Что значит на инертных электродах

Разница между активными и инертными электродами

Электрохимическая ячейка состоит из двух электрических проводников, которые называются электродами, и ионного проводника, называемого электролитом. Электроды переносят электрический заряд через электр

Содержание:

  • Ключевое различие – активные и инертные электроды
  • Что такое активный электрод?
  • Что такое инертный электрод?
  • В чем разница между активными и инертными электродами?
  • Резюме – Активные и инертные электроды

Ключевое различие – активные и инертные электроды

Электрохимическая ячейка состоит из двух электрических проводников, которые называются электродами, и ионного проводника, называемого электролитом. Электроды переносят электрический заряд через электроны, тогда как электролиты проводят свой заряд через ионы. Электрод – это металл, поверхность которого касается электролита. Электролит – это неметаллический компонент, который может быть раствором или вакуумом. Ионные соединения не могут проводить электричество в твердой форме. Таким образом, они должны быть в жидкой форме, чтобы проводить электричество. Эти жидкие формы представляют собой упомянутые ранее электролиты. Из двух электродов один действует как катод (отрицательно заряжен), а другой действует как анод (положительно заряжен). Электроды в основном бывают двух типов, а именно активные электроды и инертные электроды. Ключевое различие между активным электродом и инертным электродом заключается в том, что активный электрод участвует в химической реакции тогда как яNert-электрод не участвует в химической реакции и не мешает ей.

СОДЕРЖАНИЕ
1. Обзор и основные отличия
2. Что такое активные электроды
3. Что такое инертные электроды
4. Параллельное сравнение – активные и инертные электроды
5. Резюме

Что такое активный электрод?

Активный электрод – это металл, который используется в электрохимических ячейках. Он участвует в реакциях, которые происходят в электролите, чтобы переносить электричество. Активный электрод может быть окисленным или восстановленным.Активные электроды в основном используются в гальванике. Гальваника – это процесс, при котором один металл наносится на другой металл с помощью электрохимической ячейки. Там активный электрод действует как анод, который поставляет катионы в раствор электролита. Затем катионы достигнут катода и заберут имеющиеся там электроны. Это вызывает осаждение ионов металла на поверхности катода. Поэтому материал, на который следует наносить покрытие этим методом, используется в качестве катода. Например, ложку можно покрыть серебром, используя серебряный анод, а ложку – как катод; нитрат серебра будет электролитом.

В основном, активный электрод называют «активным», потому что он активно участвует в химической реакции, происходящей в системе. Поэтому он активно обменивается ионами с раствором электролита. Наиболее часто используемый активный электрод – это медный электрод.

Что такое инертный электрод?

Инертный электрод – это металл, который не участвует и не вмешивается в какие-либо химические реакции. Но он по-прежнему используется для проведения электричества путем переноса электронов с раствором, а не обмена ионами с раствором. Следовательно, он служит электроном. Платина используется как инертный электрод. Но графит широко используется, потому что он дешев. Инертный электрод может подавать или отводить электроны в процессе проведения электричества. Инертные электроды всегда используются в электролизе, процессе, при котором ионное соединение разделяется на элементы. Например, электролиз раствора хлорида натрия дает отдельно натрий и хлор.

В чем разница между активными и инертными электродами?

Активные и инертные электроды

Резюме – Активные и инертные электроды

Электрохимические элементы способны либо генерировать электрическую энергию, либо способствовать выработке электричества, участвуя в химических реакциях. Основными компонентами электрохимической ячейки являются два электрода и электролит. Два электрода называются анодом и катодом в соответствии с их поведением. Активный и инертный электроды – это два типа электродов. Ключевое различие между активным и инертным электродом состоит в том, что активный электрод участвует в химической реакции, тогда как инертный электрод не участвует в химической реакции и не мешает ей.

Ссылки:
1. Миттал В., 2015. Либретексты. [Онлайн] Доступно по адресу: https://chem.libretexts.org/Core/Analytical_Chemistry/Electrochemistry/Electrolytic_Cells/Electroplating#title[ Доступно 26 мая 2017 г.].
2. Чанг Р., 2010. Химия. 10-е изд. Нью-Йорк: Макгроу-Хилл.

Изображение предоставлено:
1. «Гальванический элемент с маркировкой» Автор Hazmat2 – собственная работа (CC BY 3.0) через Commons Wikimedia
2. «Электролиз раствора хлорида меди» от Siyavula Education (CC BY 2.0) через Flickr

Электролиз водных растворов на инертных электродах

Особенность электролиза водных растворов электролитов связана с тем, что на электродах всегда присутствует смесь частиц, способных восстанавливаться или окисляться, поэтому необходимо знать, какая из частиц будет участвовать в электродном процессе, а какая — нет. Это довольно сложная проблема, но в практике проведения электролиза были выработаны достаточно простые правила, позволяющие определять, какой из ионов легче восстанавливается или окисляется в конкретных условиях. Эти правила не абсолютны, они определяют большую вероятность какого-либо процесса, но не исключают возможности протекания и других процессов. Разработаны правила преимущественного восстановления катионов (молекул воды) на катоде и окисления анионов (молекул воды) на аноде.

Правила, лимитирующие последовательность восстановления катионов на катоде.

1. Из смеси катионов на катоде легче восстанавливается тот, который имеет больший положительный стандартный электродный потенциал.

Это правило общее, но оно может нарушаться из-за наличия явлений перенапряжения, которое необходимо учитывать в каждом конкретном случае. Так, из смеси катионов цинка, железа и меди первоначально восстанавливается катион меди, затем катион железа и в последнюю очередь — катион цинка (проверьте это утверждение по ряду напряжений). .

Из водных растворов солей металла, начиная с марганца и металлов, стоящих в ряду напряжений правее его (электродный потенциал металла или -1,18 В или положительнее его), на катоде восстанавливаются катионы металла.

Хотя стандартный электродный потенциал железа меньше нуля (-0,44 В), на катоде из водного раствора будут восстанавливаться катионы Fe 2+ , а не [Н30] + , так как перенапряжение выделения катионов гидроксония очень велико за счет их малой концентрации в растворе.

Несмотря на то что потенциал цинкового электрода меньше нуля, восстанавливаться будут катионы цинка из-за высокого перенапряжения выделения катионов водорода за счет малой их концентрации или по другим причинам.

2. Если имеется смесь катионов металла с потенциалом, более отрицательным, чем —1,18 В, и катионов гидроксония, то из водного раствора восстанавливаются или молекулы воды, или катионы гидроксония.

Из водных растворов солей нельзя получать в свободном состоянии металлы, у которых стандартный электродный потенциал отрицательнее, чем -1,18 В н.в.э. (их получают только электролизом расплавов).

Правила, лимитирующие последовательность окисления анионов на аноде.

1. Анионы окисляются на аноде в порядке нижеприведенного ряда:

Г, S 2 -, В г, Cl”, ОН-, F-, NO;, NO;, СО^*, SO^-, S0 2

  • -? окисление аниона затрудняется.
  • 2. Из смеси бескислородного аниона (кроме фторид-аниона) и аниона гидроксида ОН – на аноде окисляется бескислородный анион.

Из смеси анионов СГ и ОН” окисляется анион хлора.

3. Из смеси ионов гидроксида и кислородсодержащего аниона или фтррид-аниона на аноде окисляются или ионы ОН”, или молекулы воды. Так, из смеси ОН” и СО^” окисляются анионы гидроксида или молекулы воды.

Следует отметить следующее:

  • 1. Если электролизу подвергается соль сильного основания и сильной кислоты, то концентрация Н + и ОН” очень мала, тогда на аноде вместо ионов ОН” окисляются молекулы воды, а на катоде восстанавливаются молекулы воды вместо катионов гидроксония (водорода).
  • 2. При написании уравнений электролиза необходимо использовать суммарные уравнения восстановления (а) и окисления (б) воды, а также окисления ионов ОН” (в).

Рассмотрим несколько типичных примеров химизма электролиза водных растворов солей.

1. Электролиз водного раствора хлорида меди(Н) на угольных электродах. Хлорид меди(Н) подвергается гидролизу, так как является солью слабого основания и сильной кислоты; среда раствора — кислая. Угольный электрод — инертный:

2. Электролиз водного раствора хлорида калия на угольных электродах. Угольные электроды инертны; хлорид калия — соль сильной кислоты и слабого основания, поэтому среда нейтральна:

катод (-): К + , Н + , Н20, так как концентрация Н + очень мала, то восстанавливаются молекулы воды:

— Н2 + 20Н“ (на катоде накапливаются ионы ОН”, т. е. щелочь): анод (+): ОН , СГ, молекулы воды, окисляются ионы С1 :

(суммарно) 2КС1 + 2Н20 = 2КОН + С12Т + Н2| (возможны и вторичные

процессы электролиза: так, С12 взаимодействует с КОН, образуя хлорид калия и гипохлорит калия, ит.д.).

