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=k×Q (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×t , отже
m=k×I×t (7)
де: I - сила електричного струму, А; t - 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 =27°С, 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 значеннях E0 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
2. Лабораторна робота "Загальні властивості металів. Гальванічні елементи. Корозія"
Дослід 1. Дослідження активності металів.
а)В шість пробірок помістити по 0,5 мл розчинів: в першу – солі цинку, в другу – солі заліза(II) в третю – солі олова(II), в четверту – солі свинцю(II), в п'яту – солі міді(II), в шосту – нітрату срібла. В усі розчини опустити на 3-4 хвилини по шматочку металічного цинку. Що відбувається на поверхні цинку? Написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формі. Повторити дослід з залізом та міддю. Результати спостережень записати в табл.1.
Таблиця 1.
Метал | Йони металів в розчині | |||||
Zn2+ | Fe2+ | Sn2+ | Pb2+ | Cu2+ | Ag+ | |
Zn | ||||||
Fe | ||||||
Cu |
В таблиці ставте знак "+" в клітинці йонів, які відновлюються зануреним металом. Розташуйте досліджені метали в порядку зменшення їх активності.
б)В три пробірки внести по 1 мл розчину соляної кислоти (1:1). В кожну пробірку внести по шматочку одного із металів: цинку, міді, магнію. Чи всі метали витісняють водень із розчинів кислоти.? Написати рівняння реакцій в молекулярній та йонній формі.
Дослід 2. Виготовлення гальванічного елементу.
За рис.1 зберіть гальванічний елемент. Для цього одну із склянок заповніть на ¾ розчином сульфату міді (С=1 моль/л), а другу - розчином сульфату цинку (С=1 моль/л). З'єднайте електроліти в склянках електролітичним ключем. Занурте в розчин сульфату цинку - цинкову пластинку, а в розчин сульфату міді – мідну. Під'єднайте ці пластини провідниками до вольтметру, запишіть його показання. Складіть рівняння хімічних реакцій, що протікають на електродах. Розрахуйте електрорушійну силу(е.р.с.) даного елемента, користуючись рядом напруг і рівнянням Нернста, порівняйте її з показаннями вольтметра. Зробіть висновок. Запишіть електрохімічну схему даного гальванічного елемента.
Дослід 3. Корозія в кислому середовищі.
Корозія виникає при контакті двох різних металів. В скляну трубку, зігнуту під кутом, налийте розбавлений розчин кислоти (хлоридної чи сульфатної). В одне коліно трубки введіть вузьку пластинку цинку і спостерігайте повільне виділення водню. Введіть в друге коліно мідний дріт, не торкаючись ним до цинку. Чи виділяється водень на міді? Занурте мідний дріт глибше, щоб він торкався цинкової пластинки. Поясніть виділення водню на міді в цьому випадку. Складіть схему дії утвореної гальванопари.