Co je elektrolýza? Pro jednodušší pochopení odpovědi na tuto otázku si představme jakýkoli stejnosměrný zdroj. Pro každý DC zdroj můžete vždy najít kladný a záporný pól:

Připojme k němu dvě chemicky odolné elektricky vodivé desky, které budeme nazývat elektrody. Desku připojenou ke kladnému pólu budeme nazývat anodou a k zápornému pólu katodu:

Chlorid sodný je elektrolyt, při tavení se disociuje na sodné kationty a chloridové ionty:

NaCl = Na + + Cl -

Je zřejmé, že záporně nabité anionty chloru půjdou na kladně nabitou elektrodu - anodu, a kladně nabité kationty Na + na záporně nabitou elektrodu - katodu. V důsledku toho se vybijí kationty Na + i anionty Cl −, to znamená, že se stanou neutrálními atomy. K výboji dochází akvizicí elektronů v případě Na + iontů a ztrátou elektronů v případě Cl − iontů. To znamená, že proces probíhá na katodě:

Na + + 1e − = Na 0,

A na anodě:

Cl − − 1e − = Cl

Protože každý atom chloru má nepárový elektron, je jejich jediná existence nevýhodná a atomy chloru se spojují do molekuly dvou atomů chloru:

Сl∙ + ∙Cl = Cl 2

Celkově je tedy proces probíhající na anodě správněji zapsán takto:

2Cl − − 2e − = Cl 2

To znamená, že máme:

Katoda: Na + + 1e − = Na 0

Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Pojďme si shrnout elektronickou bilanci:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Sečteme levou a pravou stranu obou rovnic poloviční reakce, dostaneme:

2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2

Zredukujeme dva elektrony stejným způsobem jako v algebře a dostaneme iontovou rovnici elektrolýzy:

2NaCl (kapalina) => 2Na + Cl 2

Výše uvažovaný případ je z teoretického hlediska nejjednodušší, protože v tavenině chloridu sodného byly mezi kladně nabitými ionty pouze ionty sodíku a mezi zápornými pouze anionty chloru.

Jinými slovy, ani kationty Na + ani anionty Cl − neměly „konkurenty“ pro katodu a anodu.

Co se například stane, když místo roztaveného chloridu sodného projde jeho vodným roztokem proud? V tomto případě je také pozorována disociace chloridu sodného, ​​ale tvorba kovového sodíku ve vodném roztoku je nemožná. Ostatně víme, že sodík, zástupce alkalických kovů, je extrémně aktivní kov, který velmi prudce reaguje s vodou. Pokud za takových podmínek není možné redukovat sodík, co se potom redukuje na katodě?

Připomeňme si strukturu molekuly vody. Je to dipól, to znamená, že má záporné a kladné póly:

Díky této vlastnosti je schopen „přilnout“ jak k povrchu katody, tak k povrchu anody:

V tomto případě mohou nastat následující procesy:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

Ukazuje se tedy, že pokud uvažujeme roztok libovolného elektrolytu, uvidíme, že kationty a anionty vzniklé při disociaci elektrolytu soutěží s molekulami vody o redukci na katodě a oxidaci na anodě.

K jakým procesům tedy na katodě a anodě dojde? Vybíjení iontů vzniklých během disociace elektrolytu nebo oxidace/redukce molekul vody? Nebo snad všechny tyto procesy proběhnou současně?

V závislosti na typu elektrolytu jsou možné různé situace při elektrolýze jeho vodného roztoku. Například kationty alkalických kovů, kovů alkalických zemin, hliníku a hořčíku jednoduše nelze redukovat ve vodném prostředí, protože jejich redukcí by musely vzniknout alkálie, kovy alkalických zemin, hliník nebo hořčík, tzn. kovy, které reagují s vodou.

V tomto případě je možná pouze redukce molekul vody na katodě.

K jakému procesu na katodě během elektrolýzy roztoku jakéhokoli elektrolytu dojde, si můžete zapamatovat podle následujících zásad:

1) Pokud se elektrolyt skládá z kovového kationtu, který ve volném stavu za normálních podmínek reaguje s vodou, probíhá na katodě proces:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

To platí pro kovy nacházející se na začátku řady aktivity Al včetně.

2) Pokud se elektrolyt skládá z kationtu kovu, který ve volné formě nereaguje s vodou, ale reaguje s neoxidačními kyselinami, probíhají současně dva procesy, a to jak redukce kationtů kovů, tak molekul vody:

Me n+ + ne = Me 0

Tyto kovy zahrnují kovy umístěné mezi Al a H v řadě aktivit.

3) Pokud se elektrolyt skládá z vodíkových kationtů (kyselin) nebo kovových kationtů, které nereagují s neoxidačními kyselinami, redukují se pouze kationty elektrolytu:

2Н + + 2е − = Н 2 – v případě kys

Me n + + ne = Me 0 – v případě soli

Na anodě je mezitím situace následující:

1) Obsahuje-li elektrolyt anionty bezkyslíkatých kyselých zbytků (kromě F −), dochází k jejich oxidaci na anodě, molekuly vody nejsou oxidovány. Například:

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Fluoridové ionty nejsou na anodě oxidovány, protože fluor se ve vodném roztoku nemůže tvořit (reaguje s vodou)

2) Pokud elektrolyt obsahuje hydroxidové ionty (alkálie), oxidují se místo molekul vody:

4OH − − 4e − = 2H20 + O2

3) Pokud elektrolyt obsahuje kyselý zbytek obsahující kyslík (kromě zbytků organických kyselin) nebo fluoridový ion (F −), dochází na anodě k procesu oxidace molekul vody:

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

4) V případě kyselého zbytku karboxylové kyseliny na anodě dochází k procesu:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Pojďme si procvičit psaní rovnic elektrolýzy pro různé situace:

Příklad č. 1

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze taveniny chloridu zinečnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Řešení

Když chlorid zinečnatý taje, disociuje:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl -

Dále byste měli věnovat pozornost skutečnosti, že elektrolýzou prochází tavenina chloridu zinečnatého, nikoli vodný roztok. Jinými slovy, bez možností může na katodě dojít pouze k redukci kationtů zinku a k oxidaci chloridových iontů na anodě, protože žádné molekuly vody:

Katoda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl2 = Zn + Cl2

Příklad č. 2

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku chloridu zinečnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Protože v tomto případě je vodný roztok podroben elektrolýze, mohou se molekuly vody teoreticky zúčastnit elektrolýzy. Protože se zinek nachází v řadě aktivit mezi Al a H, znamená to, že na katodě dojde k redukci kationtů zinku i molekul vody.

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Chloridový iont je kyselý zbytek bezkyslíkaté kyseliny HCl, proto v soutěži o oxidaci na anodě „vítězí“ chloridové ionty nad molekulami vody:

2Cl − − 2e − = Cl 2

V tomto konkrétním případě je nemožné napsat celkovou rovnici elektrolýzy, protože vztah mezi vodíkem a zinkem uvolněným na katodě není znám.

Příklad č. 3

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku dusičnanu měďnatého a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Dusičnan měďnatý v roztoku je v disociovaném stavu:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −

Měď je v řadě aktivit napravo od vodíku, to znamená, že kationty mědi budou na katodě redukovány:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Dusičnanový iont NO 3 − je kyselý zbytek obsahující kyslík, což znamená, že při oxidaci na anodě „ztrácejí“ dusičnanové ionty v konkurenci s molekulami vody:

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

Tím pádem:

Katoda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu2+ + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4H+

Výsledná rovnice je iontová rovnice elektrolýzy. Chcete-li získat kompletní molekulární rovnici elektrolýzy, musíte přidat 4 dusičnanové ionty na levou a pravou stranu výsledné iontové rovnice jako protiionty. Pak dostaneme:

2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4HN03

Příklad č. 4

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku octanu draselného a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Řešení:

Octan draselný ve vodném roztoku disociuje na draselné kationty a acetátové ionty:

CH 3 COOK = CH 3 COO − + K +

Draslík je alkalický kov, tzn. je v elektrochemické napěťové řadě na samém začátku. To znamená, že jeho kationty se nemohou na katodě vybít. Místo toho budou molekuly vody obnoveny:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

Jak bylo uvedeno výše, kyselé zbytky karboxylových kyselin „vyhrávají“ v soutěži o oxidaci molekulami vody na anodě:

2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Sečtením elektronické váhy a sečtením dvou rovnic polovičních reakcí na katodě a anodě tedy získáme:

Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1

Anoda: 2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1

2H 2 O + 2CH 3 COO − = 2OH − + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Získali jsme úplnou rovnici elektrolýzy v iontové formě. Přidáním dvou draselných iontů na levou a pravou stranu rovnice a jejich přidáním s protiionty získáme kompletní rovnici elektrolýzy v molekulární formě:

2H 2O + 2CH 3 COOK = 2KOH + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Příklad č. 5

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku kyseliny sírové a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Kyselina sírová se disociuje na vodíkové kationty a síranové ionty:

H2SO4 = 2H + + SO4 2-

Na katodě dojde k redukci vodíkových kationtů H + a na anodě k oxidaci molekul vody, protože síranové ionty jsou kyselé zbytky obsahující kyslík:

Katoda: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Anoda: 2H20 – 4e − = O2 + 4H + |∙1

4H+ + 2H20 = 2H2+02 + 4H+

Redukcí vodíkových iontů na levé a pravé a levé straně rovnice získáme rovnici pro elektrolýzu vodného roztoku kyseliny sírové:

2H20 = 2H2+02

Jak vidíte, elektrolýza vodného roztoku kyseliny sírové sestává z elektrolýzy vody.

Příklad č. 6

Napište rovnice pro procesy probíhající na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku hydroxidu sodného a také obecnou rovnici pro elektrolýzu.

Disociace hydroxidu sodného:

NaOH = Na + + OH -

Na katodě budou redukovány pouze molekuly vody, protože sodík je vysoce aktivní kov, na anodě pouze hydroxidové ionty:

Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2

Anoda: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1

4H20 + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H20

Zredukujeme dvě molekuly vody vlevo a vpravo a 4 hydroxidové ionty a dojdeme k závěru, že stejně jako v případě kyseliny sírové se elektrolýza vodného roztoku hydroxidu sodného redukuje na elektrolýzu vody.

Elektrolýza roztoků
a roztavené soli (2 hodiny)

Volitelný předmět "Elektrochemie"

Cíle první lekce:

PLÁN PRVNÍ LEKCE

1. Opakování prostudovaných metod získávání kovů.

2. Vysvětlení nového materiálu.

3. Řešení problémů z učebnice G.E. Rudzitise, F.G. Feldmana „Chemistry-9“ (M.: Prosveshchenie, 2002), str. 120, č. 1, 2.

4. Testování získávání znalostí na testových úlohách.

5. Zpráva o použití elektrolýzy.

Cíle první lekce: naučit psát diagramy pro elektrolýzu roztoků a roztavených solí a aplikovat získané znalosti při řešení výpočtových úloh; nadále rozvíjet dovednosti v práci s učebnicí a testovacími materiály; diskutovat o využití elektrolýzy v národním hospodářství.

POSTUP PRVNÍ LEKCE

Opakování naučených metod získávání kovů na příkladu výroby mědi z oxidu měďnatého.

Zápis rovnic odpovídajících reakcí:

Dalším způsobem, jak získat kovy z roztoků a tavenin jejich solí, je elektrochemický nebo elektrolýza.

Elektrolýza je redoxní proces, ke kterému dochází na elektrodách, když elektrický proud prochází taveninou nebo roztokem elektrolytu.

Elektrolýza taveniny chloridu sodného:

NaCl Na + + Cl –;

katoda (–) (Na+): Na++ E=Na0,

anoda (–) (Cl –): Cl – – E= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Elektrolýza roztoku chloridu sodného:

NaCl Na + + Cl –,

H20H+ + OH-;

katoda (–) (Na+; H+): H+ E= H°, 2H° = H2

(2H20 + 2 E= H2 + 2OH –),

anoda (+) (Cl – ; OН –): Cl – – E= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl + 2H20 = 2NaOH + Cl2 + H2.

Elektrolýza roztoku dusičnanu měďnatého:

Cu(NO 3) 2 Cu 2+ +

H20H+ + OH-;

katoda (–) (Cu 2+; H+): Cu 2+ + 2 E= Cu 0,

anoda (+) (OH –): OH – – E=OH 0,

4H0 = 02 + 2H20;

2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu + 02 + 4HN03.

Tyto tři příklady ukazují, proč je elektrolýza výnosnější než jiné způsoby výroby kovů: získávají se kovy, hydroxidy, kyseliny a plyny.

Napsali jsme diagramy elektrolýzy a nyní se pokusme rovnou napsat rovnice elektrolýzy, aniž bychom se odvolávali na diagramy, ale pouze pomocí stupnice aktivity iontů:

Příklady rovnic elektrolýzy:

2HgSO4 + 2H20 = 2Hg + 02 + 2H2S04;

Na2S04 + 2H20 = Na2S04 + 2H2 + 02;

2LiCl + 2H20 = 2LiOH + H2 + Cl2.

Řešení problému z učebnice G.E.Rudzitise a F.G.Feldmana (9. třída, str. 120, č. 1, 2).

Úkol 1. Při elektrolýze roztoku chloridu měďnatého se hmotnost katody zvýšila o 8 g. Jaký plyn se uvolnil, jaká je jeho hmotnost?

Řešení

CuCl2 + H20 = Cu + Cl2 + H20,

(Cu) = 8/64 = 0,125 mol,

(Cu) = (Cl2) = 0,125 mol,

m(C12) = 0,12571 = 8,875 g.

Odpovědět. Plyn – chlór o hmotnosti 8,875 g.

Úkol 2. Při elektrolýze vodného roztoku dusičnanu stříbrného se uvolnilo 5,6 litru plynu. Kolik gramů kovu je uloženo na katodě?

Řešení

4AgN03 + 2H20 = 4Ag + O2 + 4HN03,

(02) = 5,6/22,4 = 0,25 mol,

(Ag) = 4(02) = 425 = 1 mol,

m(Ag) = 1107 = 107 g.

Odpovědět. 107 g stříbra.

Testování

Možnost 1

1. Při elektrolýze roztoku hydroxidu draselného na katodě se uvolňuje:

a) vodík; b) kyslík; c) draslík.

2. Během elektrolýzy roztoku síranu měďnatého v roztoku se tvoří:

a) hydroxid měďnatý (II);

b) kyselina sírová;

3. Během elektrolýzy roztoku chloridu barnatého na anodě se uvolňuje:

a) vodík; b) chlor; c) kyslík.

4. Během elektrolýzy roztaveného chloridu hlinitého na katodě se uvolňuje:

a) hliník; b) chlor;

c) elektrolýza není možná.

5. Elektrolýza roztoku dusičnanu stříbrného probíhá podle následujícího schématu:

a) AgN03 + H20 Ag + H2 + HNO3;

b) AgN03 + H20 Ag + O2 + HN03;

c) AgNO 3 + H 2 O AgNO 3 + H 2 + O 2.

Možnost 2

1. Během elektrolýzy roztoku hydroxidu sodného na anodě se uvolňuje:

a) sodík; b) kyslík; c) vodík.

2. Během elektrolýzy roztoku sulfidu sodného v roztoku se tvoří:

a) kyselina sulfidová;

b) hydroxid sodný;

3. Během elektrolýzy taveniny chloridu rtuťnatého (II) na katodě se uvolňuje:

a) rtuť; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4.

5. Elektrolýza roztoku dusičnanu rtuťnatého probíhá podle následujícího schématu:

a) Hg(N03)2 + H20 Hg + H2 + HN03;

b) Hg(N03)2 + H20 Hg + 02 + HN03;

c) Hg(NO 3) 2 + H20 Hg(NO 3) 2 + H2 + O2.

Možnost 3

1. Během elektrolýzy roztoku dusičnanu měďnatého (II) na katodě se uvolňuje:

a) měď; b) kyslík; c) vodík.

2. Během elektrolýzy roztoku bromidu lithného v roztoku se tvoří:

b) kyselina bromovodíková;

c) hydroxid lithný.

3. Během elektrolýzy roztaveného chloridu stříbrného na katodě se uvolňuje:

a) stříbro; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4. Během elektrolýzy roztoku chloridu hlinitého se hliník uvolňuje do:

a) katoda; b) anoda; c) zůstává v roztoku.

5. Elektrolýza roztoku bromidu barnatého probíhá podle následujícího schématu:

a) BaBr2 + H20 Br2 + H2 + Ba(OH)2;

b) BaBr2 + H20 Br2 + Ba + H20;

c) BaBr2 + H20 Br2 + O2 + Ba(OH)2.

Možnost 4

1. Během elektrolýzy roztoku hydroxidu barnatého na anodě se uvolňuje:

a) vodík; b) kyslík; c) baryum.

2. Během elektrolýzy roztoku jodidu draselného v roztoku se tvoří:

a) kyselina jodovodíková;

b) voda; c) hydroxid draselný.

3. Během elektrolýzy roztaveného chloridu olovnatého na katodě se uvolňuje:

a) olovo; b) chlor; c) elektrolýza není možná.

4. Během elektrolýzy roztoku dusičnanu stříbrného na katodě se uvolňuje:

a) stříbro; b) vodík; c) kyslík.

5. Elektrolýza roztoku sulfidu sodného probíhá podle následujícího schématu:

a) Na2S + H20S + H2 + NaOH;

b) Na2S + H20H2 + O2 + Na2S;

c) Na2S + H20 H2 + Na2S + NaOH.

Odpovědi

Volba	Otázka 1	otázka 2	Otázka 3	Otázka 4	Otázka 5
1	A	b	b	A	b
2	b	b	A	A	b
3	A	PROTI	A	PROTI	A
4	b	PROTI	A	A	A

Aplikace elektrolýzy v národním hospodářství

1. K ochraně kovových výrobků před korozí se na jejich povrch nanáší tenká vrstva jiného kovu: chrom, stříbro, zlato, nikl atd. Někdy, aby nedošlo k plýtvání drahými kovy, se vyrábí vícevrstvý povlak. Například vnější části auta jsou nejprve potaženy tenkou vrstvou mědi, na měď je nanesena tenká vrstva niklu a na ni vrstva chromu.

Když se povlaky nanášejí na kov elektrolýzou, mají stejnou tloušťku a jsou odolné. Tímto způsobem můžete potahovat výrobky jakéhokoli tvaru. Toto odvětví aplikované elektrochemie se nazývá galvanické pokovování.

2. Kromě ochrany proti korozi dodávají galvanické povlaky výrobkům krásný dekorativní vzhled.

3. Další odvětví elektrochemie, v principu podobné galvanickému pokovování, se nazývá galvanoplastika. Je to proces vytváření přesných replik různých předmětů. K tomu je předmět potažen voskem a je získána matrice. Všechna vybrání kopírovaného objektu na matrici budou vyboulení. Povrch voskové matrice je potažen tenkou vrstvou grafitu, díky čemuž je vodivý pro elektrický proud.

Výsledná grafitová elektroda se ponoří do lázně roztoku síranu měďnatého. Anoda je měděná. Při elektrolýze se měděná anoda rozpouští a měď se ukládá na grafitové katodě. Tímto způsobem se získá přesná měděná kopie.

Galvanizace se používá k výrobě tiskových klišé, gramofonových desek a pokovování různých předmětů. Galvanoplastiku objevil ruský vědec B.S. Jacobi (1838).

Výroba razítek zahrnuje nanesení tenkého stříbrného povlaku na plastovou desku, aby byla elektricky vodivá. Poté se na desku nanese elektrolytický niklový povlak.

Z čeho by měla být deska v elektrolytické lázni - anoda nebo katoda?

(O t v e t. Katoda.)

4. Elektrolýza se používá k výrobě mnoha kovů: alkalických kovů, kovů alkalických zemin, hliníku, lanthanoidů atd.

5. Pro čištění některých kovů od nečistot je kov s nečistotami připojen k anodě. Kov se během elektrolýzy rozpouští a uvolňuje se na kovové katodě, zatímco nečistota zůstává v roztoku.

6. Elektrolýza je široce používána pro výrobu komplexních látek (zásady, kyseliny obsahující kyslík) a halogenů.

Praktická práce
(druhá lekce)

Cíle lekce. Provést elektrolýzu vody, předvést galvanostegii v praxi a upevnit znalosti získané v první hodině.

Zařízení.Na studentských stolech: plochá baterie, dva dráty s koncovkami, dvě grafitové elektrody, kádinka, zkumavky, stojánek se dvěma nožičkami, 3% roztok síranu sodného, ​​lihová lampa, zápalky, svítilna.

Na učitelském stole: totéž + roztok síranu měďnatého, mosazný klíč, měděná trubka (kus mědi).

Poučení studentů

1. Připojte vodiče se svorkami k elektrodám.

2. Umístěte elektrody do sklenice tak, aby se nedotýkaly.

3. Nalijte roztok elektrolytu (síran sodný) do sklenice.

4. Nalijte do zkumavek vodu a ponořte je dnem vzhůru do sklenice s elektrolytem, ​​jednu po druhé nasaďte na grafitové elektrody a zajistěte horní okraj zkumavky v noze stativu.

5. Po namontování zařízení připojte konce vodičů k baterii.

6. Pozorujte uvolňování plynových bublin: na anodě se jich uvolňuje méně než na katodě. Poté, co je téměř všechna voda v jedné zkumavce nahrazena uvolněným plynem a ve druhé polovině, odpojte vodiče od baterie.

7. Zapalte lihovou lampu, opatrně vyjměte zkumavku, kde byla voda téměř úplně vytlačena, a přiveďte ji k lihové lampě - uslyšíte charakteristické praskání plynu.

8. Zapalte pochodeň. Vyjměte druhou zkumavku a zkontrolujte plyn doutnající svítilnou.

Úkoly studentů

1. Nakreslete zařízení.

2. Napište rovnici pro elektrolýzu vody a vysvětlete, proč bylo nutné provést elektrolýzu v roztoku síranu sodného.

3. Napište reakční rovnice odrážející uvolňování plynů na elektrodách.

Učitelský demonstrační experiment
(mohou provádět nejlepší studenti ve třídě
pokud je k dispozici vhodné vybavení)

1. Připojte svorky vodičů k měděné trubce a mosaznému klíči.

2. Vložte zkumavku a klíč do sklenice s roztokem síranu měďnatého.

3. Připojte druhé konce vodičů k baterii: „mínus“ baterie k měděné trubičce, „plus“ ke klíči!

4. Pozorujte uvolňování mědi na povrchu klíče.

5. Po dokončení experimentu nejprve odpojte svorky od baterie, poté vyjměte klíček z roztoku.

6. Demontujte elektrolýzní okruh s rozpustnou elektrodou:

CuS04 = Cu2++

anoda (+): Cu 0 – 2 E= Cu2+,

katoda (–): Cu 2+ + 2 E= Cuo.

Celkovou rovnici pro elektrolýzu s rozpustnou anodou nelze napsat.

Elektrolýza byla provedena v roztoku síranu měďnatého, protože:

a) k toku elektrického proudu je potřeba roztok elektrolytu, protože voda je slabý elektrolyt;

b) nebudou se uvolňovat žádné vedlejší produkty reakce, ale pouze měď na katodě.

7. Pro upevnění naučeného napiš schéma elektrolýzy chloridu zinečnatého uhlíkovými elektrodami:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl –,

katoda (–): Zn 2+ + 2 E= Zn 0 ,

2H20+2 E= H2 + 2OH-,

anoda (+): 2Cl – – 2 E=Cl2.

Celkovou reakční rovnici nelze v tomto případě napsat, protože není známo, jaká část z celkového množství elektřiny jde na obnovu vody a jaká část jde na obnovu iontů zinku.

Schéma demonstračního experimentu

Domácí práce

1. Napište rovnici pro elektrolýzu roztoku obsahujícího směs dusičnanu měďnatého a dusičnanu stříbrného s inertními elektrodami.

2. Napište rovnici pro elektrolýzu roztoku hydroxidu sodného.

3. K čištění měděné mince musí být zavěšena na měděném drátu připojeném k zápornému pólu baterie a ponořena do 2,5% roztoku NaOH, kde by měla být ponořena i grafitová elektroda připojená ke kladnému pólu baterie. Vysvětlete, jak se mince vyčistí. ( Odpovědět. K redukci vodíkových iontů dochází na katodě:

2H++ 2 E= N2.

Vodík reaguje s oxidem mědi umístěným na povrchu mince:

CuO + H2 = Cu + H20.

Tato metoda je lepší než čištění práškem, protože... mince není vymazána.)

ELEKTROLÝZA

Jednou z metod výroby kovů je elektrolýza. Aktivní kovy se v přírodě vyskytují pouze ve formě chemických sloučenin. Jak izolovat tyto sloučeniny ve volném stavu?

Roztoky a taveniny elektrolytů vedou elektrický proud. Když však proud prochází roztokem elektrolytu, může dojít k chemickým reakcím. Uvažujme, co se stane, když se do roztoku nebo taveniny elektrolytu vloží dvě kovové desky, z nichž každá je připojena k jednomu z pólů zdroje proudu. Tyto desky se nazývají elektrody. Elektrický proud je pohybující se proud elektronů. Jak se elektrony v obvodu pohybují z jedné elektrody na druhou, objeví se na jedné z elektrod přebytek elektronů. Elektrony mají záporný náboj, takže tato elektroda je nabitá záporně. Říká se tomu katoda. Na druhé elektrodě se vytvoří nedostatek elektronů a ta se nabije kladně. Tato elektroda se nazývá anoda. Elektrolyt v roztoku nebo tavenině disociuje na kladně nabité ionty - kationty a záporně nabité ionty - anionty. Kationty jsou přitahovány k záporně nabité elektrodě - katodě. Anionty jsou přitahovány ke kladně nabité elektrodě – anodě. Na povrchu elektrod může docházet k interakcím mezi ionty a elektrony.

Elektrolýza se týká procesů, ke kterým dochází, když elektrický proud prochází roztoky nebo taveninami elektrolytů.

Procesy probíhající při elektrolýze roztoků a tavenin elektrolytů jsou zcela odlišné. Zvažme oba tyto případy podrobně.

Elektrolýza tavenin

Jako příklad uvažujme elektrolýzu taveniny chloridu sodného. V tavenině se chlorid sodný disociuje na ionty Na+
a Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Kationty sodíku se pohybují k povrchu záporně nabité elektrody - katody. Na povrchu katody je přebytek elektronů. Proto jsou elektrony přenášeny z povrchu elektrody na sodíkové ionty. V tomto případě ionty Na+ transformovat na atomy sodíku, to znamená, že dochází k redukci kationtů Na+ . Rovnice procesu:

Na + + e- = Na

Chloridové ionty Cl - přesunout na povrch kladně nabité elektrody - anodu. Na povrchu anody vzniká nedostatek elektronů a dochází k přenosu elektronů z aniontů Cl- k povrchu elektrody. Zároveň záporně nabité ionty Cl- se přeměňují na atomy chloru, které se okamžitě spojují a tvoří molekuly chloru C l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Chloridové ionty ztrácejí elektrony, to znamená, že oxidují.

Zapišme si společně rovnice procesů probíhajících na katodě a anodě

Na + + e- = Na

2C1-2e- = Cl2

Jeden elektron se podílí na redukci kationtů sodíku a 2 elektrony na oxidaci iontů chloru. Je však třeba dodržet zákon zachování elektrického náboje, to znamená, že celkový náboj všech částic v roztoku musí být konstantní. Proto počet elektronů zapojených do redukce kationtů sodíku musí být roven počtu elektronů podílí se na oxidaci chloridových iontů. První rovnici proto vynásobíme 2:

Na + + e- = Na2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Sečteme obě rovnice dohromady a dostaneme obecnou reakční rovnici.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (rovnice iontové reakce), popř

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (rovnice molekulární reakce)

V uvažovaném příkladu tedy vidíme, že elektrolýza je redoxní reakce. Na katodě dochází k redukci kladně nabitých iontů - kationtů a na anodě k oxidaci záporně nabitých iontů - aniontů. Pomocí „pravidla T“ si můžete zapamatovat, ke kterému procesu dochází:

katoda - kation - redukce.

Příklad 2Elektrolýza roztaveného hydroxidu sodného.

Hydroxid sodný v roztoku disociuje na kationty a hydroxidové ionty.

katoda (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Na povrchu katody se redukují sodíkové kationty a tvoří se atomy sodíku:

katoda (-) Na + +e à Na

Na povrchu anody se oxidují hydroxidové ionty, uvolňuje se kyslík a tvoří se molekuly vody:

katoda (-) Na + + e à Na

anoda (+)4OH - – 4e à 2 H 2 O + O 2

Počet elektronů zapojených do redukční reakce kationtů sodíku a do oxidační reakce hydroxidových iontů musí být stejný. Vynásobme tedy první rovnici 4:

katoda (-) Na + + e à Na 4

anoda (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Sečteme obě rovnice dohromady a dostaneme rovnici reakce elektrolýzy:

4 NaOH à 4 Na + 2 H20 + O2

Příklad 3Uvažujme elektrolýzu taveniny Al2O3

Pomocí této reakce se hliník získává z bauxitu, přírodní sloučeniny, která obsahuje hodně oxidu hlinitého. Bod tání oxidu hlinitého je velmi vysoký (více než 2000 °C), proto se k němu přidávají speciální přísady, které sníží bod tání na 800-900 °C. V tavenině se oxid hlinitý disociuje na ionty Al3+ a O2-. H a kationty jsou redukovány na katodě Al 3+ , přeměna na atomy hliníku:

Al +3 e à Al

Anionty jsou na anodě oxidovány O2- přeměňující se v atomy kyslíku. Atomy kyslíku se okamžitě spojí do molekul O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Počet elektronů zapojených do procesů redukce kationtů hliníku a oxidace kyslíkových iontů musí být stejný, takže vynásobme první rovnici 4 a druhou 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Sečteme obě rovnice a dostaneme

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 + 3 O 2 0 (rovnice iontové reakce)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Elektrolýza roztoků

V případě průchodu elektrického proudu vodným roztokem elektrolytu je záležitost komplikovaná tím, že roztok obsahuje molekuly vody, které mohou také interagovat s elektrony. Připomeňme, že v molekule vody jsou atomy vodíku a kyslíku spojeny polární kovalentní vazbou. Elektronegativita kyslíku je větší než u vodíku, takže sdílené elektronové páry jsou vychýleny směrem k atomu kyslíku. Na atomu kyslíku vzniká částečný záporný náboj, označovaný δ-, a částečný kladný náboj na atomech vodíku, označovaný δ+.

δ+

N-O δ-

│

H 5+

Díky tomuto posunu nábojů má molekula vody kladné a záporné „póly“. Proto mohou být molekuly vody přitahovány kladně nabitým pólem k záporně nabité elektrodě - katodě a záporným pólem - kladně nabitou elektrodou - anodou. Na katodě může dojít k redukci molekul vody a uvolňuje se vodík:

Na anodě může dojít k oxidaci molekul vody a uvolnění kyslíku:

2H20-4e- = 4H++02

Proto mohou být na katodě redukovány buď kationty elektrolytu nebo molekuly vody. Zdá se, že tyto dva procesy spolu soutěží. Jaký proces na katodě skutečně nastane, závisí na povaze kovu. Zda se na katodě redukují kationty kovů nebo molekuly vody, závisí na poloze kovu uvnitř rozsah namáhání kovů .

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Pokud je kov v napěťové řadě napravo od vodíku, kationty kovu se na katodě redukují a volný kov se uvolňuje. Pokud je kov v napěťové řadě nalevo od hliníku, molekuly vody se na katodě redukují a uvolňuje se vodík. Konečně, v případě kovových kationtů od zinku po olovo může nastat buď vývoj kovu nebo vývoj vodíku a někdy může dojít k vývoji vodíku i kovu současně. Obecně se jedná o poměrně komplikovaný případ, hodně záleží na reakčních podmínkách: koncentrace roztoku, elektrický proud a další.

Na anodě může také nastat jeden ze dvou procesů – buď oxidace elektrolytických aniontů nebo oxidace molekul vody. Který proces skutečně nastane, závisí na povaze aniontu. Při elektrolýze solí bezkyslíkatých kyselin nebo kyselin samotných dochází na anodě k oxidaci aniontů. Jedinou výjimkou je fluoridový iont F- . U kyselin obsahujících kyslík dochází k oxidaci molekul vody na anodě a uvolňování kyslíku.

Příklad 1Podívejme se na elektrolýzu vodného roztoku chloridu sodného.

Vodný roztok chloridu sodného bude obsahovat sodné kationty Na +, anionty chloru Cl - a molekuly vody.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2O à 2 H + + 2 OH -

katoda (-)2Na+; 2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2

anoda (+)2Cl-; 2OH-; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0

2NaCl + 2H20 à H2 + Cl2 + 2NaOH

Chemikálie aktivita anionty jsou nepravděpodobné klesá.

Příklad 2A pokud sůl obsahuje SO 4 2- ? Uvažujme elektrolýzu roztoku síranu nikelnatého ( II ). Síran nikelnatý ( II ) disociuje na ionty Ni 2+ a SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Kationty niklu se nacházejí mezi kovovými ionty Al 3+ a Pb 2+ , zaujímající střední polohu v napěťové řadě, proces redukce na katodě probíhá podle obou schémat:

2 H20 + 2e - = H2 + 2OH -

Anionty kyselin obsahujících kyslík nejsou na anodě oxidovány ( série aniontové aktivity ), dochází k oxidaci molekul vody:

anoda e à 02 + 4H+

Zapišme si společně rovnice procesů probíhajících na katodě a anodě:

katoda (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2е až Ni 0

2 H20 + 2e - = H2 + 2OH -

anoda (+) S042-; OH-;2H20-4 e a 02 + 4H+

4 elektrony se účastní redukčních procesů a 4 elektrony také oxidačních procesů. Sečteme tyto rovnice dohromady a dostaneme obecnou reakční rovnici:

Ni 2+ + 2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

Na pravé straně rovnice jsou oba H + a ACH- , které se spojí za vzniku molekul vody:

H+ + OH - à H20

Proto na pravé straně rovnice místo 4 H+ iontů a 2 iontů ACH- Napišme 2 molekuly vody a 2 H + ionty:

Ni 2+ + 2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Pojďme zredukovat dvě molekuly vody na obou stranách rovnice:

Ni 2+ + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Toto je krátká iontová rovnice. Chcete-li získat úplnou iontovou rovnici, musíte na obě strany přidat síranový iont SO 4 2- , vznikající během disociace síranu nikelnatého ( II ) a neúčastní se reakce:

Ni2+ + SO42- +2H20 a Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Během elektrolýzy roztoku síranu nikelnatého ( II ) Na katodě se uvolňuje vodík a nikl a na anodě kyslík.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Příklad 3 Napište rovnice pro procesy probíhající při elektrolýze vodného roztoku síranu sodného s inertní anodou.

Standardní potenciál elektrodového systému Na + + e = Na 0 je výrazně negativnější než potenciál vodné elektrody v neutrálním vodném prostředí (-0,41 V), proto na katodě dojde k elektrochemické redukci vody doprovázené uvolňováním vodíku

2H 2O à 2 H + + 2 OH -

a Na ionty + přicházející ke katodě se bude hromadit v části roztoku, která s ní sousedí (katodový prostor).

Na anodě dojde k elektrochemické oxidaci vody, která vede k uvolnění kyslíku

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H+

protože odpovídá tomuto systému standardní elektrodový potenciál (1,23 V) je výrazně nižší než standardní elektrodový potenciál (2,01 V) charakterizující systém

2S042- + 2e = S2082-.

SO 4 2- ionty pohybující se směrem k anodě během elektrolýzy se bude hromadit v anodovém prostoru.

Vynásobením rovnice katodického procesu dvěma a jejím přičtením k rovnici anodického procesu získáme celkovou rovnici procesu elektrolýzy:

6H20 = 2 H2 + 4 OH- + 02 + 4 H+

Vezmeme-li v úvahu, že dochází k současné akumulaci iontů v katodovém prostoru a iontů v anodovém prostoru, lze celkovou rovnici procesu zapsat v následujícím tvaru:

6H20 + 2Na2S04 = 2H2 + 4Na + + 4OH - + O2 + 4H + + 2SO4 2-

Současně s uvolňováním vodíku a kyslíku tak vzniká hydroxid sodný (v katodovém prostoru) a kyselina sírová (v anodovém prostoru).

Příklad 4.Elektrolýza roztoku síranu měďnatého ( II) CuS04.

katoda (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anoda (+) 2H20 – 4e à O2 + 4H + 1

Ionty H+ zůstávají v roztoku SO 4 2- , protože se hromadí kyselina sírová.

2CuSO4 + 2H20 à 2Cu + 2H2SO4 + O2

Příklad 5. Elektrolýza roztoku chloridu měďnatého ( II) CuCl2.

katoda (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anoda (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Obě rovnice zahrnují dva elektrony.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --- 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (iontová rovnice)

CuCl2 až Cu + Cl2 (molekulární rovnice)

Příklad 6. Elektrolýza roztoku dusičnanu stříbrného AgNO3.

katoda (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

katoda (-) Ag + + e à Ag 0

anoda (+) 2H20 – 4e à 02 + 4H+

Ag + + e à Ag 0 4

2H20 - 4e à 02 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + Ó 2 (iontová rovnice)

4 Ag + + 2 H 2 Óà 4 Ag 0 + 4 H + + Ó 2 + 4 NE 3 - (plná iontová rovnice)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Óà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + Ó 2 (molekulární rovnice)

Příklad 7. Elektrolýza roztoku kyseliny chlorovodíkovéHCl.

katoda (-)<-- H + + Cl - à anoda (+)

katoda (-) 2H + + 2 Eà H 2

anoda (+) 2Cl - – 2 Eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (iontová rovnice)

2 HClà H 2 + Cl 2 (molekulární rovnice)

Příklad 8. Elektrolýza roztoku kyseliny sírovéH 2 TAK 4 .

Katoda (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anoda (+)

katoda (-)2H+ + 2eà H 2

anoda(+) 2H20 - 4Eà 02 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H20 - 4Eà 02 + 4H+1

4H+ + 2H20à 2H2 + 4H++02

2H20à 2H2 + O2

Příklad 9. Elektrolýza roztoku hydroxidu draselnéhoKOH.

katoda (-)<-- K + + ACH - à anoda (+)

Kationty draslíku se na katodě nesníží, protože draslík je v napěťové řadě kovů nalevo od hliníku, místo toho dojde k redukci molekul vody:

2H20 + 2eà H2+2OH-4OH--4eà 2H20 +02

katoda(-) 2H20 + 2eà H2+2OH-2

anoda(+) 4OH - - 4eà 2H20 +02 1

4H20 + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H20 + 02

2 H 2 Óà 2 H 2 + Ó 2

Příklad 10. Elektrolýza roztoku dusičnanu draselnéhoKNO 3 .

Katoda (-) <-- K + + NO 3 - à anoda (+)

2H20 + 2eà H2+2OH - 2H20 - 4Eà O2+4H+

katoda(-) 2H20 + 2eà H2+2OH-2

anoda(+) 2H20 - 4Eà 02 + 4H+1

4H20 + 2H20à 2H2 + 4OH- + 4H++ O2

2H20à 2H2 + O2

Při průchodu elektrického proudu roztoky kyselin obsahujících kyslík, zásad a solí kyselin obsahujících kyslík s kovy umístěnými v napěťové řadě kovů vlevo od hliníku prakticky dochází k elektrolýze vody. V tomto případě se na katodě uvolňuje vodík a na anodě kyslík.

Závěry. Při určování produktů elektrolýzy vodných roztoků elektrolytů se v nejjednodušších případech lze řídit následujícími úvahami:

1.Ionty kovů s malou algebraickou hodnotou standardního potenciálu - odLi + předAl 3+ včetně – mají velmi slabou tendenci znovu přidávat elektrony, jsou v tomto ohledu horší než iontyH + (cm. Série aktivity kationtů). Při elektrolýze vodných roztoků sloučenin obsahujících tyto kationty plní ionty na katodě funkci oxidačního činidla.H + , obnovení podle schématu:

2 H 2 Ó+ 2 Eà H 2 + 2OH -

2. Kovové kationty s kladnými hodnotami standardních potenciálů (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ atd.) mají větší tendenci přidávat elektrony ve srovnání s ionty. Při elektrolýze vodných roztoků jejich solí je funkce oxidačního činidla na katodě uvolněna těmito kationty, přičemž je redukována na kov podle schématu, například:

Cu 2+ +2 Eà Cu 0

3. Při elektrolýze vodných roztoků solí kovůZn, Fe, CD, Niatd., zaujímající střední polohu v napěťové řadě mezi uvedenými skupinami, probíhá redukční proces na katodě podle obou schémat. Hmotnost uvolněného kovu v těchto případech neodpovídá množství protékajícího elektrického proudu, jehož část je vynaložena na tvorbu vodíku.

4. Ve vodných roztocích elektrolytů jsou jednoatomové anionty (Cl - , Br - , J - ), anionty obsahující kyslík (NE 3 - , TAK 4 2- , P.O. 4 3- a další), stejně jako hydroxylové ionty vody. Z nich mají halogenidové ionty silnější redukční vlastnosti, s výjimkouF. IontyACHzaujímají mezilehlou polohu mezi nimi a víceatomovými anionty. Proto při elektrolýze vodných roztokůHCl, HBr, H.J.nebo jejich solí na anodě probíhá oxidace halogenidových iontů podle následujícího schématu:

2 X - -2 Eà X 2 0

Při elektrolýze vodných roztoků síranů, dusičnanů, fosforečnanů atd. Funkci redukčního činidla plní ionty, oxidující podle následujícího schématu:

4 HOH – 4 Eà 2 H 2 Ó + Ó 2 + 4 H +

.

Úkoly.

Z A chata 1. Při elektrolýze roztoku síranu měďnatého se na katodě uvolnilo 48 g mědi. Najděte objem plynu uvolněného na anodě a hmotnost kyseliny sírové vytvořené v roztoku.

Síran měďnatý v roztoku nedisociuje žádné iontyC 2+ aS0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Zapišme si rovnice procesů probíhajících na katodě a anodě. Na katodě se redukují kationty Cu a na anodě dochází k elektrolýze vody:

Cu 2+ +2e- = Cu12

2H20-4e- = 4H++ 0 2 |1

Obecná rovnice pro elektrolýzu je:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (krátká iontová rovnice)

Přidejme na obě strany rovnice 2 síranové ionty, které vznikají při disociaci síranu měďnatého, a dostaneme kompletní iontovou rovnici:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H20 = 2Cu + 2H2SO4 + O2

Plyn uvolňovaný na anodě je kyslík. V roztoku se tvoří kyselina sírová.

Molární hmotnost mědi je 64 g/mol, vypočítejme množství látky mědi:

Podle reakční rovnice, když se na katodě uvolní 2 moly mědi, uvolní se na anodě 1 mol kyslíku. Na katodě se uvolní 0,75 molu mědi, na anodě nechť se uvolní x molů kyslíku. Udělejme poměr:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375 mol

Na anodě se uvolnilo 0,375 mol kyslíku,

v(02) = 0,375 mol.

Vypočítejme objem uvolněného kyslíku:

V(O2) = v(O2) «VM = 0,375 mol «22,4 l/mol = 8,4 l

Podle reakční rovnice, když se na katodě uvolní 2 moly mědi, vytvoří se v roztoku 2 moly kyseliny sírové, což znamená, že pokud se na katodě uvolní 0,75 molu mědi, vznikne 0,75 molu kyseliny sírové. v roztoku, v(H2SO4) = 0,75 molu. Vypočítejme molární hmotnost kyseliny sírové:

M(H2S04) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Vypočítejme hmotnost kyseliny sírové:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g.

Odpovědět: Na anodě se uvolnilo 8,4 litrů kyslíku; V roztoku se vytvořilo 73,5 g kyseliny sírové

Úloha 2. Určete objem plynů uvolněných na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku obsahujícího 111,75 g chloridu draselného. Jaká látka v roztoku vznikla? Najděte jeho hmotnost.

Chlorid draselný v roztoku disociuje na ionty K+ a Cl:

2КС1 =К+ + Сl

Draselné ionty nejsou na katodě redukovány, místo toho jsou redukovány molekuly vody. Na anodě se oxidují chloridové ionty a uvolňuje se chlór:

2H20 + 2e" = H2 + 20H-|1

2SG-2e" = C12|1

Obecná rovnice pro elektrolýzu je:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (krátká iontová rovnice) Roztok také obsahuje ionty K+ vzniklé během disociace chloridu draselného a neúčastnící se reakce:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Přepišme rovnici do molekulární podoby:

2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KON

Na katodě se uvolňuje vodík, na anodě chlor a v roztoku se tvoří hydroxid draselný.

Roztok obsahoval 111,75 g chloridu draselného.

Vypočítejme molární hmotnost chloridu draselného:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Vypočítejme množství chloridu draselného:

Podle reakční rovnice se při elektrolýze 2 molů chloridu draselného uvolní 1 mol chloru. Nechť elektrolýzou 1,5 molu chloridu draselného vznikne x mol chloru. Udělejme poměr:

2/1 = 1,5/x, x = 1,5/2 = 0,75 mol

Uvolní se 0,75 mol chloru, v(C!2) = 0,75 mol. Podle reakční rovnice, když se uvolní 1 mol chloru na anodě, uvolní se 1 mol vodíku na katodě. Pokud se tedy na anodě uvolní 0,75 molu chloru, pak se na katodě uvolní 0,75 molu vodíku, v(H2) = 0,75 mol.

Vypočítejme objem uvolněného chlóru na anodě:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 mol «22,4 l/mol = 16,8 l.

Objem vodíku se rovná objemu chloru:

Y(H2) = Y(C12) = 16,81.

Podle reakční rovnice elektrolýzou 2 mol chloridu draselného vzniknou 2 mol hydroxidu draselného, ​​což znamená, že elektrolýzou 0,75 mol chloridu draselného vznikne 0,75 mol hydroxidu draselného. Vypočítejme molární hmotnost hydroxidu draselného:

M(KOH) = 39+16+1 - 56 g/mol.

Vypočítejme hmotnost hydroxidu draselného:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 mol-56 g/mol = 42 g.

Odpovědět: Na katodě se uvolnilo 16,8 litrů vodíku, na anodě 16,8 litrů chloru a v roztoku vzniklo 42 g hydroxidu draselného.

Úloha 3. Při elektrolýze roztoku 19 g chloridu dvojmocného kovu se na anodě uvolnilo 8,96 litrů chloru. Určete, který chlorid kovu byl podroben elektrolýze. Vypočítejte objem vodíku uvolněného na katodě.

Označme neznámý kov M, vzorec jeho chloridu je MC12. Na anodě se oxidují chloridové ionty a uvolňuje se chlór. Podmínka říká, že na katodě se uvolňuje vodík, proto dochází k redukci molekul vody:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl-2e" = C12! 1

Obecná rovnice pro elektrolýzu je:

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (krátká iontová rovnice)

Roztok také obsahuje ionty M2+, které se během reakce nemění. Zapišme úplnou iontovou rovnici reakce:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Přepišme reakční rovnici do molekulární formy:

MC12 + 2H20 - H2 + M(OH)2 + C12

Pojďme zjistit množství chlóru uvolněného na anodě:

Podle reakční rovnice se při elektrolýze 1 molu chloridu neznámého kovu uvolní 1 mol chloru. Pokud se uvolnilo 0,4 molu chloru, pak bylo podrobeno elektrolýze 0,4 molu chloridu kovu. Vypočítejme molární hmotnost chloridu kovu:

Molární hmotnost neznámého chloridu kovu je 95 g/mol. Na dva atomy chloru připadá 35,5"2 = 71 g/mol. Proto je molární hmotnost kovu 95-71 = 24 g/mol. Této molární hmotnosti odpovídá hořčík.

Podle reakční rovnice na 1 mol chloru uvolněného na anodě připadá 1 mol vodíku uvolněného na katodě. V našem případě se na anodě uvolnilo 0,4 molu chloru, což znamená, že na katodě se uvolnilo 0,4 molu vodíku. Vypočítejme objem vodíku:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 mol «22,4 l/mol = 8,96 l.

Odpovědět: roztok chloridu hořečnatého byl podroben elektrolýze; Na katodu se uvolnilo 8,96 litrů vodíku.

*Problém 4. Při elektrolýze 200 g roztoku síranu draselného o koncentraci 15% se na anodě uvolnilo 14,56 litrů kyslíku. Vypočítejte koncentraci roztoku na konci elektrolýzy.

V roztoku síranu draselného reagují molekuly vody jak na katodě, tak na anodě:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2H20 - 4e" = 4H+ + 02! 1

Sečteme obě rovnice dohromady:

6H20 = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2, nebo

6H20 = 2H2 + 4H20 + O2, nebo

2H20 = 2H2 + 02

Ve skutečnosti, když dojde k elektrolýze roztoku síranu draselného, ​​dojde k elektrolýze vody.

Koncentrace rozpuštěné látky v roztoku je určena vzorcem:

С = m (rozpuštěná látka) 100 % / m (roztok)

Chcete-li zjistit koncentraci roztoku síranu draselného na konci elektrolýzy, musíte znát hmotnost síranu draselného a hmotnost roztoku. Hmotnost síranu draselného se během reakce nemění. Vypočítejme hmotnost síranu draselného v původním roztoku. Označme koncentraci výchozího roztoku jako C

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(roztok) = 0,15 200 g = 30 g.

Hmotnost roztoku se během elektrolýzy mění, protože se část vody přeměňuje na vodík a kyslík. Vypočítejme množství uvolněného kyslíku:

(Ó 2)=V(O2) / Vm =14,56 l / 22,4 l/mol = 0,65 mol

Podle reakční rovnice 2 moly vody produkují 1 mol kyslíku. Při rozkladu x mol vody nechť se uvolní 0,65 mol kyslíku. Udělejme poměr:

Rozloženo 1,3 mol vody, v(H2O) = 1,3 mol.

Vypočítejme molární hmotnost vody:

M(H20) = 1-2 + 16 = 18 g/mol.

Vypočítejme hmotnost rozložené vody:

m(H20) = v(H20>M(H20) = 1,3 mol* 18 g/mol = 23,4 g.

Hmotnost roztoku síranu draselného se snížila o 23,4 g a rovnala se 200-23,4 = 176,6 g. Vypočítejme nyní koncentraci roztoku síranu draselného na konci elektrolýzy:

C2 (K2S04)=m(K2S04) 100 % / m (roztok) = 30 g 100 % / 176,6 g = 17 %

Odpovědět: koncentrace roztoku na konci elektrolýzy je 17 %.

*Úkol 5. 188,3 g směsi chloridů sodných a draselných bylo rozpuštěno ve vodě a výsledným roztokem byl veden elektrický proud. Při elektrolýze se na katodě uvolnilo 33,6 litrů vodíku. Vypočítejte složení směsi v hmotnostních procentech.

Po rozpuštění směsi chloridů draselných a sodných ve vodě obsahuje roztok ionty K+, Na+ a Cl-. Na katodě nejsou redukovány ionty draslíku ani sodíku, redukují se molekuly vody. Na anodě se oxidují chloridové ionty a uvolňuje se chlór:

Přepišme rovnice do molekulárního tvaru:

2KS1 + 2N20 = N2 + C12 + 2KON

2NaCl + 2H20 = H2 + C12 + 2NaOH

Označme množství chloridu draselného obsaženého ve směsi x mol a množství chloridu sodného mol. Podle reakční rovnice se při elektrolýze 2 molů chloridu sodného nebo draselného uvolní 1 mol vodíku. Při elektrolýze x mol chloridu draselného tedy vzniká x/2 nebo 0,5x mol vodíku a při elektrolýze x mol chloridu sodného 0,5y mol vodíku. Pojďme zjistit množství vodíku uvolněného při elektrolýze směsi:

Sestavme rovnici: 0,5x + 0,5y = 1,5

Vypočítejme molární hmotnosti chloridů draselných a sodných:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Hmotnost x mol chloridu draselného se rovná:

m(KCI) = v(KCI)-M(KCI) = x mol-74,5 g/mol = 74,5 x g.

Hmotnost molu chloridu sodného je:

m(KCI) = v(KCI)-M(KCI) = y mol - 74,5 g/mol = 58,5 y g.

Hmotnost směsi je 188,3 g, vytvoříme druhou rovnici:

74,5x + 58,5y= 188,3

Řešíme tedy soustavu dvou rovnic se dvěma neznámými:

0,5 (x + y) = 1,5

74,5x + 58,5y=188,3g

Z první rovnice vyjádříme x:

x + y = 1,5/0,5 = 3,

x = 3-y

Dosazením této hodnoty x do druhé rovnice dostaneme:

74,5-(3-y) + 58,5y= 188,3

223,5-74,5y + 58,5y= 188,3

-16u = -35,2

y = 2,2 100 % / 188,3 g = 31,65 %

Vypočítejme hmotnostní zlomek chloridu sodného:

w(NaCl) = 100 % - w(KCl) = 68,35 %

Odpovědět: směs obsahuje 31,65 % chloridu draselného a 68,35 % chloridu sodného.

Při úvahách o elektrolýze vodných roztoků je nutné mít na paměti, že kromě elektrolytových iontů jsou v jakémkoli vodném roztoku také ionty, které jsou produkty disociace vody H + a OH –.

V elektrickém poli se vodíkové ionty pohybují ke katodě a OH ionty k anodě. Na katodě tak mohou být vybity jak kationty elektrolytu, tak kationty vodíku. Podobně na anodě mohou být vybity jak elektrolytové anionty, tak hydroxidové ionty. Kromě toho mohou molekuly vody také podléhat elektrochemické oxidaci nebo redukci.

Jaké elektrochemické procesy na elektrodách během elektrolýzy nastanou, bude primárně záviset na relativních hodnotách elektrodových potenciálů příslušných elektrochemických systémů. Z několika možných procesů bude pokračovat ten, jehož realizace vyžaduje minimální spotřebu energie. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémů s nejvyšším elektrodovým potenciálem budou redukovány na katodě a redukované formy systémů s nejnižším elektrodovým potenciálem budou oxidovány na anodě. Obecně platí, že ty atomy, molekuly a ionty, jejichž potenciály jsou za daných podmínek nejnižší, se snadněji oxidují na anodě a ty ionty, molekuly a atomy, jejichž potenciály jsou nejvyšší, se snadněji obnovují na katodě. Uvažujme katodické procesy probíhající při elektrolýze vodných roztoků solí. Zde je nutné vzít v úvahu velikost elektrodového potenciálu procesu redukce vodíkových iontů, který závisí na koncentraci vodíkových iontů. Známe obecnou rovnici potenciálu elektrody pro vodíkovou elektrodu (část 2.3).

V případě neutrálních roztoků (pH=7) je hodnota elektrodového potenciálu procesu redukce vodíkových iontů

φ = –0,059 . 7 = -0,41 V.

1) při elektrolýze roztoků solí obsahujících kationty kovů, jejichž elektrodový potenciál je výrazně kladnější než –0,41 V, dojde k redukci kovu z neutrálního roztoku takového elektrolytu na katodě. Takové kovy se nacházejí v napěťové řadě poblíž vodíku (počínaje přibližně od a za cínem);

2) při elektrolýze solných roztoků obsahujících kationty kovů, jejichž elektrodový potenciál je výrazně zápornější než – 0,41 V, nedojde k redukci kovu na katodě, ale k uvolňování vodíku. Mezi takové kovy patří alkalické kovy, kovy alkalických zemin, hořčík, hliník, přibližně až titan;

3) při elektrolýze roztoků solí obsahujících kationty kovů, jejichž elektrodový potenciál se blíží –0,41 V (kovy ve střední části řady - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), dále v závislosti na koncentraci je možný solný roztok a podmínky elektrolýzy (proudová hustota, teplota, složení roztoku), redukce kovu i vývoj vodíku; Někdy je pozorováno společné uvolňování kovu a vodíku.

Elektrochemický vývoj vodíku z kyselých roztoků nastává v důsledku vybíjení vodíkových iontů:

2H + 2ē → 2Н 0

2H 0 = N 2 .

V případě neutrálních nebo alkalických médií dochází k uvolňování vodíku v důsledku elektrochemické redukce vody:

НН + ē → Н 0 + ON –

N 0 + N 0 = N 2 ,

Pak 2НН + 2ē → Н 2 + 2OH –

Povaha katodického procesu při elektrolýze vodných roztoků je tedy určena především polohou odpovídajícího kovu v řadě standardních elektrodových potenciálů kovů.

Pokud je vodný roztok obsahující kationty různých kovů podroben elektrolýze, pak jejich uvolňování na katodě bude zpravidla probíhat v řádu klesající algebraické hodnoty elektrodového potenciálu kovu. Například ze směsi kationtů Ag +, Cu 2+ a Zn 2+ při dostatečném napětí na svorkách elektrolyzéru dojde nejprve k redukci kationtů stříbra (φ 0 = +0,8 V), poté mědi (φ 0 = +0,34 V) a nakonec zinek (φ 0 = –0,76 V).

Elektrochemická separace kovů ze směsi kationtů se používá v inženýrství a kvantitativní analýze. Obecně je schopnost kovových iontů vybíjet (získat elektrony) určena polohou kovů v řadě standardních elektrodových potenciálů. Čím více vlevo je kov v napěťové řadě, tím větší je jeho záporný potenciál nebo čím méně kladný potenciál, tím obtížnější je vybíjení jeho iontů. Z kovových iontů stojících v napěťové řadě se tedy nejsnáze vybíjejí trojmocné ionty zlata (při nejnižších napětích elektrického proudu), poté ionty stříbra atd. Draselné ionty se nejhůře vybíjejí (při nejvyšším elektrickém napětí). Ale potenciál kovu, jak je známo, se mění v závislosti na koncentraci jeho iontů v roztoku; stejně tak se snadnost vypouštění iontů každého kovu mění v závislosti na jejich koncentraci: zvýšení koncentrace usnadňuje vypouštění iontů, snížení ztěžuje. Proto se během elektrolýzy roztoku obsahujícího ionty několika kovů může stát, že k uvolnění aktivnějšího kovu dojde dříve než k uvolnění méně aktivního kovu (pokud je koncentrace prvního kovového iontu významná a druhý je velmi malý).

Uvažujme anodické procesy probíhající při elektrolýze vodných roztoků solí. Povaha reakcí probíhajících na anodě závisí jak na přítomnosti molekul vody, tak na látce, ze které je anoda vyrobena. Je třeba mít na paměti, že materiál anody může během elektrolýzy oxidovat. V tomto ohledu se rozlišuje elektrolýza s inertní (nerozpustnou) anodou a elektrolýza s aktivní (rozpustnou) anodou. Nerozpustné anody jsou vyrobeny z uhlí, grafitu, platiny, iridia; rozpustné anody - vyrobené z mědi, stříbra, zinku, kadmia, niklu a dalších kovů. Na nerozpustné anodě dochází během procesu elektrolýzy k oxidaci aniontů nebo molekul vody. Při elektrolýze vodných roztoků bezkyslíkatých kyselin HI, HBr, HCl, H 2 Si a jejich solí (kromě HF a fluoridů) se na anodě vybíjejí anionty a uvolňuje se odpovídající halogen. Všimněte si, že uvolňování chloru během elektrolýzy HCl a jeho solí je v rozporu s relativní polohou systémů

2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)

2 H 2 Ó– 4ē →Ó 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)

v rozsahu standardních elektrodových potenciálů. Tato anomálie je spojena s výrazným přepětím druhého z těchto dvou elektrodových procesů – materiál anody má inhibiční vliv na proces uvolňování kyslíku.

Při elektrolýze vodných roztoků solí obsahujících anionty SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- aj. a také fluorovodík a fluoridy dochází k elektrochemické oxidaci vody. V závislosti na pH roztoku tento proces probíhá různě a lze jej zapsat různými rovnicemi. V alkalickém prostředí má rovnice tvar

4OH – – 4ē → 2h 2 O+O 2 , (pH > 7)

a v kyselých nebo neutrálních médiích máme

HOH– 2ē →Ó 0 + 2 H + (pH ≤ 7)

2 Ó 0 = Ó 2 ,

Pak 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 2О 2 .

V uvažovaných případech je elektrochemická oxidace vody energeticky nejvýhodnějším procesem. K oxidaci aniontů obsahujících kyslík dochází při velmi vysokých potenciálech. Například standardní oxidační potenciál iontu SO 4 2- – 2ē →S 2 O 8 2- je 2,01 V, což je výrazně vyšší hodnota než standardní oxidační potenciál vody 1,228 V.

2H 2 O – 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).

Standardní oxidační potenciál iontu F je ještě důležitější

2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 V).

Obecně platí, že během elektrolýzy vodných roztoků solí se kationty kovů a vodíku současně přibližují ke katodě elektrolyzéru a každý z nich „tvrdí“, že je redukován elektrony přicházejícími z katody. Jak bude vlastně proces redukce na katodě probíhat? Odpověď lze získat na základě řady kovových napětí. Navíc, čím nižší je algebraická hodnota standardního elektrodového potenciálu kovu, tím slabší jsou akceptory elektronů jejich kationty a tím obtížnější je jejich obnovení na katodě. V tomto ohledu se rozlišují tři skupiny kationtů podle jejich vztahu k elektroredukci.

1. Kationty vyznačující se vysokou aktivitou přitahující elektrony (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Během elektrolýzy solí těchto kationtů jsou kovové kationty téměř úplně redukovány; proudový výstup je 100 % nebo hodnota jemu blízká.

2. Kationty charakterizované průměrnými hodnotami schopnosti přitahovat elektrony (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Při elektrolýze na katodě dochází současně k redukci kationtů molekul kovu i vody, což vede ke snížení proudového výstupu kovu.

3. Kationty vykazující nízkou schopnost přitahovat elektrony (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). V tomto případě nejsou akceptory elektronů na katodě kationty uvažované skupiny, ale molekuly vody. V tomto případě samotné kationty zůstávají ve vodném roztoku nezměněny a proudová účinnost se blíží nule.

Vztah různých aniontů k elektrooxidaci na anodě

Anionty bezkyslíkatých kyselin a jejich soli (Cl¯,Br¯,J¯,S2-,CN¯ atd.) si zadržují své elektrony slabší než molekuly vody. Proto při elektrolýze vodných roztoků sloučenin obsahujících tyto anionty budou tyto hrát roli donorů elektronů, budou oxidovat a přenášet své elektrony do vnějšího okruhu elektrolyzéru.

Anionty kyslíkatých kyselin (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- atd.) jsou schopny držet své elektrony pevněji než molekuly vody. V tomto případě je voda na anodě oxidována, ale anionty samotné zůstávají nezměněny.

V případě rozpustné anody se počet oxidačních procesů zvyšuje na tři:

1) elektrochemická oxidace vody s uvolňováním kyslíku; 2) vybití aniontu (tj. jeho oxidace); 3) elektrochemická oxidace anodového kovu (anodické rozpouštění kovu).

Z možných procesů proběhne ten energeticky nejpříznivější. Pokud je anodový kov umístěn v sérii standardních potenciálů dříve než oba ostatní elektrochemické systémy, bude pozorováno anodické rozpouštění kovu. Jinak se uvolní kyslík nebo se vybije anion. Nebyla stanovena žádná těsná sekvence pro vypouštění aniontů. Snížením schopnosti darovat elektrony jsou nejběžnější anionty uspořádány následovně: S 2-,J ¯,Br ¯,Cl ¯,OH¯,H 2 O,SO 4 2-,NO 3 ¯,CO 3 2-, PO 4 3-.

Uvažujme několik typických případů elektrolýzy vodných roztoků.

Elektrolýza roztoku CuCl 2 s nerozpustnou anodou

V napěťové řadě je měď umístěna za vodíkem, takže na katodě se vybije Cu 2+ a uvolní se kovová měď a na anodě se oxidují chloridové ionty na molekulární chlor Cl 2 .

	katoda (–)
	Cu 2+ + 2ē → Cu 0
	2Cl – – 2ē → tř 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 +Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2

Výtěžek proudu kovu (95-100 %).

Elektrolýza roztoku NaNO 3

Vzhledem k tomu, že sodík je v sérii napětí mnohem dříve než vodík, bude na katodě vytékat voda. Voda bude také vytékat na anodě.

katoda (–)

2 H 2 Ó+ 2ē →H 2 + 2 ACH –

2H 2 O – 4ē → 4H + +O 2 .

Na katodě se tedy uvolňuje vodík a vzniká alkalické prostředí, na anodě se uvolňuje kyslík a v blízkosti anody vzniká kyselé prostředí. Pokud nejsou anodové a katodové prostory od sebe odděleny, pak roztok ve všech jeho částech zůstane elektricky neutrální.

	katoda (–)
	2 H 2 Ó+ 2ē →H 2 + 2 ACH –
	2H 2 O – 4ē → 4H + +O 2 .

6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4H + +O 2

6H 2 O → 2H 2 +O 2 + 4H 2 Ó

2 H 2 Ó → 2 H 2 + Ó 2

Proudový výstup kovu je nulový.

Proto při elektrolýze roztoku NaNO 3 dojde k elektrolýze vody. Úloha soli NaNO 3 je redukována na zvýšení elektrické vodivosti roztoku.

Elektrolýza roztoku FeSO 4

Reakce na katodě (–) (redukce):

A) Fe 2+ + 2ē → Fe 0	simultánní reakce
b) 2 H 2 Ó+ 2ē →H 2 + 2 ACH – .

Reakce na anodě (+) (oxidace):

2H 2 O – 4ē → 4H + +O 2 .

Kovový proudový výstup je průměrný.

Elektrolýza roztoku KJ s nerozpustnou anodou

	katoda (–)
	2 H 2 Ó+ 2ē →H 2 + 2 ACH –
	2J – – 2ē → J 2

2 H 2 Ó + 2J – → H 2 + 2 ACH – +J 2 .

Konečná rovnice pro elektrolytickou reakci roztoku KJ je:

2KJ+2H 2 O → H 2 +J 2 +2 KOH.

Elektrolýza roztoku CuSO 4 s měděnou (rozpustnou) anodou.

Standardní potenciál mědi je +0,337 V, což je výrazně vyšší než -0,41 V; proto se při elektrolýze roztoku CuSO 4 na katodě vybíjejí ionty Cu 2+ a uvolňuje se kovová měď. Na anodě dochází k opačnému procesu - oxidaci kovu, protože potenciál mědi je mnohem menší než oxidační potenciál vody (+1,228 V), a ještě více - oxidační potenciál iontu SO 4 2- ( +2,01 V). Následně v tomto případě elektrolýza spočívá v rozpuštění kovu (mědi) anody a jeho oddělení na katodě.

Schéma elektrolýzy roztoku síranu měďnatého:

katoda (–)

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

Cu 0 – 2ē → Cu 2+ .

Tento proces se používá pro elektrickou rafinaci kovů (tzv. elektrolytická rafinace).