Elektroda, na které dochází k redukci, se nazývá katoda.

Elektrodou, na které dochází k oxidaci, je anoda.

Uvažujme procesy probíhající při elektrolýze roztavených solí bezkyslíkatých kyselin: HCl, HBr, HI, H 2 S (s výjimkou kyselin fluorovodíkových nebo fluorovodíkových - HF).

V tavenině se taková sůl skládá z kovových kationtů a aniontů zbytku kyseliny.

Například, NaCl = Na++Cl -

Na katodě: Na + + ē = Na vzniká kovový sodík (v obecný případ- kov, který je součástí soli)

Na anodě: 2Cl - - 2ē = Cl 2 vzniká plynný chlor (obecně halogen, který je součástí zbytku kyseliny - kromě fluoru - nebo síry)

Uvažujme procesy probíhající při elektrolýze roztoků elektrolytů.

Procesy probíhající na elektrodách jsou určeny hodnotou etalonu elektrodový potenciál a koncentrace elektrolytu (Nernstova rovnice). Školní kurz nezohledňuje závislost potenciálu elektrody na koncentraci elektrolytu a nepoužívá číselné hodnoty standardního potenciálu elektrody. Studentům stačí vědět, že v řadě elektrochemického napětí kovů (řada aktivity kovů) je hodnota standardního elektrodového potenciálu páru Me +n /Me:

1. se zvyšuje zleva doprava
2. kovy v řadě až po vodík mají negativní význam tuto hodnotu
3. vodík, po redukci reakcí 2Н + + 2ē = Н 2, (tedy z kyselin) má nulový standardní elektrodový potenciál
4. kovy v řadě za vodíkem mají kladnou hodnotu této hodnoty

! vodík při redukci podle reakce:

2H20 + 20 = 2OH - + H2, (tj. z vody v neutrálním prostředí) má zápornou hodnotu standardního elektrodového potenciálu -0,41

Materiál anody může být rozpustný (železo, chrom, zinek, měď, stříbro a další kovy) a nerozpustný - inertní - (uhlí, grafit, zlato, platina), takže roztok bude obsahovat ionty vzniklé při rozpuštění anody:

Já - nē = Já + n

Výsledné kovové ionty budou přítomny v roztoku elektrolytu a bude také třeba vzít v úvahu jejich elektrochemickou aktivitu.

Na základě toho lze určit následující pravidla pro procesy probíhající na katodě:

1. Kationt elektrolytu se nachází v elektrochemické napěťové řadě kovů až po hliník včetně, probíhá proces redukce vody:

2H20 + 20 = 2OH - + H2

Kovové kationty zůstávají v roztoku v katodovém prostoru

2. Kationt elektrolytu se nachází mezi hliníkem a vodíkem, v závislosti na koncentraci elektrolytu dochází buď k procesu redukce vody nebo k procesu redukce kovových iontů. Protože koncentrace není v úloze specifikována, zaznamenají se oba možné procesy:

2H20 + 20 = 2OH - + H2

Já + n + nē = Já

3. kationt elektrolytu - jedná se o vodíkové ionty, tzn. elektrolyt – kys. Vodíkové ionty jsou redukovány:

2Н + + 2ē = Н 2

4. Kationt elektrolytu se nachází za vodíkem, kationty kovů jsou redukovány.

Já + n + nē = Já

Proces na anodě závisí na materiálu anody a povaze aniontu.

1. Pokud se anoda rozpustí (například železo, zinek, měď, stříbro), pak se kov anody oxiduje.

Já - nē = Já + n

2. Pokud je anoda inertní, tzn. nerozpustné (grafit, zlato, platina):

a) Při elektrolýze roztoků solí bezkyslíkatých kyselin (kromě fluoridů) dochází k procesu oxidace aniontu;

2Cl - - 2ē = Cl 2

2Br - - 2ē = Br 2

2I -- 2ē = I 2

S 2 - - 2ē = S

b) Při elektrolýze alkalických roztoků dochází k procesu oxidace hydroxoskupiny OH -:

4OH - -4° = 2H20 + 02

c) Při elektrolýze roztoků solí kyselin obsahujících kyslík: HNO 3, H 2 SO 4, H 2 CO 3, H 3 PO 4, a fluoridů dochází k procesu oxidace vody.

2H20 - 40 = 4H++02

d) Při elektrolýze acetátů (solí kyseliny octové nebo ethanové) se acetátový iont oxiduje na ethan a oxid uhelnatý (IV) - oxid uhličitý.

2CH 3 COO - - 2ē = C2H6 + 2CO2

Příklady úloh.

1. Stanovte shodu mezi vzorcem soli a produktem vytvořeným na inertní anodě během elektrolýzy jejího vodného roztoku.

SŮL FORMULE

A) NiSO 4

B) NaClO 4

B) LiCl

D) RbBr

VÝROBEK NA ANODĚ

1) S 2) SO 2 3) Cl 2 4) O 2 5) H 2 6) Br 2

Řešení:

Protože zadání specifikuje inertní anodu, uvažujeme pouze změny, ke kterým dochází u kyselých zbytků vzniklých během disociace solí:

SO 42 - kyselý zbytek kyseliny obsahující kyslík. Dochází k procesu oxidace vody a uvolňuje se kyslík. Odpověď 4

ClO4 - kyselý zbytek kyseliny obsahující kyslík. Dochází k procesu oxidace vody a uvolňuje se kyslík. Odpověď 4.

Cl - kyselý zbytek kyseliny bez kyslíku. Probíhá proces oxidace samotného kyselého zbytku. Uvolňuje se chlór. Odpověď 3.

Br - kyselý zbytek kyseliny bez kyslíku. Probíhá proces oxidace samotného kyselého zbytku. Uvolňuje se brom. Odpověď 6.

Obecná odpověď: 4436

2. Stanovte shodu mezi vzorcem soli a produktem vytvořeným na katodě během elektrolýzy jejího vodného roztoku.

SŮL FORMULE

A) Al(N03)3

B) Hg(NO 3) 2

B) Cu(NO 3) 2

D) NaNO 3

VÝROBEK NA ANODĚ

1) vodík 2) hliník 3) rtuť 4) měď 5) kyslík 6) sodík

Řešení:

Vzhledem k tomu, že úloha specifikuje katodu, uvažujeme pouze změny, ke kterým dochází u kationtů kovů vzniklých během disociace solí:

Al 3+ v souladu s pozicí hliníku v elektrochemické řadě kovových napětí (od začátku řady po hliník včetně) dojde k procesu redukce vody. Uvolňuje se vodík. Odpověď 1.

Hg 2+ v souladu s polohou rtuti (za vodíkem) dojde k procesu redukce rtuťových iontů. Vzniká rtuť. Odpověď 3.

Cu 2+ v souladu s polohou mědi (za vodíkem) dojde k procesu redukce iontů mědi. Odpověď 4.

Na+ v souladu s polohou sodíku (od začátku řady po hliník včetně) dojde k procesu redukce vody. Odpověď 1.

Obecná odpověď: 1341

Připomeňme, že na katodě probíhají redukční procesy a na anodě oxidační procesy.

Procesy probíhající na katodě:

V roztoku je několik typů kladně nabitých částic, které lze redukovat na katodě:

1) Kationty kovů jsou redukovány na jednoduchá látka, pokud je kov v řadě napětí napravo od hliníku (bez Al samotného). Například:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .

2) V případě roztoku soli nebo alkálie: vodíkové kationty se redukují na jednoduchou látku, pokud je kov v sérii napětí kovu do H 2:
2H20 + 2e -> H20 + 2OH-.
Například v případě elektrolýzy roztoků NaNO 3 nebo KOH.

3) V případě elektrolýza roztoku kyseliny: vodíkové kationty se redukují na jednoduchou látku:
2H++2e → H2.
Například v případě elektrolýzy roztoku H2SO4.

Procesy probíhající na anodě:

Zbytky kyselin, které neobsahují kyslík, se na anodě snadno oxidují. Například halogenidové ionty (kromě F-), sulfidové anionty, hydroxidové anionty a molekuly vody:

1) Halogenidové anionty se oxidují na jednoduché látky:
2Cl - 2e -> Cl2.

2) V případě elektrolýzy alkalického roztoku v hydroxidových aniontech dochází k oxidaci kyslíku na jednoduchou látku. Vodík má již oxidační stav +1 a nelze jej dále oxidovat. Dojde i k vypuštění vody – proč? Protože nebudeme schopni napsat nic jiného: 1) Nemůžeme napsat H +, protože OH - a H + nemohou stát na opačných stranách téže rovnice; 2) Nemůžeme také psát H 2, protože by se jednalo o proces redukce vodíku (2H + +2e → H 2) a na anodě probíhají pouze oxidační procesy.
4OH - - 4e -> 02 + 2H20.

3) Pokud roztok obsahuje anionty fluoru nebo jakékoli anionty obsahující kyslík, pak voda podstoupí oxidaci s okyselením anodového prostoru podle následující rovnice:
2H20-4e -> 02 + 4H+.
K této reakci dochází v případě elektrolýzy roztoků solí obsahujících kyslík popř kyseliny obsahující kyslík. V případě elektrolýzy alkalického roztoku budou hydroxidové anionty oxidovány podle pravidla 2) výše.

4) V případě elektrolýzy roztoku soli organické kyseliny na anodě se vždy uvolní CO 2 a zbytek uhlíkového řetězce se zdvojnásobí:
2R-COO - - 2e → R-R + 2C02.

Příklady:

1. ŘešeníNaCl

NaCl → Na + + Cl -

Kov Na je v napěťové řadě před hliníkem, proto nebude na katodě redukován (kationty zůstávají v roztoku). Podle výše uvedeného pravidla se vodík redukuje na katodě. Chloridové anionty budou na anodě oxidovat na jednoduchou látku:

NA: 2Na+ (v roztoku)
A: 2Cl - - 2e -> Cl2

Koeficient 2 před Na + se objevil v důsledku přítomnosti podobného koeficientu před chloridovými ionty, protože v soli NaCl je jejich poměr 1:1.

Zkontrolujeme, zda je počet přijatých a daných elektronů stejný, a sečteme levou a pravou část katodového a anodového procesu:

2Na+ + 2Cl - + 2H20 → H20 + 2Na + + 2OH - + Cl2. Spojujeme kationty a anionty:
2NaCl + 2H20 → H20 + 2NaOH + Cl2.

2. ŘešeníNa 2SO 4

Popisujeme disociaci na ionty:
Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-

Sodík je v napěťové řadě před hliníkem, proto nebude na katodě redukován (kationty zůstávají v roztoku). Podle výše uvedeného pravidla se na katodě redukuje pouze vodík. Síranové anionty obsahují kyslík, takže nebudou oxidovat a také zůstanou v roztoku. Podle výše uvedeného pravidla se v tomto případě molekuly vody oxidují:

NA: 2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2H20-4e -> 020 + 4H+.

Vyrovnáváme počet přijatých a vysílaných elektronů na katodě a anodě. K tomu je nutné vynásobit všechny koeficienty katodického procesu 2:
NA: 4H20 + 4e → 2H20 + 4OH -
A: 2H20-4e -> 020 + 4H+.

6H20 -> 2H20 + 4OH- + 4H + + 020.

4OH- a 4H+ jsou spojeny do 4 molekul H2O:
6H20 -> 2H20 + 4H20 + 020.

Redukujeme molekuly vody umístěné na obou stranách rovnice, tzn. odečtěte 4H 2 O od každé strany rovnice a získejte konečnou rovnici hydrolýzy:
2H20 -> 2H20 + 020.

Tím se hydrolýza roztoků solí aktivních kovů obsahujících kyslík (až Al včetně) redukuje na hydrolýzu vody, protože ani kationty kovů, ani anionty kyselých zbytků se neúčastní redoxních procesů probíhajících na elektrodách.

3. ŘešeníCuCl2

Popisujeme disociaci na ionty:
CuCl 2 → Cu 2+ + 2Cl -

Měď je v napěťové řadě kovů po vodíku, proto bude redukována pouze na katodě. Na anodě budou oxidovány pouze chloridové anionty.

NA: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl - - 2e -> Cl2

CuCl2 → Cuo + Cl2.

4. ŘešeníCuSO4

Popisujeme disociaci na ionty:
CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-

Měď je v napěťové řadě kovů po vodíku, proto bude redukována pouze na katodě. Molekuly vody budou oxidovány na anodě, protože zbytky kyselin obsahujících kyslík v roztocích na anodě nejsou oxidovány.

NA: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.

Vyrovnáváme počet elektronů na katodě a anodě. K tomu vynásobíme všechny koeficienty katodové rovnice 2. Počet síranových iontů je také potřeba zdvojnásobit, protože v síranu měďnatém je poměr Cu 2+ a SO 4 2- 1:1.

NA: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.

Napíšeme celkovou rovnici:
2Cu2+ + 2SO42- + 2H20 -> 2Cu0 + 02 + 4H+ + 2SO42-.

Spojením kationtů a aniontů získáme výslednou rovnici elektrolýzy:
2CuSO4 + 2H20 -> 2Cu0 + 02 + 2H2S04.

5. ŘešeníNiCl2

Popisujeme disociaci na ionty:
NiCl 2 → Ni 2+ + 2Cl -

Nikl je v napěťové řadě kovů po hliníku a před vodíkem, proto bude na katodě redukován kov i vodík. Na anodě budou oxidovány pouze chloridové anionty.

NA: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2Cl - - 2e -> Cl2

Vyrovnáváme počet elektronů přijatých a vydaných na katodě a anodě. Chcete-li to provést, vynásobte všechny koeficienty anodové rovnice 2:

NA: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (v roztoku)
A: 4Cl - - 4e -> 2Cl 2

Poznamenáváme, že podle vzorce NiCl 2 je poměr atomů niklu a chloru 1:2, proto je třeba do roztoku přidat Ni 2+, aby se získalo celkové množství 2NiCl 2. To musí být také provedeno, protože v roztoku musí být přítomny protiionty pro hydroxidové anionty.

Sečteme levou a pravou část katodických a anodických procesů:
Ni2+ + Ni2+ + 4Cl - + 2H20 → Ni0 + H20 + 2OH - + Ni2+ + 2Cl2.

Kombinujeme kationty a anionty, abychom získali konečnou rovnici elektrolýzy:
2NiCl2 + 2H20 → Ni0 + H20 + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. ŘešeníNiSO4

Popisujeme disociaci na ionty:
NiSO 4 → Ni 2+ + SO 4 2-

Nikl je v napěťové řadě kovů po hliníku a před vodíkem, proto bude na katodě redukován kov i vodík. Molekuly vody budou oxidovány na anodě, protože zbytky kyselin obsahujících kyslík v roztocích na anodě nejsou oxidovány.

NA: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.

Zkontrolujeme, zda je počet přijatých a daných elektronů stejný. Také si všimneme, že v roztoku jsou hydroxidové ionty, ale v záznamu elektrodových procesů pro ně nejsou žádné protiionty. Proto je třeba do roztoku přidat Ni 2+. Protože se počet niklových iontů zdvojnásobil, je nutné zdvojnásobit počet síranových iontů:

NA: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (v roztoku)
A: 2SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.

Sečteme levou a pravou část katodických a anodických procesů:
Ni2+ + Ni2+ + 2SO42- + 2H20 + 2H20 → Nio + Ni2+ + 2OH - + H20 + O20 + 2SO42- + 4H+.

Spojíme kationty a anionty a napíšeme konečnou rovnici elektrolýzy:
2NiSO4 + 4H20 → Ni0 + Ni(OH)2 + H20 + O20 + 2H2SO4.

Jiné literární zdroje hovoří také o alternativním průběhu elektrolýzy kovových solí střední aktivity obsahující kyslík. Rozdíl je v tom, že po sečtení levé a pravé strany procesů elektrolýzy je nutné spojit H + a OH - za vzniku dvou molekul vody. Zbývající 2H + se spotřebuje na tvorbu kyseliny sírové. V tomto případě není nutné přidávat další ionty niklu a síranu:

Ni2+ + S04 2- + 2H20 + 2H20 → Ni0 + 2OH - + H20 + O20 + SO42- + 4H+.

Ni2+ + SO42- + 4H20 → Ni0 + H20 + O20 + SO42- + 2H + + 2H20.

Konečná rovnice:

NiSO4 + 2H20 → Ni0 + H20 + O20 + H2SO4.

7. ŘešeníCH 3COONa

Popisujeme disociaci na ionty:
CH 3 COONa → CH 3 COO - + Na +

Sodík je v napěťové řadě před hliníkem, proto nebude na katodě redukován (kationty zůstávají v roztoku). Podle výše uvedeného pravidla se na katodě redukuje pouze vodík. Na anodě dojde k oxidaci acetátových iontů s tvorbou oxidu uhličitého a zdvojnásobením zbytku uhlíkového řetězce:

NA: 2Na+ (v roztoku)
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2CH3COO - - 2e → CH3-CH3 + CO2

Protože počty elektronů v procesech oxidace a redukce jsou stejné, vytvoříme souhrnnou rovnici:
2Na + + 2CH 3 COO - + 2H 2 O → 2Na + + 2OH - + H 2 0 + CH 3 -CH 3 + CO 2

Spojujeme kationty a anionty:
2CH3COONa + 2H20 → 2NaOH + H20 + CH3-CH3 + CO2.

8. ŘešeníH 2SO 4

Popisujeme disociaci na ionty:
H 2SO 4 → 2H + + SO 4 2-

Z kationtů jsou v roztoku přítomny pouze kationty H+ a ty budou redukovány na jednoduchou látku. Na anodě dojde k oxidaci vody, protože kyselé zbytky obsahující kyslík v roztocích na anodě nejsou oxidovány.

NA: 2H++2e → H2
A: 2H20 - 4e -> 02 + 4H+

Vyrovnejme počet elektronů. K tomu zdvojnásobíme každý koeficient v rovnici katodického procesu:

NA: 4H++4e -> 2H 2
A: 2H20 - 4e -> 02 + 4H+

Shrňme levou a pravou stranu rovnic:
4H+ + 2H20 -> 2H2 + 02 + 4H+

H+ kationty se nacházejí na obou stranách reakce, proto je třeba je redukovat. Zjistili jsme, že v případě kyselých roztoků podléhají elektrolýze pouze molekuly H2O:
2H20 -> 2H2+02.

9. ŘešeníNaOH

Popisujeme disociaci na ionty:
NaOH → Na + + OH -

Sodík je v napěťové řadě před hliníkem, proto nebude na katodě redukován (kationty zůstávají v roztoku). Podle pravidla se na katodě redukuje pouze vodík. Na anodě budou hydroxidové anionty oxidovat za vzniku kyslíku a vody:

NA: Na+ (v roztoku)
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 4OH - - 4e -> 02 + 2H20

Vyrovnejme počet elektronů přijatých a vydaných na elektrodách:

NA: Na+ (v roztoku)
4H20 + 4e → 2H20 + 4OH -
A: 4OH - - 4e -> 02 + 2H20

Shrňme levou a pravou část procesů:
4H20 + 4OH - → 2H20 + 4OH - + O20 + 2H20

Redukcí 2H 2 O a OH - iontů získáme výslednou rovnici elektrolýzy:
2H20 -> 2H2+02.

Závěr:
Při elektrolýze roztoků 1) kyselin obsahujících kyslík;
2) alkálie;
3) soli aktivních kovů a kyselin obsahujících kyslík
Elektrolýza vody probíhá na elektrodách:
2H20 -> 2H2+02.

Elektrolýza roztoků
a roztavené soli (2 hodiny)

Třídy volitelný kurz"Elektrochemie"

Cíle první lekce:

PLÁN PRVNÍ LEKCE

1. Opakování prostudovaných metod získávání kovů.

2. Vysvětlení nového materiálu.

3. Řešení problémů z učebnice G.E. Rudzitise, F.G. Feldmana „Chemistry-9“ (M.: Prosveshchenie, 2002), str. 120, č. 1, 2.

4. Testování získávání znalostí na testových úlohách.

5. Zpráva o použití elektrolýzy.

Cíle první lekce: naučit psát diagramy pro elektrolýzu roztoků a roztavených solí a aplikovat získané znalosti při řešení výpočtových úloh; nadále rozvíjet dovednosti v práci s učebnicí a testovacími materiály; diskutovat o využití elektrolýzy v národním hospodářství.

POSTUP PRVNÍ LEKCE

Opakování naučených metod získávání kovů na příkladu výroby mědi z oxidu měďnatého.

Zápis rovnic odpovídajících reakcí:

Dalším způsobem, jak získat kovy z roztoků a tavenin jejich solí, je elektrochemický nebo elektrolýza.

Elektrolýza je redoxní proces, ke kterému dochází na elektrodách, když elektrický proud prochází taveninou nebo roztokem elektrolytu.

Elektrolýza taveniny chloridu sodného:

NaCl Na + + Cl –;

katoda (–) (Na+): Na++ E=Na0,

anoda (–) (Cl –): Cl – – E= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Elektrolýza roztoku chloridu sodného:

NaCl Na + + Cl –,

H20H+ + OH-;

katoda (–) (Na+; H+): H+ E= H°, 2H° = H2

(2H20 + 2 E= H2 + 2OH –),

anoda (+) (Cl – ; OН –): Cl – – E= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl + 2H20 = 2NaOH + Cl2 + H2.

Elektrolýza roztoku dusičnanu měďnatého:

Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +

H20H+ + OH-;

katoda (–) (Cu 2+; H+): Cu 2+ + 2 E= Cu 0,

anoda (+) (OH –): OH – – E=OH 0,

4H0 = 02 + 2H20;

2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu + 02 + 4HN03.

Tyto tři příklady ukazují, proč je elektrolýza výnosnější než jiné způsoby výroby kovů: získávají se kovy, hydroxidy, kyseliny a plyny.

Napsali jsme diagramy elektrolýzy a nyní se pokusme rovnou napsat rovnice elektrolýzy, aniž bychom se odvolávali na diagramy, ale pouze pomocí stupnice aktivity iontů:

Příklady rovnic elektrolýzy:

2HgSO4 + 2H20 = 2Hg + 02 + 2H2S04;

Na2S04 + 2H20 = Na2S04 + 2H2 + 02;

2LiCl + 2H20 = 2LiOH + H2 + Cl2.

Řešení problému z učebnice G.E.Rudzitise a F.G.Feldmana (9. třída, str. 120, č. 1, 2).

Úkol 1. Při elektrolýze roztoku chloridu měďnatého se hmotnost katody zvýšila o 8 g. Jaký plyn se uvolnil, jaká je jeho hmotnost?

Řešení

CuCl2 + H20 = Cu + Cl2 + H20,

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

(Cu) = (Cl2) = 0,125 mol,

m(C12) = 0,12571 = 8,875 g.

Odpovědět. Plyn – chlór o hmotnosti 8,875 g.

Úkol 2. Při elektrolýze vodného roztoku dusičnanu stříbrného se uvolnilo 5,6 litru plynu. Kolik gramů kovu je uloženo na katodě?

Řešení

4AgN03 + 2H20 = 4Ag + O2 + 4HN03,

(02) = 5,6/22,4 = 0,25 mol,

(Ag) = 4(02) = 425 = 1 mol,

m(Ag) = 1107 = 107 g.

Odpovědět. 107 g stříbra.

Testování

Možnost 1

1. Při elektrolýze roztoku hydroxidu draselného na katodě se uvolňuje:

a) vodík; b) kyslík; c) draslík.

2. Během elektrolýzy roztoku síranu měďnatého v roztoku se tvoří:

a) hydroxid měďnatý (II);

b) kyselina sírová;

3. Během elektrolýzy roztoku chloridu barnatého na anodě se uvolňuje:

a) vodík; b) chlor; c) kyslík.

4. Během elektrolýzy roztaveného chloridu hlinitého na katodě se uvolňuje:

a) hliník; b) chlor;

c) elektrolýza není možná.

5. Elektrolýza roztoku dusičnanu stříbrného probíhá podle následujícího schématu:

a) AgN03 + H20 Ag + H2 + HNO3;

b) AgN03 + H20 Ag + O2 + HN03;

c) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.

Možnost 2

1. Během elektrolýzy roztoku hydroxidu sodného na anodě se uvolňuje:

a) sodík; b) kyslík; c) vodík.

2. Během elektrolýzy roztoku sulfidu sodného v roztoku se tvoří:

a) kyselina sulfidová;

b) hydroxid sodný;

3. Během elektrolýzy taveniny chloridu rtuťnatého (II) na katodě se uvolňuje:

a) rtuť; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4.

5. Elektrolýza roztoku dusičnanu rtuťnatého probíhá podle následujícího schématu:

a) Hg(N03)2 + H20 Hg + H2 + HN03;

b) Hg(N03)2 + H20 Hg + 02 + HN03;

c) Hg(NO 3) 2 + H20 Hg(NO 3) 2 + H2 + O2.

Možnost 3

1. Během elektrolýzy roztoku dusičnanu měďnatého (II) na katodě se uvolňuje:

a) měď; b) kyslík; c) vodík.

2. Během elektrolýzy roztoku bromidu lithného v roztoku se tvoří:

b) kyselina bromovodíková;

c) hydroxid lithný.

3. Během elektrolýzy roztaveného chloridu stříbrného na katodě se uvolňuje:

a) stříbro; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4. Během elektrolýzy roztoku chloridu hlinitého se hliník uvolňuje do:

a) katoda; b) anoda; c) zůstává v roztoku.

5. Elektrolýza roztoku bromidu barnatého probíhá podle následujícího schématu:

a) BaBr2 + H20 Br2 + H2 + Ba(OH)2;

b) BaBr2 + H20 Br2 + Ba + H20;

c) BaBr2 + H20 Br2 + O2 + Ba(OH)2.

Možnost 4

1. Během elektrolýzy roztoku hydroxidu barnatého na anodě se uvolňuje:

a) vodík; b) kyslík; c) baryum.

2. Během elektrolýzy roztoku jodidu draselného v roztoku se tvoří:

a) kyselina jodovodíková;

b) voda; c) hydroxid draselný.

3. Během elektrolýzy roztaveného chloridu olovnatého na katodě se uvolňuje:

a) olovo; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4. Během elektrolýzy roztoku dusičnanu stříbrného na katodě se uvolňuje:

a) stříbro; b) vodík; c) kyslík.

5. Elektrolýza roztoku sulfidu sodného probíhá podle následujícího schématu:

a) Na2S + H20S + H2 + NaOH;

b) Na2S + H20H2 + O2 + Na2S;

c) Na2S + H20 H2 + Na2S + NaOH.

Odpovědi

Volba	Otázka 1	otázka 2	Otázka 3	Otázka 4	Otázka 5
1	A	b	b	A	b
2	b	b	A	A	b
3	A	PROTI	A	PROTI	A
4	b	PROTI	A	A	A

Aplikace elektrolýzy v národním hospodářství

1. K ochraně kovových výrobků před korozí se na jejich povrch nanáší tenká vrstva jiného kovu: chrom, stříbro, zlato, nikl atd. Někdy, aby nedošlo k plýtvání drahými kovy, se vyrábí vícevrstvý povlak. Například vnější části auta jsou nejprve potaženy tenkou vrstvou mědi, na měď je nanesena tenká vrstva niklu a na ni vrstva chromu.

Když se povlaky nanášejí na kov elektrolýzou, mají stejnou tloušťku a jsou odolné. Tímto způsobem můžete potahovat výrobky jakéhokoli tvaru. Toto odvětví aplikované elektrochemie se nazývá galvanické pokovování.

2. Kromě ochrany proti korozi dodávají galvanické povlaky výrobkům krásný dekorativní vzhled.

3. Další odvětví elektrochemie, v principu podobné galvanickému pokovování, se nazývá galvanoplastika. Je to proces vytváření přesných replik různých předmětů. K tomu je předmět potažen voskem a je získána matrice. Všechna vybrání kopírovaného objektu na matrici budou vyboulení. Povrch voskové matrice je potažen tenkou vrstvou grafitu, díky čemuž je vodivý elektřina.

Výsledná grafitová elektroda se ponoří do lázně roztoku síranu měďnatého. Anoda je měděná. Při elektrolýze se měděná anoda rozpouští a měď se ukládá na grafitové katodě. Tímto způsobem se získá přesná měděná kopie.

Galvanizace se používá k výrobě tiskových klišé, gramofonových desek a pokovování různých předmětů. Galvanoplastiku objevil ruský vědec B.S. Jacobi (1838).

Výroba razítek zahrnuje nanesení tenkého stříbrného povlaku na plastovou desku, aby byla elektricky vodivá. Poté se na desku nanese elektrolytický niklový povlak.

Z čeho by měla být deska v elektrolytické lázni - anoda nebo katoda?

(O t v e t. Katoda.)

4. Elektrolýza se používá k výrobě mnoha kovů: alkalických kovů, kovů alkalických zemin, hliníku, lanthanoidů atd.

5. Pro čištění některých kovů od nečistot je kov s nečistotami připojen k anodě. Kov se během elektrolýzy rozpouští a uvolňuje se na kovové katodě, zatímco nečistota zůstává v roztoku.

6. Elektrolýza je široce používána pro výrobu komplexních látek (zásady, kyseliny obsahující kyslík) a halogenů.

Praktická práce
(druhá lekce)

Cíle lekce. Provést elektrolýzu vody, předvést galvanostegii v praxi a upevnit znalosti získané v první hodině.

Zařízení.Na studentských stolech: plochá baterie, dva dráty s koncovkami, dvě grafitové elektrody, kádinka, zkumavky, stojánek se dvěma nožičkami, 3% roztok síranu sodného, ​​lihová lampa, zápalky, svítilna.

Na učitelském stole: totéž + roztok síranu měďnatého, mosazný klíč, měděná trubka (kus mědi).

Poučení studentů

1. Připojte vodiče se svorkami k elektrodám.

2. Umístěte elektrody do sklenice tak, aby se nedotýkaly.

3. Nalijte roztok elektrolytu (síran sodný) do sklenice.

4. Nalijte do zkumavek vodu a ponořte je dnem vzhůru do sklenice s elektrolytem, ​​jednu po druhé nasaďte na grafitové elektrody a zajistěte horní okraj zkumavky v noze stativu.

5. Po namontování zařízení připojte konce vodičů k baterii.

6. Pozorujte uvolňování plynových bublin: na anodě se jich uvolňuje méně než na katodě. Poté, co je téměř všechna voda v jedné zkumavce nahrazena uvolněným plynem a ve druhé polovině, odpojte vodiče od baterie.

7. Zapalte lihovou lampu, opatrně vyjměte zkumavku, kde byla voda téměř úplně vytlačena, a přiveďte ji k lihové lampě - uslyšíte charakteristické praskání plynu.

8. Zapalte pochodeň. Vyjměte druhou zkumavku a zkontrolujte plyn doutnající svítilnou.

Úkoly studentů

1. Nakreslete zařízení.

2. Napište rovnici pro elektrolýzu vody a vysvětlete, proč bylo nutné provést elektrolýzu v roztoku síranu sodného.

3. Napište reakční rovnice odrážející uvolňování plynů na elektrodách.

Učitelský demonstrační experiment
(mohou provádět nejlepší studenti ve třídě
pokud je k dispozici vhodné vybavení)

1. Připojte svorky vodičů k měděné trubce a mosaznému klíči.

2. Vložte zkumavku a klíč do sklenice s roztokem síranu měďnatého.

3. Připojte druhé konce vodičů k baterii: „mínus“ baterie k měděné trubičce, „plus“ ke klíči!

4. Pozorujte uvolňování mědi na povrchu klíče.

5. Po dokončení experimentu nejprve odpojte svorky od baterie, poté vyjměte klíček z roztoku.

6. Demontujte elektrolýzní okruh s rozpustnou elektrodou:

CuS04 = Cu2++

anoda (+): Cu 0 – 2 E= Cu2+,

katoda (–): Cu 2+ + 2 E= Cuo.

Souhrnná rovnice elektrolýzu s rozpustnou anodou nelze napsat.

Elektrolýza byla provedena v roztoku síranu měďnatého, protože:

a) k toku elektrického proudu je potřeba roztok elektrolytu, protože voda je slabý elektrolyt;

b) nebudou se uvolňovat žádné vedlejší produkty reakce, ale pouze měď na katodě.

7. Pro upevnění naučeného napiš schéma elektrolýzy chloridu zinečnatého uhlíkovými elektrodami:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl –,

katoda (–): Zn 2+ + 2 E= Zn 0 ,

2H20+2 E= H2 + 2OH-,

anoda (+): 2Cl – – 2 E=Cl2.

Celkovou reakční rovnici nelze v tomto případě napsat, protože není známo, jaká část z celkového množství elektřiny jde na obnovu vody a jaká část jde na redukci iontů zinku.

Schéma demonstračního experimentu

Domácí práce

1. Napište rovnici pro elektrolýzu roztoku obsahujícího směs dusičnanu měďnatého a dusičnanu stříbrného s inertními elektrodami.

2. Napište rovnici pro elektrolýzu roztoku hydroxidu sodného.

3. K čištění měděné mince musí být zavěšena na měděném drátu připojeném k zápornému pólu baterie a ponořena do 2,5% roztoku NaOH, kde by měla být ponořena i grafitová elektroda připojená ke kladnému pólu baterie. Vysvětlete, jak se mince vyčistí. ( Odpovědět. K redukci vodíkových iontů dochází na katodě:

2H++ 2 E= N2.

Vodík reaguje s oxidem mědi umístěným na povrchu mince:

CuO + H2 = Cu + H20.

Tato metoda je lepší než čištění práškem, protože... mince není vymazána.)

Elektrolýza je redoxní reakce, ke které dochází na elektrodách, když stejnosměrný elektrický proud prochází taveninou nebo roztokem elektrolytu.

Katoda je redukční činidlo a dává elektrony kationtům.

Anoda je oxidační činidlo a přijímá elektrony z aniontů.

Série aktivity kationtů:	Na+, Mg 2+, Al 3+, Zn 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+, H+ , Cu2+, Ag+ _____________________________→ Zvýšená oxidační kapacita
Řada aniontových aktivit:	I-, Br-, Cl-, OH-, NO 3-, CO 3 2-, SO 4 2- ←__________________________________ Zvýšená schopnost zotavení

Procesy probíhající na elektrodách při elektrolýze tavenin

(nezávisí na materiálu elektrod a povaze iontů).

1. Anionty se uvolňují na anodě ( A m-; ACH-

A m - - m ē → A °; 4OH - - 4ē → 02 + 2 H20 (oxidační procesy).

2. Kationty se uvolňují na katodě ( Me n+, H+ ), přeměna na neutrální atomy nebo molekuly:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H20 (procesy obnovy).

Procesy probíhající na elektrodách při elektrolýze roztoků

KATODA (-) Nezávisí na materiálu katody; závisí na poloze kovu v řadě napětí	ANODA (+) Závisí na materiálu anody a povaze aniontů.
	Anoda je nerozpustná (inertní), tzn. vyrobeno z uhlí, grafit, platina, zlato.	Anoda je rozpustná (aktivní), tzn. vyrobeno zCu, Ag, Zn, Ni, Fea jiné kovy (kroměPt, Au)
1. Nejprve se redukují kationty kovů, které jsou v sérii napětí poH 2 : Já n+ +nē → Já°	1. Nejprve se oxidují anionty bezkyslíkatých kyselin (kroměF - ): A m- - mē → A°	Anionty neoxidují. Kovové atomy anody jsou oxidovány: Já° - nē → Já n+ Muži + kationty jít do řešení. Hmotnost anody klesá.
2.Kationty kovů střední aktivity, stojící mezi nimiAl A H 2 , se obnovují současně s vodou: Já n+ + nē →Já° 2H20 + 2ē → H2 + 2OH -	2. Anionty oxokyselin (TAK 4 2- , CO 3 2- ,..) A F - neoxidují, molekuly se oxidujíH 2 Ó : 2H20 - 4ē → 02 +4H+
3. Kationty aktivních kovů zLi před Al (včetně) nejsou redukovány, ale molekuly jsou obnovenyH 2 Ó : 2 H 2 O + 2ē →H 2 + 2OH -	3. Při elektrolýze alkalických roztoků dochází k oxidaci iontůACH- : 4OH - - 4ē → 02 + 2H20
4. Při elektrolýze kyselých roztoků dochází k redukci kationtů H+: 2H++ 2ē → H20

ELEKTROlýza tavenin

Cvičení 1. Vypracujte schéma elektrolýzy roztaveného bromidu sodného. (Algoritmus 1.)

Sekvenování	Provádění akcí
	NaBr → Na + + Br -
	K- (katoda): Na+, A+ (anoda): Br -
	K + : Na + + 1ē → Na 0 (zotavení), A + : 2 Br - - 2ē → Br20 (oxidace).
	2NaBr = 2Na +Br2

Úkol 2. Nakreslete schéma elektrolýzy roztaveného hydroxidu sodného. (Algoritmus 2.)

Sekvenování	Provádění akcí
	NaOH → Na + + OH -
2.Ukažte pohyb iontů k odpovídajícím elektrodám	K- (katoda): Na+, A+ (anoda): OH-.
3.Nakreslete schémata oxidačních a redukčních procesů	K - : Na + + 1ē → Na 0 (zotavení), A + : 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (oxidace).
4. Vytvořte rovnici pro elektrolýzu roztavené alkálie	4NaOH = 4Na + 2H20 + O2

Úkol 3.Nakreslete schéma elektrolýzy roztaveného síranu sodného. (Algoritmus 3.)

Sekvenování	Provádění akcí
1. Vytvořte rovnici pro disociaci soli	Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
2.Ukažte pohyb iontů k odpovídajícím elektrodám	K- (katoda): Na+ A+ (anoda): SO 4 2-
	K - : Na + + 1ē → Na 0 , A+: 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2
4. Vytvořte rovnici pro elektrolýzu roztavené soli	2Na2S04 = 4Na + 2SO3 + O2

ELEKTROlýza ROZTOKŮ

Cvičení 1.Sestavte schéma elektrolýzy vodného roztoku chloridu sodného pomocí inertních elektrod. (Algoritmus 1.)

Sekvenování	Provádění akcí
1. Vytvořte rovnici pro disociaci soli	NaCl → Na + + Cl -
	Sodné ionty v roztoku nejsou redukovány, takže je redukována voda. Chlorové ionty jsou oxidovány.
3.Nakreslete schémata procesů redukce a oxidace	K - : 2H20 + 2ē → H2 + 2OH - A+: 2Cl - - 2ē → Cl 2
	2NaCl + 2H20 = H2 + Cl2 + 2NaOH

Úkol 2.Vypracujte schéma elektrolýzy vodného roztoku síranu měďnatého ( II ) pomocí inertních elektrod. (Algoritmus 2.)

Sekvenování	Provádění akcí
1. Vytvořte rovnici pro disociaci soli	CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
2. Vyberte ionty, které se budou vybíjet na elektrodách	Na katodě jsou redukovány ionty mědi. Na anodě ve vodném roztoku nedochází k oxidaci síranových iontů, takže dochází k oxidaci vody.
3.Nakreslete schémata procesů redukce a oxidace	K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A+: 2H20 - 4ē → 02 + 4H+
4. Vytvořte rovnici pro elektrolýzu vodného roztoku soli	2CuSO4 + 2H20 = 2Cu + O2 + 2H2S04

Úkol 3.Sestavte schéma elektrolýzy vodného roztoku vodného roztoku hydroxidu sodného pomocí inertních elektrod. (Algoritmus 3.)

Sekvenování	Provádění akcí
1. Vytvořte rovnici pro disociaci alkálie	NaOH → Na + + OH -
2. Vyberte ionty, které se budou vybíjet na elektrodách	Sodné ionty nelze redukovat, proto je na katodě redukována voda. Hydroxidové ionty jsou oxidovány na anodě.
3.Nakreslete schémata procesů redukce a oxidace	K - : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A+: 4OH--4ē → 2H20+02
4.Sestavte rovnici pro elektrolýzu vodného alkalického roztoku	2H20 = 2H2+02 , tj. Elektrolýza vodného alkalického roztoku se redukuje na elektrolýzu vody.

Pamatovat si.Při elektrolýze kyselin obsahujících kyslík (H2SO4 atd.), báze (NaOH, Ca (OH)2 atd.) , soli aktivních kovů a kyseliny obsahující kyslík(K 2 SO 4 atd.) Elektrolýza vody probíhá na elektrodách: 2H20 = 2H2+02

Úkol 4.Sestavte schéma elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu stříbrného pomocí anody ze stříbra, tzn. anoda je rozpustná. (Algoritmus 4.)

Sekvenování	Provádění akcí
1. Vytvořte rovnici pro disociaci soli	AgNO 3 → Ag + + NO 3 -
2. Vyberte ionty, které se budou vybíjet na elektrodách	Stříbrné ionty se na katodě redukují a stříbrná anoda se rozpouští.
3.Nakreslete schémata procesů redukce a oxidace	K-: Ag + + 1ē→ Ag 0 ; A+: Ag 0 - 1ē→ Ag +
4. Vytvořte rovnici pro elektrolýzu vodného roztoku soli	Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + elektrolýza se scvrkává na přenos stříbra z anody na katodu.