Последовательность выделения металлов на катоде

 

Чем левее располагается металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем труднее его ион разряжается при электролизе.

 

1. Ионы металлов, которые имеют стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода (от Сu²⁺ до Аu³⁺), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде.

2. Ионы металлов (от Li⁺ до А1³⁺ включительно), которые имеют достаточно малый стандартный электродный потенциал, не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливаются молекулы воды:

 

2Н₂О + 2е^– = Н₂ + 2ОН^–

 

3. Ионы металлов, которые имеют стандартный электродный потенциал меньше, чем у водорода, но больше, чем у алюминия (от А1³⁺ до Н₂), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Электролиз растворов солей нескольких металлов. Металлы выделяются на катоде в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного электродного потенциала. Например, из смеси ионов Сu²⁺, Ni²⁺, Рt²⁺ сначала восстановятся ионы Рt²⁺, затем Сu²⁺ и только потом – ионы Ni²⁺.

Влияние материала анода на протекание реакций электролиза. Электроды бывают растворимые и нерастворимые. Растворимые (активные) аноды изготавливают из меди, серебра, цинка, кадмия, железа, никеля, свинца и других металлов, которые при электролизе окисляются и переходят в раствор в виде ионов. Нерастворимые (инертные) аноды изготовляют из графита, углеграфитовых материалов, платины, иридия, которые в процессе электролиза не окисляются и не переходят в раствор в виде ионов.

Инертные аноды. Ионы некоторых бескислородных кислот (Сl^–, Вr^–, I^– S^2–, кроме F^–) при их достаточной концентрации, а также гидроксид-ионы легко окисляются на аноде. Например:

 

2I^– – 2e^– = I₂;

 

4OH^– – 4e^– = 2H₂O + O₂.

 

 

При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот с наивысшей степенью окисления атома кислотообразующего элемента (SО₄^2–, NО₃^–, СО₃^2–, РО₄^3– и т. п.), а также фторидов – солей фтористоводородной (плавиковой) кислоты на аноде происходит окисление воды с выделением кислорода:

2Н₂О – 4е^– = 4Н⁺ + О₂↑.

 

Электролиз соли неактивного металла и кислотного остатка кислородсодержащей кислоты: на катоде выделяется металл, на аноде – кислород.

 

СuSО₄ → Сu²⁺ + SО₄^2– Н₂О Н⁺ + ОН^–

 

К (–): Сu2+ + 2е– = Сu А (+): 2Н2O – 4е– = 4Н+ + О2

2 (процесс восстановления) 1 (процесс окисления)

 

2Сu²⁺ + 2Н₂O 2Сu + О₂ + 4Н⁺

 

2СuSO₄ + 2Н₂О 2Сu↓ + О₂↑ + 2Н₂SО₄.

вторичный продукт

электролиза (в прианодном

отделении)

 

Электролиз соли неактивного металла и кислотного остатка бескислородной кислоты: на катоде, восстанавливаясь, выделяется металл, на аноде – окисляется анион кислоты.

CuCl₂ → Cu²⁺ + 2Cl^– Н₂О Н⁺ + ОН^–

К (–): Сu2+ + 2е– = Сu А (+): 2Cl– – 2е– = Cl2

(процесс восстановления) (процесс окисления)

 

Сu²⁺ + 2 Cl^– Сu + Cl₂

 

CuCl₂ Сu↓ + Cl₂↑.

 

 

Электролиз соли активного металла и кислотного остатка бескислородной кислоты: на катоде происходит восстановление воды с образованием водорода, на аноде – окисление анионов кислоты.

 

СаС1₂ → Са²⁺ + 2С1^– Н₂О Н⁺ + ОН^–

К (–): 2Н2О + 2е– = Н2 + 2ОН– А (+): 2С1 – 2е– = С12

(процесс восстановления) (процесс окисления)

 

2Н₂O + 2С1^– Н₂ + С1₂ + 2ОН^–

 

СаС1₂ + 2Н₂О Н₂↑ + С1₂↑ + Са(ОН)₂.

 

Электролиз соли активного металла и кислотного остатка кислородсодержащей кислоты – электролиз воды

 

МgSО₄ → Мg²⁺ + SО₄^2– Н₂О Н⁺ + ОН^–

 

К (–): 2Н2О + 2е– = Н2 + 2ОН– А (+): 2Н2О – 4е– = 4Н+ + О2

2 (процесс восстановления) 1 (процесс окисления)

 

6Н₂O 2Н₂ + О₂ + 4Н⁺ + 4ОН^–,

 

так как 4Н⁺ + 4ОН^– = 4Н₂О,

 

то 2Н₂О 2Н₂↑ + О₂↑.

 

Активный (растворимый) анод в процессе электролиза подвергается окислению, т. е. отдаёт электроны во внешнюю цепь. Например, при электролизе раствора сульфата никеля с никелевым анодом процесс сводится к выделению никеля на катоде. При этом количество сульфата никеля в растворе остаётся постоянным.

 

NiSO₄ → Ni²⁺ + SО₄^2– Н₂О Н⁺ + ОН^–

К (–): Ni2+ + 2е– = Ni А (+): Ni – 2е– = Ni2+

(процесс восстановления) (процесс окисления)

КОЛИЧЕСТВЕННОЕ ОПИСАНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА.

ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ

 

Основными законами электролиза, установленными в 1833-1834 гг., являются законы Фарадея, отражающие общий закон сохранения массы в условиях электрохимической реакции.

 

Согласно 1-му закону, масса вещества, восстановленного на катоде или окисленного на аноде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества:

 

 

где m – масса окисленного или восстановленного вещества;

М_экв – молярная масса эквивалентов окислителя или восстановителя;

Q – количество электричества, прошедшего через электролит;

k – коэффициент пропорциональности.

 

Согласно 2-му закону, количество окисляющихся или восстанавливающихся на электродах веществ при пропускании одного и того же количества электричества пропорционально молярным массам их эквивалентов:

 

 

Объединив оба закона, получим:

 

 

где F –постоянная Фарадея, равная 96 485 Кл/моль.

 

Так как количество электричества Q равно произведению силы тока на время, то

 

Если I ∙ τ = 1 Кл, то

m = М_экв / 96 485 = Е_экв,

где Е_экв – электрохимический эквивалент вещества.

Электрохимический эквивалент вещества характеризует собой массу вещества, которое восстанавливается на катоде или окисляется на аноде при прохождении через электролит 1 Кл электричества.

 

10.12. Применение электролиза

Посредством электролиза можно сравнительно просто получать некоторые вещества. Регулируя силу тока, можно управлять скоростью и направленностью процессов электролиза; осуществлять его как в самых «мягких», так и в предельно «жёстких» условиях окисления или восстановления, получая сильнейшие окислители и воссатновители.

Посредством электролиза получают водород Н₂ и кислород О₂ из воды, хлор Cl₂ – из водных растворов хлорида натрия NaCl, фтор F₂ – из расплава KF в KF · 2HF.

Припомощи электролиза получают щелочные и щелочно-земельные металлы, а также бериллий, магний, алюминий, титан, цинк, медь, висмут, сурьму, никель, кобальт, марганец, хром, серебро, цирконий, молибден, кадмий, олово, вольфрам, свинец, золото, уран и др. цветные и благородные металлы.

Электролиз используют для очистки металлов от примесей (электролитического рафинирования[59]), для анодирования[60] и окраски алюминия, обессоливания воды, обработки поверхностей металлических изделий, в гальванопластике[61], гальваностегии[62], электросинтезе.

 

⇐ Предыдущая45678910111213Следующая ⇒

Поделиться: