7.4. Электролиз в водном растворе

При электролизе водных растворов электролитов в электродных полупроцессах может принимать участие, кроме электролита, вода. В результате электролитического разложения воды на катоде образуется водород, а на аноде – кислород.

Поскольку вода – слабый электролит, в ионных уравнениях записывают не ее ионы, а молекулы. Именно молекулы (а не большие количества ионов Н⁺ и ОН^-) в основном участвуют в полупроцессах на электродах:

восстановление на катоде 2Н₂O + 2e^- = Н₂ + 2ОН^-;

окисление на аноде 2Н₂O - 4e^- = О₂ + 4Н⁺.

Из этих полуреакций также следует, что у катода возрастает концентрация ионов ОН^-, а у анода – Н⁺(Н₃О⁺), а так как одновременное увеличение обеих концентраций в воде невозможно (при 25⁰С К_Н2O = Н⁺ОН^- = 110^-14), то эти ионы объединяются в молекулы Н₂O. Отсюда суммарное уравнение электролиза воды:

электролиз

2Н₂O ------- 2Н₂ + О₂.

При электролизе водных растворов электролитов в катодном восстановлении и анодном окислении в принципе могут участвовать ионы воды (Н⁺ и ОН^-) и ионы электролита. Одноименные по знаку ионы воды и электролита конкурируют между собой, и разряжаться будет тот катион (на катоде) и тот анион (на аноде), которому отвечает более низкое по значению напряжение разряда.

Для распространенных катионов имеется следующий ряд разряжаемости на катоде:

наиболее неблагородные менее неблагородные благородные

металлы металлы металлы

K⁺ Na⁺ Mg²⁺ Al³⁺ H⁺ Zn²⁺ Fe²⁺ Ni²⁺ Sn²⁺ Pb²⁺ Cu²⁺ Ag⁺

Трудно разряжаемые --------------------------------------------- легко разряжаемые

Продукты электролиза в водном растворе:

только Н₂ металл и Н₂ только металл

Для распространенных анионов имеется следующий ряд разряжаемости на аноде:

кислородосодержащие

кислотные остатки OH^- Cl^- Br^- I^-

(SO₄^2- NO₃^- и т.п.)

Трудно разряжаемые --------------------------------------------- легко разряжаемые

С помощью этих рядов легко определить, какими будут продукты электролиза для водных растворов различных электролитов.

Напряжение разложение электролита ∆Е - минимальное напряжение между электродами, при котором начинает протекать электролиз.

Как минимум: ∆Е=Еа – Ек,

где Еа и Ек - при стандатных условиях равны потенциалам разрядки анионов и катионов соответствующих окислительно – восстановительных пар.

Законы электролиза:

1. количество выделившегося при электролизе вещества, пропорционально количеству пропущенного электричества и атомной массе с учетом валентности;

2. равные количества электричества выделяют на электродах эквивалентные массы веществ

Все расчеты, основанные на законах электролиза, проводятся по уравнению:

q=I*t - количество электричества

Meq=M/n – эквивалентная масса

где: M – молярная масса, г/моль

I – сила тока, А

t – время, с

F – постоянная Фарадея, 96485,35 Кл·моль−1

n – число электронов, участвующих в процессе