Электролиз

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 растворесолей 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 Al3+ 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 Al3+ и Н+), то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл, и водород, так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Men+ + nē → Me0

2H+2O +2ē → H20 + 2OH—

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

Fe2+ + 2ē → Fe0

2H+2O +2ē → H20 + 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:

Men+ + nē → Me0

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

Cu2+ + 2ē → Cu0

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

2H+ + 2ē → H20

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: H2O-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):

неМеn- – nē = неМе0

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

2Cl— – 2ē = Cl20

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:

2H2O-2 – 4ē → O20+ 4H+

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

2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+

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

 4O-2H– – 4ē → O20 + 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:

2CH3C+3OO2ē → 2C+4O2+ CH3-CH3

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например, электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавли-ваются ионы меди:

Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O2 + 4H+

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

2Cu2+SO4 + 2H2O-2 → 2Cu0 + 2H2SO4 + O20

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–):2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

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

2H+2O +2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20

Следующий пример: электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–):2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+

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

2H2+O-2→  2H20 + O20 

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

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

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

Cu2+Cl2– → Cu0 + Cl20

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–):2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O

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

2H2+O-2→  2H20 + O20 

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 → Na0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2Cl – 2ē → Cl20

Сумарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na+Cl →  2Na0 + Cl20 

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрияНа катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na+ + ē → Na0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4OH – 4ē → O20 + 2H2O

Сумарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4Na+OH →  4Na0 + O20 + 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 (1100оС), чем оксид алюминия (2050оС). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

Al2O3 = Al3+ + AlO33-

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al3+ + 3ē → Al0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4AlO33 – 12ē → 2Al2O3 + 3O20

 Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2Al2О3 = 4Al0 + 3О20

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

C0 + О20 = C+4O2-2 

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 (–): Cu2+ + 2ē → Cu0

На аноде окисляются частицы меди из электрода:

Анод (+): Cu0 – 2ē → Cu2+

Источник: https://chemege.ru/electrolysis/

Электролиз солей

Электролиз

Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции дают возможность создания гальванических элементов, в которых вырабатывается электрическая энергия. Если же реакция несамопроизвольна, то ее осуществление возможно при помощи электрической энергии. Подобные процессы осуществляют в электролизерах и называются они реакциями электролиза.

Как видно на рисунке ниже, электролизер состоит из двух электродов, погруженных в расплав соли или ее водный раствор. Источник электрического тока передает электроны в один из электродов и удаляет их с другого. При отдаче электронов электрод заряжается положительно, а при получении электронов – отрицательно.

Электролизер

При электролизе расплава NaCl на отрицательном электроде, происходит присоединение электронов ионом натрия Na+ и его восстановление.

При этом вблизи электрода концентрация ионов Na+ уменьшается и, вследствие этого, к электроду перемещается дополнительное количество ионов Na+.

Аналогично происходит миграция ионов Cl— к положительному электроду, где в результате отдачи электронов протекает процесс окисления. Таким образом, на электродах идет накопление продуктов окисления и восстановления.

Как и в гальваническом элементе, процесс восстановления протекает на катоде, а процесс окисления – на аноде.

При электролизе расплава NaCl протекают следующие реакции:

Анод2Cl— -2e— → Cl20
Катод2Na+ + 2e— → 2Na0
2Na+ + 2Cl— → 2Na0 + Cl20

В промышленности таким образом получают натрий, используя электролизер Даунса, представленный на рисунке ниже.

электролизер Даунса

Сложнее протекает электролиз водных растворов электролитов.

Так, например, при электролизе водного раствора хлорида натрия, происходят иные процессы, нежели при электролизе его расплава. На катоде происходит восстановление воды, а не натрия; на аноде происходит окисление хлорид-ионов:

Анод2Cl— -2e— → Cl20
Катод2H2O + 2e— → H20 +2OH—
2H2O + 2Cl— → H20 + Cl20

Таким образом, получить натрий путем электролиза водного раствора его соли не удастся: на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.

При электролизе водных растворов солей окислительно-восстановительные процессы, протекающие на катоде и аноде зависят от природы катионов металлов и характера аниона соли.

