Электролиз раствора сульфата бария уравнение

Электролиз растворов
и расплавов солей (2 ч)

Цели первого урока: научить писать схемы электролиза растворов и расплавов солей и применять полученные знания для решения расчетных задач; продолжить формирование навыков работы с учебником, тестовыми материалами; обсудить применение электролиза в народном хозяйстве.

П л а н п е р в о г о у р о к а

1. Повторение изученных способов получения металлов.

2. Объяснение нового материала.

3. Решение задач из учебника Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г.Фельдмана «Химия-9» (М.: Просвещение, 2002), с. 120, № 1, 2.

4. Проверка усвоения знаний на тестовых заданиях.

5. Сообщение о применении электролиза.

Цели первого урока: научить писать схемы электролиза растворов и расплавов солей и применять полученные знания для решения расчетных задач; продолжить формирование навыков работы с учебником, тестовыми материалами; обсудить применение электролиза в народном хозяйстве.

ХОД ПЕРВОГО УРОКА

Повторение изученных способов получения металлов на примере получения меди из оксида меди(II).

Запись уравнений соответствующих реакций:

Еще один способ получения металлов из растворов и расплавов их солей – электрохимический, или электролиз.

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, происходящий на электродах при пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита.

Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl Na + + Cl – ;

катод (–) (Na + ): Na + + е = Na 0 ,

анод (–) (Cl – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl₂;

2NaCl = 2Na + Cl₂.

Электролиз раствора хлорида натрия:

NaCl Na + + Cl – ,

H₂O Н + + ОН – ;

катод (–) (Na + ; Н + ): H + + е = H 0 , 2H 0 = H₂

анод (+) (Cl – ; OН – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl₂;

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂ + H₂.

Электролиз раствора нитрата меди(II):

Cu(NO₃)₂ Cu 2+ +

Н₂O H + + OH – ;

катод (–) (Cu 2+ ; Н + ): Cu 2+ + 2е = Cu 0 ,

анод (+) ( OН – ): OH – – е = OH 0 ,

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃.

Эти три примера показывают, почему электролиз проводить выгоднее, чем осуществлять другие способы получения металлов: получаются металлы, гидроксиды, кислоты, газы.

Мы писали схемы электролиза, а теперь попробуем написать сразу уравнения электролиза, не обращаясь к схемам, а только используя шкалу активности ионов:

Примеры уравнений электролиза:

2HgSO₄ + 2H₂O = 2Hg + O₂ + 2H₂SO₄;

Na₂SO₄ + 2H₂O = Na₂SO₄ + 2H₂ + O₂;

2LiCl + 2H₂O = 2LiOH + H₂ + Cl₂.

Решение задач из учебника Г.Е.Рудзитиса и Ф.Г.Фельдмана (9-й класс, с. 120, № 1, 2).

Задача 1. При электролизе раствора хлорида меди(II) масса катода увеличилась на 8 г. Какой газ выделился, какова его масса?

CuCl₂ + H₂O = Cu + Cl₂ + H₂O,

(Cu) = 8/64 = 0,125 моль,

(Cu) = (Сl₂) = 0,125 моль,

Ответ. Газ – хлор массой 8,875 г.

Задача 2. При электролизе водного раствора нитрата серебра выделилось 5,6 л газа. Сколько граммов металла отложилось на катоде?

4AgNO₃ + 2H₂O = 4Ag + O₂ + 4HNO₃,

(O₂) = 5,6/22,4 = 0,25 моль,

(Ag) = 4(O₂) = 4•25 = 1 моль,

m(Ag) = 1•107 = 107 г.

Ответ. 107 г серебра.

Тестирование

Вариант 1

1. При электролизе раствора гидроксида калия на катоде выделяется:

а) водород; б) кислород; в) калий.

2. При электролизе раствора сульфата меди(II) в растворе образуется:

а) гидроксид меди(II);

б) серная кислота;

3. При электролизе раствора хлорида бария на аноде выделяется:

а) водород; б) хлор; в) кислород.

4. При электролизе расплава хлорида алюминия на катоде выделяется:

а) алюминий; б) хлор;

в) электролиз невозможен.

5. Электролиз раствора нитрата серебра протекает по следующей схеме:

а) AgNO₃ + H₂O Ag + Н₂ + HNO₃;

б) AgNO₃ + H₂O Ag + О₂ + HNO₃;

в) AgNO₃ + H₂O AgNO₃ + Н₂ + О₂.

Вариант 2

1. При электролизе раствора гидроксида натрия на аноде выделяется:

а) натрий; б) кислород; в) водород.

