Как составить схему электролиза растворов - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде – процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn²⁺ +2e → Zn⁰.

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2:
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–.
Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H⁺ +2e → H2.
Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F^–), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl^– – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды – почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H⁺ написать не можем, так как OH^– и H⁺ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H⁺ +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH^– – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H2O – 4e → O2 + 4H⁺.
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO^– – 2e → R-R + 2CO2.

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na⁺ + Cl^–

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

К: 2Na⁺ (в растворе)
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
А: 2Cl^– – 2e → Cl2

Коэффициент 2 перед Na⁺ появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

2Na⁺ + 2Cl^– + 2H2O → H2⁰ + 2Na⁺ + 2OH^– + Cl2. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H2O → H2⁰ + 2NaOH + Cl2.

2. Раствор Na2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na2SO4 → 2Na⁺ + SO4^2–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
А: 2H2O – 4e → O2⁰ + 4H⁺.

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H2O + 4e → 2H2⁰ + 4OH^–
А: 2H2O – 4e → O2⁰ + 4H⁺.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H2O → 2H2⁰ + 4OH^– + 4H⁺ + O2⁰.

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H2O:
6H2O → 2H2⁰ + 4H2O + O2⁰.

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H2O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H2O → 2H2⁰ + O2⁰.

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

3. Раствор CuCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl2 → Cu²⁺ + 2Cl^–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰
A: 2Cl^– – 2e → Cl2

Записываем суммарное уравнение:
CuCl2 → Cu⁰ + Cl2.

4. Раствор CuSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO4 → Cu²⁺ + SO4^2–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰
A: SO4^2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H⁺.

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu²⁺ и SO4^2– 1:1.

К: 2Cu²⁺ + 4e → 2Cu⁰
A: 2SO4^2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H⁺.

Записываем суммарное уравнение:
2Cu²⁺ + 2SO4^2– + 2H2O → 2Cu⁰ + O2 + 4H⁺ + 2SO4^2–.

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu⁰ + O2 + 2H2SO4.

5. Раствор NiCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl2 → Ni²⁺ + 2Cl^–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
A: 2Cl^– – 2e → Cl2

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
Ni²⁺ (в растворе)
A: 4Cl^– – 4e → 2Cl2

Замечаем, что согласно формуле NiCl2, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni²⁺ для получения общего количества 2NiCl2. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni²⁺ + Ni²⁺ + 4Cl^– + 2H2O → Ni⁰ + H2⁰ + 2OH^– + Ni²⁺ + 2Cl2.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl2 + 2H2O → Ni⁰ + H2⁰ + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. Раствор NiSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO4 → Ni²⁺ + SO4^2–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
A: SO4^2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H⁺.

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni²⁺. Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni²⁺ + 2e → Ni⁰
     2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
    Ni²⁺ (в растворе)
A: 2SO4^2– (в растворе)
     2H2O – 4e → O2 + 4H⁺.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni²⁺ + Ni²⁺ + 2SO4^2– + 2H2O + 2H2O → Ni⁰ + Ni²⁺ + 2OH^– + H2⁰ + O2⁰ + 2SO4^2– + 4H⁺.

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO4 + 4H2O → Ni⁰ + Ni(OH)2 + H2⁰ + O2⁰ + 2H2SO4.

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H⁺ и OH^– с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H⁺ расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

Ni²⁺ + SO4^2– + 2H2O + 2H2O → Ni⁰ + 2OH^– + H2⁰ + O2⁰ + SO4^2– + 4H⁺.

Ni²⁺ + SO4^2– + 4H2O → Ni⁰ + H2⁰ + O2⁰ + SO4^2– + 2H⁺ + 2H2O.

Итоговое уравнение:

NiSO4 + 2H2O → Ni⁰ + H2⁰ + O2⁰ + H2SO4.

7. Раствор CH3COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH3COONa → CH3COO^– + Na⁺

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na⁺ (в растворе)
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
А: 2CH3COO^– – 2e → CH3-CH3 + CO2

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na⁺ + 2CH3COO^– + 2H2O → 2Na⁺ + 2OH^– + H2⁰ + CH3-CH3 + CO2

Соединяем катионы и анионы:
2CH3COONa + 2H2O → 2NaOH + H2⁰ + CH3-CH3 + CO2.

8. Раствор H2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
H2SO4 → 2H⁺ + SO4^2–

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H⁺ +2e → H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H⁺

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H⁺ +4e → 2H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H⁺

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H⁺ + 2H2O → 2H2 + O2 + 4H⁺

Катионы H⁺ находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H2O:
2H2O → 2H2 + O2.

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na⁺ + OH^–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H2⁰ + 2OH^–
А: 4OH^– – 4e → O2 + 2H2O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na⁺ (в растворе)
4H2O + 4e → 2H2⁰ + 4OH^–
А: 4OH^– – 4e → O2 + 2H2O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H2O + 4OH^– → 2H2⁰ + 4OH^– + O2⁰ + 2H2O

Сокращая 2H2O и ионы OH^–, получаем итоговое уравнение электролиза:
2H2O → 2H2 + O2.

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
2) щелочей;
3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H2O → 2H2 + O2.

Источник

1.4.9. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

NaCl = Na⁺ + Cl⁻

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na⁺ направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na⁺ и анионы Cl⁻ разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na⁺ и потери электронов в случае ионов Cl⁻. То есть на катоде протекает процесс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰,

А на аноде:

Cl⁻ − 1e⁻ = Cl

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Сl∙ + ∙Cl = Cl₂

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее записать так:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

То есть мы имеем:

Катод: Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

Подведем электронный баланс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰ |∙2

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций, получим:

2Na⁺ + 2e⁻ + 2Cl⁻ − 2e⁻= 2Na⁰ + Cl₂

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na⁺+ 2Cl⁻ = 2Na⁰ + Cl₂

далее, объединив ионы Na⁺ и Cl⁻ получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl_(ж.) => 2Na + Cl₂

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Другими словами, ни у катионов Na⁺, ни у анионов Cl⁻ не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

dipol

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

При этом могут происходить процессы:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

2Н⁺ + 2е⁻ = Н₂ – в случае кислоты

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰ – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F⁻), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

2Сl⁻ − 2e = Cl₂

S^2- − 2e = S^o

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

4ОН⁻ − 4е⁻ = 2H₂O + O₂

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F⁻) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO⁻ − 2e⁻ = R-R + 2CO₂

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl⁻

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰ |∙1

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1

ZnCl₂ = Zn + Cl₂

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

Анод:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO₃)₂ = Cu²⁺ + 2NO₃⁻

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Катод:

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰

Нитрат-ион NO₃⁻ — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом:

Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4HNO₃

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

СН₃СООК = СН₃СОО⁻ + К⁺

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Анод:

2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙1

Анод: 2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂ |∙1

2H₂O + 2СН₃СОО⁻ = 2OH⁻ + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

2H₂O + 2СН₃СООK = 2KOH + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H⁺ , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н⁺ + 2e⁻ = H₂ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

4Н⁺ + 2H₂O = 2H₂ + O₂ + 4H⁺

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na⁺ + OH⁻

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙2

Анод: 4OH⁻ − 4e⁻ = O₂ + 2H₂O |∙1

4H₂O + 4OH⁻ = 4OH⁻ + 2H₂ + O₂ + 2H₂O

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Источник

Электролиз водных растворов солей

12-Окт-2012 | комментария 63 | Лолита Окольнова

Электролиз водных растворов солей

Тема электролиза довольна большая, формул в ней много и, как мне кажется, больше ее изучают на уроках физики… Я хочу рассмотреть ту часть, которая касается химии, и при этом только формат ЕГЭ — электролиз водных растворов солей.

