Какие процессы протекают на катоде

Процессы восстановления на катоде

Какие процессы протекают на катоде

Не зависят от материала катода, азависят от положения металла в рядустандартных электродных потенциалов.

В первую очередь восстанавливаютсякатионы малоактивных металлов,расположенных в ряду стандартныхэлектродных потенциалов после водородаН2, (например, Au3+, Ag+,Hg2+, Cu2+)

Me+n + ne = Me0 процесс 5.

Катионы металлов средней активности,стоящие в ряду стандартных электродныхпотенциалов между Аlи Н2, восстанавливаютсясовместно с катионами водорода(измолекул Н2О). При этом на катодеодновременно протекают два процесса:

а) процесс восстановления ионов металласредней активности:

Me+n + ne = Me0 процесс 5

б) процесс восстановления ионов водородаиз воды:

2H2О + 2e = Н2+ 2ОН–процесс 7.

Катионы активных металлов от Li доА1 (включительно) при электролизе водныхрастворов не восстанавливаются. Накатоде в этом случае восстанавливаютсятолько ионы водорода из воды и выделяетсяводород:

2H2О + 2e = Н2+ 2ОН–процесс 7.

При электролизе растворов сильныхкислот, характеризующихся высокимиконцентрациями ионов водорода, накатоде восстанавливаются ионы водородаН+:

2H++ 2e = Н20процесс 6.

Процессы окисления на аноде

Зависят от материала анода.

Если анод нерастворимый (инертный),то в первую очередь на нем окисляютсяанионы бескислородных кислот(заисключением ионо фтора F–)

2Сl–– 2e = Cl2процесс 1.

Анионы кислородсодержащих кислот(оксокислот), например, SO42–,NO3–, СО32–, РO43–,а также фторид ион(F–),не окисляются при электролизеводных растворов.При этом на анодеидет процесс окисления молекул Н2О:

2H2О – 4e = O2 + 4H+ процесс 3.

При электролизе растворов щелочейна аноде окисляются ионы ОНи, в результате, выделяется кислород :

4ОН–– 4e = 2O2 + 2H2O процесс 2.

При наличии в растворе различныханионов, они окисляются в порядкевозрастания величины ихокислительно-восстановительногопотенциала:

-сначала окисляютсяанионы бескислородных кислот;

— затем окисляются молекулы Н2О(в щелочной среде – ионы ОН–);

— анионы кислородсодержащих кислот(оксокислот) и ионы фтора F­– остаются в растворе безизменения.

Если проводится электролиз сактивным электродом (растворимыманодом), то на нем протекает процессокисления материала анода:

Me0 – ne = Me+nпроцесс 4.

Рассмотрим несколько примеров процессов электролиза

Пример 1.Электролиз раствора хлориданикеля (II) NiCl2 синертными электродами.

Раствор содержит ионы Ni2+иCl–, образующиесяв результате процесса диссоциации соли:

NiCl2→Ni2++ 2Cl­

Кроме того, в растворе в ничтожнойконцентрации содержатся ионы Н+и ОН­ –, образующиеся придиссоциации молекул воды:

H2ОH++ OH–. ­

При пропускании тока катионы Ni2+иH+перемещаютсяк катоду (отрицательно заряженномуэлектроду). На катоде протекает процессвосстановления. Принимая от катода подва электрона, ионыNi2+превращаются в нейтральные атомы,выделяющиеся из раствора. Катод постепеннопокрывается никелем:

Ni++ 2e→Ni0.

Одновременно анионы Cl­–иOH– движутся каноду (положительно заряженномуэлектроду). На аноде протекает процессокисления. Так как в первую очередьразряжаются анионы бескислородныхкислот, то ионы хлора, достигая анода,отдают ему электроны и превращаются ватомы хлора. В дальнейшем эти атомы,соединяясь попарно, образуют молекулыхлора, покидающие поверхность электрода.У анода выделяется хлор:

2Cl ­– 2e →.

Складывая уравнения процессов, протекающихна катоде и на аноде с учетом отданныхи принятых электронов, получим краткоеионно-молекулярное уравнение процессаэлектролиза:

Ni++ 2Cl­Ni0+.

Молекулярное уравнение процессаэлектролиза водного раствора хлориданикеля (II) будет иметьвид:

NiCl2Ni0+.

Пример 2.Электролиз раствора йодидакалия KI.

Йодид калия в результате процессадиссоциации находится в растворе в видеионов К + и I–­

KI→K++I­.

Кроме того, в растворе в растворесодержатся ионы Н+и ОН–,образующиеся при диссоциации воды:

H2ОH++ OH–.

При пропускании электрического токаионы К+и H+передвигаются ккатоду, а ионы I­и OH­–к аноду. Так как калий стоит в рядунапряжений гораздо левее водорода иимеет меньшее значение электродногопотенциала, то у катода разряжаются неионы калия, а катионы водорода из воды.Образующиеся при этом атомы водородасоединяются в молекулы Н2, и, такимобразом, у катода выделяется водород:

2H2О + 2e = Н2+ 2ОН–.

По мере разряда ионов водорода диссоциируютвсе новые молекулы воды, вследствиечего у катода накапливаются гидроксильныеионы (освобождающиеся из молекулы воды),а также ионы К+, непрерывноперемещающиеся к катоду. В пространствеу катода образуется раствор КОН и средастановится щелочной.

Одновременно к положительно заряженномуаноду перемещаются анионы иода игидроксила. В первую очередь у анодапроисходит выделение йода, так как ионыI–разряжаются легче, чемгидроксильные ионы из воды:

2I–– 2e=I2.

Складывая уравнения процессов, протекающихна аноде и на катоде, получим краткоеионно-молекулярное уравнение процессаэлектролиза:

2H2О + 2I­Н2+ I2+ 2ОН­.

Полное ионно-молекулярное уравнениепроцесса электролиза получим добавляяв левую и правую части краткого уравнениянедостающие ионы (ионы калия К+):

2H2О+ 2K++ 2I–Н2+ I2+ 2K++ 2ОН.

Молекулярное уравнение процессаэлектролиза водного раствора иодидакалия будет иметь вид:

2H2О + 2KIН2+ I2+ 2KОН.

Пример 3.Электролиз раствора сульфатакалияK2SO4.

В водном растворе сульфата калиясодержатся ионы K+,,образующиеся при диссоциации соли иионы Н+ и ОН­–из воды.

K2SO4→K++

H2ОH++OH–.

Так как ионы K+разряжаются труднее,чем ионы Н+, а ионы,чем ионы ОН–, то при пропусканииэлектрического тока у катода будутразряжаться ионы водорода из воды, уанода – гидроксильные группы из воды,то есть, фактически, будет происходитьэлектролиз воды.

На катоде:

2H2О + 2e = Н2+ 2ОН­

На аноде:

2H2О – 4e=O2+ 4H+.

Суммарное уравнение процесса будетиметь вид:

2H2О2Н2+ O2.

В то же время, вследствие разрядаводородных и гидроксильных ионов водыи непрерывного перемещения ионов K+к катоду, а ионовк аноду, у катода образуется растворщелочи (КОН), а у анода – раствор сернойкислоты.

Пример 4. Электролиз раствора сульфатамеди с растворимым (активным) медныманодом.

Особым образом протекает электролиз срастворимыми электродами. В этом случаеанод изготовлен из того же металла, солькоторого находится в растворе. При этомникакие ионы из раствора у анода неразряжаются, а происходит окислениематериала самого анода, т.е. саманод постепенно растворяется, посылаяв раствор ионы и отдавая электроныисточнику тока.

Cu0– 2e→Cu2+.

Образующиеся на аноде катионы медиперемещаются в растворе соли к катоду.Процесс восстановления сводится квыделению меди на катоде:

Cu2++ 2e→Cu0.

Количество соли CuSO4в растворе остается неизменным.

Таким образом, при осуществлениипроцесса электролиза с растворимымиэлектродами имеет место перенос материалаэлектрода (в нашем случае меди) с анодана катод.

Источник: https://studfile.net/preview/5789199/page:2/

Электролиз

Какие процессы протекают на катоде

Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na+, K+, Cu2+, Fe3+, Ag+ и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода — H+ (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается водород из молекул кислоты: 2H+ — 2e = H2

Анод

К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO42-, PO43-, Cl-, Br-, I-, F-, S2-, CH3COO-.

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO42-, PO43- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO) превращается в углекислый газ — CO2.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом активности металлов.

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде ;-)

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3, NaF, FeI2, CH3COOLi.

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде, то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH

Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так что не можем заставить натрий испариться бесследно :) Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO4:

CuSO4 + H2O → Cu + O2 + H2SO4

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

AlCl3 → Al + Cl2

LiBr → Li + Br2

Источник: https://studarium.ru/article/157

Процесс коррозии

Какие процессы протекают на катоде

Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие анодное или катодное? Почему? Составьте электрические уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в соляной кислоте (HCl). Какие продукты реакции получатся в первом и втором случае?

Решение задачи

1.Изделие находится во влажном воздухе, который является электропроводящей средой, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

При нарушении покрытия образуется гальванический элемент. Составим схему коррозионного  гальванического элемента:

Fe │ H2O, O2 │ Ni

Вода – это нейтральная среда, поэтому окислителем (деполяризатором) является кислород – О2 воздуха. Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией.

Никель имеет больший (-0,23 B) потенциал, чем железо (-0,44 B) (смотри таблицу электрохимических потенциалов металлов), поэтому в гальваническом элементе никель будет катодом (окислителем), железо – анодом (восстановителем).

(-) Fe │ H2O, O2 │ Ni (+)

Электроны двигаются от железа к никелю.
Запишем электронные уравнения процессов коррозии, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение процессов коррозии.

Составим молекулярное уравнение процесса коррозии окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии:

Вывод: коррозировать будет железо. Продуктом его коррозии является основание – гидроксид железа (II).

Ответ:

продукт процесса коррозии гидроксид железа (II).

2.Металлы находятся в кислой среде – растворе соляной кислоты (HCl). Раствор HCl – электролит, то есть электропроводящая среда, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

В данном случае среда кислая, поэтому окислителем (деполяризатором) является ион водорода (H+). Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией.

(-) Fe │ HCl │ Ni (+)

Электроны двигаются от железа к никелю.
Запишем электронные уравнения процессов коррозии, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение процессов коррозии.

Составим молекулярное уравнение процессов коррозии окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии:

Запишем вывод: при коррозии железа, находящегося в контакте с никелем, окисляется железо. Продуктом его коррозии является соль – хлорид железа (II). На никелевом электроде выделяется водород.

Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.

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

Электролиз расплавленных солей

Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:

$NaCl→Na{+}+Cl{-}.$

Под действием электрического тока катионы $Na{+}$ движутся к катоду и принимают от него электроны:

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}$ (восстановление).

Анионы $Cl{-}$ движутся к аноду и отдают электроны:

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}$ (окисление).

Суммарное уравнение процессов:

ЭТО ИНТЕРЕСНО:  Что представляет собой индуктивное и емкостное сопротивление

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}|2$

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}|1$

$2Na{+}+2Cl{-}=2{Na}↖{0}+{Cl_2}↖{0}$

или

$2NaCl{→}↖{\text»электролиз»}2Na+Cl_2$

На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.

Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.

Электролиз водных растворов электролитов

Более сложный случай — электролиз растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала, из которого сделан катод, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда по $Al$ включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород $Н_2$). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

1.4. В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящий в ряду напряжений правее.

Катодные процессы

$Li K Ca Na Mg Al$ $Li{+} K{+} Ca{2+} Na{+} Mg{2+} Al{3+}$ $Mn Zn Fe Ni Sn Pb$ $Mn{2+} Zn{2+} Fe{2+} Ni{2+} Sn{2+} Pb{2+}$ $H_2$ $2H{+}$ $Cu Hg Ag Pt Au$ $Cu{2+} Hg_2{2+} Ag{+} Pt{2+} Au{3+}$
Восстанавливается вода: $2H_2O+2ē=H_2+2OH{−};$$M{n+}$ не восстанавливается Восстанавливаются катионы металла и вода: $M{n+}+nē=M0$ $2H_2O+2ē=H_2+2OH{−}$ Восстанавливаются катионы металла: $M{n+}+nē=M0$
$nē→$Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны)

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Анодные процессы

Кислотный остаток $Ас{m–}$ Анод
Растворимый Нерастворимый
Бескислородный Окисление металла анода $M{−}−nē=M{n+}$анод раствор Окисление аниона (кроме $F{–}$) $Ac{m−}−mē=Ac0$
Кислородсодержащий В кислотной и нейтральной средах: $2H_2O−4ē=O_2+4H{+}$ В щелочной среде:$4OH{−}−4ē=O_2+4H{+}$

2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется $О_2$). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;

в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.

Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.

1) Анод нерастворимый (например, графитовый).

В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Суммарное уравнение:

$2H_2O+2Cl{-}=H_2+Cl_2+2OH{-}$.

Учитывая присутствие ионов $Na{+}$ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

2) Анод растворимый (например, медный):

$NaCl=Na{+}+Cl{-}$.

Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:

$Cu{0}-2ē=Cu{2+}$.

Катионы $Cu{2+}$ в ряду напряжений стоят после ($Н{+}$), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.

Концентрация $NaCl$ в растворе не меняется.

Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:

$Cu{2+}+2ē=Cu{0}|2$

$2H_2O-4ē=O_2+4H{+}|1$

Суммарное ионное уравнение:

$2Cu{2+}+2H_2O=2Cu{0}+O_2+4H{+}$

Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов $SO_4{2-}$ в растворе:

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:

$2H_2O+2ē=H_2+2OH{-}|2$

$4OH{-}-4ē=O_2+2H_2O|1$

Суммарное ионное уравнение:

$4H_2O+4OH{-}=2H_2+4OH{-}+O_2+2H_2O$

Суммарное молекулярное уравнение:

$2H_2O{→}↖{\text»электролиз»}2H_2+O_2$

В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ и др.

Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:

  1. Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
  2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.
  3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
  4. Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
  5. Для получения металлических копий, пластинок — гальванопластика.

Источник: https://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/elektroliz_rasplavov_i_rastvorov

Электролиз глиноземных расплавов — Знаешь как

До настоящего времени нет единой точки зрения на то, какие ионы и в какой мере участвуют в переносе тока при электролитическом получении алюминия. Большинство советских ученых придерживают теории П. П. Федотьева, разработанной им еще в 1923—1932 гг. Более поздние работы советских ученых (В. П. Машовца, Г. А. Абрамова и др.) уточнили ее. Согласно этой теории, расплавленный криолит, хорошо проводящий ток, диссоциирует на ионы:

Na3AlF6 ⇄ 3Na+ + AlF36—

Такой характер диссоциации криолита хорошо подтверждается строением его кристаллической решетки (рис. ,а), в основе которой лежит октаэдр с ионом алюминия в центре и шестью ионами фтора по углам. А так как принято считать, что жидкость вблизи точки плавления мало отличается по структуре от твердого тела, то при плавлении криолита в нем обязательно должны образоваться «осколки» его решетки, т. е. ионы АlH36—.

Рис. . Кристаллические решетки криолита (а) и корунда (б)

Глинозем, растворенный в расплавленном криолите, диссоциирует на ионы алюминия и кислородсодержащие ионы, причем П. П. Федотьев считал, что наиболее вероятной является схема

Аl2O3 ⇄ Аl3+ + АlO33—.

Некоторые исследователи не разделяют точкузрения П. П. Федотьева на характер диссоциации глинозема в электролите. Так, В. П. Машовец предполагал, что кислород находится в электролите в виде ионов AlO2— , В. А. Пазухин считал, что это — ионы AlOF45—, существующие совместно с ионами O2-. По В. М. Гуськову, А. И. Беляеву и др., глинозем в криолито-глино-земном расплаве образует наряду с другими ионами ионы O2-и Аl3+.

По-видимому, механизм процесса электролиза следует представить в следующем виде. Криолит при расплавлении вблизи точки плавления будет состоять из ионов Na+ и AlF36— так как

ионные связи в его кристаллической решетке между натрием и фтором слабее, чем между алюминием и фтором. Но это не исключает возможности дальнейшего разрушения кристаллической решетки на ионы Аl3+ и F—.

Поскольку кристаллическая решетка глинозема состоит из ионов Al3+ и О2- (рис.,б), то при растворении в расплавленном криолите глинозем распадается на эти ионы. Но очень вероятно, что ион кислорода, имеющий малый размер и относительно большой заряд, соединится с другими ионами и образует какие-нибудь сложные кислородсодержащие ионы (АlO2—или даже AlOF45—).

Таким образом, расплавленный электролит алюминиевой ванны, по-видимому, состоит из ионов Al3+, Na+ F— и О2-, которые, находясь в непрерывном движении и взаимодействии, могут образовывать комплексные ионы AlF36—, АlO2—. Возможно образование и других комплексов. Все эти ионы участвуют в переносе тока, хотя их доля в этом переносе не одинакова и определяется их концентрацией и подвижностью.

Разряжаться на электродах будут не все ионы, участвующие в переносе тока, а лишь те, которые обладают соответствующими величинами электродных потенциалов. На катоде при элект-олите криолито-глиноземных расплавов будет в первую чередь разряжаться ион Al3+, а на аноде ион О2-.

Выделяющийся на аноде кислород взаимодействует с у где родом анода и образует смесь газов СО и СO2. Эти газы, выделяющиеся на поверхности анода, удаляются в атмосферу. При этом СО сгорает до СO2, образуя над коркой языки пламени.

Таким образом, процесс электролиза сводится к получению алюминия и расходованию глинозема.

Анодный эффект электролиза глиноземных расплавов

Глинозем вводят в ванну периодически, причем следят за тем, чтобы максимальное содержание его в электролите составляло не более 8%.

По мере хода электролиза содержание глинозема в электролите постепенно снижается, и когда оно достигнет ~1%, на нормально работающем электролизере наступает анодный эффект, внешне он проявляется следующим образом: напряжение на ванне (обычно равно 4,1— 4,5 В) начинает подниматься на несколько десятых долей вольта, а затем скачком возрастает до 20—40 В и на контрольном вольтметре вспыхивает лампочка.

На поверхности анода, соприкасающейся с электролитом, возникают электрические дуги, сопровождающиеся характерным шумом. Электролит быстро разогревается, усиливается его испарение. Но достаточно растворить в. электролите новую порцию глинозема, как напряжение на ванне снижается, анодный эффект исчезает и восстанавливается нормальный ход электролиза.

При электролитическом получении алюминия анодный эффект играет большую роль. С одной стороны, он облегчает обслуживание в,анны, сигнализируя о времени загрузки в нее очередной порции глинозема, а также позволяет судить о том, нормально или ненормально работает ванна.

Если ванна работает нормально, анодный эффект характеризуется резким скачком напряжения и возникает через одинаковые промежутки времени, соответствующие загружаемым в ванну порциям глинозема и рабочей силе тока.

Если анодный эффект сильно запаздывает или возникает преждевременно и напряжение на ванне во время анодного эффекта поднимается незначительно или пульсирует («мигающая» или «тусклая» вспышка), ванна работает ненормально и нуждается в особо внимательном надзоре и обслуживании.

С другой стороны, возникновение анодных эффектов отрицательно сказывается на электролизе, вызывая повышенный расход электроэнергии фтористых солей и анодов, а также осложняет работу источников постоянного электрического тока.

Поэтому на алюминиевых заводах стараются иметь минимальное количество анодных эффектов, допуская их возникновение не более, чем один раз в сутки, на 2—4 мин. Передовые бригады ведут электролиз, допуская анодный эффект один раз в 3-5 сут.

Анодный эффект привлекает внимание многих исследователей и на природу его имеется много различных точек зрения. Капитальное исследование природы анодного эффекта было проведено в Московском институте цветных металлов и золота им. М. И. Калинина под руководством чл.кор. А. И. Беляева при участии Б. А. Кузьмина.

Результаты исследований позволили сделать заключение о том, что анодный эффект присущ не только электролизу крио-лито-глиноземных расплавов с угольными анодами (как предполагали многие зарубежные исследователи), но и характерен для электролитического процесса в расплавленных солях с любыми анодами. Анодный эффект возникает в том случае, если плотность тока на аноде становится выше критической.

Рис. 2. Изменение критической, плотноститока в зависимости от содержания глинозема в криолито-глиноземныхрасплавах:

1 — по данным А. И. Беляева и Б. А. Кузьмина; 2 — по данным Карпачева, Долгова и Кончинского

Величина критической плотности тока, а следовательно, и возникновение анодного эффекта зависит от природы расплавленной соли, количества окислов, растворенных в расплавленной соли, материала анода и температуры расплавленной соли. Так, например, критическая плотность тока для расплавленных хлористых солей выше, чем для фтористых солей. Особенно-сильно влияет на критическую плотность тока наличие в расплавленной соли растворенных окислов.

На рис. 2 приведена зависимость критической плотности тока в криолито-глиноземных расплавах от содержания Аl2O3.

Как следует из этой зависимости, с увеличением содержания Аl2О3 в криолито-глиноземном расплаве повышается критическая плотность тока, а следовательно, уменьшается вероятность возникновения анодного эффекта.

Так как алюминиевые ванны работают при анодной плотности тока от 0,7 до 1,2 А/см2, то в соответствии с графиком можно сделать вывод, что анодный эффект должен наступить при снижении содержания глиноземав электролите до ~0,5%.

Основываясь на результатах исследовательских работ советских ученых, можно представить механизм анодного эффекта следующим образом: при значительном количестве глинозема в

электролите расплав хорошо смачивает поверхность анода и, следовательно, смывает образующиеся пузырьки газа. По мере уменьшения концентрации растворенного глинозема в электролите последний начинает все хуже и хуже смачивать электрод, а когда величина краевого угла смачивания превысит 90°, перестает смачивать электрод.

В результате этого газ начинает задерживаться на поверхности анода, она быстро покрывается газовой пленкой, сопротивление на границе анод — электролит скачкообразно возрастает. Лишь в отдельных местах, где газовая пленка временно нарушается, возникают кратковременные электрические дуги.

При введении в электролит новой порции глинозема электролит начинает опять смачивать анод, быстро удаляет с его поверхности газовую пленку и напряжение на ванне снижается.

Побочные процессы на катоде и в электролите

При электролитическом способе получения алюминия, кроме рассмотренных выше основных процессов, протекают некоторые побочные процессы, которые могут приводить к потере металла, повышению расхода электроэнергии, ухудшению качества металла, изменению состава электролита и т. д.; важнейшие из них: растворение алюминия, образование карбида алюминия, пропитывание футеровки ванны электролитом.

Растворение алюминия в электролите

Металлический алюминий растворяется в расплавленном электролите незначительно (порядка 0,1%).

Однако, распространяясь по всему объему электролита, алюминий окисляется на его поверхности кислородом воздуха, а также реагирует с анодными газами, образуя Аl2O3 и вызывая тем самым растворение новых порций металла в электролите.

Растворимость алюминия в электролите, а следовательно, окисление металла сильно возрастает с уменьшением межполюсного расстояния и с повышением температуры. В связи с этим стремятся вести процесс при возможно низкой температуре, но не уменьшая чрезмерно межполюсное расстояние.

Образование карбида алюминия

При перегревах ванны алюминий начинает реагировать с углеродом, попадающим в электролит, образуя карбид алюминия:

4Аl + 3С = Аl4С3

Благоприятные условия для образования карбида создаются в том случае, если из-под слоя алюминия обнажается угольная

подина или стенка ванны (вследствие расплавления боковой настыли). Тогда непосредственно на угольной поверхности разряжаются ионы алюминия, и атомы алюминия, взаимодействуя с углеродом, образуют карбид.

Карбид алюминия тугоплавок, имеет большую плотность и малую электропроводность; он образуется на подине ванны под слоем алюминия, а также в массе электролита, создавая дополнительное сопротивление.

ЭТО ИНТЕРЕСНО:  Как правильно проверить диод тестером

Алюминий может реагировать с углеродом, проникая в поры и трещины угольной футеровки, при этом образуя ярко-желтые кристаллы карбида.

Изменение состава электролита

Находящийся в ванне электролит с течением времени меняет свой состав, причем не всегда одинаково. Наблюдения показывают, что в первые месяцы работы новой ванны ее электролит теряет значительное количество фтористого натрия и становится кислым. В старых ваннах, работающих больше года, наблюдается обратная картина — электролит теряет фтористый алюминий и делается щелочным.

Изучение процессов смачивания фтористыми солями углеродистых материалов, проведенное вИнституте цветных металлов и золота им. М. И. Калинина А. И. Беляевым с сотр., показало, что фтористый натрий смачивает углеродистые материалы значительно лучше, чем криолит или фтористый алюминий.

Следовательно, фтористый натрий, который может появиться в электролите в результате некоторой диссоциации криолита, будет преимущественно впитываться в поры угольных катодов и блоков вновь пущенной ванны, нарушая тем самым криолито-вое отношение электролита.

Исследования подовых блоков старых, вышедших из строя электролитных ванн подтверждают этот вывод.

Плотность блоков за время работы ванны возрастает к моменту остановки ванны в полтора раза, причем продукт, поглощенный блоками, содержит 70—75% NaF; 5—7% AlF3; до 20% Аl2O3, а также некоторое количество Аl4С3 и металлического натрия.

Избирательное поглощение угольной футеровкой фтористого натрия, значительное в первые месяцы работы ванны вследствие заполнения пор, постепенно уменьшается и через несколько месяцев полностью прекращается.

Потери фтористого алюминия из электролита возможны за счет некоторого улетучивания этого вещества, особенно во время анодных эффектов, так как упругость паров AlF3 при температуре процесса составляет около 1 кПа.

Наряду с испарением фтористого алюминия в электролите происходит взаимодействие криолита с примесями (SiO2, Na2O, Н2O), попадающими в ванну вместе с глиноземом и фтористыми солями. Na2O, остающаяся в глиноземе из-за недостаточной промывки гидрата, разлагает криолит по следующей реакции:

3Na3AlF6 + 3Na2O = Аl2O3 + 12NaF

Источник: https://znaesh-kak.com/q/m/%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D0%B7-%D0%B3%D0%BB%D0%B8%D0%BD%D0%BE%D0%B7%D0%B5%D0%BC%D0%BD%D1%8B%D1%85-%D1%80%D0%B0%D1%81%D0%BF%D0%BB%D0%B0%D0%B2%D0%BE%D0%B2

Электролиз растворов солей

Электролизом — окислительно-восстановительные реакции, проходящие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. На отрицательном электроде (катоде) происходит процесс восстановления, на положительном (аноде) — процесс окисления.

1. Электролиз расплава соли (на примере КСl)

При расплавлении электролит диссоциирует на ионы:
NaCl → Na+ + Cl–
На катоде происходит восстановление ионов Na+:

На аноде — окисление ионов Cl–:

Уравниваем число электронов:

Суммарный процесс:

2. Электролиз водных растворов

В растворах электролитов помимо ионов, образуемых электролитами, имеются ионы, образующиеся в результате диссоциации воды: H2O ↔ H+ + OH–
которые также могут принимать участие в электролизе. Легкость восстановления катионов на катоде соответствует ряду активности металлов. Чем правее в этом ряду находится металл, тем легче идет его восстановление.

Если металл находится левее водорода в ряду активности, то происходит также восстановление ионов водорода из воды, если же металл находится левее алюминия, то он в водном растворе восстановлен быть не может — идет только восстановление воды.

На аноде происходит окисление анионов. По уменьшению легкости их окисления они располагаются в следующий ряд: I–, Вг–, S2–, Сl–, ОН–, анионы кислородосодержащих кислот.

Поэтому в водных растворах в первую очередь происходит окисление ионов галогенов или серы, а если их нет, то про-исходит окисление ионов гидроксила из воды до кислорода:

или

Примеры электролиза водных растворов:

1). NaCl:
NaCl ↔ Na+ + Cl–;
H2O ↔ H+ + OH–
Катод:
Анод:
Суммарный процесс: 

2). CuCl2:
CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl–;
H2O ↔ H+ + OH–

Катод:
Анод:
Суммарный процесс:

3). CuSO4:
CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42–;
H2O ↔ H+ + OH–
Катод:
Анод:
Суммарный процесс: 

4). NiSO4:
NiSO4 ↔ Ni2+ + SO42–;
H2O ↔ H+ + OH–
Катод:a)
б) 
эти два процесса идут одновременно и независимо друг от друга. Соотношение между ними зависит от соотношения концентраций ионов никеля и ионов водорода, а также от напряжения и силы тока.

Объясняется это тем, что никель – металл средней активности, его электродный потенциал имеет незначительное отрицательное значение (-0,25 В), как и потенциал водородного электрода (-0,41 В). Поэтому продуктами электролиза будут металлический никель и газообразный водород. При электролизе раствора сульфата никеля протекают процессы восстановления ионов Ni2+ и молекул H2O.

Сначала преимущественно идет процесс восстановления ионов никеля, но затем концентрация ионов никеля в растворе уменьшается, а концентрация ионов водорода увеличивается и усиливается интенсивность процесса восстановления воды.
Суммарный процесс:

5). NaOH, KOH, H4SO4, NaSO4, K2SO4 — в этих случаях идет только электролиз воды:

Катод:
Анод:
Суммарный процесс:
При этом на электродах будут выделяться газы, на катоде водород, а на аноде — кислород.

Источник: http://buzani.ru/raznoe/metodika/678-elektroliz-reaktsii-okisleniya-vosstanovleniya

Анод и катод: что это такое, как их определить, применение

Для корректной работы полупроводниковых приборов, работающих в цепях с постоянным током, электроды радиоэлементов необходимо подключать с учетом их полярности. Неправильное подключение может привести к выходу из строя радиоэлемента либо к отказу в работе электронного прибора. С целью избегания ошибок электроды таких деталей получили специальное название – анод и катод.

Часто эти электроды обозначаются на схемах соответствующими символами «+» или «–», либо определяются по схематическому изображению радиоэлемента. На корпусах деталей иногда проставляется точка или другая метка, позволяющая определить направление тока на конкретном электроде. Иногда полярность выводов приходится определять по специальным таблицам или с помощью измерительного прибора.

Понятие анода и катода

Для лучшего понимания терминов дадим определения этих понятий.

Как определить, где анод, а где катод?

При определении катода и анода необходимо в первую очередь ориентироваться на направление тока, а не на полярность источника питания. Несмотря на то, что эти понятия тесно связаны с полярностью тока, они больше обусловлены направлениями векторов электричества.

Например, в аккумуляторах, при перезарядке, происходит изменение ролей катода и анода. Это связано с тем, что во время зарядки изменяется направление электрического тока. Электрод, выполнявший роль электрода при работе аккумулятора в режиме источника питания во время зарядки выполняет функции катода и наоборот – катод превращается в анод.

На рис. 1, изображено процесс электролиза, при котором происходит перемещение анионов (отрицательных ионов) и катионов (положительных ионов). Анионы устремляются к аноду, а положительные катионы – в сторону катода.

Рис. 1. Электролиз

При электролизе перемещаются носители зарядов разных знаков, однако, по определению, анодом является тот электрод, в который втекает ток. На рисунке анод подсоединён к положительному полюсу источника тока, а значит, ток условно втекает в этот электрод.

Обратите внимание на рисунок 2, где изображена схема гальванического элемента.

Рис. 2. Гальванический элемент

Плюсовой вывод источника тока является катодом, а не анодом, как можно было бы ожидать. При внимательном изучении принципа работы гальванического элемента можно понять, почему анод является отрицательным полюсом.

Обратите внимание на рисунок строения гальванического источника тока. Стрелки (вверху) указывают направление движения электронов, однако направлением тока условно принято считать перемещение от плюса к минусу.

То есть, при замыкании цепи, ток входит именно в отрицательный полюс, который и является анодом, на котором происходит реакция окисления.

Иначе говоря, ток от положительного электрода через нагрузку попадает на анод, являющийся отрицательным полюсом гальванического элемента. При вдумчивом подходе все стает на свои места.

При определении позиций анода и катода в радиоэлектронных элементах пользуются справочными материалами.

На назначение электродов указывает:

  • форма корпуса (рис. 3);
  • длина выводов (для светодиодов) (рис. 4);
  • метки на корпусах приборов или знака анода;
  • различная толщина выводов диода.

Рис. 3. Диод Рис. 4. Электроды светодиода

Определение назначений выводов у полупроводниковых диодов можно определить с помощью измерительных приборов. Например, все типы диодов (кроме стабилитронов) проводят ток только в одном направлении. Если вы подключили тестер или омметр к диоду, и он показал незначительное сопротивление, то к положительному щупу прибора подключен анод, а к отрицательному – катод.

Если известен тип проводимости транзистора, то с помощью того же тестера можно определить выводы эмиттера и коллектора. Между ними сопротивление бесконечно велико (тока нет), а между базой и каждым из них проводимость будет (только в одну сторону, как у диода). Зная тип проводимости, по аналогии с диодом, можно определить: где анод, а где катод, а значит определить выводы коллектора или эмиттера (см. рис. 5).

Рис. 5. Транзистор на схемах и его электроды

Что касается вакуумных диодов, то их невозможно проверить путем измерения обычными приборами. Поэтому их выводы расположены таким образом, чтобы исключить ошибки при подключении. В  электронных лампах выводы точно совпадают с расположением контактов гнезда, предназначенного для этого радиоэлемента.

Анод и катод: где плюс, а где минус?

Из сказанного выше следует, что ток всегда течет в направлении от анода к катоду. Вывод один – на анод поступает плюс, а катод подсоединяется к минусу. Придерживаясь этого правила можно безошибочно определить, где плюс, а где минус.

Вот так можно запомнить:)

В гальванотехнике на катоде происходит реакция восстановления. То есть положительные ионы из раствора оседают на катоде. По этому признаку определяем знак минус.

Как определить катод и анод радиодеталей мы рассмотрели выше. Если есть схема устройства то по ней довольно легко можно указать направление тока, и, соответственно, назначение электродов. При отсутствии схемы пользуйтесь признаками и метками на корпусах деталей.

Примечание: по отношению к стабилитрону некорректно применять термин катод и анод, так как он проводит ток в разных направлениях.

Отдельно заострю ваше внимание на элементах питания. Обычно «+» указывается на гальванических устройствах, а на аккумуляторах часто маркируются обе клеммы. В аккумуляторах автомобильного типа плюсовую клемму делают толще. По этому признаку также можно определить полярность полюсов.

В качестве выводов см. рисунок 6.

Рис. 6. Выводы

Цифрами обозначено:

  • 1– анод;
  • 2 – электролит;
  • 3 – катод;
  • 4 – источник тока.

Применение

Электроды в качестве анода и катода наиболее часто применяются:

  • в электрохимии;
  • вакуумных электронныхприборах;
  • полупроводниковыхэлементах.

Рассмотрим в общих чертах сферы применения анодов и катодов.

В электрохимии

в данной сфере анод и катод являются ключевыми понятиями, в процессе прохождения электрохимических реакций, используемых в основном для восстановления металлов. такие реакции называют электролизом. использование процессов электролиза позволяет получать чистые металлы, так как на катоде образуются атомы  только того металла,  положительные ионы которого содержатся в растворе электролита.

методом электролиза наносят очень тонкое цинковое покрытие стальных листов и деталей любой конфигурации. гальваническое покрытие эффективно защищает металл от коррозии.

в вакуумных электронных приборах

примером вакуумных приборов служат радиоэлектронные лампы, электронно-лучевые трубки, кинескопы телевизоров. они работают по одному и тому же принципу: разогретый катод испускает электроны, которые устремляются к аноду с высоким положительным электрическим потенциалом.

образование электронов на раскаленном электроде называется термоэмиссией, а электрический ток, возникающий между катодом и анодом, называется термоэмиссионным. ценность таких приборов в том, что они проводят ток только в одном направлении – от катода к аноду.

добавление сетки между электродами позволяет регулировать параметры тока в широких пределах, путем изменения напряжения на сетке. такие вакуумные лампы используются в качестве усилителей сигналов. в данное время вакуумные приборы используются довольно редко, так как их с успехом заменяют миниатюрные полупроводниковые диоды и транзисторы, часто выполненные на монокристалле в виде микросхемы.

в полупроводниковых приборах

электронные детали на основе полупроводников ценятся малым потреблением тока и небольшими размерами. они почти вытеснили вакуумные лампы из употребления. выводы полупроводниковых приборов традиционно называют анодами и катодами.

при всех плюсах полупроводников, у этих приборов есть недостаток – они «шумят». в усилителях большой мощности эти шумы становятся заметными. в качественной усилительной аппаратуре по-прежнему применяются вакуумные лампы.

электронно-лучевые кинескопы в современных телевизорах вытесняются экранами с led подсветкой. они более экономичны, отлично передают цветовую палитру, позволяют сделать приемник почти плоским.

поясняющее видео

Источник: https://www.asutpp.ru/anod-i-katod.html

Электролиз и гидролиз солей

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu2+ + 2e = Cu0 — катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl– — 2e = Cl2 — анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu2+ + 2 Cl– = Cu + Cl2

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

ЭТО ИНТЕРЕСНО:  Какое напряжение называют линейным напряжением

4OH– — 4e = 2H2O + O2

2SO42– — 4e = 2SO3 + O2

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла — материала анода;
на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO42-, NО-3, РО43-, а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А+ 2H2O — 4e- = 4H+ + O2

б) при окислении анионов Сl-, Вr-, I- выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А+ Cl- +e- = Cl0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К- 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К- Men+ + ne- = Me0

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al+ и Н+ , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО3 = Аg+ + NO3-

При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg+ + е = А g

Анод: 2Н2О — 4е = 4Н+ + О2

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag + 4НNО3 + О2

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

CuCl2 ↔ Сu2+ + 2Cl-

В растворе находятся ионы Си2+ и 2Сl-, которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод- Cu2+ + 2e = Cu0

Анод+ 2Cl- — 2e = Cl2

_______________________________

CuCl2 = Cu + Cl2

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде — газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu2+ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl2 с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl2 ↔ Mg2++2Сl-

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются.

Схема электролиза:

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО4  = Сu2+ + SO42-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К2SО4) на инертных электродах

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К2SО4  = 2К+ + SO42-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),

H2O 2H2 + O2

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита — воды):

Закон Фарадея

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э — эквивалентная масса вещества (г/моль);

М — молярная масса вещества (г/моль);

n — количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I — сила тока (А); t — продолжительность процесса (с);

F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- → FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K2SiO3 + НОH → KHSiO3 + KОН

2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- → НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH3COONa, KCN, Na2CO3).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH3COO– + Na+ + H2O ↔ CH3COOH + Na+ + OH–

CH3COO– + H2O ↔ CH3COOH + OH–

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H+, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH- ( pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na2CO3

I ступень: CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH–

II ступень: HCO3– + H2O ↔ H2CO3 + OH–

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

( pH >7)

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO3–), чем на второй (H2CO3)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb3PO4 ↔ 3Rb+ + PO43–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид — сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, — слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

PO3-4+ H–OH ↔ HPO2-4 + OH–.

Продукты — гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb3PO4 + H2O ↔ Rb2HPO4 + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3.

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

NH4+ + NO3– + H2O ↔ NH4OH + NO3– + H+

NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+

(pH

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/himreakcii/electrolizgidroliz.html

Лабораторная работа по химии

Вид работы: Лабораторная работа

Предмет: Физика

Тема: Электролиз

Кемеровский технологический институт пищевой промышленности.

Кафедра общей и неорганической химии.

1. Электролиз водного раствора иодида калия

  • 2KJ+2H2O электролиз J2+2H2+2KOH

Процесс на аноде.

Процесс на катоде.

В результате электролиза наблюдаем:

При добавлении фенолфталеина в околокатодное пространство раствор становится малинового цвета, так как при восстановлении молекул воды образуются ионы ОН-, которые создают щелочную среду.

При добавлении раствора крахмала в околоанодное простанство наблюдаем появление синего окрашивания, которое является качественной реакцией на молекулярный йод, который образуется при окислении ионов J-.

2. Электролиз водного раствора сульфата натрия

  • Na2SO4+2H2O электролиз Na2SO4+2H2+O2
  • 2H2O электролиз 2H2+O2

Процесс на аноде.

Процесс на катоде.

При добавлении раствора универсального индикатора в околокатодное пространство наблюдаем синее окрашивание, так как при восстановлении молекул воды образуются ОН- ионы, которые дают щелочную среду.

При добавлении раствора универсального индикатора в околоанодное пространство наблюдаем красное окрашивание, так как при окислении молекул воды образуются H+ ионы, кторые дают кислую среду.

Сульфат натрия не принимает участия в электролизе. Протекает только электролиз воды.

3. Электролиз водного раствора сульфата меди (II)

  • 2CuSO4+2H2Oэлектролиз 2Cu+O2+2H2SO4

Процесс на аноде.

Процесс на катоде.

При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде наблюдаем выделение осадка красной меди.

В околоанодном пространстве выделяются пузырьки кислорода.

Вывод по проведенной работе:

Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе зависят от природы катиона.

Ответ в течение 5 минут!Без посредников!

Процессы, происходящие на катоде зависят от окислительной способности катиона металла:

  • Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Pt, Au
  • Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе)
  • 2 Н₂О+ 2ē = Н₂+2 ОН⁻ Меn⁺ + nē = Me°
  • 2 H₂O + 2ē = H₂ + 2 OH⁻ Men⁺ + nē = Me°

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона.

Процессы, происходящие на аноде

Безкислородные кислотные остатки

Кислородсодержащие кислотные остатки

  • J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻)
  • Аm⁻ – m ē = A° OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻

В щелочной среде:

  • 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂ + 2 Н₂О
  • в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂ + 4 Н⁺

(Влияние материала анода не рассматриваем, так как в лабораторной работе влияние материала анода на протекание электролиза не рассматривается).

8. Приведите формулировку законов Фарадея? Каковы их математические выражения? Что называют числом Фарадея? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе растворов CdCl2 и CdSO4.

Ответ:

Течение первичных анодных и катодных реакций во время протекания электролиза подчиняется законам Фарадея.

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

  • m = kQ, но Q =It (1)
  • где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.
  • m = kIt (2)

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

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

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

Подставив последнее уравнение в (2), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.
(3)

Соотношение (3) используют в расчетах процессов при электролизе.

Электролиз водного раствора хлорида кадмия (II):

  • CdCl2↔Cd2++2Cl-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+): Cl-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2Cl—2e-→Cl2

Суммарное уравнение электролиза:

Электролиз водного раствора сульфата кадмия (II):

  • CdSO4→ Cd2++SO42-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+):SO42-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2H2O-4e-→O2+4H+

Суммарное уравнение электролиза:

  • 2CdSO4+2 H2O→2Cd+O2+2H2SO4

Прикрепленные файлы:

laboratornaya_po_elektrolizu

Ответ в течение 5 минут!Без посредников!

laboratornaya_po_elektrolizu

Источник: https://xn--d1aux.xn--p1ai/elektroliz/

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Электрогенератор
Какие есть солнечные батареи

Закрыть