Уравнение реакции электролиза расплава соли

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0

на аноде A(+): 2Cl – — 2e = Cl₂

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl₂

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого)

анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:

— окисление анионов и гидроксид-ионов,

— восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого)

анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:

— окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла — материала анода;

— восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO₄ 2- , NО — ₃, РО₄ 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и

б) при окислении анионов Сl — , Вr — , I — выделяются соответственно

А + Cl — +e — = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде

К — Me n+ + ne — = Me 0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al + и Н + , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как

восстановления катионов, так и выделения водорода

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

При электролизе водного раствора АgNО₃ на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg + + е = А g

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

В растворе находятся ионы Си 2+ и 2Сl — , которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод — Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl — — 2e = Cl₂

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде — газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl₂ в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl₂ с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе

(идет восстановление воды)

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К₂SО₄) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно,

на катоде будет протекать восстановление

аноде — окисление воды.

или, учитывая, что

(осуществляется при перемешивании),

H₂O 2H₂ + O₂

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита — воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

— масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

— эквивалентная масса вещества (г/моль);

— молярная масса вещества (г/моль);

— количество отдаваемых или принимаемых электронов;

— продолжительность процесса (с);

— константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества

(F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO₃)

, гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄)

гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl — + H + + OH — → FeOH + + 2Cl — + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa)

подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

2K + +SiO₃ 2- + Н + + ОH — → НSiO₃ — + 2K + + ОН —

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH₃COO – + Na + + H₂O ↔ CH₃COOH + Na + + OH –

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H + , и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH — ( pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната:

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO₃ – ), чем на второй (H₂CO₃)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид — сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, — слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Продукты — гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень : Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

II ступень : CuOH + + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H +

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза.

На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты.

Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода,

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)₂SO₄, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н₂О = 2Аl(OН)₃(осадок) + ЗН₂S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону.

Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием

, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H₂O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Содержание:

Сильнейшим окислительно — восстановительным действием обладает электрический ток. С помощью воздействия электрического тока на вещество можно получить чистый металл. Этот метод называется электролизом.

Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.

Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.

Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.

Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.

Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

Анионы Cl — движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

Особенности электролиза растворов

В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.

а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne

б) На не растворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S — , J — , Br — , Cl — , OH — и молекулы H₂O:

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.

Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.

Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.

• NaCl → Na + + Cl —
• Катод: Cu 2+ + 2e — → Cu 0
• Анод: Cu 0 — 2e — → Cu 2+

В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.

В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.

Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.

На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:

Применение электролиза

Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Мы уже рассматривали электролиз растворов солей, теперь давайте разберем электролиз расплавов веществ.

В этой лекции мы рассмотрим электролиз расплавов трех видов веществ:

1. электролиз расплавов оксидов;
2. электролиз расплавов оснований;
3. электролиз расплавов солей.

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

• У анода анионыокисляются.
• На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

КАТ од — КАТ ионы (ионы у кат ода)

АН од — АН ионы (ионы у ан ода)

Электролиз расплавов оксидов

На катоде идет восстановление: Me n+ + ne — = Me 0 , т.е. на катоде выделяется металл.

На аноде окисляется кислород: O -2 -2e — = O₂

Возьмем для примера электролиз расплава оксида калия: 2K₂O -> 4K + O₂

Электролиз расплавов оснований

На катоде традиционно восстанавливается металл:

На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы:

Электролиз расплавов солей

1. Электролиз расплава бескислородной соли:

На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne — = Me 0

На аноде окисляется бескислородный анион: A n- — ne — = A 0

Электролиз расплава NaCl: 2NaCl = 2Na + Cl₂

2. Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона не в высшей степени окисления):

На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne — = Me 0

На аноде будет окисляться элемент аниона: SO3 2- — 2e — = SO3

Например, электролиз расплава сульфита натрия:

S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 — SO₃

3. Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона в высшей степени окисления):

На катоде все без изменений 🙂

На аноде — т.к. элемент уже в высшей степени окисления, то окисляться будет кислород:

Например, электролиз расплава карбоната натрия:

Важно понимать, что эти реакции не идут сами по себе. Их протекание возможно только при действии электрического тока.