- •Міністерство освіти і науки україни
- •Криворізький технічний університет
- •Кафедра хімії
- •Методичні вказівки
- •1. Теоретична частина 4
- •Гальванічні елементи. Корозія металів
- •Електроліз
- •Лабораторна робота "Загальні властивості металів. Гальванічні елементи. Корозія"
- •Домашня підготовка до лабораторної роботи
- •Запитання та задачі для самоконтролю
- •Література
- •Стандартні електродні потенціали металів у водних розчинах
Електроліз
Електроліз – це окислювально-відновний процес, що відбувається на електродах під час проходження електричного струму крізь розчин чи розплав електроліту.
Явище електролізу вперше вивчив і в 1834 р. виклав основні закономірності цього явища у вигляді законів електролізу англійський учений Фарадей.
Перший закон Фарадея. При електролізі маса речовини, що виділяється на електродах прямо-пропорційна кількості електричного струму, що проходить крізь розчин або розплав електроліту.
m=kQ (6)
Якщо Q =1 Кл, то m=k, тобто k показує, яка маса речовини виділяється на електроді при проходженні 1 Кл електричного струму крізь електроліт, і називається електрохімічним еквівалентом.
Відомо, що Q=I , отже
m=kI (7)
де: I - сила електричного струму, А; - тривалість електролізу, с.
Другий закон Фарадея. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
Для того, щоб виділити на електроді один еквівалент будь-якої речовини, треба затратити 96500 Кл (точніше 96487 Кл) електричного струму. Ця кількість електричного струму називається числом Фарадея і позначається F. Оскільки k=mE(X)/F, то підставляючи вираз k в рівняння (6), отримаємо об’єднаний вираз першого і другого законів Фарадея:
(8)
де m(X) –маса речовини, що виділилася на електроді; n - кількість електронів, що беруть участь в електродному процесі (для процесів виділення металів згідно з рівнянням ,n - дорівнює зарядові іона Меn+); mE(X) – молярна маса еквівалента речовини (г/моль); M(X) – молярна маса речовини (г/моль); I – сила струму, А; τ – час проходження електролізу, с.
Приклад 5. Обчислити масу міді, що виділилась на катоді, а також масу і об’єм кисню, що виділився на аноді, при електролізі водного розчину CuSO4 з інертним анодом, якщо сила електричного струму – 1 А, тривалість електролізу – 30 хв. (t =27С, Р=101,3 кПа).
Розв’язання. За рівнянням (8) визначимо масу міді, що виділилася на катоді:
г.
Аналогічно визначаємо масу кисню, що виділився на аноді:
г.
Згідно з рівнянням Менделєєва-Клайперона визначаємо об’єм кисню:
м3 =0,115 л
Під час електролізу водних розчинів електролітів на катоді в першу чергу відновляються катіони, що мають більш високі значення E0. Якщо потенціал електрода значно менше –0,41 В (наприклад, -1,5 і нижче), то на катоді відновлюються молекули води 2Н2О+2е-=Н2+2ОН- і виділяється водень, а в розчині накопичуються гідроксид-іони; при E0 значно вище –0,41 В (наприклад: -0,15 В і більше) на катоді відновлюються лише іони металу (); у проміжних значенняхE0 відбувається відновлення частинок за рівнянням:
2H++2e-=H2(у кислому середовищі)
2H2O+2e-=H2+2OH-(у нейтральному середовищі)
Якщо у водному розчині є аніони S2-, I-, Br-, Cl-, OH-, то в першу чергу окиснюються аніони S2-, I-, Br-, Cl-, а OH-- аніони залишаються у розчині.
Якщо у водному розчині є аніони , -,-, , і ОН-, то в першу чергу окиснюються аніони ОН-(Н2О) згідно із загальним рівнянням реакції:
у лужному середовищі 4ОН—4e-=2H2O+O2,
у нейтральному середовищі 2H2O—4e-=4Н++O2.
Приклад 6. Які процеси будуть проходити на катоді і аноді при електролізі водних розчинів FeSO4 і FeCl2 з використанням нерозчинних анодів у нейтральному середовищі?
Розв’язання. =-0,44 В. Отже, на катоді будуть проходити подвійні процеси:
на катоді:
Fe++2e-=Fe0
2H2O+2e-=H2+2OH-
на аноді:
а) у першому випадку - 2H2O-4e-=4H++O2
б) у другому випадку - 2Cl --2e-=Cl2