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:
- se zvyšuje zleva doprava
- kovy v řadě až po vodík mají negativní význam tuto hodnotu
- vodík, po redukci reakcí 2Н + + 2ē = Н 2, (tedy z kyselin) má nulový standardní elektrodový potenciál
- 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) dochází k oxidaci acetátového iontu 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
Elektrolýza tavenin a roztoků (soli, alkálie)
Pokud jsou elektrody spuštěny do roztoku nebo taveniny elektrolytu a prochází stejnosměrný elektrický proud, ionty se budou pohybovat směrově: kationty ke katodě (záporně nabitá elektroda), anionty k anodě (kladně nabitá elektroda).
Na katodě přijímají kationty elektrony a redukují se, na anodě anionty elektrony odevzdávají a jsou oxidovány. Tento proces se nazývá elektrolýza.
Elektrolýza je oxidační látka proces obnovy, proudící na elektrodách při míjení elektrický proud přes taveninu nebo roztok elektrolytu.
Elektrolýza roztavené soli
Uvažujme proces elektrolýzy roztaveného chloridu sodného. Proces tepelné disociace probíhá v tavenině:
$NaCl→Na^(+)+Cl^(-).$
Pod vlivem elektrického proudu se kationty $Na^(+)$ pohybují ke katodě a přijímají z ní elektrony:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)$ (obnovení).
Anionty $Cl^(-)$ se přesunou k anodě a odevzdají elektrony:
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)$ (oxidace).
Souhrnná rovnice procesu:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)|2$
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)|1$
$2Na^(+)+2Cl^(-)=2(Na)↖(0)+(Cl_2)↖(0)$
$2NaCl(→)↖(\text"elektrolýza")2Na+Cl_2$
Na katodě se tvoří kovový sodík a na anodě plynný chlor.
Hlavní věc, kterou si musíte pamatovat: během procesu elektrolýzy kvůli elektrická energie odneseno chemická reakce, která nemůže jít spontánně.
Elektrolýza vodných roztoků elektrolytů
Více těžký případ— elektrolýza roztoků elektrolytů.
V solném roztoku jsou kromě kovových iontů a zbytku kyseliny také molekuly vody. Při úvahách o procesech na elektrodách je proto nutné počítat s jejich účastí na elektrolýze.
Pro stanovení produktů elektrolýzy vodných roztoků elektrolytů existují následující pravidla:
1. Proces na katodě nezávisí na materiálu, ze kterého je katoda vyrobena, ale na poloze kovu (elektrolytového kationtu) v elektrochemické řadě napětí, a pokud:
1.1. Kationt elektrolytu se nachází v napěťové řadě na začátku série do $Al$ včetně, na katodě pak dochází k procesu redukce vody (uvolňuje se vodík $H_2$). Kovové kationty nejsou redukovány, zůstávají v roztoku.
1.2. Kationt elektrolytu je v rozsahu napětí mezi hliníkem a vodíkem, na katodě se pak současně redukují ionty kovů a molekuly vody.
1.3. Kationt elektrolytu je v napěťové řadě za vodíkem, pak se na katodě redukují kationty kovů.
1.4. Roztok obsahuje kationty různých kovů, nejprve se redukuje kovový kationt umístěný vpravo v napěťové řadě.
Katodové procesy
2. Anodový proces závisí na materiálu anody a povaze aniontu.
Anodické procesy
2.1. Li anoda se rozpustí(železo, zinek, měď, stříbro a všechny kovy, které se při elektrolýze oxidují), pak se oxiduje anodový kov, navzdory povaze aniontu.
2.2. Li anoda se nerozpouští(říká se tomu inertní - grafit, zlato, platina), pak:
a) při elektrolýze solných roztoků bezkyslíkatých kyselin (kromě fluoridů) proces oxidace aniontů probíhá na anodě;
b) při elektrolýze solných roztoků kyseliny obsahující kyslík a fluoridy Na anodě dochází k procesu oxidace vody (uvolňuje se $O_2$). Anionty neoxidují, zůstávají v roztoku;
c) anionty jsou podle své oxidační schopnosti uspořádány v následujícím pořadí:
Pokusme se tato pravidla aplikovat v konkrétních situacích.
Uvažujme elektrolýzu roztoku chloridu sodného, je-li anoda nerozpustná a je-li anoda rozpustná.
1) Anoda nerozpustný(například grafit).
Proces elektrolytické disociace probíhá v roztoku:
Souhrnná rovnice:
$2H_20+2Cl^(-)=H_2+Cl_2+2OH^(-)$.
Vezmeme-li v úvahu přítomnost $Na^(+)$ iontů v roztoku, sestavíme molekulární rovnici:
2) Anoda rozpustný(například měď):
$NaCl=Na^(+)+Cl^(-)$.
Pokud je anoda rozpustná, kov anody oxiduje:
$Cu^(0)-2ē=Cu^(2+)$.
$Cu^(2+)$ kationty jsou umístěny za ($Н^(+)$) v napěťové řadě, proto budou na katodě redukovány.
Koncentrace $NaCl$ v roztoku se nemění.
Zvažte elektrolýzu roztoku síranu měďnatého na nerozpustná anoda:
$Cu^(2+)+2ē=Cu^(0)|2$
$2H_2O-4ē=O_2+4H^(+)|1$
Celková iontová rovnice:
$2Cu^(2+)+2H_2O=2Cu^(0)+O_2+4H^(+)$
Celková molekulární rovnice beroucí v úvahu přítomnost $SO_4^(2-)$ aniontů v roztoku:
Uvažujme elektrolýzu roztoku hydroxidu draselného na nerozpustná anoda:
$2H_2O+2ē=H_2+2OH^(-)|2$
$4OH^(-)-4ē=O_2+2H_2O|1$
Celková iontová rovnice:
$4H_2O+4OH^(-)=2H_2+4OH^(-)+O_2+2H_2O$
Souhrnná molekulová rovnice:
$2H_2O(→)↖(\text"elektrolýza")2H_2+O_2$
V tomto případě se ukazuje, že dochází pouze k elektrolýze vody. Obdobný výsledek získáme v případě elektrolýzy roztoků $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ atd.
Elektrolýza tavenin a roztoků látek je široce používána v průmyslu:
- K získání kovů (hliník, hořčík, sodík, kadmium se získávají pouze elektrolýzou).
- Pro výrobu vodíku, halogenů, alkálií.
- Pro čištění kovů - rafinace (čištění mědi, niklu, olova se provádí pomocí elektrochemické metody).
- K ochraně kovů před korozí (chrom, nikl, měď, stříbro, zlato) - galvanostegie.
- Chcete-li získat kovové kopie, záznamy - elektrotyp.
Téma 6. „Elektrolýza roztoků a roztavených solí“
1. Elektrolýza je oxidačně-redukční proces, ke kterému dochází na elektrodách, když elektrický proud prochází roztokem nebo roztaveným elektrolytem.
2. Katoda je záporně nabitá elektroda. Dochází k redukci kovových a vodíkových kationtů (v kyselinách) nebo molekul vody.
3. Anoda je kladně nabitá elektroda. Dochází k oxidaci aniontů kyselého zbytku a hydroxyskupiny (v alkáliích).
4. Při elektrolýze solného roztoku je v reakční směsi přítomna voda. Protože voda může vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti, je „konkurentem“ pro katodické i anodické procesy.
5. Existují elektrolýzy inertními elektrodami (grafit, uhlík, platina) a aktivní anodou (rozpustná), dále elektrolýza tavenin a roztoků elektrolytů.
KATODOVÉ PROCESY
Pokud je kov v rozsahu napětí:
Poloha kovu v řadě napětí
Regenerace na katodě
z Li do Al
Molekuly vody se redukují: 2H2O + 2e- → H20+ 2OH-
z Mn na Pb
Redukují se molekuly vody i kationty kovů:
2H2O + 2e- → H20+ 2OH-
Muži+ + ne- → Já0
z Cu do Au
Kovové kationty jsou redukovány: Men+ + ne- → Me0
ANODICKÉ PROCESY
Zbytek kyseliny
acm-
Anoda
Rozpustný
(železo, zinek, měď, stříbro)
Nerozpustný
(grafit, zlato, platina)
Bez kyslíku
Oxidace anodového kovu
М0 – ne- = Mn+
anodový roztok
Oxidace aniontů (kromě F-)
Acm- - me- = Ac0
Obsahující kyslík
Fluoridový ion (F-)
V kyselém a neutrálním prostředí:
2 H20 - 4e- -> 020 + 4H+
V alkalickém prostředí:
4OH- - 4e- = 020+ 2H20
Příklady procesů elektrolýzy tavenin s inertními elektrodami
V tavenině elektrolytu jsou přítomny pouze jeho ionty, takže kationty elektrolytu jsou redukovány na katodě a anionty jsou oxidovány na anodě.
1. Uvažujme elektrolýzu taveniny chloridu draselného.
Tepelná disociace KCl → K+ + Cl-
K(-) K++ + 1e- → K0
A (+) 2Cl- - 2e- -> Cl02
Souhrnná rovnice:
2KCl -> 2K0 + Cl20
2. Uvažujme elektrolýzu taveniny chloridu vápenatého.
Tepelná disociace CaCl2 → Ca2+ + 2Cl-
K(-) Ca2+ + 2e- → Ca0
A (+) 2Cl- - 2e- -> Cl02
Souhrnná rovnice:
CaCl2 -> Ca0 + Cl20
3. Uvažujme elektrolýzu roztaveného hydroxidu draselného.
Tepelná disociace KOH → K+ + OH-
K(-) K++ + 1e- → K0
A (+) 4OH- - 4e- -> 020 + 2H20
Souhrnná rovnice:
4KON → 4K0 + O20 + 2H2O
Příklady procesů elektrolýzy roztoků elektrolytů s inertními elektrodami
Na rozdíl od tavenin jsou v roztoku elektrolytu kromě jeho iontů molekuly vody. Při zvažování procesů na elektrodách je proto nutné počítat s jejich účastí. Elektrolýza solného roztoku tvořeného aktivním kovem v napěťové řadě až po hliník a kyselý zbytek kyseliny obsahující kyslík se redukuje na elektrolýzu vody. 1. Uvažujme elektrolýzu vodného roztoku síranu hořečnatého. MgS04 je sůl, která je tvořena kovem v napěťové řadě až po hliník a zbytkem kyseliny obsahující kyslík. Disociační rovnice: MgSO4 → Mg2+ + SO42- K (-) 2H2O + 2e- = H20 + 2OH- A (+) 2H2O – 4e- = O20 + 4H+ Rovnice celkem: 6H2O = 2H20 + 4OH- + O20 + 4H+ = 2H20 + O20 2. Uvažujme elektrolýzu vodného roztoku síranu měďnatého. CuSO4 je sůl tvořená nízkoaktivním kovem a kyselým zbytkem obsahujícím kyslík. V tomto případě elektrolýza produkuje kov a kyslík a v prostoru katoda-anoda se tvoří odpovídající kyselina. Disociační rovnice: CuSO4 → Cu2+ + SO42- K (-) Cu2+ + 2e- = Cu0 A (+) 2H2O – 4e- = O20 + 4H+ Rovnice celkem: 2Cu2+ + 2H2O = 2Cu0 + O20 + 4H+ 2CuSO4 + 2H02 + 2H2S04
3. Uvažujme elektrolýzu vodného roztoku chloridu vápenatého. CaCl2 je sůl tvořená aktivním kovem a zbytkem kyseliny bez kyslíku. V tomto případě se při elektrolýze tvoří vodík a halogen a v prostoru katoda-anoda vzniká alkálie. Disociační rovnice: CaCl2 → Ca2+ + 2Cl- K (-) 2H2O + 2e- = H20 + 2OH- A (+) 2Cl- – 2e- = Cl20 Rovnice celkem: 2H2O + 2Cl- = Cl20 + 2OH- CaCl2 + 2H2O = Ca (OH)2 + Cl20 + H20 4. Uvažujme elektrolýzu vodného roztoku chloridu měďnatého (II). CuCl2 je sůl, která je tvořena nízkoaktivním kovem a kyselým zbytkem kyseliny bez kyslíku. V tomto případě se tvoří kov a halogen. Disociační rovnice: CuCl2 → Cu2+ + 2Cl- K (-) Cu2+ + 2e- = Cu0 A (+) 2Сl- – 2е- = Cl20 Celková rovnice: Cu2+ + 2Cl- = Cu0 + Cl20 CuCl2 = Cu0 + Cl20 5. Uvažujme procesní elektrolýza roztoku octanu sodného. CH3COONa je sůl, která je tvořena aktivním kovem a kyselým zbytkem karboxylové kyseliny. Elektrolýzou vzniká vodík, alkálie. Disociační rovnice: CH3COONa → CH3COO - + Na+ K (-) 2H2O + 2e- = H20 + 2OH- A (+) 2CH3COO¯− 2e = C2H6 + 2CO2 Rovnice celkem: 2H2O + 2CH3COO¯ = H20 + 2OH - + C2H6OH - + + 2CO2 2Н2О + 2CH3COONa = 2NaОH + Н20 + C2H6 + 2CO2 6. Uvažujme proces elektrolýzy roztoku dusičnanu nikelnatého. Ni(NO3)2 je sůl, která je tvořena kovem v napěťové řadě od Mn do H2 a zbytkem kyseliny obsahující kyslík. V procesu získáváme kov, vodík, kyslík a kyselinu. Disociační rovnice: Ni(NO3)2 → Ni2+ + 2NO3- K (-) Ni2+ +2e- = Ni0 2H2O + 2e- = H20 + 2OH- A (+) 2H2O – 4e- = O20 + 4H+ Souhrnná rovnice: Ni2+ + 2H2O + 2H2O = Ni0 + H20 + 2OH- + O20 + 4H+ Ni(NO3)2 + 2H2O = Ni0 +2HNO3 + H20 + O20 7. Uvažujme proces elektrolýzy roztoku kyseliny sírové. Rovnice disociace: H2SO4 → 2H+ + SO42- K (-) 2H+ +2e- = H20 A (+) 2H2O – 4e- = O20 + 4H+ Rovnice celkem: 2H2O + 4H+ = 2H20 + O20 + 4H+ 2H20 = 2H2
8. Uvažujme proces elektrolýzy roztoku hydroxidu sodného. V tomto případě dochází pouze k elektrolýze vody. Podobně probíhá elektrolýza roztoků H2SO4, NaNO3, K2SO4 atd. Disociační rovnice: NaOH → Na+ + OH- K (-) 2H2O + 2e- = H20 + 2OH- A (+) 4OH- – 4e- = O20 + 2H2O Souhrnná rovnice: 4H2O + 4OH- = 2H20 + 4OH- + O20 + 2H2O 2H2O = 2H20 + O20
Příklady procesů elektrolýzy roztoků elektrolytů s rozpustnými elektrodami
Při elektrolýze samotná rozpustná anoda prochází oxidací (rozpouštěním). 1. Zvažte proces elektrolýzy síranu měďnatého s měděnou anodou. Při elektrolýze roztoku síranu měďnatého měděnou anodou dochází k uvolňování mědi na katodě a postupnému rozpouštění anody, navzdory povaze aniontu. Množství síranu měďnatého v roztoku zůstává nezměněno. Disociační rovnice: CuSO4 → Cu2+ + SO42- K (-) Cu2+ +2e- → Cu0 A (+) Cu0 - 2e- → Cu2+ přechod iontů mědi z anody na katodu
Příklady úloh na toto téma ve variantách jednotné státní zkoušky
AT 3. (Var.5)
Stanovte shodu mezi vzorcem látky a produkty elektrolýzy jejího vodného roztoku na inertních elektrodách.
VZORCE VÝROBKŮ LÁTKOVÉ ELEKTROLYZY
A) Al2(SO4)3 1. hydroxid kovu, kys
B) CsOH 2. kov, halogen
B) Hg(NO3)2 3. kov, kyslík
D) AuBr3 4. vodík, halogen 5. vodík, kyslík 6. kov, kyselina, kyslík Zdůvodnění: 1. Při elektrolýze Al2(SO4)3 a CsOH na katodě se voda redukuje na vodík. Vylučujeme možnosti 1, 2, 3 a 6. 2. Pro Al2(SO4)3 se voda na anodě oxiduje na kyslík. Zvolíme možnost 5. U CsOH se hydroxidový iont na anodě oxiduje na kyslík. Volíme možnost 5. 3. Při elektrolýze Hg(NO3)2 a AuBr3 dochází na katodě k redukci kationtů kovů. 4. Pro Hg(NO3)2 se na anodě oxiduje voda. Dusičnanové ionty se v roztoku vážou s vodíkovými kationty a tvoří se v anodovém prostoru kyselina dusičná. Zvolíme možnost 6. 5. Pro AuBr3 se Br- anion na anodě oxiduje na Br2. Vybíráme možnost 2.
A
B
V
G
5
5
6
2
AT 3. (Var.1)
Přiřaďte název látky ke způsobu její přípravy.
NÁZEV VÝROBY LÁTKY ELEKTROlýzou A) lithium 1) roztok LiF B) fluor 2) tavenina LiF C) stříbro 3) roztok MgCl2 D) hořčík 4) roztok AgNO3 5) tavenina Ag2O 6) tavenina MgCl2 Průběh úvahy: 1. Obdobně jako elektrolýza taveniny chloridu sodného probíhá proces elektrolýzy taveniny fluoridu lithného. Pro možnosti A a B zvolte odpovědi 2. 2. Stříbro lze získat z roztoku jeho soli – dusičnanu stříbrného. 3. Hořčík nelze získat ze solného roztoku. Volíme možnost 6 – tavenina chloridu hořečnatého.
A
B
V
G
2
2
4
6
AT 3. (var. 9)
Stanovte soulad mezi vzorcem soli a rovnicí procesu probíhajícího na katodě během elektrolýzy jejího vodného roztoku.
ROVNICE SOLI VZORCE KATODOVÉHO PROCESU
A) Al(NO3)3 1) 2H2O – 4e- → O2 + 4H+
B) CuCl2 2) 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
B) SbCl3 3) Cu2+ + 1e- → Cu+
D) Cu(NO3)2 4) Sb3+ - 2 e- → Sb5+ 5) Sb3+ + 3e- → Sb0
6) Cu2+ + 2e- → Cu0
Průběh úvahy: 1. Na katodě probíhají redukční procesy kationtů kovů nebo vody. Proto okamžitě vylučujeme možnosti 1 a 4. 2. Pro Al(NO3)3: na katodě probíhá proces redukce vody. Zvolíme možnost 2. 3. Pro CuCl2: kovové kationty Cu2+ jsou redukovány. Zvolíme možnost 6. 4. Pro SbСl3: kovové kationty Sb3+ jsou redukovány. Zvolíme možnost 5. 5. Pro Cu(NO3)2: kovové kationty Cu2+ jsou redukovány. Vybíráme možnost 6.
A
B
V
G
2
Co je elektrolýza? Pro jednodušší pochopení odpovědi na tuto otázku si představme jakýkoli stejnosměrný zdroj. Pro každý DC zdroj můžete vždy najít kladný a záporný pól:
Připojme k němu dvě chemicky odolné elektricky vodivé desky, které budeme nazývat elektrody. Desku připojenou ke kladnému pólu budeme nazývat anodou a k zápornému pólu katodu:
Chlorid sodný je elektrolyt, při tavení se disociuje na sodné kationty a chloridové ionty:
NaCl = Na + + Cl -
Je zřejmé, že záporně nabité anionty chloru půjdou na kladně nabitou elektrodu - anodu, a kladně nabité kationty Na + na záporně nabitou elektrodu - katodu. V důsledku toho se vybijí kationty Na + i anionty Cl −, to znamená, že se stanou neutrálními atomy. K výboji dochází akvizicí elektronů v případě Na + iontů a ztrátou elektronů v případě Cl − iontů. To znamená, že proces probíhá na katodě:
Na + + 1e − = Na 0,
A na anodě:
Cl − − 1e − = Cl
Protože každý atom chloru má nepárový elektron, je jejich jediná existence nevýhodná a atomy chloru se spojují do molekuly dvou atomů chloru:
Сl∙ + ∙Cl = Cl 2
Celkově je tedy proces probíhající na anodě správněji zapsán takto:
2Cl − − 2e − = Cl 2
To znamená, že máme:
Katoda: Na + + 1e − = Na 0
Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2
Pojďme si shrnout elektronickou bilanci:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Sečteme levou a pravou stranu obou rovnic poloviční reakce, dostaneme:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Zredukujeme dva elektrony stejným způsobem jako v algebře a dostaneme iontovou rovnici elektrolýzy:
2NaCl (kapalina) => 2Na + Cl 2
Výše uvažovaný případ je z teoretického hlediska nejjednodušší, protože v tavenině chloridu sodného byly mezi kladně nabitými ionty pouze ionty sodíku a mezi zápornými pouze anionty chloru.
Jinými slovy, ani kationty Na + ani anionty Cl − neměly „konkurenty“ pro katodu a anodu.
Co se například stane, když místo roztaveného chloridu sodného projde jeho vodným roztokem proud? V tomto případě je také pozorována disociace chloridu sodného, ale tvorba kovového sodíku ve vodném roztoku je nemožná. Ostatně víme, že sodík, zástupce alkalických kovů, je extrémně aktivní kov, který velmi prudce reaguje s vodou. Pokud za takových podmínek není možné redukovat sodík, co se potom redukuje na katodě?
Připomeňme si strukturu molekuly vody. Je to dipól, to znamená, že má záporné a kladné póly:
Díky této vlastnosti je schopen „přilnout“ jak k povrchu katody, tak k povrchu anody:
V tomto případě mohou nastat následující procesy:
2H20 + 2e - = 2OH - + H2
2H20 - 4e - = 02 + 4H+
Ukazuje se tedy, že pokud uvažujeme roztok libovolného elektrolytu, uvidíme, že kationty a anionty vzniklé při disociaci elektrolytu soutěží s molekulami vody o redukci na katodě a oxidaci na anodě.
K jakým procesům tedy na katodě a anodě dojde? Vybíjení iontů vzniklých během disociace elektrolytu nebo oxidace/redukce molekul vody? Nebo snad všechny tyto procesy proběhnou současně?
V závislosti na typu elektrolytu jsou možné různé situace při elektrolýze jeho vodného roztoku. Například kationty alkalických kovů, kovů alkalických zemin, hliníku a hořčíku jednoduše nelze redukovat ve vodném prostředí, protože jejich redukcí by musely vzniknout alkálie, kovy alkalických zemin, hliník nebo hořčík, tzn. kovy, které reagují s vodou.
V tomto případě je možná pouze redukce molekul vody na katodě.
Jaký proces bude probíhat na katodě při elektrolýze roztoku libovolného elektrolytu, si můžete zapamatovat následujícím způsobem dodržování zásad:
1) Pokud se elektrolyt skládá z kovového kationtu, který je ve volném stavu v normální podmínky reaguje s vodou, proces probíhá na katodě:
2H20 + 2e - = 2OH - + H2
To platí pro kovy nacházející se na začátku řady aktivity Al včetně.
2) Pokud se elektrolyt skládá z kationtu kovu, který ve volné formě nereaguje s vodou, ale reaguje s neoxidačními kyselinami, probíhají současně dva procesy, a to jak redukce kationtů kovů, tak molekul vody:
Me n+ + ne = Me 0
Tyto kovy zahrnují kovy umístěné mezi Al a H v řadě aktivit.
3) Pokud se elektrolyt skládá z vodíkových kationtů (kyselin) nebo kovových kationtů, které nereagují s neoxidačními kyselinami, redukují se pouze kationty elektrolytu:
2Н + + 2е − = Н 2 – v případě kys
Me n + + ne = Me 0 – v případě soli
Na anodě je mezitím situace následující:
1) Obsahuje-li elektrolyt anionty bezkyslíkatých kyselých zbytků (kromě F −), dochází k jejich oxidaci na anodě, molekuly vody nejsou oxidovány. Například:
2Сl − − 2e = Cl 2
S 2- − 2e = S o
Fluoridové ionty nejsou na anodě oxidovány, protože fluor se ve vodném roztoku nemůže tvořit (reaguje s vodou)
2) Pokud elektrolyt obsahuje hydroxidové ionty (alkálie), oxidují se místo molekul vody:
4OH − − 4e − = 2H20 + O2
3) Pokud elektrolyt obsahuje kyselý zbytek obsahující kyslík (kromě zbytků organických kyselin) nebo fluoridový ion (F −), dochází na anodě k procesu oxidace molekul vody:
2H20 - 4e - = 02 + 4H+
4) V případě kyselého zbytku karboxylové kyseliny na anodě dochází k procesu:
2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2
Pojďme si procvičit psaní rovnic elektrolýzy pro různé situace:
Příklad č. 1
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze taveniny chloridu zinečnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Řešení
Když chlorid zinečnatý taje, disociuje:
ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl -
Dále byste měli věnovat pozornost skutečnosti, že elektrolýzou prochází tavenina chloridu zinečnatého, nikoli vodný roztok. Jinými slovy, bez možností může na katodě dojít pouze k redukci kationtů zinku a k oxidaci chloridových iontů na anodě, protože žádné molekuly vody:
Katoda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl2 = Zn + Cl2
Příklad č. 2
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku chloridu zinečnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Protože v tomto případě je vodný roztok podroben elektrolýze, mohou se molekuly vody teoreticky zúčastnit elektrolýzy. Protože se zinek nachází v řadě aktivit mezi Al a H, znamená to, že na katodě dojde k redukci kationtů zinku i molekul vody.
2H20 + 2e - = 2OH - + H2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Chloridový iont je kyselý zbytek bezkyslíkaté kyseliny HCl, proto v soutěži o oxidaci na anodě „vítězí“ chloridové ionty nad molekulami vody:
2Cl − − 2e − = Cl 2
V tomto konkrétním případě nelze psát souhrnná rovnice elektrolýza, protože vztah mezi vodíkem a zinkem uvolněným na katodě není znám.
Příklad č. 3
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku dusičnanu měďnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Dusičnan měďnatý v roztoku je v disociovaném stavu:
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −
Měď je v řadě aktivit napravo od vodíku, to znamená, že kationty mědi budou na katodě redukovány:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Dusičnanový iont NO 3 − je kyselý zbytek obsahující kyslík, což znamená, že při oxidaci na anodě „ztrácejí“ dusičnanové ionty v konkurenci s molekulami vody:
2H20 - 4e - = 02 + 4H+
Tím pádem:
Katoda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu2+ + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4H+
Výsledná rovnice je iontová rovnice elektrolýzy. Chcete-li získat kompletní molekulární rovnici elektrolýzy, musíte přidat 4 dusičnanové ionty na levou a pravou stranu výsledné iontové rovnice jako protiionty. Pak dostaneme:
2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4HN03
Příklad č. 4
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku octanu draselného a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Řešení:
Octan draselný ve vodném roztoku disociuje na draselné kationty a acetátové ionty:
CH 3 COOK = CH 3 COO − + K +
Draslík je alkalického kovu, tj. je v elektrochemické napěťové řadě na samém začátku. To znamená, že jeho kationty se nemohou na katodě vybít. Místo toho budou molekuly vody obnoveny:
2H20 + 2e - = 2OH - + H2
Jak bylo uvedeno výše, kyselé zbytky karboxylových kyselin „vyhrávají“ v soutěži o oxidaci molekulami vody na anodě:
2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2
Sečtením elektronické váhy a sečtením dvou rovnic polovičních reakcí na katodě a anodě tedy získáme:
Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Anoda: 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
Získali jsme úplnou rovnici elektrolýzy v iontové formě. Přidáním dvou draselných iontů na levou a pravou stranu rovnice a jejich přidáním s protiionty získáme kompletní rovnici elektrolýzy v molekulární formě:
2H 2O + 2CH 3 COOK = 2KOH + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2
Příklad č. 5
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku kyseliny sírové a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Kyselina sírová disociuje na vodíkové kationty a síranové ionty:
H2SO4 = 2H + + SO4 2-
Na katodě dojde k redukci vodíkových kationtů H + a na anodě k oxidaci molekul vody, protože síranové ionty jsou kyselé zbytky obsahující kyslík:
Katoda: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Anoda: 2H20 – 4e − = O2 + 4H + |∙1
4H+ + 2H20 = 2H2+02 + 4H+
Redukcí vodíkových iontů na levé a pravé a levé straně rovnice získáme rovnici pro elektrolýzu vodného roztoku kyseliny sírové:
2H20 = 2H2+02
Jak vidíte, elektrolýza vodného roztoku kyseliny sírové sestává z elektrolýzy vody.
Příklad č. 6
Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku hydroxidu sodného a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.
Disociace hydroxidu sodného:
NaOH = Na + + OH -
Na katodě budou redukovány pouze molekuly vody, protože sodík je vysoce aktivní kov, na anodě pouze hydroxidové ionty:
Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Anoda: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H20 + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H20
Zredukujeme dvě molekuly vody vlevo a vpravo a 4 hydroxidové ionty a dojdeme k závěru, že stejně jako v případě kyseliny sírové se elektrolýza vodného roztoku hydroxidu sodného redukuje na elektrolýzu vody.
Zpět dopředu
Pozornost! Náhledy snímků mají pouze informativní charakter a nemusí představovat všechny funkce prezentace. Jestli máte zájem tato práce, stáhněte si prosím plnou verzi.
Výsledky jednotné státní zkoušky ukazují, že úkoly na téma „Elektrolýza“ pro absolventy zůstávají obtížné. V školní osnovy Studiu tohoto tématu je věnováno málo hodin. Při přípravě školáků na Jednotnou státní zkoušku je proto nutné tuto problematiku velmi podrobně studovat. Znalost základů elektrochemie pomůže absolventovi úspěšně složit zkoušku a pokračovat ve studiu na vysoké škole.Pro nastudování tématu „Elektrolýza“ na dostatečné úrovni je nutné provést přípravné práce s absolventy skládajícími jednotnou státní zkoušku: - zvážit definice základních pojmů v tématu „Elektrolýza“ - rozbor procesu elektrolýzy tavenin a roztoků elektrolytů - upevnit pravidla pro redukci kationtů na katodě a oxidaci anionty na anodě (úloha molekul vody při elektrolýze roztoků); - schopnost vytvářet rovnice pro proces elektrolýzy (katodové a anodové procesy); - naučit studenty provádět typické úkoly základní úroveň (úkol), pokročilá a vysoká úroveň potíže. Elektrolýza– oxidačně-redukční proces, ke kterému dochází v roztocích a taveninách elektrolytů při průchodu stejnosměrného elektrického proudu. V roztoku nebo tavenině elektrolytu se disociuje na ionty. Po zapnutí elektrického proudu získávají ionty směrový pohyb a na povrchu elektrod mohou nastat redoxní procesy. Anoda– kladná elektroda, probíhají na ní oxidační procesy.
Katoda je záporná elektroda, probíhají na ní redukční procesy.
Elektrolýza tavenin slouží k získání aktivních kovů nacházejících se v rozsahu napětí až po hliník (včetně).
Elektrolýza taveniny chloridu sodného
K(-) Na + + le -> Na 0
A(+) 2Cl - - 2e -> Cl 20
2NaCl (elektrický proud) -> 2Na + Cl 2 (pouze pro elektrolýzu taveniny).
Hliník se vyrábí elektrolýzou roztoku oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu (Na 3 AlF 6).
2Al 2 O 3 (elektrický proud) ->4Al +3O 2
K(-)Al 3+ +3e‾ ->Al
A(+)2O 2‾ -2e‾ ->O 2
Elektrolýza taveniny hydroxidu draselného.
KOH->K + +OH‾
K(-) K + + 1e -> K 0
A(+)4OH--4e->020+2H20
4KOH(elektrický proud) -> 4K0 + O20 +2H20
Elektrolýza vodných roztoků je složitější, protože v tomto případě mohou být molekuly vody na elektrodách redukovány nebo oxidovány.
Elektrolýza vodných roztoků solí složitější kvůli možné účasti molekul vody na katodě a anodě v elektrodových procesech.
Pravidla pro elektrolýzu ve vodných roztocích.
Na katodě:
1. Kationty nacházející se v napěťovém rozsahu kovů od lithia po hliník (včetně), stejně jako kationty NN 4 + nejsou redukovány, místo toho se obnovují molekuly vody:
2H20 + 2e->H2 + 2OH -
2. Kationty umístěné v napěťové řadě po hliníku na vodík mohou být redukovány společně s molekulami vody:
2H20 + 2e->H2 + 2OH -
Zn 2+ + 2e->Zn 0
3. Kationty umístěné v napěťové řadě po vodíku jsou zcela redukovány: Ag ++ 1е->Ag 0
4. Vodíkové ionty jsou redukovány v kyselých roztocích: 2H + + 2е->H 2
Na anodě:
1. Anionty obsahující kyslík a F-– neoxidují, místo toho oxidují molekuly vody:
2H20 - 4e->02 + 4H+
2.Anionty síry, jódu, bromu, chloru (v tomto pořadí) se oxidují na jednoduché látky:
2Сl - – 2е->Cl 2 0 S 2- - 2е->S 0
3. V alkalických roztocích dochází k oxidaci hydroxidových iontů:
4OH - - 4e->02 + 2H20
4. V roztocích solí karboxylových kyselin dochází k oxidaci aniontů:
2 R - СОО - - 2е->R - R + 2СО 2
5. Při použití rozpustných anod jsou elektrony posílány do vnějšího obvodu samotnou anodou v důsledku oxidace atomů kovu, ze kterých je anoda vyrobena:
Сu 0 - 2е->Cu 2+
Příklady elektrolýzních procesů ve vodných roztocích elektrolytů
Příklad 1 K 2 SO 4 -> 2 K + + SO 4 2-
K(-)2H20 + 2e‾ -> H2 + 2OH -
A(+)2H20 – 4e‾ -> 02 + 4H+
Obecná rovnice elektrolýzy: 2H 2 O (elektrický proud) -> 2 H 2 + O 2
Příklad 2. NaCl ->Na + +Cl‾
K(-)2H20 + 2e‾ -> H2 + 2OH -
A(+) 2Cl - - 2e -> Cl 20
2NaCl + 2H 2 O (elektrický proud) -> H 2 + 2NaOH + Cl 2
Příklad 3. Cu SO 4 -> Cu 2+ + SO 4 2-
K(-) Cu 2+ + 2e‾ -> Cu
A(+)2H20 – 4e‾ -> 02 + 4H+
Obecná rovnice elektrolýzy: 2 Cu SO 4 + 2H 2 O (elektrický proud) -> 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4
Příklad 4. CH3COONa->CH3COO‾ +Na +
K(-)2H20 + 2e‾ -> H2 + 2OH -
A(+)2CH 3 COO‾– 2e‾ ->C 2H 6 +2CO 2
Obecná rovnice elektrolýzy je:
CH 3 COONa+2H 2 O (elektrický proud) -> H 2 + 2NaHCO 3 +C 2 H 6
Základní úkoly na úrovni obtížnosti
Test na téma „Elektrolýza tavenin a roztoků solí. Řada kovových namáhání."
1. Alkálie je jedním z produktů elektrolýzy ve vodném roztoku:
1) KCI 2) CuSO 4 3) FeCI 2 4) AgNO 3
2. Při elektrolýze vodného roztoku dusičnanu draselného na anodě se uvolňuje: 1) O 2 2) NO 2 3) N 2 4) H 23. Vodík vzniká při elektrolýze vodného roztoku: 1) CaCI 2 2) CuSO 4 3) Hg(NO 3) 2 4) AgNO 34. Reakce je možná mezi: 1) Ag a K 2 SO 4 (roztok) 2) Zn a KCI (roztok) 3) Mg a SnCI 2(roztok) 4) Ag a CuS04 (roztok)5. Při elektrolýze roztoku jodidu sodného na katodě je barva lakmusu v roztoku: 1) červená 2 ) modrá 3) fialová 4) žlutá6. Při elektrolýze vodného roztoku fluoridu draselného na katodě se uvolňuje: 1) vodík 2) fluorovodík 3) fluor 4) kyslík
Problémy na téma "Elektrolýza"
1. Elektrolýza 400 g 20% roztoku chloridu sodného byla zastavena, když se na katodě uvolnilo 11,2 l (n.s.) plynu. Stupeň rozkladu původní soli (v %) je:
1) 73 2) 54,8 3) 36,8 4) 18
Řešení problému. Vytvořme rovnici pro reakci elektrolýzy: 2NaCl + 2H 2 O→H 2 +Cl 2 +2NaOHm(NaCl)=400∙0,2=80 g soli bylo v roztoku.ν(H 2)=11,2/22,4=0 . Při elektrolýze bylo rozloženo 5 mol ν(NaCl)=0,5∙2=1 mol(NaCl)= 1∙58,5=58,5 g soli Stupeň rozkladu soli 58,5/80=0,73 nebo 73 %.Odpověď: 73 % soli se rozložilo.
2. Provedli jsme elektrolýzu 200 g 10% roztoku síranu chromitého až do úplného spotřebování soli (na katodě se uvolňuje kov). Hmotnost (v gramech) spotřebované vody je:
1) 0,92 2) 1,38 3) 2,76 4) 5,52
Řešení problému. Vytvořme rovnici pro reakci elektrolýzy: 2Cr 2 (SO 4) 3 +6H 2 O→4Cr +3O 2 +6H 2 SO 4m(Cr 2 (SO 4) 3)=200∙0,1=20gν(Cr 2 (SO 4) 3)=20/392=0,051 molν(H20)=0,051∙3=0,153 molm(H20)= 0,153∙18=2,76 gÚkoly vyšší úroveň obtížnost B3
1. Stanovte shodu mezi vzorcem soli a rovnicí procesu probíhajícího na anodě během elektrolýzy jejího vodného roztoku.
3. Stanovte shodu mezi vzorcem soli a rovnicí procesu probíhajícího na katodě během elektrolýzy jejího vodného roztoku.
5. Stanovte shodu mezi názvem látky a produkty elektrolýzy jejího vodného roztoku.
Odpovědi: 1 - 3411, 2 - 3653, 3 - 2353, 4 - 2246, 5 - 145. Při studiu tématu elektrolýza tedy absolventi dobře ovládají tuto sekci a vykazují dobré výsledky u zkoušky. Studium materiálu je doprovázeno prezentací na toto téma.