Процесс на катоде

Предсказать результат восстановительного процесса на катоде можно с помощью таблицы стандартных электродных потенциалов металлов:

  • Катионы металлов, имеющие большую величину стандартного потенциала и расположенные в ряду после водорода полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металлов: Cu2+, Hg22+, Ag+, Hg2+, Pt2+ до Pt4+
  • Катионы металлов, имеющие малую величину стандартного потенциала не восстанавливаются на катоде, вместо этого происходит восстановление воды: от Li+, Na+ … до Al3+ включительно.
  • Катионы металлов, имеющие среднюю величину стандартного потенциала будут восстанавливаться на катоде вместе с молекулами воды: от Mn2+, Zn2+ … до H

Если имеется смесь катионов, то легче всего на катоде будут восстанавливаться катионы металла с наиболее положительным потенциалом, например, из смеси Cu2+, Ag+, Zn2+ сначала восстановится Ag+ (E = +0,79 В), затем Cu2+ (E = +0,337 В) и только потом Zn2+ (E = +0,76 В).

Процесс на аноде

Какие процессы будут протекать на аноде зависит от материала анода и самого электролита. Нерастворимые аноды в процессе электролиза не окисляются, тогда как растворимые аноды разрушаются и в виде ионов переходят в раствор.

Рассмотрим процессы, происходящие на инертном (нерастворимом) аноде:

  • При электролизебескислородных кислот и их солей (исключение HF и фториды) на аноде окисляются их анионы.

2Cl— -2e— = Cl2

  • При электролизекислородсодержащих кислот и их солей c максимальной степенью окисления на аноде происходит окисление воды, в связи с тем, что потенциал окисления воды меньше, чем для таких анионов.

2H2O -4e— = O2 + 4H+

  • При электролизе кислородсодержащих кислот и их солей c промежуточной степенью окисления на аноде происходит окисление анионов кислот

SO32- + H2O -2e— = SO42- + 2H+

Ниже представлены наиболее типичные случаи электролиза с химической точки зрения

Водный раствор соли малоактивного металла и бескислородной кислоты с инертным анодомCuBr2 + H2O = Cu + Br2 + H2OK: Cu2+ + 2e— = CuA: 2Br— -2e— = Br2
Водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты с инертным анодомK2SO4 + 2H2O = K2SO4 + 2H2 + O2K: 2H2O +2e— = H2 + 2OH—A: 2H2O -4e— = O2 + 4H+Т.е. происходит разложение воды
Водный раствор соли активного металла и бескислородной кислоты с инертным анодомKI + H2O = 2KOH + H2 + I2K: 2H2O +2e— = H2 + 2OH—A: 2I— -2e— = I2
Водный раствор соли малоактивного металла с анодом из того же металлаCuSO4K: Cu2+ + 2e— = CuA: Cu — 2e— = Cu2+

Количественные аспекты электролиза

Связь между количеством вещества, выделившегося при электролизе и количеством прошедшего через него электричества отражена в законах Фарадея.

I закон Фарадея Массы веществ (m), выделившихся на катоде или аноде (или образовавшиеся в катодном и анодном пространстве), пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества (Q):

m=kQ

где k – коэффициент пропорциональности или электрохимический эквивалент, численно равный массе вещества, которое выделяется при прохождении 1 кулона электричества.

II закон Фарадея Равные количества электричества в процессе электролиза выделяют эквивалентные количества различных веществ. Т.е. чтобы выделился один химический эквивалент любого соединения необходимо приложить одинаковое количество электричества, которое равно 96484,56 Кл/моль. Это величина называется постоянной Фарадея.

m = ЭIt/F = ЭIt/96484,56, где

m – масса вещества,

Э – электрохимический эквивалент,

I – сила тока,

t – время электролиза.

Законы Фарадея имеют большое значение при проведении расчетов, связанных с электролизом.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/elektroliz-solej.html

Что такое электролиз? Анод и катод. Физико-химический процесс

Электролиз

Долгое время людям не удавалось получать многие чистые вещества в свободном виде. Такие, например, как:

  • металлы;
  • щелочи;
  • хлор;
  • водород;
  • перекись водорода;
  • хлорорганика и прочие.

Их получали либо с большим содержанием примесей, от которых невозможно было избавиться, либо не синтезировали вовсе. А ведь соединения очень важные для использования в промышленности и быту. Но с открытием такого процесса, как электролиз, задача огромного масштаба была решена. Сегодня он применяется не только для синтеза, но и для многих других процессов.

Что такое электролиз? Как он происходит, из каких этапов складывается, в чем заключается основное преимущество данного метода, попробуем разобраться в ходе статьи.

Что такое электролиз?

Чтобы ответить на данный вопрос, следует сначала обратиться к терминологии и уяснить некоторые основные физико-химические понятия.

  1. Постоянный ток – это направленный поток электронов, исходящий от любого источника электричества.
  2. Электролит – вещество, раствор которого способен проводить электрический ток.
  3. Электроды – пластинки из определенных материалов, соединенные между собой, которые пропускают электричество через себя (анод и катод).
  4. Окислительно-восстановительная реакция – это процесс, при котором происходит изменение степеней окисления участников. То есть одни ионы окисляются и повышают значение степени окисления, другие, напротив, восстанавливаются, понижая ее.

Уяснив все эти термины, можно ответить на вопрос о том, что такое электролиз. Это окислительно-восстановительный процесс, заключающийся в пропускании постоянного тока через раствор электролита и завершающийся выделением разных продуктов на электродах.

Простейшая установка, которую можно назвать электролизером, включает в себя всего несколько компонентов:

  • два стакана с электролитом;
  • источник тока;
  • два электрода, соединенных между собой.

В промышленности использует гораздо более сложные автоматизированные конструкции, позволяющие получать большие массы продуктов – электролизные ванны.

Процесс электролиза достаточно сложный, подчиняется нескольким теоретическим законам и протекает по установленным порядкам и правилам. Чтобы правильно предсказать его исход, необходимо четко усвоить все закономерности и возможные варианты прохождения.

Теоретические основы процесса

Самые главные основополагающие каноны, на которых держится электролиз, – законы Майкла Фарадея – знаменитого ученого-физика, известного своими работами в области изучения электрического тока и всех сопровождающих его процессов.

Всего таких правил два, каждое из которых описывает суть происходящих при электролизе процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея, формула которого записывается как m=kI*Δt, звучит следующим образом.

Масса вещества, выделяющегося на электроде, прямо пропорциональна тому электричеству, которое прошло через электролит.

Из формулы видно, что m – это масса вещества, I – сила тока, Δt – время, в течение которого он пропускался. Также имеется значение k, которое называется электрохимическим эквивалентом соединения. Эта величина зависит от природы самого соединения. Численно k равно массе вещества, которое выделяется на электроде при пропускании через электролит одной единицы электрического заряда.

Второе правило электролиза

Второй закон Фарадея, формула которого – m=M*I*Δt/n*F, звучит следующим образом. Электрохимический эквивалент соединения (k) прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности вещества.

Приведенная формула является результатом вывода из всех объединенных. Она отражает суть второго закона электролиза. М – молярная масса соединения, I – сила тока, пропущенного за весь процесс, Δt – время всего электролиза, F – постоянная Фарадея, n – электроны, которые участвовали в процессе. Их число равно заряду иона, принимавшего участие в процессе.

Законы Фарадея помогают понять, что такое электролиз, а также рассчитать возможный выход продукта по массе, спрогнозировать необходимый результат и повлиять на ход процесса. Они и составляют теоретическую основу рассматриваемых преобразований.

Понятие об аноде и его типы

Очень важное значение в электролизе имеют электроды. Весь процесс зависит от материала, из которого они изготовлены, от их специфических свойств и характера. Поэтому рассмотрим более подробно каждый из них.

Анод – плюс, или положительный электрод. То есть такой, который присоединяется к “+” полюсу источника питания. Соответственно, к нему из раствора электролита будут двигаться отрицательные ионы или анионы. Они будут окисляться здесь, приобретая более высокую степень окисления.

Поэтому можно изобразить небольшую схему, которая поможет запомнить анодные процессы: анод “плюс” – анионы – окисление. При этом существует два основных типа данного электрода, в зависимости от которых, будет получаться тот или иной продукт.

  1. Нерастворимый, или инертный анод. К такому типу относят электрод, который служит лишь для передачи электронов и процессов окисления, однако сам он при этом не расходуется и не растворяется. Таковыми анодами являются изготовленные из графита, иридия, платины, угля и так далее. Используя такие электроды, можно получать металлы в чистом виде, газы (кислород, водород, хлор и так далее).
  2. Растворимый анод. При окислительных процессах он сам растворяется и влияет на исход всего электролиза. Основные материалы, из которых изготавливаются подобного типа электроды: никель, медь, кадмий, свинец, олово, цинк и прочие. Использование таких анодов необходимо для процессов электрорафинирования металлов, гальванопластике, нанесения защитных покрытий от коррозии и так далее.

Суть всех происходящих процессов на положительном электроде сводится к тому, чтобы разрядились наиболее электроотрицательные по значению потенциала ионы.

ИВот почему это делают анионы бескислородных кислот и гидроксид-ион, а потом вода, если речь идет о растворе.

Кислородсодержащие анионы в водном растворе электролита вообще на аноде не разряжаются, так как вода делает это быстрее, высвобождая кислород.

Катод и его характеристика

Катод – это отрицательно заряженный электрод (за счет скопления на нем электронов при пропускании электрического тока). Именно поэтому к нему движутся положительно заряженные ионы – катионы, которые претерпевают восстановление, то есть понижают степень окисления.

Здесь для запоминания также уместна схема: катод “минус” – катион – восстановление. В качестве материала для катода могут служить:

  • нержавейка;
  • медь;
  • углерод;
  • латунь;
  • железо;
  • алюминий и прочие.

Именно на этом электроде происходит восстановление металлов до чистых веществ, что является одним из основных способов получения их в промышленности.

Также возможен переход электронов от анода к катоду, а если первый – растворимый, то его ионы восстанавливаются на отрицательном электроде. Здесь же происходит восстановление катионов водорода до газа Н2.

Поэтому катод – это одна из самых важных частей в общей схеме процесса электролиза веществ.

Электролиз водного раствора

Если речь идет о растворах электролитов, то исход процесса будет совсем другой. Ведь вода становится активным участником. Она способна также диссоциировать на ионы и разряжаться у электродов. Поэтому в подобных случаях важное значение имеет электродный потенциал ионов. Чем его отрицательное значение ниже, тем больше вероятность более быстрого окисления или восстановления.

Электролиз водного раствора подчиняется нескольким правилам, которые следует запомнить.

  1. Анодные процессы: разряжаются только анионы бескислородных кислот (кроме фтороводородной). Если ион кислородсодержащий или фторид-ион, то окисляться будет вода с высвобождением кислорода.
  2. Катодные процессы: металлы в электрохимическом ряду напряжений (до алюминия включительно) на катоде не восстанавливаются вследствие высокой химической активности. Это делает вода с высвобождением водорода. Металлы от алюминия до водорода восстанавливаются одновременно с водой до простых веществ. Те же, что стоят после водорода в ряду напряжений (малоактивные), легко подвергаются восстановлению до простых веществ.

Если следовать этим правилам, то можно изобразить любой электролиз и просчитать выход продукта. В случае с растворимым анодом схема меняется и становится гораздо более сложной.

Электролиз солей

Данные процессы используют для получения чистых металлов и газов, так как это технологически просто и экономически выгодно. К тому же продукты выходят с большой долей чистоты, что немаловажно.

Например, электролиз меди позволяет быстро получать ее в чистом виде из раствора любой соли. Чаще всего используется медный купорос или сульфат меди (II) – CuSO4.

Как из расплава, так и из раствора данной соли можно извлечь чистый металл, который так необходим практически во всех отраслях электротехники и металлостроительстве.

Значение и применение процесса

Электролиз – очень важный процесс. На его основе базируются такие необходимые технические операции, как:

  1. Рафинирование металлов.
  2. Электроэкстракция.
  3. Гальванотехника.
  4. Электросинтез.
  5. Нанесение антикоррозионных покрытий и другие.

Источник: http://fb.ru/article/196945/chto-takoe-elektroliz-anod-i-katod-fiziko-himicheskiy-protsess

Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ

Электролиз

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Электролиз расплавленных солей

Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:

$NaCl→Na{+}+Cl{-}.$

Под действием электрического тока катионы $Na{+}$ движутся к катоду и принимают от него электроны:

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}$ (восстановление).

Анионы $Cl{-}$ движутся к аноду и отдают электроны:

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}↑$ (окисление).

Суммарное уравнение процессов:

$Na{+}+ē→{Na}↖{0}|2$

$2Cl{-}-2ē→{Cl_2}↖{0}↑|1$

$2Na{+}+2Cl{-}=2{Na}↖{0}+{Cl_2}↖{0}↑$

или

$2NaCl{→}↖{\text”электролиз”}2Na+Cl_2↑$

На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.

Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.

Электролиз водных растворов электролитов

Более сложный случай — электролиз растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала, из которого сделан катод, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда по $Al$ включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород $Н_2↑$). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

1.4. В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящий в ряду напряжений правее.

Катодные процессы

$Li K Ca Na Mg Al$ $Li{+} K{+} Ca{2+} Na{+} Mg{2+} Al{3+}$$Mn Zn Fe Ni Sn Pb$ $Mn{2+} Zn{2+} Fe{2+} Ni{2+} Sn{2+} Pb{2+}$$H_2$ $2H{+}$$Cu Hg Ag Pt Au$ $Cu{2+} Hg_2{2+} Ag{+} Pt{2+} Au{3+}$
Восстанавливается вода: $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH{−};$$M{n+}$ не восстанавливается Восстанавливаются катионы металла и вода: $M{n+}+nē=M0$ $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH{−}$ Восстанавливаются катионы металла: $M{n+}+nē=M0$
$nē→$Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны)

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Анодные процессы

Кислотный остаток $Ас{m–}$Анод
РастворимыйНерастворимый
БескислородныйОкисление металла анода $M{−}−nē=M{n+}$анод растворОкисление аниона (кроме $F{–}$) $Ac{m−}−mē=Ac0$
КислородсодержащийВ кислотной и нейтральной средах: $2H_2O−4ē=O_2↑+4H{+}$ В щелочной среде:$4OH{−}−4ē=O_2↑+4H{+}$

2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.

2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется $О_2↑$). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;

в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.

Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.

1) Анод нерастворимый (например, графитовый).

В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Суммарное уравнение:

$2H_2O+2Cl{-}=H_2↑+Cl_2↑+2OH{-}$.

Учитывая присутствие ионов $Na{+}$ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

2) Анод растворимый (например, медный):

$NaCl=Na{+}+Cl{-}$.

Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:

$Cu{0}-2ē=Cu{2+}$.

Катионы $Cu{2+}$ в ряду напряжений стоят после ($Н{+}$), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.

Концентрация $NaCl$ в растворе не меняется.

Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:

$Cu{2+}+2ē=Cu{0}|2$

$2H_2O-4ē=O_2↑+4H{+}|1$

Суммарное ионное уравнение:

$2Cu{2+}+2H_2O=2Cu{0}+O_2↑+4H{+}$

Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов $SO_4{2-}$ в растворе:

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:

$2H_2O+2ē=H_2↑+2OH{-}|2$

$4OH{-}-4ē=O_2↑+2H_2O|1$

Суммарное ионное уравнение:

$4H_2O+4OH{-}=2H_2↑+4OH{-}+O_2↑+2H_2O$

Суммарное молекулярное уравнение:

$2H_2O{→}↖{\text”электролиз”}2H_2↑+O_2↑$

В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ и др.

Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:

  1. Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
  2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.
  3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
  4. Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
  5. Для получения металлических копий, пластинок — гальванопластика.

Источник: https://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/elektroliz_rasplavov_i_rastvorov

История открытия электролиза

Слово электролиз происходит от греческого (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] “янтарь” и λύσις [lýsis] “растворение”.

Небольшая хронология истории электролиза:

  • 1785 г. – Мартинуса ван Марум использовал электростатический генератор, чтобы осадить (извлечь) олово, цинк и сурьму из их солей с использованием электролиза (Энциклопедия Британника 3-е издание (1797), том 1, стр 225).
  • 1800 г. — Уильям Николсон и Энтони Карлайл (при участии Иоганн Риттер) разложили воду на водород и кислород.
  • 1807 г. — такие химические элементы как: калия, натрия, бария, кальция и магния были обнаружены сэром Хамфри Дэви с помощью электролиза.
  • 1833 г. — Майкл Фарадей открывает свои два закона электролиза, и даёт их математическую формулировку и объяснение.
  • 1875 г. — Поль Эмиль Лекок де Буабодран обнаружили галлий с помощью электролиза.
  • 1886 г. — был обнаружен Фтор Анри Муассаном с помощью электролиза.
  • 1886 г. — Разработан процесс Холла-Эру для получения алюминия из глинозёма.
  • 1890 г. — Разработан Castner–Kellner процесс получения гидроксида натрия.

Краткое описание электролиза

Электролиз происходит при прохождении постоянного (прямого) электрического тока через ионизированное вещество, которое может быть или расплавом, или раствором, в котором это самое вещество распадается на ионы (электролитическая диссоциация молекул) и представляет собой электролит. При прохождении электрического тока через такое состояние вещества, когда оно представлено ионами, происходит электрохимическая реакция окисления и восстановления.

На одном электроде ионы одного вида будут окислятся, а на другом восстанавливаться, что весьма часто проявляется в виде выделения газов, или выпадением вещества в виде нерастворимого химического осадка. При электролизе ионы, называемые анионами получают недостающие им электроны и перестают быть ионами, а ионы другого вида — катионы, отдают лишние электроны и также перестают после этого быть ионами.

Электролиз не может происходить там, где отсутствуют ионы, например в кристалле соли, или в твёрдых полимерах (смолы, пластмассы).

Если кристалл соли растворить в подходящем растворителе, в котором он распадётся на ионы, то в такой жидкой среде возможен процесс электролиза, так как раствор представляет собой электролит.

Все электролиты являются проводниками второго рода, в которых может существовать электрический ток.

Для процесса электролиза необходимо как минимум два электрода, которые представляют собой источник тока. Между этими двумя электродами через электролит или расплав протекает электрический ток, а наличие только одного электрода не обеспечивает замкнутую электрическую цепь, и потому ток протекать не может.

В качестве электродов могут быть использованы любые материалы обеспечивающие достаточную проводимость. Это могут быть металлы и их сплавы, графит, полупроводниковые материалы.

Электрохимические свойства электродов имеют решающее значение в коммерческом (промышленном) использовании электролиза, так как могут существенно снизить стоимость производства, улучшить качество и скорость электрохимического процесса, которым и является электролиз.

Процесс электролиза

Вся суть процесса электролиза заключается в превращении ионов раствора (расплава) в атомы через добавление или отнятие электронов. Такое изменение происходит благодаря внешней электрической цепи, в которой существует электрический ток.

В такой цепи обязательно имеется источник электричества, который является поставщиком электронов на одном электроде — катоде, и своеобразным насосом выкачивающем электроны на другом электроде — аноде.

На катоде всегда избыток электронов и в его сторону движутся катионы (+), чтобы получить недостающие электроны и стать атомами, а на аноде — недостаток электронов и в его сторону движутся анионы (-), которые имеют лишние электроны на своей орбите, с тем, чтобы отдать их и стать нейтральными атомами.

В результате электрический ток в жидкости приводит к химическим превращениям веществ, то есть происходит химическая реакция. Любая химическая реакция связана с электричеством. Атомы и молекулы меняют свои заряды (валентность), окисляются и восстанавливаются, если говорить языком химии.

Очень часто процесс электролиза сопровождается физическим явлением газообразования. Например, при электролизе раствора поваренной соли в воде образуются газообразные хлор и водород.

Во всяком случае, когда используются водные растворы (электролиты), будет на катоде выделятся водород.

При использовании в качестве электролита раствора медного купороса CuSO4 (сульфат меди II) на катоде будет осаждаться кристаллическая медь.

Процесс электролиза является обратным тому процессу, который происходит в гальванических элементах при их использовании. Если при электролизе восстанавливается цинк, то в гальваническом элементе он окисляется.

Энергетические затраты

Процесс электролиза — это в основном энергозатратный процесс, при котором тратится энергия на окислительно восстановительные реакции химических элементов.

Так, например, при электролизе воды будет восстанавливаться водород и окислятся кислород.

Если весь полученный водород и кислород в результате электролиза сжечь, то будет выделена теплота (энергия), которая была затрачена при электролизе.

Электролиз как технический процесс имеет сопутствующие затраты энергии, которые могут быть уменьшены. Эти затраты являются паразитными, к таким относится нагрев электролита при прохождении через него электрического тока. Все побочные затраты теоретически могут быть сведены к нулю. Однако, как и любой другой технический процесс, электролиз не может иметь КПД более 100%.

В некоторых случаях, например при электролизе водяного пара при высокой температуре, тепловая энергия поглощается извне, и поэтому при сгорании полученного водорода выделяется больше тепла, чем было затрачено на электролиз.

Законы Фарадея

В 1832 году Майкл Фарадей объявил всему научному миру свои два закона электролиза.

Первый закон электролиза:

Масса вещества, образующегося на электроде прямо пропорциональна количеству электричества прошедшему через расплав (электролит).

Второй закон электролиза:

Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.

Эти два закона позволяют определить количество электричества (в кулонах), которое необходимо пропустить через расплав (электролит), чтобы получить определённое количество вещества так или иначе выделенного на электроде.

Одинаковое количество электричества в электролизе приведёт к восстановлению или окислению различной массы вещества в зависимости от малярной массы и валентности. Чем меньше валентность и чем больше молярная масса вещества, тем меньшее количество электричества требуется для восстановления (окисления) одного грамма этого вещества.

Дата: 17.06.2015

© Valentin Grigoryev (Валентин Григорьев)

Источник: http://electricity-automation.com/page/elektroliz-bazovoye-predstavleniye

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть