Анодные процессы зависят от природы электролита и материала, из которого сделан анод.
В зависимости от природы анода различают растворимые (активные) и нерастворимые (инертные) аноды. В случае электролиза с растворимым анодом происходит окисление анода с образованием соответствующих ионов металла. Анод изготовлен из того металла, ионы которого присутствуют в растворе. Например, если проводить электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами, то на катоде будет идти восстановление ионов Cu2+ из раствора: Cu2+ + 2
® Cu0, а анод будет окисляться, посылая ионы Cu2+ в раствор: Cu0 — 2 ® Cu2+.
В результате происходит перенос ионов Cu2+ с анода на катод. Электролиз с растворимым анодом применяется для очистки металлов.
Если анод изготовлен из инертного материала (графита, угля, платины и др.), то на его поверхности происходит окисление либо кислотных остатков, либо молекул воды. При электролизе водных растворов солей бескислородных кислот, а также растворов щелочей на аноде происходит окисление кислотных остатков (Cl–, Br–, J–, S2–, OH–):
2Сl– — 2 ® Cl2
4OH– — 4 ® 2H2O + O2
При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот и HF анионы (SO42–, NO3–, PO43–, F– и др.) не окисляются, а на аноде происходит окисление молекул воды с образованием кислорода:
2Н2О — 4 ® О2 + 4Н+
Законы электролиза
Процессы электролиза подчиняются законам Фарадея:
Первый закон:
Масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшему через расплав или раствор электролита.
Второй закон:
При пропускании одинакового количества электричества через растворы или расплавы различных электролитов масса веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональна их химическим эквивалентам.
Для расчетов используют объединенное уравнение законов Фарадея:
где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, или масса вещества, выделившегося на электроде, г; Мэ – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; J – сила тока, А; t — время электролиза, с; F – число Фарадея (96500 Кл/моль).
Молярная масса эквивалентов вещества рассчитывается по формуле:
где М – молярная масса вещества, г/моль;
n – число электронов, участвующих в электродном процессе.
Для расчета объемов газообразных продуктов электролиза в законе Фарадея молярная масса эквивалентов вещества Мэ заменяется на молярный объем эквивалента газа при нормальных условиях (Vэ), который рассчитывается по формуле:
где 22,4 – это объем, который занимает 1 моль любого газа при нормальных условиях, л; n – число , отданных или принятых 1 моль газа.
При проведении электролиза в реальных условиях, вследствие побочных процессов масса вещества, выделившегося на электроде, оказывается меньше массы, рассчитанной по закону Фарадея. Отношение массы вещества, полученной при электролизе (mпракт.) к массе вещества, рассчитанной по закону Фарадея (mтеор.), выраженное в процентах, называется выходом по току (Вт):
Пример 1. Составьте электронные уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора CuSO4. Определите массу меди и объем газа, выделившихся на электродах при прохождении тока силой 5 А в течение 2 часов.
Решение. В водном растворе CuSO4 диссоциирует по схеме
CuSO4 ® Cu2+ + SO42–
При электролизе раствора соли CuSO4 на катоде будут восстанавливаться ионы Cu2+, а на аноде – окисляться молекулы воды.
Катод (–): Cu2+ + 2 ® Cu 2
Анод (+): 2Н2О — 4 ® О2 + 4Н+ 1
 |
Суммарная реакция: 2CuSO4 + 2H2O ® 2Cu + O2 + 2H2SO4
Молекулы H2SO4 образуются в результате побочной реакции между ионами Н+ и кислотными остатками SO42–, которые накапливаются у поверхности анода.
Масса меди, выделившейся на катоде:
Объем кислорода, выделившегося на аноде:
Ответ: m(Сг)=11,85 г; 
Пример 2. Составьте схему электролиза водного раствора соли NaCl и рассчитайте массу образовавшегося на катоде гидроксида натрия, если на аноде выделилось 1,12 л газа.
Решение. В водном растворе NaCl диссоциирует по схеме:
NaCl ® Na+ + Cl–
При электролизе раствора NaCl на катоде будет восстанавливаться водород из молекул воды, а на аноде – окисляться ионы Cl– до газообразного Cl2:
Катод (–): 2Н2О + 2 ® Н2 + 2ОН– 1
Анод (+): 2Cl– — 2 ® Cl2 1
 |
Суммарная реакция: 2NaCl + 2H2O ® H2 + 2NaOH + Cl2
Молекулы NaОН образуются в результате взаимодействия ионов ОН– с ионами Na+, которые накапливаются у поверхности катода.
Молярный объем эквивалента хлора:
Количество эквивалентов хлора:
Так как на электродах выделяется одинаковое количество эквивалентов веществ, то
nэ(NaOH) = 0,1 моль.
Масса образовавшегося NaOH:
n(NaOH) = Mэ(NaOH)×nэ(NaOH) = 40 × 0,1 = 4 г.
Ответ: 4 г.
Пример 3. Определите массу цинка, который выделится на катоде при электролизе сульфата цинка в течение 1 часа при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 58%. Составьте схему электродных процессов.
Решение. Согласно закону Фарадея масса выделившегося цинка:
С учетом выхода по току практически выделившаяся масса цинка:
Схема электролиза раствора ZnSO4:
ZnSO4 ® Zn2+ + SO42–
|
Катод (–): Zn2+ + 2 ® Zn
2H2O + 2 ® H2 + 2OH–
Анод (+): 2H2O — 4 ® O2 + 4H+ 1
Cуммарная реакция:
2ZnSO4 + 4H2O ® Zn + H2 + Zn(OH)2 + O2 + 2H2SO4
Низкий выход по току цинка объясняется тем, что одновременно с цинком на катоде восстанавливаются молекулы воды и часть электричества расходуется на этот процесс.
Ответ: 18,96 г.
Ваша оценка?
