Ηλεκτρόλυση hcl. Ηλεκτρόλυση. Εργασίες μαθητών

Η ηλεκτρόλυση είναι ένα σύνολο διεργασιών που συμβαίνουν σε ένα διάλυμα ή τήγμα ενός ηλεκτρολύτη όταν διέρχεται ηλεκτρικό ρεύμα μέσω αυτού. Η ηλεκτρόλυση είναι ένας από τους πιο σημαντικούς τομείς στην ηλεκτροχημεία.

Η ηλεκτρόλυση συμβαίνει μόνο σε μέσα που μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Τα υδατικά διαλύματα βάσεων και αλάτων έχουν επίσης την ικανότητα να μεταφέρουν ρεύμα. Τα άνυδρα οξέα είναι πολύ φτωχοί αγωγοί, αλλά τα υδατικά διαλύματα οξέων μεταφέρουν καλά το ρεύμα. Διαλύματα οξέων, βάσεων και αλάτων σε άλλα υγρά στις περισσότερες περιπτώσεις δεν αγώγουν ρεύμα, όπως τα υδατικά διαλύματα ζάχαρης, αλκοόλης, γλυκερίνης και άλλα διαλύματα με κανονική οσμωτική πίεση δεν φέρουν ρεύμα.

Ένα ηλεκτρικό ρεύμα που διέρχεται από διαλύματα προκαλεί χημικές αλλαγές σε αυτά, οι οποίες εκφράζονται στο γεγονός ότι απελευθερώνονται προϊόντα αποσύνθεσης μιας διαλυμένης ουσίας ή διαλύτη από τα διαλύματα. Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες είναι οξέα, βάσεις και άλατα.

Η χημική διαδικασία που συμβαίνει όταν το ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη ονομάζεται ηλεκτρόλυση. Μελετώντας τα προϊόντα που απελευθερώνονται στο ηλεκτρόδιο κατά την ηλεκτρόλυση οξέων, βάσεων και αλάτων, βρήκαμε ότι τα μέταλλα και το υδρογόνο απελευθερώνονται πάντα στις κάθοδοι και υπολείμματα οξέος ή ομάδες υδροξυλίου στην άνοδο, τα οποία στη συνέχεια υφίστανται περαιτέρω αλλαγές. Έτσι, τα πρωτογενή προϊόντα της ηλεκτρόλυσης είναι τα ίδια μέρη οξέων, βάσεων και αλάτων που δεν αλλάζουν κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής και περνούν από τη μια ουσία στην άλλη.

Ένα παράδειγμα ηλεκτρόλυσης είναι η ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου μαγνησίου. Όταν ένα ρεύμα διέρχεται από το τήγμα MgCl2, τα κατιόντα μαγνησίου μετακινούνται στο αρνητικό ηλεκτρόδιο υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού πεδίου. Εδώ, αλληλεπιδρώντας με τα ηλεκτρόνια που έρχονται μέσω του εξωτερικού κυκλώματος, αποκαθίστανται.

Τα ανιόντα χλωρίου μετακινούνται στο θετικό ηλεκτρόδιο και, δίνοντας την περίσσεια ηλεκτρονίων, οξειδώνονται. Σε αυτή την περίπτωση, η κύρια διαδικασία είναι το ίδιο το ηλεκτροχημικό στάδιο - η οξείδωση των ιόντων χλωρίου:

και το δευτερεύον είναι η δέσμευση των ατόμων χλωρίου που προκύπτουν σε μόρια:

Προσθέτοντας τις εξισώσεις των διεργασιών που λαμβάνουν χώρα στα ηλεκτρόδια, λαμβάνουμε τη συνολική εξίσωση της αντίδρασης οξειδοαναγωγής που συμβαίνει κατά την ηλεκτρόλυση του τήγματος MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Αυτή η αντίδραση δεν μπορεί να συμβεί αυθόρμητα. η ενέργεια που απαιτείται για την υλοποίησή του προέρχεται από εξωτερική πηγή ρεύματος.

Όπως συμβαίνει με μια χημική πηγή ηλεκτρικής ενέργειας, το ηλεκτρόδιο στο οποίο συμβαίνει η αναγωγή ονομάζεται κάθοδος. το ηλεκτρόδιο στο οποίο συμβαίνει η οξείδωση ονομάζεται άνοδος. Αλλά κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, η κάθοδος φορτίζεται αρνητικά και η άνοδος φορτίζεται θετικά, δηλ. Η κατανομή των σημείων του φορτίου των ηλεκτροδίων είναι αντίθετη από αυτή που εμφανίζεται κατά τη λειτουργία ενός γαλβανικού στοιχείου. Κατά την ηλεκτρόλυση, πραγματοποιείται χημική αντίδραση λόγω της ενέργειας ενός ηλεκτρικού ρεύματος που παρέχεται από το εξωτερικό, ενώ κατά τη λειτουργία ενός γαλβανικού στοιχείου, η ενέργεια μιας αυθόρμητης χημικής αντίδρασης που συμβαίνει σε αυτό μετατρέπεται σε ηλεκτρική ενέργεια.

Όταν εξετάζουμε την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων, δεν πρέπει να ξεχνάμε το γεγονός ότι, εκτός από τα ιόντα ηλεκτρολυτών, σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα υπάρχουν επίσης ιόντα που είναι επίσης προϊόντα της διάστασης του νερού - Η+ και ΟΗ-. Σε ένα ηλεκτρολυτικό πεδίο, τα ιόντα υδρογόνου μετακινούνται προς την κάθοδο και τα ιόντα υδροξυλίου κινούνται προς την άνοδο. Έτσι, τόσο τα κατιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα κατιόντα υδρογόνου μπορούν να εκκενωθούν στην κάθοδο. Ομοίως, στην άνοδο, τόσο τα ανιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα ιόντα υδροξυλίου μπορούν να εκκενωθούν. Επιπλέον, τα μόρια του νερού μπορούν επίσης να υποστούν ηλεκτροχημική οξείδωση ή αναγωγή.

Τι είδους ηλεκτροχημικές διεργασίες θα συμβούν στα ηλεκτρόδια κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα εξαρτηθεί πρωτίστως από την αναλογία των δυναμικών των ηλεκτροδίων των αντίστοιχων ηλεκτροχημικών συστημάτων. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων θα μειωθούν στην κάθοδο. Από πολλές πιθανές διαδικασίες, θα προχωρήσει αυτή της οποίας η εφαρμογή συνεπάγεται ελάχιστη κατανάλωση ενέργειας. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων με το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα μειωθούν στην κάθοδο και οι ανηγμένες μορφές συστημάτων με το χαμηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα οξειδωθούν στην άνοδο. Το υλικό του ηλεκτροδίου έχει ανασταλτική επίδραση στην εμφάνιση κάποιων ηλεκτροχημικών διεργασιών.

Κατά την εξέταση καθοδικών διεργασιών που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη το μέγεθος του δυναμικού της διαδικασίας αναγωγής ιόντων υδρογόνου. Αυτό το δυναμικό εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου και στην περίπτωση ουδέτερων διαλυμάτων (pH=7) έχει την τιμή:

c=-0,059*7=-0,41 V.

Είναι σαφές από αυτό ότι εάν ο ηλεκτρολύτης σχηματίζεται από ένα μέταλλο του οποίου το δυναμικό ηλεκτροδίου είναι σημαντικά θετικότερο από -0,41 V, τότε το μέταλλο θα απελευθερωθεί από το ουδέτερο διάλυμα στην κάθοδο. Τέτοια μέταλλα βρίσκονται στην περιοχή τάσης κοντά στο υδρογόνο (ξεκινώντας περίπου από τον κασσίτερο) και μετά από αυτό. Αντίθετα, στην περίπτωση των ηλεκτρολυτών, των οποίων το μέταλλο έχει δυναμικό σημαντικά πιο αρνητικό από -0,41 V, το μέταλλο δεν θα μειωθεί, αλλά θα απελευθερωθεί υδρογόνο. Αυτά τα μέταλλα περιλαμβάνουν μέταλλα στην αρχή του εύρους τάσεων—περίπου μέχρι τιτάνιο. Τέλος, εάν το δυναμικό του μετάλλου είναι κοντά στα -0,41 V (τα μέταλλα στο μεσαίο τμήμα της σειράς είναι Zn, Cr, Fe, Ni), τότε ανάλογα με τη συγκέντρωση του διαλύματος και τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης, αμφότερες η μείωση του μέταλλο και εξέλιξη υδρογόνου είναι δυνατή. Συχνά παρατηρείται συνεκπομπή μετάλλου και υδρογόνου.

Η ηλεκτροχημική έκλυση υδρογόνου από όξινα διαλύματα συμβαίνει λόγω της εκκένωσης ιόντων υδρογόνου. Στην περίπτωση ουδέτερων ή αλκαλικών μέσων, είναι το αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αναγωγής του νερού:

2H2O + 2e- =H2 + 2OH-.

Έτσι, η φύση της καθοδικής διαδικασίας κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων καθορίζεται κυρίως από τη θέση του αντίστοιχου μετάλλου στη σειρά τάσης. Σε ορισμένες περιπτώσεις, το pH του διαλύματος, η συγκέντρωση μεταλλικών ιόντων και άλλες συνθήκες ηλεκτρόλυσης έχουν μεγάλη σημασία.

Όταν εξετάζουμε ανοδικές διεργασίες, θα πρέπει να λαμβάνεται υπόψη ότι το υλικό της ανόδου μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Από αυτή την άποψη, γίνεται διάκριση μεταξύ ηλεκτρόλυσης με αδρανή άνοδο και ηλεκτρόλυσης με ενεργή άνοδο. Αδρανή άνοδος είναι αυτή της οποίας το υλικό δεν υφίσταται οξείδωση κατά την ηλεκτρόλυση. Μια ενεργή άνοδος είναι αυτή της οποίας το υλικό μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Ο γραφίτης, ο άνθρακας και η πλατίνα χρησιμοποιούνται συχνά ως υλικά για αδρανείς ανόδους.

Σε μια αδρανή άνοδο, κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων, οξέων που περιέχουν οξυγόνο και των αλάτων τους, καθώς και υδροφθορικού οξέος και φθοριούχων, λαμβάνει χώρα ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με την απελευθέρωση οξυγόνου. Ανάλογα με το pH του διαλύματος, αυτή η διαδικασία συμβαίνει διαφορετικά και μπορεί να γραφτεί με διαφορετικές εξισώσεις. Σε ένα αλκαλικό περιβάλλον, η εξίσωση μοιάζει με:

4OH- =O2 + 2H2O + 4e-,

και σε όξινο ή ουδέτερο:

2H2O =O2 + 4H+ + 4e-

Στις περιπτώσεις που εξετάζουμε, η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού είναι η πιο ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία. Τα ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο είτε δεν μπορούν να οξειδωθούν είτε η οξείδωσή τους συμβαίνει σε πολύ υψηλά δυναμικά. Για παράδειγμα, το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO42-2SO22- =S2O82- + 2e-

είναι ίσο με 2.010 V, το οποίο υπερβαίνει σημαντικά το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του νερού (1.228 V). Το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος F- είναι ακόμη μεγαλύτερο (2,87 V).

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων οξέων χωρίς οξυγόνο και των αλάτων τους (εκτός από HF και φθοριούχα), τα ανιόντα απορρίπτονται στην άνοδο. Συγκεκριμένα, κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων HI, HBr, HCl και των αλάτων τους, το αντίστοιχο αλογόνο απελευθερώνεται στην άνοδο. Σημειώστε ότι η απελευθέρωση χλωρίου κατά την ηλεκτρόλυση του HCl και των αλάτων του έρχεται σε αντίθεση με τη σχετική θέση των συστημάτων

2Cl- =2Cl + 2e- (ts=1,359 V),

και 2H2O =O2 + 4H+ + 4e- (c = 1,228 V)

στο εύρος των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων. Αυτή η ανωμαλία σχετίζεται με μια σημαντική υπέρταση της δεύτερης από αυτές τις δύο διεργασίες ηλεκτροδίων - το υλικό της ανόδου έχει ανασταλτική επίδραση στη διαδικασία απελευθέρωσης οξυγόνου.

Στην περίπτωση μιας ενεργής ανόδου, ο αριθμός των ανταγωνιστικών διεργασιών οξείδωσης αυξάνεται σε τρεις: ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με απελευθέρωση οξυγόνου, εκκένωση του ανιόντος (δηλαδή η οξείδωσή του) και ηλεκτροχημική οξείδωση του μετάλλου της ανόδου (η λεγόμενη ανοδική διάλυση του μετάλλου). Από αυτές τις πιθανές διαδικασίες, αυτή που είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή θα προχωρήσει. Εάν το μέταλλο ανόδου βρίσκεται σε μια σειρά τυπικών δυναμικών νωρίτερα από τα δύο άλλα ηλεκτροχημικά συστήματα, τότε θα παρατηρηθεί ανοδική διάλυση του μετάλλου. Διαφορετικά, θα απελευθερωθεί οξυγόνο ή θα εκκενωθεί ανιόν.

Ας εξετάσουμε μια τυπική περίπτωση ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuCl2 με αδρανή άνοδο. Ο χαλκός βρίσκεται μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσης. Επομένως, ιόντα Cu2+ θα εκκενωθούν στην κάθοδο και θα απελευθερωθεί μεταλλικός χαλκός. Τα ιόντα χλωρίου θα εκκενωθούν στην άνοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος χλωριούχου χαλκού (II):

Άνοδος καθόδου

Cu2+ + 2e- =Cu 2Cl- =2Cl + 2e-

Παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ηλεκτρόλυση

Η απόδοση της ηλεκτρόλυσης αξιολογείται από διάφορους παράγοντες, οι οποίοι περιλαμβάνουν: ισχύ ρεύματος, τάση, πυκνότητα ρεύματος, απόδοση της πηγής ρεύματος, έξοδος ρεύματος, παραγωγή ουσίας, απόδοση ηλεκτρικής ενέργειας (παραγωγή ενέργειας), κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας ανά μονάδα προϊόντος που λαμβάνεται.

