Электролиз расплавов и растворов.
Практическое применение электролиза

Ключевые слова конспекта: Электролиз растворов и расплавов электролитов. Практическое применение электролиза. Гальванопластика. Гальваностегия. Рафинирование.

Понятие об электролизе

В растворах и расплавах электролитов в электрическом поле упорядоченно движутся ионы в направлении, которое определяет их заряд. Ионы, несущие положительный заряд, направляются к отрицательно заряженному катоду и называются катионами; отрицательные ионы движутся к положительно заряженному аноду и называются анионами. Ионы достигают поверхности электродов и разряжаются на них, изменяя свой заряд. Так происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой образуются новые вещества.

Чем отличается электролиз от обычных окислительно-восстановительных реакций? Первое отличие очевидно: и окислителем, и восстановителем при электролизе является электрический ток. Второе отличие очень важно: процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, так как они протекают не при контакте частиц друг с другом, а при соприкосновении с электродами электрической цепи.

Различают электролиз растворов и электролиз расплавов электролитов.

Электролиз расплавов электролитов

При расплавлении соединений с ионным видом связи (солей, щелочей) происходит их электролитическая диссоциация. Например, в расплаве хлорид натрия распадается на катионы натрия и хлорид-анионы: NaCl = Na⁺ + Cl^–

Если в расплав погрузить два электрода, движение ионов вместо хаотического становится направленным: под действием электрического поля катионы натрия устремляются к катоду, а анионы хлора — к аноду.

При соприкосновении с катодом ионы натрия принимают от него электроны и превращаются в атомы металла:
катод (–): Na⁺ + ē —> Na⁰ — восстановление

На аноде происходит окисление ионов хлора:
анод (+): 2Cl^– – 2ē —> Сl₂⁰ — окисление

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия можно отразить следующим образом:

Обратите внимание, что под действием электрического тока протекает окислительно–восстановительная реакция, которая самопроизвольно не происходит. Именно поэтому над стрелкой в уравнении реакции обязательно нужно указать условие протекания процесса — электролиз.

Для разделения продуктов, получающихся на катоде и аноде, необходима диафрагма. Например, электролиз расплава гидроксида натрия протекает согласно уравнению: NaOH = Na⁺ + ОН^–

катод (–): Na⁺ + ē —> Na⁰ — восстановление
анод (+): 4OН^– – 4ē —> O₂⁰ + 2Н₂O — окисление

На катоде выделяется металлический натрий, на аноде — кислород и вода. Полупроницаемая диафрагма предохраняет щелочной металл от контакта с водой, разделяя катодное и анодное пространство.

Электролизом расплавов соединений в промышленности получают галогены, водород, кислород, а также активные металлы: щелочные, щёлочноземельные и алюминий. Именно электролизом знаменитый английский химик Гемфри Дэви (в честь которого была утверждена почётная награда — медаль Дэви) впервые получил калий, натрий, кальций и барий. За открытие фтора в 1906 г. французский химик Анри Муассан получил медаль Нобелевского лауреата.

Американский инженер Чарлз Холл в конце XIX в. открыл способ получения алюминия электролизом расплава глинозёмно-криолитной смеси (криолит понижал температуру плавления оксида алюминия). Затем в сотрудничестве с французским химиком Полем Эру он довёл до совершенства технологический процесс, который и лежит в основе современного производства алюминия. Сырьём для получения алюминия являются обезвоженные бокситы, или глинозём — оксид алюминия.

Электролиз растворов электролитов

Процесс протекает с участием молекул воды, которые в ряде случаев не остаются безразличными к электрическому заряду на электродах. Рассмотрим процессы, протекающие на катоде и аноде при электролизе растворов солей различных типов.

1. Электролиз бромида меди(II). При растворении в воде бромид меди(II) диссоциирует в соответствии с уравнением CuBr₂ = Сu²⁺ + 2Вг^–

Если в раствор этой соли поместить два электрода, соединённые с источником постоянного тока, к катоду устремятся катионы меди, а к аноду — бромид–анионы. На электродах начнут протекать окислительно–восстановительные реакции:

катод (–): Сu²⁺ + 2ē —> Сu⁰ — восстановление
анод (+): 2Вг^– – 2ē —> Вг₂⁰ — окисление

2. Электролиз водного раствора хлорида натрия. Эта соль диссоциирует по уравнению NaCl = Na⁺ + Сl^–

Натрий — щелочной металл, поэтому на катоде восстанавливаются полярные молекулы воды:

Основными продуктами электролиза водного раствора хлорида натрия являются выделяющиеся на электродах водород и хлор, а в растворе образуется гидроксид натрия. Вместо катионов щелочных и щёлочноземельных металлов (например, бериллия, магния, алюминия, марганца) происходит восстановление воды с выделением на катоде газообразного водорода.

3. Электролиз раствора сульфата меди(II). В водном растворе данная соль легко диссоциирует: CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄^2–

На катоде будут восстанавливаться ионы меди Сu²⁺:
катод (–): Сu²⁺ + 2ē —> Сu⁰ — восстановление

К аноду устремляются отрицательно заряженные ионы SO₄^2–. Однако на нём окисляются молекулы воды:
анод (+): 2H₂O – 4ē —> 4H + O₂⁰ — окисление

На катоде осаждается металлическая медь, на аноде выделяется кислород, а в прианодном пространстве накапливается серная кислота.

Анионы кислородсодержащих кислот (), а также фторид–анионы при электролизе водных растворов солей (и кислот) на аноде не окисляются. Вместо этого происходит окисление воды: 2Н₂O – 4ē —> 4H⁺ + O₂⁰

4. Электролиз раствора соли, состоящей из катиона щелочного металла и аниона кислородсодержащей кислоты. Рассмотрим процесс на примере нитрата калия: KNO₃ = К⁺ + NO₃^–
   Ни катион калия, ни нитрат–анион в присутствии воды не участвуют в окислительно–восстановительных процессах на электродах. Восстанавливается на катоде и окисляется на аноде вода.

Практическое применение электролиза

Основные направления промышленного применения электролиза:

• получение активных металлов (IA– и IIА–групп, а также алюминия);
• получение активных неметаллов (галогенов, водорода, кислорода);
• гальванопластика — получение металлических копий с металлического или неметаллического оригинала;
• гальваностегия — нанесение металлических или декоративных покрытий на изделия (главным образом металлические) — золочение, серебрение, никелирование, хромирование и др.;
• рафинирование — очистка от посторонних примесей цветных металлов.

Конспект урока по химии «Электролиз расплавов и растворов. Практическое применение электролиза». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

• Вернуться к Списку конспектов по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии