Электролиз: что это такое, применение, суть, правила, примеры

Что такое электролиз?

Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании через нее постоянного тока. Его механизм основан на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го рода (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Он связан с распадом на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.

Система электролиза обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электроды. При подаче постоянного тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы — к аноду. Катионы – это в основном ионы металлов и водорода, а анионы – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание реакции восстановления Men + + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, от аниона отдается электрон с протеканием окислительной реакции.

Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для потока требуется подходящая энергия. Он должен питаться от внешнего источника питания.

Опыт Фарадея

Для возникновения тока необходимо наличие свободных носителей заряда. Именно их направленное движение и приводит к его появлению. Например, в металлах такими частицами являются электроны. Те проводники, где они отвечают за генерацию тока, относятся к первому типу.

Чтобы выяснить, проводит ли жидкость электричество, Фарадей провел следующий опыт. Он взял сосуд, в который поместил два электрода из инертного материала и подключил их к источнику гальванического тока. В качестве измерительного прибора он использовал электроскоп Уильяма Гилберта. После наполнения контейнера разными жидкостями исследователь наблюдал, как менялись показания прибора. В современной интерпретации этот эксперимент можно повторить самостоятельно следующим образом: использовать батарейку на 12 В в качестве источника энергии и амперметр в качестве амперметра.

В результате Фарадей обнаружил, что некоторые жидкости не проводят электричество, то есть являются диэлектриками.

Например керосин, масло. А другие, наоборот, отличные дирижеры. Например, морская вода. Результат с солью и чистой водой оказался интересным. Эти вещества по отдельности являются диэлектриками. Но если их объединить, создать решение, то оно становится проводником. Оказалось, что при их растворении появляются ионы, являющиеся носителями заряда. Вещества, у которых с ними связан характер тока, называются электролитами. Их относят к проводникам второго типа.

Электрод, к которому подключен положительный полюс, называется анодом. Раствор – это диссоциирующая молекула. В электрическом поле, создаваемом источником тока, ионы начинают упорядоченно двигаться. Отрицательные ионы движутся к катоду, а положительные ионы к аноду. Наблюдается электрический ток. Явление характеризуется двумя процессами:

1. Анион достигает катода, где получает недостающие частицы и становится нейтральным атомом. На электроде выделяется слой металлизированного вещества.
2. Катион, попадая на анод, отдает свои лишние электроны. Кроме того, процесс зависит от того, из чего сделан анод.

Например, если анод изготовлен из того же материала, что и катион, он постепенно начинает растворяться в жидкости. Это явление называется вторичной химической реакцией. Если материал другого типа, выделяется кислород.

Законы электролиза Фарадея

Великий физик М. Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и произвести необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея гласит, что масса восстановленного на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, индуцированному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k — коэффициент или электрохимический эквивалент вещество I — сила тока, протекающего через электролит, t — время прохождения тока.

Второй закон

Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности к. Звучит он так: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается следующим образом:

k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, A – молярная масса вещества, z – его химическая валентность.

Принимая во внимание оба закона, можно вывести окончательную формулу для расчета массы осевшего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n — число электронов, участвующих в электролиз. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь между массой вещества и подаваемым током, что позволяет управлять процессом, изменяя его силу.

Электролиз расплавов

Одной из альтернатив электролизу является использование расплава в качестве электролита. В этом случае в процессе электролиза участвуют только ионы расплава. Классическим примером является электролиз расплавленной соли NaCl (поваренная соль). Отрицательные ионы устремляются к аноду, что означает выделение газа (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е отложение чистого Na, образованного положительными ионами, притянувшими избыточные электроны. Точно так же другие металлы (К, Са, Li и т д.) могут быть получены из репризов соответствующих солей.

При электролизе в расплаве электроды не растворяются, а участвуют только как источник тока. В их производстве можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную электропроводность. Одним из самых распространенных материалов является медь.

Особенности электролиза в растворах

Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь протекают три конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, анионное окисление и анодное растворение металла. В процессе участвуют ионы воды, электролита и анода. Следовательно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и анодного металла.

Возможность возникновения этих конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Будет продолжаться только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Соответственно катионы с максимальным электродным потенциалом будут восстанавливаться на катоде, а анионы с наименьшим потенциалом — окисляться на аноде. Электродный потенциал водорода принят за «0». Например, для калия это (-2,93 В), для натрия (-2,71 В), для свинца (-0,13 В), для серебра (+0,8 В).

Электролиз в газах

Газ может играть роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходящий через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. Однако законы Фарадея не применимы к электролизу газа. Для реализации необходимы следующие условия:

1. Без искусственной ионизации газа не помогут ни высокое напряжение, ни большой ток.
2. Для электролиза пригодны только кислоты, не содержащие кислорода и находящиеся в газообразной форме, а также некоторые газы.

Важно! При соблюдении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.

Второй закон

Фарадей, пропуская электрический ток одинаковой силы через разные электролиты, заметил, что массы веществ на электродах неодинаковы. Взвесив выделившиеся вещества, Фарадей пришел к выводу, что вес зависит от химической природы вещества. Например, на каждый грамм выделившегося водорода приходилось 107,9 г серебра, 31,8 г меди и 29,35 г никеля.

На основании полученных данных Фарадей вывел второй закон электролиза: при определенном количестве электричества масса химического элемента, образовавшегося на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Она равна массе эквивалента — количеству вещества, которое вступает в реакцию или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях:

мэкв = мк/z,

где:

• µ – молярная масса вещества;
• z — количество электронов на ион (валентное число ионов).

Для выделения молярного эквивалента расходуется такое же количество электричества — 96485 Кл/моль. Это число называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Согласно второму закону электрохимический эквивалент прямо пропорционален эквивалентной массе вещества:

k = (1/F)µэкв или k = (1/zF)µ.
Рис. 3. Второй закон Фарадея.

Два закона Фарадея можно свести к общей формуле: m = (q/F)∙(μ/z).

Читайте также: Устройство для печати сайлентблоков 

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Типичные процессы:

1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Существует несколько категорий металлов в зависимости от катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплавленных солей. При использовании раствора водород выделяется за счет электролиза воды. Можно добиться восстановления в растворе, но при достаточной концентрации катионов, для следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Легче всего этот процесс для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
2. Анод. На этот электрод попадают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они забирают у металла электроны, что приводит к их анодному растворению, т.е переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также классифицируются в зависимости от их активности. Только из расплавов могут выделяться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не те, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко вступают в реакцию такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электрода к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды. Инертные электроды изготавливаются из графита, углерода или платины и не участвуют в подаче ионов.

Что мы узнали?

Фарадей, осуществивший реакцию электролиза различных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону масса вещества, осевшего на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит: m = kq.

Второй закон отражает связь между электрохимическим эквивалентом и эквивалентной массой вещества: k = (1/F) мкэкв.

Электрохимический эквивалент – это количество вещества, выделившееся при прохождении единицы электричества.

Эквивалентная масса – это количество вещества, которое взаимодействует с 1 молем водорода.

Применение закономерностей

В 1874 г соотношение m = (1/e * Na) * (M/n) * I * t использовалось для определения величины элементарного заряда. Все величины, включенные в формулу, измеримы. Например, массу можно найти с помощью весов, молярность – в периодической таблице элементов, силу тока можно измерить амперметром, а время – секундомером. Поэтому, если выразить из выражения элементарный заряд, то необходимые для расчета величины можно получить опытным путем. Таким образом, это будет равно: e = (M * I * t) / (m * Na * n).

Сейчас известно, что носителем отрицательного элементарного заряда является электрон. Но для положительных ионов будет то же самое, так как у нейтрального атома отнимается отрицательная частица. Интересно, что электрон был открыт в 1897 году, но его размеры были измерены раньше. Тогда, проводя эксперимент, исследователи не могли догадаться, что на самом деле было рассчитано. На самом деле это оказался заряд иона.

С помощью законов Фарадея можно решать различные физические задачи, связанные с электролизом. Например, определить электрохимический эквивалент натрия. Для этого можно воспользоваться формулой: К=(1/F)*(M/n). Молярная масса натрия должна быть взята из таблицы Менделеева. Это соответствует 23 * 10-3 кг/моль. Поскольку вещество является щелочным металлом, его валентность равна единице. Подставив все известные значения, искомое значение будет равно: k = 23 * 10-3 кг * моль / 96,5 * 103 Кл/моль = 23 * 10-6 кг/Кл = 0, 24 мг/Кл.

Решение второй задачи будет более интересным. При никелировании изделий в течение двух часов наносился слой Ni толщиной 0,03 мм. Определить плотность тока при электролизе, если насыщение вещества равно: р = 8,9*103 кг/м3. Плотность тока — физическая величина, равная отношению между силой электрического тока и площадью поперечного сечения, по которому он протекает.

Никель осаждается на катоде, а это означает, что вектор направлен перпендикулярно поверхности Ni. Так как речь идет об электролизе, то можно воспользоваться формулой: м = кит. С другой стороны, m = p * S * L. Эти две формулы можно комбинировать. Результат: k * I * t = p * S * L. Левую и правую части можно разделить на S * k * t, тогда получится равенство: I / S = (p * L) / k * t → j = (p * L) / k * t = (8,9 * 103 кг/м3 * 3 * 10−3 * 10−2 м * C) / (3 * 107 кг * 2 * 3,6 * 103 с) = 120 А/м2. Задача решена.

Важно знать, как рассчитать плотность тока. Если она окажется слишком большой, слой выпавшей ткани будет рыхлым. Это происходит из-за неравномерной скорости осаждения. Кроме того, с помощью анодного растворения можно затачивать вещества толщиной до одного атома при правильно подобранном токе.

 

Законы Майкла Фарадея

В результате многих исследований в 1834 году английский физико-химик Майкл Фарадей (его именем названа единица электрической емкости, фарад) вывел два закона, которые позволяют количественно описать процесс электролиза. Хотя сам факт разложения соединений под действием пропускания электричества через их растворы был открыт задолго до Фарадея. В 1800 году другой английский ученый, Уильям Николсон, установил этот факт экспериментально.

Преимущества Фарадея в изучении электролиза огромны. Он ввел в физическую химию основные термины, которые до сих пор используются для описания этого процесса. Два закона ученого в современной формулировке представлены так:

Масса вещества, осаждающегося на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, проходящего через рассматриваемый электрод. Под количеством электричества понимается заряд, который в системе СИ измеряется в кулонах.

При постоянном количестве электричества масса химического соединения, образующегося при электролизе на электроде, прямо пропорциональна эквиваленту этого вещества. Эквивалентом является отношение между молярной массой и числом молей электронов, участвующих в реакции. Это число совпадает с валентностью элемента, например, для Al3+ оно равно 3, а для H+ равно 1.

Математическая формула

Оба закона были получены Фарадеем экспериментально. Их словесные формулировки легко комбинируются и переводятся на математический язык. Общее уравнение, которое удобно использовать для решения любых практических задач, имеет следующий вид:

m = (Q/F)*(M/z).

Здесь m — масса вещества, образовавшегося на электроде, Q — заряд, прошедший через электрод в ходе реакции, F — коэффициент пропорциональности, называемый постоянной Фарадея, M — молярная масса вещества, участвующего в реакции химическая реакция, z – его валентность (безразмерное число).

Первый множитель в этом уравнении математически отражает соответственно сформулированный первый закон Фарадея, второй множитель является выражением пропорциональности массы вещества его эквиваленту (M/z).

Эту формулу можно преобразовать, если вспомнить из курса общей физики, что заряд рассчитывается по формуле:

Q = I*т.

Здесь I — электрический ток в амперах, t — время его прохождения через электролит. Заменив это выражение математическим законом Фарадея и преобразовав его, мы можем получить следующие формулы:

m = kIt = (I*t/F)*(M/z) ==>

n*z*F = I*t.

Буква n здесь обозначает количество выделившегося вещества на электроде в молях (n = m/M).

Значение постоянной F

Численное значение постоянной Фарадея составляет примерно 96500 Кл/моль. Физический смысл этой величины состоит в том, что она говорит о том, какое количество электричества необходимо пропустить через раствор, чтобы на электроде выделился 1 моль одновалентного вещества.

Значение F тесно связано с постоянной Авогадро NA и зарядом элементарного электрона e следующим выражением:

F=NA*е.

Эта формула использовалась учеными в 19 веке для точного определения числа НА. Сам Фарадей определил постоянное имя, которое носит его имя, благодаря изучению процесса электролиза раствора серебра.

В настоящее время проводятся эксперименты по точному определению значения F (и, следовательно, NA), чтобы использовать его для переопределения единицы массы — килограмма.

Факторы, влияющие на процесс электролиза

Процесс электролиза зависит от следующих факторов:

1. Состав электролита. Существенное влияние оказывают различные примеси. Их делят на 3 типа — катионы, анионы и органические вещества. Вещества могут быть более или менее негативными, чем основной металл, мешающий процессу. Среди органических примесей выделяются поллютанты (например, масла) и поверхностно-активные вещества. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
2. Плотность тока. В соответствии с законами Фарадея масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства — концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный нагрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого отдельного случая.
3. рН электролита. Кислотность среды также выбирают с учетом металлов. Например, оптимальное значение электролитной кислоты для цинка составляет 140 г/куб.дм.
4. Температура электролита. Это имеет неоднозначный эффект. С повышением температуры скорость электролиза увеличивается, но увеличивается и активность примесей. Для каждого процесса существует оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.

Важно! Электролиз может быть ускорен или замедлен различными воздействиями и выбором состава электролита. Каждое приложение имеет свою диету, которой нужно строго придерживаться.

Где применяется электролиз?

Электролиз используется во многих областях. Можно выделить несколько основных направлений использования для достижения практических результатов.

Гальваническое покрытие

Тонкое, прочное металлическое покрытие может быть нанесено электролизом. 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 является следующий вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного купороса. Медь с анода превращается в ионы и оседает на катоде уже без примесей.

Добыча металлов

Для получения металлов из солей их переводят в расплав, а затем проводят в нем электролиз. Такой способ достаточно эффективен при получении алюминия из бокситов, натрия и калия.

Анодирование

В этом процессе покрытие изготавливается из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая часть установлена ​​в качестве анода. Электролит представляет собой раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде осаждается слой оксида алюминия, обладающий защитными и декоративными свойствами. Эти технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Проводить процессы можно своими руками с соблюдением техники безопасности.