активность металла возрастает

5 6 7 8 9 10 11

(образуется нитрат металла в высшей степени окисления)

HNO₃(конц.) HNO₃(очень разб.)

Al, Cr, Fe реакция не идет

(холод.р-р) (пассивация поверх.)

конц. (50-68%)

раствор щел. и щел.-зем. N₂O

металлы

все другие NO₂

металлы и немет.

HNO₃ активные N₂O или N₂

металлы

разбавл.

(1:3) раствор неактив.металлы NO

и неметаллы

очень разб., активные металлы NH₃ (NH₄NO₃)

Электролиз водных растворов электролитов – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении через раствор постоянного электрического тока.

Полуреакция восстановления на катоде (отрицательный электрод):

а) катионы металлов, стоящие в начале ряда активности от Li⁺ до Al³⁺включительно, не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2 Н₂О + 2 ® Н₂ + 2 ОН^–

б) катионы металлов, стоящие в середине ряда активности от Мn²⁺ до Pb²⁺, восстанавливаются одновременно с молекулами воды:

М^z+ + z ® M; 2H₂O + 2 ® H₂ + 2OH^–

в) катионы металлов, стоящие в ряду активности после водорода от Сu²⁺ до Au³⁺, полностью восстанавливаются и выделяются в виде металла:

М^z++ z ® M

г) электролиз кислот: 2 Н⁺ + 2 ® Н₂

На катоде легче всего разряжаются катионы того металла, который в ряду активности находится правее. Так, например, из смеси катионов Сu²⁺, Ag⁺, Zn²⁺ на катоде электролизера вначале восстанавливаются катионы серебра, затем меди и, наконец, цинка.

Полуреакция окисления на аноде (положительный электрод) – характер процесса окисления зависит как от природы аниона электролита, так и от материала (вещества), из которого сделан анод:

а) инертный анод (Pt, Au, Ir, графит и др.) – при электролизе служит лишь передатчиком электронов:

– окисление анионов безкислородных кислот:

S^2– – 2 ® S ¯ и 2Х^– – 2 ® Х₂ (Х^– = Cl^–, Br^–, J^–)

– вместо анионов кислородсодержащих кислот с максимальной степенью окисления неметаллов (SO₄^2–, NO₃^–, CO₃^2–, PO₄^3– и др.) окисляются молекулы воды с выделением кислорода:

2 Н₂О – 4 ® О₂ + 4Н⁺

– окисление анионов, содержащих неметалл в промежуточной степени окисления (SO₃^2–, NO₂^– и др.):

SO₃^2–(NO₂^–) + Н₂О – 2 ® SO₄^2–(NO₃^–) + 2Н⁺

– электролиз щелочей:

4 ОН^–– 4 ® О₂ + 2 Н₂О

– электролиз карбоновых кислот и их солей (реакция Кольбе)

2RCOO^– – 2 ® CО₂ + R₂

б) растворимый анод (изготовляют из меди, серебра, кадмия, цинка, никеля и др.) – при электролизе окисляется (разрушается) и переходит в раствор в виде катионов:

М – z ® M^z⁺

Расчет количества, массы или объема веществ, выделившихся на электродах, проводят по закону Фарадея. Если в полуреакциях окисления и восстановления принял участие один моль электронов, то через раствор прошло 96500 кулонов или один фарадей (точно 1F = 96485 Кл/моль) электричества. Таким образом, если при проведении электролиза в течение времени t [c] постоянным электрическим током силой I [A] через раствор прошло Q = I × t кулонов электричества и в окислительно-восстановительном процессе приняли участие электроны в количестве

n(е) = ,