Примеры решения задач

Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов солей.

П р и м е р 1. Как протекает электролиз водного раствора хлорида меди (II) с инертными угольными электродами?

1. Рассмотрим состав электролита. Для этого запишем уравнение процесса электролитической диссоциации:

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl‾.

2. Определим, какие частицы будут участвовать в катодном процессе.

На катоде возможно восстановление ионов меди. Запишем уравнение реакции восстановления и выпишем значение стандартного электродного потенциала (см. приложение I, табл. 1):

Cu²⁺ + 2е = Cu⁰, E⁰_Cu⁰_{/ Cu}²⁺ = +0,34 B. (1.1)

Поскольку электролизу подвергается раствор электролита, на катоде также возможно восстановление молекул воды:

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾, Е⁰ Н₂/ 2H₂O^.= ­ 0,41 ÷ ­ 0,83 В. (1.2)

Большей окислительной способностью обладают ионы меди (значение стандартного электродного потенциала более положительное), поэтому на катоде будет протекать процесс (1.1).

3. Определим, какие частицы будут участвовать в анодном процессе.

На инертном аноде возможно окисление хлорид-ионов и окисление молекул воды. Запишем уравнения соответствующих реакций окисления и выпишем значения их окислительно-восстановительных потенциалов (см. приложение III, табл. 2):

2Cl‾ ­ 2e = Cl_2,, E⁰ 2Cl‾/Cl₂ = ­1,36 B (1.3)

2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺, Е⁰2н₂о/о₂ = +1,23 …+ 1,8 В. (1.4)

Так как перенапряжение выделения кислорода велико, окисление хлорид-ионов происходит легче (сравните электродные потенциалы: E⁰ 2Cl‾/Cl₂ = ­1,36 B < < Е 2н₂о/о₂ = +1,8 В, потенциала разряжения молекул воды). Следовательно, на аноде будет выделяться хлор (процесс (1.3)).

4. Составим суммарное ионное уравнение и от него перейдем к молекулярному уравнению окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электролизе раствора хлорида меди.

Катод (­): Cu²⁺ + 2е = Cu⁰

Анод (+): 2Cl‾ ­ 2e = Cl₂

Cu²⁺ + 2Cl‾ = Cu⁰ + Cl₂

Электролиз

CuCl₂ ======== Cu⁰ + Cl₂↑

Таким образом, из этого уравнения следует, что в процессе электролиза водного раствора хлорида меди принимает участие только электролит.

П р и м е р 2. Как протекает электролиз водного раствора нитрата цинка с инертными графитовыми электродами?

1. Рассмотрим состав электролита:

Zn(NO₃)₂ = Zn²⁺ + 2NO₃‾.

2. Определим, какие частицы будут участвовать в катодном процессе.

На катоде возможно восстановление ионов цинка и восстановление молекул воды. Для выбора процесса выпишем из таблицы значение стандартного электродного потенциала: E⁰_Zn⁰_{/ Zn}²⁺ = ­ 0,76 В. По величине Е⁰ цинк относится к группе металлов, катионы которых участвуют в катодном процессе: Е⁰ > ­1,05В (потенциала выделения марганца). Одновременно будет происходить восстановление молекул воды. Изменяя условия протекания электролиза, можно добиться преимущественного осаждения металла.

Катод (­): Zn²⁺ + 2 e = Zn⁰ или только Zn²⁺ + 2 e = Zn⁰

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾

3. Определим анодный процесс. Электроды – инертные, следовательно, на аноде будет протекать окисление анионов кислотных остатков или молекул воды. Ион NO₃‾ является анионом кислородсодержащей кислоты. Такие анионы не принимают участие в анодных процессах. Следовательно, на аноде будет протекать окисление молекул воды:

Анод (+): 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺.

4. Запишем суммарное уравнение электролиза нитрата цинка.

Катод (­) Zn²⁺ + 2 e = Zn⁰

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾

Анод (+): 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺

Zn²⁺ + 4 Н₂О = Zn⁰ + Н₂↑ + О₂↑ + (2Н⁺ + 2ОН^‾ = 2Н₂О) + 2Н⁺

Zn²⁺ + 2 Н₂О = Zn⁰ + Н₂↑ + О₂↑ + 2Н⁺

электролиз

Zn(NO₃)₂ + 2 Н₂О === Zn⁰ + Н₂↑ + О₂↑ + 2НNO₃

или

Катод (­): Zn²⁺ + 2 e = Zn⁰ │2

Анод (+): 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺│1

2Zn²⁺ + 2 Н₂О = 2Zn⁰ + О₂↑ + 4Н⁺

электролиз

2Zn(NO₃)₂ + 2 Н₂О ====== 2Zn⁰ + О₂↑ + 4НNO₃

Таким образом, путем электролиза раствора нитрата цинка можно получить цинк, кислород и вторичный продукт электролиза – азотную кислоту, которая накапливается в прианодном пространстве.

