Электролиз

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Схематическое изображение электролитической ячейки для исследования электролиза

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный[1]. 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[источник не указан 1954 дня], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также, электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).

Первый закон Фарадея[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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.

Второй 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, г/моль; ~I — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; ~{\Delta}t — время, в течение которого проводился электролиз, с; ~F — постоянная Фарадея, 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[править | править вики-текст]

Не все вещества будут электролизироваться 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 восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) Легко разряжаются и восстанавливается только металл
Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F)
PO43−, CO32−, SO42−, NO3, NO2, ClO4, F OH, Cl, Br, I, S2−
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода Легко разряжаются

Примеры[править | править вики-текст]

Расплавы[править | править вики-текст]

I. 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++SO42−

K(-): 2Na+ +2e =2Na0

A(+): 2SO42− −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


II. Менее активные металлы

Точно так же


III. Неактивные металлы

Точно так же

Растворы[править | править вики-текст]

I. 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 + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH


2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na++SO42−

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2


3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na+ + OH

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2


II. 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(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+

Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Zn + 2H2SO4 + O2


3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

III. Неактивные металлы

Точно так же

Мнемоническое правило[править | править вики-текст]

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

  • У анода анионы окисляются.
  • На катоде катионы восстанавливаются.

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

Или проще:

  • КАТод — КАТионы (ионы у катода)
  • АНод — АНионы (ионы у анода)

Электролиз в газах[править | править вики-текст]

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;

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

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

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

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Обратное обозначение знака катода и анода встречается в литературе при описании гальванических элементов
  2. Электросинтез — Химическая энциклопедия

Ссылки[править | править вики-текст]


Химические методы разделения
Дефлегмация | Дистилляция | Зонная плавка | Многократное испарение | Однократное испарение | Постепенное испарение | Рефлюкс (химия) | Твердофазная экстракция | Фракционированная конденсация | Хроматография | Электролиз | Экстракция