Металлом который можно получить электролизом водного раствора его соли является

Обновлено: 05.10.2024

В § 45 вы познакомились с электрохимическим методом промышленного получения металлов, который основан на электролизе, — электрометаллургией.

У этого метода есть две разновидности. Первая — это проведение электролиза расплава соединений металлов. Особенности этого способа вы рассмотрели на примере электролиза расплава хлорида магния.

Вторая разновидность электрохимического метода, называемая гидроэлектрометаллургией, основана на электролизе водных растворов солей металлов. Преимущество этого метода, по сравнению с электролизом расплавов, заключается в том, что он не требует энергетических затрат на расплавление вещества. Ограничение электролитического метода извлечения металлов из водных растворов состоит в том, что он пригоден лишь для металлов, стоящих в ряду активности металлов правее алюминия.

Особенность проведения электролиза водных растворов солей заключается в том, что наряду с процессами восстановления ионов металла на катоде и окисления анионов соли на аноде протекает конкурирующий процесс электролиза молекул воды. В результате на катоде может выделяться водород, а на аноде — кислород.

Процессы на катоде:

2Н + + 2е – = Н₂↑ при рН < 7;

Процессы на аноде:

2Н₂О – 4е – = О₂↑ + 4Н + при рН ≤ 7;

4ОН – – 4е – = О₂↑ + 2Н₂О при рН > 7.

Процессы на катоде

Способность металлов восстанавливаться на катоде при электролизе водного раствора солей определяется положением металла в ряду активности.

Катионы металлов в левой части ряда активности, заканчивая алюминием (Li + , Na + , K + , . Аl 3+ ), при электролизе не восстанавливаются. Вместо них восстанавливается водород из молекул воды:

Катионы металлов, расположенных в ряду активности правее водорода (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ , Pt 2+ , Au 3+ ), при электролизе восстанавливаются на катоде до металла:

Cu 2+ + 2е – = Cu 0 ;

Au 3+ + 3е – = Au 0 .

Этот процесс доминирует, но если электролит имеет сильно кислую среду, то одновременно с ионами металла могут восстанавливаться ионы водорода:

Катионы металлов, расположенных в ряду активности между алюминием и водородом (Mn 2+ , Zn 2+ , Сr 3+ , Fe 2+ , . Pb), при электролизе восстанавливаются на катоде одновременно с водородом из воды:

Ni 2+ + 2e – = Ni 0 ;

При электролизе водных растворов солей металлов следует учитывать возможность протекания процессов гидролиза, который ускоряется в результате образования гидроксид-ионов в электролите вблизи катода. В результате на поверхности катода могут образовываться нерастворимые основные соли и основания:

Электропроводность электрода уменьшается, и процесс электролиза замедляется или прекращается. Один из способов борьбы с таким явлением — подкисление электролитов.

Процессы на аноде

На аноде протекают процессы окисления компонентов электролита. В процессе окисления может участвовать и материал самого анода. Различают процессы электролиза в растворах с активным и инертным анодами.

Инертные аноды не окисляются под действием электрического тока и не реагируют с веществами раствора. При электролизе они служат лишь передатчиками электронов. Инертными являются электроды из графита, платины, платинированного титана.

К активным относятся аноды, изготовленные из Сu, Ag, Fe, Ni, Sn, Zn. Металл активных анодов в процессе электролиза разрушается и переходит в раствор в виде ионов. Активные аноды обычно применяют в промышленности при получении покрытий путём электрохимического восстановления металлов из растворов, поскольку растворение металлического анода в процессе электролиза восполняет убыль ионов восстанавливаемого металла из электролита. При этом они обеспечивают постоянство состава раствора, скорости процесса электролиза, состава и свойств получаемых металлических покрытий.

Рассмотрим подробнее процессы, протекающие при электролизе растворов на инертных анодах. Можно выделить следующие закономерности (табл. 31.1):

• в растворах бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) на аноде окисляются анионы, например:

• в растворах кислородсодержащих кислот и их солей в случае максимальной степени окисления атомов неметалла в анионе ( , ) окисляются атомы кислорода в молекулах воды с выделением газообразного кислорода:

• в растворах кислородсодержащих кислот и их солей, в анионах которых содержатся атомы неметалла в промежуточной степени окисления ( , ), окисляются именно эти атомы в составе анионов, например:

Таблица 31.1. Способность к окислению на аноде анионов при электролизе водных растворов солей

В водном растворе не окисляются; окислению подвергаются молекулы воды с выделением кислорода:

В водном растворе легко окисляются, например:

В специально созданных условиях в водных растворах может идти процесс окисления и кислородсодержащих анионов с максимальной степенью окисления неметалла. Например, электролизом концентрированного раствора гидросульфата калия получают сильный окислитель — пероксодисульфат калия:

Примеры использования электролиза водных растворов солей металлов в промышленности и в лаборатории

При разработке условий электролиза следует учитывать, что продукты электролиза могут вступать в химические реакции с электродами и водными растворами или между собой.

Промышленный электролиз водного раствора NaCl. Процесс используют для получения водорода, хлора и каустической соды (NaOH). При этом на катоде выделяется водород:

а в растворе накапливается каустическая сода:

Если не разделить продукты электролиза, то между образовавшимися газами произойдёт химическая реакция.

В растворе также возможно взаимодействие хлора со щёлочью:

Cl₂ + 2NaOH = NaClO + NaCl + H₂O.

Для того чтобы между продуктами электролиза не происходило взаимодействие, катодное и анодное пространство разделяют мембраной (рис. 108.2).

Рис. 108.2. Схема электролизёра с ионообменной мембраной для электролиза раствора хлорида натрия. Мембрана пропускает ионы Na + , но не пропускает ионы Cl – и OH –

С 2015 года в ОАО «Беларуськалий» функционирует цех мембранного электролиза. Продукцией цеха являются: водный раствор гидроксида калия (с массовой долей KOH 46−54 % ); твёрдый гидроксид калия (с массовой долей KOH 9 0−95 % ); соляная кислота (с массовой долей HCl 28−35 % ); гипохлорит натрия NaClO.

Электролиз растворов солей в лаборатории.

Для наглядности при рассмотрении особенностей электролиза водных растворов солей обратимся к химическому эксперименту.

Рис. 108.3. Схема прибора для электролиза:
1 — U-образная трубка (электролизёр);
2 — штатив;
3 — электроды (графитовые стержни);
4 — источник питания постоянного тока

Опыт 1. Проведём электролиз водного раствора CuSO₄. Для этого соберём прибор по схеме, представленной на рис. 108.3. В U-образную трубку нальём раствор сульфата меди(II) и опустим два графитовых стержня, закреплённых в резиновых пробках. Стержни с помощью проводов присоединим к источнику тока, на котором поддерживается напряжение постоянного тока до 12 В.

Рис. 108.4. Осаждённая медь на графитовом электроде после проведения электролиза раствора сульфата меди(II)

При пропускании электрического тока через раствор CuSO₄ на стержне, присоединённом к положительному полюсу источника тока (анод), можно наблюдать выделение пузырьков газа (это кислород), а на стержне, присоединённом к отрицательному полюсу (катод), — появление красного налёта (это восстановленная медь) (рис. 108.4).

Объяснить наблюдаемое явление можно следующими процессами.

В растворе сульфата меди происходит диссоциация:

При подключении электродов к источнику тока в растворе электролита происходит направленное движение ионов к электродам, имеющим противоположные заряды.

На катоде происходит восстановление меди, которая образует красный налёт на электроде:

Сu 2+ + 2e – = Сu 0

На аноде (положительно заряженном электроде) происходит окисление молекул воды с выделением кислорода:

Суммарное уравнение процессов на электродах в молекулярной форме:

Опыт 2. Проведите электролиз водного раствора йодида калия.

Для проведения электролиза раствора KI воспользуемся установкой из примера 1 (рис. 108.3).

В U-образную трубку нальём раствор KI и пропустим через него электрический ток. Через 3–5 минут, отключив ток и достав электроды, в катодное пространство добавим 2−3 капли фенолфталеина, а в анодное пространство прильём крахмальный клейстер.

Рис. 108.5. Электролизёр после проведения электролиза раствора йодида калия и добавления раствора фенолфталеина (катодное пространство) и крахмального клейстера (анодное пространство)

Раствор в катодном пространстве окрашивается в малиновый цвет, что свидетельствует о щелочной среде. В анодном пространстве наблюдается выделение жёлто-бурого вещества, при добавлении к которому 2–3 капель крахмального клейстера происходит посинение раствора, что указывает на присутствие в растворе йода (рис. 108.5).

Таким образом, продуктами электролиза водного раствора йодида калия являются I₂ и щёлочь.

Наблюдаемые явления свидетельствуют о протекании на электродах следующих реакций:

2Н₂О + 2e – = Н₂↑ + 2ОН – на катоде;

2I – – 2e – = I₂ на аноде.

Суммарное уравнение процесса электролиза в молекулярной форме:

Электролиз с активными анодами в промышленности. Помимо электрохимического осаждения металлических покрытий и получения порошков металлов, этот метод применяют для извлечения металлов из растворов, а также для очистки (рафинирования) металлов от содержащихся в них примесей. Так получают чистое золото, медь и многие другие металлы.

Например, при очистке (рафинировании) меди исходный металл, содержащий нежелательные примеси, служит анодом. Анод погружают в раствор сульфата меди(II). При пропускании тока медь на аноде окисляется, её ионы переходят в раствор, перемещаются к катоду и на нём восстанавливаются. Примеси в этом процессе не участвуют из-за их малой концентрации, и поэтому на катоде образуется слой чистой меди.

Процессы электролиза с активными анодами используют для получения покрытий из оксидов металлов. Так, при проведении электролиза с анодом из алюминия его поверхность окисляется, покрываясь слоем оксида. Такой процесс специального наращивания оксида на поверхности металла называют электрохимическим оксидированием (или анодированием). Анодирование применяют для защиты металла от коррозии, придания его поверхности декоративного внешнего вида, повышенной твёрдости.

Методом электролиза растворов солей на поверхность различных изделий наносят покрытия из металлов и их сплавов, композитов с неметаллами, что придаёт изделиям нужные свойства (повышенная коррозионная стойкость, декоративная отделка, электропроводность и др.). К распространённым промышленным процессам относятся цинкование, никелирование, меднение, хромирование, оловянирование, золочение и серебрение.

В НИИ физико-химических проблем Белорусского государственного университета разработаны и внедрены в промышленность процессы электрохимического осаждения покрытий из сплавов металлов и композиционных покрытий металл — оксид металла, например: Ni—B , Ni—P , Ni—Sn , Au—Co , Сu—CuO—Cu₂O , Ni — алмаз (алмаз в виде тонко измельчённого порошка). Такие покрытия более твёрдые, износо- и коррозионностойкие, чем покрытия из индивидуальных металлов, обладают декоративным внешним видом (рис. 108.6).

Рис. 108.6. Покрытия на часовых платах, платах кредитных карточек, корпусах транзисторов, фурнитурных изделиях

Электролиз водных растворов используется также в синтезе различных неорганических веществ, в обработке поверхностей металлов (азотирование, борирование, электрополировка, очистка), в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Электролизом получают кислород и водород.

При электролизе водных растворов солей на катоде восстанавливаются катионы металлов, расположенных в ряду активности после водорода.

На катоде не восстанавливаются катионы металлов IA- и IIA-групп , расположенных в начале ряда активности, а также алюминий, вместо них восстанавливается водород из молекул воды.

На катоде одновременно с водородом из воды восстанавливаются катионы металлов, расположенных в ряду активности между алюминием и водородом.

На аноде в растворах солей бескислородных кислот окисляются анионы (кроме фторид-ионов).

На аноде в растворах солей кислородсодержащих кислот с максимальной степенью окисления неметалла ( , ) окисляются молекулы воды с выделением кислорода.

Вопросы, задания, задачи

1. Какие из веществ — каменная соль, сахар, медный купорос, глицерин, серная кислота — могут подвергнуться электролизу в водном растворе?

2. Объясните, почему алюминий нельзя получить электролизом водного раствора его хлорида.

3. Приведите уравнения реакций на электродах при электролизе водного раствора сульфата никеля(II).

4. Сравните продукты электролиза расплава и водного раствора хлоридов натрия, никеля(II) и меди(II). Приведите соответствующие уравнения химических реакций.

5. При электролизе водного раствора хлорида натрия без разделения электродных пространств можно получить гипохлорит натрия. Приведите возможные уравнения электродных процессов и химических реакций в растворе.

6. Продукцией цеха мембранного электролиза ОАО «Беларуськалий» являются водный раствор гидроксида калия и соляная кислота. Приведите уравнения реакций, которые лежат в основе получения этих веществ.

7. Как изменится концентрация катионов и анионов в водных растворах CuCl₂, Na₂SO₄, KI, NaOH, HCl при электролизе? Приведите соответствующие уравнения реакций.

8. В качестве лабораторного способа дезинфекции воды используется электролиз водного раствора хлорида натрия в портативных электролизёрах. Объясните процессы, на которых основан этот способ дезинфекции воды.

9. Сырьём для получения цинка является руда, содержащая цинковую обманку (ZnS). Продукт её обжига растворяют в серной кислоте и после нескольких стадий очистки от примесей (Cu 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ и др.) подвергают электролизу. Приведите уравнения химических реакций, иллюстрирующих все основные стадии получения цинка.

10. Оксид марганца(IV) получают электролизом раствора сульфата марганца(II) в присутствии серной кислоты. Предположите, какие процессы протекают на электродах и приведите уравнения соответствующих реакций.

Самоконтроль

1. При электролизе водных растворов солей восстанавливаются ионы:

а) Li + ;
б) Mg 2+ ;
в) Ni 2+ ;
г) Au 3+ .

2. При электролизе водных растворов солей не восстанавливаются ионы:

а) K + ;
б) Са 2+ ;
в) Cu 2+ ;
г) Ag + .

3. Продуктами электролиза водного раствора калийной соли являются:

4. На катоде могут протекать процессы:

а) 2Н₂О + 2e – = Н₂↑ + 2ОН – ;
б) 2Н₂О – 4e – = О₂↑ + 4Н + ;
в) 2Н + + 2e – = Н₂↑;
г) Ni 2+ + 2e – = Ni 0 .

5. При электролизе водного раствора хлорида натрия выделился водород объёмом 2,24 дм 3 (н. у.). Число электронов, отданных при этом ионами хлора, равно:

Электролиз расплавов и растворов

Электролиз расплавов и растворов встречается в заданиях на ЕГЭ, а значит, если вы планируете сдавать экзамен по химии, эту тему нужно знать на отлично. Наша статья поможет узнать или повторить, что такое электролиз, его правила и схема протекания.

31 декабря 2021

· Обновлено 1 июня 2022

Ждём вас 8 октября в 13:00. Вместе с педагогами, психологами и другими экспертами в образовании и воспитании ответим на главные вопросы мам и пап.

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

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

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

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

Виды электролиза

Различают два вида электролиза:

Электролиз водного раствора.

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

Процесс на катоде K (−)

Катион принимает электроны и восстанавливается:

Me +n + ne − → Me 0 (восстановление).

Процесс на аноде A (+)

Анион отдает электроны и окисляется:

неMe −n − ne − → неMe 0 (окисление).

Процессы, протекающие при электролизе в общем случае:

К − : Ме +n + ne − → Ме 0 ;

А + : неМе −n − ne − → неМе 0 .

Суммарное уравнение электролиза:

Электролиз расплава

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

К − : 2Na + + 2e − = 2Na 0

А + : 2Cl − − 2e − = Cl₂

При опускании в расплав угольных (инертных) электродов, присоединенных к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы — к положительно заряженному электроду (аноду) и отдают электроны.

Теперь давайте рассмотрим электролиз расплава гидроксида калия.

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

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

Электролиз раствора

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

К − : 4H₂O + 4e − = 2H₂ 0 + 4OH −

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Для удобства мы собрали информацию об электролизе в таблице:

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

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

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

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

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

При электролизе растворов щелочей происходит окисление гидроксид-ионов.

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

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

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

В общем виде электролиз солей карбоновых кислот можно записать так:

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

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

Применение электролиза

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

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

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

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

Вопросы для самопроверки

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

Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

2. Продолжите фразу «электролиз — это…»:

ОВР с применением тока.

Реакция без изменения степеней окисления с применением тока.

ОВР с применением катализаторов.

3. Как заряжен анион?

Не имеет заряда.

4. Чем отличается электролиз раствора от электролиза расплава?

В расплаве плавится твердое.

Присутствием молекул воды и продуктов ее диссоциации.

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

Электролиз

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

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

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

Катод

К катоду притягиваются катионы - положительно заряженные ионы: Na + , K + , Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + и т.д.

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

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

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

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

К аноду притягиваются анионы - отрицательно заряженные ионы: SO₄ 2- , PO₄ 3- , Cl - , Br - , I - , F - , S 2- , CH₃COO - .

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO₄ 2- , PO₄ 3- - на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

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

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

Примеры решения

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

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

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

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

NaCl + H₂O → H₂ + Cl₂ + NaOH (обычно в продуктах оставляют именно запись "NaOH", не подвергая его дальнейшему электролизу)

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

Запишем реакцию электролиза для CuSO₄:

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

Электролиз расплавов

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

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

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

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

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

Электролиз солей

Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции дают возможность создания гальванических элементов, в которых вырабатывается электрическая энергия. Если же реакция несамопроизвольна, то ее осуществление возможно при помощи электрической энергии. Подобные процессы осуществляют в электролизерах и называются они реакциями электролиза (электролиз солей).

Электролизер

Как видно на рисунке ниже, электролизер состоит из двух электродов, погруженных в расплав или водный раствор соли. Источник электрического тока передает электроны в один из электродов и удаляет их с другого электрода. При отдаче электронов электрод заряжается положительно, а при получении электронов – отрицательно.

Электролизер

Электролиз расплава NaCl

При электролизе расплава NaCl на отрицательном электроде (катоде) происходит присоединение электронов ионом натрия Na + и его восстановление. При этом вблизи электрода концентрация ионов Na + уменьшается и, вследствие этого, к электроду перемещается дополнительное количество ионов Na + .

Аналогично происходит миграция ионов Cl — к положительному электроду, где в результате отдачи электронов протекает процесс окисления. Таким образом, на электродах идет накопление продуктов окисления и восстановления.

Как и в гальваническом элементе, процесс восстановления протекает на катоде, а процесс окисления – на аноде.

При электролизе расплава NaCl протекают следующие реакции:

Анод	2Cl — -2e — → Cl₂ 0
Катод	2Na + + 2e — → 2Na 0
2Na + + 2Cl — → 2Na 0 + Cl₂ 0

В промышленности таким образом получают натрий, используя электролизер Даунса, представленный на рисунке ниже.

электролизер Даунса

Сложнее протекает электролиз водных растворов электролитов.

Электролиз водного раствора NaCl

Так, например, при электролизе водного раствора хлорида натрия, происходят иные процессы, нежели при электролизе его расплава. На катоде происходит восстановление воды, а не натрия; на аноде происходит окисление хлорид-ионов:

Анод	2Cl — -2e — → Cl₂ 0
Катод	2H ₂ O + 2e — → H₂ 0 +2OH —
2H₂O + 2Cl — → H₂ 0 + Cl₂ 0

Таким образом, получить натрий путем электролиза водного раствора его соли не удастся: на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.

При электролизе водных растворов солей окислительно-восстановительные процессы, протекающие на катоде и аноде зависят от природы катионов металлов и характера аниона соли.

Процесс на катоде

Предсказать результат восстановительного процесса на катоде можно с помощью таблицы стандартных электродных потенциалов металлов:

Катионы металлов, имеющие большую величину стандартного потенциала и расположенные в ряду после водорода полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металлов: Cu 2+ , Hg₂ 2+ , Ag + , Hg 2+ , Pt 2+ до Pt 4+
Катионы металлов, имеющие малую величину стандартного потенциала не восстанавливаются на катоде, вместо этого происходит восстановление воды: от Li + , Na + … до Al 3+ включительно.
Катионы металлов, имеющие среднюю величину стандартного потенциала будут восстанавливаться на катоде вместе с молекулами воды: от Mn 2+ , Zn 2+ … до H

Если имеется смесь катионов, то легче всего на катоде будут восстанавливаться катионы металла с наиболее положительным потенциалом, например, из смеси Cu 2+ , Ag + , Zn 2+ сначала восстановится Ag + (E = +0,79 В), затем Cu 2+ (E = +0,337 В) и только потом Zn 2+ (E = +0,76 В).

Процесс на аноде

Какие процессы будут протекать на аноде зависит от материала анода и самого электролита. Нерастворимые аноды в процессе электролиза не окисляются, тогда как растворимые аноды разрушаются и в виде ионов переходят в раствор.

Рассмотрим процессы, происходящие на инертном (нерастворимом) аноде:

При электролизебескислородных кислот и их солей (исключение HF и фториды) на аноде окисляются их анионы.

2Cl — -2e — = Cl₂

При электролизекислородсодержащих кислот и их солей c максимальной степенью окисления на аноде происходит окисление воды, в связи с тем, что потенциал окисления воды меньше, чем для таких анионов.

2H₂O -4e — = O₂ + 4H +

При электролизе кислородсодержащих кислот и их солей c промежуточной степенью окисления на аноде происходит окисление анионов кислот

SO₃ 2- + H₂O -2e — = SO₄ 2- + 2H +

В таблице ниже представлены наиболее типичные случаи электролиза с химической точки зрения

K: Cu 2+ + 2e — = Cu

Т.е. происходит разложение воды

A: Cu — 2e — = Cu 2+

Электролиз солей — количественные аспекты

Связь между количеством вещества, выделившегося при электролизе соли и количеством прошедшего через него электричества отражена в законах Фарадея.

1 закон Фарадея

Массы веществ (m), выделившихся на катоде или аноде (или образовавшиеся в катодном и анодном пространстве), пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества (Q):

где k – коэффициент пропорциональности или электрохимический эквивалент, численно равный массе вещества, которое выделяется при прохождении 1 кулона электричества.

2 закон Фарадея

Равные количества электричества в процессе электролиза выделяют эквивалентные количества различных веществ.

Т.е. чтобы выделился один химический эквивалент любого соединения необходимо приложить одинаковое количество электричества, которое равно 96484,56 Кл/моль. Это величина называется постоянной Фарадея.

m – масса вещества,

Э – электрохимический эквивалент,

t – время электролиза.

Законы Фарадея имеют большое значение при проведении расчетов, связанных с электролизом.

Задачи с решениями на составление уравнений электродных реакций, протекающих при электролизе, а также на применение законов Фарадея приведены в разделе Задачи к разделу Электролиз солей

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Li - 2s 1
Na - 3s 1
K - 4s 1
Rb - 5s 1
Cs - 6s 1
Fr - 7s 1

Природные соединения

NaCl - галит (каменная соль)
KCl - сильвин
NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Читайте также: