Електролиза на разтвори
и стопени соли (2 часа)

Часове от избираема дисциплина "Електрохимия"

Цели на урок 1:

П л н е р в о г о у р о к а

1. Повторение на изследваните методи за получаване на метали.

2. Обяснение на новия материал.

3. Решаване на задачи от учебника на G.E. Rudzitis, FG Feldman "Химия-9" (Москва: Образование, 2002), с. 120, бр. 1, 2.

4. Проверка на усвояването на знания по тестови задачи.

5. Съобщението за използването на електролиза.

Цели на урок 1:научат как да пишат електролизни схеми за разтвори и стопени соли и да прилагат получените знания за решаване на изчислителни задачи; продължават да развиват умения за работа с учебник, тестови материали; обсъждат използването на електролизата в националната икономика.

ПРОЦЕС НА ПЪРВИ УРОК

Повторение на заучените методи получаване на металина примера за получаване на мед от меден (II) оксид.

Записване на уравненията на съответните реакции:

Друг начин за получаване на метали от разтвори и стопилки на техните соли е електрохимичен, или електролиза.

Електролизата е окислително-редукционен процес, който възниква върху електродите, когато електрически ток преминава през стопилка или електролитен разтвор.

Електролиза на стопилка на натриев хлорид:

NaCl Na + + Cl -;

катод (-) (Na +): Na + + д= Na 0,

анод (-) (Cl -): Cl - - д= Cl0, 2Cl0 = Cl2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Електролиза на разтвор на натриев хлорид:

NaCl Na + + Cl -,

H 2 O H + + OH -;

катод (-) (Na +; H +): H + + д= H 0, 2H 0 = H 2

(2H2O + 2 д= H 2 + 2OH -),

анод (+) (Cl -; OH -): Cl - - д= Cl0, 2Cl0 = Cl2;

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2.

Електролиза на разтвор на меден (II) нитрат:

Cu (NO 3) 2 Cu 2+ +

H 2 O H + + OH -;

катод (-) (Cu 2+; Н +): Cu 2+ + 2 д= Cu 0,

анод (+) (OH -): OH - - д= OH 0,

4H0 = O2 + 2H20;

2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3.

Тези три примера показват защо електролизата е по-изгодна от другите методи за производство на метали: получават се метали, хидроксиди, киселини, газове.

Написахме електролизни схеми и сега ще се опитаме да напишем уравненията за електролиза веднага, без да се позоваваме на схемите, а само като използваме скалата на йонната активност:

Примери за уравнения на електролиза:

2HgSO4 + 2H2O = 2Hg + O2 + 2H2SO4;

Na2S04 + 2H2O = Na2S04 + 2H2 + O2;

2LiCl + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 + Cl 2.

Разрешаване на проблемиот учебника на G.E.Rudzitis и F.G.Feldman (9 клас, стр. 120, No 1, 2).

Цел 1.При електролизата на разтвор на меден (II) хлорид масата на катода се е увеличила с 8 г. Какъв газ се е отделил, каква е неговата маса?

Решение

CuCl 2 + H 2 O = Cu + Cl 2 + H 2 O,

(Cu) = 8/64 = 0,125 mol,

(Cu) = (Cl 2) = 0,125 mol,

м(С12) = 0,125 71 = 8,875 g.

Отговор... Газ - хлор с тегло 8,875 g.

Цел 2.При електролизата на воден разтвор на сребърен нитрат се отделят 5,6 литра газ. Колко грама метал се отлага върху катода?

Решение

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + O 2 + 4HNO 3,

(O 2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 mol,

(Ag) = 4 (O 2) = 4 25 = 1 mol,

м(Ag) = 1 107 = 107 g.

Отговор... 107 г сребро.

Тестване

Опция 1

1. По време на електролизата на разтвор на калиев хидроксид на катода се отделя следното:

а) водород; б) кислород; в) калий.

2. По време на електролизата на разтвор на меден (II) сулфат в разтвор се образуват следните форми:

а) меден (II) хидроксид;

б) сярна киселина;

3. По време на електролизата на разтвор на бариев хлорид, следното се отделя на анода:

а) водород; б) хлор; в) кислород.

4. По време на електролизата на разтопен алуминиев хлорид на катода се отделя следното:

а) алуминий; б) хлор;

в) електролизата е невъзможна.

5. Електролизата на разтвор на сребърен нитрат протича по следната схема:

а) AgNO 3 + H 2 O Ag + H 2 + HNO 3;

б) AgNO 3 + H 2 O Ag + O 2 + HNO 3;

в) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.

Вариант 2

1. По време на електролизата на разтвор на натриев хидроксид на анода се отделя следното:

а) натрий; б) кислород; в) водород.

2. По време на електролизата на разтвор на натриев сулфид в разтвор се образуват следните форми:

а) сероводородна киселина;

б) натриев хидроксид;

3. По време на електролизата на стопилка на живачен (II) хлорид, на катода се отделя следното:

а) живак; б) хлор; в) електролизата е невъзможна.

4.

5. Електролизата на разтвор на живачен (II) нитрат протича по следната схема:

а) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg + H 2 + HNO 3;

б) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg + O 2 + HNO 3;

в) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.

Вариант 3

1. По време на електролизата на разтвор на меден (II) нитрат на катода се отделя следното:

а) мед; б) кислород; в) водород.

2. По време на електролизата на разтвор на литиев бромид в разтвор се образуват следните форми:

б) бромоводородна киселина;

в) литиев хидроксид.

3. По време на електролизата на стопилка на сребърен хлорид на катода се отделя следното:

а) сребро; б) хлор; в) електролизата е невъзможна.

4. По време на електролизата на разтвор на алуминиев хлорид, алуминият се отделя в:

а) катод; б) анод; в) остава в разтвор.

5. Електролизата на разтвор на бариев бромид протича по следната схема:

а) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + H 2 + Ba (OH) 2;

б) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + Ba + H 2O;

в) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba (OH) 2.

Вариант 4

1. По време на електролизата на разтвор на бариев хидроксид на анода се отделя следното:

а) водород; б) кислород; в) барий.

2. При електролиза на разтвор на калиев йодид в разтвор се образува:

а) йодоводородна киселина;

б) вода; в) калиев хидроксид.

3. По време на електролизата на стопилка на оловен (II) хлорид, на катода се отделя следното:

а) олово; б) хлор; в) електролизата е невъзможна.

4. По време на електролизата на разтвор на сребърен нитрат на катода се отделя следното:

а) сребро; б) водород; в) кислород.

5. Електролизата на разтвор на натриев сулфид протича по следната схема:

а) Na 2 S + H 2 O S + H 2 + NaOH;

б) Na 2 S + H 2 O H 2 + O 2 + Na 2 S;

в) Na 2 S + H 2 O H 2 + Na 2 S + NaOH.

Отговори

Вариант	Въпрос 1	Въпрос 2	Въпрос 3	Въпрос 4	Въпрос 5
1	а	б	б	а	б
2	б	б	а	а	б
3	а	v	а	v	а
4	б	v	а	а	а

Използването на електролиза в националната икономика

1. За да се предпазят металните изделия от корозия, върху повърхността им се нанася тънък слой от друг метал: хром, сребро, злато, никел и др. Понякога, за да не се губят скъпи метали, те произвеждат многослойно покритие. Например, външността на автомобила първо се покрива с тънък слой мед, върху медта се нанася тънък слой никел и върху него се нанася слой хром.

При нанасяне на покрития върху метал чрез електролиза, те са еднакви по дебелина и издръжливи. По този начин могат да бъдат покрити продукти с всякаква форма. Този клон на приложната електрохимия се нарича галванопластика.

2. В допълнение към защитата от корозия, галваничните покрития придават красив декоративен вид на продуктите.

3. Друг клон на електрохимията, който по принцип е близък до галваничното покритие, се нарича електроформоване. Това е процес на изработване на точни копия на различни артикули. За това обектът се покрива с восък и се получава матрица. Всички вдлъбнатини на копирания елемент върху матрицата ще бъдат неравности. Повърхността на восъчната матрица е покрита с тънък слой графит, което я прави проводяща.

Полученият графитен електрод се потапя във вана с разтвор на меден сулфат. Анодът е меден. По време на електролизата медният анод се разтваря и медта се отлага върху графитния катод. Така се получава точно медно копие.

С помощта на галванопластика се изработват клишета за печат, грамофонни плочи, метализират се различни предмети. Електроформоването е открито от руския учен Б. С. Якоби (1838 г.).

Създаването на матрици за грамофонни плочи включва нанасяне на много тънко сребърно покритие върху пластмасова плоча, за да я направи електропроводима. След това върху плочата се нанася електролитно никелиране.

В електролитна баня трябва ли да се прави плоча - анод или катод?

(Отговор. Катод.)

4. Електролизата се използва за получаване на много метали: алкални, алкалоземни, алуминиеви, лантаноиди и др.

5. За пречистване на някои метали от примеси, металът с примеси се свързва към анода. Металът се разтваря по време на електролиза и се освобождава при металния катод, докато примесът остава в разтвор.

6. Електролизата се използва широко за производството на сложни вещества (алкали, кислород-съдържащи киселини), халогени.

Практическа работа
(втори урок)

Цели на урока.Проведете електролиза на вода, покажете галваничното покритие на практика, затвърдете знанията, придобити в първия урок.

Оборудване.На студентски маси: плоска батерия, два проводника с клеми, два графитни електрода, чаша, епруветки, статив с два крака, 3% разтвор на натриев сулфат, спиртна лампа, кибрит, фенерче.

На учителската маса: същото + разтвор на меден сулфат, месингов ключ, медна тръба (парче мед).

Инструктиране на учениците

1. Прикрепете проводниците с клемите към електродите.

2. Поставете електродите в чаша, така че да не се докосват.

3. Изсипете разтвора на електролита (натриев сулфат) в стъклото.

4. Налейте вода в епруветките и, като ги спуснете в чаша с електролит с главата надолу, поставете ги върху графитните електроди един по един, като фиксирате горния ръб на епруветката в крака на статива.

5. След като устройството е монтирано, прикрепете краищата на проводниците към батерията.

6. Наблюдавайте отделянето на газови мехурчета: те се отделят при анода по-малко, отколкото при катода. След като в едната епруветка почти цялата вода се измести от изтичащия газ, а в другата половина изключете проводниците от акумулатора.

7. Запалете спиртната лампа, внимателно извадете епруветката, където водата е почти напълно изместена, и я донесете до спиртната лампа - ще се чуе характерно пукане на газ.

8. Запалете факла. Извадете втората епруветка, проверете газа с тлееща факла.

Студентски задачи

1. Скицирайте устройството.

2. Напишете уравнението на водната електролиза и обяснете защо е било необходимо да се извърши електролиза в разтвор на натриев сулфат.

3. Напишете уравненията на реакцията, отразяващи отделянето на газове при електродите.

Учителски демонстрационен експеримент
(може да се изпълнява от най-добрите ученици от класа
ако има подходящо оборудване)

1. Свържете клемите на проводника към медната тръба и месинговия ключ.

2. Потопете тръбата и ключа в чаша с разтвор на меден (II) сулфат.

3. Свържете другите краища на проводниците към акумулатора: "минус" на акумулатора към медната тръба, "плюс" към ключа!

4. Наблюдавайте утаяването на мед върху повърхността на ключа.

5. След извършване на експеримента първо изключете клемите от акумулатора, след това извадете ключа от разтвора.

6. Разглобете електролизната верига с разтворим електрод:

CuS04 = Cu 2+ +

анод (+): Сu 0 - 2 д= Cu 2+,

катод (-): Cu 2+ + 2 д= Cu 0.

Общото уравнение за електролиза с разтворим анод не може да бъде написано.

Електролизата се извършва в разтвор на меден (II) сулфат, тъй като:

а) за протичане на електрическия ток е необходим разтвор на електролит, т.к водата е слаб електролит;

б) няма да се отделят странични продукти от реакцията, а само мед на катода.

7. За да консолидирате предаденото, напишете диаграма на електролиза на цинков хлорид с въглеродни електроди:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl -,

катод (-): Zn 2+ + 2 д= Zn 0,

2H2O + 2 д= H 2 + 2OH -,

анод (+): 2Cl - - 2 д= Cl 2.

В този случай уравнението на общата реакция не може да бъде записано, тъй като не е известно колко от общото електричество се използва за възстановяване на вода и колко за възстановяване на цинкови йони.

Оформление на демонстрационен експеримент

Домашна работа

1. Напишете уравнението на електролизата на разтвор, съдържащ смес от меден (II) нитрат и сребърен нитрат, с инертни електроди.

2. Напишете уравнението на електролизата на разтвора на натриев хидроксид.

3. За да почистите медна монета, окачете я на медна жица, свързана към отрицателния полюс на батерията и я потопете в 2,5% разтвор на NaOH, където трябва да бъде потопен и графитния електрод, свързан към положителния полюс на батерията. Обяснете как монетата става чиста. ( Отговор... На катода водородните йони се редуцират:

2Н++2 д= Н 2.

Водородът реагира с меден оксид на повърхността на монетата:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Този метод е по-добър от праховото почистване, т.к монетата не се изтрива.)

Какво е електролиза? За по-просто разбиране на отговора на този въпрос, нека си представим всеки източник на постоянен ток. Всяко DC захранване винаги има положителен и отрицателен полюс:

Нека свържем към него две химически устойчиви електропроводими пластини, които ще наречем електроди. Плочата, свързана към положителния полюс, се нарича анод, а към отрицателния катод:

Натриевият хлорид е електролит; когато се стопи, той се дисоциира на натриеви катиони и хлоридни йони:

NaCl = Na + + Cl -

Очевидно отрицателно заредените хлорни аниони ще отидат към положително заредения електрод - анода, а положително заредените Na + катиони ще отидат към отрицателно заредения електрод - катода. В резултат на това, както Na + катиони, така и Cl - аниони ще бъдат разредени, тоест те ще станат неутрални атоми. Разреждането става чрез придобиване на електрони в случай на Na + йони и загуба на електрони в случай на Cl - йони. Тоест процесът се извършва на катода:

Na + + 1e - = Na 0,

И на анода:

Cl - - 1e - = Cl

Тъй като всеки хлорен атом има несдвоен електрон, тяхното единично съществуване е неблагоприятно и хлорните атоми се комбинират в молекула от два хлорни атома:

Сl ∙ + ∙ Cl = Cl 2

По този начин, като цяло, процесът, протичащ на анода, е по-правилно да се запише, както следва:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Тоест имаме:

Катод: Na + + 1e - = Na 0

Анод: 2Cl - - 2e - = Cl 2

Нека обобщим електронния баланс:

Na + + 1e - = Na 0 | ∙ 2

2Cl - - 2e - = Cl 2 | ∙ 1<

Добавете лявата и дясната страна на двете уравнения полуреакции, получаваме:

2Na + + 2e - + 2Cl - - 2e - = 2Na 0 + Cl 2

Нека намалим два електрона по същия начин, както се прави в алгебрата, получаваме йонното уравнение на електролизата:

2NaCl (l) => 2Na + Cl2

Разгледаният по-горе случай е най-простият от теоретична гледна точка, тъй като в стопилката на натриевия хлорид от положително заредените йони имаше само натриеви йони, а от отрицателните - само хлорни аниони.

С други думи, нито Na + катионите, нито Cl - анионите са имали "конкуренти" за катода и анода.

А какво ще стане, например, ако вместо да се стопи натриевият хлорид, през неговия воден разтвор се пропусне ток? В този случай се наблюдава дисоциация на натриев хлорид, но образуването на метален натрий във воден разтвор става невъзможно. В крайна сметка знаем, че натрият, представител на алкалните метали, е изключително активен метал, който реагира много бурно с вода. Ако натрият не може да бъде редуциран при такива условия, какво тогава ще бъде редуцирано на катода?

Нека си спомним структурата на водната молекула. Това е дипол, тоест има отрицателен и положителен полюс:

Благодарение на това свойство той е в състояние да "залепи" както повърхността на катода, така и повърхността на анода:

В този случай могат да възникнат процеси:

2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2

2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H +

По този начин се оказва, че ако разгледаме разтвор на който и да е електролит, тогава ще видим, че катиони и аниони, образувани по време на дисоциацията на електролита, се конкурират с водните молекули за редукция на катода и окисляване на анода.

И така, какви процеси ще се извършват на катода и на анода? Изхвърляне на йони, образувани по време на дисоциация на електролита или окисляване/редукция на водни молекули? Или може би всички тези процеси ще се извършват по едно и също време?

В зависимост от вида на електролита по време на електролизата на неговия воден разтвор са възможни различни ситуации. Например, катиони на алкални, алкалоземни метали, алуминий и магнезий просто не могат да бъдат редуцирани във водна среда, тъй като при редуциране трябва да се получат съответно алкални, алкалоземни метали, алуминий или магнезий, т.е. метали, които реагират с вода.

В този случай е възможно само намаляването на водните молекули на катода.

Можете да си спомните какъв процес ще се проведе на катода по време на електролизата на разтвор на всеки електролит, като следвате следните принципи:

1) Ако електролитът се състои от метален катион, който в свободно състояние при нормални условия реагира с вода, процесът протича на катода:

2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2

Това се отнася за метали в началото на обхвата на активност за Al включително.

2) Ако електролитът се състои от метален катион, който в свободната си форма не реагира с вода, а реагира с киселини с неокислители, протичат два процеса едновременно, както редукцията на метални катиони, така и на водните молекули:

Me n + + ne = Me 0

Тези метали включват метали, разположени между Al и H в поредицата от активност.

3) Ако електролитът се състои от водородни катиони (киселина) или метални катиони, които не взаимодействат с киселини с неокисляващи агенти, само електролитните катиони се редуцират:

2Н + + 2е - = Н 2 - в случай на киселина

Me n + + ne = Me 0 - в случай на сол

Междувременно на анода ситуацията е следната:

1) Ако електролитът съдържа аниони на остатъци от аноксидна киселина (с изключение на F -), тогава процесът на тяхното окисление протича на анода, водните молекули не се окисляват. Например:

2Сl - - 2e = Cl 2

S 2- - 2e = S o

Флуоридните йони не се окисляват на анода, тъй като флуорът не може да се образува във воден разтвор (взаимодейства с вода)

2) Ако електролитът съдържа хидроксидни йони (алкали), те се окисляват вместо водни молекули:

4OH - - 4e - = 2H 2 O + O 2

3) Ако електролитът съдържа кислород-съдържащ киселинен остатък (с изключение на остатъци от органична киселина) или флуориден йон (F -), процесът на окисление на водните молекули протича на анода:

2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H +

4) В случай на киселинен остатък от карбоксилна киселина върху анода, процесът протича:

2RCOO - - 2e - = R-R + 2CO 2

Нека се упражняваме да записваме електролизни уравнения за различни ситуации:

Пример №1

Напишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на стопилка на цинков хлорид, както и общото уравнение на електролизата.

Решение

Когато цинковият хлорид се стопи, настъпва неговата дисоциация:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl -

След това трябва да обърнете внимание на факта, че стопилката на цинковия хлорид се подлага на електролиза, а не водният разтвор. С други думи, без опции, само редукция на цинкови катиони може да се случи на катода и окисляване на хлоридни йони на анода. без водни молекули:

Катод: Zn 2+ + 2e - = Zn 0 | ∙ 1

Анод: 2Cl - - 2e - = Cl 2 | ∙ 1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Пример №2

Напишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на цинков хлорид, както и общото уравнение на електролизата.

Тъй като в този случай водният разтвор се подлага на електролиза, тогава, теоретично, водните молекули могат да участват в електролизата. Тъй като цинкът е разположен в линията на активност между Al и H, това означава, че както цинковите катиони, така и водните молекули ще бъдат намалени на катода.

2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2

Zn 2+ + 2e - = Zn 0

Хлоридният йон е киселинен остатък от аноксикова киселина HCl, следователно, в конкуренция за окисляване на анода, хлоридните йони „побеждават“ над водните молекули:

2Cl - - 2e - = Cl 2

В този конкретен случай е невъзможно да се запише общото уравнение на електролизата, тъй като съотношението между освободения водород и цинк на катода е неизвестно.

Пример №3

Напишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на меден нитрат, както и общото уравнение на електролизата.

Медният нитрат в разтвора е в дисоциирано състояние:

Cu (NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 -

Медта е в линията на активност вдясно от водорода, тоест медните катиони ще бъдат редуцирани на катода:

Cu 2+ + 2e - = Cu 0

Нитратен йон NO 3 - е киселинен остатък, съдържащ кислород, което означава, че нитратните йони „губят“ в конкуренция с водните молекули при окисляването на анода:

2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H +

Поради това:

Катод: Cu 2+ + 2e - = Cu 0 | ∙ 2

2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +

Полученото уравнение е йонното уравнение на електролизата. За да получите пълното молекулярно уравнение на електролизата, трябва да добавите 4 нитратни йона към лявата и дясната страна на полученото йонно уравнение като противойони. Тогава получаваме:

2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Пример №4

Напишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на калиев ацетат, както и общото уравнение на електролизата.

Решение:

Калиевият ацетат във воден разтвор се дисоциира на калиеви катиони и ацетатни йони:

CH 3 COOK = CH 3 COO - + K +

Калият е алкален метал, т.е. е в поредицата от електрохимични напрежения в самото начало. Това означава, че неговите катиони не могат да се изхвърлят на катода. Вместо това водните молекули ще бъдат възстановени:

2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2

Както бе споменато по-горе, киселинните остатъци от карбоксилни киселини „печелят“ в конкуренцията за окисляване от водни молекули на анода:

2СН 3 СОО - - 2e - = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

По този начин, сумиране на електронния баланс и добавяне на две уравнения на полуреакции при катода и анода, получаваме:

Катод: 2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2 | ∙ 1

Анод: 2СН 3 SOO - - 2e - = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1

2H 2 O + 2СН 3 SOO - = 2OH - + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Получихме пълното уравнение на електролизата в йонна форма. Като добавим два калиеви йона към лявата и дясната страна на уравнението и ги добавим с противойони, получаваме пълното уравнение на електролиза в молекулярна форма:

2H 2 O + 2СН 3 СООК = 2KOH + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Пример №5

Напишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на сярна киселина, както и общото уравнение на електролизата.

Сярната киселина се дисоциира на водородни катиони и сулфатни йони:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-

Редукцията на водородните катиони H + ще се случи на катода и окисляването на водните молекули на анода, тъй като сулфатните йони са кислород-съдържащи киселинни остатъци:

Катод: 2H + + 2e - = H 2 | ∙ 2

Анод: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + | ∙ 1

4H + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +

Намалявайки водородните йони в лявата и дясната и лявата част на уравнението, получаваме уравнението за електролиза на воден разтвор на сярна киселина:

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Както можете да видите, електролизата на воден разтвор на сярна киселина се свежда до електролиза на вода.

Пример №6

Запишете уравненията на процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на натриев хидроксид, както и общото уравнение на електролизата.

Дисоциация на натриев хидроксид:

NaOH = Na + + OH -

Само водните молекули ще бъдат редуцирани на катода, тъй като натрият е високоактивен метал, само хидроксидни йони на анода:

Катод: 2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2 | ∙ 2

Анод: 4OH - - 4e - = O 2 + 2H 2 O | ∙ ​​1

4H 2 O + 4OH - = 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O

Да намалим две водни молекули отляво и отдясно и 4 хидроксидни йона и да стигнем до заключението, че както в случая на сярна киселина, електролизата на воден разтвор на натриев хидроксид се свежда до електролиза на вода.

Когато разглеждаме електролизата на водни разтвори, трябва да се има предвид, че освен електролитните йони, във всеки воден разтвор има и йони, които са продукти на дисоциация на вода H + и OH -.

В електрическо поле водородните йони се придвижват към катода, а ОН йони се придвижват към анода. По този начин на катода могат да се изхвърлят както електролитни катиони, така и водородни катиони. По същия начин, на анода може да възникне разреждане както на електролитни аниони, така и на хидроксидни йони. В допълнение, водните молекули също могат да бъдат подложени на електрохимично окисление или редукция.

Какъв вид електрохимични процеси ще възникнат на електродите по време на електролизата ще зависят преди всичко от относителните стойности на електродните потенциали на съответните електрохимични системи. От няколкото възможни процеса ще продължи този, чието изпълнение е свързано с минимална консумация на енергия. Това означава, че окислените форми на електрохимични системи с най-висок електроден потенциал ще бъдат редуцирани на катода, а редуцираните форми на системи с най-нисък електроден потенциал ще бъдат окислени на анода. В общия случай тези атоми, молекули и йони се окисляват по-лесно на анода, чиито потенциали при тези условия са най-ниски, докато тези йони, молекули и атоми, чиито потенциали са най-високи, се редуцират по-лесно на катода . Нека разгледаме катодните процеси, протичащи при електролизата на водни разтвори на соли. Тук е необходимо да се вземе предвид стойността на електродния потенциал на процеса на редукция на водородни йони, който зависи от концентрацията на водородните йони. Знаем общото уравнение на електродния потенциал за водороден електрод (раздел 2.3).

В случай на неутрални разтвори (pH = 7), стойността на електродния потенциал за редукция на водородните йони е

φ = –0,059 . 7 = -0,41 V.

1) по време на електролизата на солеви разтвори, съдържащи метални катиони, чийто електроден потенциал е много по-положителен от –0,41 V, металът ще бъде редуциран от неутрален разтвор на такъв електролит на катода. Такива метали са в серия от напрежения близо до водород (започвайки приблизително от калай и след него);

2) по време на електролизата на солеви разтвори, съдържащи метални катиони, чийто електроден потенциал е много по-отрицателен от -0,41 V, металът няма да се редуцира на катода, но ще се освободи водород. Такива метали включват алкални, алкалоземни, магнезий, алуминий, до приблизително титан;

(плътност на тока, температура, състав на разтвора), както редукция на метал, така и отделяне на водород са възможни; понякога има съвместно отделяне на метал и водород.

Електрохимичното отделяне на водород от киселинни разтвори възниква поради изхвърлянето на водородни йони:

2H + 2ē → 2H 0

2H 0 = H 2 .

В случай на неутрална или алкална среда отделянето на водород става в резултат на електрохимичната редукция на водата:

NON + ē → N 0 + OH –

Х 0 + H 0 = H 2 ,

тогава 2HON + 2ē → H 2 + 2OH –

По този начин естеството на катодния процес при електролизата на водни разтвори се определя преди всичко от позицията на съответния метал в серията от стандартни електродни потенциали на металите.

Ако воден разтвор, съдържащ катиони на различни метали, се подложи на електролиза, тогава освобождаването им от катода, като правило, ще протича в реда на намаляване на алгебричната стойност на електродния потенциал на метала. Например, от смес от катиони Ag +, Cu 2+ и Zn 2+, с достатъчно напрежение на клемите на електролизатора, сребърни катиони (φ 0 = +0,8 V), след това медни катиони (φ 0 = +0,34 V ) и накрая, цинк (φ 0 = –0,76 V).

Електрохимичното отделяне на метали от смес от катиони се използва в инженерството и в количествения анализ. Като цяло, способността за разреждане (прикачване на електрони) на метални йони се определя от позицията на металите в серията от стандартни електродни потенциали. Колкото по-вляво стои металът в поредицата от напрежения, толкова по-голям е неговият отрицателен потенциал или по-малко положителен потенциал, толкова по-трудно се разреждат йоните му. И така, от метални йони, стоящи в поредица от напрежения, най-лесно се разреждат тривалентни златни йони (при най-ниските напрежения на електрически ток), след това сребърни йони и т.н. Най-трудно се разреждат калиевите йони (при най-високото напрежение на електрическия ток). Но величината на потенциала на метала, както е известно, се променя в зависимост от концентрацията на неговите йони в разтвора; по същия начин, лекотата на изхвърляне на йони на всеки метал се променя в зависимост от тяхната концентрация: увеличаването на концентрацията улеснява изхвърлянето на йони, докато намаляването го затруднява. Следователно, при електролизата на разтвор, съдържащ йони на няколко метала, може да се окаже, че освобождаването на по-активен метал ще настъпи по-рано от освобождаването на по-малко активен метал (ако концентрацията на йона на първия метал е значителна, а второто е много ниско).

Нека разгледаме анодните процеси, протичащи при електролизата на водни разтвори на соли. Естеството на реакциите, протичащи на анода, зависи както от наличието на водни молекули, така и от веществото, от което е направен анодът. Трябва да се има предвид, че анодният материал може да се окисли по време на електролиза. В тази връзка се прави разлика между електролиза с инертен (неразтворим) анод и електролиза с активен (разтворим) анод. Неразтворимите аноди са направени от въглища, графит, платина, иридий; разтворими аноди - от мед, сребро, цинк, кадмий, никел и други метали. На неразтворимия анод аниони или водни молекули се окисляват по време на електролиза. При електролизата на водни разтвори на аноксидни киселини HI, HBr, HCl, H 2 S и техните соли (с изключение на HF и флуориди) при анода се изхвърлят аниони и се отделя съответния халоген. Имайте предвид, че отделянето на хлор по време на електролизата на HCl и неговите соли противоречи на взаимното положение на системите

2Cl – - 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)

2 Х 2 О- 4ē →О 2 + 4 Х + (φ 0 = +1,23 V)

в серия от стандартни електродни потенциали. Тази аномалия е свързана със значително пренапрежение на втория от тези два електродни процеса – материалът на анода има инхибиращ ефект върху процеса на отделяне на кислород.

При електролизата на водни разтвори на соли, съдържащи аниони SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- и др., както и на флуороводород и флуориди, настъпва електрохимично окисление на водата. В зависимост от рН на разтвора, този процес протича по различни начини и може да се запише с различни уравнения. В алкална среда уравнението има формата

4OH – - 4ē → 2H 2 О + О 2 , (рН> 7)

и в кисела или неутрална среда имаме

HOH- 2ē →О 0 + 2 Х + (pH ≤ 7)

2 О 0 = О 2 ,

тогава 2H 2 О - 4ē → 4Н + + 20 2 .

В разглежданите случаи електрохимичното окисляване на водата е енергийно най-изгодният процес. Окисляването на кислород-съдържащите аниони протича при много високи потенциали. Например, стандартният окислителен потенциал на йона SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- е 2,01 V, което е значително по-високо от стандартния потенциал за окисление на водата от 1,228 V.

2H 2 О - 4ē → О 2 +4Н + (φ 0 = 1,228 V).

Стандартният окислителен потенциал на F - йона е още по-важен

2F – - 2ē →Ф 2 (φ 0 = 2 ,87 V).

Като цяло, по време на електролизата на водни разтвори на соли, метални и водородни катиони едновременно се приближават към катода на електролизатора и всеки от тях "твърди", че е редуциран от електрони, идващи от катода. Как всъщност ще протече процесът на редукция на катода? Отговорът може да бъде получен от редица метални напрежения. В този случай, колкото по-малка е алгебричната стойност на стандартния електроден потенциал на метала, толкова по-слаби са техните катиони акцепторите на електрони и толкова по-трудно е възстановяването им на катода. В тази връзка се разграничават три групи катиони според връзката им с електроредукция.

1. Катиони, характеризиращи се с висока електроноотвличаща активност (Cu 2+, Hg 2+, Ag +, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). По време на електролизата на солите на тези катиони има почти пълна редукция на металните катиони; токов изход 100% или близо до него.

2. Катиони, характеризиращи се със средни стойности на електроноотвличащата способност (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). По време на електролиза катиони на метални и водни молекули едновременно се редуцират на катода, което води до намаляване на токовата ефективност на метала.

3. Катиони с ниска способност за изтегляне на електрони (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). В този случай акцепторите на електрони на катода не са катионите от разглежданата група, а водните молекули. В този случай самите катиони остават непроменени във водния разтвор и текущата ефективност се доближава до нула.

Съотношението на различни аниони към електроокислението на анода

Анионите на аноксиновите киселини и техните соли (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ и др.) запазват електроните си по-слаби от водната молекула. Следователно, по време на електролизата на водни разтвори на съединения, съдържащи тези аниони, последните ще играят ролята на донори на електрони, те ще окисляват и ще прехвърлят своите електрони към външната верига на електролизатора.

Киселинните аниони на кислорода (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- и др.) са в състояние да задържат електроните си по-здраво от водните молекули. В този случай водата се окислява на анода, докато самите аниони остават непроменени.

В случай на разтворим анод, броят на окислителните процеси се увеличава до три:

1) електрохимично окисляване на водата с отделяне на кислород; 2) изхвърляне на аниона (т.е. неговото окисление); 3) електрохимично окисляване на анодния метал (анодно разтваряне на метала).

От възможните процеси ще се осъществи този, който е енергийно най-полезен. Ако анодният метал е разположен в поредицата от стандартни потенциали преди двете други електрохимични системи, тогава ще се наблюдава анодно разтваряне на метала. В противен случай ще се случи отделяне на кислород или анионен разряд. Не е установена близка последователност за изхвърляне на аниони. Чрез намаляване на способността за даряване на електрони, най-често срещаните аниони са подредени, както следва: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- ...

Нека разгледаме няколко типични случая на електролиза на водни разтвори.

Електролиза на разтвор на CuCl 2 с неразтворим анод

В поредицата от напрежения медта се намира след водорода, следователно Cu 2+ ще се разреди на катода и ще се освободи метална мед, а на анода хлоридните йони ще се окислят до молекулен хлор Cl 2.

	катод (-)
	Cu 2+ + 2ē → Cu 0
	2Cl – - 2ē → Кл 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 + Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 + Cl 2

Метален токов изход (95-100%).

Електролиза на разтвор на NaNO 3

Тъй като натрият в поредицата от напрежения е много по-рано от водорода, водата ще се изпуска на катода. Водата също ще се изпуска на анода.

катод (-)

2 Х 2 О+ 2ē →Х 2 + 2 ох –

2H 2 O - 4ē → 4H + + О 2 .

По този начин се отделя водород на катода и се създава алкална среда, кислород се освобождава на анода и се създава киселинна среда близо до анода. Ако анодното и катодното пространство не са разделени едно от друго, тогава разтворът във всичките му части ще остане електрически неутрален.

	катод (-)
	2 Х 2 О+ 2ē →Х 2 + 2 ох –
	2H 2 O - 4ē → 4H + + О 2 .

6H 2 O → 2H 2 + 4OH – +4Н + + О 2

6H 2 O → 2H 2 + О 2 +4Н 2 О

2 Х 2 О → 2 Х 2 + О 2

Токовият изход на метала е нула.

Следователно, по време на електролиза на разтвор на NaNO 3, ще настъпи електролиза на вода. Ролята на солта NaNO 3 се свежда до повишаване на електрическата проводимост на разтвора.

Електролиза на разтвор на FeSO 4

Катодни реакции (-) (възстановяване):

а) Fe 2+ + 2ē → Fe 0	едновременни реакции
б) 2 Х 2 О+ 2ē →Х 2 + 2 ох – .

Реакция при анода (+) (окисление):

2H 2 O - 4ē → 4H + + О 2 .

Токовият изход на метала е среден.

Електролиза на KJ разтвор с неразтворим анод

	катод (-)
	2 Х 2 О+ 2ē →Х 2 + 2 ох –
	2J – - 2ē → Дж 2

2 Х 2 О + 2J – → Х 2 + 2 ох – + Дж 2 .

Окончателното уравнение на реакцията на електролиза на разтвора KJ:

2KJ + 2H 2 O → H 2 + Дж 2 + 2KOH.

Електролиза на разтвор на CuSO 4 с меден (разтворим) анод.

Стандартният потенциал на медта е +0,337 V, което е значително по-високо от -0,41 V; следователно, по време на електролизата на разтвор на CuSO 4, на катода настъпва разреждане на Cu 2+ йони и освобождаване на метална мед. При анода протича обратният процес - окисляването на метала, тъй като потенциалът на медта е много по-нисък от окислителния потенциал на водата (+1,228 V), и още повече - окислителният потенциал на SO 4 2- йон (+2,01 V). Следователно, в този случай електролизата се свежда до разтваряне на метала (медта) на анода и освобождаването му на катода.

Схема на електролиза за разтвор на меден сулфат:

катод (-)

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

Cu 0 - 2ē → Cu 2+ .

Този процес се използва за електрическо рафиниране на метали (т.нар. електролитно рафиниране).

Хлориране

Използването на натриев хипохлорит (NaClO) се дължи на неговата химическа способност да неутрализира редица вредни микроорганизми. Бактерицидните му свойства са насочени към унищожаване на редица опасни гъбички и бактерии.

За да се получи натриев хипохлорит, е необходимо да се извърши процесът на хлориране на натриев хидроксид (NaOH) с помощта на молекулен хлор (Cl).

Принципът на действие на натриевия хипохлорит (NaClO) е доста прост, тъй като това вещество има високи биоцидни (биоциди - химични агенти, предназначени за борба с вредни или патогенни микроорганизми) свойства. Когато натриевият хипохлорит (NaClO) навлезе във водата, той започва активно да се разлага, образувайки активни частици под формата на радикали и кислород.Радикалите на натриевия хипохлорит (NaClO) се насочват срещу вредните микроорганизми. Активните частици натриев хипохлорит (NaClO) започват да разрушават външната мембрана или биофилма на микроорганизма, като по този начин това води до окончателната смърт на различни патогенни гъбички, вируси и бактерии.Химичният състав на натриевия хипохлорит е насочен към дезинфекция и дезинфекция на водата . Следователно това вещество заема важно място в много области на човешкия живот. Световни проучвания показват, че натриевият хипохлорит (NaClO) се използва за дезинфекция в 91% от случаите, останалите 9% включват калиев или литиев хипохлорит. Но за да може това вещество да даде резултат и полза в ежедневието, е необходимо внимателно да се следи концентрацията на разтвора.
Оказа се, че хлорирането е най-лесният и евтин начин за дезинфекция на водата, така че бързо се разпространи по целия свят. Сега можем да кажем, че традиционният метод за дезинфекция на питейната вода, възприет в целия свят (в 99 случая от 100), е хлорирането и днес стотици хиляди тонове хлор се изразходват годишно за хлориране на вода. Например в В Русия повече от 99% от водата се хлорира и за тези цели се използват средно около 100 хиляди тона хлор годишно.

В настоящата практика за дезинфекция на питейната вода хлорирането най-често се използва като най-икономичния и ефективен метод в сравнение с всички други известни методи, тъй като това е единственият начин, който гарантира микробиологичната безопасност на водата във всяка точка от разпределителната мрежа на по всяко време поради ефекта на хлора.
Добре известно е, че хлор (Cl), реагирайки с вода, не образува "хлорна вода" (както се смяташе по-рано), а хипохлорна киселина ( HClO) - първото вещество, получено от химици, което съдържа активен хлор.
От уравнението на реакцията: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,следва, че теоретично от 52,5 g нето HClOможете да получите 71гр Cl 2, тоест хипохлорната киселина съдържа 135,2% активен хлор. Но тази киселина е нестабилна: нейната максимална възможна концентрация в разтвор е не повече от 30%.
Хлорът лесно се разтваря във вода, убивайки целия живот в нея. Както беше установено, след смесване на газообразен хлор с вода във воден разтвор, се установява равновесие:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Освен това възниква дисоциация (дисоциацията е разпадането на частица (молекула, радикал, йон) на няколко по-прости частици) на образуваната хипохлорна киселина HOCl ↔ H + + OCl –
Наличието на хипохлорна киселина във водни разтвори на хлор и аниони в резултат на нейната дисоциация OSl -имат силни бактерицидни свойства (това е способността да унищожават микроорганизмите). В същото време се оказа, че свободната хипохлорна киселина е почти 300 пъти по-активна от хипохлоритните йони ClO -... Това се обяснява с уникална способност HClOпроникват в бактериите през техните мембрани. Освен това, както вече посочихме, хипохлорната киселина е податлива на разлагане на светлина:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → О 2 + HCl
с образуването на солна киселина и атомен (синглетен) кислород (като междинен продукт), който е най-силният окислител.

Процес на хлориране.

В пречиствателната станция хлорът се доставя във втечнено състояние в специализирани контейнери с различен капацитет, малки и средни бутилки. Но хлорът в газообразно състояние се използва за дезинфекция на водата. Газообразният хлор се получава от течен хлор чрез изпаряване в спираловидни изпарители, които представляват вертикален цилиндричен апарат с поставени вътре намотки, през които преминава течният хлор. Дозирането на получения газообразен хлор във вода се извършва чрез специални устройства - вакуумни хлоратори.
След въвеждането на хлор в третираната вода трябва да се осигури добро смесване с вода и достатъчна продължителност на контакта му с вода (най-малко 30 минути), преди водата да бъде подадена на потребителя. Трябва да се отбележи, че водата преди хлорирането трябва вече да е приготвена и като правило хлорирането обикновено се извършва преди избистрената вода да влезе в резервоара за чиста вода, където е осигурено необходимото време за контакт.

Основните предимства на използването на газ хлор за дезинфекция на вода
са:

• ниска цена на процеса на дезинфекция на водата;
• простота на процеса на хлориране;
• висока дезинфекцираща способност на газообразен хлор;
• хлорът засяга не само микроорганизмите, но и окислява органични и неорганични вещества;
• хлорът премахва вкуса и миризмата на водата, нейния цвят, не допринася за увеличаване на мътността.

Въпреки това, хлорът е силно активно отровно вещество, принадлежащо към втория клас на опасност.Газообразният хлор е силен окислител, подпомага изгарянето на много органични вещества и е пожароопасен при контакт със запалими вещества. Терпентин, титан и метални прахове в хлорна атмосфера могат да се запалят спонтанно при стайна температура. Хлорът образува експлозивни смеси с водород.
Понякога разходите за осигуряване на безопасност при хлориране надвишават цената на действителното хлориране на водата.

В тази връзка използването на натриев хипохлорит като хлорен агент при хлорирането на водата е добра алтернатива на газообразния хлор.

Електролиза

Най-евтиният, прост и безопасен метод е получаването на дезинфекционни разтвори на натриев хипохлорит чрез електролиза на воден разтвор на натриев хлорид (NaCl) и взаимодействието му с алкали в същия апарат - електролизатор.

Снимките показват електролизера. Дозираща помпа Seko за дозиране на натриев хипохлорит и херметична помпа Argal за изпомпване на NaCl саламура

Запазвайки всички предимства на метода на хлориране с течен хлор, дезинфекцията с електролитен натриев хипохлорит избягва основните трудности при транспортиране и съхранение на токсичен газ.
Използването на нискоконцентрирани разтвори на натриев хипохлорит повишава безопасността на производствения процес за дезинфекция на водата в сравнение с течен хлор и високо концентриран разтвор на натриев хипохлорит.
Суровината за производството на натриев хипохлорит е готварската сол. Тъй като реагентът се използва директно на производствената площадка, няма нужда от транспортиране.
Технологичният процес за производство на натриев хипохлорит включва следните операции:

• Приготвяне на наситен разтвор на натриев хлорид.
• Основният процес за получаване на натриев хипохлорит чрез електролиза.

По време на електролизата на разтвор на натриев хлорид протичат следните реакции:
на катода: 2Na + + 2е → 2Na;
2Na + 2H2O → 2NaOH (натриев хидроксид) + H2;
при анода: 2Cl - - 2e → Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (хипохлорна киселина) + HCl.
Цялостната реакция може да бъде представена като:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2.

Тъй като окисляването на натриевия хипохлорит с последващо образуване на хлорити и хлорати се забавя с понижаване на температурата, електролизата се извършва при относително ниски температури на работния солен разтвор (20–25 C °).
Солта се изсипва в специални контейнери - сатуратори през устройството за зареждане. Суровината за производството на разтвори на натриев хипохлорит с ниска концентрация е висококачествена хранителна готварска сол или "Екстра". Излятата вода, преминавайки през солния слой, образува наситен разтвор на натриев хлорид.
За пречистване на концентрирания солев разтвор се използват груби филтри и сменяеми фини филтри от полипропиленов патрон с производителност от 5 микрона.
Наситеният разтвор на натриев хлорид се изпомпва в миксера, където се разрежда с чешмяна вода до работната концентрация (съгласно SanPiN 2.1.4.1074-01) и след това в електролизатора.
Основният процес на получаване на натриев хипохлорит чрез електролиза се извършва в инсталации, състоящи се от електролизна вана и топлообменник. В топлообменниците електролитът се охлажда през лятото (с чешмяна вода), а през зимата работният солен разтвор се загрява предварително.
В електролизните вани титановите електроди са покрити с рутениев и иридиев диоксид. В процеса на електролиза калций и магнезий се отлагат върху електродите, следователно, периодично, когато се образуват тези отлагания, клетките се промиват в затворен цикъл с 4% разтвор на солна киселина (HCl).
В електролизната клетка се извършва непрекъсната електролиза на работния солен разтвор, в резултат на което се получава натриев хипохлорит. 3% разтвор на NaCl с постоянен обемен поток от 2,5 m3 / h преминава през електролизния блок, докато се достигне желаната концентрация на NaClO (0,8%). Образуваният в електролизерите натриев хипохлорит се съхранява в специални резервоари за осигуряване на доставка за нуждите на пречиствателните съоръжения.
Натриевият хипохлорит с концентрация най-малко 8 g / l за активен хлор влиза в резервоара за съхранение, откъдето се изпомпва към дозиращите единици, разположени в близост до точките за инжектиране на реагента. От резервоарите натриевият хипохлорит се подава през тръбопроводна система посредством дозиращи помпи до автоматична дозираща станция в пречистената вода.

Изход
Използването на нискоконцентрирани разтвори на натриев хипохлорит дава възможност да се повиши безопасността на технологичните процеси за пречистване на водата във водните съоръжения.

Комбинацията от дезинфекция на пречистената вода с нискоконцентриран натриев хипохлорит (първи етап) с ултравиолетово облъчване преди подаване към градската водопроводна мрежа (втори етап) гарантира пълно съответствие на качеството на водата по микробиологични показатели с текущите стандарти и неговата висока епидемиологична безопасност.

ЕЛЕКТРОЛИЗА

стопи и разтвори на електролити

Електролиза се нарича набор от химични реакции, протичащи по време на преминаването постоянен ток чрез електрохимична система, състояща се от два електрода и разтвор на стопилка или електролит.

Химическата същност на електролизата е, че това е окислително-редукционна реакция, протичаща под въздействието на постоянен електрически ток, а процесите на окисление и редукция са пространствено разделени.

катод - електрод, върху който се редуцират катиони или вода. Той е отрицателно зареден.

анод - електрод, върху който се окисляват аниони или вода. Той е положително зареден.

1. Електролиза на стопени соли, основи.

По време на електролизата на стопилки, металните катиони винаги се редуцират на катода.

К (-): Мен + + nē → Me0

Анодният процес се определя от състава на аниона:

а) Ако анионът на аноксиковата киселина (Cl-, Br-, I-, S2-), тогава този анион претърпява анодно окисление и се образува просто вещество:

A (+): 2Cl - - 2ē → Cl2 или A (+): S2- - 2ē → S0

б) Ако кислород-съдържащ анион (SO42-, SiO32-, HO- и др.) претърпи анодно окисление, тогава неметалът образува оксид (без да променя степента си на окисление) и се отделя кислород.

A (+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A (+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A (+): 4PO43-- 12ē → 2P2O5 + 3O2

A (+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + О2

A (+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Пример 1.1. ZnCl2 сол се стопява

ZnCl2 Û Zn2 + + 2Cl-

S: ZnCl2 електролиза Zn + Cl2

Пример 1.2. NaOH алкална стопилка

NaOH Û Na + + OH-

Общото уравнение на електролизата се получава чрез добавяне на дясната и лявата страна на уравненията, при условие че електроните, участващи в катодния и анодния процеси, са равни.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif "width =" 70 "height =" 12 "> 4 Na + + 4 ē + 4 OH - - 4 ē електролиза 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na + + 4 OH - електролиза 4 Na0 + O2 + 2H2O - йонно уравнение

4NaOH електролиза 4Na + 2H2O + O2 - молекулно уравнение

Пример 1.3. Разтопете сол Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na + + SO42-

K (-): Na + + 1 ē Þ Nao * 4

A (+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na + + 2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 - йонно уравнение на електролиза

2Na2SO4 електролиза 4Nao + O2 + 2SO3 - молекулярно уравнение

ДО А

Пример 1.4. AgNO3 сол се стопява

AgNO3 Û Ag + + NO3-

К (-): Ag + + 1 ē Þ Ago * 4

A (+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 * 1

4Ag + + 4NO3- електролиза 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 електролиза 4Ag + 2N2O5 + 2O2

ДО А

Задачи за самообучение ... Съставете уравнения за електролиза за стопилки на следните соли: AlCl3, Cr2 (SO4) 3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Електролиза на разтвори на соли, хидроксиди и киселини.

Електролизата на водни разтвори се усложнява от факта, че водата може да участва в процесите на окисление и редукция.

Катодни процеси се определят от електрохимичната активност на солевия катион. Колкото по-вляво е металът в серия на напрежение, толкова по-трудно се редуцират катионите му при катода:

Ли К ок на Mg Ал Мн Zn Кр Te Ni Сн Pb H2 Cu Hg Ag т Au

аз групаIIгрупаIIIгрупа

За метални катиони до и включително Al (група I), катодният процес е редукция на водорода от вода:

(-) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

За метални катиони след водород (група III), катодният процес е тяхното редуциране до метал:

(-) K: Мъже + + nē → Me0

За метални катиони, стоящи в поредицата от напрежения от Mn до H2 (група II), има паралелни конкурентни процеси на редукция на метални и водородни катиони от вода:

(-) К: Мен + + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Кой от тези процеси ще преобладава зависи от редица фактори: Me активност, pH на разтвора, концентрация на сол, приложено напрежение и условия на електролиза.

Анодни процеси се определят от състава на солните аниони:

а) Ако анионът на аноксиковата киселина (Cl-, Br-, I-, S2- и др.), тогава той се окислява до прости вещества (с изключение на F-):

A (+): S2- - 2ē → S0

б) В присъствието на кислород-съдържащ анион (SO42-, CO32- и др., или OH-), само водата се подлага на анодно окисление:

A (+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H +

Нека разгледаме примери, които илюстрират всички възможни опции:

Пример 2.1 ... KCl солен разтвор

К (-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A (+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

е: 2H2O + 2Cl - електролиза H2 + 2OH - + Cl2 - йонно уравнение на електролиза

2KCl + 2H2O електролиза H2 + 2KOH + Cl2 - молекулярно уравнение на електролиза

ДО А

Пример 2.2 ... разтвор на сол CuCl2

CuCl2 Û Cu2 + + 2Cl-

К (-): Cu2 + + 2e - Þ Cuo

A (+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

е: CuCl2 електролиза на Cu + Cl2

Пример 2.3. разтвор на сол FeCl2

FeCl2 Û Fe2 + + 2Cl-

Желязото принадлежи към металите от група II, следователно на катода ще се проведат два паралелни процеса:

1-ви процес:

(-) K: Fe2 + + 2ē → Fe0

(+) A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2 + + 2Cl - el-s Fe0 + Cl2 - йонно уравнение на процеса

FeCl2 el-s Fe0 + Cl2 - молекулярно уравнение на процеса

2-ри процес:

(-) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2OH-

(+) A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2Н2О + 2Cl - → Н2 + 2ОН - + Cl2 - йонно уравнение на процеса

2Н2О + FeCl2 електролиза Н2 + Fe (ОН) 2 + Cl2 - молекулно уравнение.

Поради това, в катодното пространство Fe, H2 и Fe (OH) 2 ще се образуват в различни съотношения в зависимост от условията на електролиза.

Пример 2.4 ... разтвор на сол на Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na + + SO42-

K (-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - * 2

A (+) 2H2O - 4e - Þ O2 + 4H +

е: 6H2O електролиза 2H2 + 4OH - + O2 + 4H +

е: 6H2O + 2Na2SO4 електролиза 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

в катодното пространство в анодното пространство

Когато електрическият ток е изключен и съдържанието на катодното и анодното пространство се смеси, крайният резултат от електролизата може да бъде представен с диаграмата:

2H2O el-s 2H2 + O2,

тъй като алкалите ще реагират с киселината, за да образуват 2 mol сол и 4 mol вода.

Пример 2.5 ... Електролиза на разтвор на CuSO4.

CuSO4 Û Cu2 + + SO42-

K (-): Cu2 + + 2e - Þ Cuo

A (+): 2H2O - 4e - Þ O2 + 4H +

е: 2Cu2 + + 2H2O електролиза 2Cuo + O2 + 4H +

е: CuSO4 + 2H2O електролиза 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Пример 2.6. Електролиза на разтвор на FeSO4

Тъй като желязото принадлежи към II група метали, тогава на катода ще се проведат паралелно два конкурентни процеса (виж пример 2.3), а водата ще се окислява на анода (виж пример 2.4):

1-ви процес:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif "width =" 41 "height =" 12 "> 2Fе2 + + 2Н2О el-З 2 Fe + O2 + 4H + - йонно уравнение на процес

2FeSO4 + 2Н2О el-З 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– молекулярно уравнение

2-ри процес:

К (+): 2Н2О + 2ē → Н2 + 2ОН - * 2

А (-): 2Н2О - 4ē → О2 + 4Н +

6H2O електролиза 2H2 + 4OH - + O2 + 4H +

6Н2О + 2FeSO4 електролиза 2Н2 + 2Fe (OH) 2 + O2 + 2Н2SO4 - молекулно

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif "width =" 21 "height =" 50 "> И само ако процесите на катодна редукция на метални и водородни катиони от водата са в равни пропорции , можете да запишете общото крайно уравнение на реакцията:

(-) K: Fe2 + + 2ē → Fe0

2Н2О + 2ē → Н2 + 2НО - общо 4 електрона

(+) A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H +

Fe2 + + 2H2O + 2H2O → Fe + H2 + 2HO - + O2 + 4H +

2FeSO4 + 4Н2О el-s Fe + Н2 + Fe (OH) 2 + O2 + 2Н2SO4

катоден анод

След изключване на тока и смесване на разтворите, крайното уравнение ще бъде както следва:

· Съставете уравненията на електролизата на разтвори на K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· За решаване на задачата. За да се анализира съдържанието на примес от NaCl в техническия NaOH, 40 g от препарата се разтварят във вода и се подлагат на електролиза до пълно окисляване на хлорните йони. В същото време при анода се отделят 601 ml Cl2 при температура 200°С и нормално налягане. Изчислете масовата част на примеса от NaCl в NaOH.

3. Разтворима електролиза NS m анод

По-горе бяха разгледани примери за електролиза на водни разтвори на соли с инертен анод, тоест такъв, който не участва в анодния процес. Такива електроди са направени от неактивни благородни метали, например се използват Pt, Ir или въглеродни електроди. Ако се използват разтворими аноди, например Cu-анод, Zn-анод, тогава анодният процес е значително модифициран, тъй като самият анод се окислява. На анода на 2 конкурентни протича процес с по-нисък потенциал: за окисляване на мед E0 = - 0,34 V, за окисление на цинк E0 = - 0,76 V и за окисляване на Cl-аниона E0 = + 1,36 V.

Пример 3.1. Електролиза на воден разтвор на CuCl2 сол с разтворим анод:

Катод (-): Cu-анод (+):

Сu2 + + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2 +

По този начин се получава един вид рафиниране на медния анод: той се разтваря, примесите остават в анодното пространство и чистата мед се отлага върху катода. В този случай хлорният анион не се окислява, а се натрупва в анодното пространство.

Пример 3.2. Електролиза на воден разтвор на KCl сол с Cu-анод:

Cu-анод (+): Сu0 - 2ē → Cu2 +

В началния момент водородът започва да се възстановява от водата на катода, но появата на Cu2+ в разтвор прави двете реакции на катодна редукция конкурентни:

K (-): 2H2O + 2ē → H2 + 2NO - E0 = - 0,828 V

Cu2 + + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

В резултат на това протича предимно този, който се характеризира с по-висок потенциал, тоест редукция на Cu2 + до Cu0.

Така в този случай ще настъпи и разтварянето на Cu анода: Cu0 - 2ē → Cu2 +, а образуваните медни катиони ще се редуцират на катода: Cu2 + + 2ē → Cu0. KCl солта е необходима само за повишаване на електрическата проводимост на разтвора и не участва пряко в окислително-редукционните процеси.

Задание за самостоятелна работа.Помислете за електролиза на CuSO4 с Cu анод, Na2SO4 с Cu анод.