Электролиз
Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов, называют электролизом.
Ò При электролизе окислителем и восстановителем является электрический ток.
Ò Процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, они совершаются не при контакте частиц друг с другом, а при соприкосновении с электродами электрической цепи.
Ò Катод - отрицательно - заряженный электрод.
Ò Анод – положительно-заряженный электрод.
Ò Катион - «+»ион, анион - «-» ион.
Отличие электролиза от обычных ОВР заключается в том, что полуреакции разделены в пространстве:
окисление происходит на положительно заряженном электроде (аноде),
восстановление — на отрицательном электроде (катоде).
В водном растворе на катоде могут протекать следующие процессы:
а) Если металл стоит в ряду напряжений правее водорода, то на
катоде восстанавливаются ионы металла, например:
Си2+ +2е →Си СиСI2 = Си 0 + СI20
Ag+ + е → Ag
Если в растворе есть несколько катионов, то первым выделяется металл, стоящий в ряду напряжений правее всего.
б) Если металл стоит в ряду напряжений левее алюминия
(включительно), то на катоде восстанавливается вода с выделением
водорода: 2Н2O + 2е → Н2 + 20Н-
в) Если металл стоит в ряду напряжений правее алюминия, но левее водорода, то на катоде могут одновременно выделяться и. металл и водород,
Процессы, протекающие на аноде, определяются материалом анода.
На_инертном, или нерастворимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса:
а) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются именно они, например:
2С1─2е → С12.
б) Если ионы кислотного остатка содержат атомы кислорода
(S04 2─ , N03 ─ ), то окисляется вода с выделением кислорода:
2Н2О ─ 4е → О2 + 4Н+.
2) Если анод растворимый (медь, никель), то происходит окисление материала анода и металл переходит в раствор в виде ионов, например:
Си ─2е→ Си2+
Для составления уравнений электролиза, протекающих в растворе или расплаве, используют следующий алгоритм:
1). Записывают уравнения диссоциации электролита и определяют катионы и анионы.
2). По приведенным выше правилам определяют, какие процессы происходят на катоде и аноде. Записывают уравнения электродных реакций.
3).Составляют суммарное уравнение электролиза из уравнений электродных реакций подобно тому, как это делается в методе электронно-ионного баланса.
Типовые задачи с решениями.
Задача.1. Определите продукты реакций окисления сульфата железа (И) перманганатом калия в кислой и щелочной средах.
Решение. В кислой среде КМп04 восстанавливается до Мп2+,
чаще всего — до MnS04. Fe2+ окисляется до Fe3+, который в сернокислой среде представляет Fe2(S04)3. Схема реакции в кислой среде имеет вид:
FeS04 + KMn04 + H2S04 → Fe2(S04)3 + МnS04 + K2S04 + H20.
2 —
В щелочной среде КМп04 восстанавливается до Мп04 , т. е.
если щелочь КОН, — до K2Mn04. Fe2+ окисляется до Fe3+, который
в щелочной среде превращается в нерастворимый гидроксид
Fe(OH)3. Сульфат-ион представляет K2S04.
Схема реакции в щелочной среде:
FeS04 + KMn04 + КОН→ Fe(OH)3 ↓ + K2Mn04 + K2S04.
В данном случае до нахождения коэффициентов нельзя сказать,
где будет Н20, — в левой или правой частях, так как атомы водорода есть и там, и там.
Задача 10-4. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:
1) FeCl3 + KI →
2) Н203 + КМп04 + H2S04 →
3) FeS + 02 →
Решение. 1) Fe+3 — окислитель, восстанавливается до Fe+2;
I - восстановитель, окисляется до → I2:
FeCl3 + KI → FeCl2 + I2↓ + KC1.
Fe+3 + е → Fe+2
2I — 2 е → I2:
2Fe+3 + 2I = 2Fe+2 + I2.
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2↓ + 2KC1.
2) Мп+7 — окислитель, восстанавливается в кислой среде до Мп+2;
О - восстановитель, окисляется до O2:
Н2О2 + KMn04 + H2S04 = О2 + K2S04 + MnS04 + H20.
Мп+7 + 5е → Мп+2;
2О – 2е → O2
5Н202 + 2KMn04 + 3H2S04 = 502Т + K2S04 + 2MnS04 + 8H20.
О2 — окислитель, восстанавливается до О -2
Fe+2 и S -2 — восстановители, окисляются до Fe+3 и S+4:
FeS + О2 → Fe2О3 + SО2.
O2 + 4е → 2О-2 7
Fe+2 + е → Fe+3 4
S-2 – 6е → S+4 4
4 FeS + 7О2 →2Fe2О3 +4 SО2
Основные порталы (построено редакторами)