Электро́лиз — физико-химический процесс, заключающийся в выделении на электродах компонентов растворённых веществ или продуктов вторичных электрохимических реакций, происходящих при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита«Электролиз» — статья в Малой советской энциклопедии; 2 издание; 1937—1947 гг..
Электролиз является одним из лучших способов золочения или покрытия металла медью, золотом.
Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Катодом при электролизе называется отрицательный электрод, анодом — положительныйОбратное обозначение знака катода и анода встречается в литературе при описании гальванических элементов. Положительные ионы — катионы (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.
Реакции, происходящие при электролизе на электродах, называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза.
С точки зрения химии, электролиз — окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита.
Применение
Электролиз широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, меди, водорода, диоксида марганцаЭлектросинтез // Химическая энциклопедия., пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).
Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Первый закон Фарадея
В 1832 году Фарадей установил, что масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду , прошедшему через электролит:
Если через электролит пропускается в течение времени постоянный ток с силой тока , то
Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
Вывод закона Фарадея (1) (2) (3) (4) , (5) где z — валентность атома (иона) вещества, e — заряд электрона Подставляя (2)-(5) в (1), получим
, где — постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы иона к его валентности . Поэтому электрохимический эквивалент , где — постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде: , где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А — время, в течение которого проводился электролиз, с — постоянная Фарадея, Кл·моль−1 — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного)
Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).
Изменение электролизом веществ Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.
Катионы активных металлов Катионы менее активных металлов Катионы неактивных металлов Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+ Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+ Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) Легко разряжаются, и восстанавливается только металл
Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F−) PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F− OH−, Cl−, Br−, I−, S2− Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода Легко разряжаются
Примеры
Расплавы Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково. Соль активного металла и бескислородной кислоты Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион NaCl <-> Na+ + Cl-
K(-): Na+ + e- = Na^0
A(+): Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2
Вывод: 2NaCl -> 2Na + Cl2 ^ Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-
K(-): 2Na+ + 2e- = 2Na^0
A(+): 2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2
Вывод: 2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^ NaOH <-> Na+ + OH-
K(-): Na+ + e- = Na^0
A(+): 4OH- - 4e- = 2H2O + O2
Вывод: 4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^
Растворы
Активные металлы Соль активного металла и бескислородной кислоты Соль активного металла и кислородсодержащего кислотного остатка Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион NaCl <-> Na+ + Cl-
K(-): 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-
A(+): 2Cl- - 2e- = Cl2
Вывод: 2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-
K(-): 2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-
A(+): 2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+
Вывод: 2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^ NaOH <-> Na+ + OH-
K(-): 2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-
A(+): 4OH- -4e- = O2 ^ + 2H2O
Суммарно: 4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O
Вывод: 2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^
Менее активные металлы и неактивные металлы Соль менее активного металла и бескислородной кислоты Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты Гидроксид ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-
K(-): Zn^2+ + 2e- = Zn^0
A(+): 2Cl- - 2e- = 2Cl^0
Вывод: ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^ ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-
K(-): Zn^2+ + 2e- = Zn^0
A(+): 2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+
Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2 Невозможно: гидроксиды неактивных металлов нерастворимы в воде
Мнемоническое правило Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:
У анода анионы окисляются. На катоде катионы восстанавливаются.
В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.
Или проще: КАТод — КАТионы (ионы у катода, катодный процесс) АНод — АНионы (ионы у анода, анодный процесс)
Электролиз в газах
Электролиз в газах, при наличии ионизатора, заключается в том, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей:
при отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет, даже при высоком напряжении; электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы; уравнения электролиза, как в электролитах, так и в газах, всегда остаются постоянными.
См. также Электрохимия Ионная жидкость Алюминий Выпрямитель Инвертор Физические основы Электрофлотация
Примечания
Ссылки
Процессы, протекающие при электролизе. Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия). Электродиализ. Электрофлотация. Учебный фильм «Электролиз».
Категория:Электричество Категория:Электрохимия Категория:Окислительно-восстановительные реакции