Меню

Раствор нитрата кальция проводит электрический ток или нет

Раствор нитрата кальция проводит электрический ток или нет

Почему водные растворы электролитов проводят электрический ток? Чтобы понять это, недостаточно знать, что электролиты, в отличие от неэлектролитов, состоят из ионов. Электрический ток — это движение заряженных частиц. Тело может проводить ток лишь в том случае, если в нем содержатся заряженные частицы, и эти частицы могут свободно перемещаться. Как вам известно из курса физики, в металлических проводниках такими частицами — переносчиками электрического тока — являются электроны. Какие же заряженные частицы содержатся в растворе электролита, например поваренной соли? В нем содержатся молекулы воды Н2О и, возможно, молекулы соли NaCl. Переносчиками тока не могут быть молекулы воды: ведь они не заряжены. Впрочем, мы и на опыте убедились, что чистая вода тока не проводит. Не заряжены и не могут служить переносчиками электрического тока и молекулы поваренной соли NaCl, хотя они и состоят из заряженных частичек — ионов Na + и Сl — . Остается предположить, что при растворении в воде кристаллы поваренной соли распадаются на ионы, из которых они составлены.

В кристаллах поваренной соли ионы Na + и Сl — сильно притягиваются друг к другу и не могут свободно перемещаться. Поэтому твердая соль не проводит электрического тока. При растворении же солей в воде ионы металла и кислотного остатка отрываются друг от друга и распределяются между молекулами воды. В растворе появляются свободно движущиеся заряженные частицы, и раствор становится электропроводным.

Щелочи тоже ионные соединения, состоящие из ионов металла и ионов гидроксила. Твердые щелочи, как и твердая поваренная, соль, не проводят электрического тока, потому что ионы в них не могут свободно перемещаться. При растворении щелочи под действием молекул воды распадаются на ионы, и раствор становится электропроводным.

В молекулах кислот связь между атомами водорода и кислотным остатком не ионная, а ковалентная. Однако электронные пары, связывающие атомы водорода с кислотным остатком, смещены в этих молекулах в сторону кислотного остатка.

Под влиянием молекул воды связь между водородом и кислотным остатком из полярной превращается в ионную, и молекулы кислоты распадаются в растворе на ионы, например молекулы соляной кислоты НСl на ионы водорода Н + и хлора Cl — .

Распад электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

При растворении в воде или расплавлении соединений с ковалентными неполярными или малополярными связями, например сахара, происходит только распад его кристаллов на отдельные молекулы, ионов не образуется, и раствор или расплав сахара тока не проводит.

Теория, объясняющая особое поведение электролитов в расплавленном или растворенном состоянии распадом их на ионы, называется теорией электролитической диссоциации. Автор этой теории — шведский ученый Сванте Аррениус.

  1. Как объясняется электропроводность растворов электролитов?
  2. Какие вещества диссоциируют на ионы? Ответ свяжите с характером химической связи в них.

Источник

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6, 8/2008

Глава 6. Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрический ток. А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, исходные веществавода или сухой хлорид натрияэлектропроводны? Но тот же опыт показываетэти вещества, каждое само по себе, электрический ток не проводят.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные» заряженные частицыэлектроны. С направленным движением этих заряженных частиц связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого такие вещества называют: NаСlэлектролит, сахарнеэлектролит.

Электролитыэто вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток.

Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl появились заряженные частицы? Вспомните, какой тип химической связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная связь! То есть связь между заряженными частицамиионами. Значит, хлорид натрия состоит из разноименно заряженных частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не проводит электрический ток? Потому что между ионами в кристалле существуют достаточно сильные электростатические взаимодействия. А в воде? Посмотрите на рис. 1:

Какая связь между атомами Н–О?

Рис. 1.
Взаимодействие диполей воды
с кристаллом поваренной соли

Между ионами соли и молекулами воды возникают довольно значительные силы электростатического взаимодействия. В результате молекулы воды «растаскивают» кристалл на «кусочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия в следующих случаях (рис. 2):

Рис. 2.
Варианты взаимодействия веществ
с растворителями

Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай I), или вещество (случай II) неполярны, и взаимодействия, притяжение частиц друг к другу, ничтожны.

В ы в о д. Взаимодействие между веществом и растворителем возможно, если и вещество, и растворитель имеют достаточно полярные связи.

Следствием такого взаимодействия является диссоциацияраспад вещества на ионы. При этом образуются положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные ионыанионы.

Электролитическая диссоциацияпроцесс распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:

а) раствор НСl в воде;

б) раствор NаСl в бензине;

в) раствор азота в воде;

г) концентрированная серная кислота?

Итак, еще раз повторим: вещества, способные в растворах или расплавах распадаться на ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии электрический ток, называются электролитами.

Среди неорганических веществ к электролитам относят:

Проверяя электропроводность растворов электролитов одного класса, например кислот, можно заметить, что в одном случае лампочка горит ярко, в другомеле светится. Если принять во внимание, что концентрация веществ в растворах одинакова, как можно объяснить наблюдения?

Объяснение однов первом случае образуется большее число ионов (заряженных частиц), во второмменьшее, т.е. в первом случае электролитическая диссоциация идет в значительной степени. Такие электролиты называются сильными, в их растворах много ионов и почти нет (а иногда и совсем нет) молекул.

К сильным электролитам относятся:

В растворах слабых электролитов много молекул вещества и мало ионов; электролитическая диссоциация идет не полностью.

К слабым электролитам относятся:

– NН4ОН и нерастворимые основания.

Фосфорная и сернистая кислотыэлектролиты средней силы.

Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых электролитов. Вспомните их названия.

Как же происходит электролитическая диссоциация?

снования диссоциируют на катион металла (или аммония NH4 + ) и анион ОН – :

П о м н и т е! 1) Заряд иона совпадает по величине с валентностью данного атома (группы атомов).

2) Число катионов и анионов может быть различным, но суммарный положительный заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду анионов. Раствор остается электронейтральным!

Задание 6.3. Составьте уравнения диссоциации гидроксида калия, гидроксида аммония, гидроксида бария.

Кислоты диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:

Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации соляной, серной, фосфорной кислот.

Для многоосновных кислот диссоциация может происходить ступенчато. Это означает, что на каждой стадии отщепляется только один ион водорода. Например:

II ступень: HSO4 – H + + SO4 2– .

Задание 6.5. Составьте уравнения ступенчатой (постадийной) диссоциации фосфорной кислоты.

Соли диссоциируют на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. При составлении таких уравнений следует учитывать вышеизложенные правила (см. «Помните!»):

Проверьте: 2•(3+) + 3•(2–) = (6+) + (6–) = 0.

В ы в о д. Для составления уравнений электролитической диссоциации:

• составьте химическую формулу соединения, укажите валентность составных частей;

• укажите число образовавшихся ионов (по индексам):

• укажите заряды ионов (по валентностям):

Задание 6.6. Составьте уравнения электролитической диссоциации нитрата хрома(III), карбоната натрия, сульфида калия, сульфата железа(III), сульфата железа(II).

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ наряду с молекулами находится значительное число ионов. В таком случае уравнения реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения. Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде ионов химические формулы сильных и одновременно растворимых электролитов. Состав всех остальных веществ изображается в виде молекул.

Читайте также:  Электрический токи все его характеристики

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений

1) Определить силу реагирующих электролитов:

2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы не изменять!

4) Одинаковые ионы «вычеркнуть», т.к. они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда). Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + .

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

– что реакция возможна;

– что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаяхгаз или слабый электролит или ион нового состава);

– какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Например, для того, чтобы осуществить процесс

H2S + Cu 2+ = CuS + 2H + ,

вместо нитрата меди можно взять любую другую растворимую соль меди(II), т.к. она при электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не участвует:

Задание 6.7. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции для процессов, указанных выше, и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения у них одинаковые.

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, т.к. не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что реакция в растворе не идет. В принципе можно заранее предсказать возможность такого процесса. Реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание ионов, т.е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.8. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) фосфат натрия + хлорид кальция;

б) карбонат бария + азотная кислота;

в) гидроксид железа(III) + серная кислота;

г) сульфат аммония + гидроксид калия;

д) нитрат алюминия + хлорид натрия.

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электролит).

6.1. Понятие о рН (водородном показателе)

Водаочень слабый электролит: при обычных условиях лишь одна молекула воды из 10 000 000 распадается на ионы:

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль молекул воды образуется 1 моль ионов водорода Н + и 1 моль гидроксид-анионов ОН – . Другими словами, в чистой воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-анионов:

[Н + ] = [OH – ] = 10 –7 моль/л,

где [Н + ]концентрация ионов водорода, моль/л; [OH – ] – концентрация гидроксид-анионов, моль/л. Такой раствор (среда) называется «нейтральный».

Расчеты показывают, что произведение концентраций этих ионов есть величина постоянная:

[Н + ]•[OH – ] = const = 10 –14 .

Поэтому уменьшение концентрации ионов водорода влечет за собой увеличение концентрации гидроксид-анионов, и наоборот.

Пусть, например, к чистой воде добавили кислоту, т.е. увеличили концентрацию ионов водорода. Теперь эта концентрация составит, например: 10 –6 моль/л или 10 –2 моль/л. Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».

Характер средыкислый, нейтральныйможно оценить количественно при помощи рН («пэ-аш»).

Водородный показатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

т.е. рН – . Пусть эта концентрация составит 10 –5 моль/л или 10 –3 моль/л.

Помня, что [OH – ]•[H + ] = 10 –14 , имеем:

[H + ] = = 10 –9 , рН = 9;

[H + ] = = 10 –11 , рН = 11, т. е. рН > 7.

рН = 7среда нейтральная,

Задание 6.9. Определите характер среды, т.е. ее рН, если:

а) [Н + ] равна (в моль/л): 0,01; 10 –8 ; 10 –4 ;

б) [ОН – ] равна (в моль/л): 10 –9 ; 10 –1 ; 0,001.

В о п р о с. Как можно определить реакцию среды опытным путем?

О т в е т. Реакцию среды можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее часто используемым индикатором является лакмус, который в щелочной среде приобретает синюю окраску, а в кислойкрасную.

Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус, если:

а) рН + ] = 10 –4 моль/л;

в) в растворе есть избыток ОН – ;

д) [ОН – ] = 10 –8 моль/л;

е) в растворе есть НNО3;

ж) [ОН – ] = 0,1 моль/л.

6.2. Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной кислоты, гидроксида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия? В первых двух случаях можно уверенно сказать «да», т.к. при диссоциации образуются ионы водорода или гидроксид-анионы:

H2SO4 2H + + ,

А индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н + или ОН – . Но при диссоциации упомянутых солей ионы Н + и ОН – не образуются:

Na2SO4 2Na + + ,

Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата нат- риянет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться избыток Н + или ОН – .

Гидролиз солейэто процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Na + + HOH NaOH + H + , (А)

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит» и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или Б) невозможен в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), т.к. молекул сильного электролита NаОН в растворе нет, есть только ионы Na + и ОН – .

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выглядит так:

рН > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, лакмус становится синим в растворе карбоната натрия. Почему именно карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий слабому электролиту, и в результате его взаимодействия с водой образуется слабый электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

В ы в о д. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

гидролиз не идет, т.к. соль образована двумя сильными электролитами;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита HNO2;
гидролиз происходит, т.к. в состав соли входит остаток слабого электролита Al(OH)3.

Задание 6.11. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа(III), силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

1. Определить, какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому электролиту:

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с молекулой воды (уравнение гидролиза):

а) Из молекулы воды притягивается противоположно заряженный ион, в данном случае ОН – ;

б) сумма зарядов до и после реакции равна: (3+) = (2+) + (1+).

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались ионы Н + – значит, среда кислая, рН 2+ + 2OH – Cu(OH)2;

Какой из предложенных процессов соответствует реакции нейтрализации?

8. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду, изменяют окраску индикатора: сернистый газ, аммиак, натрий, сульфат цинка, поваренная соль, негашеная известь, стиральная сода, железо. Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

Источник

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Содержание:

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

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

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

Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.

Схема электролиза

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

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

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

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

Особенности электролиза расплавов

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

Читайте также:  Ток якоря двигателя в процессе пуска

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

Расплав основания

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

Расплав соли

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

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

  • Катодный процесс: K + + e — → K 0

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

  • Анодный процесс: 2Cl — — 2e — → Cl2 0 ↑

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

Особенности электролиза растворов

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

Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.

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

Процесс на катоде

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

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

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

  • 2J — => J2 0 + 2e;
  • 4OH — => O2 + 2H2O + 4e;
  • 2H2O => O2 + 4H + + 4e

Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:

1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде

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

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

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

В результате можно создать общее уравнение электролиза:

2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)

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

  • NaCl → Na + + Cl —
  • Катод: Cu 2+ + 2e — → Cu 0
  • Анод: Cu 02e — → Cu 2+

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

3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде

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

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

Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.

В результате получаем общее уравнение электролиза:

4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде

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

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

На аноде откладываются молекулы кислорода.

Получаем суммарное уравнение электролиза:

5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде

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

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

Применение электролиза

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

Источник



Лекция на тему: «Электролиз»

Лекция тема: «Электролиз»

Изучив тему, следует:

знать сущность процесса электролиза и основные способы его применения

иметь представление об отличии электролиза расплава от электролиза раствора

уметь записывать процессы электролиза, происходящие на катоде и аноде в расплаве;

записывать процессы электролиза, происходящие на катоде и аноде в растворе;

составлять уравнения реакции электролиза

Сущность электролиза

С процессом электролиза познакомимся на примере раствора хлорида меди ( II ) CuCI 2

Эта соль в растворе продиссоциирует CuCI 2 Cu 2+ + 2 CI

на катион меди Cu 2+ и анион кислотного остатка 2 CI

При пропускании постоянного электрического тока через раствор, катионы меди Cu 2+ движутся к катоду « — » (катод) , а анионы хлора 2 CI к аноду « + » (анод)

катионы меди движутся к катоду: Cu 2+ → « — » (катод)

анионы хлора движутся к аноду: 2 CI → « + » (анод)

(-) Катод — отрицательный электрод с избытком электронов на его поверхности,

ионы меди Cu 2+ присоединяют электроны с катода: Cu 2+ + 2ē → Cu

(+) Анод положительный заряженный электрод. У анода недостаток электронов,

поэтому анод втягивает в себя электроны от отрицательно заряженных ионов хлора :

2 CI — 2ē → CI 2

Следовательно, электролиз – это окислительно — восстановительный процесс

Электролиз — это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускать постоянный электрический ток

Отличие электролиза расплава от электролиза раствора

Электролиз расплавов

При расплавлении соли или щелочи, как и при растворении, распадаются на ионы

Схема электролиза расплавленного хлорида натрия: NaCI → Na + + CI —

На катоде (-) : Na + + 1ē → Na 0 2

Восстанавливаются ионы натрия в нейтральные атомы, то есть образуется металлический натрий.

На аноде (+) : 2 CI — — 2ē → CI 2 0 1

Окисляются хлорид — ионы в нейтральную молекулу хлора.

Уравнение реакции процесса электролиза хлорида натрия NaCI :

2 NaCI → 2 Na + CI 2

Схема электролиза расплавленного гидроксида натрия: NaOH → Na + + OH —

Процесс восстановления на катоде (-) : Na + + 1ē → Na 0 4 окислитель

Восстанавливаются ионы натрия в нейтральные атомы, то есть образуется металлический натрий.

Процесс окисления на аноде (+) : OH — — 1ē → OH 0 4 OH 0 → 2 H 2 O + O 2 ↑ 1 восстановитель

Окисляются гидроксид — ионы в нейтральные группа.

Эти группы неустойчивы, разлагаются с образованием воды и кислорода.

Уравнение реакции процесса электролиза гидроксида натрия Na ОН:

4 NaOH → 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Электролиз водных растворов

При электролизе водных растворов в реакции могут участвовать ионы водорода и гидроксид — ионы, которые образуются в результате диссоциации воды: H 2 O ↔ Н + + ОН

В результате этого у катода накапливаются катионы электролита и ионы Н + ,

а у анода — анионы электролита и ионы ОН — .

Какие же ионы будут восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде?

Процессы, происходящие на катоде:

Катионы металлов, имеющих малый стандартный электродный потенциал

( Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ AI 3+ включительно), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды. На катоде выделяется водород из воды

2. Катионы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов от марганца до водорода

( Mn 2+ Zn 2 Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + ), при электролизе растворов восстанавливаются одновременно с молекулами воды

3. Катионы металлов, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода

( Cu 2+ Hg 2+ Ag + ), практически полностью восстанавливаются на катоде

Процессы, происходящие на аноде:

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия воды, так и от вещества, из которого сделан анод. Аноды подразделяются на нерастворимые в воде (изготавливаются из угля, графита, платины, иридия) и растворимые в воде (из меди, серебра, цинка, никеля и других металлов).

На нерастворимом аноде в процессе электролиза следует руководствоваться

рядом разряженности на аноде

1. Анионы бескислородых кислот и их солей ( F — CI — Br — I — S 2- CN — и т.п.) удерживают электроны слабее иона ОН — воды, поэтому при электролизе водных растворов солей бескислородных кислот окисляются анионы бескислородных кислот.

2. Анионы кислородсодержащих кислот ( NO 3 — SO 3 2- SO 4 2- CO 3 2- PO 4 3- ) удерживают свои электроны более прочно, чем ионы ОН — , поэтому при электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот окисляется молекула воды, а анионы соли остаются без изменения.

Читайте также:  Генератор не дает ток ваз 2107 инжектор

Первая группа металлов до алюминия

а) Электролиз раствора нитрата кальция

Ca ( NO 3 ) 2 — соль с кислород c одержащим кислотным остатком

— электролит диссоциирует на Ca ( NO 3 ) 2 Ca 2+ + 2 NO 3

вода диссоциирует на H 2 O ↔ Н + + ОН

Катионы кальция Ca 2+ расположены в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия, следовательно, на катоде разряжаются ионы водорода Н + воды,

а на аноде разряжаются ионы ОН — , так как ионы NO 3 — удерживают свои электроны более прочно, чем ионы ОН — воды

В растворе находятся положительные ионы: Ca 2+ и Н + отрицательные ионы: NO 3 и ОН

Процесс восстановления на катоде «-» 2 H 2 O + → H 2 0 ↑ + 2ОН — 4 ǀ 2 окислитель

В катодном пространстве накапливаются: Са 2+ + 2ОН Са(ОН) 2

Процесс окисления на аноде «+» 2 H 2 O — → O 2 ↑ + 4Н + 2 ǀ 1 восстановитель

В анодном пространстве накапливаются : Н + + NO 3 Н NO 3

Уравнение электролиза:

выписываются все продукты реакции с катода, анода и из катодного и анодного пространства

Ca(NO 3 ) 2 + 3H 2 O → H 2 ↑ + Са ( ОН ) 2 + O 2 ↑ + 2 Н NO 3

б) Электролиз раствора иодида кальция CaI 2 — соль с бескислородным кислотным остатком

CaI 2 — электролит диссоциирует на CaI 2 ↔ Ca 2+ + 2 I —

вода диссоциирует H 2 O ↔ Н + + ОН —

Катионы кальция Ca 2+ расположены в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия, следовательно, на катоде разряжаются ионы водорода Н + воды, а на аноде — ионы йода I — так как они слабее удерживают свои электроны, чем ионы ОН — воды

Процесс восстановления на катоде «-» 2 H 2 O + 2ē → H 2 0 ↑ + 2ОН — 2 ǀ 1 окислитель

В катодном пространстве накапливаются: Са 2+ + 2ОН — → Са(ОН) 2

Процесс окисления на аноде «+» 2 I — — 2ē → I 22 ǀ 1 восстановитель

В анодном пространстве накопления молекул нет , так как кислотный остаток бескислородный и только он окисляется на аноде

Уравнение электролиза:

выписываются все продукты реакции с катода, анода и из катодного и анодного пространства

CaI 2 + 2 H 2 O H 2 ↑ + Са(ОН) 2 + I 2

Вторая группа металлов от алюминия до водорода:

а) Электролиз раствора сульфата никеля NiSO 4

NiSO 4 соль с кислород c одержащим кислотным остатком

— электролит диссоциирует на NiSO 4 ↔ Ni 2+ + SO 4 2-

Вода диссоциирует H 2 O ↔ Н + + ОН —

Катионы никеля — Ni 2+ расположены в ряду стандартных электродных потенциалов от марганца до водорода, следовательно, они восстанавливаются одновременно с ионами водорода Н + воды, а на аноде разряжаются ионы ОН — воды, так как ионы SO 4 2- удерживают свои электроны более прочно, чем ионы ОН — воды

В растворе находятся положительные ионы: Ni 2+ и Н + отрицательные ионы: SO 4 2- и ОН

Процесс восстановления на катоде «-» 2 H 2 O + 2ē → H 2 0 ↑ + 2ОН —

идут параллельно оба процесса восстановления Ni 2+ + 2ē → Ni 0 ; 4 ǀ 1

В катодном пространстве накапливаются: Ni 2+ + 2ОН — → Ni (ОН) 2

Процесс окисления на аноде «+» 2 H 2 O — 4ē → O 2 ↑ + 4Н + 4 ǀ 1

В анодном пространстве накапливаются : 2Н + + SO 4 2- ↔ Н 2 SO 4

Уравнение электролиза:

выписываются все продукты реакции с катода, анода и из катодного и анодного пространства

2 NiSO 4 + 4 H 2 O Ni + Ni (ОН) 2 + O 2 ↑ + H 2 ↑ + Н 2 SO 4

В растворе идет диссоциация нейтральных молекул до тех пор, пока все нейтральные молекулы не распадутся на ионы: Ni (ОН) 2 + 2Н 2 SO 4 NiSO 4 + 2 H 2 O

б) Электролиз раствора хлорида никеля ( II ) NiCI 2

NiCI 2 — электролит диссоциирует на NiCI 2 Ni 2+ + 2 CI

Вода диссоциирует H 2 O ↔ Н + + ОН

Катионы никеля — Ni 2+ расположены в ряду стандартных электродных потенциалов от марганца до водорода, следовательно, они восстанавливаются одновременно с ионами водорода Н + воды, а на аноде — ионы хлора CI — так как они слабее удерживают свои электроны, чем ионы ОН — воды: В растворе находятся положительные ионы : Ni 2 + и Н + отрицательные ионы: CI и ОН

Процесс восстановления на катоде «-» 2 H 2 O + 2ē → H 2 0 ↑ + 2ОН —

идут параллельно оба процесса восстановления Ni 2+ + 2ē → Ni 0 4 ǀ 2

В растворе у катода: Ni 2+ + 2ОН — → Ni (ОН) 2

Процесс окисления на аноде «+» 2 CI — — 2ē → CI 22 ǀ 1

В катодном пространстве накапливаются Ni (ОН) 2

Таким образом, при электролизе раствора NiCI 2 получаем продукты реакции:

2 NiCI 2 + 4 H 2 O Ni + Ni (ОН) 2 + 2 CI 2 + H 2

Третья группа металлов от водорода:

Электролиз раствора нитрата ртути ( II ) Hg ( NO 3 ) 2

Катионы ртути Hg 2+ расположены в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, следовательно, они полностью восстанавливаются на катоде, а на аноде разряжаются ионы ОН — воды.

катод «-» Hg 2+ + 2ē → Hg 0

анод «+» 2 H 2 O — 4ē → O 2 ↑ + 4Н + ; Н + + NO 3 — ↔ Н NO 3

Все рассмотренные случаи электролиза относятся к нерастворимому аноду, который изготавливается из угля, графита, платины, иридия.

Если анод будет растворим ( Cu Ag Zn Cd Hg Ni и др.) при электролизе водного раствора окисляется анод. Например: при электролизе водный раствор CuCI 2 анод будет медным, то хлорид — ионы не окисляются (растворяется анод):

CuCI 2 ↔ Cu 2+ + 2 CI — H 2 O ↔ Н + + ОН —

катод «-» Cu 2+ + 2ē → Cu 0

анод «+» Cu 0 — 2ē → Cu 2+

Здесь происходит переход меди с анода на катод. Количество хлорида меди в растворе остается неизменным.

Электролиз с растворимым анодом широко применяется для получения металлов высокой чистоты.

Применение электролиза

Электролиз применяется при получении активных металлов ( K Na Ca Mg AI ), некоторых активных неметаллов ( CI 2 F 2 ), а также сложных веществ ( NaOH KOH KCIO 3 ). Электролизом пользуются для покрытия металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и т.д.

Продукты электролиза водных растворов электролитов

Щелочи, кислородсодержащие кислоты, соли кислородсодержащих кислот и активных металлов

H 2 0 ↑ и O 2 ↑ так как разлагается только вода

Бескислородные кислоты и их соли бескислородных кислот и активных металлов

H 2 0 ↑ S галогены и др.

Соли бескислородных кислот и малоактивных металлов ( Cu Hg Ag Pt Au ), а также металлов со средней активностью ( Co Ni Cr Sn )

Металлы и галогены, а при большей концентрации ионов Н + может выделяться H 2 0 ↑

Соли кислородсодержащих кислот и малоактивных металлов ( Cu Hg Ag Pt Au ), а также металлов со средней активностью

Металл и O 2 ↑, а при большей концентрации

ионов Н + может выделяться H 2 0 ↑

1. Защита металлических изделий от коррозии электролизом получила название гальваностегией. Защищая от коррозии, гальванические покрытия придают предметам красивый декоративный вид.

2. Другая отрасль электрохимии названа гальванопластикой — это получение точных металлических копий с различных предметов. Эта отрасль открыта русским ученым Б.С. Якоби (1838).

3. Получение химически активных металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, лантаноидов и др., а также для очистки некоторых металлов от примесей.

Самостоятельная работа №1

1) В чем отличие электролиза расплава от электролиза раствора?

2) Почему в первую очередь на аноде разряжаются бескислородные ионы кислот, а не кислородсодержащие?

3) Какие металлы в первую очередь разряжаются на катоде, стоящие в ряду напряжения металлов, до водорода или после?

4) Какие катионы металлов никогда не разряжаются в растворе?

5) Где применяется электролиз?

Выполните задания:

1) Составьте схемы электролиза водных растворов:

а) сульфата меди ( II ) б) хлорида магния в) нитрата калия г) серной кислоты д) гидроксида натрия

2) Составьте схемы расплавов: а) гидроксида калия б) хлорида натрия

Самостоятельная работа №2 (расчетные задачи)

1. При электролизе раствора хлорида меди ( II ) масса катода увеличилась на 8 г.

Какой газ выделился, рассчитайте его массу и объём (н.у.)?

2. При электролизе водного раствора нитрата серебра ( I ) выделилось 5, 6 л газа.

Сколько граммов металла отложилось на катоде?

3. При электролизе водного раствора хлорида калия образовалось 112 кг гидроксида калия.

Какие газы выделились и каков их объём (н.у.)?

4 * Определите объём хлора (н.у.), который выделится на аноде при полном электролизе 200 г 10% раствора хлорида калия.

5 * При электролизе раствора нитрата свинца ( II ) на аноде выделилось 11, 2 л газа.

Сколько свинца получилось за это время, если его выход составляет 80%?

Источник