Электролиз расплавов и растворов. Применение электролиза, страница 2

ü  Растворимые электроды – Cu, Ag, Zn, Co, Sn, Cd, Ni и др. В этом случае возможно:

• Окисление анода
• Окисление анионов раствора
• Окисление воды до свободного кислорода

На аноде сначала протекают процессы с минимальным стандартным электродным потенциалом.

Электролиз на инертных электродах (графит, платина)

                                    _{электролиз}

А) 2KCl + 2H₂O → H₂↑ + Cl₂↑ + 2KOH

(катод) 2Н₂О + 2е^- = Н₂↑ + 2ОН^-  | 1

(анод)   2Cl^- - 2e^- = Cl₂↑                 | 1

На аноде окисляются анионы хлора, а не молекулы воды, т.к. электроотрицательность  хлора меньше, чем кислорода, и хлор отдает электроны легче, чем кислород.

                      _{электролиз}

Б)  ZnCl₂(p)  → Zn↓ + Cl₂↑

(катод)   Zn²⁺ + 2e^-  = Zn↓  | 1

(анод)    2Cl^- - 2e^-  = Cl₂↑    | 1

На катоде восстанавливается катион Zn²⁺ (и другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее Al³⁺).                                          

                                                 _{электролиз}

в) Cu(NO₃)₂ + 2H₂O   →     2Cu↓  + O₂↑+ 4HNO₃

(катод)    Cu²⁺ + 2e^- = Cu↓             | 2

(анод)    2Н₂О - 4е^- = О₂↑+ 2Н⁺       | 1

г) электролиз водного раствора CuCl₂ с графитовым электродом

диссоциация соли: CuCl₂ ↔ Cu²⁺ + 2Cl^-

E⁰(Cu²⁺|Cu) = 0,34 В, поэтому на катоде восстанавливаются только катионы меди; на аноде окисляются хлорид-ионы:

Катод (-): Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Анод (+): 2Cl^- - 2e^- = Cl₂

----------------------------------              _{электролиз}

CuCl₂    →   Cu + Cl₂

Д) электролиз водного раствора NiSO₄

диссоциация соли: NiSO₄ ↔  Ni²⁺ + SO₄^2-

E⁰(Ni²⁺|Ni) = - 0,25 В, поэтому на катоде происходят 2 процесса: восстановление катионов никеля и молекул воды; на аноде окисляется вода:

Катод (-): Ni²⁺ + 2e^- = Ni; 2Н₂О + 2е^- = Н₂↑ + 2ОН^-  

Анод (+): 2Н₂О - 4е^- = О₂↑+ 2Н⁺     

Т.к. неизвестно, какая часть общего количества электричества затрачивается на восстановление воды, а какая – на разряд ионов никеля, суммарное уравнение записать нельзя. 

Е) электролиз водного раствора KNO₃

диссоциация соли: KNO₃ ↔ K⁺ + NO₃^-

E⁰(K⁺|K) = - 2,91 В, поэтому K⁺ не восстанавливается; NO₃^- не окисляются, поэтому происходит электролиз воды, а соль необходима только для обеспечения электропроводности раствора.

Катод (-): 2Н₂О + 2е^- = Н₂↑ + 2ОН^-    | 2

Анод (+):  2Н₂О - 4е^- = О₂↑ + 4Н⁺       | 1

_________________________________

             _{электролиз}

6Н₂О   →   4ОН^- + 4Н⁺ + 2Н₂ + О₂

                     _{электролиз}

или 2Н₂О   →   2Н₂ + О₂

ж) электролиз водного раствора NaOH

диссоциация щелочи: NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

E⁰(Na⁺|Na) = - 2,71 В, поэтому на катоде восстанавливается вода, а на аноде окисляются ОН^--ионы:

Катод (-): 2Н₂О + 2е^- = Н₂↑ + 2ОН^-   | 2

Анод (+): 4ОН^- – 4е = О₂↑+ 2Н₂О↑   | 1

_______________________________________

                              _{электролиз}

4Н₂О +4ОН^-   →   4ОН^- + 2Н₂О + 2Н₂ + О₂

                     _{электролиз}

или 2Н₂О   →   2Н₂ + О₂

Электролиз на растворимых электродах

На аноде окисляется металл, а катодные процессы такие же, как на инертных электродах. Следует учитывать возможность появления в растворе новых катионов при окислении анода.

А) Электролиз раствора сульфата меди с медным анодом.

Е^о (Сu²⁺|Cu) = 0,34 В

E^o (4H⁺ + O₂|H₂O) = 1,23 В

E^o (S₂O₃^2-|SO₄^2-) = 2,01 В

Окисляется анод: стандартный электродный потенциал процесса минимален.

Б) электролиз водного раствора CdSO₄ с кадмиевыми электродами

Е^о (Сd²⁺|Cd) = - 0,40 В, поэтому на катоде восстанавливаются Cd²⁺ и Н₂О; на аноде окисляется материал анода – Cd:

Катод (-): Cd²⁺ + 2e^- = Cd; 2Н₂О + 2е^- = Н₂↑ + 2ОН^-   

Анод (+): Cd - 2e^- = Cd²⁺

(т.о., металл, растворяющийся на аноде, снова осаждается на катоде).

Применение электролиза

v Промышленное получение веществ, синтез которых химическим путем либо невозможен, либо затруднен:

§  щелочных и щелочноземельных металлов, Al, лантаноидов;

§  F₂ и Cl₂, H₂ и O₂;

§  гидроксидов щелочных металлов, HClO₄, KMnO₄ и др. неорганических и органических соединений

v Очистка некоторых металлов (Cu, Ni, Co, Cd; в расплавах – Al, Mg) от примесей – электролитическое рафинирование металлов. Основана на  том, что анодные процессы протекают в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов. Электролиз с растворимым анодом.

v Защита металлов от коррозии – хромирование, никелирование и т.д. Многослойное покрытие изделий.

v Гальваностегия – получение металлических покрытий на изделиях любой формы. Придание предметам декоративного вида.

v Гальванопластика – получение металлических копий с различных предметов. Изготовление клише для печати, грампластинок и т.д. Основатель – Якоби.

Список литературы

1. Ахметов Н.С.  Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1981
2. Габриелян О.С.  Химия 8 класс. – М.: Дрофа, 2001
3. Журин А.А., Гончарук О.Ю.  Химия. Вопросы и ответы на экзамене. – М.: Лист, 1998
4. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л.  Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, 2002
5. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н.  Неорганическая химия: учебное пособие для техникумов./Под ред. Ю.Н.Кукушкина. – Л.: Химия, 1981
6. Слесарев В.Н. и др.  Тренажёр по химии для абитуриентов и студентов. – СПб.: Химиздат, 2003
7. Тетрадь
8. Химия. Шпаргалка. Диск.
9. Химия: Большой справочник для школьников и поступающих в вузы / Е.А. Алфёрова, Н.С.Ахметов, Н.В.Богомолова и др. – М.: Дрофа, 1999
10. Ходаков Ю.В.б Эпштейн Д.А., Глориозов П.А.  Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. – М.: Просвещение, 1982
11. Хомченко Г.П.  Химия для поступающих в вузы.
12. Хомченко И.Г.  Общая химия. – М.: Новая волна, 1997