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.

Количественные характеристики электролиза * выражаются двумя законами Фарадея:

1)Масса вещества, выделяющегося на электроде *, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит *.

2)При электролизе различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их электрохимическим эквивалентам.

Эти два закона можно объединить в одном уравнении: где m – масса выделяющегося вещества, г;

n – количество электронов, переносимых в электродном процессе;

F – число Фарадея (F=96485 Кл/моль) I – сила тока, А;

t – время, с;

M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.

Величина называется электрохимическим эквивалентом вещества. Если продолжительность электролиза измерять в часах, то число Фарадея должно быть выражено в ампер-часах. В этом случае F=26,8 А·ч/моль.

Вследствие параллельных побочных процессов масса вещества, получаемого при электролизе, оказывается часто меньше той, которая

если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. В итоге установится равновесие между катионами и поверхностью металла:

Ме0 – n ē + m H2O Меn+ m H2O, (1)

где n — число отдаваемых электронов. На границе «металл – жидкость» возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом. Каждый металл обладает при равновесии определенным электродным потенциалом.

При погружении металлов в раствор их солей знак заряда металлической пластинки зависит от природы металла. Если металл является активным (например, Zn в растворе ZnSO4), то равновесие

обратимой реакции смещено в прямом направлении, т.е. в сторону окисления. Возникающий электродный потенциал имеет знак «минус». Для малоактивного металла (например, Cu в растворе CuSO4) равновесие реакции смещено в обратном направлении, т.е. в

сторону восстановления. Возникающий потенциал имеет знак «плюс».

Гальванический элемент

•Химические реакции, при протекании которых возникает электрический ток. Такие процессы возможны при работе химических источников тока – гальванических элементов. И при электрохимической коррозии металлов

Способность отдавать ионы в раствор у Zn больше, чем у Cu, поэтому концентрация электронов на цинковом электроде больше. Если соединить электроды внешним проводником, а растворы солей электролитическим мостиком, то электроны с цинка будут переходить на медь. Этот переход нарушит равновесие (2) и (3). Происходящие процессы выражаются уравнениями: Zn0 – 2 ē → Zn2+ - процесс окисления (протекает

на аноде);

Cu2+ + 2 ē → Cu0 - процесс восстановления (протекает на катоде).

Анодом является металл с более низким значением электродного потенциала. Суммарно: Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0.

Электродвижущая сила (ЭДС) ГЭ равна разности электродных потенциалов между катодом и анодом.

Электрохимическая цепь для медно-цинкового элемента имеет вид:

(–) Zn│Zn2+║Cu2+│Cu (+) анод катод

Между электродами в гальваническом элементе существуют разность потенциалов. Разность потенциалов между электродами называется электродвижущей силой гальванического элемента (ЭДС)