Электролиз

7.4. Электролиз

Электролизом называют процессы, происходящие на элек­тродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и элек­тролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (ка­тод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реак­ция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

При электролизе можно проводить реакции, самопроиз­вольное протекание которых невозможно согласно термодина­мическим законам. Например:

                                                               _ситнез

Н₂ (г) + С1₂ (г) + Н₂О «2 НС1 (р-р);

  электролиз

DrG⁰ = -131 кДж.

В данном случае на катоде восстанавливаются (разряжают­ся) ионы водорода:

2Н⁺ + 2е ® Н₂⁰, а на аноде идет окисление ионов хлора:

Рекомендуемые материалы

2Сl^--2е ® С1₂⁰.

Последовательность восстановления ионов на катоде за­висит:

- от концентрации ионов в растворе, чем больше концентра­ция ионов, тем легче они восстанавливаются;

- активности металла, т. е. от величины стандартного элек­тродного потенциала (j⁰), чем больше j⁰, тем менее активный металл, тем легче его ионы восстанавливаются.

Электрохимический ряд напряжения по восстановительной способности ионов металла можно разделить на три группы:

1)        катионы металлов от Li⁺ до А1³⁺ включительно не восста­навливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-   (рН ³ 7)

или

2H⁺ + 2е = Н₂         (рН < 7).

Металлы могут быть получены электролизом их расплав­ленных солей, в которых ионы Н⁺ отсутствуют;

2)        катионы металлов от Мп²⁺ до Н⁺ при электролизе восста­навливаются одновременно с водородом из-за явления перена­пряжения:

Zn² + 2е = Zn⁰,

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-   (рН>7),

2H⁺ + 2е = Н₂⁰     (pH<7);

3)        катионы металлов от Сu ⁺ до Аu³⁺ практически полностью восстанавливаются без восстановления водорода:

Сu²⁺ + 2е = Сu⁰.

Последовательность разрядки ионов на аноде зависит как от природы аниона, так и от вещества, из которого сделан анод. Различают нерастворимые (инертные) аноды и растворимые (активные). К первым относят электроды из угля, графита, пла­тины, ко вторым - из металлов.

На инертных анодах окисляются в первую очередь элемен­тарные ионы в порядке возрастания величины стандартного электродного потенциала, т. е. чем меньше j⁰, тем легче ионы окисляются (S^2-, I^-, Вг^-, Сl^-). При наличии кислородсодержащих ионов на аноде окисляются молекулы воды:

2Н₂О - 4е = О₂ + 4Н⁺       (рН <, 7)

или гидроксильные ионы:

4ОН^- - 4е = О₂ + 2Н₂О    (рН>7).

Сложные кислородсодержащие ионы из водных растворов, практически, не окисляются.

На активных электродах при электролизе будет окисляться кислород.

Рассмотрим электролиз с нерастворимым анодом водных растворов солей Na₂SO₄ и NaCl:

а)         в растворе Na₂SO₄ имеются ионы: Na⁺, SO₄^2-, Н⁺, ОН^-:

Na₂SO₄ ® 2Na⁺ +SO₄^2-, H₂O « Н⁺ + ОН^- (рН = 7).

К (-) | Na₂SO₄, H₂O | (+) А.

Na⁺      SO₄^2-

Н₂О     Н₂О

К (-): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-,

А(+):2Н₂О-4е = О₂ + 4Н⁺

Суммарной является реакция разложения воды:

2Н₂О « 2Н₂ + О₂;

б)         в растворе NaCl имеются ионы: Na⁺, Сl^-, Н⁺, ОН^-:

NaCl ® Na⁺ + Сl^-, Н₂О « Н⁺ + ОН^-.

К (-): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-,

А(+):2Сl^- - 2е = С1₂.

2Н₂О + 2Сl^- = Н₂ + 2ОН^- + С1₂,

2Н₂О + 2NaCl = Н₂ + 2NaOH + С1₂.

Количество вещества, подвергшегося электрохимическим превращениям, зависит от количества электричества, прошедше­го через электролит. Оно определяется законами Фарадея.

Первый закон Фарадея. Масса вещества, образующегося на электроде, пропорциональна количеству пропущенного элек­тричества:

m = k× q = k× I× t,                                                                                (7.8)

где m - масса вещества, г;

k - коэффициент пропорциональности;

q - количество электричества, Кл;

I – сила тока, А;

t - время протекания тока, с.

Второй закон Фарадея. Для разряда одного моля какого-либо иона на электроде необходимо пропустить через электро­лит такое число фарадеев (1F = 96500 Кл/моль), которое равно числу зарядов иона.

Используя законы Фарадея, можно рассчитать массу восста­навливающегося вещества:

,                                                                          (7.9)

где М- молярная масса восстановившегося вещества, г/моль;

n - заряд иона;

F- постоянная Фарадея, 1 F = 96500 Кл/моль;

q - количество электричества, Кл;

I -сила тока, А;

t - время протекания тока, с.

Пример 2. При полном электролизе полного раствора KСl на ано­де выделилось 2,8 дм³ при н. у. газа. Какие вещества и в каком количе­стве образовались в катодном пространстве?

Решение. В растворе КСl имеются ионы: К⁺, Сl^-, Н⁺, ОН^-

(КСl ® К⁺ + Сl^-,     Н₂О «Н⁺ + OH^-).

К (-): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-,

А(+):2Сl^- - 2е = Сl₂.

2Н₂О + 2Сl^- = Н₂ + 2ОН^- + С1₂,

2Н₂О + 2КСl = H₂­ + 2КОН + Cl₂­.

Газ, объем которого равен 2,8 дм³, - это хлор, полученный на ано­де. В катодном пространстве накапливается щелочь, КОН; кроме того, на катоде выделяется водород. Таким образом, необходимо найти n(Н2) и n(КОН).

Из уравнения: 2Н₂О + 2КСl = Н₂ ­+ 2КОН + С1₂­получаем:

n(КОН) = 2n(Сl₂) = 2× 0,125 = 0,25 моль.

Ответ: 0,125 моль Н₂; 0,25 моль КОН.

Пример 3. Определите массу цинка, который выделится на катоде при электролизе раствора сульфата цинка в течение 1 ч при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 50 %.

Решение. Согласно закону Фарадея (7.9), подставив в уравнение числовые значения, определим массу цинка, который должен выде­литься, т. е. теоретическую массу:

Так как выход по току цинка составляет 50 %, то практически на катоде выделится цинк массой:

m_пр=32,49 × 0,5= 16,25 г.

Ответ: 16,25 г.

Пример 4. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор сер­ной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Лекция "26 Проблема неравенства людей" также может быть Вам полезна.

Решение. Массу разложившейся воды находим из уравнения за­кона Фарадея, имея в виду, что 1,5 ч = 5400 с.

.

При вычислении объемов выделившихся газов (кислорода и водо­рода) представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

Ответ: V(O₂)= 1,88 дм³; V(Н₂) = 3,76 дм³.