Электролиз

Электро́лиз — физико-химическое явление, состоящее в выделении на электродах веществ в результате электрохимических реакций, сопровождается прохождением электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Введение

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях возникает в электрическом поле, которое создается разностью потенциалов на электродах — проводниках, соединённых с полюсами источника электрической энергии. Анодом называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — ионы кислотных остатков и гидроксильной группы — движутся к аноду.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений, диоксида марганца (ЭДМ), пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

В промышленности широко распространены технологии электрохимических металлических и композиционных покрытий (гальванотехника, гальванопластика) и электрохимической обработки (размерное травление, электрополирование, анодирование, электроокрашивание, электрохимическое оксидирование). Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Первый закон Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса M вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду Q, прошедшему через электролит: $$M=k\cdot Q=k\cdot I\cdot t$$

если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Вывод закона Фарадея

$$m = m_i N_i \,\!$$(1) $$m_i = \frac{\mu}{N_A}$$(2) $$N_i = \frac{\Delta q}{q_i}$$(3) $$\Delta q = I \Delta t \,\!$$(4) $$q_i = e z \,\!,$$

где z — валентность атома (иона) вещества, e — заряд электрона (5)

Подставляя (2) - (5) в (1), получим $$m = \frac{\mu}{z e N_A} I \Delta t$$ $$m=\frac{\mu}{z F} I \Delta t$$

где $~F=e N_A$ — постоянная Фарадея. $$k = \frac{\mu}{F z}$$ $$m = kI \Delta t \,\!$$

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты.

Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент $$k \ = \ { 1 \over F } \cdot { A \over z }$$

где F — постоянная Фарадея.

Первый закон Фарадея записывается в следующем виде: $$~m=\frac{M{\cdot}I{\cdot}{\Delta}t}{n{\cdot}F}$$

где M — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, I — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), Δt — время, в течение которого проводился электролиз, F — постоянная Фарадея (96 485,3383(83) Кл·моль−1), n — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

Изменение электролизом веществ

Не все вещества будут участвовать в реакциях при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

Катионы активных металлов	Катионы менее активных металлов	Катионы неактивных металлов
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+	Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+	Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода	В водном растворе восстанавливаются металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)	Легко разряжаются и восстанавливается только металл

Анионы кислородсодержащих кислот	Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F-)
PO43-, CO32-, SO42-, NO3-, NO2-, ClO4-	OH-, Cl-, Br-, I-, S2-
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода	Легко разряжаются

Примеры

Электролиз расплавов

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

K"катод"(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A"анод"(+): Cl^- — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl₂

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄^2-

K(-): 2Na⁺ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO₄^2- −4e =2SO₃+O₂

Вывод: 2Na₂SO₄ → (электролиз) 4Na + 2SO₃ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH^- −4e =2H₂O + O₂

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H₂O + O₂

2) Менее активные металлы

Точно так же

3) Неактивные металлы

Точно так же

Электролиз растворов

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

K"катод"(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

A"анод"(+): Cl^- — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl (электролиз) → 2H₂ + Cl₂ +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄^2-

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + OH^-

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

Вывод: 2Na₂SO₄ (электролиз) → H₂ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + OH^-

A(+): 4OH^- — 4e = 2H₂O + O₂

Вывод: 4NaOH (электролиз) → H₂ + O₂

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl₂ ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl₂ (электролиз) → Zn + Cl₂

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO₄ ↔ Zn²⁺+SO₄²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 4OH⁻ — 4e = 2H₂O + O₂

Вывод: ZnSO₄ (электролиз) → Zn + 2H₂O + O₂

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы

Точно так же

Мнемоническое правило

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

• На аноде анионы окисляются.
• На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Электролиз в газах

В этом разделе нет ссылок на источники информации. Вы можете помочь улучшить эту статью, добавив список литературы или внешние ссылки.

Электролиз в газах, при наличии ионизатора, объясняется тем, что при прохождении через них постоянного электрического тока, наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей;

• При отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет даже при высоком напряжении.

• Электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы.

• Уравнения электролиза как в электролитах, так и в газах всегда остаются постоянными.

Страница: 0

en Electrolysis

См. также

• Электрохимия
• ионная жидкость
• Алюминий
• выпрямитель

Ссылки

• Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия)
• Электродиализ
• Электрокоагуляция
• Электрофлотация