Вопрос 40. 1)Сущность электролизных процессов. 2)Электролиз расплавов электролитов. 3)Законы электролиза.4) Постоянная Фарадея

Типы анодов

В основном, используются аноды цинковые (сферические или шарообразные, литые и катаные, марки ЦВ-Ц0), аноды никелевые (марки НПА 1, НПА Н), аноды медные (марки М1 и медно-фосфористые марки АМФ),аноды кадмиевые (марки Кд0, Кд1, применение которых сокращается из-за экологической вредности), аноды оловянные (марки О1, О1пч), свинцово-сурьмянистые и бронзовые.

Электродные процессы электрохимические превращения на границе электрод/электролит, при которых через эту границу происходит перенос заряда, проходит электрический ток. В зависимости от направления перехода электронов (с электрода на вещество или наоборот) различают катодные и анодные Э. п., приводящие соответственно к восстановлению веществ. Пространственное разделение процессов окисления и восстановления используется в химических источниках тока

1)Электролиз – это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.

Электролитические процессы классифицируются следующим образом:

· получение неорганических веществ(водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д.)

· получение металлов(литий, натрий, калий, берилий, магний, цинк, алюминий, медь и т.д.)

· очистка металлов(медь, серебро,…)

· получение металлических сплавов

· получение гальванических покрытий

· обработка поверхностей металлов(азотирование, борирование,электрополировка, очистка)

· получение органических веществ

· электродиализ и обессоливание воды

· нанесение пленок при помощи электрофореза

2) При электролизе расплавов солей активных металлов на катоде восстанавливается металл (отличие от электролиза раствора). Чаще всего при электролизе расплавов используются галогениды.

Пример: электролиз расплава NaCl (t _пл.= 801⁰C).

NaCl - Na⁺ + Cl^-

катод (-) анод (+)

Na⁺ + 1з? Na⁰ Cl^- - 1з? Cl⁰

2Cl⁰ > Cl₂ ^

электролиз расплава

2NaCl ====== 2Na + Cl₂ ^

Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций - восстановления на катоде и окисления на аноде. Электролиз может протекать как в расплавах, так и в растворах электролитов.

3,4) Законы Фарадея

1. Закон Фарадея.

Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

∆m=kэQ

где ∆m – количество прореагировавшего вещества; Q – количество электричества; kэ – коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(NAz│e│)

где z – валентность иона; M – молярная масса вещества, выделившегося на электроде; NA—постоянная Авогадро. │e│= 1,6• 10-19Кл.

2. Закон Фарадея.

Согласно второму закону Фарадея, при определённом количестве прошедшего электричества отношения масс прореагировавших веществ равно отношению их химических эквивалентов:

∆m1/A1 =∆m2/A2=∆m3/A3=const

Химический эквивалент элемента, равен отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к 1/12 массы атома С12. Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания – его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания – на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли – ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Дата добавления: 2014-12-16