Электролиз - это прекрасный окислительно-восстановительный процесс, который всегда протекает под действием электрического тока. Для электролиза нужны электролизная ванна и два электрода - катод и анод, подключённые к источнику постоянного тока, например, к аккумулятору. Ну, или к батарейке.
Понятно, что в электролизную ванну можно поместить только вещество, которое проводит электрический ток. Электролит. Способный диссоциировать на ионы. Водный раствор или расплав. Опускаем в него электроды и подаём электрический ток. Обычно, под действием электрического тока исходные вещества разлагаются. А вот как именно и с какими продуктами - зависит от природы веществ. При разборе электролиза всегда рассматривают два процесса - катодный и анодный, а потом записывают суммарное уравнение электролиза. Разберём несколько разных случаев и начнём с электролиза расплавов:
- Электролиз расплава соли бескислородной кислоты, например, хлорида никеля. Когда сухую соль расплавляют, она становится жидкой и состоит из ионов: NiCl2 = Ni^²+ + 2Cl^-
Ионы никеля стремятся к отрицательно заряженному катоду, где и восстанавливаются до металлического никеля: Ni^²+ + 2е = Ni
Как мы можем это проверить? По изменившейся массе катода и по изменению его внешнего вида. Когда на нём оседает свежий металл, он становится блестящим и это видно. Суть катодного процесса - восстановление металла - всегда одинакова, если речь идёт о расплавах. Из любого расплава можно получить чистый металл, независимо от его положения в ряду активности металлов.
На инертном (сделанном из графита, керамики или благородного металла) аноде - положительно заряженном электроде - происходит такой же простой процесс - окисление аниона бескислородной кислоты: 2Cl^- - 2е = Cl2 Жёлто-зелёный газообразный хлор поднимается облачком над прианодным пространством.
По итогу получаем обыкновенное разложение хлорида никеля, которое в обычных условиях не происходит, но под действием электричества - вуаля!:
NiCl2 = Ni + Cl2 Имеем два простых вещества вместо одного сложного.
2. Электролиз расплава соли кислородсодержащей кислоты, например сульфата никеля.
Снова сухую соль расплавляют, она становится жидкой и состоит из ионов: NiSO4 = Ni^²+ + SO4²- И катодный процесс снова повторяется, покрывая поверхность катода свежим блестящим никелем. А вот на инертном (это важно!) аноде тот же процесс - окисление кислотного остатка, но по другому сценарию: 2SO4²- = 2SO3 + O2 Происходит разложение сульфат-иона и выделяются два газа, серный ангидрид и кислород. Как мы можем это проверить? Серный ангидрид - газ с резким запахом, раздражает слизистые оболочки, а кислород заставляет снова вспыхивать потухающую лучинку. Итоговое уравнение таково: 2NiSO4 = 2Ni + 2SO3 + О2
3. Электролиз расплава оксида металла. Тут всё просто, оксид под действием электричества разлагается на металл и кислород. Самый известный такой электролиз - промышленное получение алюминия, который вы прекрасно знаете по учебнику химии.
4. Электролиз расплава гидроксида металла. Расплавим гидроксид натрия - NaOH = Na^+ + OH^- и опустим в него электроды. На катоде - по-прежнему восстанавливается металл и это не зависит от его положения в ряду активности. А что на инертном аноде? Окисление гидроксид ионов, потому что никого другого там просто нет: 4OH^- -4e = O2 + H2O И мы видим, как над прианодным пространством поднимается облачко водяного пара, смешанного с кислородом, который может воспламенить угасающую лучинку или спичку.
5. Редкий случай - разложение расплава гидрида металла. Вообще, гидриды металлов обычно не расплавляются, они разлагаются. Но только не гидрид лития LiH. Катодный процесс всё тот же - восстановление лития, а анодный - по-своему уникален, поскольку это единственный случай, когда водород выделяется на аноде. Однако, если вы знаете про степень окисления водорода в гидридах - для вас это не проблема. Итак, в сумме: 2LiH = 2Li + H2 и можно доказать наличие водорода горящей спичкой и хлопком, с которым сгорает водород.
