Электролиз. Дз по химии Айтенбеков Руслан 11А. Отрицательный полюс
 Скачать 4.82 Mb.
|
|
Выполнил ученик 11А Айтенбеков Руслан Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, под действием постоянного электрического тока, приложенного от внешнего источника. Основные понятия: Отрицательный полюс источника постоянного тока присоединяют к электроду, который называют катодом; положительный полюс к электроду, который называют анодом. Е = -nF/G Если ЭДС будет отрицательной, то самопроизвольное протекание ОВР становится невозможным. E > 0, ΔG < 0 - самопроизвольный процесс протекает в прямом направлении (гальванический элемент). E < 0, ΔG > 0 - для проведения реакции в прямом направлении необходимо приложить внешнюю ЭДС (электролиз). Электролиз расплавов электролитов В простейших бинарных электролитах типа MeHal , MeHal2 (Me – металл IA или IIA группы Пеpиодической системы, Hal – галоген) на катоде выделяется свободный металл, а на аноде – (галоген) При этом на катоде протекает полуреакция восстановления катиона металла: на аноде - полуреакция окисления галогенид-аниона: Men+ + ne = Me 2Cl- - 2e = Cl2 Электролиз расплавов электролитов При электролизе расплава гидродифторида калия (анод – угольный, катод – никелевый) протекает следующие реакции 2НF2- + 2е = Н2 + 4F- 2F2- - 2е = F2 2НF + 2е = Н2 + 2F- На аноде: На катоде: 2НF2- - 2е = F2 + 2HF Катодные процессы На катоде идет процесс восстановления окислителя: Ox + ne = Red Men+ + ne = Me 2Н+ + 2е = Н2 2Н2О + 2е = 2ОН- + Н2 (в кислой среде) (в нейтральной и щелочной средах) Катодные процессы При электролизе водных растворов все металлы можно разделить на три группы: 1. Металлы, осаждение которых на катоде не сопровождается выделением водорода. К ним относятся металлы, стоящие в ряду стандартных потенциалов за водородом (медь, серебро, золото и др.). 2. Металлы, осаждение которых на катоде сопровождается выделением водорода. В ряду стандартных потенциалов эти металлы находятся между марганцем и водородом (-1,0 ЕОМеn+/Ме 0). 3. Металлы, которые в водных растворах не могут быть получены. В эту группу входят щелочные, щелочноземельные металлы, а также магний и алюминий. Электролиз с растворимым анодом Электролиз с растворимым анодом используют для рафинирования некоторых металлов – меди, никеля, серебра, золота, свинца, олова и других, для нанесения защитных и декоративных покрытий на поверхность металлических изделий. Процесс электролитического рафинирования состоит в анодном растворении загрязненного примесями (чернового) металла и последующем его катодном осаждении. Me - ne = Men+ Катодные процессы Выделение водорода на катоде происходит с высоким перенапряжением, в то время как перенапряжение при разряде металлов гораздо меньше. V 2H+ + 2e = H2 Zn2+ + 2e = Zn 0 -0,763 Е1 Е2 -1,1 -ЕК, в С учетом перенапряжения: Анодные процессы Red – ne = Ох На аноде идет процесс окисления восстановителя: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ 4ОН- - 4е = О2 + 2Н2О В щелочной среде В кислой и нейтральной среде Me - ne = Men+ Растворимый анод 2Cl- - 2e = Cl2 Разряд анионов 1,23 1,36 E1 E2 1,8 EA, в 2H2O – 4e = O2 + 4H+ 2Cl- - 2e = Cl2 V С учетом перенапряжения: Выделение кислорода на аноде происходит с высоким перенапряжением, в то время как перенапряжение при разряде хлора гораздо меньше. Анодные процессы Анионы кислородсодержащих кислот SO42-, PO43-, NO3- и др., в которых центральный атом имеет высшую степень окисления, при электролизе водных растворов не разряжаются. Анодные процессы Фтор электролизом водных растворов получить невозможно: Ионы галогенов: Cl-, Br-, I- в водном растворе легко разряжаются: 2Hal- - 2e = Hal2 Пpи высоких анодных плотностях тока некотоpые анионы могут окисляться до пеpоксоанионов, напpимеp: 2SO42− − 2e = S2O82− Анодные процессы H2PO4− + 2OH−−2e = H2PO5− +H2O Законы электролиза Установил (1833-1834) законы электролиза, названные его именем. Фарадей Майкл (1791-1867). Законы электролиза I закон. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества. m = kQ II закон. Массы окисляющихся или восстанавливающихся на электродах веществ при пропускании одного и того же количества электричества пропорциональны их химическим эквивалентам. M(г) = MIT/nF V(л) = 22,4IT/nF Число Фарадея F - это фундаментальная постоянная, равная заряду одного моля электронов. F = e·NA = 1,60218·10-19Кл·6,022045·1023моль-1 = 96484,6 Кл/моль ≈ ≈ 96500 Кл/моль e – заряд одного электрона NA – число Авогадро Законы электролиза |