Применение электролиза. Электролиз и сферы его применения Сообщение на тему применение электролиза в технике

Электролиз находит весьма широкое применение в технике. Электролизом получают некоторые металлы; многие, полученные неэлектрическим методом, очищают от примесей. Электролизом соответствующих растворов получают кислород, водород, хлор, "тяжелую воду". Посредством электролиза различные изделия покрывают слоем металла, а также изготавливают рельефные металлические копии нужных изделий. На электролизе основана зарядка аккумуляторов. Каждое из возможных применений электролиза получило свое название. Рассмотрим сущность некоторых из применений электролиза в технике.

Гальванопластика – получение металлических отпечатков рельефных предметов (медалей, монет и т.п.). Для этого с предмета сначала снимают слепок из воска (стеарина), покрывают поверхность слепка порошкообразным графитом для придания электропроводности и затем используют слепок в качестве катода в электролитической ванне, содержащей растворенную соль металла. При электролизе металл электролита выделяется на поверхности слепка и образует металлическую копию предмета. Этим способом, в частности, изготавливают типографские клише, бесшовные трубы, а также другие металлические детали сложной формы.

Гальваностегия. Электролитическое осаждение металлов широко используется для покрытия металлических предметов слоем благородных металлов или защитным слоем другого металла, обладающего механической прочностью и устойчивостью к коррозии. Таково электролитическое серебрение, золочение и патинирование, покрытие хромом и никелем, электролитическое покрытие железа цинком.

Очистка (рафинирование) металлов (получение чистых металлов). Для этого очищаемый металл отливают в виде пластин, и делают их анодом в электролитической ванне. Электролитом служит раствор соли данного металла. При правильном выборе напряжения между анодом и катодом добиваются того, чтобы только очищаемый металл переходил с анода в раствор и выделялся на катоде. Примеси выпадают на дно электролитической ванны в виде осадка (анодный шлам).

Очисткой путем электролиза получают, например, очень чистую (так называемую электролитическую рафинированную) медь, широко применяемую в электротехнике.

Электрометаллургия. В настоящее время многие металлы получают с помощью электролиза руд в расплавленном состоянии. Примером может служить получение алюминия. Электролизу подвергают расплав смеси глинозема Al 2 O 3 и криолита Na 2 AlF 6. Анодами служат опускаемые в расплав угольные стержни. Электролиз производится при температуре около 900 o C, причем высокая температура поддерживается самим током. Электролизом получают также натрий, магний, бериллий, фтор и другие элементы.

Электролитическое травление и полировка. Помещая металлические предметы в электролитическую ванну в качестве анода, можно заставить металл растворяться. При наличии шероховатостей у поверхности электролитическое растворение происходит быстрее у выступов и заострений, так как напряженность электрического поля, а следовательно, и плотность тока возле них больше. Поэтому с помощью электролиза можно производить травление и полировку поверхностей.

Электролитические конденсаторы. На явлении электролиза основано действие так называемых электролитических конденсаторов ("электролитов"), широко применяемых в современной электротехнике и радиотехнике. Они имеют два алюминиевых электрода, находящихся в электролите. Состав электролита может быть разным, например из смеси борной кислоты и раствора аммиака с добавлением глицерина. Электролит часто изготовляют в виде густой пасты и пропитывают им бумажную прокладку, находящуюся между электродами. Работу электролитического конденсатора можно представить так: положительный полюс конденсатора покрыт тончайшим слоем окислов алюминия, который поддерживается вследствие электролиза. Этот слой является диэлектриком конденсатора, а обкладками служат алюминиевый электрод и электролит. Второй алюминиевый электрод является пассивным и служит только для включения конденсатора в цепь. Благодаря малой толщине слоя окислов емкость электролитических конденсаторов достигает многих сотен микрофарад на м 2 площади пластин.

Электролитический конденсатор обладает большой емкостью только при определенной полярности напряжения, а именно в том случае, когда окисленный электрод соединен с положительным полюсом источника. При обратном включении в цепь изолирующий слой исчезает и через конденсатор проходит большой ток, разрушающий его.

Недостатками электролитических конденсаторов являются сравнительно большие утечки, необходимость соблюдать полярность, малая величина пробойных напряжений и невозможность использования их в цепях переменного тока.

Электролиз и так называемая электролитическая поляризация получили важное техническое применение в аккумуляторах, или, иначе, вторичных источниках тока (элементах). Они представляют собой гальванические элементы, в которых вещества, предварительно накопленные на электродах в процессе электролиза (в процессе зарядки аккумулятора), расходуются при отборе тока.

Наибольшее распространение получили свинцовые, или кислотные, аккумуляторы. В простейшем виде они состоят из двух свинцовых электродов, находящихся в растворе серной кислоты. При погружении в кислоту на электродах образуется сернокислый свинец PbSO 4 , и раствор насыщается этой же солью.

При зарядке аккумулятора на его электроде, соединенном с положительным полюсом источника тока, свинец окисляется в перекись PbO 2 , а второй электрод превращается в чистый свинец. При зарядке аккумулятора появляются дополнительные молекулы кислоты, поэтому концентрация кислоты увеличивается.

При разрядке аккумулятора его положительный полюс постепенно раскисляется, и на нем происходит вновь образование сернокислого свинца, который появляется также и на отрицательном электроде. При разрядке концентрация кислоты уменьшается.

Аккумуляторы характеризуются, помимо ЭДС, емкостью, т.е. величиной заряда, отдаваемого при разрядке. Она измеряется в ампер-часах и, очевидно, тем больше, чем больше поверхность электродов.

Для увеличения емкости электроды аккумуляторов отливают в виде пластин с многочисленными ячейками наподобие пчелиных сотов и в ячейки запрессовывают окислы свинца.

Наряду со свинцовыми аккумуляторами в настоящее время применяют железоникелевые, или щелочные, аккумуляторы, которые отличаются меньшей массой при равной емкости. Они имеют один электрод из железа, а другой – из никеля, а электролитом служит 20-процентный раствор едкого калия KOH. В заряженном состоянии анодом у этих аккумуляторов служит гидрат окиси никеля Ni(OH) 3 , а катодом – железо.


Электролиз – окислительно-восстановительные реакции, протекающие под действием постоянного электрического тока на поверхности электродов, помещенных в расплав или раствор электролита.

На отрицательно заряженном электроде – катоде – происходит процесс восстановления ионов или молекул электролита, а на положительно заряженном – аноде – процесс окисления. Последовательность протекания электродных реакций при электролизе зависит от многих факторов, основными из которых являются состав электролита, материал электродов, плотность тока, температура и др. Эти факторы влияют на величины потенциалов электродных систем, образующихся при электролизе, которые и будут определять возможность преимущественного протекания той или иной реакции. Для определения наиболее вероятных катодных и анодных реакций необходимо знать значения равновесных потенциалов и вид поляризационных кривых (см. 8.4) всех возможных электродных систем, которые могут возникнуть при электролизе.

Катодный процесс. Независимо от материала катода на нем будет протекать реакция восстановления только ионов металла () при электролизе расплавов и ионов металла или ионов водорода (молекул воды) при электролизе водных растворов электролитов.

Возможные катодные реакции при электролизе расплава электролита: восстановление катионов металла + nē ® .

Возможные катодные реакции при электролизе водного раствора: восстановление катионов металла + nē ® ,

восстановление ионов водорода 2H 2 O + 2ē ®H 2 ­ + 2OH - (pH ³7);

2H + + 2ē ®H 2 ­ (pH <7).

Последовательность протекания катодных реакций определяется величиной электродных потенциалов систем, которые возникают при протекании в системе тока. В первую очередь будут восстанавливаться более сильные окислители (Ox i ), т. е. ионы или молекулы с большим значением электродного потенциала ( > > >…> ).

Катодные процессы, протекающие при электролизе водного раствора электролита, условно можно разделить на три группы (рис.8.13).

Рис. 8‑13 Схема поляризационных кривых восстановления ионов металлаи молекул воды на катоде при рН =const

1. Восстановление только ионов металла: Me n + + nē ® Me 0 .

Данная реакция протекает при электролизе растворов, содержащих катионы, стандартные потенциалы которых больше потенциала стандартного водородного электрода, т. е. . Этому случаю на рис.8.13 соответствует ион металла . В системе, независимо от величины плотности тока и pH раствора, . При токе i потенциал катода равен j 1, а скорость выделения металла определяется величиной .

Если в растворе имеется несколько катионов, стандартные потенциалы которых положительны: , то среди них в первую очередь восстанавливаются те, у которых величина электродного потенциала больше.

При электролизе расплавов в системе не образуется водородный электрод и на катоде восстанавливаются металлы с любым значением стандартного электродного потенциала.

2. Восстановление только молекул воды или ионов водорода. При pH ³7 реакция записывается как 2H 2 O + 2ē ®H 2 ­ + 2OH - , а при pH <7 – 2H + + 2ē ®H 2 ­.

