Электролиз раствора перманганата калия уравнение

Электролитический синтез перманганата калия

Марганцевокислый калий (перманганат калия) KMnO4 представляет собой соль марганцевой кислоты HMnO4. Плотность KMnO4 составляет 2,703 г/см 3 , растворимость KMnO4 в воде при 20 °С—6,4 г на 100 г H2O, а при 60 °С 22,2 г. Перманганат калия KMnO4 является сильным окислителем. При смешении его с концентрированной H2SO4 (а также с глицерином и некоторыми другими веществами) может произойти взрыв. KMnO4 — термически неустойчивая соль, при нагревании >200 °С разлагается по схеме

Результаты новых исследований термической диссоциации KMnO4 в токе кислорода показали, что процесс протекает в две стадии:

с тепловыми эффектами при 225 и 660 °С.

В кислых средах KMnO4 Mn (VII) восстанавливается до Mn (II), например, MnSO4. Перманганат калия (KMnO4) как открытая термодинамическая система проанализирована А. А. Кабановым. Промышленное производство KMnO4 основано на электролитическом окислении K2MnO4[Mn (VI)] до KMnO4 [Mn (VII)]. На первой стадии технологического процесса получают К2MnO4 путем нагревания смеси пиролюзита с 50 %-ным раствором едкого калия (KOH) до 200—250 °С. Химическое взаимодействие KOH с MnO2 с участием кислорода воздуха описывается реакцией

Сплав содержит 20—30 % H2MnO4. Затем перманганат калия K2MnO4, в котором марганец содержится в виде MnО4 2- , выщелачивают с получением раствора. На следующей стадии анион MnО4 2- окисляют до MnO2. Этот процесс описывается схемой

Образующийся на катоде KOH центрифугированием отделяют от KMnO4, упаривают и возвращают в оборотный цикл. Состав электролита в начале (А) и в конце (Б) электролиза характеризуется следующими данными, г/л:

Синтезированный продукт KMnO4 подвергают последовательно обработке (растворению при 85 °С, кристаллизации, центрифугированию, вакуум-сушке, измельчению и рассеву) для получения товарного кристаллического марганца чистого калия KMnO4. Общая характеристика электролизера и процесса приведена ниже по В. В. Стендеру. В стальной кожух электролизера (цилиндр диаметром 2 м и высотой 1 м с коническим дном) помещается несколько концентрических рядов анодов (никелевые и (или) железные листы). Просвет между рядами анодов составляет 100 мм. В этих просветах располагаются концентрическими рядами катоды (железные стержни диаметром 20—25 мм). При конструировании электролизера учитывают возможность восстановления KMnO4 на катоде, если плотность тока будет недостаточно большой по сравнению с плотностью тока на аноде. Число катодных стержней подбирают таким, чтобы плотность тока на катоде была в десять раз выше, чем на аноде. Это исключает возможность восстановления марганца на катоде щелочью по реакции

Плотность тока на аноде составляет 60—70 А/м 2 , на катоде 700 А/м 2 . Токовая нагрузка на ванну 1200—1400 А, напряжение на ванне в начале процесса 2,7 В, в конце 8 В. Температура электролиза составляет 60—70 °С. Удельный расход электроэнергии достигает 0,7—1,0 кВт • ч на 1 кг KMnO4. Продолжительность одного цикла электролиза составляет 48 ч. Кристаллы KMnO4 имеют темно-фиолетовый, а растворы в воде — красно-фиолетовый цвет.

Применение KMnO4

В аналитической химии стандартные растворы KMnO4 применяют для количественных объемных определений металлов (титриметрического анализа). Титрование восстановителей (Fe (II), Mn (II), Mo (III), Ti (III), O2 – и др.) стандартным раствором KMnO4 проводится в кислой среде. Реакция титрования в этом случае протекает по схеме

MnO4 – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4H2O.

Вторую группу веществ составляют сульфиты, сульфиды, тиосульфаты и др., которые окисляются легче в нейтральной или щелочной среде. Реакция описывается схемой

В химическом производстве перманганаты применяют как окислители. Перманганат калия KMnO4 обладает сильным дезинфицирующим свойством, что определяет его широкое использование в медицине.

Электролиз

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н2О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H2O +2ē → H2 + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H2 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H 2 O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl2 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH3 C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O2+ CH3-CH3

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO4 + 2H2 O -2 → 2 Cu 0 + 2H2SO4 + O2 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + 2O +2Na Cl – → H2 0 + 2NaOH + Cl2 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl2 – → Cu 0 + Cl2 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl → 2 Na 0 + Cl2 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O2 0 + 2H2O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH → 4 Na 0 + O2 0 + 2H2O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na3[AlF6] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O 3 3 – – 12ē → 2Al2O3 + 3 O2 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al 2 О 3 = 4 Al 0 + 3 О 2 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О2 0 = C +4 O2 -2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Электролиз растворов и расплавов солей и окислительно-восстановительные реакции (стр. 3 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8

Электролиз растворов нитрита и сульфита натрия на инертных

электродах без диафрагмы.

В нитрит – и сульфит-ионах атомные частицы N+3 и S+4 занимают промежуточные степени окисления. Поэтому при прохождении постоянного электрического тока через водные растворы нитрита и сульфита натрия можно ожидать окисления на аноде нитрит – и сульфит-ионов и восстановление на катоде молекул воды.

КNO2 (р) = К+ + NO2- , H2O ↔ ОН – + H+

К2SO3 = 2К+ + SO32-, H2O ↔ ОН – + H+

катод: 2H2O + 2ē = H2 + 2ОН – 1

NO2- + 3H2O = H2 + NO3- + 2Н+ + 2ОН –

Так как электролиз ведут без диафрагмы, то имеет место процесс нейтрализации Н+ + ОН – = H2O. Тогда в окончательном виде получим:

КNO2 + H2O = H2 + КNO3

Возможен и другой механизм анодного окисления:

1) вода окисляется по схеме

2H2O − 4ē = О2 + 4Н+

2) затем протекает процесс окисления NO2- кислородом:

Так как нитрит калия в водном растворе подвергается гидролизу по первой ступени, создается щелочная среда, процесс окисления на аноде необходимо записать следующим образом:

NO2- + 2ОН – − 2ē = NO3- + H2O

(недостаток кислорода в левой части восполняют за счет ОН- – ионов, а недостаток водорода в правой части – за счет молекул воды).

С учетом этого составим электродные процессы:

катод: 2H2O + 2ē = H2 + 2ОН – 1

NO2- + H2O = H2 + NO3-

В окончательном молекулярном виде получим то же, что и при рН =7:

КNO2 + H2O = H2 + КNO3

Процесс окисления на аноде при рН > 7 можно представить и так:

1) ОН – – ионы окисляются с образованием кислорода:

4ОН – − 4ē = О2 + 2H2O

2) затем нитрит-ионы окисляются кислородом:

Аналогичным образом можно записать электролиз раствора К2SO3:

катод: 2H2O + 2ē = H2 + 2ОН – 1

К2SO3 + H2O = H2 + К2SO4

Возможный процесс окисления на аноде при рН = 7 можно представить и так:

1) окисление воды:

2H2O − 4ē = О2 + 4Н+

2) сульфит-ионы окисляются кислородом:

2SO32- + О2 = 2SO42-

В случае щелочной среды имеем:

катод: 2H2O + 2ē = H2 + 2ОН – 1

В общем виде: SO32- + H2O = H2 + SO42-

К2SO3 + H2O = H2 + К2SO4

Возможные процессы окисления на аноде при рН > 7:

1) 4ОН – − 4ē = О2 + 2H2O

2) 2SO32- + О2 = 2SO42-

Получение KMnO4 электролизом раствора K2MnO4:

анод: MnO42- − 1ē = MnO4- 2

2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + H2↑ + 2КОН

Электролиз водного раствора гидроксида натрия на инертных

электродах с диафрагмой

На катоде восстанавливаются молекулы воды, а на аноде окисляются гидроксид-ионы:

катод: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2ОН – 2

анод: 4ОН – − 4ē = О2↑ + 2H2O 1

Вывод. Путем электролиза растворов щелочей можно получать как газообразный водород, так и кислород, электролиз без диафрагмы проводить опасно, из-за возможности образования «гремучей» смеси.

Серная кислота сильна только по первой стадии диссоциации:

По второй стадии диссоциации она считается кислотой средней силы:

В результате этого на электродах идут следующие процессы:

катод: 2Н+ + 2ē = H2↑ 1

анод: 2HSO4- −2ē = H2S2O8 1

В общем виде: 2HSO4- + 2Н+ = H2↑ + H2S2O8

2H2SO4 = H2↑ + H2S2O8

Электролиз по такой схеме возможен при больших плотностях тока.

1) КHSO4 = К+ + HSO4-

2) катод: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH – 1

анод: 2HSO4- -2ē = H2S2O8 1

2HSO4- + 2H2O = H2↑ + H2S2O8 + 2OH – или

2КHSO4 + 2H2O = H2↑ + H2S2O8 + 2КOH

3) H2S2O8 + 2КOH = К2S2O8↓ + 2H2O

2КHSO4 = К2S2O8↓ + H2↑

Электролиз по такой схеме возможен при больших плотностях тока.

Электролиз водного раствора соли Cr2(SO4)3 на инертных электродах

Cr2(SO4)3 = 2Сr3+ + 3SO42-

катод: Сr3+ + 3ē = Cro

2H2O + 2ē = H2↑ + 2ОН – 4 при рН =7

анод: 2H2O – 4ē = О2 + 4Н+ 5

В общем виде: 2Cr2(SO4)3(p) + 10H2O → 4Cr + 5O2↑ + 4H2↑ + 6H2SO4

Процесс электролиза иногда упрощенно записывают без учета восстановления воды на катоде, так как количество электричество, расходуемое при этом незначительно:

2Cr2(SO4)3(p) + 6H2O → 4Cr + 3O2↑ + 6H2SO4

Если учесть гидролиз соли Cr2(SO4)3 , то на катоде вместо восстановления воды необходимо записывать процесс восстановления ионов водорода, при этом окончательная реакция электролиза не будет отличаться от написанного.

Получение ферратов анодным окислением железа в щелочном

Электродные процессы:

катод: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2ОН – 3

анод: Feo – 6ē = Fe+6 1

В растворе: Fe+6 + 4ОН – = FeО42- + 4Н+

Суммарные электродные процессы:

катод: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2ОН – 3

анод: Feo + 4ОН – – 6ē = FeО42- + 4Н+ 1

В окончательном виде: Feo + 2H2O + 2ОН – = FeО42- + 3H2↑

Feo + 2H2O + 2КОН = К2FeО4 малиновый + 3H2↑

Марганец можно получить электролизом раствора MnSO4:

2MnSO4(р) + 2H2O = 2Mn↓катод + O2↑ анод + 2H2SO4

Хром можно получить электролизом раствора Cr2(SO4)3

2Cr2(SO4)3(p) + 6H2O → 4Cr + 3O2↑ + 6H2SO4

катод: 2H+ + 2ē = H2↑ 1

анод: 2HSO4- -2ē = H2S2O6(O2) 1

2H+ + 2HSO4- = H2↑ + H2S2O6(O2) ,

2) затем идет реакция:

H2S2O6(O2) + 2NH4+ = (NH4)2S2O6(O2)↓ + 2H+,

3) далее проводят гидролиз:

(NH4)2S2O6(O2) + 2H2O = 2NH4HSO4 + H2O2

II. Электролиз расплавов солей

Необходимо помнить, что при плавлении солей и щелочей происходит их электролитическая диссоциация. Если теперь через такой расплав электролита пропустить постоянный электрический ток, катионы перемещаются к катоду и восстанавливаются, а анионы окисляются на аноде.

На катоде катионы металлов восстанавливаются по схеме:

Окисление кислородсодержащих анионов на аноде протекает сложнее, чем бескислородных:

4ОН – − 4ē = О2 + 2Н2О, 2SO42- −4ē = 2SO3 + O2o,

2CO32- −4ē = 2CO2 + O2o, 2NO3- −2ē = 2NO2 + O2o

2SO32- −4ē = 2SO2 + O2o, 2PO43- −4ē = 2PO3- + O2o

Электролизом расплавов соответствующих солей или их гидроксидов получают металлы: щелочные и щелочноземельные, магний, медь, алюминий и др.

Электрохимический способ получения фтора в расплавах:

1) HF + KF, при 70-100 оС;

2) HF в расплаве KH2F3 , при 80-120 оС

3) HF в расплаве KHF2 , при 240-300 оС

Электролизу подвергается во всех случаях HF:

1) в расплаве происходит электролитическая диссоциация и

3HFрасплав ↔ H2F+ + HF2- (автопротолиз) (1)

2) электродные процессы:

катод: 2H2F+ + 2ē = H2о + 2HFо 1

анод: 2HF2- – 2ē = F2о + 2HFо 1

2H2F+ + 2HF2- = F2о + H2о + 4HFо

2HF(расплав) = H2 + F2

Электролиз расплава гиидроксида натрия

NaOH(расплав) = Na+ + ОН –

катод: Na+ + ē = Naо 4

анод: 4ОН – – 4ē = О2↑ + 2H2O 1


источники:

http://chemege.ru/electrolysis/

http://pandia.ru/text/80/271/60083-3.php