Электролиз — понятие, правила применения и схемы процесса

ФИЗИКА

§ 3.6. Техническое применение электролиза

Электролиз находит широкое применение в технике. Рассмотрим лишь некоторые примеры наиболее важных технических применений электролиза.

Гальваностегия — покрытие металлических изделий тонким слоем другого металла (никелирование, хромирование, серебрение, золочение и т. д.) с целью предохранения от окисления и придания изделию привлекательного внепгнего вида.

Предмет, подлежащий покрытию, тщательно очищают, хорошо обезжиривают и помещают в качестве катода в электролитическую ванну, содержащую раствор соли того металла, которым должен быть покрыт данный предмет (рис. 3.8). Анодом служит пластинка из того же металла. Для более равномерного покрытия обычно применяют две пластинки в качестве анода, помещая предмет между ними (см. рис. 3.8).

Рис. 3.8

Гальванопластика — электролитическое изготовление копий с рельефных предметов (медалей, гравюр, барельефов и т. д.). С рельефного предмета делают восковый или иной слепок. Затем поверхность слепка покрывают тонким слоем графита, чтобы она стала проводящей. В таком виде слепок используется в качестве катода, который опускают в электролитическую ванну с раствором медного купороса. Анодом служит медная пластинка

Когда на слепке нарастет достаточно толстый слой меди, электролиз прекращают и воск осторожно удаляют. Остается точная медная копия оригинала

В полиграфической промышленности такие копии (стереотипы) получают с оттиска набора на пластичном материале (матрица), осаждая на матрицах толстый слой железа или другого материала. Это позволяет воспроизвести набор в нужном количестве экземпляров. Если раньше тираж книги ограничивался числом оттисков, которые можно получить с одного набора (при печатании набор стирается), то использование стереотипов позволяет значительно увеличить тираж.

Правда, в настоящее время с помощью электролиза получают стереотипы только для книг высококачественной печати и с большим числом иллюстраций.

Осаждая металл на длинный цилиндр, получают трубы без шва.

Процесс получения отслаиваемых покрытий был разработан русским ученым Б. С. Якоби, который в 1836 г. применил этот способ для изготовления полых фигур для Исаакиевского собора (в Санкт-Петербурге).

Рафинирование меди

В § 3.1 мы говорили о роли металлических проводников в современной электротехнике. Медь является лучшим материалом для изготовления проводников, но для этого она должна быть лишена каких бы то ни было примесей (см. § 2.4). Очищение меди от примесей называется рафинированием (очисткой) меди. Массивные куски (толстые листы) неочищенной меди, полученной при выплавке из руды, являются анодом, а тонкие пластинки из чистой меди — катодом. Процесс происходит в больших ваннах с водным раствором медного купороса. При электролизе медь анода растворяется; примеси, содержащие ценные и редкие металлы, выпадают на дно в виде осадка (шлама), а на катоде оседает чистая медь. Таким же образом производят рафинирование некоторых других металлов.

Получение алюминия

При помощи электролиза получают алюминий. Для этого подвергают электролизу не растворы солей этого металла, а его расплавленные оксиды.

В угольные тигли (рис. 3.9) насыпают глинозем (оксид алюминия Al₂O₃), полученный путем переработки бокситов — руд, содержащих алюминий. Тигель служит катодом. Анодом являются угольные стержни, вставленные в тигель. Сначала угольные стержни опускают до соединения с тиглем и пропускают сильный ток. Глинозем при прохождении тока нагревается и расплавляется. После этого угли поднимают, ток проходит через жидкость и производит электролиз. Расплавленный алюминий, выделяющийся при электролизе, опускается на дно тигля (катод), откуда его через особое отверстие выпускают в формы для отливки.

Рис. 3.9

Описанный способ получения алюминия сделал его дешевым и наряду с железом самым распространенным в технике и быту металлом.

Путем электролиза расплавленных солей в настоящее время получают также натрий, калий, магний, кальций и другие металлы.

Термодинамика

Диаграмма Пурбе для воды, включая области равновесия воды, кислорода и водорода на STP. Вертикальная шкала — это электродный потенциал водорода или невзаимодействующего электрода относительно электрода SHE , горизонтальная шкала — это pH электролита (в противном случае не взаимодействующий). Если пренебречь перенапряжением , над верхней линией равновесным условием является газообразный кислород, и кислород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие. Аналогичным образом, ниже нижней линии, состояние равновесия — газообразный водород, и водород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие.

Разложение чистой воды на водород и кислород при стандартной температуре и давлении неблагоприятно с термодинамической точки зрения.

Таким образом, стандартный потенциал водной электролизной ячейки (E o _ячейка = E o _катод — E o _анод ) составляет -1,229 В при 25 ° C и pH 0 ( = 1,0 M). При 25 ° C и pH 7 ( = 1,0 × 10 -7 M) потенциал не изменяется на основании уравнения Нернста . Термодинамический стандартный потенциал ячейки может быть получен из расчетов свободной энергии в стандартном состоянии, чтобы найти ΔG °, а затем с помощью уравнения: ΔG ° = −n FE ° (где E ° — потенциал ячейки, а F — постоянная Фарадея , т. Е. 96 485,3321233 C / моль). Для двух электролизованных молекул воды и, следовательно, образования двух молекул водорода, n = 4, и ΔG ° = 474,48 кДж / 2 моль (вода) = 237,24 кДж / моль (вода), и ΔS ° = 163 Дж / К моль (вода), и ΔH ° = 571,66 кДж / 2 моль (вода) = 285,83 кДж / моль (вода) и, наконец, 141,86 МДж / кг (H ₂ ). Однако расчет равновесных потенциалов отдельных электродов требует внесения поправок с учетом коэффициентов активности. На практике, когда электрохимический элемент «доводят» до завершения путем приложения разумного потенциала, он контролируется кинетически. Следовательно, энергия активации, подвижность (диффузия) и концентрация ионов, сопротивление проволоки, поверхностное препятствие, включая образование пузырьков (вызывает закупорку площади электрода) и энтропия, требуют большего приложенного потенциала для преодоления этих факторов. Величина требуемого увеличения потенциала называется перенапряжением .

Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осу­ществляется химическая реакция, которая само­произвольно идти не может.Электролитические диссоциация и ассоциация

Более сложный случай — электролиз растворов электролитов. В растворе соли кроме ионов металла и кислот­ного остатка присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах не­обходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза во­дных растворов электролитов существуют следую­щие правила.

2) катион электролита находится в ряду напряже­ний между алюминием и водородом, то на ка­тоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды;

3) катион электролита находится в ряду напряже­ний после водорода, то на катоде восстанавли­ваются катионы металла;

4) в растворе содержатся катионы разных метал­лов, то сначала восстанавливается катион ме­талла, стоящий в ряду напряжений правее.

2. Процесс на аноде зависит от материала ано­да и от природы аниона:

1) если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона;

2) если анод не растворяется (его называют инер­тным — графит, золото, платина), то:

• при электролизе рас­творов солей бескисло­родных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисле­ния аниона;

• анионы по их способности окисляться рас­полагаются в следующем порядке:

1. Анод нерастворимый (например, графитовый).

В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Суммарное уравнение:

Учитывая присутствие ионов Na+ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

(гидроксид натрия образуется в катодном пространстве)

2. Анод растворимый (например, медный):

Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:

Катионы Cu2+ в ряду напряжений стоят после (Н+), поэтому они и будут восстанавливаться на ка­тоде.

Концентрация NaCl в растворе не меняется. Рассмотрим электролиз раствора сульфата ме­ди (II) на нерастворимом аноде:

Суммарное ионное уравнение:

Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов SO₄2- в растворе:

(серная кислота образуется в анодном пространстве)

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида ка­лия на нерастворимом аноде:

Суммарное ионное уравнение:

Суммарное молекулярное уравнение:

В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов H₂SO₄, NaNO₃, K₂SO₄ и др.

Электролиз расплавов и растворов веществ ши­роко используется в промышленности.

Электролиз растворов

Использование воды для приготовления раствора электролита осложняет процесс. В растворах солей и щелочей вода ведёт себя при электролизе неоднозначно. Это проявляется в том, что H2O ведёт себя как окислитель, так и как восстановитель. На катоде она получает электроны и восстанавливает атомы водорода до газообразной формы водорода. На аноде вода отдаёт отрицательно заряженные частицы, тогда атомы кислорода окисляются до газообразной формы кислорода. Кислота, используемая в качестве раствора для электролита, лишена этой проблемы.

Катодные процессы

Катод и анод

Катод, помещённый в растворы солей, притягивает к себе катионы металлов. Эти катионы выступают как окислители.

Важно! У отдельных металлов способности ионов окислять различны. Чтобы оценить способности окисления – восстановления, необходимо опираться на электрохимический ряд напряжений

Электрохимический ряд металлов

У каждого металла (далее обозначен как М) свой электрохимический потенциал (ЭХП). Чем он меньше, тем восстановительные свойства выше, а окислительная способность у соответствующих ионов этого металла ниже.

ЭХП величина относительная, потому у отдельных ионов разная величина ЭХП. У водорода он равен нулю.

Во время процесса электролиза, протекающего в растворах солей, выявлены следующие замечания:

• когда в солях присутствуют активные М, то не они восстанавливаются на катоде, а водород;
• если М в электролите имеет среднюю активность, то на катоде разряжаются (восстанавливаются) оба: и водород, и М;
• при неактивном М на катоде восстанавливается только он, потому что его ион – более сильный окислитель, чем водородный ион.

Примерами таких процессов на катоде могут служить следующие реакции:

• при активном М: 2H2O +2ē → H2 + 2OH—;
• при М средней активности: Men+ + nē → Me0 и 2H+2O +2ē → H20 + 2OH—, где Ме – это растворённый металл;
• в случае неактивного М в солях: Men+ + nē → Me0.

Замечено, что, когда с катодом взаимодействуют водородные катионы H+, происходит их разряжение до молекул водорода – 2H+ + 2ē → H20

Анодные процессы

Плюс, поданный на анод, притягивает к себе анионы вместе с молекулами воды. В данном случае анод является окислителем, а восстановители – молекулы H2O или анионы кислотных остатков.

В процессе гальванолиза на аноде происходят следующие реакции:

• кислотные остатки, не содержащие кислорода, окисляются до нулевой степени окисления: неМеn- – nē = неМе0, где – неМе – это неметалл;
• при содержании в остатке кислорода окисляется вода и выделяет молекулы кислорода (молекулярный кислород О2): 2H2O-2 – 4ē → O20 + 4H+;
• в случае контакта с анодом гидроксид-иона последний также окисляется: 4O-2H– – 4ē → O20 + 2H2O, с выделением молекулярного кислорода.

Исключение. Фтор обладает электроотрицательностью более высокой, чем кислород. Поэтому электролиз растворов фторидов протекает с окислением молекул воды вместо фторид-ионов.

Суммарные процессы электролиза

Что получается в суммарной реакции гальванолиза, можно рассмотреть на примере хлорида натрия. При пропускании электрического тока на электродах происходит следующее:

• катод – на нём восстанавливается H – водород: 2H+2O +2ē → H20 + 2OH–;
• анод – на электроде происходит окисление хлорид-ионов: 2Cl– – 2ē → Cl20.

В этой реакции электролиза не принимают участия ионы натрия. Тем не менее, они входят в суммарное уравнение раствора хлорида натрия при электролизе. Оно имеет вид:

2H+2O + 2NaCl– → H20 + 2NaOH + Cl20.

Таблица изменения веществ с помощью электролиза

Усиление восстановительных способностей веществ:

Усиление окислительных способностей веществ:

Принцип

Источник постоянного тока подключен к двум электродам или двум пластинам (обычно сделанным из металла, такого как платина или иридий ), которые помещаются в воду. Водород появится на катоде (где электроны входят в воду), а кислород появится на аноде . Предполагая идеальную фарадеевскую эффективность , количество генерируемого водорода вдвое превышает количество кислорода, и оба они пропорциональны общему электрическому заряду, проводимому раствором. Однако во многих клетках происходят , приводящие к различным продуктам и менее чем идеальной фарадеевской эффективности.

Электролиз из чистой воды требует избыточной энергии в форме перенапряжения , чтобы преодолеть различные барьеры активации. Без избыточной энергии электролиз чистой воды происходит очень медленно или совсем не происходит. Отчасти это связано с ограниченной самоионизацией воды . Электрическая проводимость чистой воды составляет примерно одну миллионную, чем у морской. Во многих электролитических ячейках также могут отсутствовать необходимые электрокатализаторы . Эффективность электролиза повышается за счет добавления электролита (такого как соль , кислота или основание ) и использования электрокатализаторов .

В настоящее время электролитический процесс редко используется в промышленных приложениях, поскольку водород в настоящее время может быть более доступным для производства из ископаемого топлива .

История

Слово «электролиз» было введено Майклом Фарадеем в 19 ​​веке по предложению преподобного Уильяма Уэвелла с использованием греческих слов ἤλεκτρον «янтарь», который с 17 века ассоциировался с электрическими явлениями , и λύσις означает «растворение». Тем не менее, электролиз как инструмент для изучения химических реакций и получения чистых элементов предшествует введению термина и формальному описанию Фарадеем.

В начале девятнадцатого века Уильям Николсон и Энтони Карлайл пытались продолжить эксперименты Вольты . Они прикрепили два провода по обе стороны от батареи Вольта, а другие концы поместили в трубку, наполненную водой. Они заметили, когда провода были соединены вместе, что каждая из них образовывала пузыри. Один тип — водород, другой — кислород.

В 1785 году голландский ученый по имени Мартинус Ван Марум создал электростатический генератор, который он использовал для восстановления олова, цинка и сурьмы из их солей с помощью процесса, позже известного как электролиз. Хотя он неосознанно производил электролиз, только в 1800 году Уильям Николсон и Энтони Карлайл обнаружили, как работает электролиз.

В 1791 году Луиджи Гальвани экспериментировал с лягушачьими лапками. Он утверждал, что размещение мышц животного между двумя разными металлическими листами привело к появлению электричества. В ответ на эти утверждения Алессандро Вольта провел собственные тесты. Это могло бы пролить свет на идеи Хэмфри Дэви по электролизу. Во время предварительных экспериментов Хамфри Дэви предположил, что когда два элемента соединяются вместе, образуя соединение, высвобождается электрическая энергия. Хамфри Дэви продолжил создавать таблицы разложения на основе своих предварительных экспериментов по электролизу. Таблицы разложения дадут представление об энергиях, необходимых для разложения определенных соединений.

В 1817 году Йохан Август Арфведсон определил, что в некоторых из его образцов есть еще один элемент, литий; однако он не мог изолировать компонент. Только в 1821 году Уильям Томас Бранде использовал электролиз, чтобы выделить его. Два года спустя он оптимизировал процесс, используя хлорид лития и хлорид калия с электролизом для получения лития и гидроксида лития.

В более поздние годы исследований Хэмфри Дэви его помощником стал Майкл Фарадей. Изучая процесс электролиза под руководством Хамфри Дэви, Майкл Фарадей открыл два закона электролиза .

Во времена Максвелла и Фарадея возникли опасения по поводу электроположительной и электроотрицательной активности.

В ноябре 1875 года Поль Эмиль Лекок де Буабодран открыл галлий, используя электролиз гидроксида галлия, с получением 3,4 мг галлия. В декабре он представил свое открытие галлия Академии наук в Париже.

26 июня 1886 года Фердинанд Фредерик Анри Муассан наконец почувствовал себя комфортно, проводя электролиз на безводном фтористом водороде для создания газообразного элемента с чистым фтором. Прежде чем использовать фтористый водород, Анри Муассан использовал фторидные соли при электролизе. Таким образом, 28 июня 1886 года он провел свой эксперимент перед Академией наук, чтобы продемонстрировать свое открытие нового элемента фтора. Ценой попыток найти элементарный фтор путем электролиза фторидных солей погибли многие химики, в том числе Полен Луайе и Жером Никлес.

В 1886 году Чарльз Мартин Холл из Америки и Поль Эру из Франции подали заявки на американские патенты, Эру — в мае, а Холл — в июле. Холл смог получить свой патент, доказав в письмах своему брату и семье свидетельства того, что его метод был открыт до того, как был подан французский патент. Это стало известно как процесс Холла-Эру, который принес пользу многим отраслям промышленности, потому что цена на алюминий упала с четырех долларов до тридцати центов за фунт.

График

• 1785 г. — электростатический генератор Мартинуса ван Марума был использован для восстановления олова , цинка и сурьмы из их солей с помощью электролиза.
• 1800 — Уильям Николсон и Энтони Карлайл (а также Иоганн Риттер ) разложили воду на водород и кислород .
• 1808 — Калий (1807), натрий (1807), барий , кальций и магний были открыты с помощью электролиза.
• 1821 — Литий был открыт английским химиком Уильямом Томасом Бранде , который получил его электролизом оксида лития.
• 1834 г. — Майкл Фарадей опубликовал свои два закона электролиза , дал им математическое объяснение и ввел такие термины, как электрод, электролит, анод, катод, анион и катион.
• 1875 — Поль Эмиль Лекок де Буабодран открыл галлий с помощью электролиза.
• 1886 — Анри Муассан открыл фтор с помощью электролиза.
• 1886 — Разработан процесс Холла-Эру для производства алюминия.
• 1890 — Разработан процесс Кастнера – Келлнера для производства гидроксида натрия .

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

Выбор электролита

Хоффман вольтаметр подключен к постоянному току источника питания

Если описанные выше процессы происходят в чистой воде, катионы H + будут потребляться / восстанавливаться на катоде, а анионы OH — потребляться / окисляться на аноде. Это можно проверить, добавив к воде индикатор pH : вода возле катода является щелочной, а вода около анода — кислой. Отрицательные ионы гидроксида, которые приближаются к аноду, в основном объединяются с положительными ионами гидроксония (H ₃ O + ) с образованием воды. Положительные ионы гидроксония, которые приближаются к катоду, в основном объединяются с отрицательными ионами гидроксида с образованием воды. Относительно небольшое количество ионов гидроксония / гидроксида достигает катода / анода. Это может вызвать перенапряжение на обоих электродах.

Чистая вода является довольно хорошим изолятором, поскольку она имеет низкую автоионизацию , K _w = 1,0 × 10 -14 при комнатной температуре, и, таким образом, чистая вода плохо проводит ток, 0,055 мкСм · см -1 . Если не применяется очень большой потенциал, вызывающий увеличение автоионизации воды, электролиз чистой воды протекает очень медленно, ограничиваясь общей проводимостью.

Если добавить водорастворимый электролит, проводимость воды значительно возрастет. Электролит распадается на катионы и анионы; анионы устремляются к аноду и нейтрализуют накопление там положительно заряженного H + ; аналогичным образом , катионы устремляются к катоду и нейтрализовать накопление отрицательно заряженных ОН — там. Это обеспечивает непрерывный поток электричества.

Электролит для электролиза воды

При выборе электролита необходимо проявлять осторожность, поскольку анион электролита конкурирует с ионами гидроксида, отдавая электрон. Анион электролита с меньшим стандартным электродным потенциалом, чем гидроксид, будет окисляться вместо гидроксида, и газообразный кислород не будет образовываться

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 H +, и поэтому подходят для использования в качестве катионов электролита: Li + , Rb + , K + , Cs + , Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , Na + и Mg 2. + . Часто используются натрий и литий , так как они образуют недорогие растворимые соли.

Если в качестве электролита используется кислота , катионом является H + , и нет конкурента для H +, образованного путем отделения воды. Наиболее часто используемый анион — сульфат ( SO2- ₄), так как он очень трудно окисляется, при этом стандартный потенциал окисления этого иона до пероксидисульфат- иона составляет +2,010 вольт.

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

Также можно использовать твердый полимерный электролит, такой как нафион, и при нанесении специального катализатора на каждую сторону мембраны может эффективно расщеплять молекулу воды всего лишь с 1,5 вольт. Несколько других систем с твердыми электролитами были испытаны и разработаны с несколькими системами электролиза, которые в настоящее время коммерчески доступны, в которых используются твердые электролиты.

Электролиз чистой воды

Безэлектролитный электролиз чистой воды достигается за счет использования электрохимических ячеек с наноразмерными зазорами с глубиной суб-Дебая . Когда зазор между катодом и анодом даже меньше, чем длина Дебая (1 микрон в чистой воде, около 220 нм в дистиллированной воде), области двойного слоя от двух электродов могут перекрываться, что приводит к равномерно сильному электрическому полю, распределенному внутри всего зазора. . Такое сильное электрическое поле может значительно улучшить перенос ионов внутри воды (в основном из-за миграции), дополнительно усиливая самоионизацию воды и поддерживая протекание всей реакции, а также демонстрируя небольшое сопротивление между двумя электродами. В этом случае две полуреакции связаны вместе и ограничиваются этапами переноса электрона (ток электролиза насыщается при дальнейшем уменьшении расстояния между электродами).

Электролиз расплавов (скачать pdf)

Напомним, что на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде – окисление анионов. В электролизе расплавов вода отсутствует, следовательно, любые (даже активные) металлы могут быть восстановлены на катоде. В случае кислородсодержащих кислотных остатков необходимо следовать следующему правилу: атомы кислорода окисляются до простого вещества и выделяется оксид неметалла.

1. Соли:

CuCl₂
Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl₂ → Cu2+ + 2Cl–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде. Так как воды нет, любой металл будет восстанавливаться на катоде:
К: Cu2+ + 2e → Cu
A: 2Cl– – 2e → Cl₂

Пишем суммарное уравнение:
CuCl₂ → Cu + Cl₂

Na₂SO₄
Расписываем диссоциацию на ионы:
Na₂SO₄ → 2Na+ + SO₄2–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде. В данном случае ср находится в степени окисления +6, т.е. окислить ее уже нельзя, следовательно, окисляем кислород до простого вещества. Сера переходит в оксид с той же степенью окисления:

К: Na+ + 1e → Na
A: 2SO₄2– – 4e → O₂ + 2SO₃

Анодный процесс по шагам:
1) сначала пишем окисление кислорода до простого вещества и SO₃:
SO₄2– → O₂ + SO₃
2) Далее расставляем коэффициенты:
2SO₄2– → O₂ + 2SO₃
3) Уравниваем электроны: в левой части заряд 4– (так как заряд сульфат-иона 2– и их два), в правой – заряд 0, так как ионов нет. Следовательно, из левой части мы должны отнять 4 электрона, тем самым делая заряд 0 в обеих частях уравнения:
2SO₄2– – 4e → O₂ + 2SO₃

Сравниваем катодный и анодный процессы: количество принимаемых и отдаваемых электронов должно быть одинаковым. Следовательно, все коэффициенты катодного процесса необходимо умножить на 4:

К: 4Na+ + 4e → 4Na
A: 2SO₄2– – 4e → O₂ + 2SO₃

Теперь складываем левые и правые части катодного и анодного процессов:
2Na₂SO₄ → 4Na + O₂ + 2SO₃.

2. Щелочи:

KOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
KOH → K+ + OH–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде:
К: K+ +1e → K
A: 4OH– – 4e → O₂ + 2H₂O

Анодный процесс по шагам:
1) Понимаем, что окисляться будет кислород до простого вещества (водород уже имеет степень окисления +1 и далее не может быть окислен). 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.
OH–&nbsp → O₂ + H₂O
2) Расставляем коэффициенты:
4OH–&nbsp → O₂ + 2H₂O
3) Уравниваем число электронов в левой и правой частях уравнения:
4OH– – 4e → O₂ + 2H₂O
Вычитаем 4e, так как в левой части присутствуют 4 отрицательных заряда, а в правой части ионов нет. В итоге получаем заряд 0 в обеих частях уравнения.

Далее уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде (все коэффициенты катодного уравнения умножаем на 4):

К: 4K+ + 4e → 4K
A: 4OH– – 4e → O₂ + 2H₂O

Теперь складываем левые и правые части катодного и анодного процессов:

4KOH → 4K + O₂ + 2H₂O.

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.

Похожие записи:

Активное, емкостное и индуктивное сопротивление. закон ома для цепей переменного тока Ретро проводка в современном доме Где используется фидерный кабель Маркировка smd компонентов: кодовые обозначения Как сделать веб-приложение для вашего собственного bluetooth low energy девайса? Как подключить усилитель в машине