Электролиз

Прохождение постоянного электрического тока через электролит

 +

Катод Анод

электролит

между катодом (К) и анодом (А) сопровождается протеканием на них электрохимических реакций, приводящих к появлению новых веществ. Такой процесс называют электролизом.

В промышленности электролиз проводят в электролизерах, которые включают в себя емкости с объемом до нескольких м³, и рабочие электроды (анод -подключается к положительному (+) и катод подключается к отрицательному (-) полюсам источника тока). Электроды электролизера могут быть различной формы, но это обязательно проводники 1-го рода-металлы, графит или другие твердые вещества с электронной проводимостью. Различают электролиз с растворимыми и нерастворимыми анодами.

При прохождении тока носителями зарядов в электродах являются электроны, а в электролите - катионы и анионы.

В электролизере анодный и катодный процессы пространственно разделены.

Если рассматриваемый электрод подключен к отрицательному полюсу источника тока, то на его поверхности протекают катодный процесс, при котором электроны передаются от электрода к частицам окислителя - процесс восстановления.

Реакция на катоде имеет вид

Me^Z++ ne = Me⁰.

При этом другой электрод – анод подключен к положительному полюсу источника тока и на нём протекает реакция окисления.

Согласно закону Фарадея, масса выделенного вещества на каждом из электродов пропорциональна току и времени электролиза

М

m=  Iτη

nF

где M- молекулярный (или атомный) вес выделенного вещества, n-число

электронов в суммарном уравнении электрохимической реакции, I – сила тока, А, τ- время,с, F – число Фарадея (96500 А*с), η – выход по току, % .

m

η = 100%

m_практ

Электролизом раствора хлорида натрия (NaCl) в промышленности получают газообразный хлор и щелочь. На аноде протекает реакция окисления хлорид-ионов с образованием газообразного хлора

2Сl^- - 2e = Cl₂ - анодный процесс

а на катоде восстановление воды с образованием щелочи и выделением водорода

2H₂О + 2e = Н₂ + 2OH^- - катодный процесс

Порядок протекания реакций на электродах при электролизе

Для определения порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на электродах при электролизе водных растворов можно руководствоваться следующими практическими правилами:

Реакции на катоде:

1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал φ⁰ больший, чем у водорода, в порядке уменьшения φ⁰:

Если φ⁰ _{металла} > 0, то восстанавливается металл

Me^z+ + ze^- →Me⁰

2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды

Если φ⁰ _{металла} ≤ (-1,662), то восстанавливается водород из воды

если pH <7, то 2H⁺ + 2e^- →H₂↑,

если pH ≥7, то 2HOН + 2e^- →H₂↑+ 2OH^-.

3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если (-1,662) < φ⁰ _{металла}<0 , то восстанавливается и металл, и водород

Me^z+ + ze^- →Me⁰

если pH <7, то 2H⁺ + 2e^- →H₂↑,

если pH ≥7, то 2HOН + 2e^- →H₂↑+ 2OH^-.

Реакции на аноде:

Характер окислительных процессов на аноде зависит от материала электродов. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) электроды.

Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цель.

При использовании инертных анодов следует учитывать следующее:

1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их φ⁰, не превышающих + 1,5 В (S^2-, J^-, Br^-, Cl^-).

Cl^- -2e^- → Cl₂↑

2. При электролизе водных растворов, содержащих анионы кислородосодержащих кислот (CO₃^2-, NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- и др.) и F^-, на аноде окисляются не эти анионы, а молекулы воды

2HOН - 4e^- → O₂↑+ 4H⁺

При использовании растворимых анодов (из Cu, Zn, Ag, Ni и др. металлов) электроны во внешнюю цель посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого сделан анод:

Me⁰+ ze^- → Me^z+

Анод во в раствор

внешнюю

цепь

Экспериментальная часть.

Опыт 6.1. Окислительно – восстановительные реакции

Цель: Исследовать окислительно – восстановительные свойства веществ, в состав которых входят элементы с промежуточной степенью окисления.

А) Перекись водорода (H₂O₂) как окислитель.

Ход работы.

В пробирку налейте 2 мл раствора йодида калия (KJ), добавьте 2 – 3 капли раствора уксусной кислоты (CH₃COOH), затем прилейте 1 мл раствора перекиси водорода (H₂O₂).

Схема окислительно – восстановительной реакции:

KJ + H₂O₂ + CH₃COOH → J₂↓ + CH₃COOK + H₂O

Б) Перекись водорода (H₂O₂) как восстановитель.

Ход работы.

В пробирку налейте 2 мл раствора перманганата калия (KMnO₄), добавьте 2 – 3 капли раствора серной кислоты (H₂SO₄), затем прилейте 1 мл раствора перекиси водорода (H₂O₂).

Схема окислительно – восстановительной реакции:

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂↑ + K₂SO₄ + H₂O

В отчёте:

- запишите порядок выполнения опыта с указанием внешнего вида и формы (раствор или твёрдое вещество) вводимых реагентов, а также условий проведения опыта;

- подробно опишите наблюдаемые явления после смешения реагентов;

- напишите уравнение реакции в молекулярной форме, уравняйте его методом электронно-ионного баланса (метод полуреакций);

- для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель;

- по значениям стандартных электродных потенциалов (φ⁰) рассчитайте Е⁰ реакции

E⁰ = φ⁰ _{(окислитель)} - φ⁰ _{(восстановитель)}

- рассчитайте изменение энергии Гиббса для каждой реакции

∆G⁰ = - nE⁰F,

где n – наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в ОВР,

F – число Фарадея.(F = 96500 А*с);

- сделайте вывод об окислительно – восстановительных свойствах веществ, в состав которых входят элементы с промежуточной степенью окисления.