2. При электролизе раствора сульфида натрия в растворе образуется:

а) сероводородная кислота;

б) гидроксид натрия;

3. При электролизе расплава хлорида ртути(II) на катоде выделяется:

а) ртуть; б) хлор; в) электролиз невозможен.

4. При электролизе раствора нитрата серебра на катоде выделяется:

а) серебро; б) водород; в) кислород.

5. Электролиз раствора нитрата ртути(II) протекает по следующей схеме:

а) Hg(NO₃)₂ + H₂O Hg + Н₂ + HNO₃;

б) Hg(NO₃)₂ + H₂O Hg + О₂ + HNO₃;

в) Hg(NO₃)₂ + H₂O Hg(NO₃)₂ + Н₂ + О₂.

Вариант 3

1. При электролизе раствора нитрата меди(II) на катоде выделяется:

а) медь; б) кислород; в) водород.

2. При электролизе раствора бромида лития в растворе образуется:

б) бромоводородная кислота;

в) гидроксид лития.

3. При электролизе расплава хлорида серебра на катоде выделяется:

а) серебро; б) хлор; в) электролиз невозможен.

4. При электролизе раствора хлорида алюминия алюминий выделяется на:

а) катоде; б) аноде; в) остается в растворе.

5. Электролиз раствора бромида бария протекает по следующей схеме:

а) BaBr₂ + H₂O Br₂ + Н₂ + Ba(OH)₂;

б) BaBr₂ + H₂O Br₂ + Ba + H₂O;

в) BaBr₂ + H₂O Br₂ + О₂ + Ba(OH)₂.

Вариант 4

1. При электролизе раствора гидроксида бария на аноде выделяется:

а) водород; б) кислород; в) барий.

2. При электролизе раствора йодида калия в растворе образуется:

а) йодоводородная кислота;

б) вода; в) гидроксид калия.

3. При электролизе расплава хлорида свинца(II) на катоде выделяется:

а) свинец; б) хлор; в) электролиз невозможен.

4. При электролизе раствора нитрата серебра на катоде выделяется:

а) серебро; б) водород; в) кислород.

5. Электролиз раствора сульфида натрия протекает по следующей схеме:

а) Na₂S + H₂O S + Н₂ + NaOH;

б) Na₂S + H₂O Н₂ + O₂ + Na₂S;

в) Na₂S + H₂O Н₂ + Na₂S + NaOH.

Применение электролиза в народном хозяйстве

1. Для защиты металлических изделий от коррозии на их поверхность наносят тончайший слой другого металла: хрома, серебра, золота, никеля и т.д. Иногда, чтобы не расходовать дорогие металлы, производят многослойное покрытие. Например, внешние детали автомобиля сначала покрывают тонким слоем меди, на медь наносят тонкий слой никеля, а на него – слой хрома.

При нанесении покрытий на металл электролизом они получаются ровными по толщине, прочными. Таким способом можно покрывать изделия любой формы. Эту отрасль прикладной электрохимии называют гальваностегией.

2. Кроме защиты от коррозии гальванические покрытия придают красивый декоративный вид изделиям.

3. Другая отрасль электрохимии, близкая по принципу к гальваностегии, названа гальванопластикой. Это процесс получения точных копий различных предметов. Для этого предмет покрывают воском и получают матрицу. Все углубления копируемого предмета на матрице будут выпуклостями. Поверхность восковой матрицы покрывают тонким слоем графита, делая ее проводящей электрический ток.

Полученный графитовый электрод опускают в ванну с раствором сульфата меди. Анодом служит медь. При электролизе медный анод растворяется, а на графитовом катоде осаждается медь. Таким образом получается точная медная копия.

С помощью гальванопластики изготавливают клише для печати, грампластинки, металлизируют различные предметы. Гальванопластика открыта русским ученым Б.С.Якоби (1838).

Изготовление штампов для грампластинок включает нанесение тончайшего серебряного покрытия на пластмассовую пластинку, чтобы она стала электропроводной. Затем на пластинку наносят электролитическое никелевое покрытие.

Чем следует сделать пластинку в электролитической ванне – анодом или катодом?

(О т в е т. Катодом.)

4. Электролиз используют для получения многих металлов: щелочных, щелочно-земельных, алюминия, лантаноидов и др.

5. Для очистки некоторых металлов от примесей металл с примесями подключают к аноду. Металл растворяется в процессе электролиза и выделяется на металлическом катоде, а примесь остается в растворе.

6. Электролиз находит широкое применение для получения сложных веществ (щелочей, кислородсодержащих кислот), галогенов.

Схема электролиза воды

Цели урока. Провести электролиз воды, показать гальваностегию на практике, закрепить знания, полученные на первом уроке.

Оборудование. На столах учащихся: плоская батарейка, два провода с клеммами, два графитовых электрода, химический стакан, пробирки, штатив с двумя лапками, 3%-й раствор сульфата натрия, спиртовка, спички, лучина.

На столе учителя: то же + раствор медного купороса, латунный ключ, медная трубка (кусок меди).

1. Прикрепить провода клеммами к электродам.

2. Электроды поставить в стакан, чтобы они не соприкасались.

3. Налить в стакан раствор электролита (сульфата натрия).

4. В пробирки налить воды и, опустив их в стакан с электролитом кверху дном, надеть их на графитовые электроды поочередно, закрепив верхний край пробирки в лапке штатива.

5. После того как прибор будет смонтирован, концы проводов прикрепить к батарейке.

6. Наблюдать выделение пузырьков газов: на аноде их выделяется меньше, чем на катоде. После того как в одной пробирке почти вся вода вытеснится выделяющимся газом, а в другой – наполовину, отсоединить провода от батарейки.

7. Зажечь спиртовку, осторожно снять пробирку, где вода почти полностью вытеснилась, и поднести к спиртовке – раздастся характерный хлопок газа.

8. Зажечь лучину. Снять вторую пробирку, проверить тлеющей лучиной газ.

Задания для учащихся

1. Зарисовать прибор.

2. Написать уравнение электролиза воды и пояснить, почему надо было проводить электролиз в растворе сульфата натрия.

3. Написать уравнения реакций, отражающие выделение газов на электродах.

Учительский демонстрационный эксперимент
(могут выполнять лучшие ученики класса
при наличии соответствующего оборудования)

1. Подсоединить клеммы проводов к медной трубке и латунному ключу.

2. Опустить трубку и ключ в стакан с раствором сульфата меди(II).

3. Подсоединить вторые концы проводов к батарейке: «минус» батарейки к медной трубке, «плюс» к ключу!

4. Наблюдать выделение меди на поверхности ключа.

5. После выполнения эксперимента вначале отсоединить клеммы от батарейки, затем вынуть ключ из раствора.

6. Разобрать схему электролиза с растворимым электродом:

CuSО₄ = Сu 2+ +

анод (+): Сu 0 – 2e = Cu 2+ ,

катод (–): Cu 2+ + 2e = Сu 0 .

Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.

Электролиз проводился в растворе сульфата меди(II), поскольку:

а) нужен раствор электролита, чтобы протекал электрический ток, т.к. вода является слабым электролитом;

б) не будут выделяться какие-либо побочные продукты реакций, а только медь на катоде.

Ученик 9-го класса проводит
практическую работу
«Электролиз воды»

7. Для закрепления пройденного написать схему электролиза хлорида цинка с угольными электродами:

катод (–): Zn 2+ + 2e = Zn 0 ,

Суммарное уравнение реакции в данном случае написать нельзя, т.к. неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая – на восстановление ионов цинка.

Схема демонстрационного эксперимента

1. Написать уравнение электролиза раствора, содержащего смесь нитрата меди(II) и нитрата серебра, с инертными электродами.

2. Написать уравнение электролиза раствора гидроксида натрия.

3. Чтобы очистить медную монету, ее надо подвесить на медной проволоке, присоединенной к отрицательному полюсу батареи, и опустить в 2,5%-й раствор NаОН, куда следует погрузить также графитовый электрод, присоединенный к положительному полюсу батареи. Объясните, каким образом монета становится чистой. (Ответ. На катоде идет восстановление ионов водорода:

Водород вступает в реакцию с оксидом меди, находящимся на поверхности монеты:

Этот способ лучше, чем чистка порошком, т.к. не стирается монета.)

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2:
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH – .
Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H + +2e → H2.
Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F – ), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl – – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H + написать не можем, так как OH – и H + не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H + +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH – – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H2O – 4e → O2 + 4H + .
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO – – 2e → R-R + 2CO2.

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na + + Cl –

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2Cl – – 2e → Cl2

Коэффициент 2 перед Na + появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

2Na + + 2Cl – + 2H2O → H2 0 + 2Na + + 2OH – + Cl2. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H2O → H2 0 + 2NaOH + Cl2.

2. Раствор Na2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na2SO4 → 2Na + + SO4 2–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H2O → 2H2 0 + 4OH – + 4H + + O2 0 .

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H2O:
6H2O → 2H2 0 + 4H2O + O2 0 .

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H2O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H2O → 2H2 0 + O2 0 .

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

3. Раствор CuCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl2 → Cu 2+ + 2Cl –

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Записываем суммарное уравнение:
CuCl2 → Cu 0 + Cl2.

4. Раствор CuSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO4 → Cu 2+ + SO4 2–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu 2+ и SO4 2– 1:1.

К: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Записываем суммарное уравнение:
2Cu 2+ + 2SO4 2– + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 4H + + 2SO4 2– .

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 2H2SO4.

5. Раствор NiCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl2 → Ni 2+ + 2Cl –

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 4Cl – – 4e → 2Cl2

Замечаем, что согласно формуле NiCl2, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni 2+ для получения общего количества 2NiCl2. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 4Cl – + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + 2OH – + Ni 2+ + 2Cl2.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl2 + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. Раствор NiSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO4 → Ni 2+ + SO4 2–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni 2+ . Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 2SO4 2– + 2H2O + 2H2O → Ni 0 + Ni 2+ + 2OH – + H2 0 + O2 0 + 2SO4 2– + 4H + .

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO4 + 4H2O → Ni 0 + Ni(OH)2 + H2 0 + O2 0 + 2H2SO4.

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H + и OH – с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H + расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

Ni 2+ + SO4 2– + 2H2O + 2H2O → Ni 0 + 2OH – + H2 0 + O2 0 + SO4 2– + 4H + .

Ni 2+ + SO4 2– + 4H2O → Ni 0 + H2 0 + O2 0 + SO4 2– + 2H + + 2H2O.

NiSO4 + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + O2 0 + H2SO4.

7. Раствор CH3COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH3COONa → CH3COO – + Na +

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2CH3COO – – 2e → CH3-CH3 + CO2

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na + + 2CH3COO – + 2H2O → 2Na + + 2OH – + H2 0 + CH3-CH3 + CO2

Соединяем катионы и анионы:
2CH3COONa + 2H2O → 2NaOH + H2 0 + CH3-CH3 + CO2.

8. Раствор H2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
H2SO4 → 2H + + SO4 2–

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H + +2e → H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H + +4e → 2H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H + + 2H2O → 2H2 + O2 + 4H +

Катионы H + находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H2O:
2H2O → 2H2 + O2.

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na + + OH –

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na + (в растворе)
4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H2O + 4OH – → 2H2 0 + 4OH – + O2 0 + 2H2O

Сокращая 2H2O и ионы OH – , получаем итоговое уравнение электролиза:
2H2O → 2H2 + O2.

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
2) щелочей;
3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H2O → 2H2 + O2.

Электролиз расплавов и растворов

О чем эта статья:

11 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает на электродах и основана на пропускании электрического тока через раствор или расплав.

Не менее важными участниками электролиза являются электроды: катод и анод. Если вы вдруг забыли, что такое катод и анод в химии, напомним.

Катод — это отрицательно заряженный электрод, который притягивает положительно заряженные ионы (катионы). А анод — это положительно заряженный электрод, который притягивает к себе отрицательно заряженные ионы (анионы). Таким образом, на катоде всегда происходит процесс восстановления, а на аноде всегда происходит процесс окисления.

Электроды бывают растворимые и инертные. Растворимые изготавливаются из металлов, например, меди и подвергаются химическим превращениям в ходе электролиза. А вот инертные или нерастворимые электроды не подвергаются химическим превращениям и остаются в неизменном виде как до реакции, так и после нее. Как правило, такие электроды изготавливают из графита или платины.

Виды электролиза

Различают два вида электролиза:

Электролиз водного раствора.

Прежде чем мы рассмотрим каждый процесс отдельно, давай познакомимся с общими для двух видов процессами на электродах.

Процесс на катоде K (−)

Катион принимает электроны и восстанавливается:

Me +n + ne − → Me 0 (восстановление).

Процесс на аноде A (+)

Анион отдает электроны и окисляется:

неMe −n − ne − → неMe 0 (окисление).

Процессы, протекающие при электролизе в общем случае:

К − : Ме +n + ne − → Ме 0 ;

А + : неМе −n − ne − → неМе 0 .

Суммарное уравнение электролиза:

Электролиз расплава

Рассмотрим электролиз расплава пищевой соли — хлорида натрия. При сильном нагревании кристаллический твердый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы хлора и натрия, освободившиеся из кристаллической решетки, и проводит электрический ток.

К − : 2Na + + 2e − = 2Na 0

А + : 2Cl − − 2e − = Cl₂

Суммарное уравнение электролиза:

При опускании в расплав угольных (инертных) электродов, присоединенных к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы — к положительно заряженному электроду (аноду) и отдают электроны.

Теперь давайте рассмотрим электролиз расплава гидроксида калия.

На катоде происходит восстановление калия за счет принятия электронов. А на аноде протекает более сложная реакция. Гидроксогруппы отдают свой электрон и становятся нейтральными, но такое состояние для них крайне невыгодно, так как неустойчиво, и они объединяются в группы, чтобы потом разложиться с выделением газообразного кислорода и воды

Итог электролиза расплава — металлический калий на катоде, газообразный кислород и пары воды на аноде.

Электролиз раствора

Основным отличием водного раствора от расплава является присутствие молекул воды и ионов H + и OH — как продуктов диссоциации воды. В связи с этим возле катода и анода скапливаются ионы, которые конкурируют как друг с другом, так и с молекулами воды. Рассмотрим электролиз на примере водного раствора KF:

К − : 4H₂O + 4e − = 2H₂ 0 + 4OH −

Суммарное уравнение электролиза:

Как видно, ни калий, ни фтор не фигурируют в продуктах электролиза. Почему так происходит?

Наиболее активные металлы — сильные восстановители. Калий — как раз такой металл, поэтому обратный процесс восстановления активных металлов из соединений осуществить сложно. При электролизе водных растворов солей активных металлов на катоде протекает восстановление не катионов этих металлов, а воды с образованием водорода.

Разберем порядок восстановления катионов металлов на катоде в зависимости от их активности.

Последовательность разрядки катионов зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжения.

Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который находится в ряду напряжения после водорода, то восстанавливаются ионы металла.

Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который стоит в начале ряда напряжения от лития до алюминия включительно, то восстанавливаются ионы водорода из молекул воды. Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.

Если у катода накапливаются молекулы воды и катионы металла, который расположен в ряду напряжения между алюминием и водородом, то восстанавливаются и ионы металла, и частично ионы водорода из молекул воды.

Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то сначала восстанавливаются катионы менее активного металла.

При электролизе раствора кислоты на катоде восстанавливаются катионы водорода до газообразного водорода.

Для удобства мы собрали информацию об электролизе в таблице:

Теперь разберемся, что происходит с анионами в водных растворах при электролизе. Для начала познакомимся с последовательностью восстановления анионов на аноде:

Чем меньше выражена восстановительная активность, тем хуже анионы могут окисляться на аноде. К тому же процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Если анод инертный или нерастворимый, то на нем протекают следующие реакции:

При электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов!), на аноде происходит процесс окисления аниона.

При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде выделяется газообразный кислород вследствие окисления молекул воды. Анион при этом не окисляется, оставаясь в растворе.

При электролизе растворов щелочей происходит окисление гидроксид-ионов.

Если анод растворимый, то на нем всегда происходит окисление металла анода — независимо от природы аниона.

Исключением является электролиз солей карбоновых кислот. Таблица выше не описывает происходящее на аноде. Давайте рассмотрим, что же там происходит.

В результате электролиза водных растворов солей щелочных металлов карбоновых кислот происходит образование углеводородов вследствие рекомбинации углеводородных радикалов.

В общем виде электролиз солей карбоновых кислот можно записать так:

На катоде образуется газообразный водород, а на аноде — углекислый газ, углеводород, полученный удвоением радикала. В катодном пространстве накапливается щелочь.

В случае разделения катодного и анодного пространства углекислый газ реагирует со щелочью с образованием гидрокарбоната.

Применение электролиза

А теперь самое главное: зачем вообще нужен электролиз? Рассмотрим применение этого вида ОВР:

С помощью электролиза расплавов природных соединений в металлургической промышленности получают активные металлы (калий, натрий, бериллий, кальций, барий). С помощью электролиза растворов солей — цинк, кадмий, кобальт и другие.

В химической промышленности электролиз используют для получения фтора, хлора, водорода, кислорода, щелочей, бертолетовой соли и других веществ.

Электролиз с растворимым анодом используют для нанесения металлических покрытий (из хрома, золота, никеля, серебра), что предохраняет металлические изделия от коррозии и придает им декоративный вид.

Вопросы для самопроверки

1. Выберите верное продолжение фразы «катод — это. »:

Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.

Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

2. Продолжите фразу «электролиз — это…»:

ОВР с применением тока.

Реакция без изменения степеней окисления с применением тока.

ОВР с применением катализаторов.

3. Как заряжен анион?

Не имеет заряда.

4. Чем отличается электролиз раствора от электролиза расплава?

В расплаве плавится твердое.

Присутствием молекул воды и продуктов ее диссоциации.

5. Если металл стоит в ряду активности металлов между алюминием и водородом, что выделится на катоде?

Металл и водород.

При электролиза водного раствора фторида лития что на аноде выделится?