Тема: Косвенные процесы в электролизе. Число переноса ионов. Выполнила : Асан

Асель ЖХМ-611Ф

Международный казахско- турецкий университет имени Ходжи Ахмеда Ясави

Факультет естествознания

катионов на катоде (-)
- окисления анионов

на аноде (+),
которые не могут протекать самопроизвольно.

это совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Сущность электролиза:

ртути. Анодный потенциал выделения хлора при электролизе соляной кислоты и растворов хлоридов никеля, меди и ртути

практически одинаков, однако значения катодного потенциала для каждого из этих процессоа существенно различны
КОСВЕННЫЕ МЕТОДЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ   Работы, выполняемые методом косвенной кулонометрии, или кулонометрического титрования, при постоянной силе тока электролиза  При разработке косвенных методов электролиза соляной кислоты исходят из стремления, сохранив неизменными условия и продукты анодного процесса, изменить катодный процесс так, чтобы снизить величину катодного потенциала и соответственно уменьшить общее напряжение на ячейке, что позволяет сократить расход электроэнергии на получение хлора. В этих условиях на катоде водород не образуется, а происходит восстановление катионов до металла, как, например, в процессах электролиза хлоридов никеля или ртути, или же до образования катионов меньшей валентности, как при электролизе хлоридов меди или железа. 

температурах);
при плавлении разрушаются кристаллические решётки;
в расплаве беспорядочно

двигаются не гидратированные ионы.

ПРИМЕНЕНИЕ:
Электролиз расплава солей или оксидов – для получения высокоактивных металлов (калия, алюминия и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой.

- 2e → Cl2
2NaCl → 2Na + Cl2
2. FeF3 K(-):

Fe3+ + 3e → Fe0 |  2
A(+): 2F- - 2e → F20 |  3
2FeF3 → 2Fe + 3F2
3. Na2SO4 K(-): 2Na+ + 2e → 2Na0 |  2
A(-): 2SO42- - 4e → 2SO3 + O2
2Na2SO4 → 4Na + 2SO3 + O2

4. Na2CO3 K(-): 2Na+ + 2e → 2Na0 |  2
A(-): 2CO32- - 4e → 2CO2 + O2
2Na2CO3 → 4Na + 2CO2 + O2

5. KOH K(-): K+ +1e → K0 |  4
A(+): 4OH- - 4e → O2 + 2H20
4KOH → 4K + O2 + 2H2O

электролизе как на аноде, так и на катоде могут

происходить конкурирующие процессы

при выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии.

Электролиз растворов

Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H|

Cu Hg Ag Pt Au

Чем правее металл (больше алгебраическое значение электродного потенциала), тем меньше энергии расходуется на разрядку его ионов.

Если в растворе катионы Cu2+, Hg2+, Ag+, то последовательность выделения на катоде: Ag+, Hg2+, Cu2+ и только после исчезновения в растворе ионов металлов начнется разрядка ионов Н+.

Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H |

Cu Hg Ag Pt Au

Только:

2H2O + 2e  H2 + 2OH-
(в нейтральной, щелочной)

2H+ + 2e  H2
(в кислой среде)

(Меn+ - в растворе )

Одновременно:

Меn+ + nе  Ме0

2H2O + 2e  H2 + 2OH-

Меn+ + nе  Ме0
(без восстановления воды)

Катодные процессы

не зависят от материала катода,
зависят от положения металла в ряду напряжений

анодом (поведение кислородсодержащих и
бескислородных кислотных

остатков)

зависят от материала анода и от природы аниона

Ag и др.):
- не зависит от аниона соли,
окисление материала

анода (его растворение),
перенос металла с анода на катод,
концентрация соли в растворе не меняется.

Пример: электролиз раствора (CuCl2, КCl, CuSO4) с медным анодом
на аноде, вместо разрядки ионов (Сl- и выделения хлора) протекает окисление анода (Cu0→ Cu2+ в раствор),
на катоде выделяется медь.
А (+) Cu0 - 2e = Cu2+
К (-) Cu2+ + 2e = Cu0 

/активный, расходуемый/

Применение: при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений, гальваностегии, гальванопластике.

Конкурирующие реакции на электродах :             
на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,
анодное растворение металла (материала анода); 
на катоде — восстановление катиона соли и Н+,
восстановление катионов Меn+, полученных при
растворении анода                               

– два окислительных и восстановительных процесса:
на аноде — окисление

анионов и ОН-,
на катоде — восстановление катионов и ионов Н+.  

В ряду ( ) уменьшается восстановительная активность анионов   (способность отдавать электроны):
I-, Br-,S2-, Cl-, OH-, SО42-, NO3-, РO43-, F-.  

ПРАВИЛА
Анионы кислородсодержащих кислот ( SО42-, NO3-, РO43-, а также F- и ОН-) – не окисляются, а окисляются молекулы воды, выделяется кислород: 2H2O – 4 e  O2 + 4H+,
4ОН- - 4е  O2 + 4H2О.
2. Анионы бескислородных кислот (галогенид-ионов) – окисляются без окисления воды (выделяются свободные галогены):
Асm- - me  Ac0.
3. При окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2 RCOO- - 2е → R-R + 2СО2.

К(-): 2H2O + 2e  H2 + 2OH-
А(+): 2Cl-

- 2e  Cl20
Итог: 2NaCl + 2H2O  Cl2 + H2 + 2NaOH

б) электролиз раствора MgCl2:
К(-): 2H2O + 2e  H2 + 2OH-
А(+): 2Cl- - 2e  Cl20
Итог: MgCl2 + 2H2O  Cl2 + H2 + Mg(OH)2

в) электролиз раствора CaI2:
К(-): 2H2O + 2e  H2 + 2OH-
А(+): 2I- - 2e  I20
Итог: CaI2 + 2H2O  l2 + H2 + Ca(OH)2

Cu2+ + 2e  Cu0
А (+): 2Сl- -

2e  Cl20
Итог: CuCl2 Cu + Cl2

Zn2+ + 2e  Zn0

2H2O +2e  H2 + 2OH-
А(+): 2H2O – 4e  O2 + 4H+
Итог: ZnSO4 + H2O  Zn + H2 + O2 + H2SO4
б) электролиз раствора CuSO4:
К(-): Cu2+ + 2e  Cu0 | 2
А(+): 2H2O – 4e  O2 + 4H+
Итог: 2CuSO4 +2 H2O  2Cu + O2 + 2H2SO4
в) электролиз раствора Cu(NO3)2:
К(-): Cu2+ + 2e  Cu0 | 2
А(+): 2H2O – 4e  O2 + 4H+
Итог: 2Cu(NO3)2 +2 H2O  2Cu + O2 + 4HNO3
г) электролиз раствора FeF3:
К(-): Fe3+ + 3e  Fe0 | 4
А(+): 2H2O – 4e  O2 + 4H+ | 3
Итог: 4FeF3 + 6H2O  4Fe + 3O2 + 12HCl
д) электролиз раствора AgNO3:
К(-): Ag+ + 1e  Ag0 |  4
А(+): 2H2O – 4e  O2 + 4H+
Итог: 4AgNO3 + 2H2O  4Ag + O2 +4HNO3

+ 2e H2 + 2OH- |  2
А(+): 2H2O

– 4e  O2 + 4H+
Итог: 2H2O  2H2 + O2

При электролизе водного раствора соли активного металла кислородсодержащей  кислоты  (например,  КNО3)  ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.
На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз раствора нитрата калия сводится к электролитическому разложению воды.

Пример 5.
Электролиз растворов щелочей
Раствор NaOH, KOH:
K(-): 2H2O + 2e → H2 + 2OH- | 2
A(+): 4OH- - 4e → O2 + 2H2O щелочная среда
Итог: 4H2O + 4OH- 2H2 + O2 + 4OH- + 2H2O
2H2O  2H2 + O2

натрия, кадмия
очистка металлов (меди, никеля, свинца)

защита от коррозии

тока описывается:
m = (Э / F) · I ·

t = (М / (n · F)) · I · t,
где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г);
Э — эквивалентная масса вещества (г/моль);
М — молярная масса вещества (г/моль);
n — количество отдаваемых или принимаем электронов;
I — сила тока (А);
t — продолжительность процесса (с);
F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль = 26,8 А· ч / моль).

Закон Фарадея