Электролиз катод и анод

Электролиз катод и анод

Сайт СТУДОПЕДИЯ проводит ОПРОС! Прими участие 🙂 — нам важно ваше мнение.

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс,который протекает на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов. Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) катионы перемещаются к отрицательному электроду (катоду), а анионы – к положительному электроду (аноду). Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды. При электролизе протекают два параллельных процесса: на катоде (заряжен отрицательно) процесс восстановления; на аноде (заряжен положительно) – процесс окисления. Таким образом, заряды электродов при электролизе противоположны тем, которые имеют место при работе гальванического элемента.

На характер и течение электродных процессов при электролизе большое влияние оказывают состав электролита, растворитель, материал электродов и режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.). Прежде всего, надо различать электролиз расплавленных электролитов и растворов.

Рис. 9.6.1. Схема процесса электролиза расплава CuCl2: 1 – расплав соли CuCl2; 2 – анод; 3 – катод; 4 – источник постоянного тока

Электролиз расплавов солей. Рассмотрим в качестве примера электролиз расплава хлорида меди (рис. 9.6.1). При высоких температурах расплав соли диссоциирует на ионы. При подключении электродов к источнику постоянного тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду.

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде:

Ионы хлора, достигнув анода, отдают электроны и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков:

2Cl – – 2e .

Суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава CuCl2:

Cu +2 + 2Cl – Cu 0 + .

Электролиз водных растворов солей. В водных растворах, кроме ионов самого электролита, находятся также молекулы воды, способные восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде.

Процессы на катоде. Возможность протекания восстановления ионов металла или молекул воды определяется значением электродного потенциала металла, а также характером среды (рН). В общем случае (без влияния характера среды) на катоде могут протекать следующие процессы (табл. 9.6.1):

1) если электролизу подвергается соль активного металла, то на катоде восстанавливаются молекулы воды. В результате у катода выделяется водород;

2) если электролизу подвергается соль среднеактивного металла, то происходит одновременное восстановление и катионов металла, и молекул воды;

3) если электролизу подвергается соль малоактивного металла, то на катоде восстанавливаются только катионы металла.

Схема процессов, протекающих на катоде

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al
Восстановление молекул воды 2H2O + 2e – → H2 + 2OH –
Ti, Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H)
Восстановление молекул воды и катиона металла 2H2O + 2e – → H2 + 2OH – ; M n + + ne – → M 0
Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
Восстановление катиона металла M n + + ne – → M 0
Читайте также:  Вазоны из труб своими руками

Процессы на аноде. При рассмотрении анодных процессов следует учитывать тот факт, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. Поэтому различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.

Инертным называется анод, материал которого в процессе электролиза химически не изменяется. Для изготовления инертных анодов обычно применяют графит, уголь, платину. На инертном аноде при электролизе водных растворов могут протекать процессы (табл. 9.6.2):

– если электролизу подвергается соль бескислородной кислоты, то на аноде окисляется анион кислотного остатка. Исключением является фтор-анион, имеющий высокий окислительный потенциал;

– если электролизу подвергается соль кислородсодержащей кислоты или сама кислота, то на аноде окисляются молекулы воды. В результате у анода выделяется кислород.

Схема процессов, протекающих на аноде

S 2– , I – , Br – , Cl –
Окисление кислотного остатка X n – – ne – → X 0
Окисление молекул воды 2H2O – 4e – → O2 + 4H +

Активным называется анод, материал которого (металл) входит в состав электролизуемой соли. При этом материал анода окисляется и металл переходит в раствор в виде ионов, т. е. окисляется. Активные аноды изготавливают из Cu, Ag, Zn, Cd, Ni, Fe и т. д. Для примера приведем электролиз нитрата серебра (AgNO3) с нерастворимым и растворимым анодами (Ag):

Инертный анод: Активный анод (Ag):
К (–): Ag 1+ +1e Ag 0 А (+): 2H2O – 4e O2 + 4H + К (–): Ag 1+ +1e Ag 0 А (+): Ag 0 – 1e Ag 1+

Процессы электролиза характеризуются законами Фарадея, определяющими зависимость между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, испытывающего химические превращения на электроде.

1-й закон Фарадея. Количество вещества, выделяемое на электроде, прямо пропорционально количеству пропущенного электричества.

(9.6.1)

где m – масса вещества, испытывающего электрохимическое превращение; MЭ – эквивалентная молярная масса вещества; F – постоянная Фарадея, 96500 Кл; Q – количество электричества.

Так как Q=I×t,где I – сила токаА, t – время,с, формулу 9.6.1 можно переписать в следующем виде

. (9.6.2)

Обычно количество вещества, выделяющегося на электроде, меньше рассчитанного по уравнению Фарадея, что связано с протекающими в электролизере побочными процессами. Отношение массы вещества, выделившейся при электролизе на электроде, к теоретическому значению, рассчитанному по закону Фарадея, называется выходом по току (ВПТ, %).

%, (9.6.3)

где mтеор – масса выделяемого при электролизе вещества, рассчитанная по закону Фарадея, mэксп – масса вещества, выделившегося в процессе эксперимента.

Например, рассчитанное количество металла, выделяющегося на катоде, составило 6 г, а в ходе эксперимента было получено 4,8 г, соответственно выход по току составил 80 %.

2-й закон Фарадея. Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов:

Читайте также:  Стандартные размеры ленточных пил
(9.6.4)

где m1, MЭ1 масса и молярная эквивалентная масса вещества, выделившегося на одном электроде, а m2, MЭ2 на другом электроде.

Дата добавления: 2014-11-06 ; Просмотров: 4854 ; Нарушение авторских прав?

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Электролиз расплавов солей

Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Рис. 1. Понятие электролиза.

Хаотическое движение ионов под действием тока делается упорядоченным. Анионы движутся к положительному электроду (аноду) и окисляются на нем, отдавая электроны. Катионы движутся к отрицательному полюсу (катоду) и восстанавливаются на нем, принимая электроны.

Электроды могут быть инертными (металлическими из платины или золота или неметаллическими из угля или графита) или активными. Анод в этом случае растворяется в процессе электролиза (растворимый анод). Его изготавливают из таких металлов, как хром, никель, цинк, серебро, медь и т. д.

При электролизе расплавов солей, щелочей, оксидов катионы металлов разряжаются на катоде с образованием простых веществ. Электролиз расплавов является промышленным способом получения таких металлов, как натрий, калий, кальций (электролиз расплавов солей) и алюминий (электролиз расплава оксида алюминия Al2O3 в криолите Na3AlF6, используемом для облегчения переведения оксида в расплав). Например, схема электролиза расплава поваренной соли NaCl происходит так:

Катод (–) (Na + ): Na + + е = Na 0

Анод (–) (Cl – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl2

Одновременно с получением щелочного металла натрия при электролизе соли получают хлор.

Электролиз растворов солей

Если электролизу подвергаются растворы солей, то, наряду с ионами, образующимися при диссоциации соли, окисляться или восстанавливаться на электродах может и вода.

Существует определенная последовательность разряжения ионов на электродах в водных растворах.

1. Чем выше стандартный электродный потенциал металла, тем легче он восстанавливается. Иначе говоря, чем правее стоит металл в электрохимическом ряду напряжений, тем легче его ионы будут восстанавливаться на катоде. При электролизе растворов солей металлов от лития до алюминия включительно на катоде всегда восстанавливаются молекулы воды:

Если электролизу подвергаются растворы солей металлов, начиная с меди и правее меди, на катоде восстанавливаются только катионы металлов. При электролизе солей металлов от марганца MN до свинца Pb могут восстанавливаться как катионы металлов, так, в некоторых случаях, и вода.

2. На аноде окисляются анионы кислотных остатков (кроме F-). Если электролизу подвергаются соли кислородосодержащих кислот, то анионы кислотных остатков остаются в растворе, окисляется вода:

3. Если анод растворимый, то происходит окисление и растворение самого анода:

Пример: электролиз водного раствора сульфата натрия Na2SO4:

Рис. 2. Электролиз водного раствора сульфата натрия.

Так происходит электролиз, если катодное и анодное пространства разделены. Если же они не разделены происходит электролиз воды:

Рис. 3. Таблица электролиза расплавов и растворов.

Что мы узнали?

По химии 11 класса обязательной является тема «Электролиз». Суть процесса заключается в том, что беспорядочное движение ионов в электролите под действием электрического поля превращается в направленное.

Читайте также:  Полив садовых деревьев осенью

Тема электролиза довольна большая, формул в ней много и, как мне кажется, больше ее изучают на уроках физики… Я хочу рассмотреть ту часть, которая касается химии, и при этом только формат ЕГЭ — электролиз водных растворов солей.

Электролиз водных растворов солей

Для начала давайте представим себе систему, в которой происходит электролиз.

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

  • Анод — положительно заряженный электрод
  • Катод — отрицательно заряженный электрод

Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

  • Неметаллы и их производны, анионы — к аноду
  • Металлы и их производный, катионы — к катоду

Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

Разберем сначала катионы :

  • Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
    2H2O + 2е = H2 + 2OH – Образовавшийся водород H2 идет к катоду
  • Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:
    Cu 2+ + 2е = Cu 0 Медь осаждается на катоде
  • Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды :
    2О + 2е = Н2+ 2ОНZn 2+ + 2e = Zn 0

Теперь анионы-кислотные остатки :

  • Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
    2H2O — 4e = O2 + 4H + Образовавшийся O2 выделяется на аноде
  • Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
    Cl − — 1e = Cl2 0 Хлор выделяется на аноде
  • Исключение: F − — вместо него будет выделяться кислород.

Примеры:

1 .1. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

анод (+): Cl − — 1e = Cl 0 ; Cl 0 +Cl 0 =Cl2

2.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0

2.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

катод (-): Cu 2+ + 2e = Cu 0

анод (+): 2Cl − — 2e = 2Cl 0

Электролиз водных растворов солей отличается от электролиза расплавов.

Отличие — в наличии растворителя. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

  • ЕГЭ это вопрос Части B № 3
Ссылка на основную публикацию
Adblock detector