Η ένταση του ρεύματος ή το φορτίο στον ηλεκτρολύτη χαρακτηρίζει την απόδοσή του. Όσο υψηλότερο είναι το ρεύμα που διέρχεται από τη συσκευή ηλεκτρόλυσης, τόσο περισσότερο προϊόν μπορεί να ληφθεί κατά τη λειτουργία αυτής της συσκευής ηλεκτρόλυσης. Υπάρχει μια τάση για τη δημιουργία ισχυρών ηλεκτρολυτών, σχεδιασμένων σε ορισμένες περιπτώσεις για δεκάδες και εκατοντάδες χιλιάδες Amperes (παραγωγή χλωρίου, αλουμινίου κ.λπ.) Η τάση στον ηλεκτρολύτη αποτελείται από διάφορα στοιχεία:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + χέλι.-διαφρ.+ οικοντ.

όπου: U είναι η συνολική τάση στο στοιχείο. ea και ek είναι τα δυναμικά ισορροπίας των ανοδικών και καθοδικών αντιδράσεων. χέλι. και ediaph - πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη και στο διάφραγμα. συντ. - πτώση τάσης στις επαφές. Το άθροισμα ea-ek ονομάζεται τάση αποσύνθεσης. Αυτή η τιμή αντιστοιχεί στην κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας για ηλεκτρόλυση, η οποία πηγαίνει άμεσα στην αλλαγή της εσωτερικής ενέργειας των ουσιών.

Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, προσπαθούν να μειώσουν την τάση στο στοιχείο λόγω του μεγέθους της πόλωσης και της ωμικής κατάστασης του ισοζυγίου τάσης, δηλαδή όρους λόγω της μη αναστρέψιμης διαδικασίας. Η τάση αποσύνθεσης καθορίζεται από τη φύση του αντιδρώντος και επομένως δεν μπορεί να αλλάξει. Οι τιμές των ?ek και ?ea μπορούν να αλλάξουν ανάλογα με τη φύση της ηλεκτροχημικής αντίδρασης που συμβαίνει στο ηλεκτρόδιο με ανάδευση, αύξηση της θερμοκρασίας του ηλεκτρολύτη, αλλαγή της κατάστασης της επιφάνειας του ηλεκτροδίου και λόγω πολλών άλλων παράγοντες.

Η πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη, που εκφράζεται με την εξίσωση

όπου c είναι η ειδική αντίσταση του ηλεκτρολύτη, Ohm cm, l είναι η απόσταση μεταξύ των ηλεκτροδίων, cm (χωρίς να λαμβάνεται υπόψη το διάφραγμα), S είναι η περιοχή διατομής του ηλεκτρολύτη από την οποία διέρχεται ηλεκτρικό ρεύμα cm2, μπορεί να μειωθεί, όπως προκύπτει από την παραπάνω έκφραση, φέρνοντας τα ηλεκτρόδια πιο κοντά, εισάγοντας περισσότερα ηλεκτραρνητικά πρόσθετα στο διάλυμα και αυξάνοντας επίσης τη θερμοκρασία.

Εάν η ηλεκτρόλυση συνοδεύεται από σχηματισμό αερίων, τότε η παραπάνω έκφραση δεν αντιστοιχεί πάντα με ακρίβεια στην πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι φυσαλίδες αερίου που απελευθερώνονται στα ηλεκτρόδια μειώνουν την ενεργή διατομή του ηλεκτρολύτη S και επιμηκύνουν τη διαδρομή ρεύματος από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται πλήρωση αερίου, το οποίο μπορεί να οριστεί ως ο λόγος του όγκου που καταλαμβάνει αυτή τη στιγμή μια φυσαλίδα αέρα προς τον συνολικό όγκο του ηλεκτρολυτικού στοιχείου. Η επίδραση της πλήρωσης αερίου στην ηλεκτρική αγωγιμότητα του ηλεκτρολύτη μπορεί να ληφθεί υπόψη χρησιμοποιώντας την ακόλουθη έκφραση:

s/s0=1-1,78ts+ts2,

όπου c και c0 είναι οι ειδικές αντιστάσεις του στερεού και του γεμισμένου με αέριο ηλεκτρολύτη, αντίστοιχα, και c είναι η πλήρωση αερίου.

Η τιμή μ μπορεί να μειωθεί με αύξηση της θερμοκρασίας, καθώς και με ειδική διάταξη ηλεκτροδίων που εξασφαλίζουν την ελεύθερη απομάκρυνση των αερίων από το στοιχείο.

Ο συντελεστής χρήσης τάσης είναι ο λόγος της τάσης αποσύνθεσης προς τη συνολική τάση στο λουτρό:

znpr=(ea-ek)/U

Η πυκνότητα ρεύματος είναι ο λόγος της δύναμης που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη προς το μέγεθος της επιφάνειας του ηλεκτροδίου. μετρημένο σε A/cm2 (dm2 ή m2). Στη βιομηχανία εργάζονται με διάφορες πυκνότητες ρεύματος - από αρκετές εκατοντάδες A/cm2 (ηλεκτρομετάλλευση, υδροηλεκτρομεταλλουργία, παραγωγή χλωρίου) έως αρκετές χιλιάδες A/cm2 (ηλεκτρόλυση τήγματος, ηλεκτροσύνθεση κ.λπ.)

Η τιμή της πυκνότητας ρεύματος χαρακτηρίζει την ποσότητα του προϊόντος που λαμβάνεται από μια μονάδα επιφάνειας ηλεκτροδίου, δηλ. παραγωγικότητα ηλεκτρολύτη. Επομένως, εάν μια αύξηση στην πυκνότητα ρεύματος δεν προκαλεί μείωση της απόδοσης του προϊόντος ηλεκτρόλυσης, προσπαθούν να πραγματοποιήσουν τη διαδικασία με τις υψηλότερες δυνατές πυκνότητες ρεύματος. Ωστόσο, κατά την επιλογή των βέλτιστων τιμών των πυκνοτήτων ρεύματος, σε ορισμένες περιπτώσεις είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η αύξηση του κόστους του προϊόντος λόγω της αυξημένης κατανάλωσης ενέργειας για ηλεκτρόλυση λόγω αύξησης της τάσης με αυξανόμενη πυκνότητα ρεύματος. Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, το ρεύμα που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη μπορεί να δαπανηθεί σε πολλές παράλληλες ηλεκτροχημικές αντιδράσεις. Για παράδειγμα, κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, οι αντιδράσεις ηλεκτροχημικής οξείδωσης ή αναγωγής συνοδεύονται από αποσύνθεση του νερού σε Ο2 και Η2, τα οποία απελευθερώνονται στην άνοδο και στην κάθοδο, αντίστοιχα. Κατά την ηλεκτρόλυση τήγματος κρυόλιθου-αλουμίνας, το ρεύμα υπό ορισμένες συνθήκες μπορεί να δαπανηθεί όχι μόνο για την απελευθέρωση αλουμινίου, αλλά και για το σχηματισμό μεταλλικού νατρίου στην κάθοδο.

Κατά συνέπεια, το ρεύμα που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη κατανέμεται μεταξύ πολλών διεργασιών που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε ένα δεδομένο ηλεκτρόδιο:

I=i1+i2+i3+…+i n

όπου: I είναι το ρεύμα που διαρρέει τον ηλεκτρολύτη. i1 και i2 είναι το ρεύμα που καταναλώνεται ανά μονάδα για την πρώτη και τη δεύτερη ηλεκτρολυτική αντίδραση.

Προκειμένου να ληφθεί υπόψη η απόδοση της χρήσης της ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη για να σχηματιστεί ένα συγκεκριμένο προϊόν, εισάγεται η έννοια της απόδοσης ρεύματος.

Τρέχουσα παραγωγή - η αναλογία του ποσού που απαιτείται θεωρητικά για να ληφθεί

από αυτήν ή εκείνη την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας στην πρακτικά καταναλωθείσα ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας. Προκειμένου να μειωθεί το ενεργειακό κόστος για τις πλευρικές ηλεκτροχημικές αντιδράσεις και να αυξηθεί το ρεύμα, προσπαθούν να πραγματοποιήσουν ηλεκτρόλυση υπό συνθήκες υπό τις οποίες η αποσύνθεση του διαλύτη είναι δύσκολη, δηλ. Η πόλωση είναι υψηλή κατά την οξείδωση ή την αναγωγή του διαλύτη (για παράδειγμα, υπέρταση οξυγόνου ή υδρογόνου). Αυτό επιτυγχάνεται με την αύξηση της πυκνότητας του ρεύματος, την αλλαγή της θερμοκρασίας του ηλεκτρολύτη, την επιλογή του υλικού του ηλεκτρολύτη κ.λπ.

Η απόδοση μιας ουσίας είναι η αναλογία της ποσότητας του προϊόντος που λαμβάνεται ως αποτέλεσμα ηλεκτροχημικών αντιδράσεων προς την ποσότητα που θα πρέπει να σχηματιστεί θεωρητικά, με βάση ένα δεδομένο φορτίο του αρχικού προϊόντος. Η απόδοση της χρήσης ηλεκτρικής ενέργειας (ενεργειακή απόδοση) είναι η αναλογία της ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται θεωρητικά για να ληφθεί μια μονάδα ουσίας προς την ποσότητα που καταναλώνεται πρακτικά. Η θεωρητικά απαιτούμενη ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας είναι η ποσότητα που θα ήταν απαραίτητη για να ληφθεί μια μοναδιαία ποσότητα μιας ουσίας εάν η διεργασία λάμβανε χώρα με 100% ρεύμα εξόδου και σε τάση ίση με την τάση αποσύνθεσης. Επομένως, η ενεργειακή απόδοση μπορεί να προσδιοριστεί από τον τύπο:

ze=Wп/N=τρέχον * znpr

Η απόδοση ρεύματος και ουσίας, καθώς και η αποδοτικότητα χρήσης ηλεκτρικής ενέργειας, συνήθως μετρώνται ως ποσοστό. Η κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνήθως σχετίζεται με μια μονάδα της ποσότητας του παραγόμενου προϊόντος και μετράται σε Wh/kg ή kWh/t. Για να υπολογίσετε την κατανάλωση ρεύματος συνεχούς ρεύματος ανά 1 τόνο προϊόντος που παράγεται με ηλεκτρόλυση, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τον ακόλουθο τύπο:

W=1*106*U/k ρεύμα *1000

όπου: W - κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνεχούς ρεύματος kWh/t; U είναι η τάση στον ηλεκτρολύτη, V; k ηλεκτροχημικό ισοδύναμο, gram/a*r; ρεύμα - έξοδος ρεύματος, κλάσματα μονάδας. 1000 είναι ο συντελεστής μετατροπής Wh σε kWh.

Η κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας εναλλασσόμενου ρεύματος ανά μονάδα παραγόμενου προϊόντος μπορεί να προσδιοριστεί διαιρώντας την κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνεχούς ρεύματος με το ίδιο ποσό του συντελεστή για το σχηματισμό εναλλασσόμενου ρεύματος σε συνεχές ρεύμα.

Υπάρχουν αυστηρές ποσοτικές σχέσεις μεταξύ του χρόνου που διέρχεται ένα ηλεκτρικό ρεύμα μέσω ενός διαλύματος ή τήγματος ενός ηλεκτρολύτη (η ποσότητα του ηλεκτρισμού) και της ποσότητας της ουσίας που σχηματίζεται και καταναλώνεται.

Εφαρμογές Ηλεκτρόλυσης

Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες. Στη χημική βιομηχανία, η ηλεκτρόλυση παράγει σημαντικά προϊόντα όπως χλώριο και αλκάλια, χλωρικά και υπερχλωρικά, υπερθειικό οξύ και υπερθειικά άλατα, υπερμαγγανικό κάλιο, οργανικές ενώσεις, χημικά καθαρό υδρογόνο, οξυγόνο, φθόριο και μια σειρά από άλλα πολύτιμα προϊόντα.

Στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία, η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται για τη διύλιση μετάλλων και για την εξόρυξη μετάλλων από μεταλλεύματα. Τα μέταλλα που δεν μπορούν να απομονωθούν από υδατικά διαλύματα λόγω του υψηλού αρνητικού δυναμικού λαμβάνονται στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία με ηλεκτρόλυση τετηγμένων μέσων, τα οποία είναι άλατα αυτών των μετάλλων που περιέχουν πρόσθετα διαφόρων ενώσεων που εισάγονται για να μειώσουν τη θερμοκρασία τήξης του τήγματος, να αυξήσουν την ηλεκτρική αγωγιμότητα κ.λπ. Τα μέταλλα που λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων μέσων περιλαμβάνουν αλουμίνιο, μαγνήσιο, ζιρκόνιο, τιτάνιο, ουράνιο, βηρύλλιο και μια σειρά από άλλα μέταλλα.

Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται σε πολλούς κλάδους της μηχανολογίας, της ραδιομηχανικής, της ηλεκτρονικής και της τυπογραφικής βιομηχανίας για την εφαρμογή λεπτών μεταλλικών επικαλύψεων στην επιφάνεια των προϊόντων για την προστασία τους από τη διάβρωση, τη διακοσμητική εμφάνιση, την αύξηση της αντοχής στη φθορά, την αντοχή στη θερμότητα και την παραγωγή μεταλλικά αντίγραφα.