Данная реакция протекает при электролизе растворов, содержащих катионы, стандартные потенциалы которых существенно меньше потенциала стандартного водородного электрода: В. В этом случае, независимо от величины плотности тока и pH раствора, . Этому случаю на рис.8.13 соответствует ион металла . При токе i потенциал катода равен j 2, а скорость выделения водорода определяется величиной .

3. Если В, то, в зависимости от условий, в основном от плотности тока и от концентрации ионов водорода (pH электролита), возможно восстановление как ионов металла, так и молекул воды или ионов водорода.

Вероятность протекания этих реакций определяется величиной неравновесных электродных потенциалов водородного и металлического электродов. Этому случаю на рис.8.13 соответствует ион металла . При малых плотностях тока (i) и происходит восстановление преимущественно водорода. При больших плотностях тока(i >i p ) одновременно протекают обе реакции, причем скорость восстановления металла () больше, чем скорость восстановления водорода (). В точке р скорости восстановления металла и водорода равны. При больших величинах плотности тока >> , т. е. на катоде будет происходить преимущественно восстановление ионов металла.

Примечание .На катоде может происходить восстановление и других ионов или молекул окислителей, содержащихся в раствореOx + nē ® Red, например,

O 2 + 2H 2 О + 4ē ® 4ОH - .

Анодный процесс . В отличие от катода, на котором происходил процесс восстановления компонентов электролита, анодной реакцией может быть реакция окисления как ионов и молекул электролита, так и вещества самого анодаRed i ® Ox i + nē . Последовательность протекания анодных реакций определяется величиной электродных потенциалов, которые возникают при протекании в системе тока. В первую очередь будут окисляться частицы-восстановители (Red i ) с меньшим значением электродного потенциала ( < < <…< ).

Анодные процессы, протекающие при электролизе водного раствора электролита, условно можно разделить на три группы (рис.8.14).

1. Электролиз с растворимым анодом (активный анод) . Если материалом анода служит металл, потенциал которого меньше потенциала кислородного электрода или других частиц, присутствующих в электролите, то происходит окисление металла: Me 0 ® Me n + + nē . 1 . При токе i потенциал анода равен j 1, а скорость растворения металла определяется величиной .

2. Электролиз с нерастворимым анодом (инертный анод) . Если потенциал металла или любого другого проводника первого рода, используемого в качестве анода, больше потенциала кислородного электрода или других частиц, содержащихся в электролите, то материал анода не участвует в реакции окисления. В качестве инертных анодов используются графит, золото, металлы платиновой группы и другие материалы.


Рис. 8‑14 Схема поляризационных кривых окисления металла, молекул воды и анионов на аноде при рН =const

Если в водном растворе электролита присутствуют кислородосодержащие анионы, например SO 4 2- , NO 3 - , PO 4 3- и др., электродный потенциал которых больше потенциала кислородного электрода, то на аноде происходит только реакция окисления молекул воды (pH £7) или ионов ОH - (pH >7):

2H 2 O ® О 2 ­ + 4H + + 4ē при pH £7,

4ОH - ® О 2 ­ + 2H 2 O + 4ē при pH >7.

На рис.8.14 этому случаю соответствует поляризационная кривая 2 . При токе i потенциал анода равен j 2, а скорость выделения кислорода определяется величиной .

3. Электролиз с инертным анодом электролитов, содержащих анионы галогенводородных кислот (Cl - , Br - , I -). Вследствие высокой поляризации реакции выделения кислорода на аноде в первую очередь окисляются ионы галогена, образуется иод (I 2), бром (Br 2). В случае с хлорид-ионом при малых плотностях тока идет выделение кислорода, а при больших плотностях преимущественно окисляются ионы Cl - с образованием хлора:

2Cl - ® 2ē + Cl 2 ­

На рис.8.14 этому случаю соответствует поляризационная кривая 3 . При потенциале анода j 3 скорость выделения хлора определяется величиной , а кислорода .

Примечание .Фтор, вследствие большой величины электродного потенциала, при электролизе водных растворов не образуется, его получают при электролизе расплавов фторидов металлов.

Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата натрия (Na 2 SO 4) концентрация 1 моль/л (pH =7) с инертным анодом (графит).

В растворе в результате диссоциации Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- образуются ионы Na + и SO 4 2- . При рН =7 равновесный потенциал водородного электрода равен В, а В. Поскольку , то на катоде происходит восстановление молекул воды с образованием водорода. Так как SO 4 2- –кислородосодержащий анион, то на аноде происходит окисление молекул воды с образованием кислорода:

катод (+) (С) 2H 2 O + 2ē ®H 2 ­ + 2OH -

анод (-)(С) 2H 2 O ® О 2 ­ + 4H + + 4ē

Суммарное уравнение протекающей в системе реакции:

4H 2 O+ 4ē +2H 2 O ® 2H 2 +4OH - + О 2 + 4H + + 4ē

2H 2 O® 2H 2 ­ + О 2 ­

При электролизе происходит разложение воды, растворенное вещество в этом случае не участвует в электрохимических реакциях. Его роль сводится к переносу зарядов в электролите (ток внутренней цепи).

Пример 2. Электролиз водного раствора нитрата серебра AgNO 3 с инертным анодом (графит).

В растворе в результате диссоциации AgNO 3 ↔ Ag + + NO 3 - образуются ионы Ag + и NO 3 - .

Поскольку стандартный электродный потенциал В положительный, то на катоде происходит восстановление ионов серебра. Так как NO 3 - – кислородосодержащий анион, то на аноде происходит окисление молекул воды с образованием кислорода:

катод (+)(С) Ag + + ē ®Ag

анод (-)(С) H 2 O ® О 2 ­ + 4H + + 4ē

Суммарное уравнение реакции, протекающей в системе:

4Ag + + 2H 2 O+ 4ē ® 4 Ag +О 2 + 4H + + 4ē

4AgNO 3 + 2H 2 O® 4 Ag + О 2 ­+4H NO 3

Пример 3. Электролиз водного раствора сульфата меди CuSO 4 с медными электродами.

В растворе в результате диссоциации CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 2- образуются ионы Cu 2+ и SO 4 2- .

Стандартный электродный потенциал В положительный, поэтому на катоде происходит восстановление ионов меди. Так как медный электрод является активным (растворимым) анодом, то при электролизе происходит окисление меди:

катод (+) (Сu) Cu 2+ + 2ē ® Cu

анод (-)(Сu) Cu ® Cu 2+ + 2ē

Из суммарного уравнения протекающей в системе реакции:

Cu 2+ + 2ē + Cu ® Cu + Cu 2+ + 2ē

видно, что в этом случае образование новых веществ не происходит. При электролизе осуществляется перенос атомов меди с анода на катод.

Электролиз является основой различных технологических процессов, в частности:

При электролизе расплавленных соединений получают алюминий, магний, щелочные и щелочноземельные и другие химически активные металлы (электрометаллургия);

При электролизе водных растворов получают металлы, не загрязненные примесями: медь, никель, цинк, марганец (гидрометаллургия);

Электролиз водных растворов используют для получения на поверхности изделий металлических покрытий (гальваностегия) или точных металлических копий (гальванопластика);

Электролиз с растворимым анодом лежит в основе процессов рафинирования (очистки) металлов: меди, никеля, серебра;

Процессы анодного растворения используются для электрохимической обработки металлов: электрополирования, электро-фрезерования и др.

Электролизом получают различные химические вещества: хлор, водород и кислород, гидроксид натрия и др.

Контрольные вопросы.

1. Электрохимический процесс. Количественные соотношения между величиной тока и количеством реагентов.

2. Двойной электрический слой на границе «металл – электролит». Электродный потенциал. Уравнение Нернста.

3. Химический и концентрационный гальванические элементы: ЭДС, электродные реакции.

4. Скорость электрохимической реакции. Поляризация электродов.

5. Химические источники тока.

6. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов.


Электролиз находит широкое применение в технике.

Очистка или рафинирование металлов . Процесс происходит в электролитической ванне. Анодом служит металл, подлежащий очистке, катодом - тонкая пластинка из чистого металла, а электролитом - раствор соли данного металла, например, при рафинировании меди - раствор медного купороса. В загрязненных металлах могут содержаться ценные примеси. Так, в меди часто содержится никель и серебро. Для того чтобы на катоде выделялся только чистый металл, необходимо учитывать, что выделение каждого вещества начинается лишь при некоторой определенной разности потенциалов между электродами, называемой "потенциалом разложения". При надлежащем ее выборе из раствора медного купороса на катоде выделяется чистая медь, а примеси выпадают в виде осадка или переходят в раствор.

Электрометаллургия . Некоторые металлы, например, алюминий, получают методом электролиза из расплавленной руды. Электролитической ванной и одновременно катодом служит железный ящик с угольным полом, а анодом - угольные стержни. Температура руды (около 900 °С) поддерживается протекающим в ней током. Расплавленный алюминий опускается на дно ящика, откуда его через особое отверстие выпускают в формы для отливки.

Гальваностегия - электролитический способ покрытия металлических изделий слоем благородного или другого металла (золота, платины), не поддающегося окислению. Например, при никелировании предмета он сам служит катодом, кусок никеля - анодом. Пропуская через электролитическую ванну в течение некоторого времени электрический ток, покрывают предмет слоем никеля нужной толщины.

Гальванопластика , или электролитическое осаждение металла на поверхности предмета для воспроизведения его формы, была изобретена в 1837 г. русским ученым Б. С. Якоби, предложившим использовать электролиз для получения металлических отпечатков рельефных предметов (медалей, монет и др.). С предмета снимают слепок из воска или вырезают выпуклое изображение на деревянной доске и делают его проводящим, покрывая слоем графита. Затем опускают слепок или доску в качестве катода в электролит. Анодом служит кусок металла, используемого для осаждения. Этим способом изготовляют, например, типографские клише.

Электролитическим путем получают тяжелую воду (D 2 O ), в которой атомы водорода заменены атомами его изотопа - дейтерия (D ) с атомной массой 2.

Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.

В первой группе процессов электрическая энергия превращается в химическую, во второй ‒ наоборот, химическая ‒ в электрическую.

Примерами процессов обоих типов могут быть процессы, происходящие в аккумуляторах. Так, при работе свинцового аккумулятора генератора электрической энергии происходит реакция:

Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- → РbSO 4 + 2Н 2 O.

Вследствие этой реакции освобождается энергия, которая и превращается в электрическую. Когда аккумулятор разрядится, его заряжают, пропуская через него электрический ток в обратном направлении.

В обратном направлении протекает и химическая реакция:

2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- .

В этом случае электрическая энергия превратилась в химическую. Теперь аккумулятор снова имеет запас энергии и снова может разряжаться.

Все электрохимические реакции происходят при протекании электрического тока в цепи. Этот круг обязательно состоит из последовательно соединенных металлических проводников и раствора (или расплава) электролита. В металлических проводниках, как мы знаем, ток переносят электроны, в растворе электролитов ‒ ионы. Непрерывность протекания тока в цепи обеспечивается только тогда, когда происходят процессы на электродах, т.е. на границе металл ‒ электролит На одном электроде происходит процесс приема электронов ‒ восстановление, на втором электроде - процесс отдачи электронов, т.е. окисления.

Особенностью электрохимических процессов, в отличие от обычных химических, является пространственное разделение процессов окисления и восстановления. Из этих процессов, которые не могут происходить друг без друга, и состоит в целом химический процесс в электрохимической системе.

Если погрузить металлическую пластинку (электрод) в раствор электролита, то между пластинкой и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродного потенциала.

Рассмотрим причины его возникновения. В узлах кристаллической решетки металла содержатся только положительно заряженные ионы. Благодаря их взаимодействию с полярными молекулами растворителя, они отрываются от кристалла и переходят в раствор. Вследствие такого перехода в металлической пластинке остается избыток электронов, отчего она приобретает отрицательный заряд. Положительно заряженные ионы, которые перешли в раствор благодаря электростатическому притяжению, остаются непосредственно у поверхности металлического электрода. Образуется двойной электрический слой. Между электродом и раствором возникает скачок потенциала, который и называется электродным потенциалом.

Наряду с переходом ионов из металла в раствор происходить и обратный процесс. Скорость перехода ионов из металла в раствор V 1 может быть больше скорость обратного перехода ионов из раствора в металл V 2 (V 2 ˃ V 1).

Такая разница в скоростях приведет в результате к уменьшению количества положительных ионов в металле и увеличению их в растворе. Металлический электрод приобретает отрицательный заряд, раствор ‒ положительного.

Чем больше разница V 1 ‒V 2 , тем более негативным будет заряд металлического электрода. В свою очередь величина V 2 зависит от содержания ионов металла в растворе; большим их концентрациям соответствует большая скорость V 2 . Следовательно, с увеличением концентрации ионов в растворе уменьшается отрицательный заряд металлического электрода.

Если, наоборот, скорость перехода ионов металла в раствор будет меньше скорость обратного процесса (V 1 < V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.

В обоих случаях разность потенциалов, которая возникает в результате неравномерного распределения зарядов, ускорять медленный процесс и тормозить быстрее. Вследствие этого наступит момент, когда скорости обоих процессов станут равными. Наступит равновесие, которое будет иметь динамичный характер. Переход ионов из металла в раствор и обратно будет происходить все время и в состоянии равновесия. Скорости этих процессов в состоянии равновесия будут одинаковыми (V 1p = V 2p). Величина электродного потенциала, которая хранится в состоянии равновесия, называется равновесным электродным потенциалом.

Потенциал, который возникнет между металлом и раствором, если погрузить металл в раствор, в котором концентрация ионов этого металла равна одному грамм-иона, называться нормальным или стандартным электродным потенциалом.

Если разместить нормальные потенциалы электродных реакций для различных металлов так, чтобы их алгебраические величины последовательно росли, то мы получим известный из общего курса химии ряд напряжений. В этом ряду все элементы размещены в зависимости от их электрохимических свойств, которые непосредственно связаны с химическими свойствами. Так, все металлы расположены в меди (т.е. с более негативными потенциалами), относительно легко окисляются, а все металлы, размещенные после меди, окисляются с достаточно большими трудностями.

К, Na, Са, Мg, А1, Мn, Zn, Fe,

Ni, Sn, Pb, Н2, Сu, Нg, Аg, Аu.

Каждый член ряда, как более активный, может вытеснять из соединений любого члена ряда, стоящего вправо от него в ряду напряжений.

Рассмотрим механизм действия гальванического элемента, схему которого представлен на рис. Элемент состоит из цинковой пластинки, погруженной в раствор сульфата цинка, и медной пластинки, погруженной в раствор сульфата меди.

Рис. Схема медно-цинкового гальванического элемента

Оба сосуды с растворами, которые называются полуэлементами, соединенные между собой электролитическим ключом в гальванический элемент. Этот ключ (стеклянная трубка, заполненная электролитом) позволяет ионам перемещаться из одного сосуда (полуэлемента) в другую. Вместе растворы сульфата цинка и сульфата меди не смешиваются.

Если электрическая цепь разомкнутое, то никаких изменений в металлических пластинках и в растворе не происходит, а когда замкнуть круг, то по кругу потечет ток. Электроны из места, где плотность отрицательного заряда выше (т.е. с цинковой пластинки), перемещаться в места с меньшей плотностью отрицательного заряда или к месту с положительным зарядом (т.е. к медной пластинки). Вследствие перемещения электронов равновесие на границе металл ‒ раствор нарушится. Избыток отрицательных зарядов в цинковой пластинке уменьшится, соответственно уменьшатся силы притяжения, и часть ионов цинка из двойного электрического слоя перейдет в общий объем раствора. Это приведет к уменьшению скорости процесса перехода ионов Zn 2+ из раствора в металл. Увеличится разница V 1 ‒V 2 (которая в состоянии равновесия равна нулю), и новое количество ионов цинка перейдет из металла в раствор. Это обусловит появление избытка электронов в цинковой пластинке, которые немедленно переместятся к медной пластинки, и опять все будет непрерывно повторяться. Вследствие этого цинк растворяться, а в кругу непрерывно протекать электрический ток.

Понятно, что непрерывное перемещение электронов от цинковой пластинки к медной возможно только тогда, когда они асимилируют на медной пластинке. Появление избытка электронов в медной пластинке приведет к перестройке двойного слоя. Отрицательные ионы SO 4 2- отталкиваться, а положительные ионы меди, которые есть в растворе, будут заходить в двойной электрический слой благодаря электростатическому притяжению, обусловленном появлением электронов. Скорость процесса перехода ионов в металлV 2 увеличится. Ионы Сu 2+ проникать в кристаллическую решетку медной пластинки, присоединяя электроны. Именно этот процесс ассимиляции электронов на медной пластинке обеспечит непрерывность процесса в целом.

Величина ЭДС Е равна разности электродных потенциалов Е 1 и Е 2 на электродах: Е = Е 1 ‒Е 2 .

Процессы, которые происходят на электродах, можно изобразить схемой: на грани цинковая пластинка ‒ электролит Zn ‒ 2е - = Zn 2+ , на грани медная пластинка электролит Сu 2+ + 2е - = Сu.

Как видим, процессы окисления цинка и восстановление меди разделены в пространстве, они происходят на разных электродах. В целом химическую реакцию, которая происходит в медно-цинковом элементе, можно записать в ионной форме так:

Zn + Сu 2+ = Zn 2+ + Сu.

Такая же картина будет наблюдаться и в том случае, когда обе пластинки будут заряжены отрицательно относительно раствора. Погрузим две медные пластинки в разбавленные растворы сульфата меди. Концентрация ионов меди в этих растворах С 1 и С 2 (С 2 > С 1). Предположим, что обе пластинки зарядятся негативно относительно растворов. Но пластинка А в сосуде с концентрацией раствора С 1 зарядится более негативно благодаря тому, что концентрация ионов меди в этом сосуде меньше, чем во второй сосуде, и соответственно скорость проникновения ионов Сu 2+ в кристаллическую решетку будет меньше. Если замкнуть круг, то электроны будут перемещаться от пластинки А, где их плотность больше, к пластинке В. На грани пластинки А с электролитом происходить процесс Сu° ‒ 2е - = Сu 2+ , на грани пластинки В с электролитом Сu 2+ + 2е - + Сu°.

Обе пластинки, как было уже отмечено, заряжены отрицательно относительно раствора. Но пластинка А заряжена отрицательно относительно пластинки В и поэтому в гальваническом элементе выполнять роль отрицательного электрода, а пластинка В ‒ положительного.

Величина ЭДС, равной разности электродных потенциалов, будет тем больше, чем больше разница концентраций ионов в растворах.

Зако́ны электро́лиза Фараде́я являются количественными соотношениями, основанными на электрохимических исследованиях, опубликованных Майклом Фарадеем в 1836 году.

Данный процесс широко применяется в промышленности. Без него практически невозможно представить производство цветных металлов и некоторые отрасли химической промышленности, в частности основу технологии изготовления меди, алюминия, цинка и ряда других химических элементов составляет электролиз. Кроме того, он играет важную роль при получении водорода, кислорода и хлора.

Что такое электролиз

Под данным явлением понимается совокупность физических и химических процессов, которые осуществляются в электролите (специальном растворе или расплаве проводящей жидкости) при направленном воздействии на него электрического тока. В результате электролиза на электродах образуются молекулы металлов, содержащихся в первоначальном веществе.

История данного явления начинается с конца XVII-начала XIX века, когда были проведены первые опыты в электрохимии. Сама наука появилась благодаря исследованиям Л. Гальвани (в честь него названо одно из применений описываемого процесса – осуществление гальванического покрытия для придания веществам дополнительных свойств). Не менее важную роль сыграл и А.Вольт, который изобрел первый химический источник тока.

В основе физико-химического явления лежат два закона Фарадея. Первый – утверждает, что масса вещества, которое аккумулировалось на катоде или перешло с анода в электролит, прямо пропорциональна объему электричества, которое было проведено через жидкость. Второй закон Фарадея гласит, что масса вещества, произведенного с помощью электролиза при определенном количестве электричества, прямо пропорциональна атомной массе и обратно пропорциональна валентности.

Эффект от применения описываемого процесса объясняется возможностью осуществления химических реакций под воздействием электрического тока. Сама технология образования новых частиц состоит из нескольких операций:

  • Перемещение ионов (положительно заряженные частицы мигрируют к катоду, а отрицательные – к аноду);
  • Диффузия ионов, которые, попадая на электроды (катод и анод), разряжаются и начинают хаотично перемещаться;
  • Химические реакции при контакте электродов и электролита, а также образуемых молекул веществ между собой.

Все это делает саму технологию очень сложной и требующей постоянного контроля со стороны специалистов. Основным же преимуществом такого способа изготовления металлов является его относительная экономическая эффективность, а также в некоторых случаях невозможность получить химический элемент другим методом.

Электролиз расплавов

Устройства, в которых происходит реакция, и производятся технологические операции, называются электролизерами. Чтобы получить в результате описываемого физико-химического процесса нужное вещество, необходимо правильно подобрать электроды и электролит. Главным требованием к электроду является его проводимость, поэтому чаще всего в электролизе в качестве электродов используются стержни из неметаллических веществ, например, из графита или углерода.

Положительно заряженный электрод называется анодом. К нему притягиваются анионы – частицы с отрицательным зарядом. В результате данной реакции он окисляется (растворяется в электролите), поэтому вещество, из которого изготовлен анод, должно быть таким, чтобы в результате попадания его в раствор процесс получения химических элементов не нарушился, и ненужные частицы не испортили качество готовой продукции.

Отрицательно заряженный электрод называется катод. Он является центром притяжения для катионов, которые и наносят на него покрытие из металла, содержащегося в расплаве. Таким способом осуществляется либо производство необходимых химических элементов, либо покрытие изделий каким-либо веществом, содержащимся в расплавленной соли.

Ключевым отличием электролиза расплавов от аналогичного процесса с растворами является то, что при изготовлении химических элементов из расплавов солей в реакции участвуют только ионы самого вещества. Примерами электролиза данного типа является производства натрия, при котором на аноде будет аккумулироваться газ «хлор», а на катоде – необходимое вещество. Данный метод применяется при получении щелочных химических элементов, поскольку они легко растворяются в воде, и выделять их из раствора для них очень сложно. К таким металлам относятся кальций, натрий, литий и другие.

Электролиз растворов

Чаще всего описываемым методом производятся медь и алюминий. При их получении из растворов необходимо помнить, что в этом случае в химической реакции участвуют еще молекулы воды, что может как помочь, так и помешать.

Начинается электролиз меди или других металлов, получаемых из раствора, также с подбора катода и анода. Требования к ним предъявляются абсолютно аналогичные: желательно, чтобы анод был инертным (при растворении не образовывал примесей), а катодом может быть любая металлическая пластина или стержень с соответствующим зарядом.

Далее в электролизер помещается раствор необходимой соли (для электролиза меди используется раствор медного купороса), и через него пропускается ток. По завершении химико-физической реакции анод растворится (как правило, для него используется графитовый стержень, но в производствах, требующих высокой чистоты получаемых химических элементов, может применяться и платина), а на катоде появится темно-красный налет – это медь, которую теперь можно использовать в других отраслях промышленности после переработки.

Таким способом можно получать и газы, причем даже в домашних условиях. Для этого необходимо взять раствор пищевой соды, поместить в него электроды и воздействовать на него электричеством. В результате около анода электролит начнет пузыриться – это выделяется кислород. Водород будет аккумулироваться на катоде. Причиной этого является то, что к аноду притягиваются отрицательно заряженные ионы ОН, в которых содержится кислород, а к катодам – положительно заряженный водород. Данная реакция возможна только при использовании растворов, поскольку в расплавах молекул воды не содержится, а значит, не будет такого выделения водорода и кислорода.

Применение электролиза

Законы электрохимии активно используются в промышленности при производстве различных веществ. Причем некоторые из них получаются в результате восстановления на катодах, а другие – путем окисления на анодах.

Применение электролиза в настоящее время можно увидеть в следующих областях и направлениях:

  • Получение необходимых химических элементов;
  • Производство металлов, особенно популярным является электролиз меди и алюминия;
  • Очистка различных веществ от примесей;
  • Изготовление сплавов;
  • Покрытие поверхностей (цинком, хромом, серебром, золотом и так далее), данные операции приобрели особую популярность в настоящее время);
  • Лечение людей с помощью аппаратов для электрофореза, диализа и так далее.

Исследования электролиза для расширения возможностей его применения продолжаются. В частности металлы для повышения их прочности могут покрываться различными защитными пленками. Это позволяет помещать их в агрессивные среды, создавая новые механизмы и двигатели. Применяется данная технология и для заточки медицинских инструментов, а также при очистке воды в химической и медицинской промышленностях. Таким образом, электролиз является одним из самых популярных способов применения тока в промышленности, ведь некоторые технологические операции стали возможны только после открытия законов Фарадея и проведения опытов Гальвани.

Видео

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии , биохимии и т.д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т.д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов.

Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами - процесс электрорафинирования или с нерастворимыми - процесс электроэкстракции.

Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах.

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки . Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др.

Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т.е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла.

Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми, либо переходят в электролит и удаляются.

Гальванотехника - область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника пожразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия (от греч. покрывать) - это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера.

Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной.

Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях.

При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.

Гальванопластика - получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т.д.

Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование "накладного" слоя никеля, серебра, золота и т.д.).

Кроме указанных выше, электролиз нашел применение и в других областях:

получение оксидных защитных пленок на металлах (анодирование);

электрохимическая обработка поверхности металлического изделия (полировка );

электрохимическое окрашивание металлов (например, меди, латуни, цинка, хрома и др.);

электролиз анод электрический ток

очистка воды - удаление из нее растворимых примесей. В результате получается так называемая мягкая вода (по своим свойствам приближающаяся к дистиллированной);

электрохимическая заточка режущих инструментов (например, хирургических ножей, бритв и т.д.).

Рекомендуем почитать