Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)
Содержание:
Электролиз – процесс, при котором происходит разложение вещества электрическим током.
Процесс электролиза может протекать только в веществах, проводящих электрический ток, то есть электролитах. К электролитам относят представителей основных классов неорганических соединений – кислоты, соли, щелочи.
Для протекания процесса требуется устройство, называемое электролизером.
Данное устройство работает от внешнего источника питания, который подает электрический ток. Представляет собой емкость, в которую опущены два электрода (катод и анод), заполнена емкость электролитом. При подаче электрического тока происходит разложение вещества. Для того чтобы узнать протекает электролиз или нет, в цепь включают лампочку, если лампочка загорается, значит в системе есть ток, если при замыкании цепи, лампочка не горит, то электролиз не протекает – вещество является не электролитом.
Катод (-) – является отрицательно заряженным электродом, катионы ( + ) перемещаются к нему и происходит процесс восстановления.
Анод (+) – положительно заряженный электрод, к нему перемещаются анионы (-) и происходит процесс окисления.
Можно выделить два типа электролиза для расплавов и растворов. Ход этих двух процессов происходит по-разному. Зависит по большей части это от содержания воды в растворе, которая тоже принимает участие в процессе. В расплаве происходит разложение только вещества.
Особенности электролиза расплавов
В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.
При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)
Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.
Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.
Катионы K + перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.
Анионы Cl — движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.
Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:
Особенности электролиза растворов
В растворах электролитов, помимо самого вещества, присутствует вода. Под действием электрического тока водный раствор электролита разлагается.
Процессы, происходящие на катоде и аноде, различаются.
1. Процесс на катоде не зависит от материала, из которого он изготовлен. Однако, зависит от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.
2. Процесс на аноде зависит от материала, из которого состоит анод и от его природы.
а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается Me => Me n+ + ne
Рассмотрим примеры различных вариантов электролиза растворов:
1. Разложение бескислородной соли на нерастворимом электроде
Чтобы ознакомиться с этим вариантом электролиза, возьмем йодистый калий. Под действием тока ионы калия устремляются к катоду, а ионы йода к аноду.
Калий находится в диапазоне активности слева от алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется атомарный водород.
Процесс протекает на нерастворимом аноде и в состав соли входит бескислородный остаток, поэтому на аноде образуется йод.
В результате можно создать общее уравнение электролиза:
2. Разложение бескислородной соли на растворимом электроде (медь)
Рассмотрим на примере хлорида натрия. Данная соль разлагается на ионы натрия и хлора, но следует учитывать материал анода. Медный анод сам подвергается окислению. На аноде выделяется чистая медь, и ионы меди переходят с анода на катод, где также осаждается медь. В итоге процесс можно представить следующими уравнениями реакций.
В растворе концентрация хлорида натрия остается неизменной, поэтому составить общее уравнение реакции процесса не представляется возможным.
3. Разложение кислородосодержащей соли на нерастворимом (инертном) электроде
Возьмем для примера раствор нитрата калия. В процессе электролиза происходит распад на ионы калия и кислотного остатка.
В ряду активности металлов калий находится левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливаются молекулы воды и образуется газообразный водород.
Молекулы воды окисляются на аноде и выделяется кислород.
В результате получаем общее уравнение электролиза:
4. Электролиз раствора щелочи на инертном электроде
В случае разложения щелочи в процесс электролиза включаются молекулы воды и гидроксид-ионы.
Барий находится левее алюминия, поэтому на катоде происходит восстановление воды и выделение водорода.
На аноде откладываются молекулы кислорода.
Получаем суммарное уравнение электролиза:
5. Электролиз раствора кислоты на инертном электроде
При разложении азотной кислоты под действием электрического тока в процесс вступают катионы водорода и молекула воды.
На катоде выделяется водород, на аноде – кислород. Получаем суммарное уравнение процесса:
Применение электролиза
Процессы электролиза нашли свое применение в промышленности в первую очередь для получения чистых металлов электрохимическим путем. Побочными продуктами этого процесса являются кислород и водород, поэтому он является промышленным способом получения этих газов. Очень часто применяют для очистки металлов от примесей и защиты от коррозии.
Электролиз
Электролиз
Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.
Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.
Электролиз растворов
Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.
Катодные процессы
В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :
При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:
2H2O +2ē → H2 + 2OH —
Me n+ + nē → Me 0
2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —
Fe 2+ + 2ē → Fe 0
2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —
Me n+ + nē → Me 0
Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:
Cu 2+ + 2ē → Cu 0
2H + + 2ē → H2 0
Анодные процессы
При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:
неМе n- – nē = неМе 0
Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:
2Cl — – 2ē = Cl2 0
3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:
4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.
2 CH3 C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O2+ CH3-CH3
Суммарные процессы электролиза
Рассмотрим электролиз растворов различных солей.
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются молекулы воды:
Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:
Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:
На катоде восстанавливается водород:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются хлорид-ионы:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :
2 H + 2O +2Na Cl – → H2 0 + 2NaOH + Cl2 0
Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.
На катоде восстанавливается водород из воды:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:
Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:
Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).
На катоде восстанавливается медь:
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:
Cu 2+ Cl2 – → Cu 0 + Cl2 0
Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.
На катоде восстанавливается водород из воды:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:
Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:
Электролиз расплавов
При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.
Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:
Катод (–): Na + + ē → Na 0
На аноде окисляются анионы хлора:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl2 0
Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:
Катод (–): Na + + ē → Na 0
На аноде окисляются гидроксид-ионы:
Анод (+): 4 OH – – 4ē → O2 0 + 2H2O
Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:
4 Na + OH – → 4 Na 0 + O2 0 + 2H2O
Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.
В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:
На катоде восстанавливаются катионы алюминия:
Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0
На аноде окисляются алюминат-ионы:
Анод (+): 4Al O 3 3 – – 12ē → 2Al2O3 + 3 O2 0
Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:
2 Al 2 О 3 = 4 Al 0 + 3 О 2 0
В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:
Электролиз с растворимыми электродами
Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.
На катоде разряжаются ионы меди из раствора:
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются частицы меди из электрода :
Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+
Большая Энциклопедия Нефти и Газа
Инертный электрод
Инертный электрод выполняет здесь только функцию переноса электронов от восстановленной формы к окисленной. Величины Е даны для условий, когда активности обеих форм равны, что не обязательно означает равенство общих концентраций окисленной и восстановленной форм. В первую очередь это характерно для случаев, когда присутствуют комплексообразующие вещества, обладающие различным сродством к окисленной и восстановленной формам. [1]
Инертный электрод ( обычно золотой или платиновый), помещенный в раствор, содержащий растворенные хинон, гидрохинон и ион водорода, принимает потенциал EQ определяемый активностью этих трех веществ. [3]
Инертный электрод применяется, если необходимо, чтобы был установлен простой электрический контакт с раствором без возникновения дополнительных химических реакций с участием материала электрода. К наиболее употребительным инертным электродам относятся благородные металлы, обычно платина, реже серебро или золото, в ряде случаев пригодны угольный, графитовый или вольфрамовый электроды. [4]
Инертные электроды изготовляются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. [8]
Инертный электрод ( обычно золотой или платиновый), помещенный в раствор, содержащий растворенные хинон, гидрохинон и ион водорода, принимает потенциал EQ определяемый активностью этих трех веществ. [11]
Понятие инертный электрод означает, что материал, из которого он изготовлен, не принимает участия в химических и электрохимических реакциях, протекающих на его поверхности. Однако на протекание электродных реакций на инертных электродах могут влиять такие факторы, как адсорбция вещества на электроде, природа примесей, каталитические свойства поверхности электрода, ее физические свойства, способы регенерации и др. Инертные электроды применяются только в качестве вспомогательных или индикаторных электродов. Материалы для них выпускаются промышленностью в виде листов, стержней и проволоки высокой чистоты, им легко придать нужную фррму. [14]
В качестве инертного электрода наиболее часто используется платина. [15]
Что такое электролиз и где он применяется?
Вопрос о том, что такое электролиз, рассматривается еще в школьном курсе физике, и для большинства людей не является секретом. Другое дело – его важность и практическое применение. Этот процесс с большой пользой используется в различных отраслях и может пригодиться для домашнего мастера.
Что такое электролиз?
Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании по ней постоянного электрического тока. Его механизм основывается на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го типа (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Она связана с разложением на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.
Электролизная система обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электрод. При подаче постоянного электрического тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы – к аноду. Катионами в основном являются ионы металлов и водород, а анионами – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание восстановительной реакции Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, электрон отдается из аниона с протеканием окислительной реакции.
Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для его протекания необходима соответствующая энергия. Ее должен обеспечить внешний источник тока.
Законы электролиза Фарадея
Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.
Первый закон
Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.
Второй закон
Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:
k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.
С учетом обоих законов можно вывести окончательную формулу для расчета массы, оседающего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n – количество электронов, участвующих в электролизе. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь массы вещества с подаваемым током, что позволяет контролировать процесс, изменяя его силу.
Электролиз расплавов
Один из вариантов электролиза – использование в качестве электролита расплав. В этом случае в электролизном процессе участвуют только ионы расплава. В качестве классического примера можно привести электролиз солевого расплава NaCl (поваренная соль). К аноду устремляются отрицательные ионы, а значит, выделяется газ (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е. оседание чистого Na, образующегося из положительных ионов, притянувших избыточные электроны. Аналогично можно получать другие металлы (К, Са, Li и т.д.) из расправа соответствующих солей.
При электролизе в расплаве электроды не подвергаются растворению, а участвуют только в качестве источника тока. При их изготовлении можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную проводимость. Один из наиболее распространенных материалов – медь.
Особенности электролиза в растворах
Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь имеют место 3 конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и анодное растворение металла. В процессе задействованы ионы воды, электролита и анода. Соответственно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и металла анода.
Возможность протекания указанных конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Протекать будет только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие максимальный электродный потенциал, а на аноде – окисляться анионы с наименьшим потенциалом. Электродный потенциал водорода принят за «0». Для примера, у калия он равен (-2,93 В), натрия – (-2,71 В), свинца (-0,13 В), а у серебра – (+0,8 В).
Электролиз в газах
Газ может исполнить роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходя через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. При этом законы Фарадея не распространяются на газовый электролиз. Для его осуществления необходимы такие условия:
Важно! При выполнении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.
Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде
Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:
При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электродов к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды. Инертные электроды делаются из графита, угля или платины и не участвуют в снабжении ионами.
Факторы, влияющие на процесс электролиза
Процесс электролиза зависит от следующих факторов:
Важно! Электролиз можно ускорить или замедлить путем различных воздействий и выбора состава электролита. Для каждого варианта применения существует свой режим, который следует строго соблюдать.
Где применяется электролиз?
Электролиз применяется во многих сферах. Можно выделить несколько основных направлений использования для получения практических результатов.
Гальваническое покрытие
Тонкое, прочное гальваническое покрытие из металла можно наложить путем электролиза. Покрываемое изделие устанавливается в ванну в виде катода, а электролит содержит соль нужного металла. Так можно покрыть сталь цинком, хромом или оловом.
Электроочистка — рафинирование меди
Примером электроочистки может служить такой вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного сульфата. Медь из анода переходит в ионы и оседает в катоде уже без примесей.
Добыча металлов
Для получения металлов из солей они переводятся в расплав, а затем обеспечивается электролиз в нем. Достаточно эффективен такой способ для получения алюминия из бокситов, натрия и калия.
Анодирование
При этом процессе покрытие выполняется из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая деталь устанавливается, как анод. Электролит – раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде оседает слой из оксида алюминия, обладающего защитными и декоративными свойствами. Указанные технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Можно осуществить процессы и своими руками с соблюдением техники безопасности.
Энергетические затраты
Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.