Электролиз водных растворов солей

Для начала давайте представим себе систему, в которой происходит электролиз.

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

Анод — положительно заряженный электрод
Катод — отрицательно заряженный электрод

Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

Неметаллы и их производны, анионы — к аноду
Металлы и их производный, катионы — к катоду

Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

Для этого нам понадобится ряд активности металлов электрохимический ряд напряжений:

Разберем сначала катионы:

Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
2H₂O + 2е = H₂ + 2OH^– Образовавшийся водород H2 идет к катоду
Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:
Cu²⁺+ 2е = Cu⁰ Медь осаждается на катоде
Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды:
2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^—Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

Теперь анионы-кислотные остатки:

Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺ Образовавшийся O2 выделяется на аноде
Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
Cl⁻ — 1e = Cl2⁰ Хлор выделяется на аноде
Исключение: F⁻ — вместо него будет выделяться кислород.

Примеры:

1.1. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

K₂SO₄↔2K⁺+SO₄²⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

LiCl ↔ Li⁺ + Cl⁻

катод (-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

анод (+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

2LiCl + 2H₂O(электролиз) → H₂ + Cl₂ +2LiOH

2.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

СuSO₄ ↔ Cu²⁺+SO₄²⁻

K(-): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

2CuSO₄ + 2H₂O(электролиз) → 2Cu + 2H₂SO₄ + O₂

2.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

катод (-): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

анод (+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

CuCl₂ (электролиз) →Cu + Cl₂

Электролиз водных растворов солей отличается от электролиза расплавов.

Отличие — в наличии растворителя. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

ЕГЭ это вопрос Части B № 3

[TESTME 56]

Категории:
|

Обсуждение: “Электролиз водных растворов солей”

(Правила комментирования)

Источник

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну.

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды.

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы. Положительно заряженный электрод (анод) притягивает отрицательно заряженные частицы (анионы). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины, или графита.

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений:

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал, тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H⁺.

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный (до Al³⁺ включительно в ряду напряжений), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород, т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH^—, среда возле катода — щелочная:

2H₂O +2ē → H₂ + 2OH^—

Например, при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al³⁺ и Н⁺), то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл, и водород, так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Meⁿ⁺ + nē → Me⁰

2H⁺₂O +2ē → H₂⁰ + 2OH^—

Например, при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe²⁺ + 2ē → Fe⁰

2H⁺₂O +2ē → H₂⁰ + 2OH^—

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов), то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Meⁿ⁺ + nē → Me⁰

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰

4. Если на катод попадают катионы водорода H⁺, то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H⁺ + 2ē → H₂⁰

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H₂O^-2).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток, то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе^n- – nē = неМе⁰

Например: при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl^— – 2ē = Cl₂⁰

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение. Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы:

2H₂O^-2 – 4ē → O₂⁰+ 4H⁺

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион, то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H₂O^-2 – 4ē → O₂⁰ + 4H⁺

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4O^-2H^– – 4ē → O₂⁰ + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например, при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2CH₃C⁺³OO^– –2ē → 2C⁺⁴O₂+ CH₃-CH₃

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например, электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂O^-2 – 4ē → O₂ + 4H⁺

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2Cu²⁺SO₄ + 2H₂O^-2 → 2Cu⁰ + 2H₂SO₄ + O₂⁰

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2H⁺₂O +2ē → H₂⁰ + 2OH^–

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2Cl^– – 2ē → Cl₂⁰

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия:

2H⁺₂O +2NaCl^– → H₂⁰ + 2NaOH + Cl₂⁰

Следующий пример: электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2H⁺₂O +2ē → H₂⁰ + 2OH^–

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂O^-2 – 4ē → O₂⁰ + 4H⁺

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2H₂⁺O^-2 → 2H₂⁰ + O₂⁰

Еще один пример: электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2Cl^– – 2ē → Cl₂⁰

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu²⁺Cl₂^–→ Cu⁰ + Cl₂⁰

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2H⁺₂O +2ē → H₂⁰ + 2OH^–

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4O^-2H^– – 4ē → O₂⁰ + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2H₂⁺O^-2 → 2H₂⁰ + O₂⁰

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na⁺ + ē → Na⁰

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2Cl^– – 2ē → Cl₂⁰

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺Cl^– → 2Na⁰ + Cl₂⁰

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na⁺ + ē → Na⁰

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4OH^– – 4ē → O₂⁰ + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4Na⁺OH^– → 4Na⁰ + O₂⁰ + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например, алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100^оС), чем оксид алюминия (2050^оС). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

Al₂O₃ = Al³⁺ + AlO₃^3-

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al³⁺ + 3ē → Al⁰

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4AlO₃³^– – 12ē → 2Al₂O₃ + 3O₂⁰

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2Al₂О₃ = 4Al⁰ + 3О₂⁰

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C⁰ + О₂⁰ = C⁺⁴O₂^-2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присутствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например, рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰

На аноде окисляются частицы меди из электрода:

Анод (+): Cu⁰ – 2ē → Cu²⁺

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

217

Создан на
11 января, 2022 От Admin

Электролиз

Тренажер задания 20 ЕГЭ по химии

1 / 10

Установите соответствие между веществом и способом его электролитического получения.

К каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВЕЩЕСТВО

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

А) калий

Б) фтор

В) алюминий

Г) водород

1) расплава KF

2) водного раствора AgF

3) водного раствора Al₂(SO₄)₃

4) водного раствора CuCl₂

5) раствора Al₂O₃ в расплавленном криолите

6) водного раствора AgNO₃

2 / 10

Установите соответствие между формулой соли и продуктами электролиза водного раствора этого вещества, которые образовались на инертных электродах: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

A) Rb₂SO₄

Б) AgNO₃

B) BaBr₂

Г) CuSO₄

1) металл и азот

2) металл и кислород

3) металл и галоген

4) водород и сера

5) водород и галоген

6) водород и кислород

3 / 10

Установите соответствие между формулой вещества и продуктами, которые образуются на катоде при электролизе его водного раствора.

К каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА НА КАТОДЕ

А) Au(NO₃)₃

Б) HF

В) AgNO₃

Г) Cs₂CO₃

1) рубидий

2) цезий

3) серебро

4) золото

5) водород

6) кислород

4 / 10

Установите соответствие между формулой вещества и продуктами
электролиза водного раствора этого вещества, образовавшимися на инертных электродах. К каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) AgF

Б) K₂SO₄

В) AlBr₃

Г) CuBr₂

1) H₂ и Br₂

2) H₂ и O₂

3) H₂ и SO₂

4) металл и O₂

5) металл и SO₂

6) металл и Br₂

5 / 10

ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

A) MgCl₂

Б) Mg(NO₃)₂

B) CuSO₄

Г) CuCl₂

1) металл и азот

2) металл и кислород

3) металл и галоген

4) водород и сера

5) водород и галоген

6) водород и кислород

6 / 10

Установите соответствие между названием простого вещества и возможным электролитическим способом его получения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

А) кислород

Б) фтор

В) водород

Г) натрий

1) водного раствора NaF

2) водного раствора СuBr₂

3) расплава NaF

4) водного раствора СuCl₂

5) расплава SiO₂

7 / 10

Установите соответствие между названием вещества и электролитическим способом получения этого вещества: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

ЭЛЕКТРОЛИЗ

А) кислород

Б) хлор

В) водород

Г) бром

1) расплава КI

2) водного раствора КСlO₃

3) расплава NaF

4) водного раствора СuBr₂

5) расплава SiO₂

6) водного раствора СuCl₂

8 / 10

Установите соответствие между веществом и возможным способом его получения путем электролиза: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВЕЩЕСТВО

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

А) водород

Б) алюминий

В) хлор

Г) калий

1) водного раствора АlCl₃

2) водного раствора Cu(ClO₃)₂

3) расплава КF

4) раствора Al₂O₃ в расплавленном криолите

5) водного раствора Нg(NО₃)₂

9 / 10

Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) H₂S

Б) АgNO₃

В) К₂SO₄

Г) H₃PO₄

1) H₂, O₂

2) Аg, O₂

3) Н₂, S

4) H₂, Br₂

5) К, SO₂

10 / 10

Установите соответствие между веществом и продуктами электролиза водного раствора этого вещества, которые образовались на инертных электродах: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВЕЩЕСТВО

ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

A) H₃PO₄

Б) K₂SO₄

B) K₂S

1) водород, сера

2) металл, кислород

3) водород, кислород

4) металл, сера

Ваша оценка

The average score is 46%

Источник

Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока от внешнего источника через раствор или расплав электролита.