Παρά τη μεγάλη ποικιλία ηλεκτρολυτών, ηλεκτροδίων και ηλεκτρολυτών, υπάρχουν κοινά προβλήματα στην τεχνική ηλεκτρόλυση. Αυτές περιλαμβάνουν τη μεταφορά φορτίων, θερμότητας, μάζας και την κατανομή των ηλεκτρικών πεδίων. Για να επιταχύνετε τη διαδικασία μεταφοράς, συνιστάται να αυξήσετε την ταχύτητα όλων των ροών και να χρησιμοποιήσετε εξαναγκασμένη συναγωγή. Οι διεργασίες ηλεκτροδίων μπορούν να ελεγχθούν με τη μέτρηση των περιοριστικών ρευμάτων.

Η ηλεκτρόλυση, όπως είναι προφανές, μπορεί να χρησιμεύσει ως μέθοδος ελέγχου μόνο σε συστήματα ηλεκτρολυτών (αγωγών ρεύματος), ο σχετικός αριθμός των οποίων δεν είναι τόσο μεγάλος.

Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων
και λιωμένα άλατα (2 ώρες)

μάθημα επιλογής «Ηλεκτροχημεία»

Στόχοι του πρώτου μαθήματος:

ΠΡΩΤΟ ΣΧΕΔΙΟ ΜΑΘΗΜΑΤΟΣ

1. Επανάληψη μελετημένων μεθόδων απόκτησης μετάλλων.

2. Επεξήγηση νέου υλικού.

3. Επίλυση προβλημάτων από το σχολικό βιβλίο του G.E Rudzitis, F.G Feldman “Chemistry-9” (M.: Prosveshchenie, 2002), σελ. 120, αρ. 1, 2.

4. Έλεγχος απόκτησης γνώσεων σε δοκιμαστικές εργασίες.

5. Έκθεση σχετικά με τη χρήση της ηλεκτρόλυσης.

Στόχοι του πρώτου μαθήματος:διδάσκουν πώς να γράφουν διαγράμματα για την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων και τηγμένων αλάτων και εφαρμόζουν τις γνώσεις που αποκτήθηκαν για την επίλυση προβλημάτων υπολογισμού. να συνεχίσει να αναπτύσσει δεξιότητες στην εργασία με το σχολικό βιβλίο και το υλικό δοκιμής. συζητήσουν τη χρήση της ηλεκτρόλυσης στην εθνική οικονομία.

ΠΡΟΟΔΟΣ ΠΡΩΤΟΥ ΜΑΘΗΜΑΤΟΣ

Επανάληψη μαθησιακών μεθόδων απόκτηση μετάλλωνχρησιμοποιώντας το παράδειγμα παραγωγής χαλκού από οξείδιο χαλκού(II).

Γράψτε τις εξισώσεις των αντίστοιχων αντιδράσεων:

Ένας άλλος τρόπος λήψης μετάλλων από διαλύματα και τήγματα των αλάτων τους είναι ηλεκτροχημική, ή ηλεκτρόλυση.

Η ηλεκτρόλυση είναι μια διεργασία οξειδοαναγωγής που συμβαίνει στα ηλεκτρόδια όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται μέσω ενός διαλύματος τήγματος ή ηλεκτρολύτη.

Ηλεκτρόλυση τήγματος χλωριούχου νατρίου:

NaCl Na + + Cl – ;

κάθοδος (–) (Na+): Na++ μι= Na0,

άνοδος (–) (Cl –): Cl – – μι= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου:

NaCl Na + + Cl –,

H 2 O H + + OH – ;

κάθοδος (–) (Na + ; H +): H + + μι= Η0, 2Η0 = Η2

(2H 2 O + 2 μι= H 2 + 2OH –),

άνοδος (+) (Cl – ; ΟΝ –): Cl – – μι= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού χαλκού(II):

Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +

H 2 O H + + OH – ;

κάθοδος (–) (Cu 2+, H +): Cu 2+ + 2 μι= Cu 0,

άνοδος (+) (OH –): OH – – μι=OH 0,

4Η0 = Ο2 + 2Η2Ο;

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3.

Αυτά τα τρία παραδείγματα δείχνουν γιατί η ηλεκτρόλυση είναι πιο επικερδής από άλλες μεθόδους παραγωγής μετάλλων: λαμβάνονται μέταλλα, υδροξείδια, οξέα και αέρια.

Γράψαμε διαγράμματα ηλεκτρόλυσης και τώρα ας προσπαθήσουμε να γράψουμε εξισώσεις ηλεκτρόλυσης αμέσως, χωρίς να αναφερθούμε στα διαγράμματα, αλλά μόνο χρησιμοποιώντας την κλίμακα δραστηριότητας ιόντων:

Παραδείγματα εξισώσεων ηλεκτρόλυσης:

2HgSO 4 + 2H 2 O = 2Hg + O 2 + 2H 2 SO 4;

Na 2 SO 4 + 2H 2 O = Na 2 SO 4 + 2H 2 + O 2;

2LiCl + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 + Cl 2.

Επίλυση προβλήματοςαπό το σχολικό βιβλίο των Γ.Ε. Ρουτζίτη και Φ.Γ.

Εργασία 1.Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου χαλκού (II), η μάζα της καθόδου αυξήθηκε κατά 8 g Τι αέριο απελευθερώθηκε, ποια είναι η μάζα της;

Λύση

CuCl 2 + H 2 O = Cu + Cl 2 + H 2 O,

(Cu) = 8/64 = 0,125 mol,

(Cu) = (Cl 2) = 0,125 mol,

Μ(Cl 2) = 0,125 71 = 8,875 g.

Απάντηση. Αέριο – χλώριο βάρους 8,875 g.

Εργασία 2.Κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος νιτρικού αργύρου, απελευθερώθηκαν 5,6 λίτρα αερίου. Πόσα γραμμάρια μετάλλου εναποτέθηκαν στην κάθοδο;

Λύση

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + O 2 + 4HNO 3,

(Ο 2) = 5,6/22,4 = 0,25 mol,

(Ag) = 4(O 2) = 4 25 = 1 mol,

Μ(Ag) = 1,107 = 107 g.

Απάντηση. 107 γρ ασήμι.

Δοκιμές

Επιλογή 1

1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος υδροξειδίου του καλίου στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) υδρογόνο· β) οξυγόνο. γ) κάλιο.

2. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού χαλκού(II) σε διάλυμα, σχηματίζονται τα εξής:

α) υδροξείδιο του χαλκού (II).

β) θειικό οξύ.

3. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου βαρίου στην άνοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) υδρογόνο· β) χλώριο. γ) οξυγόνο.

4. Κατά την ηλεκτρόλυση του τετηγμένου χλωριούχου αργιλίου στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) αλουμίνιο? β) χλώριο.

γ) η ηλεκτρόλυση είναι αδύνατη.

5. Η ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος νιτρικού αργύρου προχωρά σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

α) AgNO 3 + H 2 O Ag + H 2 + HNO 3;

β) AgNO 3 + H 2 O Ag + O 2 + HNO 3;

γ) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.

Επιλογή 2

1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου στην άνοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) νάτριο; β) οξυγόνο. γ) υδρογόνο.

2. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειούχου νατρίου σε διάλυμα, σχηματίζονται τα εξής:

α) υδροσουλφιδικό οξύ.

β) υδροξείδιο του νατρίου.

3. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου υδραργύρου (II) στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) υδράργυρος· β) χλώριο. γ) η ηλεκτρόλυση είναι αδύνατη.

4.

5. Η ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος νιτρικού υδραργύρου (II) προχωρά σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

α) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg + H 2 + HNO 3;

β) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg + O 2 + HNO 3;

γ) Hg(NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.

Επιλογή 3

1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος νιτρικού χαλκού(II) στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) χαλκός· β) οξυγόνο. γ) υδρογόνο.

2. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος βρωμιούχου λιθίου σε διάλυμα, σχηματίζονται τα ακόλουθα:

β) υδροβρωμικό οξύ.

γ) υδροξείδιο του λιθίου.

3. Κατά την ηλεκτρόλυση του τετηγμένου χλωριούχου αργύρου στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) ασήμι· β) χλώριο. γ) η ηλεκτρόλυση είναι αδύνατη.

4. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου αργιλίου, το αλουμίνιο απελευθερώνεται σε:

α) κάθοδος. β) άνοδος; γ) παραμένει σε διάλυμα.

5. Η ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος βρωμιούχου βαρίου προχωρά σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

α) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + H 2 + Ba(OH) 2;

β) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + Ba + H 2 O;

γ) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba(OH) 2.

Επιλογή 4

1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος υδροξειδίου του βαρίου στην άνοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) υδρογόνο· β) οξυγόνο. γ) βάριο.

2. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος ιωδιούχου καλίου σε διάλυμα, σχηματίζεται το εξής:

α) υδροϊωδικό οξύ.

β) νερό? γ) υδροξείδιο του καλίου.

3. Κατά την ηλεκτρόλυση του τετηγμένου χλωριούχου μολύβδου(II) στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

ένα στοιχείο; β) χλώριο; γ) η ηλεκτρόλυση είναι αδύνατη.

4. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος νιτρικού αργύρου στην κάθοδο, απελευθερώνονται τα ακόλουθα:

α) ασήμι· β) υδρογόνο; γ) οξυγόνο.

5. Η ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειούχου νατρίου προχωρά σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

α) Na 2 S + H 2 O S + H 2 + NaOH;

β) Na 2 S + H 2 O H 2 + O 2 + Na 2 S;

γ) Na 2 S + H 2 O H 2 + Na 2 S + NaOH.

Απαντήσεις

Επιλογή	ερώτηση 1	Ερώτηση 2	Ερώτηση 3	Ερώτηση 4	Ερώτηση 5
1	ΕΝΑ	σι	σι	ΕΝΑ	σι
2	σι	σι	ΕΝΑ	ΕΝΑ	σι
3	ΕΝΑ	V	ΕΝΑ	V	ΕΝΑ
4	σι	V	ΕΝΑ	ΕΝΑ	ΕΝΑ

Εφαρμογή της ηλεκτρόλυσης στην εθνική οικονομία

1. Για την προστασία των μεταλλικών προϊόντων από τη διάβρωση, εφαρμόζεται ένα λεπτό στρώμα άλλου μετάλλου στην επιφάνειά τους: χρώμιο, ασήμι, χρυσός, νικέλιο κ.λπ. Μερικές φορές, για να μην σπαταληθούν ακριβά μέταλλα, παράγεται μια πολυστρωματική επίστρωση. Για παράδειγμα, τα εξωτερικά μέρη ενός αυτοκινήτου επικαλύπτονται πρώτα με ένα λεπτό στρώμα χαλκού, ένα λεπτό στρώμα νικελίου εφαρμόζεται στον χαλκό και ένα στρώμα χρωμίου εφαρμόζεται σε αυτό.

Όταν οι επιστρώσεις εφαρμόζονται σε μέταλλο με ηλεκτρόλυση, είναι ομοιόμορφα σε πάχος και ανθεκτικές. Με αυτόν τον τρόπο, μπορείτε να επικαλύψετε προϊόντα οποιουδήποτε σχήματος. Αυτός ο κλάδος της εφαρμοσμένης ηλεκτροχημείας ονομάζεται επιμετάλλωση.

2. Εκτός από την προστασία από τη διάβρωση, οι γαλβανικές επιστρώσεις δίνουν μια όμορφη διακοσμητική εμφάνιση στα προϊόντα.

3. Ένας άλλος κλάδος της ηλεκτροχημείας, παρόμοιος κατ' αρχήν με την ηλεκτρολυτική επιμετάλλωση, ονομάζεται γαλβανοπλαστική. Είναι η διαδικασία κατασκευής ακριβών αντιγράφων διαφόρων αντικειμένων. Για να γίνει αυτό, το αντικείμενο επικαλύπτεται με κερί και λαμβάνεται μια μήτρα. Όλες οι εσοχές του αντιγραμμένου αντικειμένου στη μήτρα θα είναι διογκώσεις. Η επιφάνεια της μήτρας κεριού είναι επικαλυμμένη με ένα λεπτό στρώμα γραφίτη, καθιστώντας την αγώγιμη στο ηλεκτρικό ρεύμα.

Το προκύπτον ηλεκτρόδιο γραφίτη βυθίζεται σε ένα λουτρό διαλύματος θειικού χαλκού. Η άνοδος είναι χαλκός. Κατά την ηλεκτρόλυση, η άνοδος του χαλκού διαλύεται και ο χαλκός εναποτίθεται στην κάθοδο γραφίτη. Αυτό παράγει ένα ακριβές χάλκινο αντίγραφο.

Η επιμετάλλωση χρησιμοποιείται για την κατασκευή κλισέ εκτύπωσης, δίσκων γραμμοφώνου και επιμετάλλωσης διαφόρων αντικειμένων. Η Γαλβανοπλαστική ανακαλύφθηκε από τον Ρώσο επιστήμονα B. S. Jacobi (1838).

Η κατασκευή γραμματοσήμων περιλαμβάνει την εφαρμογή μιας λεπτής ασημένιας επίστρωσης σε έναν πλαστικό δίσκο για να γίνει ηλεκτρικά αγώγιμος. Στη συνέχεια εφαρμόζεται επίστρωση ηλεκτρολυτικού νικελίου στην πλάκα.

Από τι πρέπει να είναι κατασκευασμένη η πλάκα στο ηλεκτρολυτικό λουτρό - άνοδος ή κάθοδος;

(O t v e t. Κάθοδος.)

4. Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται για την παραγωγή πολλών μετάλλων: αλκάλια, αλκαλικές γαίες, αλουμίνιο, λανθανίδες κ.λπ.

5. Για τον καθαρισμό ορισμένων μετάλλων από ακαθαρσίες, το μέταλλο με ακαθαρσίες συνδέεται με την άνοδο. Το μέταλλο διαλύεται κατά την ηλεκτρόλυση και απελευθερώνεται στη μεταλλική κάθοδο, ενώ η ακαθαρσία παραμένει σε διάλυμα.

6. Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται ευρέως για την παραγωγή πολύπλοκων ουσιών (αλκάλια, οξέα που περιέχουν οξυγόνο) και αλογόνων.

Πρακτική δουλειά
(δεύτερο μάθημα)

Στόχοι μαθήματος.Διεξάγετε ηλεκτρόλυση νερού, επιδεικνύετε γαλβανοστατική στην πράξη και εμπεδώστε τις γνώσεις που αποκτήθηκαν στο πρώτο μάθημα.

Εξοπλισμός.Στα θρανία των μαθητών: επίπεδη μπαταρία, δύο καλώδια με ακροδέκτες, δύο ηλεκτρόδια γραφίτη, ένα ποτήρι, δοκιμαστικοί σωλήνες, βάση με δύο πόδια, διάλυμα θειικού νατρίου 3%, λάμπα αλκοόλης, σπίρτα, φακός.

Στο γραφείο του δασκάλου: το ίδιο + διάλυμα θειικού χαλκού, ορειχάλκινο κλειδί, χαλκοσωλήνα (κομμάτι χαλκού).

Διδασκαλία μαθητών

1. Συνδέστε τα καλώδια με τους ακροδέκτες στα ηλεκτρόδια.

2. Τοποθετήστε τα ηλεκτρόδια σε ένα ποτήρι ώστε να μην ακουμπούν.

3. Ρίξτε διάλυμα ηλεκτρολύτη (θειικό νάτριο) σε ένα ποτήρι.

4. Ρίξτε νερό στους δοκιμαστικούς σωλήνες και, κατεβάζοντάς τους ανάποδα σε ένα ποτήρι με ηλεκτρολύτη, βάλτε τους ένα-ένα στα ηλεκτρόδια γραφίτη, στερεώνοντας το πάνω άκρο του δοκιμαστικού σωλήνα στο πόδι του τρίποδου.

5. Αφού τοποθετήσετε τη συσκευή, συνδέστε τα άκρα των καλωδίων στην μπαταρία.

6. Παρατηρήστε την απελευθέρωση φυσαλίδων αερίου: λιγότερες από αυτές απελευθερώνονται στην άνοδο παρά στην κάθοδο. Αφού αντικατασταθεί σχεδόν όλο το νερό σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα από το απελευθερωμένο αέριο και στο άλλο - μισό, αποσυνδέστε τα καλώδια από την μπαταρία.

7. Ανάψτε τη λάμπα οινοπνεύματος, αφαιρέστε προσεκτικά τον δοκιμαστικό σωλήνα, όπου το νερό έχει σχεδόν εκτοπιστεί εντελώς, και φέρτε τον στη λάμπα αλκοόλης - θα ακουστεί μια χαρακτηριστική έκρηξη αερίου.

8. Ανάψτε ένα φακό. Αφαιρέστε τον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα και ελέγξτε το αέριο με έναν πυρσό που σιγοκαίει.

Εργασίες μαθητών

1. Σχεδιάστε τη συσκευή.

2. Γράψτε μια εξίσωση για την ηλεκτρόλυση του νερού και εξηγήστε γιατί ήταν απαραίτητο να γίνει ηλεκτρόλυση σε διάλυμα θειικού νατρίου.

3. Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης που αντικατοπτρίζουν την απελευθέρωση αερίων στα ηλεκτρόδια.

Πείραμα επίδειξης δασκάλου
(μπορεί να εκτελεστεί από τους καλύτερους μαθητές της τάξης
εάν υπάρχει διαθέσιμος κατάλληλος εξοπλισμός)

1. Συνδέστε τους ακροδέκτες του καλωδίου στο χάλκινο σωλήνα και το ορειχάλκινο κλειδί.

2. Τοποθετήστε το σωλήνα και το κλειδί σε ένα ποτήρι με διάλυμα θειικού χαλκού(II).

3. Συνδέστε τις άλλες άκρες των καλωδίων στην μπαταρία: «μείον» της μπαταρίας στον χάλκινο σωλήνα, «συν» στο κλειδί!

4. Παρατηρήστε την απελευθέρωση χαλκού στην επιφάνεια του κλειδιού.

5. Αφού ολοκληρώσετε το πείραμα, αποσυνδέστε πρώτα τους ακροδέκτες από την μπαταρία και, στη συνέχεια, αφαιρέστε το κλειδί από το διάλυμα.

6. Αποσυναρμολογήστε το κύκλωμα ηλεκτρόλυσης με ένα διαλυτό ηλεκτρόδιο:

CuSO 4 = Cu 2+ +

άνοδος (+): Cu 0 – 2 μι= Cu 2+,

κάθοδος (–): Cu 2+ + 2 μι= Cu 0 .

Η συνολική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση με μια διαλυτή άνοδο δεν μπορεί να γραφτεί.

Η ηλεκτρόλυση πραγματοποιήθηκε σε διάλυμα θειικού χαλκού(II) επειδή:

α) απαιτείται διάλυμα ηλεκτρολύτη για να ρέει ηλεκτρικό ρεύμα, γιατί Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης.

β) δεν θα απελευθερωθούν υποπροϊόντα αντίδρασης, αλλά μόνο χαλκός στην κάθοδο.

7. Για να εμπεδώσετε όσα έχουμε μάθει, γράψτε ένα διάγραμμα της ηλεκτρόλυσης του χλωριούχου ψευδαργύρου με ηλεκτρόδια άνθρακα:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl – ,

κάθοδος (–): Zn 2+ + 2 μι= Zn 0,

2Η2Ο+2 μι= H 2 + 2OH – ,

άνοδος (+): 2Cl – – 2 μι=Cl2.

Η συνολική εξίσωση αντίδρασης δεν μπορεί να γραφτεί σε αυτή την περίπτωση, γιατί Είναι άγνωστο ποιο μέρος της συνολικής ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας πηγαίνει για την αποκατάσταση του νερού και ποιο μέρος πηγαίνει στη μείωση των ιόντων ψευδαργύρου.

Σχέδιο του πειράματος επίδειξης

Εργασία για το σπίτι

1. Γράψτε μια εξίσωση για την ηλεκτρόλυση διαλύματος που περιέχει μείγμα νιτρικού χαλκού(II) και νιτρικού αργύρου με αδρανή ηλεκτρόδια.

2. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου.

3. Για να καθαρίσετε ένα χάλκινο νόμισμα, πρέπει να αναρτηθεί σε ένα χάλκινο σύρμα συνδεδεμένο στον αρνητικό πόλο της μπαταρίας και να βυθιστεί σε διάλυμα NaOH 2,5%, όπου θα πρέπει επίσης να βυθιστεί ένα ηλεκτρόδιο γραφίτη συνδεδεμένο στον θετικό πόλο της μπαταρίας. Εξηγήστε πώς γίνεται καθαρό το νόμισμα. ( Απάντηση. Τα ιόντα υδρογόνου μειώνονται στην κάθοδο:

2Η + + 2 μι= N 2.

Το υδρογόνο αντιδρά με το οξείδιο του χαλκού που βρίσκεται στην επιφάνεια του νομίσματος:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Αυτή η μέθοδος είναι καλύτερη από τον καθαρισμό με σκόνη, γιατί... Το νόμισμα δεν σβήνεται.)

Τι είναι η ηλεκτρόλυση; Για να κατανοήσουμε την απάντηση σε αυτή την ερώτηση πιο απλά, ας φανταστούμε οποιαδήποτε πηγή DC. Για κάθε πηγή DC μπορείτε πάντα να βρείτε έναν θετικό και έναν αρνητικό πόλο:

Ας συνδέσουμε σε αυτό δύο χημικά ανθεκτικές ηλεκτρικά αγώγιμες πλάκες, τις οποίες θα ονομάσουμε ηλεκτρόδια. Ας ονομάσουμε την πλάκα που συνδέεται με τον θετικό πόλο άνοδο και τον αρνητικό πόλο κάθοδο:

Το χλωριούχο νάτριο είναι ένας ηλεκτρολύτης όταν λιώνει, διασπάται σε κατιόντα νατρίου και ιόντα χλωρίου:

NaCl = Na + + Cl −

Προφανώς, τα αρνητικά φορτισμένα ανιόντα χλωρίου θα πάνε στο θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο, και τα θετικά φορτισμένα κατιόντα Na + θα πάνε στο αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο. Ως αποτέλεσμα αυτού, τόσο τα κατιόντα Na + όσο και τα ανιόντα Cl- θα εκκενωθούν, δηλαδή θα γίνουν ουδέτερα άτομα. Η εκκένωση συμβαίνει μέσω της απόκτησης ηλεκτρονίων στην περίπτωση των ιόντων Na + και της απώλειας ηλεκτρονίων στην περίπτωση των ιόντων Cl−. Δηλαδή, η διαδικασία συμβαίνει στην κάθοδο:

Na + + 1e − = Na 0 ,

Και στην άνοδο:

Cl − − 1e − = Cl

Δεδομένου ότι κάθε άτομο χλωρίου έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, η μοναδική τους ύπαρξη είναι μειονεκτική και τα άτομα χλωρίου συνδυάζονται σε ένα μόριο δύο ατόμων χλωρίου:

Сl∙ + ∙Cl = Cl 2

Έτσι, συνολικά, η διαδικασία που συμβαίνει στην άνοδο γράφεται πιο σωστά ως εξής:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Δηλαδή έχουμε:

Κάθοδος: Na + + 1e − = Na 0

Άνοδος: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Ας συνοψίσουμε το ηλεκτρονικό ισοζύγιο:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Ας προσθέσουμε την αριστερή και τη δεξιά πλευρά και των δύο εξισώσεων μισές αντιδράσεις, παίρνουμε:

2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2

Ας μειώσουμε δύο ηλεκτρόνια με τον ίδιο τρόπο που γίνεται στην άλγεβρα και παίρνουμε την ιοντική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης:

2NaCl (υγρό) => 2Na + Cl 2

Η περίπτωση που εξετάστηκε παραπάνω είναι από θεωρητική άποψη η απλούστερη, αφού στο τήγμα του χλωριούχου νατρίου υπήρχαν μόνο ιόντα νατρίου μεταξύ των θετικά φορτισμένων ιόντων και μόνο ανιόντα χλωρίου μεταξύ των αρνητικών.

Με άλλα λόγια, ούτε τα κατιόντα Na + ούτε τα ανιόντα Cl- είχαν «ανταγωνιστές» για την κάθοδο και την άνοδο.

Τι θα συμβεί, για παράδειγμα, αν αντί για τηγμένο χλωριούχο νάτριο, περάσει ρεύμα από το υδατικό του διάλυμα; Η διάσταση του χλωριούχου νατρίου παρατηρείται επίσης σε αυτή την περίπτωση, αλλά ο σχηματισμός μεταλλικού νατρίου σε υδατικό διάλυμα καθίσταται αδύνατος. Εξάλλου, γνωρίζουμε ότι το νάτριο, εκπρόσωπος των αλκαλικών μετάλλων, είναι ένα εξαιρετικά ενεργό μέταλλο που αντιδρά πολύ βίαια με το νερό. Εάν το νάτριο δεν μπορεί να αναχθεί κάτω από τέτοιες συνθήκες, τι θα ανάγεται τότε στην κάθοδο;

Ας θυμηθούμε τη δομή του μορίου του νερού. Είναι δίπολο, δηλαδή έχει αρνητικούς και θετικούς πόλους:

Χάρη σε αυτήν την ιδιότητα είναι σε θέση να «κολλήσει» τόσο στην επιφάνεια της καθόδου όσο και στην επιφάνεια της ανόδου:

Σε αυτήν την περίπτωση, ενδέχεται να προκύψουν οι ακόλουθες διαδικασίες:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Έτσι, αποδεικνύεται ότι αν εξετάσουμε ένα διάλυμα οποιουδήποτε ηλεκτρολύτη, θα δούμε ότι τα κατιόντα και τα ανιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του ηλεκτρολύτη ανταγωνίζονται τα μόρια του νερού για αναγωγή στην κάθοδο και οξείδωση στην άνοδο.

Ποιες διεργασίες θα συμβούν λοιπόν στην κάθοδο και την άνοδο; Εκκένωση ιόντων που σχηματίζονται κατά τη διάσταση ηλεκτρολυτών ή την οξείδωση/αναγωγή των μορίων του νερού; Ή μήπως όλες αυτές οι διαδικασίες θα συμβούν ταυτόχρονα;

Ανάλογα με τον τύπο του ηλεκτρολύτη, είναι δυνατές ποικίλες καταστάσεις κατά την ηλεκτρόλυση του υδατικού διαλύματός του. Για παράδειγμα, κατιόντα αλκαλίων, μετάλλων αλκαλικών γαιών, αλουμινίου και μαγνησίου απλά δεν μπορούν να αναχθούν σε υδατικό περιβάλλον, αφού η αναγωγή τους θα πρέπει να παράγει αλκάλια, μέταλλα αλκαλικών γαιών, αλουμίνιο ή μαγνήσιο, αντίστοιχα, δηλ. μέταλλα που αντιδρούν με το νερό.

Σε αυτή την περίπτωση, είναι δυνατή μόνο η αναγωγή των μορίων του νερού στην κάθοδο.

Μπορείτε να θυμηθείτε ποια διαδικασία θα συμβεί στην κάθοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος οποιουδήποτε ηλεκτρολύτη ακολουθώντας τις ακόλουθες αρχές:

1) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από ένα κατιόν μετάλλου, το οποίο σε ελεύθερη κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες αντιδρά με το νερό, η διαδικασία συμβαίνει στην κάθοδο:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Αυτό ισχύει για μέταλλα που βρίσκονται στην αρχή της σειράς δραστηριότητας Al, συμπεριλαμβανομένων.

2) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από ένα κατιόν μετάλλου, το οποίο στην ελεύθερη του μορφή δεν αντιδρά με το νερό, αλλά αντιδρά με μη οξειδωτικά οξέα, συμβαίνουν δύο διεργασίες ταυτόχρονα, τόσο η αναγωγή κατιόντων μετάλλου όσο και τα μόρια του νερού:

Me n+ + ne = Me 0

Αυτά τα μέταλλα περιλαμβάνουν μέταλλα που βρίσκονται μεταξύ Al και H στη σειρά δραστηριότητας.

3) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από κατιόντα υδρογόνου (οξύ) ή κατιόντα μετάλλων που δεν αντιδρούν με μη οξειδωτικά οξέα, ανάγεται μόνο τα κατιόντα του ηλεκτρολύτη:

2Н + + 2е − = Н 2 – σε περίπτωση οξέος

Me n + + ne = Me 0 – στην περίπτωση του αλατιού

Στην άνοδο, εν τω μεταξύ, η κατάσταση έχει ως εξής:

1) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ανιόντα όξινων υπολειμμάτων χωρίς οξυγόνο (εκτός F −), τότε η διαδικασία της οξείδωσής τους συμβαίνει στην άνοδο, τα μόρια του νερού δεν οξειδώνονται. Για παράδειγμα:

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Τα ιόντα φθορίου δεν οξειδώνονται στην άνοδο επειδή το φθόριο δεν μπορεί να σχηματιστεί σε υδατικό διάλυμα (αντιδρά με νερό)

2) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ιόντα υδροξειδίου (αλκάλια), αυτά οξειδώνονται αντί για μόρια νερού:

4OH − − 4e − = 2H 2 O + O 2

3) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ένα όξινο υπόλειμμα που περιέχει οξυγόνο (εκτός από τα υπολείμματα οργανικού οξέος) ή ένα ιόν φθορίου (F −), η διαδικασία οξείδωσης των μορίων του νερού λαμβάνει χώρα στην άνοδο:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

4) Στην περίπτωση ενός όξινου υπολείμματος ενός καρβοξυλικού οξέος στην άνοδο, λαμβάνει χώρα η διαδικασία:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Ας εξασκηθούμε στη σύνταξη εξισώσεων ηλεκτρόλυσης για διάφορες καταστάσεις:

Παράδειγμα Νο. 1

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που λαμβάνουν χώρα στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση του τήγματος χλωριούχου ψευδαργύρου, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Λύση

Όταν ο χλωριούχος ψευδάργυρος λιώνει, διασπάται:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl −

Στη συνέχεια, θα πρέπει να δώσετε προσοχή στο γεγονός ότι είναι το τήγμα του χλωριούχου ψευδαργύρου που υφίσταται ηλεκτρόλυση και όχι ένα υδατικό διάλυμα. Με άλλα λόγια, χωρίς επιλογές, μόνο η αναγωγή των κατιόντων ψευδαργύρου μπορεί να συμβεί στην κάθοδο και η οξείδωση των ιόντων χλωρίου στην άνοδο επειδή χωρίς μόρια νερού:

Κάθοδος: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Άνοδος: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Παράδειγμα Νο. 2

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που λαμβάνουν χώρα στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου ψευδαργύρου, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Εφόσον σε αυτή την περίπτωση, ένα υδατικό διάλυμα υποβάλλεται σε ηλεκτρόλυση, τότε, θεωρητικά, τα μόρια του νερού μπορούν να λάβουν μέρος στην ηλεκτρόλυση. Δεδομένου ότι ο ψευδάργυρος βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας μεταξύ Al και H, αυτό σημαίνει ότι τόσο η αναγωγή των κατιόντων ψευδαργύρου όσο και των μορίων του νερού θα συμβεί στην κάθοδο.

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Το ιόν χλωρίου είναι το όξινο υπόλειμμα του οξέος HCl χωρίς οξυγόνο, επομένως, στον ανταγωνισμό για την οξείδωση στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου «κερδίζουν» τα μόρια του νερού:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Στη συγκεκριμένη περίπτωση, είναι αδύνατο να γράψουμε τη συνολική εξίσωση ηλεκτρόλυσης, καθώς η σχέση μεταξύ του υδρογόνου και του ψευδάργυρου που απελευθερώνεται στην κάθοδο είναι άγνωστη.

Παράδειγμα Νο. 3

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος νιτρικού χαλκού, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Ο νιτρικός χαλκός στο διάλυμα βρίσκεται σε διάσπαση κατάσταση:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −

Ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας στα δεξιά του υδρογόνου, δηλαδή, τα κατιόντα χαλκού θα αναχθούν στην κάθοδο:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Το νιτρικό ιόν NO 3 − είναι ένα όξινο υπόλειμμα που περιέχει οξυγόνο, που σημαίνει ότι κατά την οξείδωση στην άνοδο, τα νιτρικά ιόντα «χάνουν» σε ανταγωνισμό με τα μόρια του νερού:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Ετσι:

Κάθοδος: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +

Η εξίσωση που προκύπτει είναι η ιοντική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης. Για να λάβετε την πλήρη μοριακή εξίσωση της ηλεκτρόλυσης, πρέπει να προσθέσετε 4 νιτρικά ιόντα στην αριστερή και δεξιά πλευρά της προκύπτουσας ιοντικής εξίσωσης ως αντίθετα ιόντα. Τότε παίρνουμε:

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Παράδειγμα αρ. 4

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος οξικού καλίου, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Λύση:

Το οξικό κάλιο σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται σε κατιόντα καλίου και οξικά ιόντα:

CH 3 COOK = CH 3 COO − + K +

Το κάλιο είναι ένα αλκαλικό μέταλλο, δηλ. βρίσκεται στην ηλεκτροχημική σειρά τάσης στην αρχή. Αυτό σημαίνει ότι τα κατιόντα του δεν μπορούν να εκφορτιστούν στην κάθοδο. Αντίθετα, τα μόρια του νερού θα αποκατασταθούν:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, τα όξινα υπολείμματα των καρβοξυλικών οξέων «κερδίζουν» στον ανταγωνισμό για την οξείδωση με μόρια νερού στην άνοδο:

2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Έτσι, αθροίζοντας την ηλεκτρονική ισορροπία και προσθέτοντας τις δύο εξισώσεις ημι-αντιδράσεων στην κάθοδο και την άνοδο, παίρνουμε:

Κάθοδος: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1

Άνοδος: 2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1

2H 2 O + 2CH 3 COO − = 2OH − + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Έχουμε λάβει την πλήρη εξίσωση ηλεκτρόλυσης σε ιοντική μορφή. Προσθέτοντας δύο ιόντα καλίου στην αριστερή και δεξιά πλευρά της εξίσωσης και προσθέτοντάς τα με αντίθετα ιόντα, παίρνουμε την πλήρη εξίσωση ηλεκτρόλυσης σε μοριακή μορφή:

2H 2 O + 2CH 3 COOK = 2KOH + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Παράδειγμα Νο. 5

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος θειικού οξέος, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Το θειικό οξύ διασπάται σε κατιόντα υδρογόνου και θειικά ιόντα:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-

Στην κάθοδο, θα συμβεί αναγωγή των κατιόντων υδρογόνου H +, και στην άνοδο, θα συμβεί οξείδωση των μορίων του νερού, καθώς τα θειικά ιόντα είναι όξινα υπολείμματα που περιέχουν οξυγόνο:

Κάθοδος: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Άνοδος: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1

4H + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +

Μειώνοντας τα ιόντα υδρογόνου στην αριστερή και δεξιά και αριστερή πλευρά της εξίσωσης, παίρνουμε την εξίσωση για την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος θειικού οξέος:

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Όπως μπορείτε να δείτε, η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος θειικού οξέος καταλήγει στην ηλεκτρόλυση του νερού.

Παράδειγμα αρ. 6

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου, καθώς και τη γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση.

Διάσπαση υδροξειδίου του νατρίου:

NaOH = Na + + OH −

Στην κάθοδο, μόνο τα μόρια του νερού θα μειωθούν, καθώς το νάτριο είναι ένα πολύ ενεργό μέταλλο στην άνοδο, μόνο ιόντα υδροξειδίου:

Κάθοδος: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2

Άνοδος: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1

4H 2 O + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O

Ας μειώσουμε δύο μόρια νερού αριστερά και δεξιά και 4 ιόντα υδροξειδίου και καταλήγουμε στο συμπέρασμα ότι, όπως στην περίπτωση του θειικού οξέος, η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου ανάγεται στην ηλεκτρόλυση του νερού.

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

Μία από τις μεθόδους για την παραγωγή μετάλλων είναι η ηλεκτρόλυση. Τα ενεργά μέταλλα εμφανίζονται στη φύση μόνο με τη μορφή χημικών ενώσεων. Πώς να απομονώσετε αυτές τις ενώσεις σε ελεύθερη κατάσταση;

Διαλύματα και τήγματα ηλεκτρολυτών άγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Ωστόσο, όταν το ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη, μπορεί να συμβούν χημικές αντιδράσεις. Ας εξετάσουμε τι θα συμβεί εάν δύο μεταλλικές πλάκες τοποθετηθούν σε ένα διάλυμα ή τήγμα ενός ηλεκτρολύτη, καθένα από τα οποία συνδέεται με έναν από τους πόλους μιας πηγής ρεύματος. Αυτές οι πλάκες ονομάζονται ηλεκτρόδια. Το ηλεκτρικό ρεύμα είναι ένα κινούμενο ρεύμα ηλεκτρονίων. Καθώς τα ηλεκτρόνια στο κύκλωμα μετακινούνται από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο, εμφανίζεται περίσσεια ηλεκτρονίων σε ένα από τα ηλεκτρόδια. Τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικό φορτίο, επομένως αυτό το ηλεκτρόδιο είναι αρνητικά φορτισμένο. Ονομάζεται κάθοδος. Στο άλλο ηλεκτρόδιο δημιουργείται ανεπάρκεια ηλεκτρονίων και αυτό φορτίζεται θετικά. Αυτό το ηλεκτρόδιο ονομάζεται άνοδος. Ένας ηλεκτρολύτης σε ένα διάλυμα ή τήγμα διασπάται σε θετικά φορτισμένα ιόντα - κατιόντα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα - ανιόντα. Τα κατιόντα έλκονται από το αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο. Τα ανιόντα έλκονται από ένα θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο. Στην επιφάνεια των ηλεκτροδίων, μπορεί να συμβούν αλληλεπιδράσεις μεταξύ ιόντων και ηλεκτρονίων.

Η ηλεκτρόλυση αναφέρεται σε διεργασίες που συμβαίνουν όταν ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα ή τήγματα ηλεκτρολυτών.

Οι διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων και τα τήγματα ηλεκτρολυτών είναι αρκετά διαφορετικές. Ας εξετάσουμε λεπτομερώς και τις δύο αυτές περιπτώσεις.

Ηλεκτρόλυση τήγματος

Ως παράδειγμα, εξετάστε την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου νατρίου. Στο τήγμα, το χλωριούχο νάτριο διασπάται σε ιόντα Na+
και Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Τα κατιόντα νατρίου κινούνται στην επιφάνεια ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της καθόδου. Υπάρχει περίσσεια ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της καθόδου. Επομένως, τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από την επιφάνεια του ηλεκτροδίου σε ιόντα νατρίου. Στην περίπτωση αυτή, τα ιόντα Na+ μετατρέπονται σε άτομα νατρίου, δηλαδή ανάγεται κατιόντα Na+ . Εξίσωση διαδικασίας:

Na + + e - = Na

Ιόντα χλωρίου Cl - μετακινηθείτε στην επιφάνεια ενός θετικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της ανόδου. Δημιουργείται έλλειψη ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της ανόδου και τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από τα ανιόντα Cl- στην επιφάνεια του ηλεκτροδίου. Ταυτόχρονα, αρνητικά φορτισμένα ιόντα Cl- μετατρέπονται σε άτομα χλωρίου, τα οποία συνδυάζονται αμέσως για να σχηματίσουν μόρια χλωρίου C l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Τα ιόντα χλωρίου χάνουν ηλεκτρόνια, δηλαδή οξειδώνονται.

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και στην άνοδο

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Ένα ηλεκτρόνιο εμπλέκεται στην αναγωγή κατιόντων νατρίου και 2 ηλεκτρόνια συμμετέχουν στην οξείδωση των ιόντων χλωρίου. Ωστόσο, πρέπει να τηρείται ο νόμος διατήρησης του ηλεκτρικού φορτίου, δηλαδή το συνολικό φορτίο όλων των σωματιδίων στο διάλυμα πρέπει να είναι σταθερό, επομένως, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην αναγωγή κατιόντων νατρίου πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην οξείδωση των ιόντων χλωρίου, επομένως, πολλαπλασιάζουμε την πρώτη εξίσωση επί 2:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί και πάρουμε τη γενική εξίσωση αντίδρασης.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης), ή

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (εξίσωση μοριακής αντίδρασης)

Έτσι, στο εξεταζόμενο παράδειγμα, βλέπουμε ότι η ηλεκτρόλυση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής. Η αναγωγή των θετικά φορτισμένων ιόντων - κατιόντων - συμβαίνει στην κάθοδο και η οξείδωση των αρνητικά φορτισμένων ιόντων - ανιόντων - συμβαίνει στην άνοδο. Μπορείτε να θυμηθείτε ποια διαδικασία λαμβάνει χώρα χρησιμοποιώντας τον «κανόνα T»:

κάθοδος - κατιόν - αναγωγή.

Παράδειγμα 2.Ηλεκτρόλυση τετηγμένου υδροξειδίου του νατρίου.

Το υδροξείδιο του νατρίου στο διάλυμα διασπάται σε κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου.

