2. Електроліз розчинів та розтопів електролітів
Електроліз розчинів
Електроліз може відбуватися на нерозчинних анодах (вугільних, графітових, платинових) та розчинних анодах (нікелевому, мідному, срібному, кадмієвому, цинковому).
1. Під час електролізу водних розчинів на аноді окислюються аніони безоксигенових кислот (крім фторидної). Наприклад S2- , I-, Cl-, Br-, H2O.
А (+) 2Cl- - 2 е- Cl2.
2) На аноді не окислюються аніони оксигеновмісних кислот, відбувається окиснення молекул води:
А (+): 2Н2О— 4е- О2 + 4Н+.
3) Під час електролізу водних розчинів на катоді практично повністю відновлюються катіони металів, які в ряді напруг знаходяться від Сu2+ до Аu3+ включно.
4) На катоді не відновлюються метали, які в ряді напруг знаходяться від Li+ до Аl3+ включно, відбувається відновлення молекул води:
К (-): 2Н2О + 2е- Н2+ 2ОН-
5) На катоді відновлюються метали, що стоять в ряді стандартних електродних потенціалів за Аl3+ до Рb2+ включно, одночасно з молекулами води. Продукти електролізу визначаються концентрацією йонів Н+ та йонів металу. Якщо водний розчин містить катіони різних металів, вони виділяються в порядку зменшення алгебраїчного значення електродного потенціалу.
Наприклад: розчин містить катіони Аg+, Сu2+, Fе2+. Метали на катоді будуть виділятися в такій послідовності: 1 - Аg (Е° = +0,86 В), 2 - Сu (Е° = +0,34 В), 3 - Fе (Е° = -0,44 В).
Продукти електролізу водних розчинів на нерозчинних анодах
Електроліти |
Продукти електролізу |
|
|
І. Луги, оксигеновмісні кислоти, солі оксигеновмісних кислот, активних металів (К, Nа, Са). Приклад: LіNО3 |
Н2, О2 — розкладається тільки вода.
L К(-) [Lі+, Н2О]
2
А(+) [NО3-, Н2О] 2 Н2О - 4е- О2 + 4Н+ 1 Сумарне йонне рівняння: 4 Н2О +2Н2О електроліз Н2+ 4ОН- + О2 +4Н+ Молекулярне рівняння: L іNО3 +3Н2О електроліз 2Н2 + О2 + LіОН+ НNО3 |
|
|
II. Безоксигенові кислоти, солі безоксигенових кислот та активних металів (К, Na, Са). Приклад: NaCl |
Н2, S, галогени. N aCl Na++Cl- К(-) [Na +, Н2О] 2 Н2О + 2е- Н2+ 2ОН- А(+) [СІ- , Н2О] 2 СІ- - 2е- СІ2 Сумарне йонне рівняння: 4 Н2О + 2Cl- електроліз Н2+ 2ОН- + Cl2 Молекулярне рівняння: 2 NaCl + 2Н2О електроліз Н2 + Cl2 + 2NaОН |
III. Солі безоксигенових кислот і малоактивних металів (Сu, Нg, Аg, Рl, Аu), а також металів із середньою активністю (Со, Ni, Сг, Sг). Приклад: СuCl2 |
Метали і галогени, а за великої концентрації Н+ може виділитися і Н2. С uCl2 Сu2+ + 2Cl- К(-) [Сu2+, Н2О] С u 2+ + 2е- Сu° А(+) [Cl-, Н2О] 2 Cl- — 2е-- Cl2 Сумарне йонне рівняння: С u 2+ + 2Cl- електроліз Сu + Cl2 Молекулярне рівняння: С uCl2 електроліз Сu + Cl2 |
IV. Солі оксигеновмісних кислот і малоактивних металів (Сu, Нg, Аg, Рl, Аu), а також металів із середньою активністю (Со, Ni, Сг, Sг). Приклад: Сu(NО3)2 |
Метал і О2, а за великої концентрації Н+ може виділитися Н2. С u(NО3)2 Сu2+ + 2NО3- К (-) [Сu2+, Н2О] С u 2+ + 2е- Си° 2 А(+) [NО3-, Н2О] 2 Н2О - 4е- О2 + 4Н+ 1 Сумарне йонне рівняння: 2 Сu 2+ + Н2О Сu + О2 + 4Н+ Молекулярне рівняння: С u(NО3)2 + 2Н2О електроліз Сu + О2 + 4НNО3 |
іNО3
Lі
+
+ NО3-
Н2О
+2е-
Н2
+2ОН-
2Електроліз розтопів
Під час плавлення, так само так і під час розчинення, солі та луги розпадаються на йони. Якщо крізь розплави цих електролітів пропустити постійний електричний струм, то відбувається електроліз. Під час
49
електролізу розплавів солей активних металів, лугів на катоді відновлюється метал.
Електроліти |
Продукти електролізу |
І. Приклад: NаСl |
N aCl Na++Cl-
К А (+) 2СІ- - 2е- СІ2 1 Сумарне йонне рівняння: 2 Na++2Cl- 2 Na+Cl2 Молекулярне рівняння: 2 NaCl електроліз 2 Na+Cl2
|
II. Приклад: КОН
|
КОН К++ОН- К (-)К ++ е- К° 4 А (+) 4ОН- - 4е- О2 + Н2О 1 Сумарне йонне рівняння: 4 К++4ОН- електроліз 4К + О2 + 2Н2О Молекулярне рівняння: 4 КОН електроліз 4К + О2 + 2Н2О |
III. Приклад: Na2SO4
|
N a2SO4 2Na+ + SO4 2- К (-)Na ++ е- Na ° 4 А (+) 2SO4 2- - 4е- 2SO3 +О2 1 Сумарне йонне рівняння: 4 Na+ + SO4 2- електроліз 4Na + 2SO3 +О2 Молекулярне рівняння: 2 Na2SO4 електроліз 4Na + 2SO3 +О2 |
(-)Na
++
е-
= Ю
Na°
2Кількісні співвідношення при електролізі
Кількісний бік електролізу ґрунтується на двох законах Фарадея.
Згідно з першим з них, маса речовин, що утворюються під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла через розчин чи розплав.
Згідно з другим законом, маси речовин, що утворюються під час електролізу при проходженні, однакової кількості електрики, пропорційні їх хімічним еквівалентам.
Обидва закони Фарадея можна виразити загальною формулою:
т = Еx Q ;
F
т = Еx It ;
96 500
де т – маса відновленої або окисленої речовини; Еx – хімічний еквівалент.