Справочник химика 21

уравнения

Диаграмма , показывающая общее уравнение реакции .

В чистой воде при отрицательно заряженный катод, уменьшение реакция происходит, с электронами (е — ) с катода отдается катионы водорода с образованием газообразного водорода. Полуреакции , сбалансирован с кислотой, является:

Снижение на катоде: 2 Н + ( водн ) + 2е — → H 2 ( г )

В положительно заряженного анода, окисление происходит реакция, генерации газообразного кислорода и давая электроны к аноду , чтобы замкнуть цепь:

Окисление на аноде: 2 Н 2 О ( л ) → O 2 ( г ) + 4 Н + ( водно ) + ом —

Та же полуреакция также может быть сбалансирована с основанием, как указано ниже. Не все полуреакции должны быть сбалансированы с кислотой или основанием. Многие из них, как окисление или восстановление воды, перечисленных здесь. Чтобы добавить половину реакции они оба должны быть сбалансированы с любой кислотой или основанием. Кислотно-сбалансирован реакции преобладают в кислых растворах (низкий рН), в то время как базовые балансировкой реакции преобладают в основных растворах (с высоким рН).

Катод (сокращение): 2 Н 2 О ( л ) + 2е — Н 2 ( г ) + 2 ОН — ( водн )
Анод (окисление): 2 ОН — ( водно ) 1/2 O 2 ( г ) + Н 2 О ( л ) + 2 е —

Сочетание либо полуреакция дает то же общее разложение воды на кислород и водород:

Общая реакция: 2 Н 2 О ( л ) → 2 Н 2 ( г ) + O 2 ( г )

Число молекул водорода, полученного таким образом, в два раза превышает число молекул кислорода. Предполагая, равную температуру и давление для обоих газов, полученный газ водород имеет, следовательно, в два раза объем производимого газообразного кислорода. Число электронов проталкивается через воду в два раза превышает число генерируемых молекул водорода и в четыре раза числа генерируемых молекул кислорода.

Основы химической термодинамики.

Первый закон (начало) термодинамики – следствие закона сохранения энергии. Этот закон выполняется во всех явлениях природы и подтверждается всем опытом человечества.

Термодинамика преимущественно рассматривает две формы, в виде которых совершается превращение энергии, – теплоту и работу. Первый закон термодинамики устанавливает соотношение между тепловой энергией Q и работой А при изменении внутренней энергии системыΔU.

Из постоянства запаса внутренней энергии изолированной системы непосредственно вытекает: в любом процессе изменение внутренней энергии какой – нибудь системы равно разности между количеством сообщенной системе теплоты и количеством работы, совершенной системой:

ΔU = Q – А, отсюда

Q = ΔU + А

Это уравнение – математическое выражение первого закона термодинамики.

В этом случае первый закон термодинамики формулируется: подведенное к системе тепло Q идет на увеличение внутренней энергии системы ΔU и на совершение внешней работы А.

Первый закон (первое начало) термодинамики имеет несколько формулировок, но все они выражают одну и туже суть – неуничтожимость и эквивалентность энергии при взаимных переходах различных видов ее друг в друга.

история

Прибор изобретен Иоганн Вильгельм Риттер развивать электролиз воды

Ян Рудольф Deiman и Адриан ван Paets Troostwijk используются, в 1789 году, электростатический машин для производства электричества , который был выписан на золотые электродов в лейденских банках с водой. В 1800 году Алессандро Вольта изобрел гальваническую груду , и через несколько недель Уильям Николсон и Энтони Carlisle использовали его для электролиза воды. Когда Зеноб Теофил Грамм изобрел машину Грамма в 1869 г. электролиза воды стал дешевым способом для производства водорода. Способ промышленного синтеза водорода и кислорода посредством электролиза был разработан Дмитрием Лачинами в 1888 году.

Краткое описание электролиза

Электролиз происходит при прохождении постоянного (прямого) электрического тока через ионизированное вещество, которое может быть или расплавом, или раствором, в котором это самое вещество распадается на ионы (электролитическая диссоциация молекул) и представляет собой электролит. При прохождении электрического тока через такое состояние вещества, когда оно представлено ионами, происходит электрохимическая реакция окисления и восстановления.

На одном электроде ионы одного вида будут окислятся, а на другом восстанавливаться, что весьма часто проявляется в виде выделения газов, или выпадением вещества в виде нерастворимого химического осадка. При электролизе ионы, называемые анионами получают недостающие им электроны и перестают быть ионами, а ионы другого вида — катионы, отдают лишние электроны и также перестают после этого быть ионами.

Электролиз не может происходить там, где отсутствуют ионы, например в кристалле соли, или в твёрдых полимерах (смолы, пластмассы). Если кристалл соли растворить в подходящем растворителе, в котором он распадётся на ионы, то в такой жидкой среде возможен процесс электролиза, так как раствор представляет собой электролит. Все электролиты являются проводниками второго рода, в которых может существовать электрический ток.

Для процесса электролиза необходимо как минимум два электрода, которые представляют собой источник тока. Между этими двумя электродами через электролит или расплав протекает электрический ток, а наличие только одного электрода не обеспечивает замкнутую электрическую цепь, и потому ток протекать не может.

В качестве электродов могут быть использованы любые материалы обеспечивающие достаточную проводимость. Это могут быть металлы и их сплавы, графит, полупроводниковые материалы. Электрохимические свойства электродов имеют решающее значение в коммерческом (промышленном) использовании электролиза, так как могут существенно снизить стоимость производства, улучшить качество и скорость электрохимического процесса, которым и является электролиз.

Необходимые условия осуществления

  1. Обязательное присутствие воды.
  2. Наличие ионов кислоты или основания: катиона — положительно заряженного и аниона — отрицательно.

Исходя из этого, различают три вида гидролиза солей, в состав которых может входить любой химический элемент.

  • С водой вступают в реакцию только катионы.
  • Соответственно лишь анионы.
  • Совместный — и те и другие ионы.

В результате химическая реакция происходит в следующем порядке.

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием — среда получится щелочной. Если же наоборот — кислой. При условии присутствия в соли сильного основания и такой же кислоты — нейтральной. Таким примером соли является вещество, содержащее химический элемент бром, а именно — KBr, или бромид калия.

Интересный факт, что именно гидролиз сложного эфира высшей жирной кислоты в щелочной среде, проведенный французом — химиком — Мишелем Эженом Шеврелем в 1808 году, дал возможность получения глицерина и мыла, благодаря чему такой процесс называют омылением. Занимался ученый данными опытами по просьбе владельцев текстильных предприятий.

Примеры написания уравнений электролиза

Приведем примеры электролиза раствора некоторых веществ.

Пример №1. Электролиз раствора хлорида натрия

При диссоциации хлорида натрия образуются ионы натрия и хлора.

Na Cl  →  Na+ +  Cl−

– Катодный процесс:

2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

– Анодный процесс:

2 Cl− − 2 e− → Cl2

– суммарное ионное уравнение реакции

2О + 2 Cl− → Н2 + 2ОН−+ Cl2

– суммарная реакция:

По этой реакции получается гидроксид натрия и хлор.

Пример №2. Электролиз раствора сульфата меди (II).

– на катоде выделяется медь:

Сu2+ + 2 e− →  Cu

–  на аноде выделяется кислород  

2О — 4 e− → О2 + 4Н+

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

2Сu2+ + 2Н2О → 2 Cu+ О2 + 4Н+

–  суммарная реакция:

2CuSO4 + 2Н2О  2Cu+О2+ 2H2SO4

Пример №3. Электролиз раствора нитрата калия

При  диссоциации нитрата калия образуются ионы калия и нитрат-ионы.

КNO3 → К+ +  NО3

–  Катодный процесс:

2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

–  Анодный процесс:

2О — 4 e− → О2 + 4Н+

– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 2)

Это один из способов получения водорода.

Электролиз находит применение во многих отраслях промышленности: химической, металлургии, для изготовления деталей требуемой формы, для электрохимического покрытия металлов.

