Если в электролит опустить два электрода, и подсоединить их к источнику питания, то отрицательно заряженные ионы (анионы), находящиеся в электролите, начнут притягиваться к положительному электроду (аноду), а положительно заряженные ионы (катионы) - к отрицательному электроду (катоду) - в цепи возникнет постоянный ток.

Катионы, достигнув поверхности катода, будут присоединять к себе электроны металла (восстанавливаться); анионы на аноде будут отдавать свои электроны (окисляться).

На рисунке выше показан простейший случай электролиза - в расплаве хлорид натрия диссоциирует на катионы натрия и анионы хлора. Под действием электрического тока Na + восстанавливаются на катоде, Cl - - окисляются на аноде.

Уравнение электролиза будет иметь вид:

2Na + +Cl - = 2Na 0 +Cl 2 0 2NaCl = 2Na+Cl

В результате электролиза на аноде будет выделяться газообразный хлор, а на катоде - металлический натрий.

Окислительно-восстановительная реакция, протекающая при электролизе, протекает за счет электрической энергии - без внешнего источника энергии она будет невозможна.

Следует обратить внимание, что электролиз в растворе электролита и электролиз в расплаве электролита - немного разные вещи.

Нюанс заключается в том, что в водном растворе электролита кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют еще и продукты диссоциации воды, что необходимо учитывать.

Правила электролиза водных растворов

• Электролиз на катоде зависит только от положения металла в электрохимическом ряду напряжений :
  • если катион электролита стоит левее алюминия (включительно), на катоде восстанавливается вода с выделением водорода, а катионы металла остаются в растворе:
    2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Li...Al)
  • если катион электролита стоит между алюминием и водородом, на катоде восстанавливаются и вода, и катионы металла;
    Me n+ +ne - = Me 0 ; 2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Mn...Pb)
  • если катион электролита стоит правее водорода, на катоде восстанавливается только катионы металла:
    Me n+ +ne - = Me 0 (Cu...Au)
  • если в растворе электролита находится несколько металлов, первыми восстанавливаются катионы металла, который в ряду напряжений стоит правее остальных.
• Электролиз на аноде зависит только от материала , из которого изготовлен анод:
  • в случае растворимого анода (металлы, которые окисляются в процессе электролиза - железо, медь, цинк, серебро) - всегда идет процесс окисления металла анода:
    Me 0 -ne - = Me n+
  • в случае нерастворимого анода (золото, платина, графит):
    • идет процесс окисления аниона при электролизе растворов солей бескислородных кислот, за исключением фторидов:
      Ac m -me - = Ac 0
    • идет процесс окисления воды в остальных случаях (электролиз оксикислот и фторидов) - анион остается в растворе:
      2H 2 O-4e - = 4H + +O 2
    • при электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы:
      4OH - -4e - = 2H 2 O+O 2
  • восстановительная активность анионов уменьшается в ряду (соответственно увеличивается способность окисляться): I - ; Br - ; S 2- ; Cl - ; OH - ; SO 4 2- ; NO 3 - ; F -

Промышленное применение электролиза

• Выделение и очистка металлов.
• Получение алюминия, магния, натрия, кадмия.
• Получение щелочей, хлора, водорода.
• Очистка меди, никеля, свинца.
• Процессы напыления защитных покрытий с целью защиты металлов от коррозии.

Примеры решения задач по электролизу

1. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для нерастворимого анода.

• KCl → K + +Cl -
• электрлиз на аноде (+):
  2Cl - -2e - = Cl 2 0
• электролиз на катоде (-):
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарное ионное уравнение:
  2H 2 O+2Cl - = H 2 +Cl 2 +2OH -
• Молекулярное уравнение:
  2KCl+2H 2 O = H 2 +Cl 2 +2KOH

2. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для медного (растворимого) анода.

• KCl → K + +Cl -
• анод(+):
  Cu 0 -2e - = Cu 2+
• ионы меди в процессе электролиза переходят с анода на катод (выделение чистой меди на катоде):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
• Концентрация хлорида калия в растворе остается постоянной, поэтому, суммарное уравнение электролиза для растворимого анода написать нельзя.

3. Написать уравнение электролиза раствора гидроксида натрия.

• NaOH → Na + +OH -
• электролиз на аноде(+):
  4OH - +4e - = O 2 +2H 2 O
• электролиз на катоде(-):
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарные уравнения:
  4H 2 O+4OH - = 2H 2 +O 2 +4OH - +2H 2 O
  2H 2 O = 2H 2 +O 2

4. Написать уравнение электролиза раствора хлорида цинка с угольными электродами.

• ZnCl 2 → Zn 2+ +2Cl -
• электролиз на аноде(+):
  2Cl - -2e - = Cl 2
• катод(-):
  Zn 2+ +2e - = Zn 0
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарное уравнение электролиза написать нельзя, поскольку, неизвестно сколько электричества затрачивается на восстановление воды, а сколько - на восстновление ионов цинка.

5. Написать уравнение электролиза водного раствора нитратов меди (II) и серебра с нерастворимыми электродами.

• Cu(NO 3) 2 → Cu 2+ +2NO 3 -
  AgNO 3 → Ag + +NO 3 -
• электролиз на аноде(+):
  2H 2 O-4e - = O 2 +4H +
• электролизы на катоде(-):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
  Ag + +e - = Ag 0
• Согласно положению металлов в ряду напряжений (см. выше), катионы серебра будут восстанавливаться первыми, катионы меди - в последнюю очередь.
• Ионные уравнения:
  4Ag + +2H 2 O = 4Ag 0 +O 2 +4H +
  2Cu 2+ +2H 2 O = 2Cu 0 +O 2 +4H +
• Молекулярные уравнения:
  4AgNO 3 +2H 2 O = 4Ag+O 2 +4HNO 3
  2Cu(NO 3) 2 +2H 2 O = 2Cu+O 2 +4HNO 3

Электролиз в промышленных масштабах используется для извлечения из металлосодержащих руд металлов и их очищения от примесей. При помощи этого физико-химического процесса на производстве получают медь и алюминий. Заряд химических источников тока (аккумуляторов) также происходит, благодаря протеканию этой реакции.

Определение электролиза

Химическая реакция, в результате которой на электродах происходит оседание компонентов из электролитических растворов веществ, и протекающая под действием электрического тока – вот что такое электролиз. Он включает в себя комплекс процессов окисления и восстановления, происходящих на электродах. Обязательным условием является движение постоянного тока от электрода к электроду.

В чём заключается процесс

Технологический порядок электролиза, или ещё его называют гальванолизом, происходит по законам химии и физики. При этом берутся электропроводящие растворы (жидкости), в которых при помощи двух электродов организовано электрическое поле.

Внимание! Электроды имеют названия. Катод (К) – электрод, имеющий отрицательный потенциал, анод (А) – электрод с положительным потенциалом.

Ионы движутся упорядоченно через раствор, который носит название электролита. При этом ионы, относящиеся к металлам, водороду (катионы) направляются к катоду, к аноду стремятся ионы, принадлежащие к кислотным остаткам или гидроксильной группы (анионы). Катионы имеют положительный знак заряда, анионы – отрицательный. Пропускание электрического тока при электролизе может осуществляться, как через растворы, так и через расплавы электролитов.

Информация. При приготовлении электролита происходит диссоциация раствора на ионы. Это обусловлено взаимодействием растворителя на растворяемое вещество. Такая реакция называется первичной. Дальнейшее воздействие электрического тока на электролит вызывает вторичную реакцию гальванолиза.

Подобное разделение на первичность и вторичность позволило Майклу Фарадею обосновать законы, применяемые к гальванолизу.

Электролиз растворов

Использование воды для приготовления раствора электролита осложняет процесс. В растворах солей и щелочей вода ведёт себя при электролизе неоднозначно. Это проявляется в том, что H2O ведёт себя как окислитель, так и как восстановитель. На катоде она получает электроны и восстанавливает атомы водорода до газообразной формы водорода. На аноде вода отдаёт отрицательно заряженные частицы, тогда атомы кислорода окисляются до газообразной формы кислорода. Кислота, используемая в качестве раствора для электролита, лишена этой проблемы.

Катодные процессы

Катод, помещённый в растворы солей, притягивает к себе катионы металлов. Эти катионы выступают как окислители.

Важно! У отдельных металлов способности ионов окислять различны. Чтобы оценить способности окисления – восстановления, необходимо опираться на электрохимический ряд напряжений.

ЭХП величина относительная, потому у отдельных ионов разная величина ЭХП. У водорода он равен нулю.

Во время процесса электролиза, протекающего в растворах солей, выявлены следующие замечания:

• когда в солях присутствуют активные М, то не они восстанавливаются на катоде, а водород;
• если М в электролите имеет среднюю активность, то на катоде разряжаются (восстанавливаются) оба: и водород, и М;
• при неактивном М на катоде восстанавливается только он, потому что его ион – более сильный окислитель, чем водородный ион.

Примерами таких процессов на катоде могут служить следующие реакции:

• при активном М: 2H2O +2ē → H2 + 2OH-;
• при М средней активности: Men+ + nē → Me0 и 2H+2O +2ē → H20 + 2OH-, где Ме – это растворённый металл;
• в случае неактивного М в солях: Men+ + nē → Me0.

Замечено, что, когда с катодом взаимодействуют водородные катионы H+, происходит их разряжение до молекул водорода – 2H+ + 2ē → H20

Анодные процессы

Плюс, поданный на анод, притягивает к себе анионы вместе с молекулами воды. В данном случае анод является окислителем, а восстановители – молекулы H2O или анионы кислотных остатков.

В процессе гальванолиза на аноде происходят следующие реакции:

• кислотные остатки, не содержащие кислорода, окисляются до нулевой степени окисления: неМеn- – nē = неМе0, где – неМе – это неметалл;
• при содержании в остатке кислорода окисляется вода и выделяет молекулы кислорода (молекулярный кислород О2): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+;
• в случае контакта с анодом гидроксид-иона последний также окисляется: 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O, с выделением молекулярного кислорода.

Исключение . Фтор обладает электроотрицательностью более высокой, чем кислород. Поэтому электролиз растворов фторидов протекает с окислением молекул воды вместо фторид-ионов.

Суммарные процессы электролиза

Что получается в суммарной реакции гальванолиза, можно рассмотреть на примере хлорида натрия. При пропускании электрического тока на электродах происходит следующее:

• катод – на нём восстанавливается H – водород: 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–;
• анод – на электроде происходит окисление хлорид-ионов: 2Cl– – 2ē → Cl20.

В этой реакции электролиза не принимают участия ионы натрия. Тем не менее, они входят в суммарное уравнение раствора хлорида натрия при электролизе. Оно имеет вид:

2H+2O + 2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20.

Электролиз расплавов

Если сравнить гальванолиз расплавов и растворов, то в расплавах все М: активные, малоактивные и неактивные, реагируют на процесс электризации одинаково.

Внимание! Вода при электролизе расплавов в электролите отсутствует. Поэтому осложнений, связанных с её вмешательством, не возникает. Описание такой реакции можно рассмотреть на примере расплава NaCl (хлористого натрия).

В этом случае на катоде происходит восстановление катионов Na:

Na+ + ē → Na0.

Анод вызывает окисление анионов Cl:

2Cl– – 2ē → Cl20.

Общее уравнение гальванолиза расплава NaCl будет иметь вид:

2Na+Cl– → 2Na0 + Cl20.

Электролиз с растворимыми электродами

В этом случае электролиз металлов осуществляется при помощи электродов, выполненных из того же М, который присутствует в электролите. Также электроды могут быть изготовлены из М активностью выше.

Важно! При протекании этого процесса на аноде восстанавливаются не анионы или молекулы H2O, а окисляется сам анод. Его частицы растворяются (окисляются) и восстанавливаются уже на катоде.

В случае с медным анодом при электролизе меди, где электролитом является сульфат меди, происходит следующее:

• ионы меди, входящие в раствор, восстанавливаются на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0;
• медный анод подвергается окислению своих частиц меди: Cu0 – 2ē → Cu2+.

Таким образом, если медную заготовку, имеющую примеси, использовать в качестве анода при гальванолизе в сульфате меди, то на катоде будет оседать медь в чистом виде. Анодный электрод при этом будет растворяться.

Вот перечень некоторых металлов, которые могут быть растворимыми электродами:

• медь (Cu);
• серебро (Ag);
• цинк (Zn);
• кобальт (Co);
• олово (Sn);
• никель (Ni);
• кадмий (Cd).

На растворимом аноде в начальной стадии электролиза процессы проходят при минимальном стандартном потенциале на электроде. Если электролиз не остановить, то значение потенциала отклоняется в отрицательную сторону. Это вызвано поляризацией из-за пребывания на катоде электронов.

К сведению. Потенциалы электродов могут отклоняться от их изначального значения в ходе электролиза. Это явление называют поляризацией. Она бывает электрохимической и концентрационной.

Активные металлы

Это тот тип металлов, который легко вступает в реакции. В периодической таблице это элементы 1-й и 2-й группы. Так как металлические свойства у элементов становятся слабее в ряду слева направо, то к ним относятся:

• щелочные металлы: литий, калий, натрий, цезий, франций, рубидий;
• щелочноземельные элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий;
• алюминий.

Данные металлы имеют один или два валентных электрона и легко их отдают, являясь восстановителями. К отличительным особенностям активных металлов относятся:

• мягкость;
• лёгкость;
• низкая температура плавления.

При взаимодействии с кислородом (на воздухе) щелочных металлов возможно самовозгорание. Самовозгорание щелочноземельных металлов происходит при повышении температуры. При взаимодействии их с водой образуются щёлочь и водород, вступая в реакцию с кислотами, они образуют соли.

Менее активные металлы и неактивные металлы

Среднюю активность проявляют металлы, стоящие в ряду после алюминия Al и до водорода H2.

К неактивным относятся элементы, стоящие правее водорода: медь (Cu), ртуть (Hg), серебро (Ag), платина (Pt), золото (Au).

Практическое применение в производстве

Такой электрохимический процесс, как электролиз, примеры которого можно увидеть повсеместно, является неотъемлемой частью промышленности:

• получение химически чистого сырья: фтор, хлор, щёлочи, чистые водород и кислород и т.д.;
• применение электролиза в гидрометаллургии: переработка сырья с содержанием металлов;
• элекрорафинирование (применение растворимых анодов) для окончательной очистки металлов;
• электроэкстракция (использование нерастворимых анодов) для выделения нужных металлов из растворов;
• гальванические процессы: гальванопластика и гальваностегия.

Информация. Процессы электролиза не протекают бесконтрольно. В цепь электролизёра включают медный кулонометр. Единица измерений прибора – 1 Кл (кулон). В этом случае контролируется количество результата (продукта) анодных, катодных реакций при 100%-ном выходе по току, необходимому для прохождения реакций.

Гальваностегия – способ электрохимического покрытия металлических поверхностей другими металлами:

• сталь подвергают никелированию, хромированию, оцинкованию;
• медь покрывают серебром, никелем и иными металлами.

Поверхность основания обрабатывают так, чтобы покрытие держалось крепко и защищало конструкцию от влияния внешних факторов. В то же время изделиям придавался эстетический вид.

Гальванопластика позволяет получать точные копии заготовки, выполненные из благородных металлов. Широко используется при изготовлении матриц, копий со скульптур, ювелирных изделий, деталей сложной геометрии. При этом способе важно, чтобы заготовка отделилась от покрытия.

Электролиз открывает широкие возможности для работы с металлами и электролитами. При помощи этого процесса можно самостоятельно выполнять работы не только в области гальванотехники, но и получать чистые металлы в небольших количествах. При этом не стоит путать самопроизвольные химические реакции в гальванических элементах и реакции, протекающие в электролизёрах.

Видео

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

История открытия электролиза

Слово электролиз происходит от греческого (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] "янтарь" и λύσις "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.

Электролизер– это специальное устройство, которое предназначено для разделения компонентов соединения или раствора с помощью электрического тока. Данные приборы широко используются в промышленности, к примеру, для получения активных металлических компонентов из руды, очищения металлов, нанесения на изделия металлических покрытий. Для быта они используются редко, но также встречаются. В частности для домашнего использования предлагаются устройства, которые позволяют определить загрязненность воды или получить так называемую «живую» воду.

Основа работы устройства принцип электролиза, первооткрывателем которого считается известный зарубежный ученый Фарадей. Однако первый электролизер воды за 30 лет до Фарадея создал русский ученый по фамилии Петров. Он на практике доказал, что вода может обогащаться в катодном или анодном состоянии. Несмотря на эту несправедливость, его труды не пропали даром и послужили развитию технологий. На данный момент изобретены и с успехом используются многочисленные виды устройств, которые работают по принципу электролиза.

Что это

Электролизерработает благодаря внешнему источнику питания, который подает электрический ток. Упрощенно агрегат выполнен в виде корпуса, в который вмонтировано два или несколько электродов. Внутри корпуса находится электролит. При подаче электрического тока происходит разложение раствора на требуемые составляющие. Положительно заряженные ионы одного вещества направляются к отрицательно заряженному электроду и наоборот.

Основной характеристикой подобных агрегатов является производительность. То есть это количество раствора или вещества, которое установка может перерабатывать за определенный период времени. Данный параметр указывается в наименовании модели. Однако на него также могут влиять и иные показатели: сила тока, напряжение, вид электролита и так далее.

Виды и типы

По конструкции анода и расположению токопровода электролизер может быть трех видов, это агрегаты с:

1. Прессованными обожженными анодами.
2. Непрерывным самообжигающимся анодом, а также боковым токопроводом.
3. Непрерывным самообжигающимся анодом, а также верхним токопроводом.

Электролизер, используемый для растворов, по конструктивным особенностям можно условно разделить на:

• Сухие.
• Проточные.
• Мембранные.
• Диафрагменные.

Устройство

Конструкции агрегатов могут быть различными, но все они работают на принципе электролиза.

Устройство в большинстве случаев состоит из следующих элементов:

• Электропроводящий корпус.
• Катод.
• Анод.
• Патрубки, предназначенные для ввода электролита, а также вывода веществ, полученных в ходе реакции.

Электроды выполняются герметичными. Обычно они представлены в виде цилиндров, которые сообщаются с внешней средой с помощью патрубков. Электроды изготавливаются из специальных токопроводящих материалов. На катоде осаждается металл или к нему направляют ионы отделенного газа (при расщеплении воды).

В цветной промышленности часто применяют специализированные агрегаты для электролиза. Это более сложные установки, которые имеют свои особенности. Так электролизер для выделения магния и хлора требует ванну, выполненную из стенок торцевого и продольного вида. Она обкладывается с помощью огнеупорных кирпичей и иных материалов, а также делится с помощью перегородки на отделение для электролиза и ячейку, в которой собираются конечные продукты.

Конструктивные особенности каждого вида подобного оборудования позволяют решать лишь конкретные задачи, которые связаны с обеспечением качества выделяющихся веществ, скоростью происходящей реакции, энергоемкостью установки и так далее.

Принцип действия

В электролизных устройствах электрический ток проводят лишь ионные соединения. Поэтому при опускании электродов в электролит и включении электрического тока, в нем начинает течь ионный ток. Положительные частицы в виде катионов направляются к катоду, к примеру, это водород и различные металлы. Анионы, то есть отрицательно заряженные ионы текут к аноду (кислород, хлор).

При подходе к аноду анионы лишаются своего заряда и становятся нейтральными частицами. В результате они оседают на электроде. У катода происходят похожие реакции: катионы забирают у электрода электроны, что приводит к их нейтрализации. В результате катионы оседают на электроде. К примеру, при расщеплении воды образуется водород, которые поднимается наверх в виде пузырьков. Чтобы собрать этот газ над катодом сооружаются специальные патрубки. Через них водород поступает в необходимую емкость, после чего его можно будет использовать по назначению.

Принцип действия в конструкциях разных устройств в целом схож, но в ряде случаев могут быть и свои особенности. Так в мембранных агрегатах используется твердый электролит в виде мембраны, которая имеет полимерную основу. Главная особенность подобных приборов кроется в двойном назначении мембраны. Эта прослойка может переносить протоны и ионы, в том числе разделять электроды и конечные продукты электролиза.

Диафрагменные устройства применяются в случаях, когда нельзя допустить диффузию конечных продуктов электролизного процесса. С этой целью применяют пористую диафрагму, которая выполнена из стекла, асбеста или керамики. В ряде случаев в качестве подобной диафрагмы могут применяться полимерные волокна либо стеклянная вата.

Применение

Электролизершироко применяется в различных отраслях промышленности. Но, несмотря на простую конструкцию, оно имеет различные варианты исполнения и функции. Данное оборудование применяется для:

• Добычи цветных металлов (магний, алюминий).
• Получения химических элементов (разложение воды на кислород и водород, получение хлора).
• Очистки сточных вод (обессоливание, обеззараживание, дезинфекция от ионов металлов).
• Обработки различных продуктов (деминерализация молока, посол мяса, электроактивация пищевых жидкостей, извлечение нитратов и нитритов из овощных продуктов, извлечения белка из водорослей, грибов и рыбных отходов).

В медицине установки используются в интенсивной терапии для детоксикации организма человека, то есть для создания растворов гипохлорита натрия высокой чистоты. Для этого используется устройство проточного вида с электродами из титана.

Электролизные и электродиализные установки нашли широкое применение для решения экологических проблем и опреснения воды. Но эти агрегаты в виду их недостатков используются редко: это сложность конструкции и их эксплуатации, необходимость трехфазного тока и требования периодической замены электродов из-за их растворения.

Подобные установки находят применение и в быту, к примеру, для получения «живой» воды, а также ее очистки. В будущем возможно создание миниатюрных установок, которые будут использоваться в автомобилях для безопасного получения водорода из воды. Водород станет источником энергии, а машину можно будет заправлять обычной водой.

Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов, поступающих из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) – процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Таким образом, распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. Причина этого заключается в том, что процессы, протекающие при электролизе, в принципе обратны процессам, идущим при работе гальванического элемента. При электролизе процессы осуществляются за счёт энергииэлектрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию. Для процеcсов электролиза DG>0, т.е. при стандартных условиях они самопроизвольно не идут.

Электролиз расплавов. Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия (рис. 10.2). Это простейший случай электролиза, когда электролит состоит из одного вида катионов (Na +) и одного вида анионов(Cl ) и никаких других частиц, могущих участвовать в электролизе, нет. Процесс электролиза расплава NaCl идёт следующим образом. С помощью внешнего источника тока электроны подводятся к одному из электродов, сообщая ему отрицательный заряд. Катионы Na + под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами. Этот электрод является катодом, и на нём идёт процесс восстановления катионов Na + . Анионы Cl движутся к положительному электроду и, отдав электроны аноду, окисляются. Процесс электролиза наглядно изображают схемой, которая показывает диссоциацию электролита, направление движения ионов, процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема электролиза расплава хлорида натрия выглядит так:

NaCl = Na + + Cl

(-) Катод: Na + Анод (+):Cl

Na + + e - = Na 2Cl - 2eˉ = Cl 2

Суммарное уравнение:

2Na + + 2Cl ЭЛЕКТРОЛИЗ 2Na + Cl 2

или в молекулярном виде

2NaCl ЭЛЕКТРОЛИЗ 2Na + Cl 2

Эта реакция является окислительно-восстановительной: на аноде протекает процесс окисления, на катоде – процесс восстановления.

В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды и имеет место поляризация электродов.

Поляризация и перенапряжение. Потенциалы электродов, определённые в растворах электролитов в условиях отсутствия в цепи электрического тока, называются равновесными потенциалами (в стандартных условиях – стандартные электродные потенциалы). При прохождении электрического тока потенциалы электродов изменяются. Изменение потенциала электрода при прохождении тока называется поляризацией:

Dj = j i - j р,

где Dj - поляризация;

j i – потенциал электрода при прохождении тока;

j р – равновесный потенциал электрода.

Когда известна причина изменения потенциала при прохождении тока вместо термина «поляризация», используют термин «перенапряжение». Его также относят к некоторым конкретным процессам, например, к катодному выделению водорода (водородное перенапряжение).

Для экспериментального определения поляризации строят кривую зависимости потенциала электрода от плотности тока, протекающего через электрод. Так как электроды могут быть разными по площади, то в зависимости от площади электрода при одном и том же потенциале могут быть разные токи; поэтому ток относят обычно к единице площади поверхности. Отношение тока I к площади электрода S называют плотностью тока I:

Графическую зависимость потенциала от плотности тока называют поляризационной кривой (рис. 10.3). При прохождении тока изменяются потенциалы электродов электролизёра, т.е. возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации (Dj к) потенциал катода становится более отрицательным, а из-за анодной поляризации (Dj а) потенциал анода становится более положительным.

Последовательность электродных процессов при электролизе растворов электролитов. В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды, ионы Н + и ОН в зависимости от характера среды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1. Катодные процессы.

1.1. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наибольшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь восстанавливаются наиболее сильные окислители.

1.2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ , Au 3+ и др. катионы малоактивных металлов), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:

Me n + + neˉ " Me.

1.3. Катионы металлов, потенциал которых значительно меньше, чем у водорода (стоящих в «Ряду напряжений» от Li + до Al 3+ включительно, т.е. катионы активных металлов), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2Н 2 О + 2еˉ ® Н 2 ­ + 2ОН .

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода:

2Н + + 2еˉ " Н 2 ­.

1.4. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал, меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (стоящих в «Ряду напряжений» от Al 3+ до 2Н + - катионы металлов средней активности), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды:

Ме n + + neˉ ® Me

2Н 2 О + 2еˉ ® Н 2 ­ + 2ОН .

К данной группе относятся ионы Sn 2+ , Pb 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ и т.д.. При сравнении стандартных потенциалов этих ионов металлов и водорода можно было бы сделать вывод о невозможности выделения металлов на катоде. Однако следует учесть:

· стандартный потенциал водородного электрода относится к а н+ [Н + ] 1 моль/л., т.е. рН=0; с увеличением рН потенциал водородного электрода уменьшается, становится отрицательнее ( ; см. раздел 10.3); в то же время потенциалы металлов в области, где не происходит выпадения их нерастворимых гидроксидов, от рН не зависят;

· поляризация процесса восстановления водорода больше поляризации разряда ионов металлов этой группы (или по-другому, выделение водорода на катоде происходит с более высоким перенапряжением по сравнению с перенапряжением разряда многих ионов металлов этой группы); пример: поляризационные кривые катодного выделения водорода и цинка (рис. 10.4).

Как видно из данного рисунка, равновесный потенциал цинкового электрода меньше потенциала водородного электрода, при малых плотностях тока на катоде выделяется лишь водород. Но водородное перенапряжение электрода больше, чем перенапряжение цинкового электрода, поэтому при повышении плотности тока начинает выделяться на электроде и цинк. При потенциале φ 1 плотности токов выделения водорода и цинка одинаковы, а при потенциале φ 2 , т.е. на электроде выделяется в основном цинк.

2.
Анодные процессы.

2.1. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наименьшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь окисляются сильные восстановители.

2.2. Обычно аноды подразделяют на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительный положительный электродный потенциал или покрытых устойчивой защитной плёнкой, служащих только проводниками электронов. Вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др.

2.3. На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, а также НF и ее солей (фторидов) происходит электрохимическое окисление гидроксид-ионов с выделением кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по- разному и может быть записан различными уравнениями:

а) в кислой и нейтральной среде

2 Н 2 О – 4еˉ = О 2 + 4 Н + ;

б) в щелочной среде

4ОН – 4еˉ = О 2 + 2Н 2 О.

Потенциал окисления гидроксид-ионов (потенциал кислородного электрода) рассчитывается по уравнению (см. раздел 10.3):

Кислородосодержащие анионы SO , SO , NO , CO , PO и т.д. или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах, например: 2SO - 2eˉ = S 2 O = 2,01 В.

2.4. При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF и ее солей) у инертного анода разряжаются их анионы.

Отметим, что выделение хлора (Cl 2) при электролизе раствора НCl и её солей, выделение брома (Br 2) при электролизе раствора HBr и её солей противоречит взаимному положению систем.

2Cl - 2eˉ = Cl 2 = 1,356 В или других веществ, присутствующих в растворе или на электроде, то протекает электролиз с активным анодом. Активный анод окисляется, растворяясь: Ме – neˉ ® Me n + .

Выход по току. Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (B j), называется выходом по току этого вещества:

(B j) % = (Q j /Q) . 100,

где Q j – количество электричества, израсходованное на превращение j-го вещества; Q – общее количество электричества, прошедшее через электрод.

Например, из рис. 10.4 следует, что выход по току цинка растет с увеличением катодной поляризации. Для данного примера высокое водородное перенапряжение – явление положительное. Вследствие этого из водных растворов удается выделять на катоде марганец, цинк, хром, железо, кобальт, никель и другие металлы.

Закон Фарадея. Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также масса веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ: m = M э It/F,

где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению,

или масса веществ – продуктов электролиза, выделившихся на электродах, г; M э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с; F – число Фарадея – 96480 Кл/моль.

Пример 1. Как протекает электролиз водного раствора сульфата натрия с угольным (инертным) анодом?

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO