Какие продукты при электролизе водного раствора и расплава

Какие продукты при электролизе водного раствора и расплава thumbnail

Определение

Электролиз – это физико-химический окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах электролитов под  действием электрического тока,  заключающийся в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ – продуктов вторичных реакций на электродах.

процесс на катоде K(-): катион принимает электроны и восстанавливается

процесс на аноде A(+):  анион отдает электроны и окисляется  

Рассмотрим процессы, протекающие при электролизе, на примере хлорида натрия. При сильном нагревании твердый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы натрия и хлора, освободившиеся из кристаллической решетки, и поэтому проводит электрический ток. Если в расплав опустить угольные электроды, присоединенные к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы $mathrm{Na^+}$ движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, анионы $mathrm{Cl^–}$ – к положительно заряженному электроду – аноду.

На катоде ионы  $mathrm{Na^+}$ получают электроны и восстанавливаются до металла:

 $ Na^+ + e^- rightarrow Na$ (восстановление),

а на аноде ионы $mathrm{Cl^–}$ отдают электроны и окисляются до свободного хлора:

$2Cl^– – 2e^- rightarrow Cl_2$ (окисление).

Таким образом, в результате процесса электролиза расплав хлорида натрия разлагается на простые вещества:

$K^-: hspace{0.5cm} 2Na^+ + 2e^- rightarrow 2Na$

$A^+: hspace{0.5cm} 2Cl^- – 2e^- rightarrow Cl_2$

Суммарное уравнение электролиза: $2Na^+ + 2Cl^- xrightarrow[]{textrm{эл.ток}} 2Na + Cl_2$  

Электролиз отличается от обычных окислительно-восстановительных реакций. При электролизе полуреакции разделены в пространстве: восстановление происходит только на катоде, а окисление – на противоположном электроде –  аноде.

Окислительное и восстановительное действие электрического тока намного сильнее действия обычных химических веществ. Только с помощью тока ученым удалось получить наиболее активные простые вещества – натрий, калий и фтор. Пионером в использовании электрического тока в химии был английский ученый Гемфри Дэви. Подвергая электролизу расплавы различных соединений, он открыл восемь неизвестных до него химических элементов.

Электролиз растворов электролитов

В водных растворах процессы электролиза осложняются присутствием воды, которая проявляет двойственную природу: она может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя. На катоде вода может принимать электроны, и тогда атомы водорода в ней будут восстанавливаются до газообразного водорода:

$K^-: hspace{0.5cm} 2H_2O + 2e^- rightarrow H_2uparrow + 2OH^–$.

На аноде вода может отдавать электроны, при этом атомы кислорода будут окисляться до газообразного кислорода:

 $A^+: hspace{0.5cm} 2H_2O – 4e^- rightarrow O_2 + 4H^+$.

Другими словами, при электролизе растворов электролитов (чаще всего солей) на катоде и аноде протекают конкурирующие процессы: катионы металла $Me^{+n}$ конкурируют с катионами водорода $H^+$, а анионы кислотных остатков $An^{n-}$ конкурируют с анионами гидроксильных групп $(OH)^-$. Рассмотрим подробнее процессы, протекающие на электродах.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОЦЕССОВ НА КАТОДЕ

На отрицательно заряженном электроде – катоде, происходит восстановление катионов, которое не зависит от материала катода, из которого он сделан, но зависит от активности металла, т.е. от положения металла в электрохимическом ряду напряжения (ЭХР). (Сравниваем окислительную способность, то есть способность принимать электроны, ионов металлов и иона водорода)

Какие продукты при электролизе водного раствора и расплава

Li K Ca Na Mg AlMn Zn Fe Ni Sn PbCu Hg Ag Pt Au

$Me^+n bar{e} ne$

$2H_2O + 2bar{e} =H_2­ + 2OH^-$

$Me^{+n} + n bar{e}  = Me^0$

$2 H_2O + 2bar{e} = H_2­ + 2OH^-$

$Me^{+n} + n bar{e}  = Me^0$

На катоде всегда восстанавливаются молекулы воды

На катоде могут восстанавливаться и ионы металла, и воды

в зависимости от плотности тока, Т и концентрации соли

На катоде всегда восстанавливаются ионы металлов

Если соль образована активным металлом, стоящим в ряду напряжения до марганца, на катоде не восстанавливаются катионы металла, а происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода.

