3.1. Сущность электролиза. Катодные и анодные процессы. Основные законы электролиза

Проводник электричества 1 рода, находящийся в контакте с проводником электричества П рода, называется электродом. Если два электрода поместить в электролит и подключить к противоположно заряженным полюсам источника постоянного тока (рис.3.1), то при пропускании тока на электродах пойдут различные окислительно-восстановительные процессы.

Электрод, подключенный к отрицательному полюсу источника тока, называется катодом. На нем происходят восстановительные процессы - передача электронов от электрода катионам, например:

Cu²⁺ + 2e = Cu. (3.1)

Рис.3.1 .Принципиальная схема электролиза

Электрод, подключенный к положительному полюсу источника тока, называется анодом. На нем происходят окислительные процессы - передача электронов от отрицательно заряженных частиц растворов (анионов) электроду.

Например:

2Сl^--2е=С1₂. (3.2)

Суммарный процесс при электролизе сводится к реакции

CuCl₂=Cu+Cl₂. (3.3)

В общем случае электролиз - это процесс, в котором химические реакции происходят на электродах под действием постоянного электрического тока.

Различают активные и пассивные электроды. Активные электроды (катод в рассматриваемом примере) непосредственно участвуют в электрохимическом процессе. Пассивные (или инертные) электроды (в нашем случае - анод) являются только поставщиками либо акцепторами электронов, сами в электрохимическом процессе не участвуют, не изменяют своих размеров и формы.

Связь между количеством пропущенного электричества и изменением масс веществ - участников электрохимической реакции устанавливают законы Фарадея, открытые в 1833-1834 гг.

Первый закон гласит:"Если на границе раздела проводник электричества 1 рода - проводник электричества П рода протекает одна электрохимическая реакция, то масса каждого из участников реакции, претерпевших превращение (m_i), прямо пропорциональна количеству прошедшего электричества (Q)":

m_i = q_i Q , (3.4)

где q_i - фактор пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентом, г/(Ач), определяемый по формуле

q_i = , (3.5)

где M_i - молекулярный вес элемента;

n_i - его валентность;

F - число Фарадея; F = 96450 кул = 26,8 Ач .

Например, молекулярный вес алюминия равен 26,98 , а валентность его ионов равна 3. Подставив эти величины в уравнение (3.5), получаем

q_Al = 0,3356 г/(Ач).

Для меди двухвалентной q_cu=l,1864 г/(Ач), а для восстановления меди одновалентной q_cu=2,3728 г/(Ач).

Второй закон Фарадея является следствием первого: "Если на границе проводников 1 и П рода протекает одна реакция, в которой участвует несколько веществ, то их массы относятся друг к другу как химические эквиваленты". Действительно, согласно уравнениям (3.4) и (3.5)

. (3.6)

Например, для реакции (3.3) отношение масс меди и хлора может быть найдено из соотношения

= .