + e = A g

Anod: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2

Ecuație rezumată:________________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O \u003d 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Realizaţi scheme pentru electroliza soluţiilor apoase: a) sulfat de cupru; b) clorură de magneziu; c) sulfat de potasiu.

În toate cazurile, electroliza se realizează folosind electrozi de carbon.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru pe electrozi inerți

Disocierea clorurii de cupru:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

Soluția conține ioni de Cu 2+ și 2Cl - care, sub acțiunea unui curent electric, sunt direcționați către electrozii corespunzători:

Catod - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anod + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

Cuprul metalic este eliberat la catod, iar clorul gazos este eliberat la anod.

Dacă, în exemplul considerat al electrolizei unei soluții de CuCl 2, o placă de cupru este luată ca anod, atunci cuprul este eliberat la catod și la anod, unde au loc procesele de oxidare, în loc să descarce ionii Cl 0 și să elibereze clor, anodul (cuprul) este oxidat.

În acest caz, anodul în sine se dizolvă, iar sub formă de ioni de Cu 2+ intră în soluție.

Electroliza CuCl 2 cu un anod solubil poate fi scrisă după cum urmează:

Electroliza soluțiilor de sare cu un anod solubil se reduce la oxidarea materialului anodic (dizolvarea acestuia) și este însoțită de transferul de metal de la anod la catod. Această proprietate este utilizată pe scară largă în rafinarea (purificarea) metalelor din contaminare.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de magneziu pe electrozi inerți

Disociarea clorurii de magneziu în soluție apoasă:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Ionii de magneziu nu pot fi reduși într-o soluție apoasă (se reduce apa), ionii de clorură sunt oxidați.

Schema electroliza:

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru pe electrozi inerți

În soluție, sulfatul de cupru se disociază în ioni:

CuSO 4 \u003d Cu 2+ + SO 4 2-

Ionii de cupru pot fi reduși la catod într-o soluție apoasă.

Ionii de sulfat într-o soluție apoasă nu sunt oxidați, astfel încât apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

Electroliza unei soluții apoase dintr-o sare de metal activ și un acid care conține oxigen (K 2 SO 4) pe electrozi inerți

Exemplu: disocierea sulfatului de potasiu în soluție apoasă:

K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 2-

Ionii de potasiu și ionii de sulfat nu pot fi descărcați la electrozi într-o soluție apoasă, prin urmare, va avea loc reducerea la catod, iar apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

sau, având în vedere că 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (efectuat cu agitare),

H2O2H2 + O2

Dacă trece un curent electric printr-o soluție apoasă dintr-o sare metalică activă și un acid care conține oxigen, atunci nici cationii metalici și nici ionii reziduului acid nu sunt descărcați.

Hidrogenul este eliberat la catod, iar oxigenul este eliberat la anod, iar electroliza este redusă la descompunerea electrolitică a apei.

Electroliza topiturii de hidroxid de sodiu

Electroliza apei se efectuează întotdeauna în prezența unui electrolit inert (pentru a crește conductivitatea electrică a unui electrolit foarte slab - apă):

legea lui Faraday

Dependența cantității de substanță formată sub acțiunea unui curent electric de timp, puterea curentului și natura electrolitului poate fi stabilită pe baza legii generalizate a lui Faraday:

unde m este masa substanței formate în timpul electrolizei (g);

E - masa echivalentă a unei substanțe (g/mol);

M este masa molară a substanței (g/mol);

n este numărul de electroni dați sau primiți;

I - puterea curentului (A); t este durata procesului (e);

F - Constanta lui Faraday care caracterizează cantitatea de electricitate necesară pentru a elibera 1 masă echivalentă a unei substanțe (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hidroliza compușilor anorganici

Interacțiunea ionilor de sare cu apa, care duce la formarea de molecule electrolitice slabe, se numește hidroliză de sare.

Dacă considerăm o sare ca un produs al neutralizării bazei cu un acid, atunci sărurile pot fi împărțite în patru grupe, pentru fiecare dintre ele hidroliza se va desfășura în felul său.

1. O sare formată dintr-o bază tare și un acid puternic KBr, NaCl, NaNO 3) nu va suferi hidroliză, deoarece în acest caz nu se formează un electrolit slab. Reacția mediului rămâne neutră.

2. Într-o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), cationul suferă hidroliză:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

Ca urmare a hidrolizei, se formează un electrolit slab, ion H + și alți ioni. pH-ul soluției< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. O sare formată dintr-o bază tare și un acid slab (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa) suferă hidroliză anionică, rezultând formarea unui electrolit slab, ion hidroxid și alți ioni.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -

pH-ul unor astfel de soluții este > 7 (soluția capătă o reacție alcalină).

4. O sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) este hidrolizată atât de cation, cât și de anion. Ca rezultat, se formează baze și acid cu disociere scăzută. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze tare

Există mai multe opțiuni pentru hidroliza sărurilor:

1. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de sodiu.

sau CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Deoarece acidul acetic se disociază slab, ionul acetat leagă ionul H +, iar echilibrul de disociere a apei se deplasează spre dreapta conform principiului lui Le Chatelier.

OH - ioni se acumulează în soluție (pH > 7)

Dacă sarea este formată dintr-un acid polibazic, atunci hidroliza are loc în etape.

De exemplu, hidroliza carbonatului: Na2CO3

Etapa I: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

Etapa II: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NaOH

De importanță practică este de obicei doar procesul care trece prin prima etapă, care, de regulă, este limitată atunci când se evaluează hidroliza sărurilor.

Echilibrul hidrolizei din a doua etapă este deplasat semnificativ spre stânga în comparație cu echilibrul din prima etapă, deoarece în prima etapă se formează un electrolit mai slab (HCO 3 -) decât în ​​a doua (H 2 CO 3)

Exemplul 2 . Hidroliza ortofosfatului de rubidio.

1. Determinați tipul de hidroliză:

Rb3PO4 ↔ 3Rb ++ PO 4 3–

Rubidiul este un metal alcalin, hidroxidul său este o bază puternică, acidul fosforic, în special în a treia etapă de disociere, corespunzătoare formării fosfaților, este un acid slab.

Are loc hidroliza anionică.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produse - ioni de hidrofosfat și hidroxid, mediu - alcalin.

3. Compunem o ecuație moleculară:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Avem o sare acidă - fosfat hidrogen de rubidio.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe

2. Hidroliza unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Exemplul 1. Hidroliza nitratului de amoniu.

NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

În cazul unui cation cu încărcare multiplă, hidroliza are loc în etape, de exemplu:

Stadiul I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

Etapa II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCI + HCl

În acest caz, concentrația ionilor de hidrogen și pH-ul mediului din soluție sunt, de asemenea, determinate în principal de prima etapă a hidrolizei.

Exemplul 2 Hidroliza sulfatului de cupru(II).

1. Determinați tipul de hidroliză. În această etapă, este necesar să scrieți ecuația de disociere a sării:

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe (subliniat) și un anion al unui acid puternic. Hidroliza are loc la cation.

2. Scriem ecuația hidrolizei ionice, determinăm mediul:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Se formează un cation hidroxomeper(II) și un ion de hidrogen, mediul este acid.

3. Facem o ecuație moleculară.

Trebuie luat în considerare faptul că compilarea unei astfel de ecuații este o anumită sarcină formală. Din particule pozitive și negative în soluție, alcătuim particule neutre care există doar pe hârtie. În acest caz, putem face formula (CuOH) 2 SO 4, dar pentru aceasta trebuie să ne înmulțim mental ecuația ionică cu două.

Primim:

2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4.

Vă rugăm să rețineți că produsul de reacție aparține grupului de săruri bazice. Denumirile sărurilor de bază, precum și denumirile sărurilor mijlocii, ar trebui să fie compuse din denumirile anionului și cationului, în acest caz vom numi sarea „sulfat hidroxomedi(II)”.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe

3. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe:

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de amoniu.

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

În acest caz, se formează doi compuși ușor disociați, iar pH-ul soluției depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Dacă produsele de hidroliză pot fi îndepărtate din soluție, de exemplu, sub formă de precipitat sau substanță gazoasă, atunci hidroliza continuă până la finalizare.

Exemplul 2 Hidroliza sulfurei de aluminiu.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

2A l 3+ + 3 S 2- + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 (precipitat) + ZH 2 S (gaz)

Exemplul 3 Hidroliza acetatului de aluminiu

1. Determinați tipul de hidroliză:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 GÂNGURI – .

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și anioni ai unui acid slab.

2. Scriem ecuațiile de hidroliză ionică, determinăm mediul:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH - .

Având în vedere că hidroxidul de aluminiu este o bază foarte slabă, presupunem că hidroliza la cation va avea loc într-o măsură mai mare decât la anion. Prin urmare, va exista un exces de ioni de hidrogen în soluție, iar mediul va fi acid.

Nu încercați să faceți aici ecuația totală a reacției. Ambele reacții sunt reversibile, în niciun fel legate între ele, iar o astfel de însumare este lipsită de sens.

3 . Compunem ecuația moleculară:

Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Acesta este, de asemenea, un exercițiu formal de instruire în formularea sărurilor și a nomenclaturii acestora. Sarea rezultată va fi numită acetat de hidroxoaluminiu.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze tare

4. Sărurile formate dintr-un acid tare și o bază tare nu suferă hidroliză, deoarece singurul compus cu disociere scăzută este H2O.

Sarea unui acid tare și a unei baze tare nu suferă hidroliză, iar soluția este neutră.