Электролиз это реакция: Электролиз – схема, продукты, суть процесса (химия, 11 класс)

Содержание

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

NaCl = Na⁺ + Cl⁻

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na⁺ направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na⁺ и анионы Cl⁻ разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na⁺ и потери электронов в случае ионов Cl⁻. То есть на катоде протекает процесс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰,

А на аноде:

Cl⁻ − 1e⁻ = Cl

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Сl∙ + ∙Cl = Cl₂

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее записать так:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

То есть мы имеем:

Катод: Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

Подведем электронный баланс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰ |∙2

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций, получим:

2Na⁺ + 2e⁻ + 2Cl⁻ − 2e⁻= 2Na⁰ + Cl₂

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na⁺+ 2Cl⁻ = 2Na⁰ + Cl₂

далее, объединив ионы Na⁺ и Cl⁻ получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl_{(ж. )} => 2Na + Cl₂

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Другими словами, ни у катионов Na⁺, ни у анионов Cl⁻ не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

При этом могут происходить процессы:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

2Н⁺ + 2е⁻ = Н₂ – в случае кислоты

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰ – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F⁻), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

2Сl⁻ − 2e = Cl₂

S^2- − 2e = S^o

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

4ОН⁻ − 4е⁻ = 2H₂O + O₂

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F⁻) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO⁻ − 2e⁻ = R-R + 2CO₂

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl⁻

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰ |∙1

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1

ZnCl₂ = Zn + Cl₂

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

Анод:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO₃)₂ = Cu²⁺ + 2NO₃⁻

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Катод:

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰

Нитрат-ион NO₃⁻ — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом:

Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4HNO₃

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

СН₃СООК = СН₃СОО⁻ + К⁺

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Анод:

2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙1

Анод: 2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂ |∙1

2H₂O + 2СН₃СОО⁻ = 2OH⁻ + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

2H₂O + 2СН₃СООK = 2KOH + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H⁺ , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н⁺ + 2e⁻ = H₂ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

4Н⁺ + 2H₂O = 2H₂ + O₂ + 4H⁺

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na⁺ + OH⁻

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙2

Анод: 4OH⁻ − 4e⁻ = O₂ + 2H₂O |∙1

4H₂O + 4OH⁻ = 4OH⁻ + 2H₂ + O₂ + 2H₂O

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Электролиз расплавов и растворов | ЕГЭ по химии

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей)

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). {-}=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 $Н_2↑$). {+}$

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:

$2H_2O+2Cl^{-}=H_2↑+Cl_2↑+2OH^{-}$. {-}+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:

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

Урок №84. Химические источники тока. Электролиз

Электролиз – это окислительно – восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через расплав или раствор электролита пропускают постоянный электрический ток.

Катод – восстановитель, отдаёт электроны катионам.

Анод – окислитель, принимает электроны от анионов.

Ряд активности катионов:

Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Zn²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, H⁺, Cu²⁺, Ag⁺

_____________________________→

Усиление окислительной способности

Ряд активности анионов:

I^–, Br^–, Cl^–, OH^–, NO₃^–, CO₃^2-, SO₄^2-

←__________________________________

Возрастание восстановительной способности

Процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов

(не зависят от материала электродов и природы ионов).

1. На аноде разряжаются анионы (A^m^–; OH^–), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:

A^m^– – mē → A°; 4OH^– – 4ē → O₂↑ + 2H₂O (процессы окисления).

2. На катоде разряжаются катионы (Meⁿ

⁺, H⁺), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:

Meⁿ⁺ + nē → Me° ; 2H⁺ + 2ē → H₂⁰↑ (процессы восстановления).

Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов

КАТОД (-)

Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений

АНОД (+)

Зависят от материала анода и природы анионов.

Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота.

Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из

Cu, Ag, Zn, Ni, Fe и др. металлов (кроме Pt, Au)

1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H₂:

Meⁿ⁺ +nē → Me°

1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (кроме F^– ):

A^m- – mē → A°

Анионы не окисляются.

Идёт окисление атомов металла анода:

Me° – nē → Meⁿ⁺

Катионы Meⁿ⁺ переходят в раствор.

Масса анода уменьшается.

2.Катионы металлов средней активности, стоящие между

Al иH₂, восстанавливаются одновременно с водой:

Meⁿ⁺ + nē →Me°

2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2OH^–

2.Анионы оксокислот (SO₄^2-, CO₃^2-,..) и F^– не окисляются, идёт окисление молекул H₂O:

2H₂O – 4ē → O₂↑ +4H⁺

3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H₂O:

2H₂O + 2ē →H₂↑ + 2OH^–

3. При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH^–:

4OH^– – 4ē → O₂↑ +2H₂O

4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H⁺:

2H ⁺ + 2ē → H₂⁰↑

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ

Задание 1. Составьте схему электролиза расплава бромида натрия. (Алгоритм 1.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	NaBr → Na⁺ + Br^–
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам	K^– (катод): Na⁺, A⁺ (анод): Br^–
3. Составить схемы процессов окисления и восстановления	K⁺: Na⁺ + 1ē → Na⁰ (восстановление), A⁺ : 2Br^– – 2ē →Br₂⁰ (окисление).
4.Составить уравнение электролиза расплава соли	2NaBr = 2Na +Br₂

Задание 2. Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. (Алгоритм 2.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации щёлочи	NaOH → Na⁺ + OH^–
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам	K^–(катод): Na⁺, A⁺ (анод): OH^–.
3.Составить схемы процессов окисления и восстановления	K^–: Na⁺ + 1ē → Na⁰ (восстановление), A⁺: 4OH^– – 4ē → 2H₂O + O₂↑ (окисление).
4.Составить уравнение электролиза расплава щёлочи	4NaOH = 4Na + 2H₂O + O₂↑

Задание 3. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия. (Алгоритм 3.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-
2. Показать перемещение ионов к соответствующим электродам	K^–(катод): Na⁺ A⁺(анод): SO₄^2-
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K^–: Na⁺ + 1ē → Na⁰, A⁺: 2SO₄^2- – 4ē → 2SO₃↑ + O₂↑
4.Составить уравнение электролиза расплава соли	2Na₂SO₄ = 4Na + 2SO₃↑ + O₂↑

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Задание 1. Составить схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 1.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1. Составить уравнение диссоциации соли	NaCl → Na⁺ + Cl^–
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	Ионы натрия в растворе не восстанавливаются, поэтому идёт восстановление воды. Ионы хлора окисляются.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K^–: 2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2OH^– A⁺: 2Cl^– – 2ē → Cl₂↑
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли	2NaCl + 2H₂O = H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Задание 2. Составить схему электролиза водного раствора сульфата меди (II) с использованием инертных электродов. (Алгоритм 2.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1. Составить уравнение диссоциации соли	CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2-
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	На катоде восстанавливаются ионы меди. На аноде в водном растворе сульфат-ионы не окисляются, поэтому окисляется вода.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K^–: Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ A⁺: 2H₂O – 4ē → O₂↑ +4H⁺
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли	2CuSO₄ +2H₂O = 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄

Задание 3. Составить схему электролиза водного раствора водного раствора гидроксида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 3.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации щёлочи	NaOH → Na⁺ + OH^–
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	Ионы натрия не могут восстанавливаться, поэтому на катоде идёт восстановление воды. На аноде окисляются гидроксид-ионы.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K^–: 2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2OH^– A⁺: 4OH^– – 4ē → 2H₂O + O₂↑
4.Составить уравнение электролиза водного раствора щёлочи	2H₂O = 2H₂ ↑+ O₂↑, т. е. электролиз водного раствора щёлочи сводится к электролизу воды.

Запомнить. При электролизе кислородсодержащих кислот (H₂SO₄и др.) , оснований (NaOH, Ca(OH)₂ и др.), солей активных металлов и кислородсодержащих кислот (K₂SO₄и др.) на электродах протекает электролиз воды: 2H₂O = 2H₂ ↑+ O₂↑

Задание 4. Составить схему электролиза водного раствора нитрата серебра с использованием анода, изготовленного из серебра, т.е. анод – растворимый. (Алгоритм 4.)

Последовательность действий	Выполнение действий
1.Составить уравнение диссоциации соли	AgNO₃ → Ag⁺ + NO₃^–
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах	На катоде восстанавливаются ионы серебра, серебряный анод растворяется.
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления	K^–: Ag⁺ + 1ē→ Ag⁰; A⁺: Ag⁰ – 1ē→ Ag⁺
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли	Ag⁺ + Ag⁰ = Ag⁰ + Ag⁺ электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод.

Где применяют электролиз

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

При прохождении через раствор или расплав электролита электрического тока, на электродах происходит выделение растворенных веществ или иных веществ, являющихся продуктами вторичных реакций на электродах. Этот физико-химический процесс и называется электролизом.

Суть электролиза

В создаваемом электродами электрическом поле, ионы в проводящей жидкости приходят в упорядоченное движение. Отрицательный электрод — это катод, положительный — анод.

К аноду устремляются отрицательные ионы, называемые анионами (ионы гидроксильной группы и кислотные остатки), а к катоду — положительные ионы, называемые катионами (ионы водорода, металлов, аммония и т. д.)

На электродах протекает окислительно-восстановительный процесс: на катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на аноде — электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов). Реакции диссоциации в электролите — это первичные реакции, а реакции, которые протекают непосредственно на электродах, называются вторичными.

Законы электролиза Фарадея

Разделение реакций электролиза на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза:

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.
Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

m — масса осаждённого на электроде вещества, Q — полный электрический заряд, прошедший через вещество F = 96 485,33(83) Кл·моль−1 — постоянная Фарадея, M — молярная масса вещества (Например, молярная масса воды h3O = 18 г/моль), z — валентное число ионов вещества (число электронов на один ион).

Заметим, что M/z — это эквивалентная масса осаждённого вещества. Для первого закона Фарадея M, F и z являются константами, так что чем больше величина Q, тем больше будет величина m. Для второго закона Фарадея Q, F и z являются константами, так что чем больше величина M/z (эквивалентная масса), тем больше будет величина m.

Электролиз широко применяется сегодня в промышленности и в технике. Например, именно электролиз служит одним из эффективнейших способов промышленного получения водорода, пероксида водорода, диоксида марганца, алюминия, натрия, магния, кальция и прочих веществ. Применяется электролиз для очистки сточных вод, в гальваностегии, в гальванопластике, наконец — в химических источниках тока. Но обо всем по порядку.

Получение чистых металлов из руд путем электролиза

Благодаря электролизу многие металлы извлекается из руд и подвергается дальнейшей переработке. Так, когда руду или обогащенную руду — концентрат — подвергают обработке реагентами, металл переходит в раствор, затем путем электроэкстракции металл выделяют из раствора. Чистый металл выделяется при этом на катоде. Таким путем получают цинк, медь, кадмий.

Электрорафинированию металлы подвергают для устранения примесей и чтобы перевести содержащиеся примеси в удобную для дальнейшей переработки форму. Металл, подлежащий очистке, отливают в виде пластин, и применяют эти пластины в качестве анодов при электролизе.

Когда ток проходит, металл анода растворяется, переходит в виде катионов в раствор, затем катионы разряжаются на катоде, и образуют осадок чистого металла. Примеси анода не растворяются – выпадают анодным шламом, или переходят в электролит, откуда непрерывно или периодически удаляются.

Рассмотрим в качестве примера электрорафинирование меди. Главный компонент раствора – сульфат меди — наиболее распространенная и дешевая соль этого металла. Раствор обладает низкой электрической проводимостью. Для ее увеличения в электролит добавляют серную кислоту.

Кроме того, в раствор вводят небольшие количества добавок, способствующих получению компактного осадка металла. Вообще, электролитическому рафинированию подвергают медь, никель, свинец, олово, серебро, золото.

Очистка сточных вод путем электролиза

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции и электрофлотации). Электрохимический метод очистки — один из наиболее часто применяемых. Для электролиза используют нерастворимые аноды (магнетит, оксид свинца, графит, марганец, которые наносят на титановую основу), или растворимые (алюминий, железо).

Такой метод применяют для выделения из воды токсичных органических и неорганических веществ. К примеру, медные трубы очищают от окалины раствором серной кислоты, и промышленные сточные воды приходится затем очищать путем электролиза с нерастворимым анодом. На катоде выделяется медь, которая снова может использоваться на том же предприятии.

Щелочные сточные воды очищают электролизом от цианистых соединений. С целью ускорения окисления цианидов, повышения электропроводности и экономии электроэнергии, к водам применяют добавку в виде хлорида натрия.

Электролиз проводят с графитовым анодом и стальным катодом. Цианиды разрушаются в ходе электрохимического окисления и хлором, который выделяется на аноде. Результативность такой очистки близка к 100%.

Кроме непосредственно электохимической очистки можно включить в процесс электролиза коагуляцию. Исключив добавки солей, электролиз проводят с растворимыми алюминиевыми или железными анодами. Тогда не только разрушаются загрязнители на аноде, но и растворяется сам анод. Образуются активные дисперсные соединения, которые коагулируют (сгущают) коллоидно-дисперсные загрязнения.

Этот метод эффективен при очистке сточных вод от жиров, нефтепродуктов, красителей, масел, радиоактивных веществ и т. д. Он называется электрокоагуляцией.

Гальваностегия

Гальваностегия — это электролитическое нанесение определенных металлов с целью защиты изделий от коррозии и для придания им соответствующего эстетического оформления (покрытие производят хромом, никелем, серебром, золотом, платиной и т. п.). Вещь тщательно очищают, обезжиривают, и используют как катод в электролитической ванне, в которую налит раствор соли того металла, которым необходимо покрыть изделие.

В качестве анода применяют пластину из этого же металла. Как правило применяют пару анодных пластин, а подлежащий гальваностегии предмет располагают между ними.

Гальванопластика

Гальванопластика – осаждение металла на поверхности разных тел для воспроизведения их формы: формы для отливки деталей, скульптур, печатных клише и т.д.

Гальваническое осаждение металла на поверхности предмета возможно лишь тогда, когда поверхность эта или весь предмет являются проводниками электрического тока, поэтому для изготовления моделей или форм желательно использовать металлы. Наиболее подходят для этой цели легкоплавкие металлы: свинец, олово, припои, сплав Вуда.

Эти металлы мягки, легко обрабатываются слесарным инструментом, хорошо гравируются и отливаются. После наращивания гальванического слоя и отделки металл формы выплавляют из готового изделия.

Однако наибольшие возможности для изготовления моделей все же представляют диэлектрические материалы. Чтобы металлизировать такие модели, нужно придать их поверхности электропроводность. Успех или неудача в конечном итоге зависят в основном от качества токопроводящего слоя. Слой этот может быть нанесен одним из трех способов.

Самый распространенный способ — графитирование, он пригоден для моделей из пластилина и других материалов, допускающих растирание графита по поверхности.

Следующий прием — бронзирование, способ хорош для моделей относительно сложной формы, для разных материалов, однако за счет толщины бронзового слоя несколько искажается передача мелких деталей.

И, наконец, серебрение, пригодное во всех случаях, но особенно незаменимое для хрупких моделей с очень сложной формой — растений, насекомых и т. п.

Химические источники тока

Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционируют самые современные химические источники тока, например батарейки и аккумуляторы. Здесь присутствуют два электрода, контактирующие с электролитом.

Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции.

Лимонная батарейка (для увеличения нажмите нажмите на картинку)

Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду, то есть от отрицательного электрода к положительному.

Ранее ЭлектроВести писали, что в недавнем докладе Cleantech Group авторы рассказали о трех самых важных для энергетики ближайших лет технологиях. Журналисты Business Insider обсудили их с Луисом Брасингтоном, одним из аналитиков компании.

По материалам: electrik.info.

Электролиз и химические реакции – Справочник химика 21

Аккумуляторы при разряде отдают ток, накопленный в процессе заряда в результате химических реакций, происходящих при электролизе. Простейшим аккумулятором является кислотный или свинцовый аккумулятор. Он состоит из свинцовых пластин, погруженных в сосуд, наполненный серной кислотой. Свинец и кислота вступают в реакцию [c.156]

Как и в случае химического источника э.лектрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом э.лектрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод — положительно, т. е. 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 химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию. [c.282]

Химические процессы при электролизе. Электролиз представляет собой процесс, в котором химические реакции происходят под действием электрического тока. Химические превращения при электролизе могут быть весьма различными в зависимости главным образом от вида электролита и растворителя, а также от материала электродов и присутствия других веществ в растворе. Наиболее общей является следующая схема процесса. [c.443]

Наряду с научным интересом гальванические элементы имеют чрезвычайно большое техническое значение. Они служат, с одной стороны, как источники тока (например, аккумуляторы), с другой стороны, для проведения химических реакций, которые осуществляются трудно или в других условиях вообще не осуществляются. Известными примерами таких процессов, которые технически проводят в большом масштабе, является электролиз хлоридов щелочных металлов, электролитическое производство алюминия и электролитическое осаждение металлов в виде поверхностных слоев (гальванические покрытия). [c.272]

Электрогравиметрический метод основан на выделении элемента из раствора в свободном состоянии (иногда в виде оксидов) с помощью электролиза на взвешенном электроде. По увеличению массы предварительно взвешенного электрода вычисляют содержание определяемого элемента в пробе. Этот метод относится, как показывает его название, к гравиметрическим методам. При анализе продукции цветной металлургии электрогравиметрический метод применяют для определения содержания меди в сплавах, черновой меди, для разделения и определения содержания меди и никеля при совместном их присутствии. При электролизе химическая реакция на электродах протекает под действием электрического тока (внешний электролиз). [c. 41]

Другими словами, в основе электрохимических методов лежит процесс электролиза — химические реакции, протекающие под действием электрического тока на электродах, помещенных в раствор электролита. В электрическом поле положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, отрицательно заряженные (анионы) — к аноду. На катоде происходит восстановление, а на аноде — окисление ионов или молекул, входящих в состав электролита. Количество образующихся на электродах веществ и количество пропущенного электричества связаны законами Фарадея [1—5]. [c.307]

Рассматривая процессы в гальваническом элементе, мы видели, что в нем происходит реакция окисления-восстановления. При электролизе (рис. 40) окисление происходит на положительном электроде, к которому движутся анионы поэтому он называется анодом. Восстановление происходит на отрицательном электроде — катоде. В элементе нет”тока, посылаемого некоторой внешней э.

д. с., — он сам является генератором электрической энергии. Поэтому процессы, происходящие в элементе, обратны по смыслу процессам, происходящим при электролизе. Если при электролизе химические реакции текут принудительно за счет электрической энергии, подводимой от постороннего источника, то в элементе, наоборот, химические реакции, текущие самопроизвольно, служат причиной возникновения электрической энергии. Окисление в элементе происходит на отрицательном электроде, восстановление — на положительном. Можно условиться связывать названия электродов не со знаком заряда, а с процессом. Тогда отрицательный электрод на котором протекает окисление, будет называться анодом, а положительный — катодом. [c.242]

Инверсионной вольтамперометрией (ИВ) называют вольтамперометрию, в которой аналитический сигнал определяется концентрацией ЭАВ не в растворе, а на поверхности или в объеме электрода. Обычно регистрации вольтамперограммы в Р1В предшествует накопление ЭАВ из раствора путем электролиза, химической реакции или адсорбции. С этой целью электрод предварительно выдерживают в анализируемом растворе в течение определенного времени, называемого временем накопления н- В течение этого времени на поверхности электрода или в его объеме концентрируется определяемое вещество или продукт его электрохимического или химического превращения. [c.58]

Такое равновесие достигается в некотором весьма значительном интервале изменения потенциалов пластин (электродов). Однако по мере увеличения потенциала электродов наступает момент, при котором установления такого равновесия уже не наблюдается, и между электродами начинает течь постоянный ток, подчиняющийся закону Ома. Процесс сопровождается химическими реакциями на электродах (электролиз). Потенциал, при котором в растворе начинает течь постоянный ток, получил название потенциала разложения. [c.553]

Электрохимия. Изучается взаимодействие электрических явлений и химических реакций (электролиз, химические источники электрического тока, теория электросинтеза). В электрохимию включают обычно учение о свойствах растворов электролитов, которое с равным правом можно отнести и к учению о растворах. [c.19]

Химическая реакция цинковая обманка обжигается, затем обожженный материал обрабатывается серной кислотой. Полученный раствор сульфата цинка очищается от сопутствующих элементов и далее подвергается электролизу. [c.250]

При электролизе растворов и расплавов основными процессами являются окислительно-восстановительные электрохимические реакции на электродах. Причем, в отличие от аналогичных химических реакций, протекающих в объёме, процессы окисления и восстановления пространственно разделены на аноде идет отдача электронов (окисление), а на катоде их присоединение (восстановление). [c.187]

К электродным процессам относятся две группы процессов, тесно связанные между собой. Во-первых, процессы возникновения разности потенциалов и. следовательно, электрического тока в результате протекания химической реакции, например в гальванических элементах. Во-вторых, обратные им химические процессы, совершающиеся при электролизе, которые возникают при пропускании электрического тока через раствор и связаны с переходом тока с проводника одного рода в проводник другого рода. [c.414]

Совокупность химических реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах при пропускании через них электрического тока, называется электролизом. [c.84]

При протекании электрического тока на границе металл — раствор образуется тонкая плотная пленка барьерного типа (рис. 13.1), рост которой происходит в результате миграции в ней ионов алюминия навстречу ионам кислорода. Толщина барьерного слоя (0,01—0,1 мкм) остается приблизительно постоянной в течение электролиза, так как внешняя его сторона подвергается растворяющему воздействию электролита по химической реакции [c.80]

В настоящее время считается, что при электролизе растворов хлорида натрия ЫаСЮз образуется не только по электрохимической, но и по химической реакции. При сравнительно [c.180]

Лимитирующей стадией всего процесса окисления алифатических спиртов до карбоновых кислот является медленная химическая реакция (33.3). Следовательно, условия проведения процесса электролиза, оказывающие влияние на скорость лимитирующей стадии, будут в целом определять эффективность электрохимического окисления спиртов. [c.208]

Уравнения реакций электролиза являются такими же химическими уравнениями, как и все остальные уравнения реакций. Поэтому по ним можно производить все те же самые расчеты, что и по другим уравнениям химических реакций. Кроме того, при электролизе [c.178]

Применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать так всякое химическое взаимодействие при неизменных давлении или объеме и постоянстве температуры протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы. Пределом протекания химических реакций (т. е. условием равновесия) является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы О или Р. Процессы протекают самопроизвольно и дают некоторую полезную работу, если Р0 и ДС>0 процессы не могут при заданных условиях (у, Т или р, Т) протекать самопроизвольно и возможны лишь при получении работы извне (например, реакции при электролизе, фотохимические реакции и др.). Изменение термодинамических функций А[1, АР, А/, АО и А5 для любых реакций рассчитывают по закону Гесса аналогично вычислению тепловых эффектов реакций. Значения термодинамических функций при стандартных условиях / = 25°С и р=101 325 Па приводятся в справочных таблицах. [c.61]

Электрохимия — раздел физической химии, изучающий процессы превращения энергии химической реакции в электрическую и, наоборот, электрической энергии в химическую. Первый процесс протекает в гальванических элементах, второй при электролизе. [c.359]

Процессы, протекающие при электролизе, по существу обратны процессам, имеющим место в гальванических элементах. При электролизе анод заряжен положительно, а катод — отрицательно. При работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей реакщт превращается в электрическую, тогда как при электролизе химические реакции осуществляются за счет электрической энергии внешнего источника. На аноде, как и в случае химических источников тока, происходит окисление, на катоде— восстановление. При электролизе из возможных процессов будет [c.161]

Отличительной особенностью здесь является то, что при электролизе химические реакции осуществляются за счет электрической энергии внешнего источника, тогда как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно прохекающей химической реакции превращается в электрическую. [c.262]

Позднее, с открытием и исследованием электрической, лучистой, химТ1ческой и других форм энергии, постепенно в круг рассматриваемых термодинамикой вопросов включается и изучение этих форм энергии. Быстро расширялась и область практического применения термодинамических методов исследования. Уже не только паровая машина и процессы превращения механической энергии в теплоту исследуются на основе.законов термодинамики, но и электрические машины, холодильные машины, компрессоры, двигатели внутреннего сгорания, реактивные двигатели. Гальванические элементы, а также процессы электролиза, различные химические реакции, атмосферные явления, некоторые процессы, протекающие в растительных и животных организмах, и многие другие исследуются не только в отношении их энергетического баланса, но и в отношении возможности, направления и предела самопроизвольного протекания процесса в данных условиях. Они исследуются также в отношении установления условий равновесия, определения максимального количества полезной работы, которая может быть получена при проведении рассматриваемого процесса в тех или иных условиях, или, наоборот, минимального количества работы, которое необходимо затратить для осуществ- [c.178]

Окислительные и восстановительные процессы, происходящие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через систему, включающую электролит, называются электролизом. Химические реакции, протекающие прн электролизе, осуществляются при помощи энергии электрического тока, подведенного извне. Следовательно, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую. Процесс , окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на коттэром происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, — анодом. Катод подключен к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод — к положИ тельному полюсу, и к нему движутся анионы. Вследствие этих процессов осуществляется перемещение электронов по внешней цепи. [c.239]

В процессе электролиза химическая реакция протекает в иадравлении, противоположном самопроизвольному, при иаложеЕШИ на ячейку постоянного па пряжения от внешнего источника. Ячейка состоят из двух электродов, контактирующие с раствором. Если рщ, общее напряжение, наложенкое на ячейку, распределяется следующим образом [c. 384]

Одно из первых конкретных представлений о природе химической связи возникло на основании экспериментального исследования электролиза английским ученым Майклом Фарадеем (1791-1867). (Электролиз означает разрыв на части при помощи электричества .) Если расплавить хлорид натрия, нагрев его выше 80ГС, и погрузить в расплав два электрода (катод и анод), как показано на рис. 1-8, а затем пропустить через расплавленную соль электрический ток, на электродах начнут протекать химические реакции ионы натрия будут мигрировать к катоду (где электроны поступают в расплав) и восстанавливаться там до металлического натрия [c.41]

Реакции электролиза являются такими же химическими реакциями, как и все остальные. Поэтому по реакциям электролиза можно производить стехиометрические расчеты точно так же, как это было сделано для других реакций. Останавливаться подробно мы на этом сейчас не станем. Но для реакций, протекающих под действием элеирического тока, существуют специфичные количественные соотношения, названные в честь ученого, установившего эти законы, законами Фарадея. [c.272]

Протекание электрического тока через электролиты приводит к их электролизу, при котбром химическая реакция поддерживается за счет электрической энергии внешнего источника. [c.78]

То же относится и к химическим процессам. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может происходить самопроизвольно, и осуществление этой реакции дает возможность получать соответствующее количессво работы. Но, затрачивая работу, можно осуществить и обратную реакцию — разложения воды на водород и кислород, — например, путем электролиза. И другие химические реакции, которые по своим термодинамическим параметрам не могут в данных условиях совершаться самопроизвольно, можно проводить, затрачивая работу извне. Большей частью это осуществляют или путем электролиза, или при электрическом разряде в газах, или действием света, или же путем повышения давления (причем одновременно изменяются и условия проведения реакции). Из хорошо известных процессов такого рода можно назвать фотосинтез в растениях, получение натрия и хлора путем электролиза расплавленного хлористого натрия, получение металлического алюминия из бокситов путем электролиза, синтез аммиака при высоком давлении и др. [c.209]

По направлению взаимного превращения электрической и химической форм энергии различают две группы электрохимических си- стем. При электролизе за счет внешней электрической энергии возникают химические реакции. Переход энергии химического процесса в электрическ.ую осуществляется в химических источниках тока (галь-ванические элементы, аккумуляторы). [c.454]

Электролиз щироко применяется при промышленном получении fнoгиx металлов (К, N3, Са, Mg, А1). В промьшшенных электролизерах под воздействием подводимого электрического тока на одном из электродов выделяются газовые образования. В результате электролитической диссоциации молекул на электродах происходит рост газовых пузырьков, которые изолируют часть поверхности элеюрода. Это приводит к перераспределению потенциала на электроде и изменяет скорость протекания химической реакции. Вследствие этого происходит увеличение разности потенциалов, что ведет к повьппению энергозатрат. Для эффективного управления производством необходим учет влияния пузырьков на распределение электрического поля. Математическое моделирование позволяет провести расчет и анализ электрического поля [1]. [c.118]

Пример 7 [30, с. 604—606]. Рассчитать количество теплоты, выделившееся при электрохимическом получении цинка, прн следующих исходных данных. Электролиз идет при силе тока 10000 А и напряжении 3,4 В. Выход по току для цинка т)=80%, концентрация h3SO4 в вытекающем отработанном электролите 80 г/л, концентрация цинка в протекающем свежем электролите 118 г/л. Суммарная химическая реакция процесса разложения ZnS04 следующая [c.229]

Во втором случае независимо от того, участвует ли определяемое вещество в электрохимической реакции или нет, из специально введенного электроактивного вещества (вспомогательный реагег т) электролитически получают кулонометрический титрант (промежуточный реагент), способный количественно вступать в химическую реакцию с определяемым компонентом. Зная количество электричества, израсходованное в процессе электролиза, можно рассчитать массу определяемого компонента. [c.144]

Роль вторичных химических реакций исключительно велика в условиях, благоприятствующих их протеканию, выход по току h3S2O8 приближается к нулю. Поэтому факторы, тормозящие скорость гидролиза целевого продукта, существенно повышают выход по току ионов персульфата. Такими факторами являются температура электролита, продолжительность электролиза и концентрация гидролизующегося вещества. [c.185]

Реакция (460) протекает самопроизвольно, что соответствует понижению свободной энтальпии. При протекании электродных реакций (461) и (462) между электродами измеряется разность потенциалов е. При этом потенциал водородного электрода оказывается отрицательнее хлорного. Пр1и образовании 1 моля соляной кислоты ток совершает работу Рг, где F — число Фарадея, равное количеству электричества, необходимому для выделения при электролизе 1 г-экв. вещества (/ = 96491 А-с/г-экв.). Если в реакции принимает участие п электронов, то суммарная работа равна пР , например, для реакции (460) 2Ръ. В том случае, если процесс проводится обратимо (при бесконечно малом токе), работа системы равна изменению свободной энтальпии химической реакции. Согласно первому закону термодинамики, [c.310]

11 класс. Химия. Электролиз – Электролиз

Комментарии преподавателя

Понятие электролиза

Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

Существует два типа электродов.

Анод – это электрод, на котором происходит окисление.

Катод – это электрод, на котором происходит восстановление. К аноду стремятся анионы, так как он имеет положительный заряд. К катоду стремятся катионы, потому что он заряжен отрицательно и, согласно законам физики, разноименные заряды притягиваются. В любом электрохимическом процессе присутствуют оба электрода. Прибор, в котором осуществляется электролиз, называется электролизер. Рис. 1.

Рис. 1

Электролиз расплава

I. Процессы, происходящие при электролизе расплавов электролитов

В расплавах электролиты диссоциируют на ионы. Это термическая диссоциация электролитов. При пропускании электрического тока катионы восстанавливаются на катоде, так как принимают от него электроны. Анионы кислотного остатка и гидроксид-анионы окисляются на катоде, так как отдают ему свои электроны.

Пример №1. Электролиз расплава хлорида натрия

При термической диссоциации хлорида натрия образуются ионы натрия и хлора.

Na Cl → Na+ + Cl−

– на катоде выделяется натрий:

2 Na+ + 2 e− → 2 Na

– на аноде выделяется хлор:

2 Cl− − 2 e− → Cl2

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na0 + Cl02

– суммарная реакция:

2 NaCl 2 Na + Cl2

Пример №2. Электролиз расплава гидроксида калия

При диссоциации гидроксида калия образуются ионы калия и гидроксид ионы.

КОН → К+ + ОН−

– на катоде выделяется калий:

К+ + 1 e− → К

– на аноде выделяется кислород и вода:

4ОН− − 4 e− → О2 + 2Н2О

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 4)

4К+ + 4ОН− → 4 К0 + О2 + 2Н2О

– суммарная реакция:

4КОН 4 К0 + О2 + 2Н2О

Пример №3. Электролиз расплава сульфата натрия

При диссоциации расплава сульфата натрия образуются ионы натрия и сульфат-ионы.

Na2SO4 → 2Na+ + SО42−

– на катоде выделяется натрий:

Na+ + 1 e− → Na

– на аноде выделяется кислород и оксид серы (VI):

2SО42− − 4 e− → 2SО3 +О2

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 4)

4 Na+ + 2SО42− → 4 Na 0 + 2SО3 +О2

– суммарная реакция:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SО3 +О2

Закономерности электролиза расплавов электролита

1. При электролизе расплавов щелочей и солей на катоде осаждается металл.

2. Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде, давая соответствующее соединение, например, хлорид-анионы образуют хлор.

3. Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий оксид и кислород.

Электролиз раствора

II. Процессы, происходящие при электролизе растворов электролитов

При электролизе растворов электролитов, кроме интересующих нас соединений есть еще и вода, которая также может подвергаться электролизу. Поэтому, исходя из строения соединения, электролиз может протекать либо с ионами соли, либо с водой.

Процессы, происходящие на катоде

1. Катионы активных металлов, стоящие в ряду напряжений до алюминия, не разряжаются на катоде. См. рис. 2. В этом случае происходит только восстановление воды.

Рис. 2

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

2. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений от алюминия до водорода, разряжаются в той или иной степени одновременно с молекулами воды. При этом одновременно происходят следующие процессы:

Men++ne- → Me

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

3. При наличии в растворе катионов металлов, расположенных в ряду напряжений после водорода, на катоде, прежде всего, происходит восстановление катионов этих металлов. Men++ne- →Me

Процессы, происходящие на аноде

Различают два типа анодов: инертный и активный. Инертный анод – это анод, материал которого не окисляется в процессе электролиза (Pt). Активный анод – это анод, который окисляется в процессе электролиза. Например, графит.

Электролиз с инертным анодом

В анодном процессе могут принимать участие анионы некоторых бескислородных кислот Cl- ,Br- ,I-, S2-и гидроксид-ионы ОН -( разряжаются только эти анионы), например:

2Br- – 2е- →Br2; 4ОН− − 4 e− → О2 +2Н2О (в щелочной среде)

Если в растворе присутствуют анионы F-,SO2-4, NO-3, PO43-, CO32- и некоторые другие, то окислению подвергается только вода:

2Н2О – 4 e− → О2 + 4Н+(в нейтральной и кислой среде)

Электролиз с активным анодом

В случае с активным анодом, число конкурирующих окислительных процессов увеличивается до трех:

– Электрохимическое окисление материала анода

– Окисление воды с выделением кислорода

– Окисление анионов растворенного соединения

Написание таких процессов рассматривается в высшей школе.

Примеры написания уравнений электролиза

Приведем примеры электролиза раствора некоторых веществ.

Пример №1. Электролиз раствора хлорида натрия

При диссоциации хлорида натрия образуются ионы натрия и хлора.

Na Cl → Na+ + Cl−

– Катодный процесс:

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

– Анодный процесс:

2 Cl− − 2 e− → Cl2

– суммарное ионное уравнение реакции

2Н2О + 2 Cl− → Н2 + 2ОН−+ Cl02

– суммарная реакция:

2Н2О +2 NaCl 2NaОН + Cl2↑ + Н2↑

По этой реакции получается гидроксид натрия и хлор.

Пример №2. Электролиз раствора сульфата меди (II).

– на катоде выделяется медь:

Сu2+ + 2 e− → Cu0

– на аноде выделяется кислород

2Н2О – 4 e− → О2 + 4Н+

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2Сu2+ + 2Н2О → 2 Cu0+ О2 + 4Н+

– суммарная реакция:

2CuSO4 + 2Н2О 2Cu 0+О2+ 2h3SO4

Пример №3. Электролиз раствора нитрата калия

При диссоциации нитрата калия образуются ионы калия и нитрат-ионы.

КNO3 → К+ + NО3−

– Катодный процесс:

2Н2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

– Анодный процесс:

2Н2О – 4 e− → О2 + 4Н+

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2Н2О О2 ↑+2Н2↑

Это один из способов получения водорода.

Электролиз находит применение во многих отраслях промышленности: химической, металлургии, для изготовления деталей требуемой формы, для электрохимического покрытия металлов.

Источники

конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

источник презентации – http://ppt4web.ru/khimija/ehlektroliz5.html

заставка http://www.youtube.com/watch?t=63&v=EVEIC4Z6xuQ

Электролиз воды в промышленных генераторах водорода

Электролиз
это окислительно-восстановительная реакция, которая протекает только под действием электричества.

В промышленных генераторах водорода для получения водорода и кислорода проводят электролиз воды. Для протекания реакции необходимо поместить в электролит два электрода, подключенных к источнику питания постоянного тока:

Анод – электрод к которому подключен положительный проводник;
Катод – электрод к которому подключен отрицательный проводник.

Ниже представлена принципиальная схема промышленного щелочного электролизера.

Электролиз воды

Под действием электрического тока вода разделяется на составляющие ее молекулы: водород и кислород. Отрицательно заряженный катод притягивает катионы водорода а положительно заряженный анод – анионы ОН^–.

Деминерализованная вода, используемая в промышленных электролизных установках сама по себе является слабым электролитом, поэтому в нее добавляют сильные электролиты для увеличения проводимости электрического тока. Зачастую выбирают электролиты с меньшим катионным потенциалом, чтобы исключить конкуренцию с катионами водорода : KOH или NaOH. Электрохимическая реакция протекающая на электродах выглядит следующим образом:

Реакция на аноде: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ – выделение кислорода;
Реакция на катоде: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻– выделение водорода.

Промышленный электролизер собран по биполярной схеме, где между основными электродом и катодом помещены биполярные “промежуточные” электроды имеющие разные заряды по сторонам. Со стороны основного анода, промежуточный электрод имеет катодную сторону, со стороны катода – анодную (см. рисунок).

Далее, чтобы получить чистый водород и кислород, требуется разделить газы образующиеся на электродах, и для этого применяют разделительные ионно-обменные мембраны (см. рисунок). Количество получаемого водорода в два раза больше получаемого кислорода и поэтому давление в водородной полости поднимается в два раза быстрее. Для уравнивания давления в полостях применяют уравнивающую давление мембрану на выходе из электролизера, которая предотвращает передавливание водорода в полость кислорода через каналы предназначенные для циркуляции электролита.

Данный метод является наиболее применяемым методом в промышленности и позволяет получать газообразный водород с КПД от 50 до 70% производительностью до 500 м³/час при удельных энергозатратах 4,5-5,5 Н₂м³/кВт-ч.

ЭЛЕКТРОЛИЗ НА ТПЭ

В настоящий момент к наиболее эффективным методом разделения можно отнести электролиз с применением твердо-полимерных электролитов на основе перфторированной ионно обменной мембраны.

Данный тип электролизеров позволяет получать водород с КПД до 90% и является наиболее экологичным. Электролизеры с ТПЭ дороже щелочных в 6-7 раз и поэтому пока не получили свое распространение в промышленности.

Электролиз – Химия LibreTexts

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Электролитическая ячейка против гальванической ячейки
Участники и атрибуты

Использование электрического тока для стимуляции неспонтанной реакции. Электролиз может использоваться для разделения вещества на его исходные компоненты / элементы, и именно в этом процессе был обнаружен ряд элементов, которые до сих пор производятся в современной промышленности. В электролизе – электрический ток, направляемый через электролит в раствор, чтобы стимулировать поток ионов, необходимый для протекания в противном случае несамопроизвольной реакции. Процессы, включающие электролиз, включают: электрорафинирование , электросинтез и хлорщелочной процесс .

Электролитическая ячейка и гальваническая ячейка

Пример: когда мы электролизуем воду, пропуская через нее электрический ток, мы можем разделить ее на водород и кислород.

\ [2 H_2O (l) \ rightarrow 2H_2 (g) + O_2 (g) \]

Дополнительная информация: Электролиз воды

Электролитическая ячейка – это, по сути, гальваническая ячейка несамопроизвольной реакции (фактически, если мы изменили поток электричества в гальванической ячейке, превысив необходимое напряжение, мы создали бы электролитическую ячейку). Электролитические ячейки состоят из двух электродов (один действует как катод, а второй – как анод) и электролита. В отличие от гальванического элемента, реакции с использованием электролитических ячеек должны быть электрически индуцированы, а его анод и катод меняются местами (анод слева, катод справа).

Гальванический	Электролитический
Окисление: X → X ⁺ + e ^– (отрицательный анод)	Y → Y ⁺ + e ^– (положительный анод )
Редукция: Y ⁺ + e ^– → Y (положительный катод)	X ⁺ + e ^– → X (отрицательный катод)
В целом: X + Y ⁺ → X ⁺ + Y (G <0)	X ⁺ + Y → X + Y ⁺ (G> 0)
Эта реакция является спонтанной и высвободит энергию	Это реакция неспонтанная и будет поглощать энергию

Соавторы и авторство

Электролиз | Безграничная химия

Прогнозирование продуктов электролиза

Электролиз – это способ разделения соединения путем пропускания через него электрического тока; продукты представляют собой ионы компонентов соединения.

Цели обучения

Предсказать продукты реакции электролиза

Основные выводы

Ключевые моменты

Основными компонентами электролитической ячейки являются электролит, постоянный ток и два электрода.
Ключевым процессом электролиза является обмен атомами и ионами путем удаления или добавления электронов во внешнюю цепь.
Окисление ионов или нейтральных молекул происходит на аноде, а восстановление ионов или нейтральных молекул происходит на катоде.

Ключевые термины

электролит : Вещество, которое в растворе или расплавленном состоянии ионизирует и проводит электричество.
электролиз : химическое изменение, возникающее при пропускании электрического тока через проводящий раствор или расплав соли.

Что такое электролиз?

Чтобы предсказать продукты электролиза, нам сначала нужно понять, что такое электролиз и как он работает. Электролиз – это метод разделения связанных элементов и соединений путем пропускания через них электрического тока.Он использует постоянный электрический ток (DC) для запуска не спонтанной химической реакции. Электролиз очень важен с коммерческой точки зрения как стадия отделения элементов из природных источников, таких как руды, с использованием электролитической ячейки.

Основные компоненты, необходимые для проведения электролиза:

Электролит: вещество, содержащее свободные ионы, которые являются переносчиками электрического тока в электролите. Если ионы неподвижны, как в твердой соли, то электролиза не может быть.
Источник постоянного тока (DC): обеспечивает энергию, необходимую для создания или разряда ионов в электролите. Электрический ток переносится электронами во внешней цепи.
Два электрода: электрический проводник, который обеспечивает физический интерфейс между электрической цепью, обеспечивающей энергию, и электролитом.

Обмен атомами и ионами

Ключевой процесс электролиза – это обмен атомами и ионами путем удаления или добавления электронов во внешнюю цепь. Необходимые продукты электролиза находятся в физическом состоянии, отличном от состояния электролита, и могут быть удалены с помощью некоторых физических процессов.

Каждый электрод притягивает ионы с противоположным зарядом. Положительно заряженные ионы или катионы движутся к катоду, обеспечивающему электроны, который является отрицательным; отрицательно заряженные ионы или анионы движутся к положительному аноду. Вы могли заметить, что это противоположность гальванического элемента, где анод отрицательный, а катод положительный.

На электродах электроны поглощаются или высвобождаются атомами и ионами. Те атомы, которые приобретают или теряют электроны, становятся заряженными ионами, которые переходят в электролит . Те ионы, которые приобретают или теряют электроны, чтобы стать незаряженными атомами , отделяются от электролита. Образование незаряженных атомов из ионов называется разрядкой. Энергия, необходимая для миграции ионов к электродам, и энергия, вызывающая изменение ионного состояния, обеспечивается внешним источником. {4 -} _ 6 [/ латекс]

Нейтральные молекулы также могут реагировать на любом электроде. Реакции электролиза с участием ионов H ⁺ довольно распространены в кислых растворах. В щелочных водных растворах обычны реакции с участием гидроксид-ионов (OH ^–). Окисленные или восстановленные вещества также могут быть растворителем, которым обычно является вода, или электродами. Возможен электролиз с участием газов.

Прогнозирование продуктов электролиза

Давайте посмотрим, как прогнозировать продукты.Например, на какие два иона распадется CuSO ₄? Ответ: Cu ²⁺ и SO ₄ ^2-. Давайте более внимательно посмотрим на эту реакцию.

Электролиз сульфата меди : два медных электрода помещают в раствор синего сульфата меди и подключают к источнику электрического тока. Ток включен на некоторое время.

Берем два медных электрода и помещаем их в раствор синего сульфата меди (CuSO ₄) и включаем ток. – [/ латекс]

Мы только что видели, как электрический ток расщепляет CuSO ₄ на составляющие ионы. Это все, что нужно для прогнозирования продуктов электролиза; все, что вам нужно сделать, это разбить соединение на составляющие ионы.