3. Электролиз водного раствора карбоната калия на угольных электродах. Карбонат калия — соль слабой кислоты и сильного основания, подвергается гидролизу, при этом возникает щелочная реакция среды; угольные электроды — инертны:

катод (-): К + , НОН, Н + (восстанавливается преимущественно НОН, т. е. Н + очень мало). 2НОН +

= H2t + ОН” (на катоде накапливаются ионы ОН”, т. е. щелочь КОН);

анод (+): СО^”, ОН”, НОН (окисляются или ионы ОН”, или молекулы Н20):

= 2Н20 + 02t

  • б) 2НгО – 4е = 4Н + + 02Т (на аноде получаются ионы Н + ), поэтому возможен процесс:
  • в межэлектродном пространстве возможна реакция

    Следует отметить, что электролизу, подобно карбонату калия, будут подвергаться все растворимые карбонаты и сульфиты, т. е. сернистая и угольная кислоты при очень небольших концентрациях разлагаются на воду и газообразный ангидрид соответствующей кислоты.

    4. Электролиз водного раствора хлората железа(Ш) на угольных электродах. При электролизе соли среднеактивного металла и кислородсодержащего аниона образуются металл и кислота или продукты ее разложения:

    хлорат железа(Ш) — соль слабого основания и сильной кислоты, подвергается гидролизу, за счет чего возникает кислая среда, т. е. избыток Н + :

    катод (-): Н + , Fe 3+ , Н20 ( восстанавливаются ионы Fe 3+ ):

    анод (+): С103, ОН , Н20 (окисляются молекулы Н20, так как ионов ОН’ в растворе очень мало): 2Н20 -4е

    = 4Н + + 02| (на аноде образуются катионы Н + ); эл ток

    • (суммарно) 4Fe(C103)3 + 6Н20 = 4Fe + 12НСЮ3 + 302t
    • 5. Электролиз водного раствора фторида калия на угольных электродах. При электролизе фторидов, солей кислородсодержащих кислот и активных металлов происходит электролитическое разложение воды:

    Это соль слабой кислоты (HF) и сильного основания (КОН) подвергается гидролизу, в результате чего возникает щелочная среда (избыток ионов ОН”);

    катод (-): К + , Н20 (ионов Н + в этом растворе практически нет); восстанавливаются молекулы воды:

    анод (+): F”; Н20, ОН ; возможно окисление и молекул воды, и ионов ОН’:

    Суммарно (без перемешивания):

    Суммарно (при перемешивании КОН и HF реагируют друг с другом, образуя KF и воду):

    Сокращая формулу соли (KF), получим

    т. е. в данном случае фторид калия создает электрическую проводимость среды.

    Следует отметить, что аналогично фторидам и кислородсодержащим солям щелочных металлов протекает электролиз сильных кислот и щелочей: электролизу подвергается вода, а названные соединения создают электрическую проводимость среды.

    Электролиз всех рассмотренных солей (1—5) протекает на инертных электродах. В практическом отношении интересны случаи электролиза на активных электродах. Рассмотрим особенности такого электролиза солей.

    6. Электролиз водного раствора хлорида железа(Н) на железных электродах. Электролиз солей на активных анодах (изготовлены или из металла, соль которого подвергается электролизу, или иного активного металла) сводится к переносу массы анода на катод:

    Катод (-): [Fe], Н + ; Н20; Fe 2+ (восстанавливаются ионы Fe 2+ , так как перенапряжение восстановления Н + на железном электроде больше, чем для Fe 2+ ):

    Анод (+): [Fe], ОН”, СГ, Fe°, Н20; состоит из четырех видов частиц, способных окисляться на аноде, легче всего будут окисляться атомы железа:

    За счет окисления железа и перехода его ионов в раствор масса анода уменьшается (анод разрушается), а масса катода увеличивается.

    Суммарно: масса анода переходит на катод.

    Электролиз солей на активных анодах составляет основу гальванотехники — прикладная электрохимия, включающая процессы электролитического осаждения металлов на металлические или неметаллические изделия. Гальванотехника включает в себя гальванопластику и гальваностегию.

    Гальванопластика — получение точных металлических копий электролитическим осаждением металла на металлическом или неметаллическом оригинале. Применяют при создании произведений искусства.

    Гальваностегия — нанесение покрытия на металлическое или неметаллическое изделие электролитическим осаждением металла. Используют как способ создания предметов искусства, а также для защиты различных изделий от коррозии.

    Электролиз солей на активных анодах является эффективным методом очистки металлов от примесей, что позволяет получать металлы высокой чистоты, например получение рафинированной меди.

    Электролиз широко используется в деятельности человека. На нем основаны различные электрохимические производства. Электролитически получают многие металлы и неметаллы в свободном состоянии, его применяют для образования защитных пленок на металлических изделиях (цинкование сталей), для придания изделиям высоких эстетических и художественных качеств. Электрохимические производства при нерациональной их организации могут нанести вред природной окружающей среде за счет выброса в нее сточных вод. Эти воды содержат большое количество солей тяжелых и других металлов, негативно воздействующих на природные экологические процессы. Кроме их загрязняющего воздействия, неутилизированные сточные воды наносят значительный экономический ущерб, так как в них содержатся ценные для производственной деятельности вещества.

    • ? Задания для самостоятельной работы
    • 1. Поясните, почему электролиз относят к окислительно-восстановительным процессам, и найдите принципиальное различие электролитических процессов от процессов, протекающих в гальванических элементах.
    • 2. Назовите катион, который будет первым восстанавливаться на катоде: Zn 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ ; ответ обоснуйте.
    • 3. Поясните, чем активные аноды отличаются от инертных; приведите примеры таких анодов.
    • 4. Обоснуйте экономическую целесообразность применения электролиза расплавов.
    • 5. Напишите уравнения, характеризующие электролиз водных растворов хлорида натрия, нитрита калия, хлорида цинка на угольных электродах, а также хлорида платины на платиновых электродах.

    Научная электронная библиотека

    Кушхов Х Б, Адамокова М Н, Кучмезова Ф Ю,

    Лабораторная работа № 1. ПОДГОТОВКА ЯЧЕЕК И ЭЛЕКТРОДОВ ДЛЯ ПРОВЕДЕНИЯ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ИССЛЕДОВАНИЙ

    Особенности электрохимического эксперимента.
    Общие требования к электрохимическим ячейкам

    Первое и одно из основных требований к электрохимическим системам состоит в том, что она должна обеспечивать возможность проведения измерений в экстремально чистых условиях. Это требование накладывает ограничения, прежде всего на число материалов, из которых может быть изготовлена электрохимическая ячейка. Для измерений в водных растворах электролитов чаще всего используют стеклянные ячейки. Кроме стекла для изготовления ячеек часто используют политетрафторэтилен, или тефлон.

    Недопустимо соединение различных частей ячейки резиновыми, корковыми или полимерными трубками, поскольку это может привести к загрязнению исследуемой системы поверхностно-активными веществами.

    С особой осторожностью следует пользоваться различными смазками для шлифов и кранов. Конструкция ячейки должна гарантировать невозможность попадания воздуха в исследуемую систему.

    Любая электрохимическая ячейка должна иметь, по крайней мере, два электрода и электролит (рис. 1).

    В общем случае под электродом понимают границу раздела фаз, на которой направленное движение электронов (носителей заряда) меняется на направленное движение ионов или наоборот. Раствор (или расплав), обеспечивающий направленное движение ионов, называют электролитом. При этом один из электродов выполняют роль электрохимического датчика, чувствительного к процессам, протекающим с участием электронов или ионов, т.е. этот электрод реагирует на фактор возбуждения (ток, потенциал) и состав электролита.

    В электрохимических ячейках, используемых для точных измерений, всегда присутствуют три электрода (иногда четыре): индикаторный или рабочий электрод, электрод сравнения и вспомогательный электрод (противоэлектрод). Функционирование индикаторного электрода связано с его чувствительностью к частицам, которые присоединяют или отдают электроны либо служат источниками ионов, проявляющих подвижность в материале, из которого состоит чувствительный элемент электрода. Если в исследуемом растворе под действием протекающего через ячейку тока происходят значительные изменения состава, то тогда индикаторный электрод называют рабочим. При этом не имеет особого значения происходит ли изменение состава электролита в его глубине или в объеме электрода. Например, ртутный электрод в вольтамперометрии является индикаторным электродом, тогда как рабочий электрод, поскольку при электролизе происходит существенное изменение состава раствора.

    Рис. 1. Схема двухэлектродной электрохимической ячейки

    Второй электрод ячейки – электрод сравнения (неполяризующийся электрод) служит элементом измерительной цепи и имеет достаточно стабильный и воспроизводимый потенциал, не зависящий от среды, в которую он помещен. Его используют в качестве эталона, относительно которого измеряют потенциал индикаторного электрода. Под действием тока, времени или других факторов потенциал электрода сравнения должен оставаться практически постоянным, т.е. его измерение должно быть соизмеримо с ошибкой измерения.

    Если раствор имеет высокое омическое сопротивление и ток, протекающий через ячейку, достаточно велик, то вследствие падения напряжения в объеме раствора контроль за потенциалом индикаторного электрода становиться затруднительным. В этом случае применяют трехэлектродную ячейку. В качестве третьего электрода вспомогательный электрод или противоэлектрод. Он обеспечивает протекание тока через ячейку. Вспомогательный электрод обычно изготавливают из инертного материала и не измеряют ни его ток, ни его потенциал.

    Индикаторный электрод всегда выступает как отдельный физический электрод, тогда как два других электрода иногда объединяют. При этом в ячейке находятся два физических электрода – индикаторный и электрод сравнения. Двухэлектродные ячейки более просты по конструкции, чем трехэлектродные. Их применяют в тех случаях, когда токи, проходящие через ячейку достаточно малы (несколько микроампер), а электролит имеет низкое сопротивление. Однако замена трехэлектродной ячейки на двухэлектродную никогда не приводит к улучшению результатов измерений. Двухэлектродные ячейки имеют худшие параметры, чем трехэлектродные.

    Из-за большого различия в методах электрохимических измерений рекомендовать какую-то одну универсальную конструкцию ячейки не представляется возможным. Электрохимические ячейки чаще изготавливают из какого-либо твердого химически стойкого материала, например, термостойкого стекла (пирекс) или кварца, иногда для растворов используют тефлон и другие полимерные материалы.

    Главная проблема, которую необходимо решать при конструировании ячеек – определение оптимального месторасположения электродов. При электрохимических измерениях регистрируются изменяющиеся во времени электрический ток или разность потенциалов. Если через ячейку протекает большой ток или она имеет большое сопротивление, то измеряемая разность потенциалов будет зависеть от положения электрода сравнения, поскольку ее величина включает в себя падение напряжение в объеме электролита iRv между этими электродами.

    Электроды для проведения электрохимического эксперимента

    Вряд ли можно какой-либо электрод назвать универсальным, т.е. имеющим все необходимые свойства для использования в электрохимическом анализе. Многие электроды специально созданы для определенного метода электрохимического анализа.

    Понятие инертный электрод означает, что материал, из которого он изготовлен, не принимает участия в химических и электрохимических реакциях, протекающих на его поверхности. Однако на протекание электродных реакций на инертных электродах могут влиять такие факторы, как адсорбция вещества на поверхности электрода, ее физические свойства, способы регенерации и т.д. Инертные электроды применяются в качестве вспомогательных или индикаторных электродов.

    Среди материалов для изготовления инертных электродов наиболее предпочтительны благородные металлы. В порядке уменьшения частоты применения благородные металлы можно расположить в следующий ряд: платина, золото, серебро, палладий, родий, иридий. Преимущество электродов из благородных металлов в том, что при прохождении электрического тока они не вступают в химические реакции с компонентами электролита, и, следовательно, рабочий диапазон зависит только от состава электролита. Однако при использовании таких электродов всегда необходимо учитывать возможность адсорбции на поверхности электрода реагентов или продуктов электрохимической реакции.

    Инертные электроды, изготовленные из углеродных материалов, также нашли широкое применение. Среди них, наиболее часто упоминаются электроды из графитовых стержней, используемых в спектроскопии. Они применяются для исследований, в которых не требуется знание площади поверхности электрода. Из-за высокой пористости эти электроды дают плохо воспроизводимые результаты.

    Другим наиболее распространенным материалом для изготовления электродов является стеклоуглерод. Этот углеродный материал имеет высокую механическую прочность, химически устойчив, крайне малопорист и относительно хорошо проводит электрический ток. Для получения обновленной поверхности торец электрода периодически полируют с помощью специальных порошков на основе оксида алюминия и алмазной пыли.