Подведение итога урока

 На уроке была рассмотрена тема «Электролиз» из школьного курса химии 11 класса. В процессе занятия  анализировались процессы, происходящие при электролизе расплавов и растворов электролитов. Были даны определения процесса электролиза, введено понятие о двух типах электродов.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик.ру (Источник).

Домашнее задание

1. №№2-4 (с. 89) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Что такое электролиз? Сравните его с гидролизом.

3. Перечислите предметы домашнего обихода и оборудования квартиры, при изготовлении которых были использованы гальваностегия и гальванопластика.

Электролиз раствора

II. Процессы, происходящие при электролизе растворов электролитов

При электролизе растворов электролитов, кроме интересующих нас соединений есть еще и вода, которая также может подвергаться электролизу. Поэтому, исходя из строения соединения, электролиз может протекать либо с ионами соли, либо с водой.

Процессы, происходящие на катоде

1.  Катионы активных металлов, стоящие в ряду напряжений до алюминия, не разряжаются на катоде. См. рис. 2. В этом случае происходит только восстановление воды.

Рис. 2

2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

2.  Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений от алюминия до водорода, разряжаются в той или иной степени одновременно с молекулами воды. При этом одновременно происходят следующие процессы:

Men++ne- → Me

2О+2 e− → Н2 + 2ОН−

3.  При наличии в растворе катионов металлов, расположенных в ряду напряжений после водорода, на катоде, прежде всего, происходит восстановление катионов этих металлов. Men++ne- →Me

Процессы, происходящие на аноде

Различают два типа анодов: инертный и активный. Инертный анод – это анод, материал которого не окисляется в процессе электролиза (Pt). Активный анод – это анод, который окисляется в процессе электролиза. Например, графит.

Электролиз с инертным анодом

В анодном процессе могут принимать участие анионы некоторых бескислородных кислот Cl- ,Br- ,I-, S2-и гидроксид-ионы ОН -( разряжаются только эти анионы), например:

2Br- — 2е- →Br2;  4ОН− − 4 e− → О2 +2Н2О (в щелочной среде)

Если в растворе присутствуют анионы F-,SO2-4, NO-3, PO43-, CO32- и некоторые другие, то окислению подвергается только вода:

2О — 4 e− → О2 + 4Н+(в нейтральной и кислой среде)

Электролиз с активным анодом

В случае с активным анодом, число конкурирующих окислительных процессов увеличивается до трех:

— Электрохимическое окисление материала анода

— Окисление воды с выделением кислорода

— Окисление анионов растворенного соединения

Написание таких процессов рассматривается в высшей школе.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:

  1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Можно выделить несколько категорий металлов по катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплава солей. Если используется раствор, то выделяется водород за счет электролиза воды. Можно обеспечить восстановление в растворе, но при достаточной концентрации катионов, у следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Процесс протекает наиболее легко для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
  2. Анод. К этому электроду поступают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они отбирают электроны у металла, что приводит к их анодному растворению, т.е. переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также подразделяются по своей активности. Только из расплавов могут разряжаться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не они, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко реагируют такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электродов к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды

Инертные электроды делаются из графита, угля или платины и не участвуют в снабжении ионами.

выбор Электролит

Хоффман вольтаметр подключен к постоянному току источника питания

Если описанные выше процессы происходят в чистой воде, H + катионы будут потребляться / уменьшены на катоде и ОН — анионы будут потребляться / окисляются на аноде. Это может быть проверено путем добавления индикатора рН в воде: вода вблизи катода является основным , а вода вблизи анода является кислой. Эти отрицательные ионы гидроксида , которые приближаются к аноду в основном , в сочетании с положительными ионами гидроксония (H 3 O + ) с образованием воды. Положительные ионы гидроксония , которые приближаются к катоду в основном в сочетании с отрицательными ионами гидроксида с образованием воды. Относительно небольшое количество ионов гидроксония / гидроксид достигают катода / анода. Это может привести к концентрации перенапряжения на обоих электродах.

Чистая вода является достаточно хорошим диэлектриком , так как он имеет низкую автоионизацию , К ш = 1,0 × 10 -14 при комнатной температуре и , таким образом , чистая вода проводит ток плохо, 0,055 мкСм · см -1 . Если очень большой потенциал не применяется , чтобы вызвать увеличение автоионизацией воды электролиз чистой воды протекает очень медленно ограничена общей проводимости.

Если растворимый в воде электролит добавляют, проводимость воды значительно повышается. Электролит диссоциирует на катионы и анионы; анионы устремитесь к аноду и нейтрализовать накопление положительно заряженного Н + там; аналогичным образом , катионы устремляются к катоду и нейтрализовать накопление отрицательно заряженный ОН — там. Это позволяет непрерывный поток электричества.

Электролит для электролиза воды

Необходимо соблюдать осторожность при выборе электролита, так как анион , из электролита находится в конкуренции с ионами гидроксидом , чтобы дать вверх по электрону. Электролита анион с менее стандартным электродным потенциалом , чем гидроксид будет окисляться вместо гидроксида, и ни один газообразный кислорода не будет производиться

Катион с большим стандартным электродным потенциалом , чем ион водорода будет уменьшен вместо этого, и ни один газообразного водорода не будет производиться.

Следующие катионы имеют более низкий электродный потенциал , чем Н + и, следовательно , пригодны для использования в качестве катионов электролита: Li + , Rb + , К + , Cs + , Ва 2+ , Sr 2+ , Са 2+ , Na + и Mg 2 + . Натрия и лития часто используются, так как они образуют недорогие, растворимые соли.

Если кислота используется в качестве электролита, катион Н + , и нет ни одного конкурента для H + , созданного отмежевывается воды. Наиболее часто используемый анион является сульфат ( SO 2- 4 ), так как это очень трудно окислить, со стандартным потенциалом для окисления этого иона к пероксидисульфату иону +2.010 вольта.

Сильные кислоты , такие как серная кислота (H 2 SO 4 ) и сильные основания , такие как гидроксид калия (KOH) и гидроксид натрия (NaOH) часто используют в качестве электролитов из — за их сильные проводящие способности.

Твердый полимерный электролит также может быть использован , такой как Nafion и при нанесении с помощью специального катализатора на каждой стороне мембраны может эффективно разделить молекулу воды с всего лишь 1,5 вольт. Есть также ряд других твердых электролитных систем , которые были опробованы и разработанной с рядом систем электролизных теперь доступен коммерчески , которые используют твердые электролиты.

Чистый электролиз воды

Электролит свободной электролиз чистой воды была достигнута с помощью глубокой суб-Дебай длины нанометрических зазоров электрохимических ячеек . Когда расстояние зазор между катодом и анодом , даже меньше , чем дебаевской длины (1 микрон в чистой воде, около 220 нм в дистиллированной воде), в двухслойных регионы из двух электродов могут перекрываться друг с другом, что приводит к равномерно высокое электрическое поле распределяется внутри весь зазор. Такое высокое электрическое поле может значительно повысить перенос ионов внутри воды ( в основном за счет миграции), дальнейшее повышение уверенности в ионизацию воды и сохранение всей реакции продолжается, и показывает малое сопротивление между двумя электродами. В этом случае две полуреакции соединены друг с другом и ограничиваются шагами переноса электронов (ток электролиза насыщенным при дальнейшем уменьшении расстояния электрода).

Процесс электролиза

Вся суть процесса электролиза заключается в превращении ионов раствора (расплава) в атомы через добавление или отнятие электронов. Такое изменение происходит благодаря внешней электрической цепи, в которой существует электрический ток. В такой цепи обязательно имеется источник электричества, который является поставщиком электронов на одном электроде — катоде, и своеобразным насосом выкачивающем электроны на другом электроде — аноде. На катоде всегда избыток электронов и в его сторону движутся катионы (+), чтобы получить недостающие электроны и стать атомами, а на аноде — недостаток электронов и в его сторону движутся анионы (-), которые имеют лишние электроны на своей орбите, с тем, чтобы отдать их и стать нейтральными атомами.

В результате электрический ток в жидкости приводит к химическим превращениям веществ, то есть происходит химическая реакция. Любая химическая реакция связана с электричеством. Атомы и молекулы меняют свои заряды (валентность), окисляются и восстанавливаются, если говорить языком химии.

Очень часто процесс электролиза сопровождается физическим явлением газообразования. Например, при электролизе раствора поваренной соли в воде образуются газообразные хлор и водород. Во всяком случае, когда используются водные растворы (электролиты), будет на катоде выделятся водород. При использовании в качестве электролита раствора медного купороса CuSO4 (сульфат меди II) на катоде будет осаждаться кристаллическая медь.

Процесс электролиза является обратным тому процессу, который происходит в гальванических элементах при их использовании. Если при электролизе восстанавливается цинк, то в гальваническом элементе он окисляется.

Энергетические затраты

Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.

Watch this video on YouTube

Watch this video on YouTube

Электролиз давно и с высокой эффективностью используется в промышленности. Анодированные и гальванические покрытия стали обычным явлением в повседневной жизни, а добыча и обогащение материалов помогает добывать многие металлы из руды. Процесс можно запланировать и рассчитать, зная основные его закономерности.

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn2+ +2e → Zn.

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2:
2H2O + 2e → H2 + 2OH–.
Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H+ +2e → H2.
Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F–), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl– – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H+ написать не можем, так как OH– и H+ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H+ +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH– – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H2O – 4e → O2 + 4H+.
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO– – 2e → R-R + 2CO2.

Факторы, влияющие на процесс электролиза

Процесс электролиза зависит от следующих факторов:

  1. Состав электролита. Значительное влияние оказывают различные примеси. Они подразделяются на 3 типа – катионы, анионы и органика. Вещества могут быть более или менее отрицательными, чем основной металл, что и мешает процессу. Среди органических примесей выделяются загрязнители (например масла) и ПАВ. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
  2. Плотность тока. В соответствии с законами Фарадея, масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства – концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный разогрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого конкретного случая.
  3. рН электролита. Кислотность среды также выбирается с учетом металлов. Например оптимальное значение кислотности электролита для цинка – 140 г/куб.дм.
  4. Температура электролита. Она влияет неоднозначно. С увеличением температуры растет скорость электролиза, но повышается и активность примесей. Для каждого процесса есть оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.

Приложения

Около пяти процентов водорода газа , добываемого во всем мире создается путем электролиза. Большая часть этого водорода , полученный путем электролиза представляет собой продукт стороны в производстве и каустической соды . Это яркий пример .

2NaCl + 2H 2 O → Cl 2 + Н 2 + 2NaOH

Электролиз солевого раствора , смесь хлорида воды / натрия, только половина электролиз воды , так как хлориды ионы окисляют до хлора , а не воды окисляется до кислорода. Термодинамически, это не было бы ожидать , поскольку потенциал окисления иона хлора меньше , чем у воды, но скорость реакции хлорида намного больше , чем у воды, в результате чего она преобладает. Водород , получаемый в результате этого процесса либо сожжен (преобразование его обратно в воду), используемый для производства специальных химических веществ или различных других мелких приложений.

Электролиз воды также используются для генерации кислорода для Международной космической станции .

Водород позже может быть использован в топливном элементе в качестве способа хранения энергии и воды.

Второй закон

Фарадей, пропуская электрический ток одинаковой силы через различные электролиты, заметил, что массы веществ на электродах неодинаковы. Взвесив выделившиеся вещества, Фарадей сделал вывод, что вес зависит от химической природы вещества. Например, на каждый грамм выделенного водорода приходилось 107,9 г серебра, 31,8 г меди, 29,35 г никеля.

На основе полученных данных Фарадей вывел второй закон электролиза: для определённого количества электричества масса химического элемента, образовавшегося на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Она равна массе одного эквивалента – количеству вещества, реагирующему или замещающему 1 моль атомов водорода в химических реакциях:

μeq = μ/z,

где:

  • μ – молярная масса вещества;
  • z – число электронов на один ион (валентное число ионов).

Для выделения одного моля эквивалента затрачивается одинаковое количество электричества – 96485 Кл/моль. Это число называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Согласно второму закону, электрохимический эквивалент прямо пропорционален эквивалентной массе вещества:

k = (1/F) μeq или k = (1/zF)μ.

Рис. 3. Второй закон Фарадея.

Два закона Фарадея можно привести к общей формуле: m = (q / F) ∙ (μ/z).

Что мы узнали?

Фарадей, проводя реакцию электролиза разных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону, масса вещества, осевшего на электрод, прямо пропорциональная количеству электричества, пропущенного через электролит: m = kq. Второй закон отражает взаимосвязь электрохимического эквивалента и эквивалентной массы вещества: k = (1/F) μeq. Электрохимический эквивалент – количество выделившегося вещества при прохождении единицы электричества. Эквивалентная масса – количество вещества, реагирующее с 1 молем водорода.

Потенциометрическое определение рН

Различают два вида потенциометрического измерения:

1. Прямое потенциометрическое определение;

2. Методы потенциометрического титрования.

1. Прямое потенциометрическое измерение применяют для определения водяных растворах концентрации ионов металлов: кальция, магния, натрия, калия и др. Особенно широко оно применяется для определения ионов водорода, т. е. рН растворов.

( рН = — lg ан+)

Этот метод требует селективных электродов.

2. Потенциаметрическое титрование также преследует прикладную роль определение концентрации веществ в растворе, но путем титрование его стандартным раствором соответствующего реагента. Но точку эквивалентности здесь определяют не по химическому индикатору, а по величине потенциала на индикаторном электроде, опущенном в исследуемый раствор. Этот метод не требует специфических электродов. И в качестве индикаторных здесь могут применяться различные металлические, серебренные, илатиновые, вольфрамовые, графитовые электроды.

Этот метод дает возможность определить вещества в мутных и сильно окрашенных растворах, а так же дифференцированно (раздельно) титровать компоненты смеси веществ в одной и той же порции раствора.

Для любого вида потенциометрии в исследуемый раствор помещают два электрода.

Один индикаторный – второй электрод сравнения, который служит для определения потенциала возникшего на индикаторном электроде.

1. Электроды сравнения (полу элементы), потенциал их определяется концентрацией ионов Cl-. При насыщенной концентрации Cl- потенциал их постоянен

Hg {Hg2 Cl2} HCl – каломельный электрод.

Ag {Ag Cl} KCl – хлорсеребряный электрод (II рода).

2. Металлические электроды (I рода):

Cu/Cu+2; Hg/Hg+2; Ag/Ag+

3. Измерительные мембранные электроды – состояn из пластинок (оченьтонких) способных обеспечить в растворе взаимодействие только с определенными ионами K+; Na+; Hg+2; Ka+2; NH4+; Na-; Cl-; I-; и т.д. К мембранным относится и широко известный стеклянный электрод для определении pH. Это стеклянная трубка на конце которой тонкостенный шарик, внутри шарика налита кислота и опущена платиновая проволока

Стекло Na + H+ стекло H+ Na+

φ – потенциал на поверхности стекла определяется концентрацией ионов Н+. В соответствии с уравнением Нернста эта зависимость имеет вид:

φ = φ0+

φ = φ+ 0,058 pH

С помощью стеклянных электродов концентрацию водородных ионов можно измерять в пределах значений pH от 1.5 до 11 и ему не мешают присутствие ионов окислителя и восстановителя.

В качестве измерительных электродов для определении pH можно применять хингиндронные электроды.

Потенциал хингиндронного электрода зависит от . Здесь происходит окислительно – востоновительная реакция в зависимости от

C6H4O2+2? +2H+ C6H4 (OH) 2

φ = φ+ ;

т. к. = , то

φ = φ + 0,059 pH

При = φ = 0,7044, но применять хингидронный электрод можно лишь до рН – 8,5 т. к. в сильно щелочной среде гидроксильная группа сильно диссоциирует и результаты искажаются. Искажаются также и ионы окислители Fe+ Sn+3 Ti+3

Сурьмяный электрод – это металлический электрод второго рода. Здесь металл Sb покрыт Sb2О3 (гидроксидом Sb(OH)3, плохо растворим.

Потенциал электрода Sb/Sb2О3 зависит от концентрации  и от процессов происходящих на нем:

Sb20+ 3H2O = 2Sb(OH)3

Sb(OH) Sb+3 + 3OH-

φ = φ+ 0.059 lg

Но это уравнение Нернста для этого электрода выполняется не строго, т.к. не полностью обратимы реакции на электроде, влияют и на состояние поверхности электрода и метод его приготовления.

Преимущества, этот электрод прост по устройству и его можно приготовить. Устойчив к присутствию многих веществ. Окислители ему не мешают.

Что такое электролиз

Для осуществления процесса электролиза в раствор или в расплав помещают два электрода, подключённых к противоположным полюсам источника тока. В качестве электродов чаще всего используется металл или графит, так как эти материалы пропускают электрический ток.

Рис. 1. Электролиты в растворе.

Под действием электричества электрод, подключенный к отрицательному полюсу, становится катодом, а электрод, соединённый с положительным полюсом, превращается в анод. Катод и анод притягивают противоположные ионы: к катоду направляются положительно заряженные катионы, к аноду – отрицательно заряженные анионы.

Катод является окислителем, на нём происходит процесс восстановления катионов. На аноде протекает процесс окисления: анод восстанавливает анионы и окисляется.

Процесс электролиза можно разделить на два этапа. Сначала происходит диссоциация – распад электролита (раствора или расплава) на ионы. Затем протекают реакции на электродах.

Где применяется электролиз?

Электролиз применяется во многих сферах. Можно выделить несколько основных направлений использования для получения практических результатов.

Гальваническое покрытие

Тонкое, прочное гальваническое покрытие из металла можно наложить путем электролиза. Покрываемое изделие устанавливается в ванну в виде катода, а электролит содержит соль нужного металла. Так можно покрыть сталь цинком, хромом или оловом.

Электроочистка — рафинирование меди

Примером электроочистки может служить такой вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного сульфата. Медь из анода переходит в ионы и оседает в катоде уже без примесей.

Добыча металлов

Для получения металлов из солей они переводятся в расплав, а затем обеспечивается электролиз в нем. Достаточно эффективен такой способ для получения алюминия из бокситов, натрия и калия.

Анодирование

При этом процессе покрытие выполняется из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая деталь устанавливается, как анод. Электролит – раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде оседает слой из оксида алюминия, обладающего защитными и декоративными свойствами. Указанные технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Можно осуществить процессы и своими руками с соблюдением техники безопасности.

Примеры

Рассмотрим схему электролиза на примере расплавов оксидов, оснований и солей в таблице.

Расплав

Описание

Пример

Оксид

– Восстановление металла на катоде: Men+ + ne– = Me;

– окисление кислорода на аноде: O-2 – 2e– = O2

2K2O = 4K + O2

Основание

– Восстановление металла на катоде: Men+ + ne– = Me;

– окисление кислорода в составе гидроксидной группы на аноде: 4OH− – 4e = 2H2O + O2

Бескислородная соль

– Восстановление металла на катоде: Men+ + ne– = Me;

– окисление бескислородного аниона на аноде: An- – ne– = A

2NaBr = 2Na + Br2 или NaBr → Na+ + Br–

Кислородсодержащая соль

– Восстановление металла на катоде: Men+ + ne– = Me;

– окисление кислородного аниона на аноде: 2AO2- – 4e– = 2AO2- + O2

Электролиз является промышленным способом получения металлов, нанесения металлического покрытия, воспроизведения формы предметов.

Рис. 3. Схема нанесения гальванического покрытия.

Что мы узнали?

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс при участии электрического тока. В расплавах с помощью электричества исходное вещество разделяется на катионы металла и анионы. Положительно заряженные катионы стремятся к катоду – отрицательно заряженному электроду. Анионы – отрицательно заряженные ионы – оседают на положительно заряженном аноде. Поэтому на катоде происходит восстановление, на аноде – окисление. С помощью электролиза расплава получают металлы, наносят металлическое покрытие и воспроизводят форму объектов.

Ссылка на основную публикацию