Κάθοδος (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Στην επιφάνεια της καθόδου, τα κατιόντα νατρίου μειώνονται και σχηματίζονται άτομα νατρίου:

κάθοδος (-) Na + +e à Na

Στην επιφάνεια της ανόδου οξειδώνονται ιόντα υδροξειδίου, απελευθερώνεται οξυγόνο και σχηματίζονται μόρια νερού:

κάθοδος (-) Na + + e à Na

άνοδος (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στην αντίδραση αναγωγής των κατιόντων νατρίου και στην αντίδραση οξείδωσης των ιόντων υδροξειδίου πρέπει να είναι ο ίδιος. Επομένως, ας πολλαπλασιάσουμε την πρώτη εξίσωση επί 4:

κάθοδος (-) Na + + e à Na 4

άνοδος (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί και πάρουμε την εξίσωση αντίδρασης ηλεκτρόλυσης:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Παράδειγμα 3.Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του τήγματος Al2O3

Χρησιμοποιώντας αυτή την αντίδραση, το αλουμίνιο λαμβάνεται από βωξίτη, μια φυσική ένωση που περιέχει πολύ οξείδιο του αργιλίου. Το σημείο τήξης του οξειδίου του αλουμινίου είναι πολύ υψηλό (πάνω από 2000º C), έτσι προστίθενται ειδικά πρόσθετα σε αυτό για να μειωθεί το σημείο τήξης στους 800-900º C. Στο τήγμα, το οξείδιο του αλουμινίου διασπάται σε ιόντα Al 3+ και O 2- . H και τα κατιόντα ανάγεται στην κάθοδο Al 3+ , μετατρέπεται σε άτομα αλουμινίου:

Al +3 e à Al

Τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδο O2- , μετατρέπεται σε άτομα οξυγόνου. Τα άτομα οξυγόνου συνδυάζονται αμέσως σε μόρια O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στις διαδικασίες αναγωγής κατιόντων αλουμινίου και οξείδωσης ιόντων οξυγόνου πρέπει να είναι ίσος, οπότε ας πολλαπλασιάσουμε την πρώτη εξίσωση με 4 και τη δεύτερη με 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις και πάρουμε

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων

Στην περίπτωση διέλευσης ηλεκτρικού ρεύματος μέσω υδατικού διαλύματος ηλεκτρολύτη, το θέμα περιπλέκεται από το γεγονός ότι το διάλυμα περιέχει μόρια νερού, τα οποία μπορούν επίσης να αλληλεπιδράσουν με ηλεκτρόνια. Θυμηθείτε ότι σε ένα μόριο νερού, τα άτομα υδρογόνου και οξυγόνου συνδέονται με έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Η ηλεκτραρνητικότητα του οξυγόνου είναι μεγαλύτερη από αυτή του υδρογόνου, επομένως τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων ωθούνται προς το άτομο οξυγόνου. Ένα μερικό αρνητικό φορτίο εμφανίζεται στο άτομο οξυγόνου, που συμβολίζεται ως δ-, και ένα μερικό θετικό φορτίο εμφανίζεται στα άτομα υδρογόνου, που συμβολίζεται ως δ+.

δ+

N-O δ-

│

Η δ+

Λόγω αυτής της μετατόπισης των φορτίων, το μόριο του νερού έχει θετικούς και αρνητικούς «πόλους». Επομένως, τα μόρια του νερού μπορούν να έλκονται από τον θετικά φορτισμένο πόλο στο αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο, και από τον αρνητικό πόλο - στο θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο. Η μείωση των μορίων του νερού μπορεί να συμβεί στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο:

Στην άνοδο, μπορεί να συμβεί οξείδωση των μορίων του νερού, απελευθερώνοντας οξυγόνο:

2 H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

Επομένως, είτε κατιόντα ηλεκτρολυτών είτε μόρια νερού μπορούν να αναχθούν στην κάθοδο. Αυτές οι δύο διαδικασίες φαίνεται να ανταγωνίζονται η μία την άλλη. Ποια διαδικασία συμβαίνει στην κάθοδο εξαρτάται από τη φύση του μετάλλου. Το αν τα κατιόντα μετάλλων ή τα μόρια του νερού θα μειωθούν στην κάθοδο εξαρτάται από τη θέση του μετάλλου στο σειρά μεταλλικών τάσεων .

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου, τα μεταλλικά κατιόντα μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται ελεύθερο μέταλλο. Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα αριστερά του αλουμινίου, τα μόρια του νερού μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο. Τέλος, στην περίπτωση των κατιόντων μετάλλων από τον ψευδάργυρο στον μόλυβδο, μπορεί να συμβεί είτε έκλυση μετάλλου είτε εξέλιξη υδρογόνου, και μερικές φορές η έκλυση υδρογόνου και μετάλλου μπορεί να συμβεί ταυτόχρονα. Γενικά, αυτή είναι μια μάλλον περίπλοκη περίπτωση εξαρτάται από τις συνθήκες της αντίδρασης: συγκέντρωση διαλύματος, ηλεκτρικό ρεύμα και άλλα.

Μία από τις δύο διεργασίες μπορεί επίσης να συμβεί στην άνοδο - είτε η οξείδωση των ανιόντων ηλεκτρολυτών είτε η οξείδωση των μορίων του νερού. Ποια διαδικασία συμβαίνει στην πραγματικότητα εξαρτάται από τη φύση του ανιόντος. Κατά την ηλεκτρόλυση των αλάτων των οξέων χωρίς οξυγόνο ή των ίδιων των οξέων, τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδο. Η μόνη εξαίρεση είναι το ιόν φθορίουΦΑ- . Στην περίπτωση των οξέων που περιέχουν οξυγόνο, τα μόρια του νερού οξειδώνονται στην άνοδο και απελευθερώνεται οξυγόνο.

Παράδειγμα 1.Ας δούμε την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου.

Ένα υδατικό διάλυμα χλωριούχου νατρίου θα περιέχει κατιόντα νατρίου Na +, ανιόντα χλωρίου Cl - και μόρια νερού.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

κάθοδος (-) 2 Na + ; 2Η+; 2Н + + 2е à Н 0 2

άνοδος (+) 2 Cl - ; 2 OH - ; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Χημική ουσία δραστηριότητα ανιόντα είναι απίθανο μειώνεται.

Παράδειγμα 2.Και αν το αλάτι περιέχει SO 4 2- ? Ας εξετάσουμε την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ). Θειικό νικέλιο ( II ) διασπάται σε ιόντα Ni 2+ και SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Τα κατιόντα νικελίου βρίσκονται μεταξύ των μεταλλικών ιόντων Al 3+ και Pb 2+ , καταλαμβάνοντας μια μεσαία θέση στη σειρά τάσης, η διαδικασία ανάκτησης στην κάθοδο λαμβάνει χώρα σύμφωνα με τα δύο σχήματα:

2 H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

Ανιόντα οξέων που περιέχουν οξυγόνο δεν οξειδώνονται στην άνοδο ( σειρά δραστηριοτήτων ανιόντων ), η οξείδωση των μορίων του νερού συμβαίνει:

άνοδος e à O 2 + 4H +

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο:

κάθοδος (-) Ni 2+ ; H+ ; Ni 2+ + 2е à Ni 0

2 H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

άνοδος (+) SO 4 2- ; OH - ;2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

4 ηλεκτρόνια εμπλέκονται σε διαδικασίες αναγωγής και 4 ηλεκτρόνια συμμετέχουν επίσης σε διαδικασίες οξείδωσης. Ας προσθέσουμε αυτές τις εξισώσεις μαζί και πάρουμε τη γενική εξίσωση αντίδρασης:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

Στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης υπάρχουν και τα δύο H + και OH- , τα οποία συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια νερού:

H + + OH - à H 2 O

Επομένως, στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, αντί για 4 ιόντα H + και 2 ιόντα OH- Ας γράψουμε 2 μόρια νερού και 2 ιόντα Η+:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Ας μειώσουμε δύο μόρια νερού και στις δύο πλευρές της εξίσωσης:

Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Αυτή είναι μια σύντομη ιοντική εξίσωση. Για να λάβετε την πλήρη ιοντική εξίσωση, πρέπει να προσθέσετε ένα θειικό ιόν και στις δύο πλευρές SO 4 2- , που σχηματίζεται κατά τη διάσπαση του θειικού νικελίου ( II ) και δεν συμμετέχει στην αντίδραση:

Ni 2+ + SO 4 2- +2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Έτσι, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ) υδρογόνο και νικέλιο απελευθερώνονται στην κάθοδο και οξυγόνο στην άνοδο.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Παράδειγμα 3. Να γράψετε εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού νατρίου με αδρανή άνοδο.

Τυπικό δυναμικό συστήματος ηλεκτροδίων Na + + e = Na Το 0 είναι σημαντικά πιο αρνητικό από το δυναμικό του υδατικού ηλεκτροδίου σε ένα ουδέτερο υδατικό μέσο (-0,41 V).

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

και ιόντα Na + ερχόμενος στην κάθοδο θα συσσωρευτεί στο τμήμα του διαλύματος που βρίσκεται δίπλα της (καθοδικός χώρος).

Η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού θα συμβεί στην άνοδο, οδηγώντας στην απελευθέρωση οξυγόνου

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

αφού αντιστοιχεί σε αυτό το σύστημα τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (1,23 V) είναι σημαντικά χαμηλότερο από το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (2,01 V) που χαρακτηρίζει το σύστημα

2 SO 4 2- + 2 e = S 2 O 8 2- .

SO 4 2- ιόντα Η κίνηση προς την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση θα συσσωρευτεί στον χώρο της ανόδου.

Πολλαπλασιάζοντας την εξίσωση της καθοδικής διεργασίας επί δύο και προσθέτοντάς την με την εξίσωση της ανοδικής διεργασίας, προκύπτει η συνολική εξίσωση της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης:

6 H 2 O = 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Λαμβάνοντας υπόψη ότι συμβαίνει ταυτόχρονη συσσώρευση ιόντων στον χώρο της καθόδου και ιόντων στον χώρο της ανόδου, η συνολική εξίσωση της διαδικασίας μπορεί να γραφτεί με την ακόλουθη μορφή:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 = 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Έτσι, ταυτόχρονα με την απελευθέρωση υδρογόνου και οξυγόνου, σχηματίζονται υδροξείδιο του νατρίου (στο χώρο της καθόδου) και θειικό οξύ (στο χώρο της ανόδου).

Παράδειγμα 4.Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού χαλκού ( II) CuSO 4 .

Κάθοδος (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

άνοδος (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

Τα ιόντα H+ παραμένουν στο διάλυμα SO 4 2- , γιατί συσσωρεύεται θειικό οξύ.

2CuSO 4 + 2H 2 O à 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Παράδειγμα 5. Ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου χαλκού ( II) CuCl 2.

Κάθοδος (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

άνοδος (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Και οι δύο εξισώσεις περιλαμβάνουν δύο ηλεκτρόνια.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 6. Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού αργύρου AgNO3.

Κάθοδος (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

κάθοδος (-) Ag + + e à Ag 0

άνοδος (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + Ο 2 (ιονική εξίσωση)

4 Αγ + + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 H + + Ο 2 + 4 ΟΧΙ 3 - (πλήρης ιοντική εξίσωση)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 HNO 3 + Ο 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 7. Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροχλωρικού οξέοςHCl.

Κάθοδος (-)<-- H + + Cl - à άνοδος (+)

κάθοδος (-) 2H + + 2 μιà H 2

άνοδος (+) 2Cl - – 2 μιà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

2 HClà H 2 + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 8. Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού οξέοςH 2 ΕΤΣΙ 4 .

Κάθοδος (-) <-- 2H + + SO 4 2- à άνοδος (+)

κάθοδος (-)2Η+ + 2εà H 2

άνοδος(+) 2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+

2Η+ + 2εà H 2 2

2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+1

4Η+ + 2Η2Οà 2Η2 + 4Η+ +Ο2

2Η2Οà 2Η2 + Ο2

Παράδειγμα 9. Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροξειδίου του καλίουΚΟΗ.

Κάθοδος (-)<-- κ + + OH - à άνοδος (+)

Τα κατιόντα καλίου δεν θα μειωθούν στην κάθοδο, καθώς το κάλιο βρίσκεται στη σειρά τάσης των μετάλλων στα αριστερά του αλουμινίου, θα συμβεί μείωση των μορίων του νερού:

2H 2 O + 2eà H2 +2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

κάθοδος(-) 2H 2 O + 2eà H2 +2OH - 2

άνοδος(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

4H 2 O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2

2 H 2 Οà 2 H 2 + Ο 2

Παράδειγμα 10. Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού καλίουKNO 3 .

Κάθοδος (-) <-- K + + NO 3 - à άνοδος (+)

2H 2 O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O – 4μιà Ο2+4Η+

κάθοδος(-) 2H 2 O + 2eà Η2+2ΟΗ-2

άνοδος(+) 2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+1

4H 2 O + 2H 2 Oà 2Η 2 + 4ΟΗ - + 4Η ++ Ο2

2Η2Οà 2Η2 + Ο2

Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα οξέων που περιέχουν οξυγόνο, αλκαλίων και αλάτων οξέων που περιέχουν οξυγόνο με μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης των μετάλλων στα αριστερά του αλουμινίου, πρακτικά συμβαίνει ηλεκτρόλυση νερού. Σε αυτή την περίπτωση, το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το οξυγόνο στην άνοδο.

συμπεράσματα. Κατά τον προσδιορισμό των προϊόντων ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, στις απλούστερες περιπτώσεις μπορεί κανείς να καθοδηγηθεί από τις ακόλουθες σκέψεις:

1.Ιόντα μετάλλων με μικρή αλγεβρική τιμή του τυπικού δυναμικού - απόLi + πρινΟ Αλ 3+ συμπεριλαμβανομένου - έχουν μια πολύ αδύναμη τάση να προσθέτουν ξανά ηλεκτρόνια, όντας κατώτερα από αυτή την άποψη από τα ιόνταH + (εκ. Σειρά κατιόντων δραστηριότητας). Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων ενώσεων που περιέχουν αυτά τα κατιόντα, τα ιόντα εκτελούν τη λειτουργία ενός οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδοH + , επαναφορά σύμφωνα με το σχήμα:

2 H 2 Ο+ 2 μιà H 2 + 2OH -

2. Κατιόντα μετάλλων με θετικές τιμές τυπικών δυναμικών (Cu 2+ , Αγ + , Hg 2+ κ.λπ.) έχουν μεγαλύτερη τάση να προσθέτουν ηλεκτρόνια σε σύγκριση με ιόντα. Κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων των αλάτων τους, η λειτουργία του οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδο απελευθερώνεται από αυτά τα κατιόντα, ενώ ανάγεται σε μέταλλο σύμφωνα με το σχήμα, για παράδειγμα:

Cu 2+ +2 μιà Cu 0

3. Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων μεταλλικών αλάτωνZn, Fe, CD, Niκ.λπ., καταλαμβάνοντας μια μεσαία θέση στη σειρά τάσης μεταξύ των αναφερόμενων ομάδων, η διαδικασία μείωσης στην κάθοδο λαμβάνει χώρα σύμφωνα με τα δύο σχήματα. Η μάζα του απελευθερωμένου μετάλλου σε αυτές τις περιπτώσεις δεν αντιστοιχεί στην ποσότητα του ηλεκτρικού ρεύματος που ρέει, μέρος του οποίου δαπανάται για το σχηματισμό υδρογόνου.

4. Σε υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών, μονοατομικών ανιόντων (Cl - , Br - , J - ), ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο (ΟΧΙ 3 - , ΕΤΣΙ 4 2- , ταχυδρομείο 4 3- και άλλα), καθώς και ιόντα υδροξυλίου νερού. Από αυτά, τα ιόντα αλογονιδίου έχουν ισχυρότερες αναγωγικές ιδιότητες, με εξαίρεσηφά. ΙόνταOHκαταλαμβάνουν μια ενδιάμεση θέση μεταξύ αυτών και των πολυατομικών ανιόντων. Επομένως κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτωνHCl, HBr, H.J.ή των αλάτων τους στην άνοδο, η οξείδωση των ιόντων αλογονιδίου λαμβάνει χώρα σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

2 Χ - -2 μιà Χ 2 0

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων θειικών, νιτρικών, φωσφορικών κ.λπ. Η λειτουργία ενός αναγωγικού παράγοντα εκτελείται από ιόντα, τα οποία οξειδώνονται σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

4 HOH – 4 μιà 2 H 2 Ο + Ο 2 + 4 H +

.

Καθήκοντα.

Ζ ΕΝΑ εξοχικό σπίτι 1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού χαλκού, απελευθερώθηκαν 48 g χαλκού στην κάθοδο. Βρείτε τον όγκο του αερίου που απελευθερώνεται στην άνοδο και τη μάζα του θειικού οξέος που σχηματίζεται στο διάλυμα.

Ο θειικός χαλκός στο διάλυμα δεν διασπά ιόνταC 2+ καιμικρό0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Ας γράψουμε τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και στην άνοδο. Τα κατιόντα Cu μειώνονται στην κάθοδο και η ηλεκτρόλυση του νερού συμβαίνει στην άνοδο:

Cu 2+ +2e- = Cu12

2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Ας προσθέσουμε 2 θειικά ιόντα και στις δύο πλευρές της εξίσωσης, τα οποία σχηματίζονται κατά τη διάσταση του θειικού χαλκού και παίρνουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2

Το αέριο που απελευθερώνεται στην άνοδο είναι οξυγόνο. Στο διάλυμα σχηματίζεται θειικό οξύ.

Η μοριακή μάζα του χαλκού είναι 64 g/mol, ας υπολογίσουμε την ποσότητα της ουσίας χαλκού:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, όταν απελευθερώνονται 2 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, απελευθερώνεται 1 mol οξυγόνου στην άνοδο. 0,75 mol χαλκού απελευθερώνονται στην κάθοδο, έστω x moles οξυγόνου απελευθερώνονται στην άνοδο. Ας κάνουμε μια αναλογία:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375mol

0,375 mol οξυγόνου απελευθερώθηκαν στην άνοδο,

v(O2) = 0,375 mol.

Ας υπολογίσουμε τον όγκο του οξυγόνου που απελευθερώνεται:

V(O2) = v(O2) «VM = 0,375 mol «22,4 l/mol = 8,4 l

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, όταν απελευθερωθούν 2 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, σχηματίζονται 2 γραμμομόρια θειικού οξέος στο διάλυμα, πράγμα που σημαίνει ότι αν απελευθερωθούν 0,75 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, τότε σχηματίζονται 0,75 γραμμομόρια θειικού οξέος. στο διάλυμα, v(H2SO4) = 0,75 moles. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του θειικού οξέος:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του θειικού οξέος:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g.

Απάντηση:Στην άνοδο απελευθερώθηκαν 8,4 λίτρα οξυγόνου. Στο διάλυμα σχηματίστηκαν 73,5 g θειικού οξέος

Πρόβλημα 2. Να βρείτε τον όγκο των αερίων που απελευθερώνονται στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος που περιέχει 111,75 g χλωριούχου καλίου. Ποια ουσία σχηματίστηκε στο διάλυμα; Βρείτε τη μάζα του.

Το χλωριούχο κάλιο στο διάλυμα διασπάται σε ιόντα K+ και Cl:

2КС1 =К+ + Сl

Τα ιόντα καλίου δεν μειώνονται στην κάθοδο, τα μόρια του νερού μειώνονται. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο:

2H2O + 2e" = H2 + 20H-|1

2SG-2e" = C12|1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (σύντομη ιοντική εξίσωση) Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα Κ+ που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του χλωριούχου καλίου και δεν συμμετέχουν στην αντίδραση:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση σε μοριακή μορφή:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KON

Στην κάθοδο απελευθερώνεται υδρογόνο, στην άνοδο χλώριο και στο διάλυμα σχηματίζεται υδροξείδιο του καλίου.

Το διάλυμα περιείχε 111,75 g χλωριούχου καλίου.

Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου καλίου:

Μ(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Ας υπολογίσουμε την ποσότητα του χλωριούχου καλίου:

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mole χλωριούχου καλίου, απελευθερώνεται 1 mole χλωρίου. Αφήστε την ηλεκτρόλυση 1,5 mol χλωριούχου καλίου να παράγει x mol χλωρίου. Ας κάνουμε μια αναλογία:

2/1=1,5/x, x=1,5 /2=0,75 mol

Θα απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου, v(C!2) = 0,75 mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, όταν απελευθερώνεται 1 mol χλωρίου στην άνοδο, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Επομένως, εάν απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου στην άνοδο, τότε απελευθερώνονται 0,75 mol υδρογόνου στην κάθοδο, v(H2) = 0,75 mol.

Ας υπολογίσουμε τον όγκο του χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 mol «22,4 l/mol = 16,8 l.

Ο όγκος του υδρογόνου είναι ίσος με τον όγκο του χλωρίου:

Υ(Η2) = Υ(C12) = 16,8 λίτρα.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, η ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου καλίου παράγει 2 mol υδροξειδίου του καλίου, που σημαίνει ότι η ηλεκτρόλυση 0,75 mol χλωριούχου καλίου παράγει 0,75 mol υδροξειδίου του καλίου. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

Μ(ΚΟΗ) = 39+16+1 - 56 g/mol.

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 mol-56 g/mol = 42 g.

Απάντηση: 16,8 λίτρα υδρογόνου απελευθερώθηκαν στην κάθοδο, 16,8 λίτρα χλωρίου απελευθερώθηκαν στην άνοδο και 42 g υδροξειδίου του καλίου σχηματίστηκαν στο διάλυμα.

Πρόβλημα 3. Κατά την ηλεκτρόλυση διαλύματος 19 g δισθενούς χλωριούχου μετάλλου, απελευθερώθηκαν στην άνοδο 8,96 λίτρα χλωρίου. Προσδιορίστε ποιο χλωριούχο μέταλλο υποβλήθηκε σε ηλεκτρόλυση. Υπολογίστε τον όγκο του υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο.

Ας συμβολίσουμε το άγνωστο μέταλλο M, ο τύπος του χλωριούχου του είναι MC12. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο. Η συνθήκη δηλώνει ότι το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο, επομένως, η μείωση των μορίων του νερού συμβαίνει:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ΟH|1

2Cl -2e" = C12! 1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα Μ2+, τα οποία δεν μεταβάλλονται κατά την αντίδραση. Ας γράψουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση της αντίδρασης:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση αντίδρασης σε μοριακή μορφή:

MC12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Ας βρούμε την ποσότητα χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 1 mole χλωρίου ενός άγνωστου μετάλλου, απελευθερώνεται 1 mole χλωρίου. Εάν απελευθερώνονταν 0,4 mol χλωρίου, τότε 0,4 mol χλωριούχου μετάλλου υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου μετάλλου:

Η μοριακή μάζα του άγνωστου χλωριούχου μετάλλου είναι 95 g/mol. Υπάρχουν 35,5"2 = 71 g/mol ανά δύο άτομα χλωρίου. Επομένως, η μοριακή μάζα του μετάλλου είναι 95-71 = 24 g/mol. Το μαγνήσιο αντιστοιχεί σε αυτή τη μοριακή μάζα.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, για 1 mole χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο, υπάρχει 1 mole υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο. Στην περίπτωσή μας, απελευθερώθηκαν 0,4 mol χλωρίου στην άνοδο, που σημαίνει ότι απελευθερώθηκαν 0,4 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Ας υπολογίσουμε τον όγκο του υδρογόνου:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 mol «22,4 l/mol = 8,96 l.

Απάντηση:ένα διάλυμα χλωριούχου μαγνησίου υποβλήθηκε σε ηλεκτρόλυση. Στην κάθοδο απελευθερώθηκαν 8,96 λίτρα υδρογόνου.

*Πρόβλημα 4. Κατά την ηλεκτρόλυση 200 g διαλύματος θειικού καλίου με συγκέντρωση 15%, απελευθερώθηκαν στην άνοδο 14,56 λίτρα οξυγόνου. Υπολογίστε τη συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης.

Σε ένα διάλυμα θειικού καλίου, τα μόρια του νερού αντιδρούν τόσο στην κάθοδο όσο και στην άνοδο:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Ν-|2

2H2O - 4e" = 4H+ + O2! 1

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2, ή

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2, ή

2H2O = 2H2 + 02

Στην πραγματικότητα, όταν συμβαίνει ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού καλίου, συμβαίνει η ηλεκτρόλυση του νερού.

Η συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας σε ένα διάλυμα προσδιορίζεται από τον τύπο:

C=m(διαλυμένη ουσία) 100% / m(διάλυμα)

Για να βρείτε τη συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης, πρέπει να γνωρίζετε τη μάζα του θειικού καλίου και τη μάζα του διαλύματος. Η μάζα του θειικού καλίου δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Ας υπολογίσουμε τη μάζα του θειικού καλίου στο αρχικό διάλυμα. Ας συμβολίσουμε τη συγκέντρωση του αρχικού διαλύματος ως C

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(διάλυμα) = 0,15 200 g = 30 g.

Η μάζα του διαλύματος αλλάζει κατά την ηλεκτρόλυση καθώς μέρος του νερού μετατρέπεται σε υδρογόνο και οξυγόνο. Ας υπολογίσουμε την ποσότητα του οξυγόνου που απελευθερώνεται:

(Ο 2)=V(O2) / Vm =14,56l / 22,4l/mol=0,65mol

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, 1 mole οξυγόνου σχηματίζεται από 2 mole νερού. Ας απελευθερωθούν 0,65 mol οξυγόνου κατά την αποσύνθεση x mol νερού. Ας κάνουμε μια αναλογία:

1,3 mol νερού αποσυντεθειμένο, v(H2O) = 1,3 mol.

Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του νερού:

Μ(Η2Ο) = 1-2 + 16 = 18 g/mol.

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του αποσυντιθέμενου νερού:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 mol* 18 g/mol = 23,4 g.

Η μάζα του διαλύματος θειικού καλίου μειώθηκε κατά 23,4 g και έγινε ίση με 200-23,4 = 176,6 g Ας υπολογίσουμε τώρα τη συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης.

C2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(διάλυμα)=30g 100% / 176,6g=17%

Απάντηση:η συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης είναι 17%.

*Εργασία 5. 188,3 g μίγματος χλωριούχου νατρίου και καλίου διαλύθηκαν σε νερό και διοχετεύθηκε ηλεκτρικό ρεύμα μέσω του προκύπτοντος διαλύματος. Κατά την ηλεκτρόλυση, απελευθερώθηκαν 33,6 λίτρα υδρογόνου στην κάθοδο. Υπολογίστε τη σύνθεση του μείγματος ως ποσοστό κατά βάρος.

Μετά τη διάλυση ενός μείγματος χλωριούχου καλίου και νατρίου σε νερό, το διάλυμα περιέχει ιόντα K+, Na+ και Cl-. Ούτε τα ιόντα καλίου ούτε τα ιόντα νατρίου ανάγεται στην κάθοδο. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο:

Ας ξαναγράψουμε τις εξισώσεις σε μοριακή μορφή:

2KS1 + 2N20 = N2 + C12 + 2KON

2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Ας υποδηλώσουμε την ποσότητα του χλωριούχου καλίου που περιέχεται στο μείγμα με x mol και την ποσότητα του χλωριούχου νατρίου ανά mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου νατρίου ή καλίου, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση x mole χλωριούχου καλίου, σχηματίζεται x/2 ή 0,5x mole υδρογόνου και κατά την ηλεκτρόλυση x mole χλωριούχου νατρίου σχηματίζεται 0,5y mole υδρογόνου. Ας βρούμε την ποσότητα του υδρογόνου που απελευθερώνεται κατά την ηλεκτρόλυση του μείγματος:

Ας κάνουμε την εξίσωση: 0,5x + 0,5y = 1,5

Ας υπολογίσουμε τις μοριακές μάζες των χλωριούχων καλίου και νατρίου:

Μ(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Μ(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Η μάζα x mole χλωριούχου καλίου είναι ίση με:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = x mol-74,5 g/mol = 74,5x g.

Η μάζα ενός mol χλωριούχου νατρίου είναι:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = y mol-74,5 g/mol = 58,5y g.

Η μάζα του μείγματος είναι 188,3 g, ας δημιουργήσουμε τη δεύτερη εξίσωση:

74,5x + 58,5y= 188,3

Έτσι, λύνουμε ένα σύστημα δύο εξισώσεων με δύο άγνωστους:

0,5 (x + y) = 1,5

74,5x + 58,5y=188,3g

Από την πρώτη εξίσωση εκφράζουμε x:

x + y = 1,5/0,5 = 3,

x = 3-y

Αντικαθιστώντας αυτήν την τιμή x στη δεύτερη εξίσωση, παίρνουμε:

74,5-(3-y) + 58,5y= 188,3

223,5-74,5y + 58,5y= 188,3

-16у = -35,2

y = 2,2 100% / 188,3 g = 31,65%

Ας υπολογίσουμε το κλάσμα μάζας του χλωριούχου νατρίου:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%

Απάντηση:το μείγμα περιέχει 31,65% χλωριούχο κάλιο και 68,35% χλωριούχο νάτριο.

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

τήγματα και διαλύματα ηλεκτρολυτών

Ηλεκτρόλυση ονομάζεται ένα σύνολο χημικών αντιδράσεων που συμβαίνουν κατά τη διέλευση συνεχές ηλεκτρικό ρεύμα μέσω ενός ηλεκτροχημικού συστήματος που αποτελείται από δύο ηλεκτρόδια και ένα διάλυμα τήγματος ή ηλεκτρολύτη.

Η χημική ουσία της ηλεκτρόλυσης έγκειται στο γεγονός ότι είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής που συμβαίνει υπό την επίδραση ενός συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος και οι διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής διαχωρίζονται χωρικά.

Κάθοδος – ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο ανάγεται κατιόντα ή νερό. Είναι αρνητικά φορτισμένο.

Ανοδος – ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο οξειδώνονται ανιόντα ή νερό. Είναι θετικά φορτισμένο.

1. Ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων και βάσεων.

Κατά την ηλεκτρόλυση των τήγματος στην κάθοδο, τα μεταλλικά κατιόντα πάντα μειώνονται.

К(-): Мen+ + nē → Me0

Η ανοδική διεργασία καθορίζεται από τη σύνθεση του ανιόντος:

α) Εάν το ανιόν είναι ένα οξύ χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-), τότε αυτό το ανιόν υφίσταται ανοδική οξείδωση και σχηματίζεται μια απλή ουσία:

A(+): 2Cl - - 2ē → Cl2 ή A(+): S2- - 2ē → S0

β) Εάν ένα ανιόν που περιέχει οξυγόνο (SO42-, SiO32-, HO- κ.λπ.) υποστεί ανοδική οξείδωση, τότε το αμέταλλο σχηματίζει ένα οξείδιο (χωρίς να αλλάξει η κατάσταση οξείδωσής του) και απελευθερώνεται οξυγόνο.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4РО43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Παράδειγμα 1.1. Λιώστε αλάτι ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: Ηλεκτρόλυση ZnCl2 Zn + Cl2

Παράδειγμα 1.2. Λιώστε αλκάλιο NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Η συνολική εξίσωση ηλεκτρόλυσης προκύπτει προσθέτοντας τη δεξιά και την αριστερή πλευρά των εξισώσεων, με την προϋπόθεση ότι τα ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στην κάθοδο και την ανοδική διεργασία είναι ίσα.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif" width="70" height="12">4 Na+ + 4 ē + 4 OH - - 4 ē ηλεκτρόλυση 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na+ + 4 OH - ηλεκτρόλυση 4 Na0 + O2 + 2H2O - ιοντική εξίσωση

4NaOH ηλεκτρόλυση 4Na + 2H2O + O2 - μοριακή εξίσωση

Παράδειγμα 1.3. Λιώνουμε αλάτι Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – ιοντική εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 – μοριακή εξίσωση

Κ Α

Παράδειγμα 1.4. Λιώνουμε αλάτι AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Πριν *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

4Ag+ + 4NO3- ηλεκτρόλυση 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 ηλεκτρόλυση 4Ag + 2N2O5 +2O2

Κ Α

Εργασίες για ανεξάρτητη εργασία . Να συντάξετε εξισώσεις για την ηλεκτρόλυση τήγματος των εξής αλάτων: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων, υδροξειδίων και οξέων.

Η ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων περιπλέκεται από το γεγονός ότι το νερό μπορεί να συμμετέχει στις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής.

Διεργασίες καθόδου καθορίζεται από την ηλεκτροχημική δραστηριότητα του κατιόντος άλατος. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά τάσης, τόσο πιο δύσκολο είναι για τα κατιόντα του να μειωθούν στην κάθοδο:

Li κ Ca Να Mg Ο Αλ Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb Η2 Cu Hg Αγ Pt Au

Εγώ ομάδαIIομάδαIIIομάδα

Για μεταλλικά κατιόντα μέχρι και συμπεριλαμβανομένου του Al (ομάδα I), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή του υδρογόνου από το νερό:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Για μεταλλικά κατιόντα μετά το υδρογόνο (ομάδα III), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή τους σε μέταλλο:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

Για τα κατιόντα μετάλλων στη σειρά τάσης από Mn έως H2 (ομάδα II), υπάρχουν παράλληλες ανταγωνιστικές διαδικασίες αναγωγής κατιόντων μετάλλων και υδρογόνου από το νερό:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Ποια από αυτές τις διεργασίες θα είναι κυρίαρχη εξαρτάται από μια σειρά παραγόντων: δραστηριότητα Me, pH διαλύματος, συγκέντρωση άλατος, εφαρμοζόμενη τάση και συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Ανοδικές διεργασίες καθορίζεται από τη σύνθεση των ανιόντων αλάτων:

ΕΝΑ) Εάν το ανιόν είναι οξύ χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-, κ.λπ.), τότε οξειδώνεται σε απλές ουσίες (με εξαίρεση το F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

σι) Παρουσία ενός ανιόντος που περιέχει οξυγόνο (SO42-, CO32-, κ.λπ. ή OH-), μόνο το νερό υφίσταται ανοδική οξείδωση:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Ας δούμε παραδείγματα για να δείξουμε όλες τις πιθανές επιλογές:

Παράδειγμα 2.1 . Διάλυμα άλατος KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - ηλεκτρόλυση H2 + 2OH - + Cl2 - ιοντική εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2KCl + 2H2O H2 + 2KOH + Cl2 – μοριακή εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Κ Α

Παράδειγμα 2.2 . Διάλυμα άλατος CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: Ηλεκτρόλυση CuCl2 Cu + Cl2

Παράδειγμα 2.3. Διάλυμα άλατος FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Ο σίδηρος ανήκει στα μέταλλα της ομάδας II, επομένως δύο παράλληλες διεργασίες θα συμβούν στην κάθοδο:

1η διαδικασία:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ ​​· + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - μοριακή εξίσωση της διαδικασίας

2η διαδικασία:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

Ηλεκτρόλυση 2H2O + FeCl2 H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - μοριακή εξίσωση.

Ετσι, στον χώρο της καθόδουΤα Fe, H2 και Fe(OH)2 θα σχηματιστούν σε διαφορετικές αναλογίες ανάλογα με τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Παράδειγμα 2.4 . Διάλυμα άλατος Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: ηλεκτρόλυση 6H2O 2H2 + 4OH - + O2 + 4H+

å: 6H2O + 2Na2SO4 ηλεκτρόλυση 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

στον χώρο της καθόδου στον χώρο της ανόδου

Όταν το ηλεκτρικό ρεύμα είναι απενεργοποιημένο και τα περιεχόμενα των χώρων καθόδου και ανόδου αναμειγνύονται, το τελικό αποτέλεσμα της ηλεκτρόλυσης μπορεί να αναπαρασταθεί από το ακόλουθο διάγραμμα:

2H2O el-z 2H2 + O2,

αφού ένα αλκάλι θα αντιδράσει με ένα οξύ για να σχηματίσει 2 mol αλατιού και 4 mol νερού.

Παράδειγμα 2.5 . Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: 2Cu2+ + 2H2O ηλεκτρόλυση 2Cuo + O2 + 4H+

å: CuSO4 + 2H2O ηλεκτρόλυση 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Παράδειγμα 2.6. Ηλεκτρόλυση διαλύματος FeSO4

Δεδομένου ότι ο σίδηρος ανήκει στην ομάδα II μετάλλων, δύο ανταγωνιστικές διεργασίες θα συμβούν παράλληλα στην κάθοδο (βλ. παράδειγμα 2.3) και το νερό θα οξειδωθεί στην άνοδο (βλ. παράδειγμα 2.4):

1η διαδικασία:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4– μοριακή εξίσωση

2η διαδικασία:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

6Η2Ο ηλεκτρόλυση 2Η2+ 4ΟΗ - + Ο2 + 4Η+

6H2O + 2FeSO4ηλεκτρόλυση 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - μοριακή

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">Και μόνο εάν οι διαδικασίες καθοδικής αναγωγής κατιόντων μετάλλου και υδρογόνου από το νερό συμβαίνουν σε ίσες αναλογίες , μπορούμε να γράψουμε τη συνολική τελική εξίσωση αντίδρασης:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - μόνο 4 ηλεκτρόνια

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Fe2+ ​​· 2H2O + 2H2O → Fe + H2+ 2HO - + O2 + 4H+

2FeSO4 + 4H2O el-z Fe + H2+ Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4

άνοδος καθόδου

Μετά την απενεργοποίηση του ρεύματος και την ανάμειξη των διαλυμάτων, η τελική εξίσωση θα είναι η εξής:

· Να δημιουργήσετε εξισώσεις για την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Λυνω ενα ΠΡΟΒΛΗΜΑ. Για να αναλυθεί η περιεκτικότητα σε ακαθαρσίες NaCl σε τεχνικό NaOH, 40 g του φαρμάκου διαλύθηκαν σε νερό και υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση μέχρις ότου τα ιόντα χλωρίου οξειδώθηκαν πλήρως. Σε αυτή την περίπτωση, 601 ml Cl2 απελευθερώθηκαν στην άνοδο σε θερμοκρασία 200C και κανονική πίεση. Υπολογίστε το κλάσμα μάζας της ακαθαρσίας NaCl σε NaOH.

3. Ηλεκτρόλυση γ διαλυτό μικρό m άνοδος

Παραπάνω, εξετάστηκαν παραδείγματα ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων αλάτων με μια αδρανή άνοδο, δηλαδή μια που δεν συμμετέχει χημικά στην ανοδική διεργασία. Τέτοια ηλεκτρόδια είναι κατασκευασμένα από ανενεργά ευγενή μέταλλα, για παράδειγμα, χρησιμοποιούνται ηλεκτρόδια Pt, Ir ή άνθρακα. Εάν χρησιμοποιούνται διαλυτές άνοδοι, για παράδειγμα, άνοδος Cu, άνοδος Zn, τότε η ανοδική διαδικασία τροποποιείται σημαντικά, αφού η ίδια η άνοδος οξειδώνεται. Στην άνοδο, από 2 ανταγωνιστικές διεργασίες, συμβαίνει μια διαδικασία με χαμηλότερο δυναμικό: για την οξείδωση του χαλκού E0 = - 0,34 V, για την οξείδωση του ψευδαργύρου E0 = - 0,76 V και για την οξείδωση του ανιόντος Cl E0 = + 1,36 V.

Παράδειγμα 3.1. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος CuCl2 με διαλυτή άνοδο:

Κάθοδος (-): άνοδος Cu (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Έτσι, συμβαίνει ένα είδος εξευγενισμού της ανόδου του χαλκού: διαλύεται, οι ακαθαρσίες παραμένουν στον χώρο της ανόδου και ο καθαρός χαλκός εναποτίθεται στην κάθοδο. Σε αυτή την περίπτωση, το ανιόν του χλωρίου δεν οξειδώνεται, αλλά συσσωρεύεται στον χώρο της ανόδου.

Παράδειγμα 3.2. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος KCl με άνοδο Cu:

Άνοδος Cu (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

Στην κάθοδο, το υδρογόνο αρχίζει αρχικά να ανάγεται από το νερό, αλλά η εμφάνιση του Cu2+ στο διάλυμα καθιστά ανταγωνιστικές δύο αντιδράσεις καθοδικής αναγωγής:

K(-): 2H2O + 2ē → H2+ 2NO - E0 = - 0,828 V

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Ως αποτέλεσμα, αυτό που χαρακτηρίζεται από υψηλότερο δυναμικό προχωρά κυρίως, δηλ. η αναγωγή του Cu2+ σε Cu0.

Έτσι, σε αυτή την περίπτωση, η άνοδος Cu θα διαλυθεί: Cu0 - 2ē → Cu2+, και στην κάθοδο τα κατιόντα χαλκού που σχηματίζονται θα μειωθούν: Cu2+ + 2ē → Cu0. Το άλας KCl χρειάζεται μόνο για την αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος και δεν συμμετέχει άμεσα στις διεργασίες οξειδοαναγωγής.

Ανάθεση για ανεξάρτητη εργασία.Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του CuSO4 με μια άνοδο Cu, του Na2SO4 με μια άνοδο Cu.