Примеры написания уравнений реакций электролиза

Электролиз

Процессы, протекающие при электролизе противоположны процессам, идущим при работе гальванического элемента. Если при работе гальванического элемента, энергия самопроизвольно протекающей окислительно0восстановительной реакции превращается в электрическую энергию, то при электролизе химическая реакция происходит за счет энергии электрического тока.

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

Электролиз проводится в электролизерах, основными составными частями которых являются два электрода, погруженные в ионный проводник (электролит) и подключенные к клеммам источника постоянного тока.

Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока называется катодом, а с положительным – анодом.

При подаче напряжения на катоде происходят процессы восстановления, а на аноде – процессы окисления.

Аноды бывают нерастворимые (из угля, графита, платины и иридия) и растворимые (из меди, серебра, цинка, кадмия и никеля). Растворимый анод подвергается окислению, т.е. посылает электроны во внешнюю цепь.

Электролиз расплава протекает по следующей схеме:

1. анионы, образовавшиеся при плавлении электролита в порядке возрастания их электродных потенциалов (j⁰)

2. катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания их j⁰.

_{Эл. ток.}

Например, 2NaCl ® 2Na + Cl₂ K (-) 2Na⁺ + 2e = 2Na⁰

^{расплав} A (+) 2Cl^- - 2e = Cl₂

При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать возможность участия в окислительно-восстановитель-ных реакциях молекул воды, материал из которого изготовлен анод, природу ионов и условия электролиза.

Таблица 3 - Общие правила написания уравнений электролиза

водных растворов электролитов

Процессы, протекающие на
катоде	аноде
1. От Li^+ до Al^3+ включительно; NH3 не восстанавливаются 2H2O + 2e ® H2­ + 2OH^- 2. От Mn^2+до Cu^2+ восстанавливаются совместно с водой: Me^n++ ne ® Me^0 2H2O + 2e ® H2­ + 2OH^- 3. Катионы H^+восстанавливаются только при электролизе кислот: 2H^+ + 2e ® H2­	Анод нерастворимый (инертный) 1. Анионы бескислородных кислот: J^-, Br^-, S^2-, Cl^-, искл. F^- 2 J^- - 2e ® J2^0 2. Анионы оксикислот SO4^2-, NO3^-, CO3^2-, PO4^3-и F^-: 2H2O – 4e ® O2 + 4H^+ 3. Анионы OH^- при электролизе растворов щелочей: 4OH^- - 4e ®O2 + 2H2O
4. От Cu^2+ до Au^3+ Me^n+ + ne ® Me^0	Анод растворимый (активный) Не зависимо от природы аниона всегда идет окисление атомов металла анода: Me^0 – ne ® Me^n+

1. Электролиз раствора NaCl (анод инертный)

К (-): Na⁺ ; H₂O

H₂O + 2e ® H₂­ + 2OH^-

А (+): Cl^-; H₂O

2 Cl^- - 2е ® Cl₂

2H₂O +2NaCl ^{эл. ток} H₂­ + Cl₂ ­ + 2NaOH

В результате на катоде выделяется Н₂, на аноде Cl₂ , а в катодном пространстве электролизера накапливается NaOH

2. Электролиз раствора ZnSO₄ (анод инертный)

К (-): Zn²⁺; H₂O

Zn²⁺ + 2е ® Zn⁰

2H₂O + 2e ® H₂­ + 2OH^-

А (+): 2H₂O – 4e ® O₂­ + 4H⁺

Zn²⁺ +4H₂O ® Zn + H₂ + O₂ + 2OH^- + 4H⁺

После сокращения молекул Н₂О и добавления в обе части уравнения ионов SO₄^2-, получим молекулярное уравнение электролиза:

ZnSO₄ + 2H₂O ^{эл. ток} Zn + H₂­ + O₂ ­+ H₂SO₄

3. Электролиз раствора K₂SO₄ (анод инертный)

К (-): К⁺; H₂O

H₂O + 2e ® H₂­ + 2OH^-

А (+): SO₄^2-; H₂O

2H₂O – 4e ® O₂­ + 4H⁺

2Н₂О + 2е ^{эл. ток} О₂ + 2Н₂

т.е. электролиз раствора сульфата калия сводится к разложению воды. Концентрация соли в растворе увеличивается.

4. Электролиз раствора ZnSO₄ с анодом из цинка.

К (-): Zn²⁺; H₂O

Zn²⁺ + 2е ® Zn⁰

2H₂O + 2e ® H₂­ + 2OH^-

А (+): Zn⁰; H₂O

Zn⁰ -2е ® Zn²⁺

Zn⁰ + Zn²⁺ ® Zn²⁺ + Zn⁰

Т.е. электролиз раствора ZnSO₄ с анодом из цинка сводится к переносу цинка с анода на катод..

Между количеством вещества, выделившегося на электродах при электролизе, количеством прошедшего через раствор электричества и временем электролиза существуют зависимости, выражаемые законом Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества, выделившегося или растворившегося на электродах, прямо пропорционально количеству прошедшего через раствор электричества:

М_Э I t

m = ---------; где m – масса вещества, выделившегося на электродах,

FМ_Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль,

I – сила тока, А;

t - время электролиза, сек.;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль).

Второй закон Фарадея: при определенном количестве электричества, прошедшего через раствор, отношение масс прореагировавших веществ равно отношению молярных масс их химических эквивалентов:

m₁ m₂ m₃

--- = ---- = ---- = соnst

МЭ₁ МЭ₂ МЭ₃

Для выделения или растворения 1 моль эквивалента любого вещества необходимо пропустить через раствор или расплав одно и тоже количество электричества, равное 96 500 Кл. Эта величина получила название постоянной Фарадея.

Количество вещества, выделившегося на электроде при прохождении 1Кл электричества, называется его электрохимическим эквивалентом ( ε ).

Мэ

ε =. -------, где ε - электрохимический

F эквивалент

Мэ – молярная масса эквивалента

элемента (вещества);, г/моль

F – постоянная Фарадея, Кл/моль.

Таблица 4 - Электрохимические эквиваленты некоторых элементов

катион	Мэ, г/моль	ε, мг	Анион	Мэ, г/моль	ε, мг
Ag^+ Al^3+ Au3+ Ba^2+ Ca^2+ Cd^2+ Cr^3+ Cu^2+ Fe^2+ Fe^3+ H^+ K^+ Li^+ Mg^2+ Mn^2+ Na^+ Ni^2+ Pb^2+ Sn^2+ Sr^2+ Zn^2+	107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69	1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339	Br^- BrO3^- Cl^- ClO3^- HCOO^- СН3СОО^- CN^- CO3^2- C2O4^2- CrO4^2- F^- I^- NO3^- IO3^- OH^- S^2- SO4^2- Se^2- SiO3^2-	79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03	0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395

Процессы окисления и восстановления лежат в основе работы таких химических источников тока, как аккумуляторы.

Аккумуляторами называются гальванические элементы, в которых возможны обратимые процессы зарядки и разрядки, совершаемые без добавления участвующих в их работе веществ.

Для восстановления израссходованной химической энергии аккумулятор заряжают, пропуская ток от внешнего источника. При этом на электродах протекают электрохимические реакции, обратные тем, что имели место при работе аккумулятора в качестве источника тока.

Наиболее распространенными в настоящее время являются свинцовые аккумуляторы, в которых положительным электродом служит диоксид свинца PbO₂ , а отрицательным – металлический свинец Pb.

В качестве электролита применяют 25-30% раствор серной кислоты, поэтому свинцовые аккумуляторы называют еще кислотными.

Процессы, протекающие при разрядке и зарядке аккумулятора, суммарно могут быть представлены: _{разрядка}

Pb⁰ + Pb⁺⁴O₂ + 4Н⁺ + 2SO₄^2- «2Pb⁰ +2SO₄^2-+ 2H₂O

^{зарядка}

Помимо свинцового аккумулятора в практике находят применение щелочные аккумуляторы: никель-кадмиевые, никель-железные.

Таблица 5 – Виды аккумуляторов

Тип аккумулятора	Система	Электродные реакции	ЭДС, В
Свинцовый Серебряно-цинковый Никель- цинковый Серебряно-кадмиевый Железо-никелевый Никель-кадмиевый	PbO2| H2SO4| Cd Ag2O | KOH | Zn   NiOOH | KOH | Zn   Ag2O | KOH | Cd   NiOOH | KOH | Fe   NiOOH | KOH | Cd	PbO2 + Pb+2H2SO4 «2PbSO4+2H2O 2Ag2O+2Zn+H2O«4Ag+ZnO+Zn(OH)2   2NiOOH+Zn+2H2O«2Ni(OH)2+Zn(ОH)2   2Ag2O+2Cd+H2O «4Ag+CdO+Cd(OH)2   2NiOOH+Fe+2H2O«2Ni(OH)2+Fe(OH)2   2NiOOH+Cd+2H2O«2Ni(OH)2+Cd(OH)2	2,10 1,85   1,70   1,50   1,40   1,36

Дата добавления: 2014-10-23