Уравнение электролиза растворов сульфата магния

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H₂O +2ē → H₂ + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H₂ 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H ₂ O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl₂ 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH₃ C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O₂+ CH₃-CH₃

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO₄ + 2H₂ O -2 → 2 Cu 0 + 2H₂SO₄ + O₂ 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + ₂O +2Na Cl – → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂ 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl₂ – → Cu 0 + Cl₂ 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl₂ 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH – → 4 Na 0 + O₂ 0 + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O ₃ 3 – – 12ē → 2Al₂O₃ + 3 O₂ 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al ₂ О ₃ = 4 Al 0 + 3 О ₂ 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О₂ 0 = C +4 O₂ -2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Электронные процессы, происходящие на электродах при электролизе солей

Решение задач на электролиз солей

Задание 277.
При электролизе растворов MgSO₄ и ZnСl₂, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на анодах? Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
Решение:
При электролизе солей растворов MgSO₄ и ZnСl₂, соединенных последовательно с источником тока, на катоде в растворе MgSO₄ будет происходить электрохимическое восстановление воды, а на катоде в растворе ZnСl₂ – электрохимическое восстановление ионов цинка, поскольку стандартный электродный потенциал системы Mg 2+ -2 = Mg 0 (-2,36 B) более отрицательней, чем стандартный электродный потенциал водородного электрода в нейтральной среде (-041 В) и стандартный электродный потенциал системы Zn 2+ -2 = Zn 0 (-0,763 B), а также стандартный электродный потенциал водородного электрода в слабокислой среде (0,00 В). Поэтому в электролизёре с MgSO₄ на катоде выделяется водород, а в электролизёре с ZnСl₂ –металлический цинк.

На анодах будут происходить электрохимические окислительные процессы: в растворе MgSO₄ будет протекать окисление воды с образованием водорода, а в растворе ZnСl₂ – окисление хлрид-ионов с выделением газообразного хлора, так как стандартные электродные потенциалы систем:

2SO₄ 2- -2 = S₂O₈ 2- ;
2Cl – -2 = Cl₂ 0 ;
2H₂O -4 = O₂↑ = 4H +

соответственно равны -2,01 В; 1,36 В; 1,23 В.

Количества веществ, выделяющихся при электролизе эквивалентны друг другу:

Находим количество эквивалентов водорода, выделившегося на катоде:

m(O₂) = (О₂) . М_Э(O₂) = 0,25 . 8 = 2 г;
m(Zn) = (Zn) . М_Э(Zn) = 0,25 . 32,66 = 8,17 г’
m(Cl₂) = (Cl₂) . М_Э(Cl₂) = 0,25 . 8,86 = 2 г

Ответ: m(Zn) = 8,17 г; 2,0 г; m(Cl₂) = 8,86 г.

Задание 278,
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na₂SO₄. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа (н.у.). Какая масса H₂SO₄ образуется при этом возле анода? Ответ: 0,2 г; 9,8 г.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Na + + = Na 0 (-2,71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы Na + , приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

2Н₂О + 2 = Н₂↑ + 2ОН —

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н + ,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO₄ 2- — 2 = 2S₂O₈ 2- . Ионы SO₄ 2- , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Суммарно процесс электролиза Na₂SO₄ можно представить в молекулярной форме:

Количества веществ, выделяющихся при электролизе эквивалентны друг другу:

На аноде выделяется кислород, поэтому количество эквивалентов кислорода равно:

Ответ: m(Н₂SO₄) = 0,2 г; 9,8 г.

Задание 279.
При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия? Ответ: 56,26 г/моль.
Решение:
Расход электричества, необходимый для проведения электролиза равен: Q = I . t = 3434 Кл. Эквивалентную массу металла рассчитаем из уравнения Фарадея относительно массы вещества и количества электричества, подставив в него данные из задачи, получим:

m(В) = М_Э(В) . I . t/F = М_Э(В) . Q/F
М_Э(Ме) = m(В) . F/Q = (2 . 96500)/3434 = 56,20 г/моль.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Ответ: М Э (Ме) = 56,26 г/моль.

Задание 280.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у,) выделилось при этом на катоде? Ответ: 17,08 А; 8,96 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы К + + = К 0 (-2,92 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы К+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

2Н₂О + 2 = Н₂↑ + 2ОН —

На аноде будет происходить электрохимическое окисление ионов ОН-, приводящее к выделению кислорода:

4ОН — 4 = О₂↑ + 2Н₂О,

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,54 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему 2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н + .

Силу тока вычисляем из уравнения Фарадея относительно массы газа, имея в виду, что 1 ч 15 мин 20 с = 4520 с и m(О₂) = 6,4 г, получим:

I = m(О₂) . F/ М_ЭО₂) . t = 6,4 . 96500/8 . 4520 = 17,08 A.

При вычислении объёмов выделившихся газов представим уравнение Фарадея в следующем виде:

V = V_Э . I . t/F

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, получим:

V(Н₂) = (11,2 . 17,08 . 5420)/96500 = 8,96 л

Ответ: V(Н₂) = 17,08 А; 8,96 л.

Электролиз. Законы Фарадея

Пример 1. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора MgSO₄ с инертными электродами.

Решение. Стандартный электродный потенциал системы Mg 2+ + 2e ® Mg равен –2,363 В. Сульфат магния является солью, обра-зованной слабым основанием и сильной кислотой, поэтому вследствие гидролиза среда в его водном растворе будет слабокислотной (рН – ,

а ионы Мg 2+ будут накапливаться в прикатодном пространстве.

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

поскольку отвечающий этой системе электродный потенциал кислородного электрода в слабокислотной среде

значительно меньше, чем стандартный потенциал, характеризующий систему:

Ионы будут накапливаться в прианодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на 2 для подведения баланса по электронам и складывая его с уравнением анодного процесса, получают суммарное уравнение процесса электролиза:

Принимая во внимание, что одновременно происходит накопление ионов магния в прикатодном пространстве и сульфат-ионов в прианодном пространстве, итоговое уравнение процесса можно записать так:

6 Н₂О + 2MgSO₄ = 2H₂ + 2Mg(OH)₂¯ + O₂ + 4H + + 2

Следует учитывать, что гидроксид магния – малорастворимое соединение.

Пример 2. Написать уравнения процессов, протекающих при электролизе водного раствора, содержащего смесь солей Cu(NO₃)₂ и ZnBr₂. Электроды графитовые.

Решение. На катоде возможно протекание следующих процессов:

Cu 2+ + 2e = Cu = 0,337 B;

Zn 2+ + 2 e = Zn = –0,763 B;

2H₂O + 2e ® H₂ + 2OH – > –0,413 B (в слабокислотной среде).

Необходимо учитывать, что выделение водорода протекает со значительным перенапряжением.

Наибольший потенциал у первого процесса, поэтому на катоде будут восстанавливаться ионы меди:

На аноде возможно протекание следующих процессов:

2H₂O – 4e = O₂ + 4H + – – 2 e = Br₂

В прианодном пространстве накапливаются нитрат–ионы.

Суммарное уравнение процесса электролиза можно получить сложением уравнений катодного и анодного процессов:

Сu 2+ + 2Br – = Cu + Br₂

Принимая во внимание, что одновременно происходит накопление ионов цинка в прикатодном пространстве и нитрат-ионов в прианодном, итоговое уравнение процесса можно записать так:

Сu(NO₃)₂ + ZnBr₂ = Cu + Br₂ + Zn 2+ + 2

Пример 3. Какие процессы будут протекать на железных электродах при электролизе водного раствора Al₂(SO₄)₃ в атмосфере воздуха в нейтральной среде?

В атмосфере воздуха рН »7.

На катоде возможно протекание следующих процессов:

Fe 2+ + 2e = Fe = –0,44 B;

2H₂O + 2e ® H₂ + 2OH – > –0,413 B (в слабокислотной среде);

Al 3+ + 3e = Al = –1,662 B.

Вследствие того, что выделение водорода сопровождается перенапряжением, наибольший потенциал становится у первого процесса, поэтому на катоде будут восстанавливаться ионы железа: Fe 2+ + 2 e = Fe.

В прикатодном пространстве накапливаются ионы алюминия Al 3+ .

На железном аноде возможно протекание следующих процессов:

Fe – 2e = Fe 2+ = –0,44 B;

В;

2H₂O – 4e = O₂ + 4H + + + Cl –

При электролизе расплава хлорида натрия на электродах протекают процессы

Согласно первому закону Фарадея, время, необходимое для получения 150 г металлического натрия, определяем по формуле

где M_эк.(_Na₎ – молярная масса эквивалента натрия, г/моль; z – число электронов, участвующих в электродном процессе; I – сила тока, А; F – постоянная Фарадея; h – выход по току.

Объем хлора образуется в количестве 1 моль и составляет

Пример 5. Серебрение изделий ведется в растворе азотнокислого электролита с плотностью тока 3 А/дм 3 . Рассчитать толщину серебряного слоя, образующегося за 2 мин, если выход по току h = 0,90. Плотность серебра r = 10 490 кг/м 3 .

Решение. Согласно закону Фарадея, масса выделившегося серебра

После преобразований находим толщину покрытия

где i = I/S – плотность тока; r – плотность металла.

Пример 6. Определите выход по току водорода, выделенного на электроде при нормальных условиях, если объем его составил 112 л при прохождении через электрод 1000 А×ч.

Решение. Объем моль эквивалента водорода при н.у. составляет 22,4/2 = 11,2 л. Для выделения такого объема водорода требуется количество электричества, равное 1F, или 26,8 А×ч., следовательно, для выделения 112 л потребуется 268 А×ч. Найдем выход по току водорода:

или 26,8 %.

Пример 7. При электролизе водного раствора меди сульфата (графитовые электроды) на аноде выделился кислород О₂ объёмом 280 мл при н.у. Сколько г меди и какой объем кислорода выделилось на электродах

Решениезадачи следует начинать с описания объекта изучения – электрохимических реакций. До электролиза в растворе прошли реакции:

а) диссоциация

б) гидролиз

Электрохимическая система: (-) К С .

Процессы на катоде (–) и на аноде (+) А при электролизе:

Определим массу кислорода , выделившегося на аноде.

Молярная масса эквивалентов кислорода (О₂) = 8 г/моль. Для определения эквивалентного объёма V составим пропорцию:

5,6 л весит 8 – 0,28 л О₂ весит х г,

х =

На аноде выделилось 0,28/5,6 = 0,05 моль эквивалентов О₂.

Вычислим массу меди , выделившейся на катоде. Молярная масса эквивалентов меди:

Согласно второму закону Фарадея:

Пример 8. Через щелочной раствор, содержащий комплексные ионы двух- и четырехвалентного олова, и пропустили ток I = 2А в течение часа. Определить массу выделившегося на катоде олова, если выход по току Анод оловянный