П р и м е р 3. Как протекает электролиз водного раствора сульфата калия с платиновыми электродами?

1. Рассмотрим состав электролита. Для этого запишем уравнение процесса электролитической диссоциации:

K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄²‾.

2. Определим, какие частицы будут участвовать в катодном процессе.

На катоде возможно протекание следующих процессов: восстановления ионов калия и восстановления молекул воды. Запишем уравнения реакции восстановления и выпишем значение стандартного электродного потенциала (см. приложение I, табл. 1)

K⁺ + е = K⁰, E⁰_K⁰_{/ K}⁺ = ­ 2,92 B (3.1)

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾, Е⁰ Н₂/ 2H₂O^.= ­ 0,41 … ­ 0,83В (3.2)

Так как E⁰_K⁰_{/ K}⁺ < Е⁰ Н₂/ 2H₂O, следовательно, ионы калия более слабые окислители, поэтому на катоде будет протекать процесс (3.2).

3. Определим, какие частицы будут участвовать в анодном процессе.

Так как анионы кислородсодержащих кислот не принимают участие в электродном процессе, на инертном платиновом аноде будет происходить окисление молекул воды.

2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺

4. Составим суммарное ионное уравнение и от него перейдем к молекулярному уравнению окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электролизе раствора сульфата калия.

Катод (­): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾│2

Анод (+): 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺ │1

6Н₂О = 2Н₂ + 4ОН^‾ + О₂ + 4Н⁺

Если катодное и анодное пространства не разделены диафрагмой, то при перемешивании ионы Н⁺ и ОН‾ взаимодействуют и образуют воду. Поэтому окончательное уравнение будет иметь вид:

Электролиз

2 Н₂О ======== 2Н₂↑ + О₂↑

Таким образом, из этого уравнения следует, что процесс электролиза водного раствора сульфата калия сводится к электролизу воды, а количество растворенной соли остается неизменным, ее роль сводится лишь к созданию токопроводящей среды.

П р и м е р 4. Как протекает электролиз водного раствора бромида натрия с инертными иридиевыми электродами?

1. Рассмотрим состав электролита. Для этого запишем уравнение процесса электролитической диссоциации:

NaBr = Na⁺ + Br­

2. Определим, какие частицы будут участвовать в катодном процессе.

На катоде возможно протекание следующих процессов: восстановления ионов натрия и восстановления молекул воды. Запишем уравнения реакции восстановления и выпишем значение стандартного электродного потенциала (см. приложение I, табл. 1).

Na⁺ + е = Na⁰, E⁰_Na⁰_{/ Na}⁺ = ­2,71 B (4.1)

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾, Е⁰ Н₂/ 2H₂O^.= ­ 0,41 … ­ 0,83 В (4.2)

Так как E⁰_Na⁰_{/ Na}⁺ < Е⁰ Н₂/ 2H₂O, следовательно, ионы натрия более слабые окислители, поэтому на катоде будет протекать процесс (4.2).

3. Определим, какие частицы будут участвовать в анодном процессе.

На инертном аноде возможно окисление бромид-ионов и окисление молекул воды. Запишем уравнения соответствующих реакций окисления и выпишем значения их окислительно-восстановительных потенциалов (см. приложение III, табл. 2).

2Br‾ ­ 2e = Br₂ E⁰ 2Br‾/Br₂ = ­1,36 B

2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺, Е⁰2н₂о/о₂ = +1,23 + 1,8 В

Окисление бромид-ионов протекает легче, так как E⁰ 2Br‾/Br₂ < Е⁰2н₂о/о₂, следовательно, на аноде будет выделяться бром.

4. Составим суммарное ионное уравнение и от него перейдем к молекулярному уравнению окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электролизе раствора бромида калия.

Катод (­): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾

Анод (+): 2Br‾ - 2e = Br₂

2Н₂О + 2Br‾ = Н₂ + 2ОН^‾ + Br₂

Электролиз

2NaBr + 2Н₂О ====== Н₂↑ + Br₂ + 2NaОН

Таким образом, при электролизе водного раствора бромида натрия образуется водород, бром и побочный продукт электролиза – щелочь (NaOH).

П р и м е р 5. Как протекает электролиз водного раствора нитрата кадмия Cd(NO₃)₂ с анодом из кадмия?

1. Рассмотрим состав электролита. Для этого запишем уравнение процесса электролитической диссоциации:

Cd(NO₃)₂ = Cd²⁺ + 2NO₃‾

2. Определим, какие частицы будут участвовать в катодном процессе.

На катоде возможно восстановление ионов кадмия. Запишем уравнение реакции восстановления и выпишем значение стандартного электродного потенциала (см. приложение I, табл.1)

Cd²⁺ + 2е = Cd⁰, E⁰_Cd⁰_{/ Cd}²⁺ = ­0,40 B (5.1)

Поскольку электролизу подвергается раствор электролита, на катоде также возможно восстановление молекул воды

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾, Е⁰ Н₂/ 2H₂O^.= ­ 0,41 ­ 0,83В (5.2)

Большей окислительной способностью обладают ионы кадмия (значение стандартного электродного потенциала более положительное), поэтому на катоде будет протекать процесс (5.1).

