Электролиз

Электролизом называется физико-химический процесс получения простых веществ электрическим током.
Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду. Достигнув электродов ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита в виде простых веществ или водород и кислород из воды.
Для перевода различных ионов в нейтральные атомы или группы атомов требуется различное напряжение электрического тока. Одни ионы легче теряют свои заряды, другие труднее. Степень легкости, с которой разряжаются (присоединяют электроны) ионы металлов, определяется положением металлов в ряду напряжений. Чем левее стоит металл в ряду напряжений, чем больше его отрицательный потенциал (или меньше положительный потенциал), тем труднее при прочих равных условиях разряжаются его ионы (легче всего разряжаются ионы Аu³⁺, Ag⁺; труднее всего Li⁺, Rb⁺, K⁺).
Если в растворе одновременно находятся ионы нескольких металлов, то в первую очередь разряжаются ионы того металла, у которого электродный потенциал больше. Например, из раствора, содержащего ионы Zn²⁺ и Cu²⁺, сначала выделяется металлическая медь. Но величина потенциала металла зависит также и от концентрации его ионов в растворе; точно также изменяется и легкость разряда ионов каждого металла в зависимости от их концентрации: увеличение концентрации облегчает разряд ионов, уменьшение – затрудняет. Поэтому при электролизе раствора, содержащего ионы нескольких металлов может случиться, что выделение более активного металла будет происходить раньше, чем выделение менее активного (если концентрация ионов первого металла значительна, а второго – очень мала).
В водных растворах солей, кроме ионов соли, всегда имеются еще и ионы воды (Н⁺ и ОН^—). Из них ионы водорода будут разряжаться легче, чем ионы всех металлов, предшествующих водороду в ряду напряжений. Однако ввиду ничтожной концентрации водородных ионов при электролизе всех солей, кроме солей наиболее активных металлов, у катода происходит выделение металла, а не водорода. Только при электролизе солей натрия, кальция и других металлов до алюминия включительно разряжаются ионы водорода и выделяется водород.
У анода могут разряжаться или ионы кислотных остатков или гидроксильные ионы воды. Если ионы кислотных остатков не содержат кислорода (Cl^—, S^2-, CN^— и др.), то обычно разряжаются именно эти ионы, а не гидроксильные, которые теряют свой заряд значительно труднее, и у анода выделяются Cl₂, S и т.д. Наоборот, если электролизу подвергается соль кислородсодержащей кислоты или сама кислота, то разряжаются гидроксильные ионы, а не ионы кислородных остатков. Образующиеся при разряде гидроксильных ионов нейтральные группы ОН^— тотчас же разлагаются по уравнению:

4OH^— -> 2H₂O + O₂

В результате у анода выделяется кислород.

Электролиз расплава хлорида натрия NаCl

Расплав содержит ионы Nа⁺ и Cl^—. При пропускании тока ионы Nа⁺ перемещаются к катоду, а ионы Cl^— к аноду. Принимая от катода электроны, ионы Nа⁺ превращаются в нейтральные атомы. На катоде образуется металлический натрий.
Ионы хлора Cl^—, достигая анода, отдают ему электроны и превращаются в атомы хлора, которые, соединяясь попарно, образуют молекулы хлора Cl₂. На аноде выделяется газообразный хлор.
Таким образом, у катода происходит процесс восстановления натрия, у анода – процесс окисления хлора.

Законы электролиза (М. Фарадей)

1. Количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего через раствор электричества и практически не зависит от других факторов.

2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из различных химических соединений эквивалентные количества веществ.

3. Для выделения из раствора электролита одного грамм-эквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор 96500 кулонов электричества.

где m(x) — количество восстановленного или окисленного вещества (г);
I — сила пропускаемого тока (а);
t — время электролиза (с);
M(x) — молярная масса;
z — число приобретенных или отданных в окислительно-восстановительных реакциях электронов;
F — постоянная Фарадея (96500 кул/моль).

Исходя из этой формулы, можно производить ряд расчетов, связанных с процессом электролиза, например:

• Вычислять количества веществ, выделяемых или разлагаемых определенным количеством электричества;

• Находить силу тока по количеству выделившегося вещества и времени, затраченному на его выделение;

• Устанавливать, сколько времени потребуется для выделения определенного количества вещества при заданной силе тока.

Пример 1

Сколько граммов меди выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислой меди СuSO₄ тока силой 5 ампер в течение 10 минут?

Пример 2

Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 ампер, чтобы получить 5,6 л водорода (при н. у.)?

Пример 3

При пропускании тока через раствор серебряной соли на катоде выделилось за 10 мин. 1 г серебра. Определите силу тока.