Электрохимические процессы. Учебно-методическая разработка
учебно-методический материал по химии на тему

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Учебно  –  методическая  разработка  

Введение

Первые представления о взаимосвязи электрических и химических явлений относятся к 18 веку.

В 1756 году в работе «Теория электричества, составленная по математическому методу»,  М.В. Ломоносов высказал мысль о том, что без химии путь к познанию истинной причины электричества закрыт.

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1. процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);
2. процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Эти процессы осуществляются за счет протекания окислительно-восстановительных реакций, называемых также электрохимическими. Без ГЭ невозможно использование военных приборов, техники, сигнальных устройств, и т.д. Современная техника предъявляет большие требования к чистоте материалов, в частности металлов. Для очистки металлов от примесей применяют электролиз с растворимым анодом. Важнейшая область прикладной электрохимии—гальванотехника. Гальванические покрытия, осуществляемые электролизом, защищают военную технику от коррозии. Таким образом, электрохимические процессы имеют важное практическое значение.

Окислительно-восстановительные реакции.

Метод электронного баланса

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные процессы чрезвычайно распространены в природе (дыхание, усвоение двуокиси углерода растениями, гниение, коррозия металлов и др.) и играют важную роль в практической деятельности человека (извлечение металлов из руд, использование химических источников тока, борьба с коррозией и т.д.).

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе процессов горения пороха, ракетного топлива, взрыва взрывчатых веществ.

Протекание окислительно-восстановительных реакций и, следовательно, изменение степени окисления элементов обусловлено переходом электронов от одних атомов к другим. Процесс отдачи электронов веществами называется  окислением,  например:

                      S 0— 4  = S+4 ;     Zn0 — 2 = Zn+2;     2I-1 — 2 = I20

При окислении степень окисления элементов увеличивается. Вещества, которые в ходе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями. В приведенных выше примерах сера S0, металлический цинк Zn° и  иод в степени окисления —1 являются восстановителями. Таким образом, в ходе реакций восстановители окисляются.

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением,  например:

О2 + 4 = 2О-2;     2Н+1 + 2 = Н20;     Fe+3 +  = Fe+2

При восстановлении степень окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, уменьшается. Вещества,    которые   принимают   электроны,   называются окислителями.   В   приведенных   примерах реакций окислителями являются кислород О20,   водород   в   степени   окисления +1   и   железо в степени окисления +3.  

В любой окислительно-восстановительной реакции есть вещества, которые отдают и принимают электроны, т. е. процессы окисления и восстановления всегда сопутствуют друг другу.

Все окислительно-восстановительные реакции подразделяют на три типа.

1. Межмолекулярные реакции;  степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ, например:

H20 + Cu+2O = Cu0  +  H2+1O;

2H2S-2   + SO2 = 3 S + 2H2O

2. Внутримолекулярные реакции; атомы, изменяющие степень окисления, входят в состав одного соединения (иногда – это атомы одного элемента в разных степенях окисления), например:

2KCI+1O  =  2KCI-1 + O20 ;

N-3H4N+3O2  =  N20  + 2 H2O

3. Реакции диспропорционирования; атомы одного и того же элемента в определенной степени окисления являются как окислителями, так и восстановителями, например;

2Cu+1I = Cu+2I2  + Cu0 ;

Cl20  + H2O  = HCl-1  + HCl+1O

Реакции диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления) характерны для веществ, содержащих атомы в промежуточных степенях окисления.

Задачи для самостоятельного решения

1. Установите, какие из приведенных ниже реакций относятся к окислительно-восстановительным, и укажите окислитель и восстановитель:

а)   FeO + H2SO4= FeSO4 + H2O        

б)    Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

в)    4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3

г)   2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6Н2О

д)   FeO + Н2 = Fe + Н2О

2. Определите тип приведенных ниже   окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель:

а) 2 Na + С12 = 2 NaCl

б) 2 NaC103 = 2 NaCl + 3 O2        

в) 3 S + 6 KOH = 2 K2S + K2SO3 + 3 H2O

г) 4 NaC103 = 3 NaC104 + NaCl

д) 2 ZnS + 3O2 = 2 ZnO + 2 SO2

                    МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Подбор стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций удобно проводить, используя метод электронного баланса. Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в начальных и конечных веществах, При расчете коэффициентов исходят из того положения, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса рассмотрен ниже на примере нескольких реакций.

Пример 1. Требуется составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме

SO2 + HNO3 + H2O   →  H2SO4 + NO

Сначала определяем, какие элементы в ходе реакции меняют степень окисления:

S+4O2 + HN+5O3 + H2O  →  H2S+6O4 + N+2O

Степень окисления серы повышается в ходе реакции, азота — понижается. Следовательно, S или SO2 является восстановителем,   N   или   HNO3 — окислителем.  Таким образом, в ходе реакции происходят процессы:

S+4→ S+6

N+5 → N+2

Эти схемы записывают в виде электронных уравнений. Для этого следует прибавить к левой части или вычесть из нее соответствующее число электронов, необходимое для осуществления переходов:

S +4 — 2  = S+6 ;

                                             N +5+ З= N+2

Для соблюдения равенства числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, необходимо подобрать множитель для каждого из электронных уравнений. В нашем примере первое электронное уравнение нужно умножить на 3, второе — на 2:

S+4 - 2 = S+6       3

                                                     N+5 + З = N +2             2

Отсюда следует, что в уравнении реакции при формулах веществ, содержащих S+4 и S+6, должен стоять коэффициент   3;   при   формулах   веществ,   содержащих N+5 и N+2, — коэффициент 2. Подставив эти коэффициенты в схему реакции, получаем:

3SO2 + 2HNO3 + Н2О  →  3H2SO4 + 2NO

Коэффициент перед формулой воды находят методом подбора, подсчитав число атомов водорода в правой и левой частях. Таким образом, уравнение данной реакции следует записать так:

3SO2 + 2HNO3 + 2Н2О →3H2SO4 + 2NO

Для проверки правильности уравнения подсчитывают число атомов серы, кислорода, водорода и азота в обеих частях уравнения. Обычно достаточно подсчитать число  атомов какого-либо одного элемента, например кислорода.

Пример 2. Необходимо подобрать коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме

Cu(NO3)2    → СuO + NO2 + O2

Определяем, какие атомы меняют степень окисления:
        

Cu(N+5O3)2   →  CuO + N +4O2 +O20

Таким образом, восстановителем является О-2 , окислителем N+5. Они входят в состав одного вещества; следовательно, данная реакция относится к типу внутримолекулярных.

Составляем электронные уравнения:

2О-2  - 4  = О20             1

2N+5 + 2 = 2N+4               2

  Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции:

2 Cu(NO3)2 → CuO + 4 NO2  + O2

Подбираем коэффициент перед формулой оксида меди (II):

2 Cu(NO3)2 →  2 CuO + 4 NO2  + O2

 Пример 3.  Методом электронного баланса следует составить уравнение реакций, протекающих по схеме:

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4   →   Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Определяем восстановитель, окислитель, продукты их окисления и восстановления, указав степени окисления элементов, которые их изменяют:

 Fe +2 SO4 + K2Cr2 +6O7 + H2SO4 → Fe2 +3(SO4)3 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Здесь Fe+2 (или FeSO4) –восстановитель,  Cr+6 (или K2Cr2O7) – окислитель.

Составляем   электронные   уравнения,   учитывая,   что   K2Cr2O7,   Cr2(SO4)3,    Fe2(SO4)3  при количестве вещества 1 моль содержат соответственно 2 моль Сr+6, 2 моль Cr+3 и 2 моль Fe+3:

2 Fe+2 – 2  = 2 Fe +3       3

2 Cr+6 + 6  = 2Cr +3     1

Определяем стехиометрические коэффициенты при формулах восстановителя, окислителя и продуктов их окисления и восстановления и подставляем эти коэффициенты в схему реакции:

6 FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Методом подбора находим коэффициенты для оставшихся веществ в последовательности: соль (K2SO4), кислота (H2SO4), вода. Окончательно получаем

 6 FeSO4 + K2Cr207 + 7 H2SO4       —>   3 Fe2 (SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Подсчитав число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения, убеждаемся в правильности его написания.

Задачи для самостоятельного решения

Составьте  уравнения   окислительно-восстановительных   реакций, протекающих по схемам:

a)HI + H2SO4  →   I2 + H2S + H2O

б)A1 + V2O5   → V + Аl 2 Оз

в)К2МnО4 + СО2  →  КМnО4 + МnО2 + К2СО3

г)Cu + HNO3    →  Сu (NO3)2 + NO + Н2О

д)NH3 + O2  →  N2 + H2O

е)НС1 + КМnО4  →  МnС12 + С12 + КС1 + Н2О

ж)СгС13 + Н2О2 + КОН  →  К2Сг04 + КС1 + Н2О

Укажите восстановитель и окислитель.

Гальванический элемент

В 1800 г. был создан электрохимический генератор Вольта  -   «Вольтов столб». Генератор Вольта в дальнейшем был усовершенствован и получил название гальванического элемента.

Гальваническим элементом называется прибор, в котором химическая  энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую.

Электрический ток в гальваническом элементе возникает за счёт окислительно-восстановительной реакции,  протекающей так,  что окислительный и восстановительный процессы оказываются пространственно разделёнными: на положительном электроде происходит процесс восстановления,  на отрицательном - процесс окисления.

Необходимое условие работы гальванического элемента - разность потенциалов электродов, которая называется электродвижущей силой гальванического элемента -  Э.Д.С.

Рассмотрим медно-цинковый гальванический элемент. Он состоит из  медной и цинковой пластинок, погруженных соответственно в  1М  растворы  ZnSO4   и  CuSO4. Цинк является более активным металлом: он расположен в ряду напряжений выше меди, имеет более отрицательную величину Е0.  Следовательно, пластинка цинка зарядится более отрицательно, т.к. цинк будет растворяться и переходить в раствор в виде ионов. На цинковой пластинке идет процесс окисления, который можно выразить электронным уравнением:

Zn0 – 2  → Zn2+

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом.

На меди, которая имеет более положительную величину Е0 и поэтому зарядится положительно, пойдет процесс восстановления ионов меди: 

Cu2+ - 2 → Cu0

Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Суммируя эти уравнения, получаем ионное уравнение окислительно-восстановительного процесса, протекающего в гальваническом элементе:

Zn0 + Cu2+ = Zn2+ + Cu0

Если соединить медный и цинковый электроды проводником, то в гальваническом элементе возникает направленное (от цинка к меди) движение электронов, то есть электрический ток.

При работе гальванического элемента в сосуде с Zn SO4 возникает недостаток ионов SO42- (за счет перехода Zn2+ в раствор), а в сосуде с CuSO4 – их избыток (т.к. часть Cu2+ ушла из раствора). В результате раствор ZnSO4 заряжается положительно, а раствор CuSO4 –отрицательно. Это препятствует работе гальванического элемента. Для восстановления электронейтральности растворов их соединяют электролитическим ключом с раствором K2SO4, по которому свободно перемещаются ионы SO42- .

Для простоты гальванический элемент схематически записывают следующим образом:

(-)  Zn / Zn SO4 // Cu SO4 / Cu  (+)

Электродные потенциалы

При действии гальванических элементов на электродах возникают электрические потенциалы. Величина этих потенциалов характеризует химическую активность металлов. Измерить непосредственно величину электродного потенциала на границе металл - раствор не представляется возможным.

Для характеристики химической активности металлов вместо отдельных электродных потенциалов измеряют разность потенциалов в гальваническом элементе, образованном электродом, состоящим из изучаемого металла, опущенного в раствор его соли, и стандартным электродом, потенциал которого условно принимается равным нулю.

Примером такого электрода служит платиновая пластина, опущенная в раствор кислоты, через который пропускается газообразный водород. Молекулярный водород, проходя через жидкость, частично растворяется и подходит к поверхности платины. На поверхности металла происходит его адсорбция, сопровождающаяся распадом молекул на атомы. Адсорбированные атомы водорода Hадс ионизируются, а ионы водорода из раствора, находящиеся вблизи электрода, принимают электроны и переходят в адсорбированное состояние:

H адс -  → H+ ;     H+ +  → Hадс

Таким образом, равновесие в водородном электроде выражается уравнением:

2 H+ + 2 ↔ H2

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор его соли, и стандартным водородным электродом называется электродным потенциалом изучаемого металла. Величина электродного потенциала зависит не только от

природы металла, но и от концентрации его ионов в растворе.

В электрохимической практике используются так называемые стандартные электроды. Работа этих электродов протекает при стандартных условиях: температуре 298 К (250 С), давлении  101 325 Па и концентрации ионов в растворе 1 моль / л. Так, в стандартном водородном электроде концентрация ионов водорода в растворе должна равняться 1 моль / л,    а давление газообразного водорода    –101 325 Па.

Электродные потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду в стандартных условиях, называются стандартными.

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Если расположить металлы в ряд по убывающим отрицательным нормальным потенциалам, то получим ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

В этот ряд включен и водород, потенциал которого принимается равным нулю.

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов дает много важных указаний относительно химического поведения металлов:

1. Каждый из металлов «вытесняет» все следующие за ним металлы из растворов их солей, т.е. восстанавливает ионы последующих металлов в электронейтральные атомы, отдавая электроны и сам превращаясь в ионы.

2. Только металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, могут вытеснять водород из растворов кислот.

3. Чем выше в ряду напряжений стоит металл, т.е. чем отрицательнее его     потенциал, тем легче он отдает электроны (окисляется) и тем труднее его ионы присоединяют обратно электроны (восстанавливаются).

В ряду напряжений восстановительная способность металлов увеличивается         снизу вверх, а окислительная способность ионов металлов увеличивается сверху вниз.

Вычисление электродных потенциалов при различных концентрациях ионов металлов в растворе

Вычисление производится по уравнению Нернста, которое в упрощенном виде при температуре 250 С имеет вид:

Е = Е0 +  lg Cмеn+

где  Е0—стандартный  электродный потенциал,

        n—количество отданных электронов.

Пример 1.  Вычислить электродный потенциал цинка, опущенного в раствор                          его соли с концентрацией Zn2+  0.001 моль / л.

Решение:    По ряду напряжений находим, что Е0 цинка равен  - 0,75  В. Отсюда

Е =  - 0,76  + ℓg  10-3 =  - 0,76 –   =  -  0.85  B                      

Определение знака электрода.

Пример 2.         Определить, какой из электродов отрицательный, а какой    положительный в гальваническом элементе, состоящем из алюминиевого и цинкового электродов, опущенных в молярные растворы их солей.

Решение:            Т.к. в ряду напряжений алюминий стоит впереди цинка, то Е0 у алюминия имеет более отрицательное значение. Следовательно, алюминий, опущенный в раствор соли алюминия, является отрицательным электродом (анодом), на нем идет процесс окисления:

Al0 –3 →  Al3+

                               Цинк, опущенный в раствор соли цинка, является   положительным электродом (катодом), на нем идет процесс восстановления:

Zn2+  +  2→ Zn0

Вычисление Э.Д.С. гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента равна разности потенциалов катода и анода:

Э.Д.С. = ЕК – ЕА

Пример 1. Рассчитать Э.Д.С. гальванического элемента  Якоби – Даниэля.

EZn2+ / Zn0 =  - 0.76 B

ECu2+ / Cu0 =   0.34  B

ECu2+ / Cu0 – EZn2+ / Zn0

                           E = 0.34 – (- 0.76) = 1.1 B.

Для вычисления Э.Д.С. гальванического элемента, работающего при нестандартных условиях, следует установить величину электродных потенциалов обоих электродов, а затем найти разность потенциалов.

Пример 2.  Вычислить Э.Д.С. гальванического элемента, образованного электродом из железа, опущенного в 0,1 М раствор Fe (NO3)2, и   серебряным электродом,   опущенным   в 0,01М раствор Ag NO3.

Решение:                       EFe = - 0.44 +   g 10-1 = - 0.47  B

                                       EAg =  + 0.80 + 0.059 ℓg 10-2 = 0.8 – 0.059 ∙ 2 =  0.682  B

Следовательно, анодом является электрод из железа, катодом—из серебра.

                                    Э.Д.С.  EAg – EFe = 0.682 – (- 0.47) = 1.152  B

Пример 3.   Вычислить Э.Д.С. концентрационного гальванического элемента, состоящего из никелевых электродов, один из которых опущен в 1М раствор соли никеля, другой—в 0,0001 М раствор той же соли.

Решение:           Концентрационными называются гальванические элементы,  образованные электродами из одного и того же металла, опущенными в растворы одной и той же соли этого металла с различной концентрацией. Величина электродных потенциалов обоих электродов будет различна. В рассматриваемом примере

                             E1 = E0 = - 0.22 B

E2 = - 0.22 +      ℓg 10-4 =  - 0.22 -    = - 0.338 B

Первый электрод – положительный, на нем идет процесс:

                          Ni2+ +  2 → Ni0

Второй электрод – отрицательный, на нем идет процесс:

Ni0 - 2→ Ni2+ 

Задачи для самостоятельного решения

                1.  В каком направлении будут перемещаться электроны по проводнику, соединяющему полюса следующих элементов:

          а)Mg / Mg (NO3)2 --- Pb / Pb (NO3)2

          б)   Pb / Pb (NO3)2  --- Cu / Cu (NO3)2

           в)   Cu / Cu (NO3)2 --- Ag / Ag NO3

Какой из металлов будет растворяться в каждом из указанных случаев?

2.  Составить два элемента, в одном из которых  медь являлась бы катодом, а в другом -  анодом. Напишите уравнение реакций, происходящих при работе этих элементов, рассчитайте ЭДС.            

    3. Гальванический элемент состоит из магниевой и железной пластинок, погруженных в молярные растворы солей этих металлов. Определите Э.Д.С. элемента. Напишите уравнение реакций, происходящих при работе элемента.

              4.   Вычислить электродный потенциал цинка, погруженного в раствор, содержащий ионы Zn2+ в активной концентрации 0,1 моль /л.

5.  Два алюминиевых электрода погружены в растворы азотнокислого алюминия различной концентрации: один электрод опущен в 0,01 М раствор, другой   в 0,1 М раствор.

6.  Рассчитайте Э.Д.С. элемента, образованного никелевым электродом, погруженным в 0,1 М раствор сернокислого никеля, и медным электродом, погруженным в 0,2 М раствор сернокислой меди.

7. Какие процессы будут происходить у электродов при работе гальванического элемента, составленного из пластинок алюминия, погруженного в 0,01 М раствор алюминиевой соли и серебра, погруженного в 1 М раствор азотнокислого серебра ? Какова будет Э.Д.С. этого элемента.

8.  Гальванический элемент состоит из пластинок цинка, погруженных в растворы сернокислого цинка разных концентраций: первая – в 0,5 М раствор, вторая   в 0,01 М раствор. Определить Э.Д.С. этого элемента.

               9.  Вычислите Э.Д.С. гальванического элемента, состоящего из магниевой пластинки, опущенной в 0,1 М раствор соли магния, и цинковой пластинки, опущенной в 2М раствор соли цинка. Выразите происходящие у электродов процессы электронными уравнениями.

                   ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ

Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

Электролиз проводят в специальных устройствах — электролизерах или электролитических ваннах. В раствор или расплав электролита погружают два токопроводящих электрода, которые соединяют с источником электрического тока. Под действием источника тока на одном из электродов создается избыток электронов (отрицательный электрод, обозначается знаком «—»), на другом — недостаток электронов (положительный электрод, обозначается знаком «+»). В электрическом поле ионы, имеющиеся в растворе или расплаве в результате диссоциации электролита, приобретают направленное движение: катионы перемещаются к отрицательному электроду, анионы — к положительному. Частицы из раствора или расплава (ионы, молекулы), находящиеся вблизи отрицательного электрода, принимают электроны, т. е. восстанавливаются. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Частицы, находящиеся вблизи положительного электрода, отдают электроны, т. е. окисляются. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом.

         Рис. 1. Схема электролизера:

1 — емкость с раствором или    расплавом   электролита;

 2- анод; 3 — катод;   4 — источник тока

Электролизу могут подвергаться и растворы, и расплавы веществ, в частности расплавы солей и щелочей. Электродами для электролиза могут служить различные электропроводящие материалы. В ходе электролиза электроды могут оставаться без изменений,   т. е.   не   окисляться под действием электрического тока. Такие   электроды   называются инертными   (нерастворимыми).   В   качестве материалов для инертных анодов обычно используют платину или графит. Существуют и окисляющиеся (растворимые) аноды, например медные и никелевые. Электроды обоих типов применяются на практике.

Рассмотрим наиболее типичные примеры электролиза.

Электролиз расплавов

Пример 1. Электролиз расплава KCl.

В расплаве соль диссоциирует на ионы:

                      KCl  ↔  K+ + Cl-

На катоде восстанавливаются катионы калия, на аноде окисляются хлорид- ионы:

                      катод  (- )   K+  +   = K0

                      анод   (+)   2 Cl- - 2  = Cl2 

Таким образом, при электролизе расплава KCl на катоде будет выделяться металлический калий, на аноде -хлор.

Пример 2.

Электролиз расплава сульфата натрия.

       В расплаве соль диссоциирует на ионы:

                      Na2 SO4  ↔  2 Na+ +  SO42- 

На электродах протекает восстановление  Na+ и окисление  SO42- :

                                     K  ( - )   Na+  +   =  Na0

A  ( - )   2 SO42-  -  4 = 2 SO3 + O2

Пример 3.  Электролиз расплава гидроксида калия.

Уравнение диссоциации гидроксида :

                            KOH  ↔  K+  +  OH- 

Уравнения реакций, протекающих на электродах:

                            K ( - )   K+ +  =  K0 

                            A (- )   4 OH- - 4 = 2 H2O + O2 

Таким образом, при электролизе расплавов солей и щелочей на катоде осаждается металл, что имеет важное практическое значение.

           Электролиз водных   растворов   с   инертным   анодом

При электролизе водных растворов электролитов на электродах наряду с разряжением катионов и анионов или вместо них могут восстанавливаться или окисляться молекулы воды.

Чтобы определить, какие частицы участвуют в катодном процессе, удобно воспользоваться рядом стандартных электродных потенциалов (см. Приложение 1). В зависимости от значения электродного потенциала возможны три варианта протекания электролиза.

1) Если в растворе содержатся потенциалопределяю-
щие ионы электродов с Е° < —1,18, например ионы К+,
Са2+, А13+, то они не будут восстанавливаться в водном
растворе, так как легче них восстанавливаются  молекулы  воды:

2Н2О + 2= Н 2 + 2ОН-

2) Если в растворе содержатся ионы Н+, Cu2+, Ag+
и других электродов с Е° > 0, то они легко восстанавливаются, например:

Сu2+ + 2 = Сu

3) В растворе, содержащем потенциалопределяющие
ионы электродов с —1,18 В < Е° < 0, при электролизе
протекают параллельно два процесса — восстановление
катионов металла и молекул воды, например:

Cd2+ + 2 =  Cd ;                       2Н2О + 2 =  Н2 + 2 OH-

При этом большая часть из всего количества электричества затрачивается, как правило, на восстановление   ионов металла.

В   анодном  процессе  могут принимать участие анионы некоторых бескислородных кислот С1-, Вг-, I- , S2-  и гидроксид – ионы ОН- (разряжаются только эти анионы), например:

2 I- — 2 = I2;       4OH-— 4 = 2Н2О + О2

Если в растворе присутствуют анионы F-, SO42-, N03-,  РО43-, СОз2- и некоторые другие, то окислению подвергается только вода:

2Н2О - 4 = 4Н+ + 02

Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов электролитов с нерастворимыми анодами.

Пример 1. Электролиз водного раствора хлорида натрия с инертным анодом.

В водном растворе соль диссоциирует на ионы:

NaCl  ↔ Na+ + Cl-

Так как натрий находится в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия, то на катоде будут восстанавливаться молекулы воды, а на аноде окисляются хлорид- ионы:

K  ( - )   2 H2O + 2 = H2 + 2OH-

                                               A  ( + )   2 Cl- - 2 = Cl20

Пример 2. Электролиз водного раствора сульфата хрома  ( III ) с графитовыми электродами.

Уравнение диссоциации соли:

Cr2 (SO4)3  ↔ 2 Cr3+  +  3 SO42-

Так как хром находится  в ряду стандартных электродных потенциалов ниже алюминия и до водорода, то на катоде будут происходить два процесса--- восстановление катионов хрома и молекул воды; на аноде будет окисляться вода:

                                        K  ( - )   Cr3+ + 3 = Cr0

                2 H2O + 2 = H2 + 2 OH-

A  ( - )   2 H2O - 4 = O2 + 4 H+

Пример 3. Электролиз водного раствора хлорида меди ( II ) c  инертным электродом.

В растворе соль диссоциирует на ионы:

                                       Cu Cl2 ↔ Cu2+ + 2 Cl-

Так как медь находится в ряду стандартных электродных потенциалов ниже водорода, то на катоде будут восстанавливаться ионы меди, а на аноде окисляются хлорид-ионы:

K (- )   Cu2+ + 2 = Cu0

A ( - )   2 Cl- - 2 = Cl20

Электролиз с растворимым анодом

Иногда электролиз проводят с электродами из металлов, которые в ходе процесса могут окисляться (растворяться). В качестве таких электродов-металлов используются, например, медь, никель, кобальт, кадмий, олово. В этом случае на аноде происходит окисление металла, а процесс на катоде протекает так же, как и при электролизе растворов с инертными анодами.

Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора сульфата кадмия с кадмиевыми электродами. По данным Приложения 1 Eo(Cd2+|Cd) = — 0,40 В. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться ионы Cd2+ и молекулы воды, а на аноде будет окисляться материал анода — кадмий:

катод (—)      Cd 2+ + 2 =  Cd;       2Н2О + 2  =  2ОH- + Н2

анод   (+)        Cd — 2  = Cd 2+

Таким  образом,  металл,  растворяющийся  на  аноде (растворимый анод), снова осаждается на катоде.

Задачи  для самостоятельного решения

1. Составьте схемы электролиза водных растворов хлористого бария и азотнокислого свинца.
2. Какие процессы протекают на электродах при электролизе водного раствора хлористого цинка, если анод угольный и если анод цинковый?
3. Составьте схему электролиза водного раствора сернокислого магния.
4. Составьте схемы электролиза водного раствора хлористого калия и расплава хлористого калия.
5. Составьте схемы электролиза расплавов Ca Cl2, KOH, Na NO3.
6. Составьте схемы электролиза водных растворов Cu (NO3)2 с медным анодом и с угольным анодом, Ni SO4 c никелевым анодом.
7. Составьте  схемы   электролиза   водных   растворов   KI,     Pb (NO3)2,

Zn SO4,  Ca (NO3)2.

Приложение 1.

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

ЛИТЕРАТУРА

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.»Интеграл-пресс», 2008 г.

2. Коровин Н.В. Курс общей химии. М.Высшая школа, 2008 г.

3. Хомченко И.Г. Общая химия. Химия,- Изд.Новая Волна 2011 г.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии М.:Химия, 2005 г.

Содержание

Введение ……………………………………………………………    3

       Окислительно-восстановительные реакции……………………….   4

Метод электронного баланса………………………………………    7

Гальванический элемент …………………………………………..  11

Электролиз растворов и расплавов…………….………………….  18

Приложение 1 ………………………………………………………. 24

Литература …………………………………………………………   25