    Плотность тока на электроде, площадь электрода
    и назначение электрода

    Изменение потенциала, происходящее в результате протекания тока через электрод, зависит не от величины, а от плотности тока, т.е. силы тока, отнесенной к единице площади электрода. Плотность тока обычно обозначают буквой i, а ток – буквой I. В практике электрохимических методов анализа площадь электрода принимают равной его геометрической площади, если величина площади электрода не
    установлена другим способом. Таким образом, площадь электрода из квадратного кусочка фольги принимается равной площади измеренного квадрата, рассчитанной для каждой из двух сторон фольги; очень маленький дополнительный вклад в суммарную площадь дают края фольги и поверхность поддерживающей ее проволоки. При расчете площади проволочного электрода его представляют в виде цилиндра, площадь которого равна произведению диаметра цилиндра на его длину и на число π. Реальная площадь электрода, или его площадь на молекулярном уровне, пропорциональна геометрической площади, но не равна ей. Отношение реальной площади к геометрической всегда больше единицы или равно единице; для жидкометаллических электродов, например ртутных, это отношение близко к единице, но для твердых электродов оно может во много раз превышать единицу. Это отношение, фактор шероховатости электрода, имеет только приблизительно постоянную величину для электродов из одного материала, даже если способы обработки их поверхности совершенно одинаковы. Факторы шероховатости жидких и твердых электродов сильно различаются и могут различаться даже в том случае, когда один и тот же электрод используется в различных или следующих друг за другом экспериментах. С помощью полировки или даже электрополировки поверхности фактор шероховатости твердого электрода можно уменьшить, но все же он еще будет значительно превышать единицу. Сила тока, протекающего через индикаторный электрод, зависит от типа проводимых измерений, так что плотность тока на этом электроде может значительно изменяться при переходе от одного вида измерений к другому. Плотность тока электрода сравнения должна стремиться к нулю, так как увеличенный электрический ток ухудшает стабильность потенциала электрода сравнения, другими словами, поляризует его. Чтобы устранить поляризацию, на электроде сравнения устанавливают небольшой ток или же используют электрод сравнения с большой площадью, а лучше всего сделать и то и другое. Площадь электрода сравнения по возможности должна быть значительно больше площади индикаторного электрода. Ток, проходящий через вспомогательный электрод, нельзя сделать достаточно малым, поскольку величина этого тока определяется током, протекающим через индикаторный электрод. Тем не менее, плотность тока на вспомогательном электроде должна быть значительно меньше, чем на индикаторном, чтобы только индикаторный электрод контролировал ток ячейки, определяемый происходящей в ней реакцией, так как контролирующие ток процессы наблюдаются на индикаторном, а не на вспомогательном электроде. Следовательно, площадь вспомогательного электрода в тех случаях, когда это возможно, должна быть значительно больше, чем у индикаторного, или же необходимо снять значительную поляризацию с вспомогательного электрода каким-либо другим способом. Конечно, необходимо также изолировать индикаторный электрод от продуктов реакции, образующихся на вспомогательном электроде и электроде сравнения, иначе индикаторный электрод будет реагировать на эти продукты. В этих целях обычно применяют пористые пластинки или солевые мостики, разделяющие электроды в ячейке.

    Экспериментальная часть

    Собрать трехэлектродную ячейку для проведения электрохимических исследований при высоких температурах как показано на рис. 2.

    1 ‒ кварцевый стакан; 2 ‒ штуцер для вакуумирования ячейки; 3 ‒ кольцо с резьбой; 4 – фторопластовая втулка; 5 ‒ стальная зажимная гайка; 6 ‒ кольцо из вакуумной резины; 7 ‒ кольцо из фторопласта; 8 ‒ пробки
    из вакуумной резины; 9 ‒ индикаторный электрод; 10 ‒ электрод сравнения;
    11 ‒ токопроводы к аноду; 12 ‒ термопара; 13 ‒ загрузочное устройство; 14 ‒ стопорное кольцо; 15 ‒ серпентиновые шайбы; 16 ‒ фарфоровые трубки; 17 ‒ рубашка охлаждения

    С инертными электродами

    Электролиз водных растворов солей осложняется участием в электродных процессах молекул воды, которые могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

    Из нескольких возможных процессов на электроде будет протекать тот, осуществление которого требует наименьшей затраты энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться в первую очередь ионы, имеющие большую алгебраическую (более положительную) величину электродного потенциала. Окисляться же на аноде будут в первую очередь ионы, имеющие наименьшую алгебраическую более (отрицательную величину) электродного потенциала.

    Для объяснения процессов, происходящих при электролизе водных растворов солей на катоде, можно руководствоваться следующими правилами:

    1. Катионы металлов, у которых стандартный электродный потенциал более положителен, чем у водорода (от Cu 2+ до Au 3+ ), при электролизе практически полностью восстанавливается на катоде;

    2. Катионы металлов с большой отрицательной величиной стандартного электродного потенциала (от Li + до Al 3+ включительно) не восстанавливается на катоде, вместо них восстанавливаются молекулы воды с выделением водорода и накоплением в растворе гидроксид-ионов 2H2O + 2`e ® H2 + 2OH – ;

    3. Катионы металлов имеющих более отрицательный стандартный электродный потенциал, чем у водорода но менее отрицательный, чем у алюминия (от Mn 2+ до H + ), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды (восстановление катионов металлов, стоящих в ряду стандартных потенциалов от Mn 2+ до H + , возможно благодаря высокому перенапряжению водорода на этих металлах).

    Если водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного электродного потенциала соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag + , Cu 2+ , Fe 2+ сначала будут восстанавливаться катионы Ag + (E ° Ag 2+ /Ag = 0,799 B), затем катионы меди Cu 2+ (E°Cu 2+ /Cu = + 0,337 B) и, наконец катионы железа Fe 2+ (E°Fe 2+ /Fe = – 0,440 B).

    Для объяснения процессов, происходящих при электролизе водных растворов солей на аноде, можно руководствоваться следующими правилами:

    1. Если анионы в своём составе не содержат кислорода (например, Cl – , Br – , J – , S 2- ), то легче окисляются именно они, а не вода;

    2. Если же раствор электролита содержит анионы кислородосодержащих кислот (например, SO4 2- , NO3 – , CO3 2- , PO4 3- ), или фторид-ионы F – , то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды с выделением кислорода и накоплением в растворе ионов водорода 2H2O – 4`e ® O2 + 4H + если реакция среды кислая (рН 7) на аноде окисляются гидроксид-ионы OH – 4OH – – 4`e ® O2 + 2H2O.

    Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов с инертными электродами.

    Пример 1. Составить схему электролиза водного раствора CuCl2 с инертными электродами.

    Решение. Так как величина стандартного электродного потенциала меди Е°Cu 2+ /Cu = + 0,336 B значительно положительнее, чем Е° + /Н2 = 0,000, то на катоде будут восстанавливаться ионы Cu 2+

    На аноде будут окисляться ионы хлора Cl – , так как хлорид-ионы не содержат в своём составе кислород

    Схема электролиза водного раствора CuCl2 будет выглядеть так

    CuCl2 Û Cu 2+ + 2Cl –

    катод (-) Cu 2+ + 2`e ® Cu 0

    Cu 2+ + 2Cl – ® Cu 0 + Cl2

    Законы Фарадея

    Изучая процесс электролиза, английский учёный М. Фарадей установил количественные соотношения при электролизе, которые выражаются двумя законами.

    Первый закон Фарадея: массы веществ, выделяющихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита .

    Второй закон Фарадея: одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы различных веществ, пропорциональные молярным массам их эквивалентов.

    Для выделения одного моля эквивалентов любого вещества необходимо одно и то же количество электричества, равное 96500 Кл, называемое числом Фарадея (F).

    Оба закона Фарадея можно выразить общей формулой

    m – масса выделившегося на электроде вещества, г;

    MЭК – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль;

    I – сила тока в амперах, А;

    t – продолжительность электролиза в секундах, с;

    F – число Фарадея, равное 96500 Кл.

    Если I = 1А, t = 1 с и, следовательно, Q = I t = 1Кл, то МЭК/F называется молярной массой электрохимического эквивалента вещества – это масса вещества, выделившегося на электроде током силой в 1 А в течение 1 с или количеством электричества 1 Кл.

    МЭК для элементов определяется как

    М – молярная масса элемента, г/моль;

    В – валентность элемента.

    Если на электродах выделяются газообразные вещества, то вместо формулы (6) можно воспользоваться

    V – объём выделившегося на электроде газообразного вещества, л;

    VЭК – объём моля эквивалентов газообразного вещества при н.у. Так, объём моля эквивалентов водорода (н.у.) равен половине объёма моля молекул водорода VЭК (H2) = 11,2 л, а VЭК2) = 5,6 л.

    При электролизе во многих случаях наряду с основными процессами окисления и восстановления протекают параллельные реакции, например, реакция образовавшегося вещества с электродом или электролитом, выделением на катоде наряду с металлом водорода. Это приводит к тому, что масса вещества, полученного при электролизе, часто меньше той, которая соответствует количеству электричества, прошедшего через электролит.

    Отношение массы реально выделенного вещества на электроде (m1) к теоретической (m), умноженной на 100, называется выходом по току h

    Приведём несколько примеров решения задач.

    Пример 1. Определить массу меди, которая выделится на катоде при электролизе раствора сульфата меди (II) в течении 20 мин. при силе тока 4 А. Составить схему электролиза водного раствора CuSO4.

    Решение. Определим МЭК (Cu) = М (Cu)/В = 63,54/2 = 31,77 г/моль и подставив в формулу (6), числовые значения МЭК (Cu), I и t (1200 с), получим массу меди, которая должна выделиться на катоде

    Схема электролиза раствора CuSO4

    катод (-) Cu 2+ + 2`e ® Cu 0 | 2

    2Cu 2+ + 2H2O ® 2Cu 0 + O2 + 4H +

    Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

    Электролиз водных растворов солей

    Тема электролиза довольна большая, формул в ней много и, как мне кажется, больше ее изучают на уроках физики… Я хочу рассмотреть ту часть, которая касается химии, и при этом только формат ЕГЭ — электролиз водных растворов солей.

    Электролиз водных растворов солей

    Для начала давайте представим себе систему, в которой происходит электролиз.

    Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

    Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

    • Анод — положительно заряженный электрод
    • Катод — отрицательно заряженный электрод

    Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

    При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

    • Неметаллы и их производны, анионы — к аноду
    • Металлы и их производный, катионы — к катоду

    Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

    Разберем сначала катионы :

    • Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
      2H2O + 2е = H2 + 2OH – Образовавшийся водород H2 идет к катоду
    • Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:
      Cu 2+ + 2е = Cu 0 Медь осаждается на катоде
    • Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды :
      2О + 2е = Н2+ 2ОНZn 2+ + 2e = Zn 0

    Теперь анионы-кислотные остатки :

    • Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
      2H2O — 4e = O2 + 4H + Образовавшийся O2 выделяется на аноде
    • Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
      Cl − — 1e = Cl2 0 Хлор выделяется на аноде
    • Исключение: F − — вместо него будет выделяться кислород.

    Примеры:

    1 .1. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

    1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

    анод (+): Cl − — 1e = Cl 0 ; Cl 0 +Cl 0 =Cl2

    2.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

    K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0

    2.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

    катод (-): Cu 2+ + 2e = Cu 0

    анод (+): 2Cl − — 2e = 2Cl 0

    Электролиз водных растворов солей отличается от электролиза расплавов.

    Отличие — в наличии растворителя. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

    • ЕГЭ это вопрос Части B № 3

    Обсуждение: “Электролиз водных растворов солей”

    Здравствуйте. Очень благодарна вам за такое понятное объяснение темы.
    У меня к Вам вопрос. В одном из заданий В3, где нужно было определить продукт на катоде, я столкнулась с такой проблемой. В одной из формул веществ был написан AlCl3. Продуктом на катоде я написала водород. Но в ответ к заданию был алюминий. Скажите в чём моя ошибка или это ошибка в тесте?

    Водород — правильный ответ. В ответах к тренировочным тестам ЕГЭ очень часто бывают ошибки. Да и не только в ответах. В этом году, например, в заданиях пробных ЕГЭ быди ошибки!

    1. Запишите все возможные процессы на аноде, установите потенциалы процессов.

    2. Сравните потенциалы анодных процессов и определите, какой из них протекает в первую очередь?

    3. Выясните, меняется ли среда около анода, если да, то как и почему?

    4. Запишите все возможные процессы на катоде, установите потенциалы процессов.

    5. Сравните потенциалы катодных процессов и определите, какой из них протекает в первую очередь.

    6. Установите, меняется ли среда около катода, если да, то как и почему?

    7. Запишите итоговую схему процесса электролиза.

    0,1 M раствор CuSO4

    pH = 5, катод – Al, анод – Сu

    здесь решают задачи школьного уровня. Не сможем вам помочь

    Спасибо большое за это объяснение, но всё же не совсем понятно. Что делать со среднеактивными металами такими как Mn,Zn, Cr … Pb.
    ZnCl2 ↔ Zn2+ + 2Cl−

    K»катод»(-): Zn2+ + 2e = Zn0

    A»анод»(+): 2Cl− — 2e = 2Cl
    Разве здесь не так?
    Заранее спасибо.

    Надо различать электролиз расплавов и электролиз растворов солей.
    В случае электролиза расплава соли ZnCl2 на катоде выделится Zn, на аноде — Cl2.

    Если мы рассмотрим электролиз растовра ZnCl2, то вместо Zn на катоде будет выделяться водород, на аноде будет Cl2:
    ZnCl2 + 2H2O (электролиз)-> Zn(OH)2 + H2 + Cl2

    Я снова здесь. первый вопрос такой — электролиз раствора NaOH
    K(-)2H2O +2e = H2 + 2OH(-)
    A(+)4OH(-) -4e = O2 + 2H2O общее уравнение как будет выглядеть?

    NaOH (р-р) + 2H2O= (электролиз) = 2H2 + O2 + NaOH, т.е. по сути электролизу подвергается вода 🙂

    Или все-таки натрий должен восстанавливаться на катоде?

    В водном растворе натрий не будет на катоде. только при электролизе расплава

    сама себя спрашиваю, сама себе отвечаю))) Натрий восстанавливается если в расплаве. Здесь наверное общее уравнение электролиза это разложение воды током. 2H2O = 2H2 + O2

    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий