Андрей Смирнов
Время чтения: ~18 мин.
Просмотров: 0

Электролиз

Содержание

Первый закон Фарадея

Основная статья: Законы электролиза Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:

m=k⋅q=k⋅I⋅t{\displaystyle m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t},если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.

Коэффициент пропорциональности k{\displaystyle k} называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Вывод закона Фарадея

m=miNi{\displaystyle m=m_{i}N_{i}} (1)
mi=MNa{\displaystyle m_{i}=M/N_{a}} (2)
Ni=Δqqi{\displaystyle N_{i}={\frac {\Delta q}{q_{i}}}} (3)
Δq=IΔt{\displaystyle \Delta q=I\Delta t} (4)
qi=ez{\displaystyle q_{i}=ez}, (5)
где z — валентность атома (иона) вещества,
e — заряд электрона
Подставляя (2)-(5) в (1), получим
m=μzeNAIΔt{\displaystyle m={\frac {\mu }{zeN_{A}}}I\Delta t}
m=μzFIΔt{\displaystyle m={\frac {\mu }{zF}}I\Delta t},

где F=eNA{\displaystyle F=eN_{A}} — постоянная Фарадея.

k=μFz{\displaystyle k={\frac {\mu }{Fz}}}
m=kIΔt{\displaystyle m=kI\Delta t}

Особенности электролиза в растворах

Важно учитывать тот факт, что, помимо ионов электролита, есть также в растворе и продукты диссоциации воды: катионы водорода и анионы гидроксильной группы. Именно поэтому у катода возможна разрядка и катиона электролита, и протона водорода

У анода осуществляется разрядка гидроксильных ионов и анионов электролита.

Также молекулы воды вполне могут подвергаться электрохимическому восстановлению или окислению.

При тщательном рассмотрении катодных процессов, которые протекают в ходе электролиза водного раствора, важно учитывать величину потенциала восстановления протонов водорода. Он зависит от концентрации катионов водорода, имеющего значение -0, 41 В

Если в растворе электролита присутствует металл, у которого электродный потенциал имеет более положительное значение, следовательно, у катода в рамках электролиза будет наблюдаться его восстановление. Это утверждение относится к тем металлам, которые в электрохимическом ряду напряжений Бекетова располагаются вблизи водорода. При более отрицательном значении электродного потенциала, чем у катионов водорода, металл не будет восстанавливаться на катоде. В таких случаях на данном электроде скапливается водород.

При значении потенциала металла, сходном с показателем -0,41 В, допустимо одновременное образование на катоде как водорода, так и чистого металла .

На характер катодного процесса в случае электролиза раствора соли (щелочи) влияет расположение металла в ряду электрохимических напряжений металлов Бекетова.

При анализе процессов, протекающих на аноде, необходимо учитывать тот факт, что возможно окисление материала анода. Именно поэтому в электрохимии выделят инертный анод, а также электрод, состоящий их активного анода.

Инертным является тот анод, у которого в рамках протекающего электролиза материал не подвергается окислению. Активным считают анод, способный окисляться в ходе электролиза.

Для инертных анодов выбирают платину, уголь, графит. Именно этот вариант рассматривается в школьном курсе химии.

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.

Тест по теме

  1. Вопрос 1 из 5

    Как протекает электролиз на катоде?

    • К катоду движутся отрицательно заряженные катионы, происходит процесс восстановления
    • К катоду движутся положительно заряженные катионы, происходит процесс окисления
    • К катоду движутся отрицательно заряженные катионы, происходит процесс окисления
    • К катоду движутся положительно заряженные катионы, происходит процесс восстановления

Начать тест(новая вкладка)

Промышленное использование

Процесс Холла-Эру для производства алюминия

  • Электрометаллургии из алюминия , лития , натрия , калия , магния , кальция , а в некоторых случаях меди .
  • Производство хлора и гидроксида натрия , называемое хлорно-щелочным процессом .
  • Производство хлората натрия и хлората калия .
  • Производство перфторированных органических соединений, таких как трифторуксусная кислота, методом электрофторирования .
  • из рафинированной меди .
  • Производство топлива, такого как кислород (для космических кораблей и атомных подводных лодок ), а также водорода .
  • и чистка старых монет и других металлических предметов.

Производственные процессы

В производстве электролиз можно использовать для:

  • Гальваника , при которой на материал подложки наносится тонкая пленка металла. Гальваника используется во многих отраслях промышленности как в функциональных, так и в декоративных целях, например в кузовах автомобилей и никелевых монетах.
  • Электрохимическая обработка (ЭХМ), при которой электролитический катод используется в качестве инструмента для удаления материала путем анодного окисления с заготовки. ECM часто используется как метод удаления заусенцев или травления металлических поверхностей, таких как инструменты или ножи, с несмываемой меткой или логотипом.

Примеры

Расплавы

Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.

Соль активного металла и бескислородной кислотыСоль активного металла и кислородсодержащей кислотыГидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): Na++e−=Na{\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): Cl−−e−⟶Cl⟶Cl2{\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl^0 -> Cl2}}}

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2Na++2e−=2Na{\displaystyle {\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0}}}

A(+): 2SO42−−4e−=2SO3+O2{\displaystyle {\ce {2SO4^2- — 4e- = 2SO3 + O2}}}

NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): Na++e−=Na{\displaystyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): 4OH−−4e−=2H2O+O2{\displaystyle {\ce {4OH- — 4e- = 2H2O + O2}}}

Активные металлы

Соль активного металла и бескислородной кислотыСоль активного металла и кислородсодержащего кислотного остаткаГидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaCl⟷Na++Cl−{\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): 2H2O+2e−=H2+2OH−{\displaystyle {\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}}

A(+): 2Cl−−2e−=Cl2{\displaystyle {\ce {2Cl- — 2e- = Cl2}}}

Na2SO4⟷2Na++SO42−{\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}NaOH⟷Na++OH−{\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

Менее активные металлы и неактивные металлы

Соль менее активного металла и бескислородной кислотыСоль менее активного металла и кислородсодержащей кислотыГидроксид
ZnCl2⟷Zn2++2Cl−{\displaystyle {\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2Cl−−2e−=2Cl{\displaystyle {\ce {2Cl- — 2e- = 2Cl^0}}}

ZnSO4⟷Zn2++SO42−{\displaystyle {\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}}

K(-): Zn2++2e−=Zn{\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

Вывод: 2ZnSO4+2H2O⟶2Zn+2H2SO4+O2{\displaystyle {\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2}}}

Невозможно: гидроксиды неактивных металлов нерастворимы в воде

… и хлоридом магния

После прохождения эклектического тока через расплав хлорида магния, наблюдается появление катионов магния и анионов хлора.

На катоде наблюдается восстановление катионов магния до чистого металла, Анионы хлора, направляющиеся к аноду, отдают электроны, происходит процесс окисления. Электролиз хлорида магния можно записать суммарным уравнением:

MgCl2 = Mg + Cl2

Суть процесса

Движущей силой электролиза является электричество. Под действием энергии электрического тока осуществляется химическая реакция, которая не происходит самопроизвольно.

Процессы восстановления и окисления протекают раздельно, на различных электродах. В качестве электродов берутся любые материалы, способные проводить электрический ток. Чаще всего это металлы. Из неметаллов используют углерод, из него изготавливают графитовые стержни. В редких случаях в качестве электрода выступают жидкости.

В расплав помещают два противоположно заряженных электрода, к которым движутся разнозаряженные ионы.

Положительно заряженные катионы, в которых количество электронов меньше количества протонов, движутся к отрицательному полюсу электрода – катоду. В качестве катода берут металлическую пластину из меди, латуни, цинка, алюминия.

К аноду – положительному полюсу – движутся анионы. Это отрицательно заряженные ионы, в которых число электронов превышает количество протонов. Анод в процессе электролиза окисляется, то есть растворяется. Поэтому в качестве анода берут материал, не влияющий на химический процесс. Такой анод называется инертным электродом. Подходящие материалы – графит, платина.

Рис. 1. Движение анионов и катионов при электролизе.

Электролиз растворов протекает сложнее, чем расплавов. В растворе участвуют ионы вещества и ионы растворителя, в расплавах – только ионы вещества. Главным продуктом электролиза расплава является металл (всегда катион). Побочные продукты:

  • газ – кислород, водород, хлор;
  • жидкости – вода, оксид серы (VI), бром.

Рис. 2. Схема установки для получения натрия электролизом.

На катоде происходит процесс восстановления, на аноде – процесс окисления.

Типичные примеры электролиза водных растворов

Начнем с особенностей протекания электролиза в растворе хлорида меди (2). Так как данный металл в электрохимическом ряду активности металлов располагается правее водорода, на катоде происходит образование металлической меди. В анодном пространстве разряжаются хлорид-ионы, образуя газообразный хлор. Схему процесса представим в следующем виде:

  • Катод: Cu2+ 2e = Cu.
  • Анод: 2Cl—2 e = Cl2.

Суммарное уравнение:

CuCl2 = Cu+ Cl2.

Как выглядит электролиз водного раствора сульфата натрия? Так как натрий располагается в ряду активности металлов левее водорода, то на катоде наблюдается образование молекулярного водорода. Кроме того, в прикатодном пространстве накапливаются гидроксид-ионы.

У анода происходит выделение газообразного кислорода, а вблизи данного электрода скапливаются гидроксид-ионы.

Так как в растворе остаются катионы натрия и сульфат-ионы, данная часть раствора остается электрически нейтральной. Схему такого электролиза можно представить в следующем виде:

2Na2SO4 + 6H2O = 4NaOH + 2H2SO4 + O2 + 2H2

Лабораторная работа №4.

1. Электролиз водного раствора иодида калия.

2KJ+2H2O электролиз J2+2H2+2KOH

Процесс на аноде.

А(+): 2J—2e-→J2

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

В результате электролиза наблюдаем:

При добавлении фенолфталеина в околокатодное пространство раствор становится малинового цвета, так как при восстановлении молекул воды образуются ионы ОН-, которые создают щелочную среду.

При добавлении раствора крахмала в околоанодное простанство наблюдаем появление синего окрашивания, которое является качественной реакцией на молекулярный йод, который образуется при окислении ионов J-.

2. Электролиз водного раствора сульфата натрия.

  • Na2SO4+2H2O электролиз Na2SO4+2H2+O2↑
  • 2H2O электролиз 2H2+O2↑

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

При добавлении раствора универсального индикатора в околокатодное пространство наблюдаем синее окрашивание, так как при восстановлении молекул воды образуются ОН- ионы, которые дают щелочную среду.

При добавлении раствора универсального индикатора в околоанодное пространство наблюдаем красное окрашивание, так как при окислении молекул воды образуются H+ ионы, кторые дают кислую среду.

Сульфат натрия не принимает участия в электролизе. Протекает только электролиз воды.

3. Электролиз водного раствора сульфата меди (II).

2CuSO4+2H2Oэлектролиз 2Cu+O2+2H2SO4

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): Cu2++2е-→Сu0

При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде наблюдаем выделение осадка красной меди.

В околоанодном пространстве выделяются пузырьки кислорода.

Вывод по проведенной работе:

Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе зависят от природы катиона.

Процессы, происходящие на катоде зависят от окислительной способности катиона металла:

  • Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Pt, Au
  • Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе)
  • 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻ Меn⁺ + nē = Me°
  • 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻ Men⁺ + nē = Me°

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона.

Процессы, происходящие на аноде

Безкислородные кислотные остатки

Кислородсодержащие кислотные остатки

  • J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻)
  • Аm⁻ – m ē = A° OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻

В щелочной среде:

  • 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О
  • в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺

(Влияние материала анода не рассматриваем, так как в лабораторной работе влияние материала анода на протекание электролиза не рассматривается).

8. Приведите формулировку законов Фарадея? Каковы их математические выражения? Что называют числом Фарадея? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе растворов CdCl2 и CdSO4.

Ответ:

Течение первичных анодных и катодных реакций во время протекания электролиза подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

  • m = kQ, но Q =It (1)
  • где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.
  • m = kIt (2)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

Подставив последнее уравнение в (2), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.
(3)

Соотношение (3) используют в расчетах процессов при электролизе.

Электролиз водного раствора хлорида кадмия (II):

  • CdCl2Cd2++2Cl-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+): Cl-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2Cl—2e-→Cl2

Суммарное уравнение электролиза:

CdCl2→Сd+Cl2

Электролиз водного раствора сульфата кадмия (II):

  • CdSO4→ Cd2++SO42-
  • K(-):Cd2+, H2O А(+):SO42-, H2O
  • Cd2++2e-→Cd 2H2O-4e-→O2+4H+

Суммарное уравнение электролиза:

2CdSO4+2 H2O→2Cd+O2+2H2SO4

1.15. Электрический ток в электролитах

Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.

Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.

Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.

Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.

Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме

4

Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.

Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.

Рисунок 1.15.1.Электролиз водного раствора хлорида меди

Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:

Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:

Величину k называют электрохимическим эквивалентом.

Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:

Здесь m и q – масса и заряд одного иона, – число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m иона данного вещества к его заряду q.

Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде

Здесь NA – постоянная Авогадро, M = mNA – молярная масса вещества, F = eNA – постоянная Фарадея.

Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.

Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:

Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

См. также

  • Электрохимия
  • Ионная жидкость
  • Алюминий
  • Выпрямитель
  • Физические основы
  • Электрофлотация

Некоторые теоретические понятия

Электролитом называют вещество, которое проводит ток. Электроды бывают двух видов. Катод представляет собой заряженный отрицательно электрод, на нем происходит реакция восстановления.

Анодом называют положительно заряженный электрод, где осуществляется восстановление.

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.

Конкурирующие полуреакции при электролизе раствора

При использовании ячейки, содержащей инертные платиновые электроды, электролиз водных растворов некоторых солей приводит к восстановлению катионов (например, осаждению металлов, например, солями цинка) и окислению анионов (например, выделению брома с бромидами). Однако с солями некоторых металлов (например, натрия) водород выделяется на катоде, а для солей, содержащих некоторые анионы (например, сульфат SO 4 2- ), кислород выделяется на аноде. В обоих случаях это происходит из-за того, что вода восстанавливается с образованием водорода или окисляется с образованием кислорода. В принципе, напряжение, необходимое для электролиза раствора соли, может быть получено из стандартного потенциала электрода для реакций на аноде и катоде. Стандартный потенциал электрода напрямую связан со свободной энергией Гиббса , ΔG, для реакций на каждом электроде и относится к электроду без протекания тока. Ниже представлена ​​выдержка из таблицы стандартных электродных потенциалов .

Половина реакцииE ° (В)Ref.
Na + + е — ⇌ Na ( ы )−2,71
Zn 2+ + 2 е — ⇌ Zn ( ы )-0,7618
2H + + 2 e — ⇌ H 2 ( г )≡ 0
Br 2 ( водн. ) + 2 e — ⇌ 2Br —+1.0873
O 2 ( г ) + 4H + + 4 e — ⇌ 2H 2 O+1,23
Cl 2 ( г ) + 2 e — ⇌ 2Cl —+1,36
S2О2- 8+ 2 e — ⇌ 2 SO2- 4+2,07

С точки зрения электролиза эту таблицу следует интерпретировать следующим образом:

  • При перемещении вниз по таблице E ° становится более положительным, а количество видов слева будет уменьшаться с большей вероятностью : например, ионы цинка с большей вероятностью будут восстановлены до металлического цинка, чем ионы натрия будут восстановлены до металлического натрия.
  • При перемещении вверх по таблице E ° становится более отрицательным, и частицы справа с большей вероятностью будут окисляться : например, металлический натрий с большей вероятностью окисляется до ионов натрия, чем металлический цинк, который окисляется до ионов цинка.

Используя уравнение Нернста потенциал электрода можно рассчитать по концентрации ионов определенной температуры, и число электронов , участвующих. Для чистой воды ( pH 7):

  • потенциал электрода для восстановления с образованием водорода составляет -0,41 В
  • потенциал электрода для окисления с образованием кислорода +0,82 В.

Сопоставимые цифры, рассчитанные аналогичным образом для 1M бромида цинка , ZnBr 2 , составляют -0,76 В для восстановления до металлического Zn и +1,10 В для окисления с образованием брома. Вывод из этих фигур состоит в том, что водород должен образовываться на катоде, а кислород на аноде в результате электролиза воды, что противоречит экспериментальным наблюдениям, согласно которым металлический цинк осаждается и образуется бром. Объяснение состоит в том, что эти рассчитанные потенциалы указывают только на термодинамически предпочтительную реакцию

На практике необходимо принимать во внимание многие другие факторы, такие как кинетика некоторых стадий реакции. Эти факторы вместе означают, что для восстановления и окисления воды требуется более высокий потенциал, чем прогнозировалось, и это называется перенапряжениями

Экспериментально известно, что перенапряжения зависят от конструкции ячейки и природы электродов.

Для электролиза нейтрального (pH 7) раствора хлорида натрия восстановление иона натрия термодинамически очень затруднено, и вода восстанавливается с выделением водорода, оставляя ионы гидроксида в растворе. На аноде наблюдается скорее окисление хлора, чем окисление воды, поскольку перенапряжение для окисления хлорида до хлора ниже, чем перенапряжение для окисления воды до кислорода . В гидроксид — ионы и растворенного газа хлора реагируют далее с образованием хлорноватистой кислоты . Водные растворы, полученные в результате этого процесса, называются электролизованной водой и используются как дезинфицирующее и чистящее средство.

История

Устройство, изобретенное Иоганном Вильгельмом Риттером для разработки электролиза воды.

Ян Рудольф Дейман и Адриан Паэтс ван Трооствейк использовали в 1789 году электростатическую машину для производства электричества, которое разряжалось на золотых электродах в лейденской банке с водой. В 1800 году Алессандро Вольта изобрел гальваническую батарею , а несколько недель спустя английские ученые Уильям Николсон и Энтони Карлайл использовали ее для электролиза воды. В 1806 году Хамфри Дэви сообщил о результатах обширных экспериментов по электролизу дистиллированной воды, сделав вывод о том, что азотная кислота образуется на аноде из растворенного атмосферного азота. Он использовал высоковольтную батарею и нереактивные электроды и сосуды, такие как конусы золотых электродов, которые дублировались как сосуды, перекрытые влажным асбестом. Когда Зеноб Грамм изобрел машину Грамма в 1869 году, электролиз воды стал дешевым методом производства водорода. Метод промышленного синтеза водорода и кислорода электролизом был разработан Дмитрием Лачиновым в 1888 году.

Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Максим Иванов
Наш эксперт
Написано статей
129
Ссылка на основную публикацию
Похожие публикации