Электролиз. Виды и применение. Особенности процессов

Распространенный химический процесс под названием «электролиз» большинству людей знаком из школьного курса физики (из раздела «Электричество»). Благодаря освоению электролитических реакций в промышленных масштабах сегодня многие могут пользоваться различными видами аккумуляторных элементов и автомобильными АКБ, в частности. Кроме того, эта реакция много лет применяется для нанесения защитных и декоративных покрытий на поверхности металлических изделий или предметов.

Что такое электролиз и в чем его сущность

Этот процесс представляет собой разновидность химических реакций, для протекания которой необходимы следующие условия и компоненты:

• Химические реактивы и приготовленный на их основе электролит.
• Емкость для его размещения (чаще всего ее называют ванной).
• Электроды из металлических материалов определенного типа.
• Источник постоянного тока.

Сущность реакции под названием «электролиз» состоит в образовании в жидком растворе потока заряженных частиц различной полярности (ионов). Они образуются в результате химической реакции между кислотами некоторых веществ и дистиллированной водой. Благодаря соединению таких компонентов в растворе наблюдается так называемая «диссоциация» (разделение) зарядов.

Образующиеся в результате положительно заряженные молекулы называются катионами, а отрицательные частицы – анионами.

В составе электролизной системы обязательно наличие положительного (анод) и отрицательного (катод) электродов. При подаче постоянного напряжения катионы под действием ЭДС начинают перемещаться к катоду, а анионы – в противоположную сторону (к аноду). Первые в основном представлены в электролите ионами металлов и водорода, а вторые – молекулами кислорода или хлора.

Особенности протекающих при электролизе реакций

В процессе электролизных превращений попавшие на катод катионы присоединяют имеющиеся там избыточные электроны. За счет этого в данном месте начинаются восстановительные реакции типа «Men+ + ne → Me» (n – валентность применяемого металла). На аноде происходят обратные превращения, в ходе которых электрон освобождается и поступает в электролит (эта реакция относится к окислительным процессам).

В целом в электролите протекают окислительно-восстановительные реакции, требующие дополнительной энергии. Эту функцию при электролизе выполняет источник постоянного тока, обеспечивающий поддержание на электродах нужной разности потенциалов.

Законы Фарадея для электролиза

Английский ученый М.Фарадей не только исследовал природу магнетизма; в свое время, он уделял большое внимание и такому явлению, как электролиз. Этот исследователь первым объяснил процессы, происходящие в жидких электролитах, и произвел расчеты параметров, необходимых для их поддержания. В 1832 году он опубликовал результаты своих исследований, оформив их в виде законов, связавших основные характеристики происходящих при электролизе процессов.

Первый закон

Первое утверждение Фарадея, касающееся электролиза, выглядит так: общая масса восстановившегося на аноде материала прямо пропорциональна наведенному в электролите заряду.

Этот закон математически записывается в виде следующей формулы:

m = kq = kIt

Где:

q – скопившийся в жидкой проводящей среде заряд.
k – электрохимический эквивалент вещества.
I – сила тока, протекающего в растворе.
t – это время, в течение которого по электролиту течет ток.

Второй закон

Этот закон трактуется так: электрохимический эквивалент k любого вещества пропорционален его молекулярной массе и обратно пропорционален показателю валентности.

Он записывается в следующем виде:

k = 1/FA/z

Где:

F – особая постоянная.
А – молярная масса.
z – химическая валентность данного вещества.

Если принять во внимание оба эти закона – формула для вычисления массы вещества, осевшего на электродах ванны, будет выглядеть так:

m = AIt/(nF)

Где:

n – общее количество зарядов, участвующих в процессе.

n в этой формуле соответствует суммарному заряду ионов.

С точки зрения практического применения в ней важно соотношение массы вещества с протекающим по нему током. Это позволяет управлять процессом электролиза, изменяя величину токовой составляющей.

Реакции электролиза в расплавах

В химических электролизных превращениях может использоваться не только жидкий электролит, но и некоторые виды расплавов с имеющимися в их составе заряженными частицами (ионами).

Классический пример таких реакций – электролиз расплава соли NaCl. При их протекании отрицательные частицы – ионы устремляются к аноду с выделением газа (Cl).

На катоде такой системы происходит восстановление металла, в результате которого на нем оседает чистый натрий. Он получается из положительных ионов, соединившихся с избыточными электронами металла. Таким же образом удается получать любые другие металлы (К, Са, Li и т.д.), для чего они извлекаются из расплавов соответствующих солей.

Чем электролиз в расплавах отличается от аналогичного процесса в жидкостях

Основное отличие этих двух разновидностей электролиза состоит в следующих моментах:

• В расплавах электроды используются только как источники электронов и не подвержены растворению.
• Для их изготовления допускается использовать металлы, а также графиты и некоторые разновидности полупроводников.
• Основное требование, предъявляемое к ним – это чтобы материал обладал электропроводящими свойствами.
• В растворах электролизный процесс состоит из 3-х взаимосвязанных химических превращений.
• Это окисление анода и водной компоненты с выделением кислорода, а также анодное растворение металла.
• В химических процессах этого класса задействованы три вида ионов: воды, электролита и анода.

Поэтому на поверхности катода протекают реакции восстановления катионов электролита, водорода и металлов, из которых изготовлен анод. Интенсивность этих трех превращений в значительной степени зависит от величины протекающего в жидкой среде тока. Преобладать будет только тот процесс, который требует для своего поддержания меньшего количества энергии. В результате в восстановительных реакциях на катоде будут скапливаться катионы, обладающие значительным электродным потенциалом. На аноде же из-за окисления будут оседать анионы с минимальной кинетической энергией.

Что собой представляет электролиз в газах

Из предыдущего материала ясно, что выбранная среда может использоваться в качестве электролита только при наличии в ней большого количества ионов. У специалистов по электролизу это условие принято называть наличием ионизирующего фактора. В случае с жидкими средами под этим понимаются химические реакции, а в ситуации с расплавами – эффект отделения заряженных частиц от материала исходного вещества. В свое время было установлено, что открытые М.Фарадеем законы для электролиза также распространяются и на газовые среды.

Для протекания электролизных реакций в этом случае должны выполняться следующие обязательные условия:

• Наряду с подачей на электроды высокого напряжения дополнительно потребуется искусственное наполнение газовой среды ионами.
• Для протекания электролизного процесса добавляемые в газы компоненты не должны содержать атомарного кислорода.
• Это требование также касается некоторых кислот, находящихся в газообразном состоянии.

При выполнении всех перечисленных условий электролизный процесс в газах протекает подобно тому, как это было описано для жидкого электролита.

Особенности процессов, происходящих на электродах

При проведении электролиза в реальных условиях обязательно учитываются процессы, протекающие на электродах при подаче на них рабочего напряжения. В этих двух центрах окислительно-восстановительных реакций наблюдаются следующие превращения:

• Во время электролиза к катоду устремляются положительно заряженные частицы (катионы).
• В этом месте наблюдается восстановление вещества (иногда оно сопровождается выделением водорода).
• Различают несколько групп металлов, отличающихся по признаку активности катионов.

Li, K, Ba, Mg, Be, Al, Ca и Na обычно восстанавливаются только при протекании реакций в расплавах солей. В жидких электролитических средах их восстановление сопровождается электролизом воды и выделением водорода.

В области анода концентрируются отрицательно заряженные частицы. При окислении они притягивают электроны металла из электрода (анодное растворение). В результате образуются положительно заряженные ионы, устремляющиеся к катоду.

Где применяются электролизные реакции

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс применяется во многих сферах хозяйственной жизни. Особо выделяются следующие направления его использования:

• Формирование гальванических покрытий.
• Рафинирование меди (электролизная очистка).
• Получение металлов.
• Анодирование.

При гальванизации обрабатываемое изделие устанавливается в ванну на место катода, а в электролит добавляется соль требуемого металла. Благодаря отработанной технологии электролиза исходные стальные заготовки покрываются тонким и прочным слоем цинка, хрома или олова.

Электролизная очистка медных поверхностей (рафинирование), реализуется путем использования в качестве анода заготовок чистой меди. Анодом в данном случае служит очищаемая медная деталь, а электролит приготавливается в виде водного раствора сульфата меди. Операции извлечения металлов из жидкого электролита и анодирования поверхностей проводятся согласно давно отработанным технологиям.

Похожие темы:

• Электростатическая покраска. Оборудование и особенности
• Электрические свойства воды. Применение и особенности
• Электроэрозионная обработка. Применение и особенности
• Литография. Виды и применение. Материалы и особенности