Para la Electrólisis de Cloruro de Cobre:
Cátodo: $\ce{Cu^{2+} + 2e- <=> Cu}$
Ánodo: $\ce{2Cl <=> Cl2 + 2e- }$
Estoy confundido acerca de la reacción que tiene lugar en el ánodo. No $\ce{H2O}$, en lugar de someterse a la oxidación, ya que tiene una mayor reducción de la capacidad? por ejemplo. Está por encima de $\ce{2Cl-}$ en la Tabla de los Potenciales de Reducción Estándar.
Me estoy perdiendo algo? O hacer todos los halógenos de descarga más fácilmente que el agua?
El potencial redox estándar de cloro es $E^\circ = +1.358\ \mathrm{V}$; el real potencial depende de la concentración de $\ce{Cl-}$:
$$\ce{Cl2 + 2e- <=> 2 Cl- }\quad\quad E^\circ = +1.358\ \mathrm{V}$$ $$\begin{aligned} E&=E^\circ+\frac{RT}{2F}\cdot\ln\frac{1}{\left[\ce{Cl-}\right]^2}\\ &=1.358\ \mathrm{V}-0.05916\ \mathrm{V}\times\log{\left[\ce{Cl-}\right]} \end{aligned}$$
El estándar de su potencial redox, oxígeno es $E^\circ = +1.229\ \mathrm{V}$; el real potencial depende de $\mathrm{pH}$:
$$\ce{O2 + 4H+ + 4e- <=> 2H2O}\quad\quad E^\circ = +1.229\ \mathrm{V}$$ $$\begin{aligned} E&=E^\circ+\frac{RT}{4F}\cdot\ln\left[\ce{H+}\right]^4\\ &= 1.229\ \mathrm{V}-0.05916\ \mathrm{V}\times\mathrm{pH} \end{aligned}$$
Los potenciales redox $(E_{\ce{O2}} < E_{\ce{Cl2}})$ sugieren que la oxidación de $\ce{H2O}$ $\ce{O2}$en el ánodo debe ser preferido sobre la oxidación de $\ce{Cl-}$$\ce{Cl2}$.
Sin embargo, dependiendo del material y la forma del ánodo, el sobrepotencial de oxígeno en el ánodo puede ser muy grande. Por lo tanto, la oxidación de las $\ce{Cl-}$ $\ce{Cl2}$en el ánodo es factible.
Sin embargo, en la alta $\mathrm{pH}$ y en una baja concentración de $\ce{Cl-}$, la oxidación de las $\ce{H2O}$ $\ce{O2}$todavía se prefiere sobre la oxidación de $\ce{Cl-}$$\ce{Cl2}$. Por lo tanto, la electrólisis de cloruro no puede ser completa en un solo paso, ya que la $\mathrm{pH}$ es mayor y la concentración de $\ce{Cl-}$ está disminuido durante la electrólisis: $$\ce{2 H2O + 2 Cl- -> H2 + 2 OH- + Cl2}$$
Agua sí tiene una mayor reducción de la potencial. Pero lo que está sucediendo en su ánodo no reducción de la oxidación. Así que un menor potencial de reducción de $\ce{Cl-}$significa que es más fácilmente oxidados que el agua.
Para obtener información adicional, vea mis otros answer en esta última pregunta sobre la electrólisis y la $\ce{Cl2}$ de la producción.
Esto depende de la concentración de cloruro. Si un diluir una solución de NaCl es electrolysed, $\ce{O2}$ es producido en la primera, a lo largo de con $\ce{H2}$. Como el volumen de la solución disminuye a $\ce{[NaCl]}$ aumenta, y, finalmente, $\ce{Cl2}$ está formado. Puede utilizar la ecuación de Nernst para averiguar la concentración de cloruro en el que $\ce{Cl2}$ está formado sobre $\ce{O2}$.
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