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.

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 H2O = 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.

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.

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 — 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 - 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.

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.

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

История открытия электролиза

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

Небольшая хронология истории электролиза:

• 1785 г. - Мартинуса ван Марум использовал электростатический генератор, чтобы осадить (извлечь) олово, цинк и сурьму из их солей с использованием электролиза (Энциклопедия Британника 3-е издание (1797), том 1, стр 225).
• 1800 г. - Уильям Николсон и Энтони Карлайл (при участии Иоганн Риттер) разложили воду на водород и кислород.
• 1807 г. - такие химические элементы как: калия, натрия, бария, кальция и магния были обнаружены сэром Хамфри Дэви с помощью электролиза.
• 1833 г. - Майкл Фарадей открывает свои два закона электролиза, и даёт их математическую формулировку и объяснение.
• 1875 г. - Поль Эмиль Лекок де Буабодран обнаружили галлий с помощью электролиза.
• 1886 г. - был обнаружен Фтор Анри Муассаном с помощью электролиза.
• 1886 г. - Разработан процесс Холла-Эру для получения алюминия из глинозёма.
• 1890 г. - Разработан Castner–Kellner процесс получения гидроксида натрия.

Краткое описание электролиза

Электролиз происходит при прохождении постоянного (прямого) электрического тока через ионизированное вещество, которое может быть или расплавом, или раствором, в котором это самое вещество распадается на ионы (электролитическая диссоциация молекул) и представляет собой электролит. При прохождении электрического тока через такое состояние вещества, когда оно представлено ионами, происходит электрохимическая реакция окисления и восстановления.

На одном электроде ионы одного вида будут окислятся, а на другом восстанавливаться, что весьма часто проявляется в виде выделения газов, или выпадением вещества в виде нерастворимого химического осадка. При электролизе ионы, называемые анионами получают недостающие им электроны и перестают быть ионами, а ионы другого вида - катионы, отдают лишние электроны и также перестают после этого быть ионами.

Электролиз не может происходить там, где отсутствуют ионы, например в кристалле соли, или в твёрдых полимерах (смолы, пластмассы). Если кристалл соли растворить в подходящем растворителе, в котором он распадётся на ионы, то в такой жидкой среде возможен процесс электролиза, так как раствор представляет собой электролит. Все электролиты являются проводниками второго рода , в которых может существовать электрический ток.

Для процесса электролиза необходимо как минимум два электрода, которые представляют собой источник тока. Между этими двумя электродами через электролит или расплав протекает электрический ток, а наличие только одного электрода не обеспечивает замкнутую электрическую цепь, и потому ток протекать не может.

В качестве электродов могут быть использованы любые материалы обеспечивающие достаточную проводимость. Это могут быть металлы и их сплавы, графит, полупроводниковые материалы. Электрохимические свойства электродов имеют решающее значение в коммерческом (промышленном) использовании электролиза, так как могут существенно снизить стоимость производства, улучшить качество и скорость электрохимического процесса, которым и является электролиз.

Процесс электролиза

Вся суть процесса электролиза заключается в превращении ионов раствора (расплава) в атомы через добавление или отнятие электронов. Такое изменение происходит благодаря внешней электрической цепи, в которой существует электрический ток . В такой цепи обязательно имеется источник электричества, который является поставщиком электронов на одном электроде - катоде, и своеобразным насосом выкачивающем электроны на другом электроде - аноде. На катоде всегда избыток электронов и в его сторону движутся катионы (+), чтобы получить недостающие электроны и стать атомами, а на аноде - недостаток электронов и в его сторону движутся анионы (-), которые имеют лишние электроны на своей орбите, с тем, чтобы отдать их и стать нейтральными атомами.

Электролиз

Процессы, протекающие при электролизе противоположны процессам, идущим при работе гальванического элемента. Если при работе гальванического элемента, энергия самопроизвольно протекающей окислительно0восстановительной реакции превращается в электрическую энергию, то при электролизе химическая реакция происходит за счет энергии электрического тока.

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электролиз проводится в электролизерах, основными составными частями которых являются два электрода, погруженные в ионный проводник (электролит) и подключенные к клеммам источника постоянного тока.

Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока называется катодом, а с положительным – анодом .

При подаче напряжения на катоде происходят процессы восстановления, а на аноде – процессы окисления.

Аноды бывают нерастворимые (из угля, графита, платины и иридия) и растворимые (из меди, серебра, цинка, кадмия и никеля). Растворимый анод подвергается окислению, т.е. посылает электроны во внешнюю цепь.

Электролиз расплава протекает по следующей схеме:

1. анионы, образовавшиеся при плавлении электролита в порядке возрастания их электродных потенциалов (j 0)

2. катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания их j 0 .

Например, 2NaCl ® 2Na + Cl 2 K (-) 2Na + + 2e = 2Na 0

расплав A (+) 2Cl - - 2e = Cl 2

При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать возможность участия в окислительно-восстановитель-ных реакциях молекул воды, материал из которого изготовлен анод, природу ионов и условия электролиза.

Таблица 3 - Общие правила написания уравнений электролиза

водных растворов электролитов

1. Электролиз раствора NaCl (анод инертный)

К (-) : Na + ; H 2 O

H 2 O + 2e ® H 2 ­ + 2OH -

А (+) : Cl - ; H 2 O

2 Cl - - 2е ® Cl 2

2H 2 O +2NaCl эл. ток H 2 ­ + Cl 2 ­ + 2NaOH

В результате на катоде выделяется Н 2 , на аноде Cl 2 , а в катодном пространстве электролизера накапливается NaOH

2. Электролиз раствора ZnSO 4 (анод инертный)

К (-) : Zn 2+ ; H 2 O

Zn 2+ + 2е ® Zn 0

2H 2 O + 2e ® H 2 ­ + 2OH -

А (+) : 2H 2 O – 4e ® O 2 ­ + 4H +

Zn 2+ +4H 2 O ® Zn + H 2 + O 2 + 2OH - + 4H +

После сокращения молекул Н 2 О и добавления в обе части уравнения ионов SO 4 2- , получим молекулярное уравнение электролиза:

ZnSO 4 + 2H 2 O эл. ток Zn + H 2 ­ + O 2 ­+ H 2 SO 4

3. Электролиз раствора K 2 SO 4 (анод инертный)

К (-) : К + ; H 2 O

H 2 O + 2e ® H 2 ­ + 2OH -

А (+) : SO 4 2- ; H 2 O

2H 2 O – 4e ® O 2 ­ + 4H +

2Н 2 О + 2е эл. ток О 2 + 2Н 2

т.е. электролиз раствора сульфата калия сводится к разложению воды. Концентрация соли в растворе увеличивается.

4. Электролиз раствора ZnSO 4 с анодом из цинка.

К (-) : Zn 2+ ; H 2 O

Zn 2+ + 2е ® Zn 0

2H 2 O + 2e ® H 2 ­ + 2OH -

А (+) : Zn 0 ; H 2 O

Zn 0 -2е ® Zn 2+

Zn 0 + Zn 2+ ® Zn 2+ + Zn 0

Т.е. электролиз раствора ZnSO 4 с анодом из цинка сводится к переносу цинка с анода на катод..

Между количеством вещества, выделившегося на электродах при электролизе, количеством прошедшего через раствор электричества и временем электролиза существуют зависимости, выражаемые законом Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества, выделившегося или растворившегося на электродах, прямо пропорционально количеству прошедшего через раствор электричества :

m = --------- ; где m – масса вещества, выделившегося на электродах,

FМ Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль,

I – сила тока, А;

t - время электролиза, сек.;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль).

Второй закон Фарадея: при определенном количестве электричества, прошедшего через раствор, отношение масс прореагировавших веществ равно отношению молярных масс их химических эквивалентов:

Соnst

МЭ 1 МЭ 2 МЭ 3

Для выделения или растворения 1 моль эквивалента любого вещества необходимо пропустить через раствор или расплав одно и тоже количество электричества, равное 96 500 Кл. Эта величина получила название постоянной Фарадея.

Количество вещества, выделившегося на электроде при прохождении 1Кл электричества, называется его электрохимическим эквивалентом (ε).

ε =. ------- , где ε - электрохимический

F эквивалент

Мэ – молярная масса эквивалента

элемента (вещества); , г/моль

F – постоянная Фарадея, Кл/моль.

Таблица 4 - Электрохимические эквиваленты некоторых элементов

катион	Мэ, г/моль	ε , мг	Анион	Мэ, г/моль	ε , мг
Ag + Al 3+ Au3+ Ba 2+ Ca 2+ Cd 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H + K + Li + Mg 2+ Mn 2+ Na + Ni 2+ Pb 2+ Sn 2+ Sr 2+ Zn 2+	107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69	1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339	Br - BrO 3 - Cl - ClO 3 - HCOO - СН 3 СОО - CN - CO 3 2- C 2 O 4 2- CrO 4 2- F - I - NO 3 - IO 3 - OH - S 2- SO 4 2- Se 2- SiO 3 2-	79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03	0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395

Процессы окисления и восстановления лежат в основе работы таких химических источников тока, как аккумуляторы.

Аккумуляторами называются гальванические элементы, в которых возможны обратимые процессы зарядки и разрядки, совершаемые без добавления участвующих в их работе веществ.

Для восстановления израссходованной химической энергии аккумулятор заряжают, пропуская ток от внешнего источника. При этом на электродах протекают электрохимические реакции, обратные тем, что имели место при работе аккумулятора в качестве источника тока.

Наиболее распространенными в настоящее время являются свинцовые аккумуляторы, в которых положительным электродом служит диоксид свинца PbO 2 , а отрицательным – металлический свинец Pb.

В качестве электролита применяют 25-30% раствор серной кислоты, поэтому свинцовые аккумуляторы называют еще кислотными.

Процессы, протекающие при разрядке и зарядке аккумулятора, суммарно могут быть представлены: разрядка

Pb 0 + Pb +4 O 2 + 4Н + + 2SO 4 2- « 2Pb 0 +2SO 4 2- + 2H 2 O

Помимо свинцового аккумулятора в практике находят применение щелочные аккумуляторы: никель-кадмиевые, никель-железные.

Таблица 5 – Виды аккумуляторов

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

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

Что это

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

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

Виды и типы

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

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

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

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

Устройство

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

Устройство в большинстве случаев состоит из следующих элементов:

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

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

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

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

Принцип действия

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

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

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

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

Применение

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

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

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

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

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

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

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

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

Уравнение электролиза будет иметь вид:

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

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

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

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

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

Правила электролиза водных растворов

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

Промышленное применение электролиза

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

Примеры решения задач по электролизу

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

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

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

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

3. Написать уравнение электролиза раствора гидроксида натрия.

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

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

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

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

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