Если металл, образующий соль средней активности (после алюминия, но до водорода), то на катоде возможны два конкурирующих процесса: и восстановление воды, и восстановление катионов металла. Преобладание того или иного процесса зависит от плотности тока, температуры и концентрации соли.

Легче всего принимаю электроны неактивные металлы (стоящие в ЭХР после Н), поэтому они легко восстанавливаются на катоде до простого вещества – металла.

Закономерности процессов на аноде

Процесс на положительно заряженном электроде – аноде зависит от материала анода и от природы аниона. При электролизе растворов электролитов на аноде происходит окисление анионов. Образующийся продукт зависит от восстановительной активности аниона кислотного остатка.

 Ряд восстановительной активности анионов (уменьшается). По способности окисляться анионы располагаются в следующем порядке:

$J^- hspace{6pt} > hspace{6pt} Br^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} S^{2-}  hspace{6pt} > hspace{6pt} Cl^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} OH^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} SO_4^{2-}  hspace{6pt} > hspace{6pt} NO_3^-  hspace{6pt} > hspace{6pt} F^-$

Анод может быть растворимым и нерастворимым (инертным). 

Запомни! 

1. Растворимый анод при электролизе, как правило, растворяется с образованием катионов металла анода.

2. На нерастворимом аноде, если кислотный остаток соли  бескислородный (кроме фторидов!), происходит окисление аниона до простого вещества – неметалла.

3. Если в состав соли входит остаток кислородсодержащей кислоты, то на аноде происходит окисление воды и выделяется кислород. 

Анод    Кислотный остаток

бескислородный

$Cl^-, Br^-, I^-, S^{2-} $

кислородсодержащий

$NO_3^-, SO_4^{2-}, PO_4^{3-}, F^-$

на аноде окисляются ионы кислотного остатка

на аноде окисляются молекулы воды

нерастворимый

Окисление аниона (кроме фторидов):

$Ac^{ m-} – mbar{e} = Ac^0$

В щелочной среде:  

$4OH^- – 4bar{e} rightarrow  2H_2O + O_2­$

В кислой, нейтральной среде:

$2H_2O – 4bar{e} rightarrow 4H^+ + O_2­$

растворимый

 Окисление металла анода: 

$Me^0- nbar{e}= Me^{+n}$

анод          раствор

Рассмотрим процесс электролиза растворов электролитов на конкретных примерах.

Пример 1

Электролиз раствора соли активного металла и бескислородной кислоты

$NaCl leftrightarrow Na^+ + Cl^−$

Рассмотрим полуреакции окисления и восстановления. Натрий – активный металл, он стоит в ряду напряжений левее водорода, поэтому на катоде восстанавливается вода и выделяется водород. Хлорид-ион не содержит атомов кислорода, поэтому на аноде он окисляется и выделяется хлор:

K”катод”(-): $2H_2O + 2bar{e}  = H_2  uparrow+ 2OH^−hspace{0.2cm} | 1$

A”анод”(+): $2Cl^- − 1bar{e} cdot 2  = Cl_2 uparrow hspace{1.1cm} |1$

При сложении уравнений полуреакций получаем сокращенное ионное уравнение электролиза:

Читайте также:  У ребенка аллергия какие исключить продукты

$mathrm{2Cl^– + 2H_2O rightarrow H_2 + Cl_2 + 2 OH^–}$.

Если добавить в левую и правую часть по два иона $mathrm{Na^+}$, которые в самом электролизе не участвуют, получим молекулярное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

$Sigma: hspace{0.5cm} 2NaCl (p-p) + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  H_2 uparrow + Cl_2  uparrow+2NaOH$

Мы видим, что при электролизе раствора такого широко доступного и дешевого вещества, как хлорид натрия, получилось сразу три ценных продукта: водород, хлор и щелочь. Именно поэтому электролиз широко используется в разных отраслях промышленности. С его помощью получают химически чистые металлы и удаляют растворимые примеси из воды.

Пример 2

Электролиз раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты

$Na_2SO_4 (p-p)leftrightarrow 2Na^++SO_4^{2−}$

K(-):  $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow+ 2OH^−hspace{0.3cm} | 2$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2  uparrow+ 4H^+hspace{0.5cm} | 1$

Если первое уравнение умножить на 2 и сложить со вторым уравнением, получим:

$2cdot2H_2O + 2H_2O= 2H_2 + O_2 + 4H^+ + 2cdot 2OH^–$

$6H_2O= 2H_2 + O_2 + 4H^+ + 4OH^–$.

Ионы водорода и гидроксид-ионы реагируют друг с другом:

$mathrm{4H^+ + 4OH^– = 4H_2O}$

После сокращения молекул воды в левой и правой частях получаем полное уравнение электролиза:

$Sigma: hspace{0.5cm} 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2H_2 uparrow + O_2 uparrow$

Пример 3

Электролиз раствора гидроксида активного металла

$NaOH (p-p) leftrightarrow Na^+ + OH^−$

K(-): $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2 uparrow + 4H^+$

$Sigma: hspace{0.5cm} 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2H_2 uparrow + O_2 uparrow$

Пример 4

Электролиз раствора соли среднеактивного металла и бескислородной кислоты

$ZnCl_2  leftrightarrow Zn^{2+} + 2Cl^−$

K”катод”(-): $Zn^{2+} + 2bar{e}  = Zn^0$

                   $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A”анод”(+): $2Cl^- − 1bar{e} cdot 2  = Cl_2 uparrow$

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnCl_2(p-p)  + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  Zn +H_2uparrow + Zn(OH)_2downarrow + 2Cl_2 uparrow$

Обратите внимание, что при электролизе водных растворов солей среднеактивных металлов на катоде одновременно выделяется и металл и водород.

Иногда, в рамках решения ЕГЭ, требуется упрощенная запись этого процесса. В таком случае следует записать только выделение водорода на катоде (основной процесс):

$Sigma: hspace{0.5cm}  ZnCl_2(p-p) + 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  H_2uparrow + + Zn(OH)_2downarrow  + Cl_2 uparrow$

Пример 5

Электролиз раствора соли  среднеактивного металла и кислородсодержащей кислоты

$ZnSO_4 (p-p) leftrightarrow  Zn^{2+} +SO_4^{2−}$

K(-): $Zn^{2+} + 2bar{e}  = Zn^0$

        $2H_2O + 2bar{e}  = H_2 uparrow + 2OH^−$

A(+): $2H_2O — 4bar{e}  = O_2 uparrow + 4H^+$

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnSO_4 (p-p)+ 4H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  Zn + +H_2uparrow + Zn(OH)_2downarrow + 2H_2SO_4 + O_2 uparrow$

Иногда, в рамках решения ЕГЭ, требуется упрощенная запись этого процесса. В таком случае следует записать только выделение водорода на катоде (основной процесс):

$Sigma: hspace{0.5cm}  2ZnSO_4 (p-p)+ 2H_2O xrightarrow[]{textrm{эл.ток}}  2Zn + 2H_2SO_4 + O_2 uparrow$

Пример 6

Электролиз гидроксида менее активного металла : 

$Fe(OH)_3xrightarrow[]{textrm{эл.ток}} ne$

невозможно (нерастворим)

Источник

Электролиз (греч. elektron – янтарь + lysis — разложение) – химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через
электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно
заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Электролиз

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания
по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы – положительно заряженные ионы: Na+, K+, Cu2+, Fe3+,
Ag+ и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом
ряду напряжений металлов.

Электролиз катод

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней
активности (Cr, Fe, Cd) – на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы
до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды – выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода – H+ (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается
водород из молекул кислоты: 2H+ – 2e = H2

Анод

К аноду притягиваются анионы – отрицательно заряженные ионы: SO42-, PO43-, Cl-, Br-,
I-, F-, S2-, CH3COO-.

Электролиз анод

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO42-, PO43- – на аноде окисляются не анионы, а молекулы
воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор – если он
попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор – самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO)
превращается в углекислый газ – CO2.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом
активности металлов.

Ряд активности металлов

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде 😉

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3,
NaF, FeI2, CH3COOLi.

Задания на электролиз

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде,
то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH

Натрий – активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген – хлор. Мы пишем уравнение, так
что не можем заставить натрий испариться бесследно 🙂 Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO4:

CuSO4 + H2O → Cu + O2 + H2SO4

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется
кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Читайте также:  В какой системе происходит образование продуктов метаболизма

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача – получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать
методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются
молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

Электролиз расплава

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

AlCl3 → Al + Cl2

LiBr → Li + Br2

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

istochnik postojannogo toka

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

istochnik postojannogo toka pljus jelektrody

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

jelektroliticheskaja jachejka

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

NaCl = Na+ + Cl−

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na+ направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na+ и анионы Cl− разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na+ и потери электронов в случае ионов Cl−. То есть на катоде протекает процесс:

Na+ + 1e− = Na0,

А на аноде:

Cl− − 1e− = Cl

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Сl∙ + ∙Cl = Cl2

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее  записать так:

2Cl− − 2e− = Cl2

То есть мы имеем:

Катод: Na+ + 1e− = Na0

Анод: 2Cl− − 2e− = Cl2

Подведем электронный баланс:

Na+ + 1e− = Na0 |∙2

2Cl− − 2e− = Cl2 |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций, получим:

2Na+ + 2e− + 2Cl− − 2e−= 2Na0 + Cl2

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na++ 2Cl− = 2Na0 + Cl2

далее, объединив ионы Na+  и Cl− получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl(ж.)  => 2Na + Cl2

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Другими словами, ни у катионов Na+, ни у анионов Cl− не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

dipol

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

dipoli vodi katod i anod

При этом могут происходить процессы:

Катод:

2H2O + 2e− = 2OH− + H2

Анод:

2H2O – 4e− = O2 + 4H+

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

2H2O + 2e− = 2OH− + H2

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

2H2O + 2e− = 2OH− + H2 ­­­

Men+ + ne = Me0

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

Читайте также:  Какие продукты нельзя есть при опухолях

2Н+ + 2е− = Н2 – в случае кислоты

Men+ + ne = Me0 – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F−), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

2Сl− − 2e = Cl2

S2- − 2e = So

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

4ОН− − 4е− = 2H2O + O2

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F−) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

2H2O – 4e− = O2 + 4H+

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO− − 2e− = R-R + 2CO2

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl−

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn2+ + 2e− = Zn0 |∙1

Анод: 2Cl− − 2e− = Cl2 |∙1

ZnCl2 = Zn + Cl2

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Катод:

2H2O + 2e− = 2OH− + H2 ­­­

Zn2+ + 2e− = Zn0

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

Анод:

2Cl− − 2e− = Cl2

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3−

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Катод:

Cu2+ + 2e− = Cu0

Нитрат-ион NO3− — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Анод:

2H2O – 4e− = O2 + 4H+

Таким образом:

Катод: Cu2+ + 2e− = Cu0 |∙2

Анод: 2H2O – 4e− = O2 + 4H+ |∙1

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 4H+

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

2Cu(NO3)2 + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 4HNO3

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

СН3СООК = СН3СОО− + К+

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Катод:

2H2O + 2e− = 2OH− + H2

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Анод:

2СН3СОО− − 2e− = CH3−CH3 + 2CO2

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H2O + 2e− = 2OH− + H2 |∙1

Анод: 2СН3СОО− − 2e− = CH3−CH3 + 2CO2 |∙1

2H2O + 2СН3СОО− = 2OH− + Н2+ CH3−CH3 + 2CO2

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

2H2O + 2СН3СООK = 2KOH + Н2+ CH3−CH3 + 2CO2

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H2SO4 = 2H+ + SO42-

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H+ , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н+ + 2e− = H2 |∙2

Анод: 2H2O – 4e− = O2 + 4H+ |∙1

4Н+ + 2H2O = 2H2 + O2 + 4H+

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

2H2O = 2H2 + O2

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na+ + OH−

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H2O + 2e− = 2OH− + H2 |∙2

Анод: 4OH− − 4e− = O2 + 2H2O |∙1

4H2O + 4OH− = 4OH− + 2H2 + O2 + 2H2O

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

2H2O = 2H2 + O2

Источник