Лекция 4 ЭЛЕКТРОЛИЗ (1 час) ЭЛЕКТРОЛИЗ СОЛЕЙ Учебные

Лекция 4
ЭЛЕКТРОЛИЗ (1 час)
ЭЛЕКТРОЛИЗ СОЛЕЙ
Учебные вопросы:
1. Сущность электролиза. Электролиз расплавов солей. Вторичные
процессы при электролизе
2.
Электролиз растворов солей. Последовательность разрядки
ионов при электролизе
3.
Электролиз с растворимым и нерастворимым анодом
4.
Законы Фарадея. Выход по току.
Учебная информация:
СУЩНОСТЬ ЭЛЕКТРОЛИЗА,
Электролиз – окислительно-восстановительные процессы, протекающий
на электродах при прохождении постоянного электрического тока через
раствор или расплав электролитов.
Окислительно-восстановительный
процесс протекает на электродах: катоде (-) и аноде (+), присоединенных
соответственно к отрицательному и положительному полюсу источника
тока. На катоде протекают процессы восстановления, а на аноде –
окисления ионов, находящихся в растворе (расплаве) электролитов. При
электролизе, наряду с основными процессами, могут протекать вторичные
процессы в результате следующих причин: изменение среды при
электролизе, изменение электродов при разрядке ионов, взаимодействие
продуктов электролиза между собой. При этом понижается коэффициент
выхода по току или становится равным нулю, т.е. продукт электролиза
будет другой, а
не тот, который ожидали. Часто анодное и катодное
пространства разделяют между собой диафрагмой, чтобы продукты
электролиза не вступали между собой в химическое взаимодействие.
Электролиз расплава NaCl:
Катод: Na+ + e- Na
Анод: Cl- - e- Cl0
NaClNa+ +Cl-
Около анода: Cl0 + Cl0 Cl2
Или 2Cl- - 2e- Cl
Электролиз различных веществ протекает при определенной разности
потенциалов, называемой потенциалом разложения – это минимально
необходимая разность потенциалов, при которой начинается электролиз
данного соединения. Поэтому можно из совместного раствора выделить
какой-либо один ион, обладающий в данных условиях наименьшим
потенциалом разложения. Например, из водных растворов ZnSO4 и NiSO4 в
первую очередь разряжается NiSO4, а затем ZnSO4 .
ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПРОЦЕССОВ .
Существенно различаются процессы электролиза расплавов и водных
растворов электролитов. Эти различия сказываются и на характере реакций,
протекающих
на
электродах.
При
электролизе
водных
растворов
электролитов в электродных процессах принимает участие вода.
Характер катодных реакций при электролизе водных растворов
определяется положением катионов в ряду стандартных электродных
потенциалов. Возможны три вида реакций, протекающих при электролизе на
катоде:
1.
Электродный
(например,
потенциал
медь,
серебро),
металла
его
имеет
ионы
положительное
практически
значение
полностью
восстанавливаются.
Me+n + ne- Me0
2. Электродный потенциал металла имеет отрицательное значение, близкое к
величине -0,41В (например, цинк, железо кадмий, никель), в зависимости от
условий, его ионы могут восстанавливаться одновременно с
водорода, образуемыми молекулой воды.
ионами
Me+n + ne- Me0
2H2O + 2e- H2+ 2OH3. При отрицательных значениях электродного потенциала значительно ниже
–0,41 В (например алюминий, магний) на катоде восстанавливаются не ионы
металла, а молекулы воды.
2H2O + 2e- H2+ 2OHЭЛЕКТРОЛИЗ С РАСТВОРИМЫМ АНОДОМ
При электролизе используются два вида анодов: 1) нерастворимые или
инертные (Pt, Au, графит, уголь и др.); они при электролизе служат лишь
передатчиками электронов; 2) растворимые (активные), которые сами
растворяются при электролизе.
На инертном аноде при электролизе водных растворов бескислородных
кислот (НI, НBr, HCl) и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются
анионы с выделением соответствующего галогена.
2I- – 2е I2
При электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих
кислот и их солей с максимальной степенью окисления неметалла, а также
фторводорода и фторидов на аноде окисляются не анионы (SO42, NO3, PO43 и
др. ), а молекулы воды с выделением кислорода, так как потенциал окисления
воды значительно меньше. Например:
2 SO42 – 2е S2O82;
2 Н2О – 4е
E0 = +2,01 В
О2 + 4Н+ ;
E0 = +1,228 В
Анионы, содержащие неметалл, в промежуточной степени окисления
(SO32, NO2и др.) сами окисляются на аноде, например:
SO32 + Н2О – 2е
SO42 + 2Н+
Растворимые аноды (изготовленные из меди, серебра, цинка кадмия,
никеля и др. металлов) в процессе электролиза окисляются и переходят в
раствор в виде ионов, независимо от природы аниона, например:
Me0 – nе Me+n
Масса анода при этом уменьшается.
Наиболее характерные случаи электролиза:
1. Электролиз водного
раствора соли, образованной активным
металлом и бескислородной кислотой, например, NaCl.
Электродные
потенциалы процессов восстановления ионов натрия и воды имеют
следующие значения:
Na+ + e Na0
E0 = - 2,71 В
2Н2О + 2е Н20+ 2ОН
E0 = - 0,41 В
Поэтому при пропускании тока через раствор
NaCl у катода
восстанавливается вода и выделяется водород, а в катодном пространстве
ионы
Na+ с ионами ОНобразуют
NaОН. Реакции, происходящие при
электролизе на катоде и аноде, могут быть выражены следующей схемой:
NaCl
Na+ + Cl
Н2О
К(-)
Н2О + 2е Н20+ 2ОН
Na+ + ОН NaОН
А(+)
2Cl – 2е 2Cl20
2NaCl + 2Н2О Н20+ 2Cl20+ 2NaОН
В данном случае при электролизе получается водород, галоген, в
катодном пространстве – гидрооксид натрия.
2. Электролиз водного раствора
соли образованной активным
металлом и кислородосодержащей кислотой.
2Na+ + SO42
Na2SO4
Н2О
2Н2О + 2е Н20+ 2ОН
К(-) 2
Na+ + ОН NaОН
2 Н2О – 4е О2 + 4Н+
А(+)
2Н+ + SO42 Н2SO4
Na2SO4 + 2Н2О Н20+ О2+2NaОН+ Н2SO4
На катоде выделяется водород, на аноде - кислород; в катодном
пространстве получается гидрооксид натрия, а в анодном пространстве –
серная кислота. При смешении растворов образуется исходная соль. В
данном случае происходит разложение воды, т.е. количества ионов Na+ и
SO42 остаются неизменными.
3. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным
металлом и кослородосодержащей кислотой:
CuSO4
Cu+2 + SO42
Н2О
K (-) 2
A (+)
Сu+2 + 2е Сu0
2 Н2О – 4е О2 + 4Н+
2Н+ + SO42 Н2SO4
2CuSO4 + 2Н2О Cu+ О2 + 2Н2SO4
В данном случае при электролизе получается металл, кислород и в
анодном пространстве образуется кислота.
4. Электролиз соли, образованной малоактивным металлом и
безкислородной кислотой:
Cu+2 + 2 Br
CuBr2
Н2О
K (-)
Сu+2 + 2е
A (+)
2 Br – 2е
Сu0
Br2
CuBr2 Cu+ Br2
В данном случае образуется металл и галоген.
5. Электролиз раствора соли малоактивного металла с растворимым
анодом.
Cu+2 + SO42
CuSO4
Н2О
Cu+2 + 2е Cu0
K (-)
A (+)
Cu0 - 2е
Cu+2
На аноде происходит растворение меди, а на катоде осаждается чистая
медь. Этот случай электролиза применяется для очистки металлов.
Если соль образована металлом, стоящим в ряду напряжений после
алюминия до водорода, то в процессе восстановления принимают участие и
вода, и ионы металла в зависимости от концентрации соли. Чем менее
концентрированный раствор, тем менее интенсивно восстанавливается
металл. Например:
NiSO4
Ni+2 + SO42
Н2О
K (-)
Ni+2 + 2е Ni0
2Н2О + 2е Н20+ 2ОН
H++ ОН Н2О
A (+)
2 Н2О – 4е
О2 + 4Н+
2Н+ + SO42 Н2SO4
2NiSO4 + 2Н2О Ni+ Н20+ О2 + Н2SO4
ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
Количественная характеристика процессов электролиза выражается
законами Фарадея.
1 закон. Количество вещества, образовавшегося или растворившегося на
электродах, прямо пропорционально количеству прошедшего через раствор
электричества:
m=k·Q ,
где: m – масса образовавшегося или подвергшегося превращениям вещества,
г;
Q - количество электричества, Кл; А-ч.
Так как Q=I·t,
то
m=k·I·t,
где: I - сила тока, А;
t – время электролиза, с, (ч);
k – электрохимический коэффициент, равный количеству вещества,
выделяющегося при прохождении через электролит 1 Кл электричества.
2 закон. Количества веществ, выделившихся на электродах при прохож-дении
одинакового
количества
электричества,
прямо
пропорционально
их
химическим эквивалентам. Согласно закону Фарадея, для выделения одного
эквивалента вещества необходимо затратить 96484 Кл
(26,8 А·ч)
электричества. Эту величину называют постоянной Фарадея.
Из законов Фарадея вытекает:
,
где mэ – эквивалентная масса вещества, г/моль;
F - постоянная Фарадея, (F= 96500Кл=26,8А·ч).
Выход по току - это отношение количества фактически полученного
продукта к теоретически возможному, соответствующему количеству
прошедшего электричества.
где
- выход по току;
mпрак – масса полученного вещества, г;
mтеор– теоретическая масса
вещества (рассчитывается по закону
Фарадея), г.
Стандартные электродные потенциалы (E°)
некоторых металлов (ряд напряжений)
Электрод
Е°,В
Электрод
Е°, В
Li+ / Li
- 3,045
Cd2+/Cd
-0,403
Rb+/Rb
- 2,925
Со2+/Со
-0,277
K+/K
-2,924
Ni2+/Ni
-0 25
Cs+/Cs
-2,923
Sn2+/Sn
-0,136
Ba2+/ Ba
-2,90
Pb2+/Pb
-0,127
Ca2+/Ca
- 2,87
Fe3+/Fe
Ma + /Na
-2,714
2H+/H2
0, 000
Mg2+/Mg
-2,37
Sb3+/Sb
+ 0,20
Bi3+/Bi
-0,037
Al3+/Al
- 1,70
Ti2+/ Ti
-1,603
Cu2+/Cu
+0 34
Zr4+/Zr
-1,58
Cu+/Cu
+0,52
Mn2+/Mn
-1,18
Hg2 2+/2Hg
+0,79
V2+/V
-1,18
Ag+/Ag
+0,80
Сr2+/Cr
- 0,913
Hg2+/Hg
+,85
Zn2+/Zn
-0,763
Pt2+/Pt
+1,19
Cr3+/Cr
- 0,74
Au3+/Au
+1,50
Fe2+/Fe
-0,44
Au+/AU
+1,70
+0,215
Процессы электролиза находят применение:
1)
в металлургической промышленности (получение металлов);
2)
химической промышленности (получение гидроксидов щелочных
металлов)
3)
гальванотехнике (нанесение на поверхность металлов других метало
получение копий с рельефных предметов осаждением металла,
оксидирование).
Резюме по теме:
Электролиз – окислительно-восстановительные процессы,
протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического
тока через раствор или расплав электролитов. На катоде протекают процессы
восстановления, а на аноде – окисления ионов, находящихся в растворе
(расплаве) электролитов Процессы электролиза существенно различаются
для расплавов и водных растворов электролитов. При электролизе водных
растворов электролитов в электродных процессах принимает участие вода.
При электролизе используются два вида анодов: нерастворимые или
инертные и растворимые (активные).
Вопросы для самопроверки
1)
Что называется электролизом?
2)
Какие процессы протекают на катоде, на аноде при пропускании
электрического тока через расплав или раствор электролита?
3)
Чем отличаются процессы, протекающие на катоде при электролизе
растворов ?
4)
Какие аноды называются растворимыми, нерастворимыми?
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:
1.
2.
3.
4.
Коровин Н.В.. Общая химия: Учебн. Для техн. Направл. и спец.вузов–М.:
Высш. 2004 -560
Глинка. Н.А. «Химия» -Л.:2006– 702 с.
Фролов В.В.Химия: Уч. пособ.для втузов. М.: Высш. Шк..2002 -527 с.
Синицына И.Н., Тимошина Н.М. Методические указания к лабораторной
работе «Электролиз солей». СГТУ, БИТТУ – 2009