При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую, т. е. может наблюдаться процесс, обратный по характеру процессам в гальванических элементах.

Катодом в электролитической ячейке, как и в гальваническом элементе, будет электрод, на котором протекает процесс восстановления, а анодом – электрод, на котором происходит процесс окисления. Однако знаки электрических потенциалов электродов поменяются в сравнении с гальваническим элементом: катод будет иметь отрицательный потенциал «–», а анод – положительный «+».

Электроды, используемые в электролитической ячейке, могут быть нерастворимыми или растворимыми. Нерастворимые электроды изготавливают из благородных металлов или из неметаллов, например графита. Растворимыми в процессе электролиза могут быть электроды из более активных металлов, используемые в качестве анодов.

Ионы, образующиеся при диссоциации электролита, перемещаются к катоду (катионы) и аноду (анионы), где и происходят окисли- тельно-восстановительные процессы. При электролизе расплавов солей на катоде будет идти восстановление катионов металла, например при электролизе расплава хлорида цинка

катод Zn2+ + 2e– = Zn,

на аноде – окисление анионов кислотного остатка:

анод 2Сl– – 2e– = Cl2.

На аноде легко окисляются простые бескислородные анионы: Cl–, Br–, I–, S2–. Окислениекислородсодержащихионовпротекаетболеесложно.

При электролизе водных растворов солей на катоде может происходить восстановление катионов металла или молекул воды, могут также протекать оба процесса: восстановление и катионов металла, и молекул воды.

Молекулы воды восстанавливаются на катоде до водорода:

катод 2H2O + 2e– = H2 + 2OH–.

183

На аноде в растворе также может проходить окисление анионов кислотного остатка или молекул воды. Молекулы воды окисляются до кислорода:

анод 2H2O – 4е– = О2 + 4Н+.

Правила процесса восстановления на катоде и окисления на аноде

В общем случае на катоде будет протекать тот процесс, электродный потенциал которого больше. Для определения протекающего на катоде процесса восстановления при электролизе водных растворов солей следует руководствоваться правилами:

1)если металл, образующий соль, расположен в ряду напряжений до Al включительно, то восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород;

2)если металл, образующий соль, расположен в ряду напряжений после Al, но до водорода, то восстанавливаются и катионы металла, и молекулы воды;

3)если металл, образующий соль, расположен в ряду напряжений после водорода, то восстанавливаются катионы металла.

Металлы в электрохимическом ряду напряжений располагаются в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов полуреакций:

Mez+ + ze– = Me.

Ряд начинается с активных металлов (первым стоит Li) и заканчивается неактивными (благородными) металлами:

Li K Na Mg Al	Zn Cr Fe Ni Sn Pb	H	Cu	Hg Ag Au

Катодные процессы в водных растворах солей

Li – Al		Zn – Pb	H			Cu – Au
2H2O + 2e– = H2 + 2OH–		Меz+ + ze– = Ме°			Меz+ + ze– = Ме°
		2H2O + 2e– = H2 + 2OH–

При электролизе растворов кислот на катоде восстанавливаются катионы водорода до молекулярного водорода:

2Н+ + 2e– = H2.

В общем случае на аноде будет протекать тот процесс, электродный потенциал которого меньше. Процессы, протекающие на аноде, зависят отегоматериала.

184

Правила для определения протекающего на аноде процесса окисленияприэлектролизе водныхрастворовсолей:

1)если анод растворимый, то окисляется металл, из которого состоит анод, до катионов металла;

2)если анод нерастворимый, а анион бескислородный (Cl–, Br–, I–, S2–, кроме F–), то окисляется анион до соответствующего простого вещества (Cl2, Br2, I2, S);

3)если анод нерастворимый, а анион кислородсодержащий, то окисляются молекулы воды:

2H2O – 4e– = O2 + 4H+.

При электролизе растворов щелочей на аноде окисляются гидро- ксид-ионы до молекулярного кислорода:

4OН– – 4e– = O2 + 2H2O.

	Анодные процессы в водных растворах

	Нерастворимый анод		Растворимый
Кислотные остатки	ОН–
бескислородных	кислородсодержащих	анод
кислот	кислот, F–		Ме° – ze– = Меz+
2Cl– – 2e– = Cl2	2H2O – 4e– = O2 + 4H+	4OH– – 4e– = O2 +
S2– – 2e– = S		+ 2H2O

При составлении схемы электролиза следует записать уравнения реакций на катоде, на аноде и суммарное уравнение электролиза. В случае, если на катоде протекают оба процесса (восстановление и воды, и катионов металла), суммарное уравнение электролиза не записывают.

Пример 1. Составить схему электролиза расплава хлорида калия на графитовых электродах.

Решение. Графитовые электроды нерастворимы и не участвуют в электродных процессах. В расплаве хлорид калия распадается на ионы:

KCl → K+ + Cl− .

При электролизе расплава соли на катоде восстанавливаются катионы металла до свободного металла, а на аноде окисляются анионы бескислородной кислоты. Составляем схему электролиза:

катод	K+ + e– = K	1	2
анод	2Cl– – 2e– = Cl2	2	1

2K+ + 2Cl− = 2K + Cl2

185

Суммарное уравнение электролиза в молекулярной форме имеет вид

2KCl	электролиз
→ 2K + Cl2.
Пример 2. Составить	схему электролиза водного раствора:

1) хлорида натрия на нерастворимых электродах; 2) сульфата цинка на нерастворимых электродах.

Решение. При составлении схемы электролиза водных растворов солей будем руководствоваться приведенными выше правилами восстановления на катоде и окисления на аноде.

1) Хлорид натрия в растворе диссоциирует на ионы:

NaCl → Na+ + Cl− .

На катоде будут восстанавливаться молекулы воды, так как Na стоит в ряду напряжений до Al. На нерастворимом аноде будут окис-

ляться бескислородные анионы Cl–:
катод	2H2O + 2e– = H2 + OH–		1
2
анод	2Cl– – 2e– = Cl2	2	1

2H2O + 2Cl− = H2 + 2OH− + Cl2

В молекулярном виде:

2NaCl + 2H O электролиз

2 → H2 + 2NaOH + Cl2. 2) Сульфат цинка диссоциирует на ионы в растворе:

ZnSO4 → Zn2+ + SO24− .

На катоде будут восстанавливаться и молекулы воды, и катионы цинка, поскольку Zn стоит в ряду напряжений между Al и H. На нерастворимом аноде будут окисляться молекулы воды, так как анион

SO24− кислородсодержащий:

катод	2H2O + 2e– = H2 + OH–;
Zn2+ + 2e– = Zn;
анод	2H2O – 4e– = O2 + 4H+.

Поскольку на катоде протекают два процесса, суммарное уравнение электролиза не составляется.

Минимальное напряжение, которое необходимо приложить от внешнего источника тока для протекания процесса электролиза, называется напряжением разложения. Напряжение разложения не может быть меньше ЭДС соответствующего гальванического

186

элемента. Реальное напряжение, которое следует приложить к электродам, всегда оказывается больше расчетного из-за того, что на электродах по различным причинам возникает повышенное сопротивление прохождению электрического тока, которое необходимо преодолеть, прилагая более высокое напряжение. Его можно рассчитать как разность электродных потенциалов с учетом перенапряжений:

Eразл = Eа − Eк + ηа + ηк ,

(23.1)

где Eразл – напряжение разложения, В; Eа, Eк – электродные потенциалы процессов, протекающих на аноде и катоде соответственно, В;

ηа, ηк – перенапряжения соответственно анодного и катодного процессов, В.

Перенапряжение – разность потенциала электрода под током и в отсутствие тока. Оно зависит от природы веществ, участвующих в электродном процессе, материала электрода, состава раствора или расплава, силы тока, температуры и многих других факторов.

Самые большие значения перенапряжения наблюдаются в случае образования на электродах водорода и кислорода. При этом величина перенапряжения в наибольшей степени зависит от материала электрода. Приближенные значения перенапряжений выделения водорода и кислорода в зависимости от материала электрода приведены в справочниках. При этом выделение водорода в нейтральной и щелочной среде идет в соответствии с полуреакцией

2H2O + 2e– = H2 + OH–,

а выделение кислорода в нейтральной и кислой среде – согласно полуреакции

2H2O – 4e– = O2 + 4H+.

Законы Фарадея

Количественные законы электролиза, открытые М. Фарадеем (1833– 1834), выражают связь между количеством прошедшего через электролит электричества, массой и химической природой (через химические эквиваленты) веществ, претерпевшихпревращениена электродах.

1. Количества веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит. Количество вещества, выделяющегося при прохождении через электролит 1 Кл электричества, называют элек-

трохимическим эквивалентом.

187

2. Массы различных веществ, превращенных в результате прохождения через электролит одного и того же количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ.

Для восстановления на катоде и окисления на аноде одного электрохимического эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96 484 Кл/моль. Эту величину называют постоянной Фарадея.

Математически законы Фарадея можно записать в виде одного уравнения:

m =	M	It ,	(23.2)
zF

где m – масса выделяющегося вещества, г; M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль; z – количество молей эквивалентов электронов, переносимых в электродном процессе; F – число Фарадея

(F = 96 484 Кл/моль); I – сила тока, А; t – время, с. Величина zMF на-

зывается электрохимическим эквивалентом вещества.

На практике масса вещества, получаемого при электролизе, оказывается часто меньше теоретической, которая соответствует количеству прошедшего электричества. Отношение массы вещества, реально выделенного на электроде, к теоретической и умноженное на 100%, называют выходом по току.

В случае газообразного вещества X закон Фарадея можно также выразить следующим уравнением:

V	(	1	X )It		Vm It
V(Х) =	m		z		=	,	(23.3)
		F
				zF

где V(Х) – объем вещества Х, л; Vm (1z X ) – молярный объем эквивалента

вещества Х, л/моль; Vm – молярный объем газа, равный 22,4 л/моль при нормальныхусловиях.

Пример 3. Определить объем (н. у.) выделившегося на нерастворимом аноде кислорода при электролизе раствора гидроксида натрия, если через раствор пропускали ток силой 300 мА в течение 1 ч.

Решение. Составляем схему электролиза (чтобы найти n):

NaOH → Na+ + OH− .

На катоде восстанавливается вода (Na расположен до Al), на аноде окисляются гидроксид-ионы:

188

катод	2H2O + 2e– = H2 + OH–	2	2
анод	4OH– – 4e– = O2 + 2H2O	4	1
	2H2O = 2H2 + O2

Электролиз сводится к разложению воды.

Переводим время из часов в секунды: t = 1 60 60 = 3600 c. Силу тока представляем в амперах: I = 0,3 А.

Число эквивалентности z можно определить по уравнению окисления на аноде: на получение одного моля кислорода расходуется 4 моля эквивалентов электронов, значит, z = 4.

Вычисляем объем выделившегося кислорода по формуле (23.3):

V(О2) =	Vm It	=	22,4 0,3 3 600	= 0,063 л.
zF	4 96 484

В процессе электролиза раствора гидроксида натрия при пропускании через раствор тока силой 300 мА в течение 1 ч выделится 0,063 л кислорода.

189

Тема24. ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Электролиз используется для получения энергоемких химических веществ, таких как H2, Cl2, металлов (Al, Zn, Ni, Cu, щелочных металлов), щелочей, многих окислителей (KMnO4, H2S2O8, H2O2, MnO2), а также чистых металлов, например при электролизе водного раствора сульфата меди на медных электродах:

CuSO4 → Cu2+ + SO24− (диссоциация сульфата меди в растворе).

На катоде будут восстанавливаться катионы меди, так как Cu стоит в ряду напряжений после водорода. На растворимом медном аноде будет идти окисление металла анода, т. е. меди до ее катионов:

катод	Cu2+ + 2e– = Cu	2	1
анод	Cu – 2e– = Cu2+	2	1

Cu2+ + Cu = Cu + Cu2+

В данном случае при электролизе в системе никаких новых продуктов не образуется. Процесс электролиза сводится к растворению меди на аноде и осаждению ее на катоде. Такой процесс называется

электрохимическим рафинированием и используется для получе-

ния чистых металлов.

Процесс электролитического нанесения тонких металлических покрытий на другие металлы (гальваностегия) может реализовываться как из водных, так и из неводных растворов. При этом назначение гальванических покрытий весьма многообразно. Так, защитнодекоративные покрытия защищают основной металл от коррозионного и эрозионного воздействия окружающей среды и придают поверхности металла определенный внешний вид (блеск, окраску и т. п.).

Функциональное покрытие может служить отражающей поверхностью, токонесущим участком (в печатных платах), магнитным слоем, поверхностью с заданными фрикционными свойствами (в подшипнике скольжения) и т. д. Наиболее широко используют цинкование, никелирование, хромирование, оловянирование и меднение (из водных растворов) и алюминирование (из неводных).

С помощью электролиза водных растворов осуществляют также получение точных металлических копий с рельефных предметов (гальванопластика), очистку поверхности металла от окалины или

190

ржавчины (электрохимическое травление), выравнивание и сглаживание металлических поверхностей (электрополирование), придание металлическим изделиям нужных форм и размеров (электрохимическая размерная обработка), нанесение оксидной пленки на поверхность металла (анодирование) и другие широко используемые в различных отраслях промышленности технологические процессы.

Химические источники тока (ХИТ) – устройства, в которых энергия протекающих в них химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

По возможности или невозможности повторного использования химические источники тока делятся:

•на гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимостипротекающихвнихреакцийневозможновосстановить;

•электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) – перезаряжае-

мые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить;

•топливные элементы – устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающиеся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются извне, а продукты реакций удаляются, позволяя топливному элементу функционировать непрерывно.

Устройство аккумулятора. Элемент свинцово-кислотного аккумулятора состоит из положительных и отрицательных электродов, сепараторов (разделительных пористых пластин) и электролита. Положительные электроды представляют собой свинцовую решетку, а ак-

тивным веществом является диоксид свинца (PbO2). Отрицательные электроды также представляют собой свинцовую решетку, а активным веществом является губчатый свинец (Pb). На практике в свинец решеток добавляют сурьму в количестве 1–2% для повышения их прочности. Электроды погружены в электролит, состоящий из разбав-

ленной серной кислоты. Наибольшая проводимость этого раствора при комнатной температуре достигается при его плотности 1,26 г/см3

(массовая доля H2SO4 равна 35%). Однако на практике, часто в районах с холодным климатом, применяются и более высокие концентрации серной кислоты, с плотностью до 1,29−1,31 г/см3. Это делается потому, что при разряде свинцово-кислотного аккумулятора плотность электролита падает, т. е. уменьшается концентрация серной кислоты, и температура его замерзания становится выше, разряженный аккумулятор может не выдержать холода.

Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и оксида свинца(IV) в сернокис-

191

лотной среде. Во время разряда происходит восстановление оксида свинца(IV) на катоде и окисление свинца на аноде:

катод PbO2 + SO 24− + 4Н+ + 2е– = PbSO4 + 2H2O; анод Pb + SO 24− – 2е– = PbSO4.

В свинцовом аккумуляторе, таким образом, самопроизвольно протекает термодинамически разрешенная реакция:

Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O,

в результате которой совершается работа.

При заряде протекают обратные реакции, к которым в конце заряда добавляется реакция электролиза воды, сопровождающаяся выделением кислорода на положительном электроде и водорода – на отрицательном (т. н. «кипение» аккумулятора).

Аккумуляторы дают примерно такое же напряжение, как и гальванические элементы. Так, самый распространенный кислотный свинцовый аккумулятор дает около 2 В. Такого напряжения вполне достаточно для работы кварцевых часов, но уже лампочка для карманного фонаря гореть от одного аккумулятора не будет. Поэтому, как и гальванические элементы, аккумуляторы для повышения напряжения соединяют в батареи. Для питания диктофона, плейера или фотоаппарата достаточно двух соединенных последовательно аккумуляторов. На автомобилях соединяют последовательно уже шесть свинцовых аккумуляторов; они способны кратковременно давать ток, необходимый для запуска двигателя. Аккумуляторы работают также на космических кораблях, в электромобилях и электрокарах, их используют для аварийного освещения.

О потенциальных возможностях аккумуляторов говорит такой факт. В Берлине, опасаясь отключения электроэнергии, соорудили огромную аккумуляторную батарею. Эта батарея массой 630 тонн при мощности 17 мегаватт могла в случае необходимости в течение часа, до запуска аварийных электростанций, снабжать многомиллионный город электроэнергией.

В топливном элементе происходит преобразование энергии окис- лительно-восстановительной реакции в электрическую, причем процессы окисления и восстановления пространственно разделены электролитом. Электроды и электролит в реакции не участвуют. Электрохимическое горение может идти при невысоких температурах и практически без потерь.

192

Топливный элемент состоит из анода, катода и электролита. На аноде окисляется, т. е. отдает электроны восстановитель (топливо CO или H2), свободные электроны с анода поступают во внешнюю цепь, а положительные ионы удерживаются на границе анод – электролит (CO+, H+). С другого конца цепи электроны подходят к катоду, на котором идет реакция восстановления (присоединение электронов кислородом с образованием O2–). Затем ионы окислителя соединяются с ионами восстановителя. Вода является единственным продуктом реакции (в виде пара или жидкости).

Водородная энергетика – направление выработки и потребления энергии человечеством, основанное на использовании водорода в качестве средства для аккумулирования, транспортировки и потребления энергии людьми, транспортной инфраструктурой и различными производственными направлениями. Водород выбран как наиболее распространенный элемент на поверхности Земли и в космосе, теплота сгорания водорода высока, а продуктом сгорания в кислороде является вода, которая вновь вводится в оборот водородной энергетики.

193

Тема25. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВИ МЕТОДЫ

ЗАЩИТЫ МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

Коррозия металлов – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического и электрохимического взаимодействия с окружающей средой.

Химическая коррозия обусловливается взаимодействием металлов с сухими газами (O2, SO2, H2S и т. д.) и жидкими неэлектролитами (смазочные масла, нефть, керосин).

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O.

Этой реакцией объясняется потемнение серебряных изделий на воздухе.

Электрохимическая коррозия происходит при контакте металлов с электролитами под воздействием возникающих гальванических пар (коррозионных гальванических пар). При электрохимической коррозии протекают одновременно два процесса:

1) анодный процесс (окисление металла): Ме° – ze– = Меz+;

2) катодный процесс (восстановление окислителя):

O2 + 2H2O + 4e– = 4OH– (если окислитель – кислород); 2H+ + 2e– = H2 (если окислитель – кислота).

Кислородная коррозия протекает в нейтральных и основных растворах, а водородная – в кислых растворах.

Пример 1. Рассмотрим процесс электрохимической коррозии оцинкованного и никелированного железа во влажном воздухе (нейтральная среда) и в соляной кислоте, если покрытие нарушено.

Решение. Исходя из положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов находим, что цинк более активный металл

( E°(Zn2+ Zn) = –0,76 В), чем железо ( E°(Fe2+ Fe) = –0,44 B), и в об-

разующейся коррозионной гальванической паре цинк будет анодом, а железо – катодом. Цинковый анод растворяется.

Анодный процесс:

Zn – 2e– = Zn2+.

Электроны с цинка переходят на железо, и на границе железо – электролит происходит восстановление окислителя.

194

Катодный процесс:

2H+ + 2e– = H2 (кислая среда);

O2 + 2H2O + 4e– = 4OH– (нейтральная среда).

Продуктом коррозии в кислой среде является соль ZnCl2, в нейтральной среде – гидроксид Zn(OH)2:

Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2 ;

2Zn + O2 + 2H2O = 2Zn(OH)2.

Tаким образом, цинковое (анодное) покрытие защищает железо от коррозии.

В паре Fe – Ni более активным металлом является железо ( E°(Ni2+ Ni) = –0,25 B) , оно выступает в роли анода и подвергается

разрушению. Анодный процесс:

Fe – 2e– = Fe2+.

Катодный процесс:

2H+ + 2e– = H2 (кислая среда);

O2 + 2H2O + 4e– = 4OH– (нейтральная среда).

Продуктом коррозии в кислой среде является соль FeCl2, а в нейтральной – Fe(OH)2, который в присутствии кислорода в электролите окисляется:

Fe + 2НCl = FeCl2 + H2;

2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2;

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

При этом образуются рыхлые слои бурой ржавчины (FeOOH или

Fe2O3 · nH2O).

Покрытия железа менее активными металлами (катодные покрытия) эффективны до тех пор, пока не нарушены.

Химически чистые металлы более устойчивы к коррозии, чем сплавы металлов.

Пример 2. Чем вызывается коррозия чугуна?

Решение. Чугун имеет неоднородный состав. Чугун – это сплав железа с углеродом, он содержит зерна цементита Fe3С. Между свободным металлом и его соединением возникает коротко замкнутаягальваническая пара. Анодом в этом случае является металл, а като-

195

дом – зерна цементита, так как в нем часть электронов проводимости израсходована на образование химической связи. При наличии влаги железо (анод) начинает переходить в ионы Fe2+, которые дают с ионами OH–, образовавшимися на зернах цементита (катод), гидроксид железа(II), окисляющийся кислородом до ржавчины.

Анодный процесс:

Fe – 2e– = Fe2+.

Катодный процесс:

O2 + 2H2O + 4e– = 4OH–; 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

Методы защиты металлов от коррозии

Основным способом защиты от коррозии является нанесение защитного покрытия. Защитные покрытия бывают неметаллические и металлические. Неметаллические покрытия – это лаки, краски, эмали, оксидные или фосфатные пленки.

Металлические покрытия разделяют на анодные и катодные. Если поверхность защищаемого металла покрыта другим металлом с большей реакционной способностью, то такое покрытие называется анодным. В случае нарушения анодного покрытия разрушается металл покрытия. Если поверхность защищаемого металла покрыта менее активным металлом, то такое покрытие называется катодным. В случае нарушения катодного покрытия разрушается металл основы.

Максимально замедлить процесс коррозии можно путем введения в окружающую среду специальных веществ – ингибиторов. Широкое распространение получили летучие и парофазные ингибиторы, которые защищают от атмосферной коррозии изделия из черных и цветных металлов при хранении и транспортировке. Механизм действия ингибиторов заключается в том, что их молекулы адсорбируются на поверхности металла, препятствуя протеканию электродных процессов.

Электрохимические методы защиты металлических изделий подразделяются на протекторную, катодную, электродренажную и анодную защиты. Протекторная защита заключается в присоединении к защищаемому сооружению более активного металла, который выполняет роль протектора и разрушается, а металлическая конструкция (катод) сохраняется. Например, для защиты подземных сооружений (трубопроводов) на некотором расстоянии от них закапывают металлолом (протектор), присоединив его к сооружению. Протектор периодически возобновляется в связи с его растворением.

196

При катодной защите защищаемая конструкция присоединяется к отрицательному полюсу источника электрического тока. В ту же среду помещают кусок металлолома, который соединяют с анодом внешнего источника тока. Металлический лом подвергается разрушению, предохраняя тем самым от разрушения защищаемую конструкцию.

При электродренажной защите блуждающие токи с защищаемого трубопровода отводятся с помощью электродренажной установки к рельсовой сети (источнику блуждающих токов).

Смысл анодной защиты заключается в создании на поверхности защищаемой конструкции пассивирующей пленки с помощью анодной поляризации от внешнего источника постоянного тока, т. е. переводом металла в устойчивое пассивное состояние.

197

Тема26. СТРОЕНИЕ АТОМА.

ИСТОРИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ

Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н. э.), который считал, что все предметы окружающего нас мира состоят из мельчайших неделимых частиц. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1911) по рассеянию α-частиц веществом говорили о сложном строении атома. Опыты Резерфорда показали, что основная доля α-частиц проходила через металлические пластинки беспрепятственно, т. е. подавляющая часть пространства атома является «пустой», а почти вся его масса занимает очень малую долю объема. Резерфордом была предложена планетарная модель атома. Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов.

Но теория Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро.

Н. Бор в 1913 г. дополнил планетарную модель атома следующими предположениями, названными постулатами Бора:

1)электрон может вращаться вокруг ядра не по любым орбитам, а лишь по некоторым определенным (стационарным) орбитам, на которых он не излучает энергии;

2)ближайшая к ядру орбита соответствует наиболее устойчивому состоянию атома. При сообщении энергии извне электрон может перейти наоднуизболееудаленныхорбит(возбужденноесостояниеатома);

3)поглощение и излучение энергии атомом может происходить только при переходе электрона с одной орбиты на другую (см. рис. на с. 199). При этом разность энергий начального и конечного состояний

воспринимается или отдается в виде кванта лучистой энергии. Этому излучению соответствует частота колебаний v (с–1 или Гц), выражаемая уравнениемПланка:

h v = Eнач – Eкон,

где h – постоянная Планка (h = 6,626 10–34 Дж с); Енач, Екон – соответственно энергии начального и конечного состояний атома.

198

Для того чтобы объяснить, почему имеет место квантование энергетических уровней (существование стационарных орбит), в 1924 г. де Бройлем была выдвинута гипотеза, что каждая движущаяся частица одновременно обладает и свойствами частицы, и свойствами волны, длина которой

	λ =	h	,	(26.1)

		mυ
	где m – массачастицы, υ – скорость частицы,
	mυ – импульсчастицы.
	Гипотеза де Бройля была эксперимен-
	тально подтверждена дифракцией элек-
	тронов в кристаллах и позволяла объяс-
	нить существование стационарных орбит.
Планетарная модель Н. Бора	Электрон может без потери энергии нахо-
	диться на тех орбитах, в которых уклады-

вается целое число волн де Бройля. В этом случае соблюдается условие существования стоячей волны.

Возможность рассматривать каждую частицу одновременно и как частицу, и как волну называется корпускулярно-волновым дуализмом. В. Гейзенберг в 1927 г. постулировал принцип неопределенности: микрочастица не имеет одновременно точных значений координат и импульса.

Математическое выражение принципа неопределенности:

x p ≥	h	,	(26.2)
2π

где x и p обозначают неопределенности в измерении координаты и

импульса частицы. Чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (или связанная с ним скорость), и наоборот. Поэтому для описания движения микрочастиц используется вероятностный подход, т. е. определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области околоядерного пространства.

В квантовой механике электрон представляют как «облако отрицательного заряда», имеющее определенные размеры и форму. Уравнение Шрёдингера (1926 г.) описывает волновые и корпускулярные свойства электрона в атоме водорода:

∂2ψ	+	∂2ψ	+	∂2ψ	+	8π2m (E – U)ψ = 0	(26.3)
∂х2		∂y2		∂z2		h2

199

где ψ − волновая функция, описывающая поведение электрона; x, y и z − координаты трехмерного пространства; m − масса электрона; h − постоянная Планка; Е и U − соответственно полная и потенциальная энергия электрона в данном состоянии.

Решениями уравнения Шрёдингера являются энергии электрона и волновая функция ψ (пси). Решения возможны только при определенных дискретных значениях энергии электрона: Е1, Е2, …., Еn. Волновая функция ψ зависит от координат (x, y, z) и энергии E электрона и не имеет определенного физического толкования. Квадрат волновой функции ψ2 определяет плотность вероятности нахождения электрона

в точке с координатами (x, y, z). Произведение ψ2	V – вероятность
нахождения электрона в данном объеме атома	V. Чем больше

ψ2 V, тем плотнее электронное облако в данном объеме атома. Каждой волновой функции соответствует набор из трех целочисленных параметров – квантовых чисел – n, l, ml . Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 95%,

называют атомной орбиталью.

200

Тема27. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА. ФОРМЫ

И НАПРАВЛЕННОСТЬ ОРБИТАЛЕЙ. ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ АТОМОВ

Атомные орбитали различаются по энергии, размерам, форме, ориентации в пространстве и могут быть охарактеризованы тремя квантовыми числами (n, l, ml).

n − главное квантовое число, определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня). n может принимать целочисленные значения 1, 2, 3, ,∞ . Практически n имеет значения от 1 до 7. В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют уровень, обозначаемый буквами

K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), O (n = 5), P (n = 6) и Q (n = 7).

Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром. Под значением n, равным ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного удаления от ядра (ионизация атома).

l − орбитальное (побочное, или азимутальное) квантовое число,

определяется орбитальным моментом количества движения электрона, дает информацию об области пространства, в которой может двигаться электрон, т. е. характеризует форму орбитали. l принимает значения 0, 1, 2, …, (n – 1). Число значений l определяет число возможных для данного электронного уровня подуровней. Электроны могут занимать орбитали разных типов в зависимости от значения l, которые называют s-, p-, d-, f-, g-, h-орбиталями. Буквенные обозначения соотносятся с численными следующим образом:

орбитальное квантовое число	0, 1, 2, 3, 4, 5…
подуровень	s p d f g h…

Подуровни s, р, d, f, g, h различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом l. Чем больше значение l, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат квантовые числа n и l. Состояние электрона, соответствующее определенным значениям n и l, записывается в виде сочетания цифрового значения n и буквенного l, например 4р (n = 4, l = 1).

ml − магнитное квантовое число, определяет значение проекции орбитального момента количества движения электрона на произвольно выделенную ось z, характеризует пространственную ориентацию электронного облака. ml принимает целые значения от –l до +l,

201

включая нуль, т. е. любому значению l соответствует (2l + 1) значений магнитного квантового числа или (2l + 1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве. Следовательно, число значений ml указывает на число орбиталей с данным значением l (табл. 27.1).

		Таблица 27.1
Число орбиталей на энергетических подуровнях

Орбитальное квантовое	Магнитное квантовое	Число орбиталей с данным
число	число	значением l
l	ml	2l + 1
0 (s)	0	1

1 (p)	–1, 0, +1	3

2 (d)	–2, –1, 0, +1, +2	5

3 (f)	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3	7

Орбитали одного подуровня (l) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии. Так p-орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены.

s-Электронное облако обладает сферической симметрией (имеет форму шара). p-Электронное облако имеет форму, напоминающую гантель. Еще более сложную форму имеют d-электронные облака

− y

2 , d

, d

2 ,

их ориентация изображена на (рис. 27.1).

–

– – x

–

dz2

–

– +

–

dx2 – y2

dxz

dyz

dxy

Рис. 27.1. Формы и ориентация s-, p– и d-орбиталей

202

ms – спиновое квантовое число. Изучение тонких эффектов в атомных спектрах показало, что для полного описания состояний электрона в атоме недостаточно трех квантовых чисел. Электрон, обладая электрическим зарядом, проявляет собственное движение, которое приводит к возникновению собственного магнитного момента. Для характеристики этого свойства электрона было введено спиновое квантовое число – ms, принимающее два значения +1/2 и –1/2. Для обозначения электронов с различными спинами (спиновыми квантовыми числами) используются символы ↑(+1/2) и ↓(–1/2).

Все возможные значения четырех квантовых чисел для электронов первых четырех энергетических уровней приведены в табл. 27.2. Каждый электрон характеризуется своим набором квантовых чисел.

	Значения квантовых чисел для электронов	Таблица 27.2

	первых четырех энергетических уровней

Энергетический	Подуровень	Орбиталь	Спин	Максималь-
уровень		l	ml	ms	ное число
n		электронов

1	s	0	0	+1/2, –1/2	2
2	s	0	0	+1/2, –1/2	2
2	p	1	–1, 0, +1	+1/2, –1/2	6
3	s	0	0	+1/2, –1/2	2
3	p	1	–1, 0, +1	+1/2, –1/2	6
3	d	2	–2, –1, 0, +1, +2	+1/2, –1/2	10
4	s	0	0	+1/2, –1/2	2
4	p	1	–1, 0, +1	+1/2, –1/2	6
4	d	2	–2, –1, 0, +1, +2	+1/2, –1/2	10
4	f	3	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3	+1/2, –1/2	14

Электронные конфигурации атомов

Электронная конфигурация элемента − это запись распределения электронов в его атомах по уровням, подуровням и орбиталям. При записи электронной конфигурации элемента следует руководствоваться следующими принципами и правилами.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. В соответствии с принципом Паули каждая орбиталь не может содержать более двух электронов. Разрешенное расположение спинов:

203

Неразрешенные расположения спинов:

Следствие из принципа Паули: максимальное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату главного квантового числа 2n2. Следствие из принципа Паули позволяет определить емкость энергетических уровней:

первый 2 12 = 2 электрона; второй 2 22 = 8 электронов; третий 2 32 = 18 электронов; четвертый 2 42 = 32 электрона.

Принцип наименьшей энергии, или принцип заполнения: в

невозбужденном атоме электроны расположены таким образом, чтобы энергия атома была минимальной. Электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней (рис. 27.2).

Энергия

4d __ __ __ __ __

5s __

4p __ __ __

3d __ __ __ __ __

4s __

3p __ __ __

3s __

2p __ __ __

2s __

1s __

Рис. 27.2. Иллюстрация принципа наименьшей энергии

Низшие по энергии орбитали заполняются первыми. В соответствии с принципом наименьшей энергии порядок заполнения энергетических уровней и подуровней без учета возможных «проскоков» электронов должен быть следующим:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14…

Такой порядок заполнения вытекает из правил Клечковского. Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атомов запол-

204

нение энергетических уровней происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Следовательно, 4s-подуровень (n + l = 4) должен заполняться раньше, чем 3d (n + l = 5). Для атома скандия, например, возникает вопрос: какой из подуровней должен заполняться – 3d или 4p, так как сумма n + l для них одинакова и равна 5. В подобных случаях порядок заполнения определяется вторым правилом Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (n + l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n. «Проскоки» электронов наблюдаются у тех атомов, которые имеют на d-орбиталях по 4 и 9 электронов (d4 и d9). Это обусловлено более низкой энергией конфигураций d5 и d10 по сравнению с энергиями конфигураций d4 и d9. Поэтому в тех случаях, когда до образования конфигураций d 5 и d10 не хватает одного электрона, иногда наблюдается «проскок» электрона с внешнего s-подуровня на предвнешнюю d-орбиталь. Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. Если атом находится в возбужденном состоянии, электроны могут находиться на любых орбиталях атомов.

Орбитали с одинаковыми энергиями (вырожденные) заполняются в соответствии с правилом Хунда: заполнение вырожденных орбиталей электронами происходит таким образом, чтобы в атоме в данном подуровне было максимальное число электронов с параллельными спинами (т. е., чтобы Σms электронов была максимальной для данного значения l). Это значит, что сначала на каждой орбитали данного подуровня располагается по одному электрону, а затем по второму с противоположно направленным спином. Например, если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и сум-

марный спин Σms = 3/2, а не так: с Σms = 1/2.

Для изображения распределения электронов по орбиталям обычно используют электронные формулы (конфигурации) атомов или энергетические диаграммы, на которых орбитали изображают в виде клеток . Клетка является символом отдельной орбитали. Электроны изображают в виде стрелок, имеющих различное направление. Клетки располагают в порядке увеличения энергии. Такие схемы распределения электронов в атомах называют электронно-графическими.

Например, нужно записать электронную конфигурацию атома, в котором общее количество электронов равно 11. По принципу наименьшей энергии в первую очередь полностью заполняются наиболее низкие по энергии уровни и подуровни в соответствии с их емкостью, поэтому электронную конфигурацию атома нужно записать 1s22s22p63s1. Первый

205

энергетический уровень заполнен полностью, второй тоже, на третьем уровнеs-орбитальзаполненанаполовину.

Атом азота имеет семь электронов, электронная конфигурация атома: 1s22s22p3. Электронно-графическая схема для атома, находящегося в основном состоянии, представлена на рис. 27.3 (распределение электронов наp-подуровнепроизведенов соответствиисправиломХунда).

Энергия

Рис. 27.3. Электронно-графическая схема атома азота

Для упрощения записи электронно-графические схемы можно изображать без учета различия энергетических уровней, т. е. в строку.

1s	2s		2p
↓↑	↓↑	↑	↑	↑

В случае записи полной электронной конфигурации указывают распределение по уровням и подуровням всех электронов, имеющихся в атоме. В случае записи сокращенной электронной конфигурации указывают распределение только валентных электронов (для s– и p- элементов электронов внешнего уровня). Например, полная электрон-

ная конфигурация атома мышьяка с порядковым номером 33 записывается: 1s22s22p63s23p64s23d104p3, сокращенная электронная конфигу-

рация включает информацию только о внешнем электронном уровне: …4s24p3. Из этой записи следует, что элемент находится в 4-м периоде (арабская цифра 4), 5-й группе (5 электронов на внешнем четвертом энергетическом уровне) и главной подгруппе, так как внешний электронный слой содержит только s– и p-электроны.

206

Тема28.ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ЭЛЕМЕНТОВД. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая система состоит из периодов и групп. Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра, или количеству протонов в нем, а также количеству электронов в оболочке нейтрального атома.

Период – последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружном слое. Каждый период, кроме первого, начинается типичным металлом (щелочным) и завершается благородным газом. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего электронного уровня.

Принадлежность элементов к группам и деление их на подгруппы зависит от структуры двух внешних слоев. В соответствии с количеством электронов в этих слоях элементы периодической системы разделены на 8 групп. Номер группы совпадает с числом валентных электронов элемента. Валентными являются в первую очередь ns– и np-электроны (n – номер внешнего электронного слоя), а затем (n–1)d– электроны. Для примера рассмотрим электронные формулы хлора и марганца.

Cl 1s22s22p63s23p5

Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

Подчеркнуты валентные электроны, количество которых в обоих случаях равно 7. В соответствии с этим Cl и Mn находятся в VII группе периодической системы (Cl в главной подгруппе, Mn – в побочной).

Периодичностьсвойствхимическихэлементов

Атомные радиусы

В связи с волновой природой электрона атом не имеет строгих размеров, поэтому радиус атома – условное понятие. Различают кова-

лентные, металлические, ван-дер-ваальсовы и ионные радиусы. Их оп-

ределяют как полусумму соответствующих расстояний между ядрами соседних атомов в молекулах или кристаллах. Существуют также орбитальные радиусы, рассчитанные на основе атомных волновых функций. Радиусы различных типов значительно отличаются друг от друга, поэтому можно сравнивать радиусы атомов в однотипных структурах. Радиус – наиболее важное свойство атома. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны.

207

В периоде радиусы атомов уменьшаются слева направо. Это можно объяснить увеличением силы притяжения электронов к ядру с ростом его заряда, что приводит к сжатию электронной оболочки, а значит, к уменьшению радиуса. К концу периодов радиусы атомов возрастают, так как заметную роль играет взаимное отталкивание электронов:

III период	Na	Mg	Al	Si	P	Ar
Атомный радиус	1,89	1,60	1,43	1,34	1,30	1,92

В больших периодах (IV–VII) у d– и f-элементов атомный радиус. изменяется более плавно вследствие заполнения электронами второй и третьей снаружи электронной оболочки:

IV период	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni
Атомный радиус	1,61	1,45	1,32	1,25	1,24	1,26	1,25	1,24

В группах при движении сверху вниз атомный радиус возрастает, так как увеличивается число слоев в электронной оболочке атомов. У элементов главных подгрупп увеличение радиуса выражено сильнее, чем в побочных подгруппах. При переходе от V к VI периоду радиусы атомов элементов побочных подгрупп практически не изменяются. Это является следствием сжатия электронной оболочки при заполнении d- и f-орбиталей (d- и f-сжатие):

V период	Zr	Nb	Mo
Атомный радиус	1,57	1,43	1,36
VI период	Hf	Ta	W
Атомный радиус	1,57	1,43	1,37

Энергия ионизации. Сродство к электрону

В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Химическая активность элементов определяется способностью их атомов терять или приобретать электроны. Количественно это характеризуется энерги-

ей ионизации (Еи) или потенциалом ионизации (I) и сродством к электрону (Ее_).

Энергия ионизации (Еи) – это минимальная энергия, которую необходимо затратить для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбужденного атома (Эг), эта величина определена для процесса, происходящего в газовой фазе:

Эг + Еи → Эг+ + е–.

208

Еи обычно выражается в кДж/моль или в электроновольтах (эВ). 1 эВ = 96,5 кДж/моль. Энергия ионизации, выраженная в электроновольтах, численно равна потенциалу ионизации в вольтах (I), т. е. наименьшему напряжению электрического поля, при котором происходит ионизация атомов. Первый потенциал ионизации (I1) соответствует ионизации нейтрального атома. Второй, третий и последующие потенциалы ионизации соответствуют ионизации катионов. Следова-

тельно, I1 < I2 < I3 <…< In.

В периодах энергия ионизации атомов возрастает слева направо. Это вызвано сжатием электронной оболочки с ростом заряда ядра, которое приводит к более прочной связи внешних электронов с ядром. В пределах декад переходных элементов, а также f-элементов значения Еи также увеличиваются, но незначительно, так как мало изменяются радиусы атомов. Наименьшая энергия ионизации у s-элементов I группы – щелочных металлов, имеющих наибольший радиус и один валентный электрон (ns1), наибольшая – у р-элементов VIII группы (благородные газы). Изменение энергии ионизации по периоду носит немонотонный характер. Нарушение тенденции возрастания I наблюдается в результате повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями. Например, I уменьшается при начале заполнения p-орбиталей (B) и при появлении

спаренных электронов на внешних p-орбиталях (О):
I1, эВ	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

В подгруппах сверху вниз энергия ионизации уменьшается. Это объясняется увеличением числа электронных слоев в оболочке атомов, а значит – возрастанием атомного радиуса, что, в свою очередь, ослабляет притяжение внешних электронов к ядру.

Сродство к электрону (Ее_) – способность атома в газообразном состоянии (Эг) присоединять электрон с образованием отрицательно заряженного иона (Эг− ), количественно характеризуется изменением

энтальпии (энергии) процесса:

Эг + е– → Эг− ± Ее_.

Такой процесс может быть как эндо-, так и экзотермическим. Сродство к электрону выражается в кДж/моль или эВ. По сравнению с энергией ионизации сродство к электрону невелико, поскольку присоединение избыточного электрона приводит к усилению межэлектронного отталкиванияиповышению энергииатомнойорбитали.

209

Минимальное сродство к электрону наблюдается у атомов, имеющих завершенные s2– и s2p6-орбитали, мало оно и у атомов с конфигурацией валентных электронов …s2p3 (N, P, As). Наибольшим сродством к электрону обладают атомы р-элементов VIIА группы, имеющие конфигурацию валентных электронов …s2p5. Как правило, у элементов III периода сродство к электрону больше, чем у элементов

IIпериода.

Вбольшинстве случаев сродство к электрону в ряду атомов элементов изменяется в той же последовательности, что и их энергия ионизации: по периоду увеличивается слева направо, по группе уменьшается сверху вниз.

Энергия ионизации и сродство к электрону связаны также с химиче-

скими свойствами элементов. Так, элементы, имеющие небольшие значенияЕи иЕе_ обладаютярковыраженными металлическимисвойствами.

Электроотрицательность

Электроотрицательность (χ) характеризует относительную способность атомов перетягивать к себе электроны, связывающие их с другими атомами в гетероатомной молекуле. Существует несколько способов количественной оценки электроотрицательности.

Наиболее часто используется шкала относительной электроотрицательности Полинга, который впервые ввел это понятие. По шкале Полинга относительная электроотрицательность Li равна 1, а наиболее электроотрицательного элемента F – 4,0.

Электроотрицательность элементов уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду. Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов.

	Li	Be	B	C	N	O	F
ЭО	1,0	1,5	2,0	2,5	3,1	3,5	4,0
	Na	K	Rb	Cs	Cl	Br	I
ЭО	0,9	0,8	0,8	0,7	3,0	2,8	2,6

Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий. Водород занимает промежуточное положение, т. е. при взаимодействии с одними элементами (например, F) он отдает электрон, а при взаимодействиисдругими(например, Rb) – приобретаетэлектрон.

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности. Она зависит от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит и др.

210

Соседние файлы в предмете Теоретические основы химии

#
#
#
#
26.03.20151.24 Mб50Теоретические основы химии для з.о. ИД.pdf
#
#

Источник

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Процессы, протекающие на катоде:

Процессы, протекающие на аноде:

Примеры:

1.4.9. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).

Электролиз водных растворов солей

Электролиз водных растворов солей

Обсуждение: “Электролиз водных растворов солей”

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Электролиз

Электролиз растворов

Катодные процессы

Анодные процессы

Суммарные процессы электролиза

Электролиз расплавов

Электролиз с растворимыми электродами

Вам также может понравиться

Как вы нас нашли по испански

Как найти загруженные документы на айфоне

Как найти телефон друга по геолокации бесплатно

Добавить комментарий Отменить ответ