8. Електроліз: поняття, сутність процесу, складання реакцій електролізу.

Електроліз – розклад речовин (наприклад, води, розчинів кислот, лугів, розчинених або розплавлених солей тощо) постійним електричним струмом.

Явище електролізу широко застосовується в сучасній промисловості. Зокрема, електроліз є одним із способів промислового одержання алюмінію, водню, а також гідроксиду натрію, хлору, хлорорганічних сполук , Діоксиду марганцю [2], пероксиду водню. Велика кількість металів витягуються з руд і піддаються переробці за допомогою електролізу ( електроекстракція, електрорафінірованіе).

Електроліз знаходить застосування в очищенні стічних вод (процеси електрокоагуляції, електроекстракціі, електрофлотаціі).

Електроліз полягає в електрохімічних процесах окиснення та відновлення на електродах. При електролізі позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, на якому електрохімічно відновлюються. Негативно заряджені йони (аніони) рухаються до анода, де електрохімічно окиснюються. В результаті електролізу на електродах виділяються речовини в кількостях, пропорційних кількості пропущеного струму. Електроліз застосовується для одержання багатьох речовин (металів, водню, хлору та ін.), при гальваностегії (нанесенні металічних покриттів), гальванопластиці (відтворенні форми предметів), а також у хімічному аналізі (полярографія).

Первинні і вторинні реакції

Реакції, які відбуваються при електролізі на електродах називаються вторинними. Первинними є реакції дисоціації в електроліті. Поділ реакцій на первинні й вторинні допоміг Майклу Фарадею встановити закони електролізу.

Практичне значення

Електрохімічні процеси широко застосовуються в різних галузях сучасної техніки, в аналітичній хімії, біохімії і т. д. У хімічній промисловості електролізом одержують хлор і фтор, луги, хлорат і перхлорат, надсірчану кислоту і персульфати, хімічно чисті водень і кисень і т. д. При цьому одні речовини одержують шляхом відновлення на катоді, інші - електроокисненням на аноді. Електроліз в гідрометалургії є однією з стадій переробки металовмісткої сировини, що забезпечує отримання товарних металів. У кольоровій металургії електроліз використовується для добування металів з руд та їх очищення. Електролізом з розплавлених середовищ отримують алюміній, магній, титан, цирконій, уран, берилій та ін Для рафінування (очищення) металу електролізом з нього відливають пластини і поміщають їх як анодів в електролізер. При пропущенні струму метал, що підлягає очищенню, піддається анодному розчиненню, тобто переходить у розчин у вигляді катіонів. Потім ці катіони металу розряджаються на катоді, завдяки чому утворюється компактний осад вже чистого металу. Домішки, що знаходяться в аноді, або залишаються нерозчинними, або переходять в електроліт і видаляються. Гальванотехніка - область прикладної електрохімії, що займається процесами нанесення металевих покриттів на поверхню як металевих, так і неметалевих виробів при проходженні постійного електричного струму через розчини їх солей. Гальванотехніка ділиться на гальваностегію і гальванопластику.

Гальваностегія - це електроосадження на поверхню металу іншого металу, який міцно зв'язується (зчіплюється) з покриваючим металом (предметом), що служить катодом електролізера.

Перед покриттям вироби необхідно ретельно очистити, в іншому випадку метал буде осідати нерівномірно, і зв'язок металу з поверхнею виробу буде нестійким. Способом гальваностегіі можна покрити деталь тонким шаром золота або срібла, хрому або нікелю. За допомогою електролізу можна наносити найтонші металеві покриття на різні металеві поверхні. При такому способі нанесення покриттів, деталь використовують як катод, який міститься у розчину солі того металу, покриття з якого необхідно отримати. В якості анода використовується пластинка з того ж металу.

Гальванопластика - одержання шляхом електролізу точних, легко відокремлюваних металевих копій щодо значної товщини з різних як неметалічних, так і металевих предметів, які називаються матрицями.

За допомогою гальванопластики виготовляють бюсти, статуї і т. д. Гальванопластика використовується для нанесення порівняно товстих металевих покриттів на інші метали (наприклад, освіта "накладного" шару нікелю, срібла, золота і т. д.). Крім зазначених вище, електроліз знайшов застосування і в інших галузях:

Отримання оксидних захисних плівок на металах (анодування);

Електрохімічна обробка поверхні металевого виробу (поліровка);

Електрохімічне фарбування металів (наприклад, міді, латуні, цинку, хрому та ін);

Очищення води - видалення з неї розчинних домішок. В результаті виходить так звана м'яка вода (за своїми властивостями наближається до дистильованої);

Електрохімічна заточка ріжучих інструментів (наприклад, хірургічних ножів(скальпелів), бритв і т.д.).

Зміна електролізом речовин

Не всі речовини будуть електролізіроваться при пропущенні електричного струму. Існують деякі закономірності і правила. Катіони активних металів Катіони менш активних металів Катіони неактивних металів

Li +, Cs +, Rb +, K +, Ba 2 +, Sr 2 +, Ca 2 +, Na +, Mg 2 +, Be 2 +, Al 3 + Mn 2 +, Cr 3 +, Zn 2 +, Ga 3 +, Fe 2 +, Cd 2 +, In 3 +, Tl +, Co 2 +, Ni 2 +, Mo 4 +, Sn 2 +, Pb 2 + Bi 3 +, Cu 2 +, Ag +, Hg 2 +, Pd 3 +, Pt 2 +, Au 3 +

Важко розряджаються (тільки з розплавів), у водному розчині електролізу піддається вода з виділенням водню У водному розчині відновлюється метал (при малій концентрації катіонів у розчині - метал і водень) Легко розряджаються і відновлюється лише метал

Аніони кисневмісних кислот і фторид-іон Гідроксид-іони; аніони безкисневих кислот (крім F -)

PO 4 3 -, CO 3 2 -, SO 4 2 -, NO 3 -, NO 2 -, ClO 4 -, F - OH -, Cl -, Br -, I -, S 2 -

Важко розряджаються (тільки з розплавів), у водному розчині електролізу піддається вода з виділенням кисню Легко розряджаються

Приклади

4.1. Розплави

1) Активні метали

1.Соль активного металу і безкисневої кислоти

NaCl ↔ Na + + Cl -

K "катод" (-): Na + + 1e = Na 0

A "анод" (+): Cl - 1e = Cl 0; Cl 0 + Cl 0 = Cl 2

Висновок: 2NaCl → (електроліз) 2Na + Cl 2

2.Соль активного металу і кисневмісної кислоти

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2 -

K (-): 2Na + +2 e = 2Na 0

A (+): 2SO 4 2 - 4e = 2SO 3 + O 2

Висновок: 2Na 2 SO 4 → (електроліз) 4Na + 2SO 3 + O 2

3. Гідроксид: активний метал і гідроксид-іон

NaOH ↔ Na + + OH -

K (-): Na + +1 e = Na 0

A (+): 4OH - 4e = 2H 2 O + O 2

Висновок: 4NaOH → (електроліз) 4Na + 2H 2 O + O 2

2) Менш активні метали

Точно так же

3) Неактивні метали

Точно так же

4.2. Розчини

1) Активні метали

1.Соль активного металу і безкисневої кислоти

NaCl ↔ Na + + Cl -

K "катод" (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A "анод" (+): Cl - 1e = Cl 0; Cl 0 + Cl 0 = Cl 2

Висновок: 2NaCl + 2H 2 O (електроліз) → H 2 + Cl 2 +2 NaOH

2.Соль активного металу і кисневмісної кислоти

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2 -

K (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4H +

Висновок: 2H 2 O (електроліз) → 2H 2 + O 2

3. Гідроксид: активний метал і гідроксид-іон

NaOH ↔ Na + + OH -

K (-): 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH -

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4Н +

Висновок: 2H 2 O (електроліз) → 2H 2 + O 2

2) Менш активні метали

1.Соль менш активного металу і безкисневої кислоти

ZnCl 2 ↔ Zn 2 + + 2Cl -

K "катод" (-): Zn 2 + + 2e = Zn 0

A "анод" (+): 2Cl - 2e = 2Cl 0

Висновок: ZnCl 2 (електроліз) → Zn + Cl 2

2.Соль менш активного металу і кисневмісної кислоти

ZnSO 4 ↔ Zn 2 + + SO 4 2 -

K (-): Zn 2 + + 2e = Zn 0

A (+): 2H 2 O - 4e = O 2 + 4Н +

Висновок: 2ZnSO 4 + 2H 2 O (електроліз) → 2Zn + 2H 2 SO 4 + O 2

3. Гідроксид: неможливо (не розчиняється)

3) Неактивні метали

Точно так же

. Електроліз в газах

Електроліз в газах, при наявності іонізатора, пояснюється тим, що при проходженні через них постійного електричного струму, спостерігається виділення речовин на електродах. Закони Фарадея в газах не дійсні, але існують кілька закономірностей;

1) За відсутності іонізатора електроліз проводитися не буде навіть при високій напрузі.

2) Електролізу піддаються тільки безкисневі кислоти в газоподібному стані і деякі гази.

3) Рівняння електролізу як в електролітах, так і в газах завжди залишаються постійними.