3. Определим, какие частицы будут участвовать в анодном процессе, принимая во внимание, что анод сделан из кадмия. Анионы кислородсодержащих кислот не принимают участие в анодных процессах. Поэтому на аноде возможно окисление молекул воды и окисление материала анода – кадмия. Последний процесс требует меньше энергии: сравните стандартные электродные потенциалы E⁰_Cd⁰_{/ Cd}²⁺ = ­0,40 B < Е⁰2н₂о/о₂ = +1,23 В. Следовательно, при электролизе будет происходить анодное растворение металла.

4. Запишем уравнения катодного и анодного процессов:

Катод (­): Cd²⁺ + 2е = Cd⁰

Анод (+): Cd⁰ - 2е = Cd²⁺

0 = 0

При суммировании этих процессов не получается общее уравнение электролиза. Это говорит о том, что в данном случае процесс сводится к анодному окислению кадмия и катодному восстановлению его ионов, то есть переносу кадмия с анода на катод.

П р и м е р 6. В какой последовательности будут восстанавливаться ионы металлов при пропускании электрического тока через раствор, содержащий нитраты серебра, алюминия, хрома (III) и меди (II)?

Раствор этих солей содержит катионы Ag⁺, Al³⁺, Cr³⁺ и Cu²⁺, образовавшиеся в результате электролитической диссоциации. Эти ионы должны восстанавливаться на катоде в порядке уменьшения их окислительной активности. Количественной характеристикой окислительно-восстановительной активности вещества является величина стандартного электродного потенциала. Окислительная активность катионов будет уменьшаться в порядке уменьшения алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов.

1. Выпишем из таблицы значения Е⁰ _Ме⁰/_Меⁿ⁺ (см. приложение I, табл. 1).

Е⁰ _Ag⁰/_Ag⁺ = +0,80 B; Е⁰ _Al⁰/_Al³⁺ = ­1,67 B; Е⁰ _Cr⁰/_Cr³⁺ = ­0,71 B; Е⁰ _Cu⁰/_Cu²⁺ = +0,34 B.

2. Сравним эти величины: Е⁰ _Ag⁰/_Ag⁺ > Е⁰ _Cu⁰/_Cu²⁺ > Е⁰ _Cr⁰/_Cr³⁺ > Е⁰ _Al⁰/_Al³⁺, следовательно, легче всего будут восстанавливаться катионы серебра, затем ионы меди и хрома:

Ag⁺ + e = Ag⁰

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

Cr³⁺ + 3e = Cr⁰

Катионы алюминия никогда не будут восстанавливаться на катоде при электролизе водных растворов, так как Е⁰ _Al⁰/_Al³⁺ < ­ 0,83 В – потенциала, при котором восстанавливаются молекулы воды:.

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^‾.

П р и м е р 7. При электролизе водного раствора соли значение рН в приэлектродном пространстве одного из электродов возросло. Раствор какой соли при этом подвергался электролизу: а) KCl; б) Cu(NO₃)₂ ?

Рассмотрим электролиз растворов этих солей, то есть определим, какие частицы будут участвовать в катодном и анодном процессах, и составим суммарное уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электролизе.

а) соль KCl

Уравнение диссоциации соли: KCl = K⁺ + Cl‾

При электролизе раствора этой соли на катоде будет происходить восстановление молекул воды (см. выбор катодного процесса в примере 3), а на аноде – окисление хлорид-ионов (см. выбор анодного процесса в примере 1).

Катод (­): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН

Анод (+): 2Cl‾ ­ 2e = Cl₂

2Н₂О +2Cl‾ = Cl₂↑ + Н₂↑ + 2ОН‾

электролиз

2Н₂О +2KCl ====== Cl₂↑ + Н₂↑ + 2KОН

б) соль Cu(NO₃)₂

Уравнение диссоциации соли Cu(NO₃)₂ = Cu²⁺ + 2NO₃‾

При электролизе раствора этой соли на катоде будет происходить восстановление ионов меди (см. выбор катодного процесса в примере 1), а на аноде – окисление молекул воды (см. выбор анодного процесса в примере 2).

Катод (­): Cu²⁺ + 2е = Cu⁰ │2

Анод (+): 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺│1

2Cu²⁺ +2 Н₂О = 2Cu⁰ + О₂↑ + 4Н⁺

электролиз

2Cu(NO₃)₂ +2 Н₂О ====== 2Cu⁰ + О₂↑ + 4НNO₃

Значение рН водного раствора повышается в том случае, когда в растворе появляются гидроксид-ионы. Следовательно, электролизу подвергался раствор хлорида калия, так как только в этом случае в прикатодном пространстве образуется основание КОН.