Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 13. Электролиз расплавов и водных растворов В этой теме познакомимся с понятием электролиза и с реакциями, происходящими на электродах, разберем отличия электролиза расплавов и водных растворов электролитов, а также рассмотрим количественные законы электролиза. Окислительно-восстановительным воздействием обладает и электрический ток, причем его действие во много раз сильнее, чем химических окислителей и восстановителей. В 1800 году английский химик Уи́льям Ни́колсон и английский хирург Э́нтони Карла́йл открыли явление электролиза. Ими было установлено, что постоянный электрический ток, проходя через воду или водные растворы, разлагает воду на водород и кислород. Результаты более поздних исследований, завершенных Ма́йклом Фараде́ем в 1833 году, были сформулированы в виде законов. Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении электрического тока, подаваемого от внешнего источника, через раствор или расплав электролита. При этом энергия постоянного электрического тока превращается в химическую энергию. Слайд 231 Процесс электролиза осуществляется в электролизёре, представляющем собой ячейку из двух электродов, соединенных с внешним источником постоянного тока, опущенных в раствор или расплав электролита. Для исключения взаимодействия продуктов электролиза, образующихся на электродах, применяют электролизеры с диафрагмами из асбеста, керамики, пластмассы или полупроницаемыми мембранами. Наиболее эффективны ионообменные мембраны, проницаемые только для ионов одного знака, что обеспечивает высокую чистоту продуктов электролиза. Для изготовления корпуса электролизера применяют сталь, пластмассу, стекло или керамику. Выбор материала зависит от природы электролита и образующихся при электролизе веществ. Электрод, на котором протекает реакция восстановления, называется катодом. Катод подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Катодному восстановлению подвергаются катионы или молекулы воды. Реакция окисления протекает на электроде, называемом анодом. Анод подключен к положительному полюсу внешнего источника тока. На нем происходит окисление анионов, молекул воды или самого электрода. Электролизу подвергаются только электролиты, то есть вещества с ковалентной полярной или ионной связью. Причем электролит должен быть переведен в жидкое или растворенное состояние. Слайд 232 Электролиз возможен при определенном значении внешней разности потенциалов, называемой напряжением, или потенциалом разложения Uразл . Потенциал разложения – это минимальное значение внешней разности потенциалов, приложенной к электродам, при котором начинается электролиз данного соединения. Это характерная для каждого соединения величина, стандартное значение которой приводится в справочниках. Потенциал разложения превышает разность электродных потенциалов обоих электродов на величину их электродного перенапряжения и величину омического падения напряжения, что отражено формулой 13.1 на слайде. Перенапряжением электрода называют разность между фактическим и теоретическим электродными потенциалами, при которых начинается процесс электролиза. Омическое падение напряжения – это электродвижущая сила, способная преодолеть сопротивление ионов их движению к катоду или аноду. Разность потенциалов электродов является обратимым напряжением разложения электролита и обозначается U0 . Она численно равна ЭДС гальванического элемента, в котором протекает процесс, обратный протекающему при электролизе. Формула 13.2. Тогда потенциал разложения электролита определяется выражением 13.3. Для простых соединений типа HCl , HBr потенциал разложения практически совпадает со стандартными окислительными потенциалами процессов их образования. Для достижения достаточно высоких скоростей электролиза к электродам прикладывают напряжение более высокое, чем потенциал разложения. При этом энергия, затрачиваемая на компенсацию электродного перенапряжения омических потерь в различных участках электродной цепи, превращается в теплоту. Слайд 233 Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов: состава электролита, материала электродов, режима электролиза, то есть температуры, напряжения, плотности тока. Все процессы, протекающие при электролизе, можно разбить на группы. Первая группа – это электролиз, сопровождающийся химическим разложением электролита. Ко второй группе относят процессы электролиза, сопровождающиеся химическим разложением растворителя. В третью группу объединяют электролиз растворов солей ряда металлов с растворимыми анодами. Часто первую и вторую группы объединяют под общим названием электролиз с нерастворимыми, или инертными, анодами. В качестве нерастворимых анодов применяют золото, платину, диоксид свинца, графит. процессе электролиза инертные аноды химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. Особенностью растворимого, или активного, анода является возможность его участия в процессе электролиза и влияния на ход процесса. Основные материалы, из которых изготавливаются подобного типа электроды – это металлы: никель, медь, кадмий, свинец, олово, цинк. Слайд 234 Электролиз расплавов и, особенно, растворов электролитов всегда сложен. Это связано с тем, что в электролизёре присутствует несколько видов катионов и анионов. В растворах электролитов также содержатся недиссоциированные молекулы электрохимически активных веществ, например, воды. тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание двух и более электродных процессов, наиболее вероятен тот, осуществление которого связано с минимальной затратой энергии. Это значит, что последовательность протекания электродных процессов определяется значениями потенциалов электродных реакций и величиной перенапряжения, необходимой для осуществления соответствующего процесса. Поэтому на катоде восстанавливаются в первую очередь окисленные формы ионов или молекулы с наиболее положительным электродным потенциалом. А на аноде окисляются восстановленные формы ионов или молекулы с наиболее отрицательным электродным потенциалом. Слайд 235 Процесс электролиза расплава и раствора одного и того же электролита имеет свои особенности. Особенностью электролиза расплава одного или нескольких электролитов является последовательное участие в катодных и анодных процессах всех катионов и анионов, содержащихся в данном расплаве, в соответствии с принципом наименьшей энергии. В качестве примера рассмотрим электролиз расплава хлорида магния MgCl2 на инертных электродах. При переходе электролита в расплавленное состояние происходит его электролитическая диссоциация по уравнению 13.4, и начинается направленное перемещение ионов. Катионы магния движутся к отрицательно заряженному катоду, а анионы хлора – к положительно заряженному аноду. После этого данные ионы участвуют в электродных процессах. Поскольку в расплаве находится только один вид катионов и один вид анионов, то на катоде и аноде возможно только по одному электродному процессу. В данном случае на катоде образуется металлический магний, а на аноде выделяется хлор в свободном виде. Слайд 236 Как правило, электролизу подвергают смесь электролитов. В этом случае на электродах возможно осуществление нескольких процессов. Рассмотрим расплав, содержащий хлорид магния MgCl2 и сульфат меди CuSO4 . Электроды – инертные. первую очередь в расплаве происходит электролитическая диссоциация солей по уравнениям 13.5 и 13.6. катоду направляются катионы магния и меди. Для выяснения последовательности реакций на катоде необходимо обратиться к таблице стандартных электродных потенциалов. Стандартный электродный потенциал восстановления катионов магния составляет –2,36 В . Процессу восстановления катионов меди соответствует стандартный электродный потенциал +0,34 В . По принципу наименьшей энергии на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы с бо́льшим электродным потенциалом. Значит, в нашем случае первым будет протекать процесс восстановления катионов меди. После того, как будут разряжены все катионы меди, начнут восстанавливаться катионы магния. На аноде также возможны две электродные реакции. Для выяснения их последовательности сравним стандартные электродные потенциалы окисления ионов хлора и сульфат-ионов, которые составляют соответственно +1,36 В и +2,01 В. На аноде первыми окисляются анионы с меньшим электродным потенциалом. Таким образом, в рассматриваемом примере на аноде в первую очередь произойдет окисление хлорид-ионов. Сульфат-ионы начнут окисляться до персульфат-ионов после того, как хлорид-ионов в расплаве не останется. Электролиз расплавов позволяет последовательно получать различные металлы и продукты окисления анионов. Слайд 237 Электролиз водных растворов протекает значительно сложнее. Это связано с присутствием в растворе, помимо электролита, растворителя – воды. Для начала рассмотрим процессы, реализующиеся на катоде. Возможными катодными процессами при электролизе водных растворов электролитов являются восстановление катионов металла и электрохимическое восстановление воды. Катионы металлов восстанавливаются с образованием металлов. Реакция 13.7, соответствующая этому процессу, записана в общем виде и показана на слайде. зависимости от характера среды раствора электролита, в катодной реакции могут принимать участие как молекулы воды, так и ионы водорода. Если среда раствора нейтральная или щелочная, то есть рН принимает значения от 7 до 14, то на катоде восстанавливаются молекулы воды, в соответствии с реакцией 13.8. В кислых средах при рН меньше 7 восстанавливаются ионы водорода, по уравнению 13.9. Стандартный электродный потенциал восстановления воды при разных значениях рН раствора имеет разное значение. Так, в нейтральной среде φо он равен –0,41 В , а в сильнощелочной среде составляет –0,83 В . Процесс восстановления протонов характеризуется нулевым значением стандартного электродного потенциала. Участие в катодном процессе при низких значениях рН ионов водорода, а не молекул воды, связано с принципом наименьшей энергии. В кислых средах в избыточном количестве содержатся ионы водорода, а стандартный электродный потенциал их восстановления выше, чем у воды. Поскольку на катоде в первую очередь разряжаются формульные единицы с бо́льшим электродным потенциалом, то восстановлению будут подвергаться именно ионы водорода. Слайд 238 Правильный выбор одного из двух или сразу обоих рассмотренных процессов основывается на значении стандартного электродного потенциала восстановления катиона, участвующего в электролизе. В зависимости от стандартных электродных потенциалов, они делятся на три группы. первую группу относят катионы металлов с низкими значениями стандартных электродных потенциалов, ниже –1,66 В включительно. В ряду стандартных электродных потенциалов такие значения φо соответствуют катионам металлов от катиона лития до катиона алюминия. В водных растворах катионы этих металлов не восстанавливаются. Их можно получить только электролизом расплавов. На катоде будет происходит восстановление молекул воды или ионов водорода, что определяется величиной рН раствора. Вторую группу образуют окислители с промежуточными значениями стандартных электродных потенциалов: от –1,66 В до 0 В . В ряду стандартных электродных потенциалов в этой группе находятся ионы металлов, расположенные ниже катиона алюминия, но выше катионов водорода. На катоде одновременно будут протекать два параллельных конкурирующих процесса: образования металла из его катиона и водорода из воды или протонов, что определяется характером среды раствора. Для увеличения выхода одного из продуктов электролиза необходимо изменить условия процесса. Катионы металлов с положительными стандартными электродными потенциалами легко восстанавливаются на катоде. При этом растворитель в процессе электролиза участия не принимает. Слайд 239 Подробно остановимся на анодных процессах, которые возможны при электролизе водных растворов. Во-первых, на аноде может происходить растворение самого анода, если он является активным. Уравнение 13.10. Однако в анодной реакции могут принять участие только те электроды, которые имеют значение стандартного электродного потенциала меньше значения, определяемого по формуле 13.11. Если стандартный электродный потенциал металла превышает 1,229 В то электрод ведет себя как инертный. К таким металлам относится золото. Во-вторых, на аноде в щелочных средах при рН > 7 наблюдается окисление гидроксогрупп с образованием кислорода по уравнению 13.12. Если среда раствора является нейтральной или щелочной, то на катоде происходит окисление молекул воды по реакции 13.13. Образование кислорода в щелочных средах из гидроксогрупп, а не молекул воды, объясняется принципом наименьшей энергии. Так, на аноде в первую очередь окисляется восстановитель с наименьшим значением стандартного электродного потенциала. Стандартный электродный потенциал окисления воды в нейтральной среде равен +0,81 В , а в кислых средах составляет +1,23 В. Процесс окисления гидроксогрупп в сильнощелочных средах имеет стандартный электродный потенциал +0,41 В . Как видно из сравнения данных численных значений φо , окисление гидроксид-ионов в щелочных средах сопровождается меньшими энергозатратами и будет предпочтительней. Еще один возможный процесс на аноде – это окисление кислотных остатков, в составе которых нет кислорода и которые имеют значения стандартных электродных потенциалов до 1,5 В . Все кислородсодержащие кислотные остатки и бескислородные остатки с потенциалами больше 1,5 В в процессе электролиза водного раствора участия не принимают. Слайд 240 Необходимо отметить, что все бескислородные анионы с электродными потенциалами до 1,5 В окисляются в первую очередь. Это значит, ги́дро́ксогру́ппы или молекулы воды на аноде будут принимать участие только в отсутствии в растворе указанных ионов, то есть после их полного окисления. Это объясняет так называемое перенапряжение. Некоторое дополнительное напряжение, которое расходуется на подвод воды к электродам, образование атомов кислорода и водорода, затем образование из них молекул, отрыва пузырьков газа от электродов, называется перенапряжением. При электрохимическом восстановлении воды выделяется водород, поэтому перенапряжение называют перенапряжением по водороду ηк . В случае электрохимического окисления воды перенапряжение является перенапряжением по кислороду ηа . Для каждого электрода величина перенапряжения как по водороду, так и кислороду, индивидуальна. Её значение является табличной величиной. Величина перенапряжения смещает стандартный электродный потенциал восстановления воды в сторону более отрицательных значений, а стандартный электродный потенциал окисления воды будет больше на величину перенапряжения. Формулы 13.14 и 13.15. Таким образом, перенапряжение делает участие воды в процессе электролиза более затруднительным. В качестве примера рассмотрим медный электрод, для которого ηк равно 0,5 В , а ηа равно 0,4 В . Это значит, что при восстановлении воды в нейтральной среде электродный потенциал процесса будет равен не –0,41 В , составит –0,91 В . На аноде электродный потенциал окисления воды в нейтральной среде станет больше на 0,4 В и составит не 0,81 В , а 1,21 В . Слайд 241 В качестве примера рассмотрим поведение хлорида калия КCl , находящегося в растворе, при электролизе на инертных электродах без учета перенапряжения. Процесс электролитической диссоциации соли показан уравнением 13.16 на слайде. Хлорид калия является солью, образованной сильным основанием сильной кислотой. Такие соли не гидролизуются. Характер среды раствора будет нейтральным. Катионы калия и молекулы воды будут направленно перемещаться к катоду. Для выяснения реакции, которая будет осуществляться на катоде, необходимо выписать стандартные электродные потенциалы всех частиц, находящихся в прикатодном пространстве. Стандартный электродный потенциал процесса восстановления катионов калия равен –2,92 В , что указывает на невозможность участия этих ионов в электролизе в присутствии воды. Вспомним, что в водных растворах не могут восстанавливаться окислители со значениями φo меньше, чем –1,66 В включительно. В нейтральной среде восстановлению подвергаются молекулы воды по реакции 13.17. К аноду из раствора перемещаются хлорид-ионы и молекулы воды. Стандартные электродные потенциалы окисления этих формульных единиц составляют +1,36 В и +0,81 В соответственно. Потенциал воды выписан с учетом нейтрального характера среды раствора. Хлорид-ион является бескислородным анионом со стандартным электродным потенциалом меньше 1,5 В . Поэтому независимо от того, что значение φo хлорид-иона больше, чем для окисления воды, все равно окисляться будут хлорид-ионы по уравнению 13.18. Это связано с перенапряжением на процессы участия воды в электролизе. Слайд 242 Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора сульфата цинка с цинковыми электродами. Перенапряжение на цинковом катоде равно 1,0 В , а на цинковом аноде – 0 В . Уравнение электролитической диссоциации соли 13.19 показано на слайде. Сульфат цинка – это соль слабого основания и сильной кислоты с кислым характером среды раствора. С учетом перенапряжения и характера среды раствора электрохимическое восстановление воды будет происходит при –1,41 В , а окисление – при +1,23 В . катоду будут притягиваться ионы цинка, ионы водорода и молекулы воды. Стандартные электродные потенциалы для данных формульных единиц представлены на слайде. Для восстановления катионов цинка φo равно –0,76 В , то есть этот стандартный электродный потенциал лежит в интервале от –1,66 В до 0 В . Значит, на катоде будут идти два процесса. В кислой среде ионы цинка будут восстанавливаться вместе с ионами водорода. Реакции 13.20. На катоде будет осаждаться цинк и выделяться газообразный водород. прианодном пространстве будут накапливаться сульфат-ионы и молекулы воды. Ввиду того, что в состав сульфатогрупп входит кислород, в присутствии воды эти ионы окисляться не будут, и их можно не рассматривать как возможных участников реакции. Цинковый анод является активным электродом, то есть он может принимать участие в анодном процессе. Сравним стандартные электродные потенциалы окисления цинка и молекул воды. Для цинка φo равно –0,76 В , а для воды в кислой среде +1,23 В . Данное сравнение показало, что потенциал цинка меньше, чем воды. На аноде легче протекает окисление восстановителей с меньшими электродными потенциалами, поэтому при электролизе в данном случае на аноде будет происходить растворение самого анода по уравнению 13.21. Слайд 243 Для закрепления навыков составления электродных реакций при электролизе водных растворов рассмотрим электрохимические процессы при электролизе нитрата серебра. Электроды инертные. Перенапряжение на электродах не учитываем. водном растворе нитрат серебра в результате электролитической диссоциации распадается с образованием ионов серебра и нитрат-ионов по уравнению 13.22. Так как соль образована слабым основанием и сильной кислотой, она подвергается гидролизу по катиону. Среда будет кислой с рН < 7, и в растворе будут содержаться ионы водорода. В прикатодном пространстве происходит накопление ионов серебра, молекул воды и ионов водорода. Стандартные электродные потенциалы данных окислителей выписываем из таблиц. Как показывают справочные значения, φo восстановления ионов серебра является положительной величиной. В этом случае на катоде возможен только один процесс, связанный с участием катионов металла, – реакция 13.23. Образующееся металлическое серебро осаждается на электроде. положительно заряженному аноду притягиваются нитрат-ионы и молекулы воды. В составе нитрат-иона содержится кислород, что делает невозможным участие данного иона в процессе окисления в водном растворе. Следовательно, на инертном аноде будет происходит электрохимическое окисление воды с образованием молекулярного кислорода. Таким образом, при составлении катодной реакции в водном растворе следует обратить внимание на значение электродного потенциала катиона и, зависимости от φo , определиться с поведением окислителя на катоде. Для правильного составления анодной реакции необходимо отметить наличие или отсутствие кислорода в составе аниона, на потенциал бескислородного восстановителя, а также учесть природу электрода. Слайд 244 Для определения количеств образующихся на электродах веществ применяют законы Фарадея. Майкл Фараде́й – английский физик и химик. Им было открыто явление электромагнитной индукции, которое легло в основу современного производства электричества. Фараде́й создал первую модель электродвигателя. Им были введены такие термины, как ион, электролит, анод, катод, диэлектрик, парамагнетизм. Среди многих других открытий Майкла Фараде́я – законы электролиза, которые были им опубликованы в 1836 году. Первый закон Фараде́я: масса вещества, выделяющаяся на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, пропущенного через раствор или расплав. Формула 13.25 представляет собой математическую запись этого закона. Согласно данной формуле, масса m равна произведению коэффициента пропорциональности, называемого электрохимическим эквивалентом, k на количество электричества Q . Для нахождения электрохимического эквивалента k молярную массу вещества M , образующегося на электроде, необходимо разделить на количество электронов n , участвующих в электродной реакции, и на число Фарадея F . Формула 13.26. Количество электричества Q представляет собой произведение силы тока на время электролиза τ , что показано на слайде формулой 13.27. Объединив выражения 13.25, 13.26, 13.27, получаем формулу 13.28, которая позволяет определить теоретическую массу вещества, образовавшегося при электролизе. Если на электроде образуется газообразное вещество, то для него, как правило, определяют объем по выражению 13.29. Слайд 245 При электролизе всегда выделяется или растворяется меньше вещества, чем должно получиться по закону Фарадея. Это объясняется тем, что наряду основными электродными процессами окисления и восстановления практически всегда протекают побочные реакции. К таким реакциям относятся взаимодействие образовавшихся при электролизе веществ с электролитом, выделение наряду с металлом на катоде водорода. Кроме того, часть электрической энергии тратится на преодоление сопротивления электролита, то есть на нагрев электролита и электродов. Поэтому для экономической оценки процесса электролиза вводят такое понятие, как выход по току. Его обозначают буквой η и определяют как отношение практической массы вещества, выделившегося при электролизе, к теоретической массе вещества, рассчитанной по первому закону Фарадея. Формула 13.30. Выход по току, как правило, выражают в процентах. Таким образом, для определения практической массы вещества, которое образовалось при электролизе, применяют формулу 13.31. При применении данной формулы для расчетов выход по току из процентов переводят в доли единицы делением на 100. Для нахождения практического объема используют выражение 13.32, которое для определения при нормальных условиях можно записать в виде 13.33. Слайд 246 Формулировка второго закона Фараде́я звучит следующим образом: при электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к превращению эквивалентных количеств веществ. Данный закон можно записать в виде равенства 13.34. Эквивалентное количество вещества nЭ находят как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента этого вещества по выражению 13.35. Тогда равенство 13.34 можно записать в виде выражения 13.36, а после преобразований получим окончательное равенство 13.37, которое наиболее часто представляют как второй закон Фараде́я. Вспомним, что электролиз является окислительно-восстановительной реакцией, поэтому для нахождения молярной массы эквивалента вещества учитывают количество электронов, участвующих в электродной реакции. Формула 13.38. Таким образом, применяя второй закон Фараде́я, можно определить массу вещества на одном из электродов, если известна масса вещества на другом электроде. Также этот закон справедлив для нахождения масс веществ, которые образуются при электролизе разных электролитов, но при прохождении одинакового количества электричества через их расплавы или растворы. случаях выделения на катоде газообразного вещества второй закон Фараде́я можно записать в виде выражения 13.39. Для определения молярного объема эквивалента газа при электролизе учитывают количество электронов, участвующих в образовании данного газа, по формуле 13.40. Если расчеты проводят при нормальных условиях, то молярный объем газа в этом случае равен 22,4 л/моль . Слайд 247 Еще одним законом электролиза является третий закон Фараде́я. Он звучит следующим образом: если количество электричества, пропущенное через раствор или расплав электролита, равно числу Фараде́я, то количества веществ, выделившиеся на электродах, будут равны одному эквиваленту. Равенство 13.41 на слайде. Число Фараде́я составляет 96500 Кл , или 26,8 А·ч . Если время электролиза измерено в секундах, то используют число Фарадея, выраженное Куло́нах. Если же время выражено в часах, то и число Фараде́я должно быть выражено в ампер-часах. Число эквивалентов в окислительно-восстановительных процессах определяется через массу вещества, молярную массу вещества и количество участвующих в реакции электронов по формуле 13.42. Это дает возможность, преобразовав данное выражение, выразить формулу 13.43 для нахождения массы одного эквивалента. Для нахождения объема одного эквивалента, проведя аналогичные рассуждения, можно воспользоваться формулой 13.44. Если через расплав или раствор электролита было пропущено несколько Фараде́ев электричества, то их количество эквивалентов находят по выражению 13.45. Тогда массу или объем вещества, образовавшегося на электроде, определяют по формулам 13.46 или 13.47. Расход электроэнергии при электролизе определяют по формуле 13.48. За единицу измерения расхода электроэнергии принимают, как правило, Вт·ч или кВт·ч . Слайд 248 Электролиз имеет огромное практическое значение во многих отраслях промышленности. Рассмотрим некоторые из областей его применения. В химической промышленности получают различные вещества электролизом как расплавов, так и растворов электролитов. Так, хлор и гидроксид натрия получают электролизом расплава хлорида натрия. При этом у катода образуется щелочь NaOH и водород Н2 , а на аноде выделяется хлор Cl2 . Хлор используют в производстве соляной кислоты, каучуков, химических волокон, ядохимикатов, отбеливателей, растворителей. Водород используют для синтеза соляной кислоты, в производстве капрона, нейлона, получения металлов. При электролизе воды образуются водород и кислород, рисунок 13.4 на слайде. Кислород используют в автогенной сварке, резке металлов, в обжиговых процессах. Электрохимическим способом получают гипохлорит натрия NaClO , используемый как отбеливатель и для хлорирования питьевых и сточных вод. Для медицины, производства красящих, взрывчатых веществ, спичек электролизом получают хлорат натрия NaClO3 . Также, используя электролиз, получают хлорную кислоту HClO4 , ее соли, перманганат калия KMnO4 , которые нашли применение в медицине, фотографии, как окислители в ракетном топливе. Слайд 249 Широкое применение нашел электролиз в металлургии. Получение металлов в свободном состоянии называют электрометаллургией. Если металл выделяют электролизом водных растворов, то это гидроэлектрометаллургия. Электролиз расплавов – это пироэлектрометаллургия ПЭМ. Гидроэлектрометаллургией получают металлы, имеющие стандартные электродные потенциалы больше –1,66 В . Такими металлами являются медь, цинк, никель, хром, кобальт и другие. Они осаждаются на катоде. Электролитическое рафинирование, представляющее собой очистку чернового металла от примесей, проводят электролизом с растворимым анодом. Катионы основного металла и примесей, имеющих более отрицательный электродный потенциал, чем потенциал очищаемого металла, переходят в раствор электролита. Примеси, имеющие более положительный электродный потенциал, оседают с анода в виде шлама. На катоде происходит восстановление очищаемого металла, так как его потенциал более положителен, чем потенциал примесей. Рафинирование меди позволяет получить металл, содержащий от 98 до 99,5 % меди. Рисунок 13.5. В черновой меди находятся примеси цинка, никеля, железа и других металлов. Литые аноды из черновой меди помещают электролит, представляющий собой раствор сульфата меди, подкисленный серной кислотой. Между ними располагают катоды из тонких листов чистой меди. При электролизе происходит анодное растворение меди по уравнению 13.49. Вместе с ней в раствор переходят и электроотрицательные примеси: цинк, никель, железо. Электроположительные примеси: серебро, золото – выпадают в виде шлама. На катоде осаждается только чистая медь по уравнению 13.50. Электроотрицательные примеси загрязняют электролит, который периодически заменяют на новый. Прироэлектрометаллургией получают металлы, имеющие стандартные потенциалы, равные или меньше –1,66 В . Это алюминий, магний, литий, кальций и другие. Слайд 250 В технике электролиз используют в разных направлениях. Гальванопластикой получают изделия путем электролиза для радиотехники приборостроения. Для этого на алюминиевую фольгу электролизом наносят медный слой. Заготовку помещают в раствор щелочи или кислоты, при этом алюминий растворяется. Остается медное изделие. Процесс нанесения металлических покрытий путем электролиза – это гальваностегия. Такие покрытия называются гальваническими. Их толщина составляет от 1 до 100 мкм . В зависимости от назначения гальванические покрытия подразделяются на защитные от коррозии – цинковые, оловянные, защитно-декоративные, предохраняющие от коррозии и придающие изделию красивый внешний вид – хромовые, никелевые. Рисунок 13.6 на слайде. Покрытия медью и серебром повышают электропроводность. Гальванические покрытия из сплавов ко́бальта и никеля образуют на изделии магнитные пленки. Для улучшения способности к пайке наносят оловянные, оловянно-свинцовые покрытия. Электрохимическая обработка металлов и сплавов электролизом позволяет обрабатывать внутренние полости деталей, а также изделия из очень прочных и твердых металлов и сплавов сложной конфигурации. Подобная обработка не влечет изменения структуры сплава, что является преимуществом перед механической обработкой изделия. Анодом является обрабатываемое изделие. Например, при обработке алюминия в качестве электролита применяют кислоту. Материалом катода является сталь или свинец. На катоде выделяется водород, а на аноде происходит образование оксидной пленки. Данные процессы показаны на слайде уравнениями 13.51 и 13.52. Одновременно с процессами электролиза происходит частичное растворение образующегося оксида алюминия. На пленке появляются поры, которые пропитывают различными составами, повышающими коррозионную стойкость металла. На этом изучение электролиза закончено. Предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля с целью закрепления полученных знаний. Слайд 251 |