Знаймо

Додати знання

приховати рекламу

Цей текст може містити помилки.

Електроліз



План:


Введення

Схематичне зображення електролітичної комірки для дослідження електролізу

Електроліз - фізико-хімічний процес, що складається у виділенні на електродах складових частин розчинених речовин або інших речовин, що є результатом вторинних реакцій на електродах, який виникає при проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту.

Впорядкований рух іонів в провідних рідинах відбувається в електричному полі, яке створюється електродами - провідниками, з'єднаними з полюсами джерела електричної енергії. Анодом при електролізі називається позитивний електрод, катодом - негативний [1]. Позитивні іони - катіони - ( іони металів, водневі іони, іони амонію та ін) - рухаються до катода, негативні іони - аніони - (іони кислотних залишків і гідроксильної групи) - рухаються до аноду.

Явище електролізу широко застосовується в сучасній промисловості. Зокрема, електроліз є одним із способів промислового одержання алюмінію, водню, а також гідроксиду натрію, хлору, хлорорганічних сполук , Діоксиду марганцю [2], пероксиду водню. Велика кількість металів витягуються з руд і піддаються переробці за допомогою електролізу ( електроекстракція, електрорафінірованіе).

Електроліз знаходить застосування в очищенні стічних вод (процеси електрокоагуляції, електроекстракціі, електрофлотаціі).


1. Перший закон Фарадея

В 1832 Фарадей встановив, що маса m речовини, що виділився на електроді, прямо пропорційна електричному заряду q, що пройшов через електроліт:
m = k \ cdot q = k \ cdot I \ cdot t
якщо через електроліт пропускається протягом часу t постійний струм з силою струму I. Коефіцієнт пропорційності ~ K називається електрохімічним еквівалентом речовини. Він чисельно дорівнює масі речовини, що виділився при проходженні через електроліт одиничного електричного заряду, і залежить від хімічної природи речовини.


1.1. Висновок закону Фарадея

m = m_i N_i \, \! (1)
m_i = \ frac {\ mu} {N_A} (2)
N_i = \ frac {\ Delta q} {q_i} (3)
\ Delta q = I \ Delta t \, \! (4)
q_i = e z \, \! , Де z - валентність атома ( іона) речовини, e - заряд електрона (5)

Підставляючи (2) - (5) в (1), отримаємо

m = \ frac {\ mu} {z e N_A} I \ Delta t
m = \ frac {\ mu} {z F} I \ Delta t

де ~ F = e N_A - постійна Фарадея.

k = \ frac {\ mu} {F z}
m = kI \ Delta t \, \!

2. Другий закон Фарадея

Електрохімічні еквіваленти різних речовин відносяться, як їх хімічні еквіваленти.

Хімічним еквівалентом іона називається відношення молярної маси A іона до його валентності z. Тому електрохімічний еквівалент

k \ = \ {1 \ over F} \ cdot {A \ over z}

де ~ F - постійна Фарадея.

Другий закон Фарадея записується в наступному вигляді:

~ M = \ frac {M {\ cdot} I {\ cdot} {\ Delta} t} {n {\ cdot} F}

де ~ M - молярна маса даної речовини, що утворився (проте не обов'язково виділився - воно могло і вступити в яку-небудь реакцію відразу після утворення) в результаті електролізу, г / моль; ~ I - сила струму, пропущеного через речовина або суміш речовин (розчин, розплав), А; ~ {\ Delta} t - Час, протягом якого проводився електроліз, з; ~ F - постійна Фарадея, Кл моль -1; ~ N - Число що беруть участь в процесі електронів, яке при достатньо великих значеннях сили струму дорівнює абсолютній величині заряду іона (і його противоиона), який прийняв безпосередню участь в електролізі (окисленого або відновленого). Однак це не завжди так; наприклад, при електролізі розчину солі міді (II) може утворюватися не тільки вільна мідь, але і іони міді (I) (при невеликій силі струму).


3. Зміна електролізом речовин

Не всі речовини будуть електролізіроваться при пропущенні електричного струму. Існують деякі закономірності і правила.

Катіони активних металів Катіони менш активних металів Катіони неактивних металів
Li +, Cs +, Rb +, K +, Ba 2 +, Sr 2 +, Ca 2 +, Na +, Mg 2 +, Be 2 +, Al 3 + Mn 2 +, Cr 3 +, Zn 2 +, Ga 3 +, Fe 2 +, Cd 2 +, In 3 +, Tl +, Co 2 +, Ni 2 +, Mo 4 +, Sn 2 +, Pb 2 + Bi 3 +, Cu 2 +, Ag +, Hg 2 +, Pd 3 +, Pt 2 +, Au 3 +
Важко розряджаються (тільки з розплавів), у водному розчині електролізу піддається вода з виділенням водню У водному розчині відновлюється метал (при малій концентрації катіонів у розчині - метал і водень) Легко розряджаються і відновлюється лише метал
Аніони кисневмісних кислот і фторид-іон Гідроксид-іони; аніони безкисневих кислот (крім F -)
PO 4 3 -, CO 3 2 -, SO 4 2 -, NO 3 -, NO 2 -, ClO 4 -, F - OH -, Cl -, Br -, I -, S 2 -
Важко розряджаються (тільки з розплавів), у водному розчині електролізу піддається вода з виділенням кисню Легко розряджаються

4. Приклади

4.1. Розплави

1) Активні метали

1.Соль активного металу і безкисневої кислоти

NaCl ↔ Na + + Cl -

K "катод" (-): Na + + 1e = Na 0

A "анод" (+): Cl - 1e = Cl 0; Cl 0 + Cl 0 = Cl 2

Висновок: 2NaCl → (електроліз) 2Na + Cl 2


2.Соль активного металу і кисневмісної кислоти

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2 -

K (-): 2Na + +2 e = 2Na 0

A (+): 2SO 4 2 - 4e = 2SO 3 + O 2

Висновок: 2Na 2 SO 4 → (електроліз) 4Na + 2SO 3 + O 2


3. Гідроксид: активний метал і гідроксид-іон

NaOH ↔ Na + + OH -

K (-): Na + +1 e = Na 0

A (+): 4OH - 4e = 2H 2 O + O 2

Висновок: 4NaOH → (електроліз) 4Na + 2H 2 O + O 2


2) Менш активні метали

Точно так же


3) Неактивні метали

Точно так же


4.2. Розчини

1) Активні метали

1.Соль активного металу і безкисневої кислоти

NaCl ↔ Na + + Cl -

K "катод" (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A "анод" (+): Cl - 1e = Cl 0; Cl 0 + Cl 0 = Cl 2

Висновок: 2NaCl + 2H 2 O (електроліз) → H 2 + Cl 2 +2 NaOH


2.Соль активного металу і кисневмісної кислоти

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2 -

K (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4H +

Висновок: 2H 2 O (електроліз) → 2H 2 + O 2


3. Гідроксид: активний метал і гідроксид-іон

NaOH ↔ Na + + OH -

K (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4Н +

Висновок: 2H 2 O (електроліз) → 2H 2 + O 2


2) Менш активні метали

1.Соль менш активного металу і безкисневої кислоти

ZnCl 2 ↔ Zn 2 + + 2Cl -

K "катод" (-): Zn 2 + + 2e = Zn 0

A "анод" (+): 2Cl - 2e = 2Cl 0

Висновок: ZnCl 2 (електроліз) → Zn + Cl 2


2.Соль менш активного металу і кисневмісної кислоти

ZnSO 4 ↔ Zn 2 + + SO 4 2 -

K (-): Zn 2 + + 2e = Zn 0

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4Н +

Висновок: 2ZnSO 4 + 2H 2 O (електроліз) → 2Zn + 2H 2 SO 4 + O 2


3. Гідроксид: неможливо (не розчиняється)

3) Неактивні метали

Точно так же


5. Мнемонічне правило

Для запам'ятовування катодних і анодних процесів в електрохімії існує наступне мнемонічне правило:

  • У анода аніони окислюються.
  • На катоді катіони відновлюються.

У першому рядку всі слова починаються з голосної букви, у другій - з приголосної.

Або простіше:

  • Катод - катіони (іони у катода)
  • Анод - аніони (іони у анода)

6. Електроліз в газах

Електроліз в газах, при наявності іонізатора, пояснюється тим, що при проходженні через них постійного електричного струму, спостерігається виділення речовин на електродах. Закони Фарадея в газах не дійсні, але існують кілька закономірностей;

1) За відсутності іонізатора електроліз проводитися не буде навіть при високій напрузі.

2) Електролізу піддаються тільки безкисневі кислоти в газоподібному стані і деякі гази.

3) Рівняння електролізу як в електролітах, так і в газах завжди залишаються постійними.


Примітки

  1. Зворотне позначення знака катода і анода зустрічається в літературі при описі гальванічних елементів
  2. Електросинтез - Хімічна енциклопедія - www.xumuk.ru/encyklopedia/2/5329.html

Цей текст може містити помилки.

Схожі роботи | скачати
© Усі права захищені
написати до нас