пользователей: 21228
предметов: 10455
вопросов: 177496
Конспект-online
зарегистрируйся или войди через vk.com чтобы оставить конспект.
РЕГИСТРАЦИЯ ЭКСКУРСИЯ

I семестр:
» Химия
» Хим задачи

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Законы Фарадея. Электролиз расплавов и водных растворах электролитов.

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс

Сущность электролиза
Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов.
Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу — анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита.
Электроды, как правило, бывают металлические, но применяются и неметаллические, например графитовые (проводящие ток).
На поверхности электрода, подключенного к отрицательному полюсу источника постоянного тока (катоде), ионы, молекулы или атомы присоединяют электроны, т. е. протекает реакция электрохимического восстановления. На положительном электроде (аноде) происходит отдача электронов, т. е. реакция окисления. Таким образом, сущность электролиза состоит в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде — процесс окисления.
В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т. п., — так называемые вторичные процессы.
Металлические аноды могут быть: а) нерастворимыми или инертными (Pt, Au, Ir, графит или уголь и др.), при электролизе они служат лишь передатчиками электронов; б) растворимыми (активными); при электролизе они окисляются.
В растворах и расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т. е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например расплав хлорида натрия NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а анионы Cl — к аноду. На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na+ электронами внешнего источника тока:

Na+ + e = Na0

На аноде идет процесс окисления анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Cl осуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

Cl – e = Cl0

Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между собой, образуя молекулярный хлор: Cl + Cl = Cl2, который и выделяется на аноде. Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl —> 2Na+ + 2Cl —электролиз—> 2Na0 + Cl20

Законы Фарадея

Электролизомназывают процессы, протекающие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника тока через электролиты.

При электролизе на электродах непрерывно протекают окислительно-восстановительные реакции. На катоде (К(-)) происходит процесс восстановления, на аноде (А(+)) – процесс окисления. Продукты этих реакций или откладываются на электродах, или вступают во вторичные реакции (взаимодействуют между собой, с молекулами растворителя или с веществом электрода), или накапливаются в растворе у электродов. Течение первичных анодных и катодных реакций подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

m = kQ, но Q =It (9.16)

где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.

m = kIt (9.17)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

image385.gif

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

image387.gif

Подставив последнее уравнение в (9.17), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.

image389.gif (9.18)

Соотношение (9.18) используют в расчетах процессов при электролизе. При практическом проведении электролиза всегда некоторая часть электрической энергии затрачивается на побочные процессы. Важной характеристикой рентабельности установки для проведения электролиза (электролизера) является выход по току (h, %):

h = image391.gif(9.19)

где mпр – масса фактически выделенного вещества; mтеор – масса вещества, которая должна была выделиться в соответствии с законом Фарадея.

На процесс электролиза существенно влияет плотность тока, то есть сила тока, приходящаяся на единицу рабочей поверхности электрода.

Рассмотрим процессы, протекающие на катоде и аноде. Если электролиз идет в расплаве соли, то на катоде выделяется металл, а на аноде газ аниона.

Электролиз расплавов электролитов

Схема записи электролиза расплава электролита:

KtAn ↔ Ktn+ + Anm

Катод | Ktn+ + bē → B| b | c

Анод+ | Anm – cē → C| c | b

cKtn+ + bAnm– → cB0 + bC (ионное уравнение)

KtAn → cB0 + bC (молекулярное уравнение)

Пример 1. Составьте уравнения и опишите процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава хлорида магния.

MgCl2 ↔ Mg2+ + 2Cl

Катод | Mg2+ + 2ē → Mg| 2 | 1

Анод+ | 2Cl – 2ē → Cl2| 2 | 1

Mg2+ + 2Cl → Mg0 + Cl20

MgCl→ Mg0 + Cl20

Пример 2. Составьте уравнения и опишите процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава гидроксида железа (II).

Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 3OH

Катод | Fe2+ + 2ē → Fe| 2 | 4 | 2

Анод+ | 4OH – 4ē → 2H2O + O2| 4 | 2 | 1

2Fe2+ +4OH → 2Fe+ 2H2O + O20

Fe(OH)→ 2Fe+ 2H2O + O20

Электролиз растворов отличается от электролиза расплавов электролитов наличием молекул воды, которые также могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях электролиза. Вследствие своей биполярности молекулы воды ориентируются как у катода, так и у анода (диссоциации молекул на ионы практически не происходит). Процессы, происходящие с молекулами воды можно выразить следующими уравнениями:

Катод | Н2О + 2ē → Н20 + 2ОН

Анод+ | 2Н2О – 4ē → О20 + 4Н+

В виду одновременного присутствия в растворах около электродов ионов электролита и молекул воды, они будут конкурировать между собой:

Катод | Н2О ↔ Ktn+

Анод+ | 2Н2О ↔ Anm

То, какая из частиц восстановиться на катоде (вода или катион) или окислиться на аноде (вода или анион), определяется при сравнении величин их электродного потенциала.

На катоде восстанавливается частица, имеющая наиболее положительный потенциал, а другая частица остается в растворе без изменения. На аноде окисляется частица, имеющая наиболее отрицательный потенциал, а другая частица остается в растворе без изменения.

Схема записи электролиза водного раствора электролита:

KtAn ↔ Ktn+ + Anm

Катод– | Ktn+ ; Н2О | Ktn+ + bē → B|

 

Электролиз водных растворов солей

Катодный процесс:

1. Если электродный потенциал металла существенно более отрицателен, чем потенциал водородного электрода (ниже -1 В), то на катоде восстанавливается водород, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе с Li по Al (включительно), и молекул воды, на катоде восстанавливается вода

Н2О + 2ē → Н20 + 2ОН;

2. Если электродный потенциал металла более положителен, чем потенциал водородного электрода (выше 0 В), то на катоде разряжаются ионы металла, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе металлов после водорода, и молекул воды на катоде восстанавливается металл;

3. Если электродный потенциал металла имеет отрицательное значение, но не ниже -1 В, то его ионы могут восстанавливаться на катоде одновременно с ионами водорода из воды, т.е., при конкуренции катиона металла, находящегося в ряду напряжений в группе металлов после алюминия и до водорода, и молекул воды на катоде восстанавливается и металл и вода. Однако, подбирая условия (рН раствора, плотность тока, соответствующие электроды) можно добиться восстановления только ионов металла.

Cs______________Al Mn_______________________________Pb H Cu_________________Au


16.06.2016; 00:27
хиты: 6
рейтинг:0
Естественные науки
химия
неорганическая химия
для добавления комментариев необходимо авторизироваться.
  Copyright © 2013-2016. All Rights Reserved. помощь