ХИИИИИИИИМИИИИЯЯЯЯЯ. Тема 1 химия как наука и её значение в жизни человека

• Название: Тема 1 химия как наука и её значение в жизни человека
• Анкор: ХИИИИИИИИМИИИИЯЯЯЯЯ.docx
• Дата: 12.01.2018
• Размер: 1.07 Mb.
• Имя файла: ХИИИИИИИИМИИИИЯЯЯЯЯ.docx
• Тип: Документы; #13910
• страница: 7 из 13

Основные понятие и особенности электролиза.

Совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита, называется электролизом.

Ячейка для электролиза, называемая  электролизером, состоит из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором идет реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу внешнего источника тока.

Процессы, происходящие у анода, зависят как от вещества, из которого сделан анод, так и от электролита.

Аноды, применяемые при электролизе, могут быть растворимыми и инертными. В качестве инертных анодов применяются золото и платиновые металлы, а также графит. При рассмотрении электролиза водных раст-воров нужно учитывать, что кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются еще ионы являющиеся продуктом диссоциации воды (Н⁺, ОН^-).

Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. А у анода происходит разряд как анионов электролита, так и гидроксид - ионов.

Из нескольких возможных процессов – будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут  восстанавливаться ионы, имеющие наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться ионы с наименьшим электродным потенциалом.

Последовательность электродных потенциалов на катоде происходит в порядке от больших потенциалов к меньшим (табл. «Ряд напряжений металлов»).

При этом возможны три случая: 

1. Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного потенциала (от Li по Al), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливается  водород воды: 2Н₂О + 2ē → Н₂ + 2ОН^- . Металлы могут быть получены электролизом расплавов их солей, в которых ион Н⁺отсутствует.

2. Катионы металлов, потенциалы которых мало отличаются от потенциала водорода (от Mn²⁺  до Н⁺), при электролизе восстанавливаются одновременно с восстановлением Н⁺ воды.

Необходимо учесть, что при рН=7 φ 2Н⁺/Н₂ понижается до -0,41В, что дает возможность многим катионам металла восстанавливаться на катоде.

3. Катионы металлов, потенциал которых > φ 2Н⁺/Н₂ (это Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Au³⁺ и платиновые металлы) при электролизе практически полнос-тьювосстанавливаются на катоде.

При рассмотрении анодных процессов следует учесть, что на аноде окисляется ионы с наименьшим потенциалом.

1) При электролизе водных растворов солей бескислородной кислоты у анода окисляются анионы (Cl^-, I^-, Br^-, S^2-) до свободного состояния.

2) При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот, а также фторидов, происходит окисление воды с выделением кислорода. 2Н₂О - 4ē → О₂ + 4Н⁺. В зависимости от рН среды этот процесс протекает по разному: в щелочной среде 4ОН^- - 4ē → О₂ + 2Н₂О

3) В случае растворимого анода его материал в ходе электролиза может окисляться. Это происходит в том случае, если потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал ионов ОН^- или других веществ, присутствующих в растворе.

Если потенциал металлов или другого  проводника первого рода, используемого в качестве анода, имеет более положительное значение, чем ОН^-или другие анионы, то протекает электролиз с инертным анодам (Au, Pt, графита).

 

в начало

Отдельные примеры электролиза растворов и расплавов солей.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов:

1. Электролиз растворов CuCl₂  с инертным анодом.

Медь в ряду стандартных потенциалов расположена после водорода (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B), поэтому у катода будет разряжаться ионы Cu²⁺ и выделяется свободная медь.

У анода будет разряжаться хлорид-иона.

 

Схема электролиза:

 

 Катод(-)       Cu²⁺ + 2ē  → Cu °

 Анод(+)        2Cl^-  - 2ē → Cl₂

 


                      Cu²⁺ + 2Cl^- → Cu + Cl₂

 

Установлено, что электролиз проходит только при некоторой определенной величине электрического напряжения. Минимальное напряжение, необходимое для разложения электролита, называемое потенциалом разложения, вычисляется теоретическим путем вычитания из электродного потенциала анода электродного потенциала катода (Е разл(теор.)). В данном случае (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B, φ Cl₂/2Cl^- = 1,36B),

Е разл. = 1,36-0,34 = 1,02В.   

2. Электролиз раствора К₂SO₄ c инертным анодом.

Поскольку калий имеет очень малую величину электродного потенциала (φ К/К⁺ =-2,9В), то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ОН^-. У анода будет идти выделение кислорода и накопление Н⁺ .

В целом раствор во всех частях будет электронейтральным, однако в катодном пространстве будет накапливаться щелочь, а в анодном – кислота.

 

Схема электролиза:

 

 



Как видно из записи схемы электролиза раствора K₂SO₄ , происходит электролиз воды, а количество растворенной соли останется неизменным, ее роль сведется лишь к созданию электропроводящий  среды.

3. Электролиз раствора NiSO₄ c  растворимым анодом из никеля.

Стандартный потенциал никеля (φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B) несколько больше, чем у водорода в нейтральной среде (рН=7), где он равен -0,41В. Расчет потенциала водорода в нейтральной среде проводят по уравнению:

 

φ = -0,059 ∙ 7=-0,41В

 

Поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSO₄ на катоде в основном происходит разряд ионов Ni²⁺ и выделение металла. На аноде происходит противоположенный процесс- окисление металла, т.к. потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более потенциала окисления иона SO₄^2-(φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B; φ SO₄^2-/ S₂O₈^2- = 2,01B, φН₂О/О₂ = 1,22В). Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде (перенос материала анода на катод).

 

Схема электролиза:

 



Этот процесс применяется для очистки никеля (так называемое электролитическое рафинирование).

4. Электролиз раствора NaCl с инертным анодам.

Натрий имеет очень малую величину электродного потенциала (φ Nа/Nа⁺ = -2,7B). У катода будет происходить восстановление водорода и накопление ионов ОН^- . У анода происходит окисление Cl^- до свободного состояния.

Схема электролиза:

 



 

5. Электролиз расплава NaCl  с инертным анодом.

При плавлении хлорида натрия происходит термохимическая диссоциация соли: Na⁺Cl^- . На катоде идет восстановление ионов Na⁺ до металлического натрия, на аноде – окисления ионов Cl^- до свободного состояния.

Схема электролиза:

 



 

Сравнивая электролиз раствора и расплава NaCl, можно сделать вывод: очень активные металлы (Li, Na, K, Ba, Mg, Sr, Ca) можно получить только электролизом расплавов их солей.

Как показали исследования, довольно часто электролиз (разряд ионов) начинается при напряжении, значительно превышающем теоретическивычисленное.

Например, согласно теоретическому подсчету, электролиз 1м раствора NaOH должен проходить при напряжении 1,22В. Практически же он проходит при 1,67В. Разность между потенциалом разложения, фактически необходимого для протекания электролиза, и теоретического найденного, носит название перенапряжения. Рассчитаем для нашего примера:

 

Е перен =Е разл (опр) – Е разл (теор) = 1,67 – 1,22 = 0,45В.

 

Перенапряжение вызывает  непроизводительный добавочный расход энергии, поэтому на практике стараются создать такие условия, при каторыхвеличина перенапряжения становится минимальной (применяет по возможности невысокие плотности тока).

 

в начало