В каждом разобранном случае я обращаю ваше внимание на инертный анод. Инертный - это такой, материал которого не участвует в процессе. Однако, если анод - цинковый или медный (или сделан из другого неблагородного металла), то ожидаемый анодный процесс отменяется. Такой анод сам посылает во внешнюю цепь свои электроны и растворяется в электролизной ванне. Зачем? Ну, например, затем, чтобы очистить материал анода от примесей. То есть, металл, который нужно очистить, делают анодом и получают почти 100% металл, но уже на катоде. Таким способом в промышленности получают максимально чистую медь. Вот видео об этом:
https://yandex.ru/video/preview/11372311066167420702
Теперь об электролизе водных растворов. И в каждом случае нам будет нужен ряд активности металлов, по нему мы будем ориентироваться в катодных процессах:
Ионы натрия движутся к катоду, а ионы хлора - к аноду. Ионы натрия находятся в прикатодном пространстве, но восстановиться до металлического натрия, как это было бы в расплаве, не могут, потому что вместо них восстанавливаются молекулы воды: 2H2O + 2e = H2 + 2OH^- Над прикатодным пространством витает водород, а в прикатодном пространстве скапливаются гидроксид ионы, которые можно обнаружить с помощью фенолфталеина. На аноде всё просто - окисление хлорид-ионов и зеленовато-жёлтый газообразный хлор. Суммарное уравнение вы легко сможете записать сами.
2. Водный раствор сульфата натрия. На катоде - восстановление не натрия, но воды, как и в прошлый раз. А на аноде, вместо окисления кислородсодержащего аниона окисляются молекулы воды:
2H2O - 4e = O2 + 4H^+ И что мы видим? В прианодном пространстве избыток водородных ионов меняет окраску лакмуса или метилоранжа, а над анодом - кислород, который может оживить гаснущую лучинку.
3. Возьмём раствор хлорида никеля и опустим в него электроды. Никель - металл средней активности, в ряду активности он находится между алюминием и водородом. Поэтому на катоде будут происходить сразу два процесса: восстановление никеля и восстановление воды. Одновременно.
Ni^²+ + 2е = Ni и 2H2O + 2e = H2 + 2OH^-
Наблюдаем, как катод покрывается свежим металлическим никелем, а водород лёгкими пузырьками поднимается в небо. Однако, не весь никель из раствора оседает на катоде. Часть его расходуется на связывание излишка гидроксид-ионов: Ni^²+ + 2OH^- = Ni(ОН)2 Поэтому осадочек на дне прикатодного пространства тоже будет присутствовать.
На инертном аноде - без сюрпризов: 2Cl^- - 2е = Cl2 и жёлто-зелёный газообразный хлор поднимается облачком над прианодным пространством.
В итоге: NiCl2 + H2O = Ni + H2 + Cl2 + Ni(OH)2
Итак, запоминаем: Металлы, что находятся в ряду активности между алюминием и водородом восстанавливаются на катоде одновременно с молекулами воды.
4. Водный раствор фторида серебра. Катодный процесс понятен - восстановление серебра: Ag^+ + 1е = Ag поскольку серебро - малоактивный металл и находится правее водорода в ряду активности. А вот анодный процесс нужно запомнить: фторид ион не окисляется на аноде из водных растворов. Он ведёт себя как кислородсодержащий анион. Поэтому на аноде будет окисляться вода: 2H2O - 4e = O2 + 4H^+
А итоговый процесс: 4AgF + 2H2O ⟶ 4Ag + O2↑ + 4HF
5. Водный раствор сульфата меди. Красивый эксперимент. Ярко-голубая окраска раствора исчезает, а катод покрывается розовой медью. А всё потому, что медь - малоактивный металл, находящийся в ряду активности после водорода. На катоде восстанавливается медь, на инертном аноде - окисляется вода, а в итоге: CuSO4 + 2H2O = Cu + H2 + O2 + H2SO4
6. Электролиз водного раствора серной кислоты сводится к разложению воды, то есть в итоге меняется концентрация кислоты в растворе. Он становится более концентрированным.
7. Электролиз воды - излюбленный метод лабораторного получения и кислорода, и водорода. Вода просто разлагается под действием тока: 2Н2О = 2Н2 + О2
8. Электролиз водного раствора гидроксида калия протекает с той же сутью, что и электролиз раствора серной кислоты. Разлагается при этом вода, щёлочь остаётся в растворе, меняется только её концентрация.
9. Интересный случай - электролиз раствора нитрата аммония. Его диссоциация: NH4NO3 = NH4^+ + NO3^-
Ионы аммония движутся к катоду и на нём восстанавливаются до аммиака и водорода: 2NH4^+ + 2е = NH3 + Н2. Чувствуем знаковый запах аммиака, а к водороду можем поднести горящую спичку и услышать хлопок. Но лучше этого не делать, серьёзно. На инертном аноде - ожидаемое окисление воды вместо анионов кислородсодержащей кислоты 2H2O - 4e = O2 + 4H^+ , изменение окраски индикатора в прианодном пространстве и выделение кислорода, который заставляет снова вспыхивать тлеющую лучинку.
В итоге: 2NH4NO3 + 2Н2О = 2NH3 + 2Н2 + О2 + 2НNO3
10. Электролиз по Кольбе. Один из методов получения алканов из водных растворов солей карбоновых кислот. Я называю это «сломать молекулу». Вот схема самого простого примера - ацетата натрия. На аноде - окисление ацетат ионов, которое приводит к слому молекулы - рвётся связь С-С , выделяется углекислый газ и получаются два свободных радикала СН3, которые соединяются в одну молекулу этана.
Все эти примеры относятся к случаю, когда анод - инертный. А если он - активный, сделан, например, из цинка, то анодный процесс будет только одним: Zn = Zn²+ + 2e. То есть цинковый анод растворяется, отдавая во внешнюю цепь, катоду, свои электроны.
Количественные соотношения при электролизе определяются двумя законами Фарадея.
Первый закон Фарадея устанавливает связь между массой вещества, полученного при электролизе и количеством электричества, прошедшем через раствор: m = Mэ * I * t/F, где m - масса вещества, Mэ - молярная масса эквивалента этого вещества г/моль, I - сила тока А, t - время электролиза сек, а F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль.
Например, если электролиз проводили при силе тока 0,5 А в течение 10 мин, то какую массу меди можно получить на катоде? Поскольку молярная масса эквивалента меди равна 32 г/моль экв, то
m(Cu) = 32 г/моль * 0,5 А * 10 *60 сек / 96485 Кл/моль = 0,1 г.
То, что можно получить в результате электролиза, рассчитанное по первому закону Фарадея - это теоретический выход продукта электролиза. На практике, из-за побочных реакций и потерь, обычно получается меньше, то есть практический выход всегда меньше теоретического. Как посчитать выход от теоретически возможного - это вы умеете. Но не все знают, что практический выход электролиза называется «выход по току». Если в реальности получилось не 0,1 г меди, а только 0,09 г, то выход по току равен 0,09/0,1 * 100% = 90%.
А второй закон электролиза гласит: При пропускании одного и того же количества электрического тока через различные электролиты, соединенные последовательно, выделяется одинаковое количество моль эквивалентов веществ - продуктов электролиза.
Задача на второй закон Фарадея:
Через последовательно соединенные электролитические ванны с платиновыми (то есть инертными) электродами пропускался ток. В первую ванну налита чистая вода, во вторую - раствор нитрата серебра, в третью - раствор хлорида меди (II). Какие продукты выделились на электродах и в каких количествах, если известно, что в первой ванне выделился на катоде 1 мг водорода?
Решаем. В первой ванне продуктами электролиза стали водород и кислород. Во второй - серебро и кислород, в третьей - медь и хлор. Поскольку молярная масса эквивалента водорода равна 1 г/моль, то количество моль эквивалентов водорода равно 1 моль. Значит, все продукты электролиза получились вот в таком количестве вещества эквивалентов. Их массы: В первой ванне 1 мг водорода и 8 мг кислорода; во второй ванне 108 мг серебра и 8 мг кислорода; в третьей - 32 мг меди и 35,5 мг хлора.
Понятно?
Ко мне можно записаться на индивидуальные занятия по химии.
Помогаю повысить текущие оценки, подготовиться к ЕГЭ, ОГЭ.
Пишите в любой удобный мессенджер или звоните по номеру