Тема 9. Электролиз Теоретические основы

Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электрод, на котором происходит восстановление, является катодом; он заряжен положительно. На положительно заряженном аноде протекает окисление. При электролизе химическая реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне.

Протекание электролиза существенно зависит от материала анода. Электролиз может проводиться с применением нерастворимых (инертных) или растворимых (активных) анодов. Нерастворимым анодом называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза (графит, уголь, платина, иридий). Растворимым называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза; растворимые аноды при электролизе разрушаются.

При рассмотрении электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать возможность электрохимического окисления или восстановления воды.

Природа электрохимических процессов, протекающих на электродах при электролизе, зависит от относительных значений их электродных потенциалов. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого требует минимальной затраты энергии. Так, на катоде в первую очередь восстанавливается тот ион, который имеет наибольшее значение электродного потенциала. На аноде окисляется та частица, которая имеет наименьший потенциал.

В связи с этим все металлы, в зависимости от поведения при электролизе водных растворов, можно разделить на три группы. В первую входят активные металлы, находящиеся в начале ряда напряжений до титана включительно (). При электролизе водных растворов их солей на катоде будет восстанавливаться вода, а не катионы металла:

Вторую группу составляют металлы, находящиеся в ряду напряжений, начиная от олова ().

При электролизе водных растворов их солей на катоде восстанавливаются только катионы металла:

.

Если же катионом электролита является металл средней части ряда напряжений (от марганца до никеля включительно), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза, возможно восстановление как воды, так и катионов металла.

При рассмотрении анодных процессов следует в первую очередь учитывать материал анода. В случае электролиза с инертным анодом характер процесса определяется составом электролита. Так, анионы кислородсодержащих кислот с центральным атомом в высшей степени окисления (), а также анионне разряжается на аноде. Вместо этого идет окисление воды:

.

При электролизе растворов солей бескислородных кислот разряжаются их анионы (, но не), а не воды:

При электролизе c активным анодом, как правило, идёт окисление материала анода:

Количественно процессы электролиза описываются законами Фарадея, которые в обобщенном виде математически выражаются следующим образом:

, где

 – количество вещества, участвующего в электродном процессе, моль;

I – сила пропущенного через электролизёр тока, А;

 – продолжительность электролиза, с;

n – число участвующих в электродной реакции электронов,

F – число Фарадея ().

Пример: Определить, какие вещества и в каких количествах выделяются на инертных электродах при электролизе водного раствора хлорида меди (II), если время электролиза 1 час, сила тока 1 А.

В растворе хлорид меди (П) диссоциирует на ионы:

Значение стандартного электродного потенциала меди более положительно, чем значение потенциала восстановления воды, поэтому на катоде будут восстанавливаться ионы меди:

.

На аноде будет протекать окисление хлорид-ионов и выделение хлора:

Суммарное уравнение процесса:

Количества вещества, выделившихся на электродах, рассчитываются по формуле закона Фарадея:

.

Объёмы газов, приведённых к нормальным условиям, могут быть рассчитаны по уравнению

, где – молярный объём газа при нормальных условиях.

,

.

Таблица 7

№ задачи	Электролит	Время t	Cила тока I, A
161		2 ч 30 мин	3
162		1 ч 30 мин	2
163		2 ч 45 мин	4
164		1ч 50 мин	3
165		3 ч 20 мин	5
166		2 ч 30 мин	2
167		1 ч 30 мин	4
168		1 ч 20 мин	2
169		2 ч	7
160		1 ч 30 мин	5
171		1 ч 35 мин	6
172		1 ч 50 мин	4
173		2 ч 15 мин	1
174		1 ч 40 мин	3
175		1 ч 35 мин	2
176		3 ч 10 мин	4
177		2 ч 30 мин	1
178		1 ч 45 мин	5
179		1 ч 55 мин	6
180		1 ч 30 мин	8