Электролиз: основы и типовые задачи

В задачах на электролиз важно не только помнить, что катионы движутся к катоду, а анионы к аноду. Нужно ещё определить, какие частицы действительно разрядятся. В расплаве выбор обычно очевиден: там есть только ионы соли. В водном растворе рядом с ионами соли всегда присутствует вода, и она нередко участвует в процессе вместо одного из ионов.

Электролизом называют окислительно-восстановительную реакцию, которую вызывает постоянный электрический ток. Через раствор или расплав пропускают ток, и заряженные частицы перемещаются к электродам. На одном электроде частица принимает электроны, на другом отдаёт. По сути, ток заставляет идти реакцию, которая без внешней энергии в таком направлении обычно не происходит.

Что происходит у электродов

Электроды бывают инертными и активными. Инертный электрод сам практически не вступает в реакцию. В школьных задачах это обычно графит или платина. Активный электрод сделан из металла, который может окисляться. Например, медный анод в растворе сульфата меди постепенно растворяется: Cu − 2e^- → Cu²⁺. Поэтому перед записью уравнений стоит прочитать условие до конца: материал анода меняет ответ.

На катоде всегда идёт восстановление. Для иона металла запись имеет вид Mⁿ⁺ + ne^- → M. Так из раствора могут выделяться медь, серебро или цинк. Если металл очень активный, например натрий, калий, кальций или магний, в водном растворе вместо него обычно восстанавливается вода. Тогда образуются водород и гидроксид-ионы: 2H₂O + 2e^- → H₂↑ + 2OH^-.

На аноде идёт окисление. Галогенид-ионы часто дают простые вещества: 2Cl^- − 2e^- → Cl₂↑. Если подходящего аниона нет или раствор содержит кислородсодержащие ионы сильных кислот, окисляется вода либо гидроксид-ионы. Для щелочной записи удобно использовать полуреакцию 4OH^- − 4e^- → O₂↑ + 2H₂O.

Чем расплав отличается от водного раствора

Расплав получают нагреванием вещества до жидкого состояния. В расплаве хлорида натрия есть ионы Na⁺ и Cl^-, но нет молекул воды. Поэтому на катоде натрий принимает электрон и превращается в металл: Na⁺ + e^- → Na. На аноде хлорид-ионы отдают электроны и выделяется хлор. Общее уравнение: 2NaCl → 2Na + Cl₂↑.

Водный раствор NaCl устроен иначе. Ионы натрия по-прежнему стремятся к катоду, но восстановить Na⁺ в присутствии воды значительно труднее, чем восстановить воду. Поэтому на катоде выделяется водород, а рядом накапливаются OH^-. Раствор становится щелочным. В концентрированном растворе хлорида натрия на аноде обычно выделяется хлор. Суммарное уравнение записывают так: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑.

Для разбавленного раствора хлорида натрия на аноде возможно преимущественное окисление воды с выделением кислорода. В школьной задаче этот случай обычно оговаривают отдельно. Если концентрация не дана, ориентируйтесь на формулировку задания и таблицу разрядки ионов, принятую в вашем курсе.

Типовые примеры для расплавов и растворов

Пример 1. Расплав бромида магния. В расплаве присутствуют Mg²⁺ и Br^-. Катодная полуреакция: Mg²⁺ + 2e^- → Mg. Анодная полуреакция: 2Br^- − 2e^- → Br₂↑. После сложения получаем MgBr₂ → Mg + Br₂↑. Электроны в суммарное уравнение не входят, потому что они сократились.

Пример 2. Раствор сульфата меди(II) с графитовыми электродами. У катода ионы Cu²⁺ принимают электроны, на электроде появляется красноватая медь: Cu²⁺ + 2e^- → Cu. Сульфат-ион на аноде обычно не разряжается, поэтому окисляется вода: 2H₂O − 4e^- → O₂↑ + 4H⁺. Умножив первую полуреакцию на два, получим ионную запись: 2Cu²⁺ + 2H₂O → 2Cu + O₂↑ + 4H⁺. Сульфат-ионы остаются в растворе, который постепенно становится более кислым.

Пример 3. Раствор сульфата меди(II) с медными электродами. На катоде всё так же осаждается медь. Но анод теперь активный и сам отдаёт электроны: Cu − 2e^- → Cu²⁺. Количество ионов Cu²⁺, ушедших из раствора к катоду, восполняется растворением анода. Концентрация сульфата меди почти не меняется. Этот принцип используют при электролитическом рафинировании меди.

Как решать задачи по закону Фарадея

Если известны сила тока и время, сначала находят электрический заряд: Q = It, где I выражают в амперах, а t в секундах. Затем применяют закон Фарадея: m = MIt / (zF). Здесь m обозначает массу вещества, M его молярную массу, z число электронов, нужное для образования одной частицы, F постоянную Фарадея, приблизительно 96 500 Кл/моль.

Задача. Через раствор сульфата меди(II) пропускали ток 2 А в течение 48 минут. Какая масса меди выделится на катоде, если выход по току равен 100%? Переведём время: 48 × 60 = 2880 с. Заряд Q = 2 × 2880 = 5760 Кл. Для Cu²⁺ значение z равно 2, молярная масса меди примерно 64 г/моль. Тогда m = 64 × 5760 / (2 × 96 500) ≈ 1,91 г. Ответ: на катоде выделится около 1,9 г меди.

В задачах на объём газа сначала найдите количество вещества электронов: n(e^-) = Q / F. Затем используйте коэффициенты полуреакции. Например, для водорода 2e^- дают одну молекулу H₂, значит n(H₂) = n(e^-) / 2. При нормальных условиях объём рассчитывают по формуле V = nV_m, где V_m = 22,4 л/моль. Если условия отличны от нормальных, нужно использовать данные условия или уравнение состояния газа.

Как проверить решение и избежать ошибок

Сначала проверьте направление процессов: катионы не могут окисляться на катоде, а анионы не восстанавливаются на аноде. Затем убедитесь, что число электронов в полуреакциях после умножения одинаково. В полном уравнении должны совпасть число атомов каждого элемента и суммарный заряд, если вы записываете ионное уравнение.

Не переносите правила для расплава в водный раствор. Запись Na⁺ + e^- → Na правильна для расплава соли, но для обычного раствора NaCl она не описывает процесс на катоде. Ещё одна частая ошибка связана с анодом: его материал нельзя игнорировать. Графитовый электрод ведёт себя иначе, чем медный.

Электролиз становится понятнее, если каждый раз разделять две задачи: сначала установить продукты у электродов, затем выполнить расчёт по количеству переданных электронов. Такая последовательность помогает не смешивать химию процесса с арифметикой и уверенно решать задания с расплавами, растворами и активными электродами.