Электролиз

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:

Анод 2Cl— -2e— → Cl20
Катод 2Na+ + 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:

Анод 2Cl— -2e— → Cl20
Катод 2H2O + 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 анодом CuBr2 + H2O = Cu + Br2 + H2OK: Cu2+ + 2e— = CuA: 2Br— -2e— = Br2
Водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты с инертным анодом K2SO4 + 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 анодом KI + H2O = 2KOH + H2 + I2K: 2H2O +2e— = H2 + 2OH—A: 2I— -2e— = I2
Водный раствор соли малоактивного металла с анодом из того же металла CuSO4K: 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.

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

$2NaCl{→}↖{ ext»электролиз»}2Na+Cl_2↑$

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
Растворимый Нерастворимый
Бескислородный Окисление металла анода $M{−}−nē=M{n+}$анод раствор Окисление аниона (кроме $F{–}$) $Ac{m−}−mē=Ac0$
Кислородсодержащий В 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:

$2H_2O{→}↖{ ext»электролиз»}2H_2↑+O_2↑$

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.

Электролиз

Электролиз

Электролиз — это процесс разложения вещества под действием электрического тока (electric current).

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)

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+

Электролиз и сферы его применения

Электролиз

Сохрани ссылку в одной из сетей:

Доклад

Электролиз и сферы его применения.

  1. Ведение 3

  2. Теоретическое обоснование процессов электролиза. 5

  3. Применение электролиза в промышленности 8

  4. Производство хлора и едкого натрия при помощи электролиза. 10

  5. Заключение 12

Введение

Электролиз– это совокупность процессов, протекающихв растворе или расплаве электролита,при пропускании через него электрическоготока. Электролиз является одним изважнейших направлений в электрохимии.

Ещев начале позапрошлого столетия былоустановлено, что при прохожденииэлектрического тока через водныерастворы солей происходят химическиепревращения, приводящие к образованиюновых веществ. В результате этого, вначале прошлого века возникло научноенаправление по изучению электрохимическихпроцессов в растворах и расплавахвеществ – электрохимия.

К концусемидесятых годов оно разделилось надва самостоятельных раздела – ионику,изучающую явления электропроводностии движения заряженных частиц подвоздействием электрического поля, иэлектродику, изучающую явленияпроисходящие непосредственно наповерхности электродов, когда черезграницу электрод-раствор (расплав)протекает электрический ток.

Химическиепревращения, происходящие при воздействииэлектрического тока на вещества,называются электролитическими.

Электролизпредставляет собой довольно сложнуюсовокупность процессов, к которымотносятся: миграция ионов (положительныхк катоду, отрицательных к аноду), диффузияионов, разряжающихся на электродах,электрохимические реакции разрядаионов, вторичные химические реакциипродуктов электролиза между собой, свеществом электролита и электрода.

Актуальностьэлектролиза объясняется тем, что многиевещества получают именно этим способом.Например, такие металлы как никель,натрий, чистый водород и другие, получаюттолько с помощью этого метода. Крометого с его помощью электролиза относительнолегко можно получить чистые металлы,массовая доля самого элемента в которыхстремиться к ста процентам.

В промышленностиалюминий и медь в большинстве случаевполучают именно электролизом. Преимуществоэтого способа в относительной дешевизнеи простоте.

Однако чтобы производствобыло наиболее выгодным: с наименьшимизатратами электроэнергии и с наибольшимвыходом продукции, необходимо учитыватьразличные факторы, влияющие на количествои качество продуктов электролиза (силатока, плотность тока, температураэлектролита, материал электродов идр.).На сегодняшний день большойпопулярностью пользуются различныепредметы, покрытые драгоценнымиметаллами. (позолоченные или посеребренныевещи).К тому же металлические изделияпокрывают слоем другого металлаэлектролитическим способом с цельюзащитить его от коррозии.Таким образом,исследование электрохимическихпроцессов, определение факторов, влияющихна них, установление новых способовиспользования процессов электролизав промышленных условиях сохранило своюактуальность и востребованность в нашидни.

В1832 году Фарадейустановил, что масса M вещества,выделившегося на электроде, прямопропорциональна электрическому зарядуQ, прошедшему через электролит:
есличерез электролит пропускается в течениевремени t постоянный ток с силой токаI. Коэффициент пропорциональностиназываетсяэлектрохимическим эквивалентом вещества.Он численно равен массе вещества,выделившегося при прохождении черезэлектролит единичного электрическогозаряда, и зависит от химической природывещества

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквивалентыразличных веществ относятся, как иххимические эквиваленты.

Химическимэквивалентом ионаназывается отношение молярной массы Aиона к еговалентностиz. Поэтому электрохимический эквивалент

, где  —постояннаяФарадея.

Первый закон Фарадея записываетсяв следующем виде:

где —молярная масса данного вещества,образовавшегося (однако не обязательновыделившегося — оно могло и вступитьв какую-либо реакцию сразу послеобразования) в результате электролиза,—сила тока, пропущенного через веществоили смесь веществ (раствор, расплав), —время, в течение которого проводилсяэлектролиз, —постоянная Фарадея, —число участвующих в процессе электронов,которое при достаточно больших значенияхсилы тока равно абсолютной величинезаряда иона (и его противоиона), принявшегонепосредственное участие в электролизе(окисленного или восстановленного).Однако это не всегда так; например, приэлектролизе раствора соли меди(II) можетобразовываться не только свободнаямедь, но и ионы меди(I) (при небольшойсиле тока).

Не все вещества будутэлектролизироваться при пропусканииэлектрического тока. Существуют некоторыезакономерности 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 металлы (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)

Легко разряжаются и восстанавливается только металлы

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

Мнемоническое правило

Длязапоминания катодных и анодных процессовв электрохимии существует следующеемнемоническое правило:

  • На аноде анионы окисляются.

  • На катоде катионы восстанавливаются.

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

Применение электролиза впромышленности
Электролизшироко применяется в различных отрасляхпромышленности.

В химической промышленностиэлектролизом получают такие важныепродукты как хлор и щелочи, хлораты иперхлораты, надсерную кислоту иперсульфаты, перманганат калия,органические соединения, химическичистые водород, кислород, фтор и ряддругих ценных продуктов.

В цветнойметаллургии электролиз используетсядля рафинирования металлов, для извлеченияметаллов из руд.

Металлы, которые немогут быть выделены из водных раствороввследствие высокого отрицательногопотенциала получают в цветной металлургииэлектролизом расплавленных сред, вкачестве которых служат соли этихметаллов, содержащие добавки различныхсоединений, вводимые с целью понижениятемпературы плавления расплава, повышенияэлектропроводности и т.д. К числуметаллов, получаемых электролизомрасплавленных сред относятся алюминий,магний, цирконий, титан, уран, бериллийи ряд других металлов.Электролизприменяют во многих отраслях машиностроения,радиотехники, электронной, полиграфическойпромышленности для нанесения тонкихпокрытий металлов на поверхность изделийдля защиты их от коррозии, приданиядекоративного вида, повышенияизносостойкости, жаростойкости, полученияметаллических копий.Несмотря набольшое разнообразие электролитов,электродов, электролизеров, имеютсяобщие проблемы технического электролиза.К ним следует отнести перенос зарядов,тепла, массы, распределение электрическихполей. Для ускорения процесса переносацелесообразно увеличивать скоростивсех потоков и применять принудительнуюконвекцию. Электродные процессы могутконтролироваться путем измеренияпредельных токов.

Заключение

Исследование процессов электролизарастворов и расплавов электролитов непотеряло своей актуальности и в настоящеевремя, т.к.

не только обогащает теоретическиеположения об этом достаточно сложнофизико-химическом явлении, но и позволяетопределить перспективные направленияпрактического использования этогопроцесса с целью получения целевыхпродуктов с заданными свойствами икачествами.

Электролизшироко используют в промышленности длявыделения и очистки металлов, получениящелочей, хлора, водорода.Алюминий,магний, натрий, кадмий, кальций, бериллий,титан получают только электролизомрасплавов, т.к. потенциалы их выделенияиз водных растворов более отрицательны,чем потенциал выделения водорода.Очисткумеди, никеля, свинца проводят целикомэлектрохимическим методом.

Производствофтора основано на электролизе расплавленнойсмеси фторида калия и фтороводороднойкислоты, хлора – при электролизе водныхрастворов или расплавов хлоридов.Водород и кислород высокой степеничистоты получают электролизом водныхрастворов щелочей.

Таким образом, спомощью электролиза удается осуществлятьреакции окисления и восстановления сбольшим выходом и высокой селективностью,которые в обычных химических процессахтрудно достижимы.

Важной отрасльюприменения электролиза является защитаметаллов от коррозии: при этомэлектрохимическим методом на поверхностьметаллических изделий наносится тонкийслой другого металла (хрома, серебра,меди, никеля, золота) устойчивого ккоррозии.

Отличительной особенностьюэлектролиза растворов или расплавовэлектролитов является возможностьпротекания на электродах совокупностиконкурирующих химических реакцийокисления и восстановления. Оказываетвлияние на продукты электролиза иматериал электродов.При электролизеводных растворов электролитовокислительно-восстановительные процессына катоде и аноде зависят от окислительнойспособности катионов и характера анионаэлектролита.На основании проделаннойработы можно сделать следующие выводы:

Поделиться:
Нет комментариев

Добавить комментарий

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

×
Рекомендуем посмотреть