46.Электролиз. Вида электролиза.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз – разложение электротоком.
Электролиз – это процесс, обратный процессу, происходящему при работе гальванических элементов.
Электролизом называется превращение электрической энергии в химическую.
Через электролизёр, содержащий расплав или раствор электролита, проходит постоянный ток от внешнего источника питания. В результате на электродах начинают протекать окислительная и восстановительная реакции. Существует три вида электролиза:
1. Электролиз расплава Электроды в данном случае выполнены из пассивных материалов (платина, графит)
.На
катоде всегда происходит восстановление,
на аноде – окисление
.2. Электролиз водного раствора электролита с пассивными электродами
.К
катоду подходят ионы натрия и молекулы
воды.Чтобы выбрать, какое вещество
будет восстанавливаться на катоде в
первую очередь, надо сравнить потенциалы
данных веществ
.
По
соотношению потенциалов этих двух
веществ вода является более сильным
окислителем и восстанавливается в
первую очередь.
Катодное восстановление
воды:
.Чтобы
выбрать, какое из веществ будет
преимущественно окисляться на аноде,
надо также сравнить их потенциалы.По
соотношению потенциалов видно, что
ионы хлора являются более сильными
восстановителями и, следовательно,
будут окисляться в первую очередь.Анодное
окисление хлора:
.Рассотрим
ещё один пример электролиза раствора
электролита с пассивными электродами:
3. Электролиз раствора с активным анодомCu – активный анод, в качестве электролита – водный раствор H2SO4
.По
соотношению потенциалов в первую
очередь будут восстанавливаться ионы
водорода из кислоты.
.На
аноде могут окисляться три вещества:
анионы
электролита, молекулы воды и сам активный
анод..
По соотношению потенциалов
активный анод будет окисляться в первую
очередь:
.
В
силу диффузии ионы меди из анодого
пространства, где их концентрация
высока, будут перемещаться к
катоду.
Когда 
достигнет
катода, то по соотношению потенциалов
меди и водорода, начнется восстановление
ионов меди:
.
47.Химические источники электрической энергии. Гальванические элементы и аккамуляторы.
Химические источники тока, устройства, вырабатывающие электрическую энергию за счёт прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительных реакций. Первые химические источники тока созданы в 19 в. (Вольтов столб, 1800; элемент Даниела — Якоби, 1836; Лекланше элемент, 1865, и др.). До 60-х гг. 19 в. химические источники тока были единственными источниками электроэнергии для питания электрических приборов и для лабораторных исследований. Основу химических источников тока составляют два электрода (один — содержащий окислитель, другой — восстановитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила (эдс), соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно разделённых процессов: на отрицательном электроде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи (создавая разрядный ток) к положительному электроду, где участвуют в реакции восстановления окислителя.
В зависимости от эксплуатационных особенностей и от электрохимической системы (совокупности реагентов и электролита) химические источники тока делятся на гальванические элементы (обычно называются просто элементами), которые, как правило, после израсходования реагентов (после разрядки) становятся неработоспособными, и аккумуляторы, в которых реагенты регенерируются при зарядке — пропускании тока от внешнего источника (см. Зарядное устройство). Такое деление условно, т.к. некоторые элементы могут быть частично заряжены. К важным и перспективным химическим источникам тока относятся топливные элементы (электрохимические генераторы), способные длительно непрерывно работать за счёт постоянного подвода к электродам новых порций реагентов и отвода продуктов реакции. Конструкция резервных химических источников тока позволяет сохранять их в неактивном состоянии 10—15 лет (см. также Источники тока).
гальванические элементы- система вырабатываемая эл.ток непосредственно за счет ОВР.
Анод-электрод на котором происходит окисление.
Анод с «-»,а при электролизе с «+»
Катод- электрод на котором идет восстановление.(если в гальванич.элементе)
Катод в гальванич.элементе «+»,а при электролизе «_»
Электролиз-принудит пропускание эл.тока через раствор или расплав,приводящее к протеканию ОВР.
Аккамулятор-перезаряжаемый гальванический элемент.
Рассмотрим свинцовый аккамулятор(автомобильный)
Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца в сернокислотной среде.
Энергия возникает в результате взаимодействия оксида свинца и серной кислоты до сульфата (классическая версия). Проведенные в СССР исследования показали, что внутри свинцового аккумулятора протекает как минимум ~60 реакций, порядка 20 из которых протекают без участия кислоты электролита (нехимические)[1]
Во время разряда происходит восстановление диоксида свинца на катоде[2][1] и окисление свинца на аноде. При заряде протекают обратные реакции, к которым в конце заряда добавляется реакция электролиза воды, сопровождающаяся выделением кислорода на положительном электроде и водорода — на отрицательном.
Химическая реакция (слева направо — разряд, справа налево — заряд):
Анод:
Катод:
В итоге получается, что при разряде аккумулятора расходуется серная кислота из электролита (и плотность электролита падает, а при заряде, серная кислота выделяется в раствор электролита из сульфатов, плотность электролита растёт). В конце заряда, при некоторых критических значениях концентрации сульфата свинца у электродов, начинает преобладать процесс электролиза воды. При этом на катоде выделяется водород, на аноде — кислород. При заряде не стоит допускать электролиза воды, в противном случае необходимо её долить для восполнения потерянного в ходе электролиза количества.
Зарядка-электролиз, реакция принудительная, а процесс работы самопроизвольный. (катализатор)