Применение электролитов. Кислотные и щелочные электролиты

Сложно переоценить практическое значение электролиза – комплексного механизма физико-химических процессов. Его механизм достаточно прост, но позволяет эффективно применять электролиз в разных сферах хозяйственной деятельности – от металлургической промышленности до декоративно-прикладной, его можно применять даже в домашних условиях. Электролиз изучает физика и химия, в каждой области наук разработаны специфические технологии, в основе которых лежит один и тот же принцип.

Что такое электролиз

Чтобы понять, что такое электролиз, нужно представить систему, состоящую из электродов с противоположной полярностью, погруженных в жидкий электролит. Электролиз – система процессов, работающих при взаимодействии элементов системы в присутствии постоянного электрического тока из стороннего источника и приводящих к возникновению ионного тока.

В упрощенном виде схема электролиза выглядит так.

Положительный электрод (анод) и отрицательный (катод) притягивают к себе находящиеся в жидкой среде электроны с противоположной полярностью.

Частицы с отрицательным зарядом (их принято называть анионами) движутся к аноду, катионы, несущие положительный потенциал, – к катоду.

На аноде анионы отдают свободные электроны, производя окислительную реакцию. Катионы, наоборот, забирают на катоде электроны, проводя восстановительную реакцию, имеющую вид Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). Так происходит окислительно-восстановительный процесс в системе.

Чаще всего в роли катионов выступают водород и ионы металлов, а в роли анионов – хлор или кислород.

Таблица изменения веществ с помощью электролиза

Усиление восстановительных способностей веществ:

Усиление окислительных способностей веществ:

Электролиз и законы Фарадея

Майкл Фарадей – английский физик-экспериментатор, совершивший несколько важных открытий, касающихся электромагнитных явлений. Электрохимические исследования природы реакций, опубликованные ученым в 1836 году, позволили ему сформулировать законы электролиза. Они формулируют связь между количеством вещества, полученного в процессе электрохимической реакции, и объемом электроэнергии, повлиявшей на электролит.

Первый закон

В общем виде первое правило электролиза Фарадея звучит так: масса вещества, присоединившаяся к электроду при реакции прямо пропорциональна объему электричества, прошедшего через электролит с помощью электродов. Формула реакции:

m = kq = k*I*t

(значения переменных: q – заряд, k –электрохимический эквивалент (коэффициент) вещества, I – сила тока, влияющего на электролит, t – время прохождения электричества).

Второй закон

Следующее правило электролиза Фарадея формулируется: масса вещества, которую получит электрод при воздействии определенного количества тока, прямо пропорциональна эквивалентной массе этого же вещества.

Этим термином обозначают молярную массу, деленную на целое число, определяющееся реакцией химии, в которой элемент участвует. В другой формулировке закон выглядит так: равное количество электроэнергии ведет к выделению на электродах в течение электролиза эквивалентных масс разных элементов.

Для выделения одного моля вещества нужно затратить определенный объем электроэнергии, равный 96 485 Кл/моль.

Эта константа стала называться числом Фарадея. Самая простая формулировка закона гласит: электрохимический эквивалент каждого элемента прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности этого же элемента. Формула:

m = Q/F*A/z

(значения переменных: m – искомая масса полученного вещества, Q – количество полного заряда, прошедшего через электроды, F – число Фарадея, А- молярная масса, z – химическая валентность элемента). Соединяя вместе все значения, описанные в обоих законах, можно вывести общую формулу, определяющую массу собранного на электродах вещества: m = A*I*t/(n*F) (n – заряд иона или количество электронов, участвующих в реакции электролиза).

История

Устройство, изобретенное Иоганном Вильгельмом Риттером для разработки электролиза воды.

Ян Рудольф Дейман и Адриан Паэтс ван Трооствейк использовали в 1789 году электростатическую машину для производства электричества, которое разряжалось на золотых электродах в лейденской банке с водой. В 1800 году Алессандро Вольта изобрел гальваническую батарею , а несколько недель спустя английские ученые Уильям Николсон и Энтони Карлайл использовали ее для электролиза воды. В 1806 году Хамфри Дэви сообщил о результатах обширных экспериментов по электролизу дистиллированной воды, сделав вывод о том, что азотная кислота образуется на аноде из растворенного атмосферного азота. Он использовал высоковольтную батарею и нереактивные электроды и сосуды, такие как конусы золотых электродов, которые дублировались как сосуды, перекрытые влажным асбестом. Когда Зеноб Грамм изобрел машину Грамма в 1869 году, электролиз воды стал дешевым методом производства водорода. Метод промышленного синтеза водорода и кислорода электролизом был разработан Дмитрием Лачиновым в 1888 году.

Факторы, влияющие на электролиз

Формулы описывают прохождение реакции в идеальной среде, без учета множества сопутствующих факторов, способных изменить ожидаемый результат. Кроме учтенного в законах комплекса составляющих, на суммарное составляющие реакции влияют:

• Состав электролита. На ход реакции и ее результат влияют посторонние примеси, попавшие в электролит. Их разделяют на катионные, анионные и органические. Посторонние молекулы имеют более или менее отрицательный потенциал, чем основное соединение, а это сильно мешает процессу. У концентрации органических загрязнений (это могут быть ПАВ или масла) есть конечное допустимое значение.
• Плотность электричества. Законы Фарадея утверждают, что, чем мощнее сила тока, тем больше количество вещества, которое осядет на электродах. На практике увеличение силы тока часто становится причиной неблагоприятных явлений – интенсивный нагрев электролита, концентрированная поляризация электродов, чрезмерное напряжение тока. Чтобы получить ожидаемый от электролиза результат, следует соблюдать оптимальные для каждой ситуации значения плотности энергии.
• Температура электролита. Ее действие неоднозначно. С одной стороны, с ее увеличением растет интенсивность реакции, с другой – повышается активность посторонних примесей. Поэтому необходимо следить, чтобы температура жидкости находилась в оптимальных пределах для конкретного случая, обычно это 38-45 градусов.
• Кислотно-щелочной баланс электролита. Оптимальное значение pH среды зависит от определенного вещества. Возможно контролировать скорость протекания электролиза и его результат, доводя его до оптимального, если верно сочетать влияние имеющихся факторов. Для каждого вида реакции опытным путем выработаны нужные режимы работы, которых необходимо придерживаться.

Вопросы для самопроверки

1. Выберите верное продолжение фразы «катод — это…»:

1. Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.
2. Положительно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.
3. Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются положительно заряженные ионы.
4. Отрицательно заряженный электрод, к которому притягиваются отрицательно заряженные ионы.

2. Продолжите фразу «электролиз — это…»:

1. ОВР с применением тока.
2. Реакция без изменения степеней окисления с применением тока.
3. ОВР с применением катализаторов.
4. Обменная реакция.

3. Как заряжен анион?

1. Положительно.
2. Отрицательно.
3. Нейтрально.
4. Не имеет заряда.

4. Чем отличается электролиз раствора от электролиза расплава?

1. Ничем.
2. В расплаве плавится твердое.
3. Присутствием молекул воды и продуктов ее диссоциации.

5. Если металл стоит в ряду активности металлов между алюминием и водородом, что выделится на катоде?

1. Этот металл.
2. Водород.
3. Металл и водород.
4. Оксид металла.

При электролиза водного раствора фторида лития что на аноде выделится?

1. Фтор.
2. Водород.
3. Кислород.
4. Вода.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Электроды – стержни, сделанные из материалов с высокой электропроводностью. Их можно разделить на две категории – активные электроды, которые, окисляясь, участвуют в обмене ионами, и инертные – из графита, угля или платины, исполняющие только функцию проводников.

Активные электроды – аноды – могут окислиться до полного растворения в электролите, отдав ионы катоду.

Чтобы правильно рассчитывать формулы и получать ожидаемый результат электролиза – будь то в рамках школьной подготовки к ЕГЭ, экзаменам или в процессе работы предприятия – необходимо понимать, как именно участвуют электроды разной полярности в течении реакции. К электроду, имеющему отрицательный заряд, – катоду – притягиваются ионы с противоположным зарядом «+», например, металлы: натрий (Na+), калий (K+), медь (Cu2+), железо (Fe3+), серебро (Ag+) и прочие.

Процесс электролиза на катоде сильно зависит от того, насколько активно вещество.

Определить фактор поможет его позиция в ряду электрохимической активности металлов:

• Сильно активный металл (литий, натрий, калий), взаимодействуя с катодом, вместо себя восстанавливает молекулы воды, из которых, в свою очередь, выделяется водород.
• Средняя активность металла (хрома, железа, кадмия) способствует образованию на катоде и воды, и молекул вещества.
• Малая активность металла (меди, серебра) позволяет получить молекулы вещества в чистом виде.

Промежуточным звеном в ряду напряжения между высоко- и среднеактивными металлами считается алюминий.

Все металлы, находящиеся в ряду до него включительно, не восстанавливаются на катоде, выделяя только водород из молекул воды.

Чистое вещество помогает получить электролиз AlCl3 (хлорида алюминия) и других металлов высокой активности в безводном расплаве – исходная смесь распадается на составные части, например, AlCl3 → Al + Cl2.

К положительно заряженному аноду стремятся анионы с «+», а к отрицательно заряженному катоду катионы с «-«.

Они притягивают к себе электроны из проводника, окисляя его, меняют заряд на положительный и притягиваются к катоду.

Анодный процесс иногда приводит к полному растворению электрода из активного вещества в электролите.

Анионы разных элементов также различаются по степени активности. Такой процесс, как окисление, имеет особенности, зависящие от дополнительных составляющих анионов:

• Молекулы, содержащие кислород – сульфаты, фосфорные кислоты – при электролизе окисляют молекулы воды, выделяя из них кислород.
• Бескислородные анионы, взаимодействуя с анодом, выделяют определенные галогены: как примеры, из сульфидов выделяется сера, из хлоридов — хлор. Все неметаллы проще окисляются, чем кислород. Исключение – фтор, который, как самое электроотрицательное вещество, в результате реакции окисляет молекулы воды в растворе до кислорода.
• Органический элемент окисляется на аноде так: присоединенный к карбоксильной группе радикал удваивается, а сама группа принимает форму газа (CO2).

Уравнения

Диаграмма, показывающая общее химическое уравнение .

В чистой воде на отрицательно заряженном катоде происходит реакция восстановления , при которой электроны (e – ) с катода передаются катионам водорода с образованием газообразного водорода. Полуреакции , сбалансирован с кислотой, является:

Восстановление на катоде: 2 H + (
водн.
) + 2e – → H 2 (
г
)

На положительно заряженном аноде происходит реакция окисления , генерирующая газообразный кислород и отдающая электроны аноду для замыкания цепи:

Окисление на аноде: 2 H 2 O (
l
) → O 2 (
г
) + 4 H + (
водн.
) + 4e –

Те же полуреакции также могут быть уравновешены основанием, указанным ниже. Не все полуреакции необходимо уравновешивать кислотой или основанием. Многие из них, например, окисление или восстановление воды, перечисленные здесь. Чтобы добавить половину реакции, обе они должны быть сбалансированы кислотой или основанием. Кислотно-сбалансированные реакции преобладают в кислых (с низким pH) растворах, тогда как реакции со сбалансированным основанием преобладают в основных (с высоким pH) растворах.

Объединение любой пары половин реакции приводит к одинаковому общему разложению воды на кислород и водород:

Общая реакция: 2 H 2 O (
л
) → 2 H 2 (
г
) + O 2 (
г
).

Таким образом, количество образующихся молекул водорода в два раза превышает количество молекул кислорода. Если предположить, что температура и давление для обоих газов одинаковы, полученный газообразный водород имеет, следовательно, вдвое больший объем, чем произведенный газообразный кислород. Количество электронов, проталкиваемых через воду, в два раза превышает количество генерируемых молекул водорода и в четыре раза больше количества генерируемых молекул кислорода.

Электролиз в средах

Различие принципов прохождения электролиза расплавов и растворов – это то, что в растворе, кроме частиц вещества, присутствуют молекулы воды, которые препятствуют восстановлению на катоде некоторых веществ.

Вода

Включаясь в реакцию электролиза, вода H2O конкурирует с ионами электролита и анода за восстановление на катоде.

В зависимости от свойств вещества в процессе электролиза водного раствора на отрицательном электроде могут восстановится кислород, катионы из жидкой среды или молекулы растворимого анода.

Например, в случае NaF электролиза процесс проходит только для ионов воды, разделяющихся на кислород и водород.

2H2O → 2H2 + O2

Расплавы солей

Из-за отсутствия «конкуренции» молекул воды электролиз расплавов предсказывается и просчитывается проще, чем реакция раствора.

Все металлы, вне зависимости от активности, реагируют одинаково.

В качестве примера можно рассмотреть электролиз расплава хлорида натрия. При прохождении через расплав NaCl электрического тока на катионе произойдет восстановление частиц натрия, а на аноде – окисление хлористого остатка. Общее уравнение в этом случае выглядит так: 2Na+Cl– → 2Na0 + Cl20. Аналогичным образов происходит разделение вещества при электролизе солей остальных металлов.

ГИДРОКСИД НАТРИЯ, ВОДОРОД И ХЛОР ПОЛУЧАЮТ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ ВОДНОГО РАСТВОРА NaCI

Растворы солей

Рассчитать результат реакции электролиза раствора сложнее, даже если не учитывать наличие возможных примесей. Ведь, кроме молекул солей металлов, при протекании электролита на процесс влияют молекулы воды, имеющие значимое влияние на ход процесса.

В течение электролиза растворов солей на отрицательном электроде будут восстанавливаться либо водород, либо катионы электролита, либо молекулы металла.

Результат зависит от того, сколько внешней энергии понадобится в каждом случае – в приоритете будет реакция с наименьшим потреблением электричества.

Электролиз растворов приведет к тому, что к катоду устремятся ионы с максимальным энергетическим потенциалом, а анод привлечет анионы, обладающие самым маленьким потенциалом.

В примере с электролизом раствора хлорида натрия на катоде можно получить лишь водород.

2H+2O +2ē → H20 + 2OH–

Электролиз раствора соли карбоновых кислот способствует окислению атома углерода и происходит выделение углекислого газа

Раствор сульфата меди на аноде молекулы воды

2H2O-2 – 4ē → O2 + 4H+

Особенности электролиза в растворах

Результат водных реакций электролиза в присутствии воды зависит только от позиции металла в электрохимическом ряду напряжений. Правила электрохимического процесса растворов на катоде таковы:

• На отрицательном электроде появляется вода и выделяется кислород, если металл, содержащийся в электролите, располагается левее алюминия (входит в перечень от лития до алюминия), например, при электролизе раствора хлорида натрия.
• Совместное восстановление воды и ионов металла происходит в случае нахождения металла в ряду от алюминия до водорода (от магния до свинца включительно).
• Восстановление только металла на катоде возможно, если вещество электролита располагается правее водорода (ряд от меди до золота включительно). Электролиз раствора на аноде зависит от состава электрода. Активный анод в любом случае окисляется, а иногда и полностью растворяется сам. Инертный электрод, состоящий из графита, платины или золота, проявляет такие свойства:
• В присутствии солей бескислородных кислот, исключая фториды, анод будет окисляться.
• Электролиз оксикислот (таких, как раствор азотной кислоты HNO3) и соединений фтора ведет к окислению воды, ионы металла останутся в жидкости.
• Прохождение электричества через раствор щелочей выделит из электролита гидроксид-ионы. Чтобы добиться реакции от некоторых кислот, например, провести электролиз уксусной кислоты, необходимо сделать достаточно разбавленный водный раствор, чтобы она стала проявлять признаки электропроводности.

Растворы электролитов с инертными электродами

Чтобы лучше понять процессы, проходящие с участием инертных электродов, стоит рассмотреть несколько наглядных примеров:

• Гидроксид натрия (NaOH). Позиция натрия находится левее алюминия, следовательно, его катоды на будут восстанавливаться из электролита. При катодном электролизе раствора гидроксида натрия восстановится водород, гидроксиды 2OH на аноде окисляются до кислорода и воды.
• Сульфат меди CuSO4. Место меди находится в ряду напряжений правее, чем водород, поэтому полностью восстановится на катоде. Анод окислит молекулы воды, а кислотные остатки кислородом останутся в электролите.
• Серная кислота H2SO4. На катоде будут восстановлены только катионы водорода, на аноде будет идти процесс окисления воды.
• Сульфат натрия Na2SO4. Как и в предыдущем примере, катионы натрия останутся в электролите, на катоде восстановится водород. Анион сульфат ион, как кислородсодержащих, так же не смогут выделиться из жидкости.

В газах

Газ сможет выступить в роли электролита лишь в присутствии ионизатора.

Электроэнергия сможет произвести ожидаемую реакцию на электродах, только пройдя через ионизированную среду.

В этом случае законы Фарадея не имеют силы. Процесс газового электролиза подчиняется таким правилам:

• Воздействию доступны только кислоты, находящиеся в газообразном состоянии и не содержащие кислорода, или некоторые газы.
• Реакция не осуществится без искусственной ионизации среды, вне зависимости от силы или напряжения электроэнергии.

Если происходит распад электролита на ионы то это электролитическая диссоциация.

Лабораторная работа №4.

Электролиз водного раствора иодида калия.

2KJ+2H2O электролиз J2+2H2+2KOH

Процесс на аноде.

А(+): 2J—2e-→J2

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

В результате электролиза наблюдаем:

При добавлении фенолфталеина в околокатодное пространство раствор становится малинового цвета, так как при восстановлении молекул воды образуются ионы ОН-, которые создают щелочную среду.

При добавлении раствора крахмала в околоанодное простанство наблюдаем появление синего окрашивания, которое является качественной реакцией на молекулярный йод, который образуется при окислении ионов J-.

Электролиз водного раствора сульфата натрия.

• Na2SO4+2H2O электролиз Na2SO4+2H2+O2↑
• 2H2O электролиз 2H2+O2↑

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

При добавлении раствора универсального индикатора в околокатодное пространство наблюдаем синее окрашивание, так как при восстановлении молекул воды образуются ОН- ионы, которые дают щелочную среду.

При добавлении раствора универсального индикатора в околоанодное пространство наблюдаем красное окрашивание, так как при окислении молекул воды образуются H+ ионы, кторые дают кислую среду.

Сульфат натрия не принимает участия в электролизе. Протекает только электролиз воды.

Электролиз водного раствора сульфата меди (II).

2CuSO4+2H2Oэлектролиз 2Cu+O2+2H2SO4

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): Cu2++2е-→Сu0

При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде наблюдаем выделение осадка красной меди.

В околоанодном пространстве выделяются пузырьки кислорода.

Вывод по проведенной работе:

Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе зависят от природы катиона.

Процессы, происходящие на катоде зависят от окислительной способности катиона металла:

• Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Pt, Au
• Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе)
• 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻ Меn⁺ + nē = Me°
• 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻ Men⁺ + nē = Me°

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона.

Процессы, происходящие на аноде

Безкислородные кислотные остатки

Кислородсодержащие кислотные остатки

• J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻)
• Аm⁻ – m ē = A° OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻

В щелочной среде:

• 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О
• в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺

(Влияние материала анода не рассматриваем, так как в лабораторной работе влияние материала анода на протекание электролиза не рассматривается).

8. Приведите формулировку законов Фарадея? Каковы их математические выражения? Что называют числом Фарадея? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе растворов CdCl2 и CdSO4.

Ответ:

Течение первичных анодных и катодных реакций во время протекания электролиза подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

• m = kQ, но Q =It (1)
• где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.
• m = kIt (2)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

Подставив последнее уравнение в (2), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея. (3)

Соотношение (3) используют в расчетах процессов при электролизе.

Электролиз водного раствора хлорида кадмия (II):

• CdCl2Cd2++2Cl-
• K(-):Cd2+, H2O А(+): Cl-, H2O
• Cd2++2e-→Cd 2Cl—2e-→Cl2

Суммарное уравнение электролиза:

CdCl2→Сd+Cl2

Электролиз водного раствора сульфата кадмия (II):

• CdSO4→ Cd2++SO42-
• K(-):Cd2+, H2O А(+):SO42-, H2O
• Cd2++2e-→Cd 2H2O-4e-→O2+4H+

Суммарное уравнение электролиза:

2CdSO4+2 H2O→2Cd+O2+2H2SO4

Электролиз в промышленности

Принцип разделения веществ с помощью электричества не сложен и хорошо изучен, поэтому много где применяется. В результате разложения получаются различные химических вещества (металлы, щелочи, газы) в чистом виде, производится синтез органических частиц и неорганического материала, очистка сточных вод, разряжаются аккумуляторы, защищаются от коррозии и других негативных воздействий поверхности техники, инструментов и предметов быта.

Электролиз – это основной (а зачастую – и единственный) способ получения вещества высокой чистоты и качества.

Применение электролиза в технике, благодаря способности катода осаждать на себе молекулы химических элементов, позволяет создавать прочные бесшовные трубы, надежное защитное покрытие для металлических поверхностей, ювелирные украшения, точные слепки со сложных форм.

Добыча металлов

Электролиз расплавов эффективно используется при выделении из руды или солей активных металлов вроде алюминия, калия, бериллия или натрия.

Чтобы создать электролит из бокситов – алюминиевой руды, в которой металл находится в виде оксида – их растворяют в криолите.

В емкости, где проходит электролиз, катодом является дно, покрытое слоем углерода, а анодом – инертный углеродный стержень. В результате этой реакции продукт электролиза – чистый алюминий – скапливается на дне и сливается через специальные отверстия.

Электрометаллургия

Добыча металлов в электрометаллургии производится двумя видами процессов – электротермическими и электрохимическими. В первом случае выделение из руд и концентратов чистого вещества или образования сплава достигается за счет использования электричества как источника тепловой энергии. Во втором случае производство металла основывается на принципах электрохимического взаимодействия веществ.

Электролиз расплава или раствора солей дает возможность получать металлы повышенной чистоты, отделяя их от примесей буквально по молекулам.

Процесс рафинирование – это очистка меди

Чтобы получить очень чистую, рафинированную медь, в качестве электродов используются стержни или пластины из уже очищенного и с примесями металла и электролита – раствора сульфата меди.

Загрязненный электрод заряжается положительно и, в качестве активного анода, растворяется в процессе реакции.

Молекулы меди осаждаются на чистом катоде, а примеси выпадают на дно емкости в виде осадка. Таким же способом очищают золото, серебро и другие цветные металлы.

Гальванопластика

С помощью нанесения на исходный предмет равномерного металлического слоя возможно создать неограниченное число его копий. Для этого с оригинала снимается слепок и покрывается слоем электропроводящего вещества. Таким образом делаются слепки со сложных поверхностей, украшения и многого другого.

Гальванополировка

Принцип гальванополировки базируется на том, что, когда исходный предмет в электролите подвергается действию электричества, то самое сильное электрополе возникает на выступах его поверхности.

Если он заряжен положительно, то в процессе электролиза быстрее всего теряет выступающие электроны и таким способом становится более гладким, то есть полируется.

Анодирование

Защитное покрытие поверхности металла в этом случае выполняется за счет неметаллических соединений и серной кислоты.

Металлическая деталь выступает в роли анода, а электролитом служит кислота.

При электролизе на поверхности анода образуется декоративный и защитный слой из оксида металла.

Сфера применения технологии остаточно широка, ее принципы давно использовались даже в домашних условиях. Но очень важно тщательно соблюдать технику безопасности.

Гальваническое покрытие

Электролизом можно нанести тонкий равномерный слой металла на поверхность предметов с целью сделать ее менее активной, защитить от негативных влияний, украсить, повысить или понизить электропроводимость.

При этом обрабатываемый предмет выступает в роли электрода, а соль металла – как электролит.

В зависимости от дальнейшего предназначения гальванизируемого предмета его таким способом покрывают цветными и драгоценными металлами.

Промышленное использование

Процесс Холла-Эру для производства алюминия

• Электрометаллургии из алюминия , лития , натрия , калия , магния , кальция , а в некоторых случаях меди .
• Производство хлора и гидроксида натрия , называемое хлорно-щелочным процессом .
• Производство хлората натрия и хлората калия .
• Производство перфторированных органических соединений, таких как трифторуксусная кислота, методом электрофторирования .
• из рафинированной меди .
• Производство топлива, такого как кислород (для космических кораблей и атомных подводных лодок ), а также водорода .
• и чистка старых монет и других металлических предметов.

Производственные процессы

В производстве электролиз можно использовать для:

• Гальваника , при которой на материал подложки наносится тонкая пленка металла. Гальваника используется во многих отраслях промышленности как в функциональных, так и в декоративных целях, например в кузовах автомобилей и никелевых монетах.
• Электрохимическая обработка (ЭХМ), при которой электролитический катод используется в качестве инструмента для удаления материала путем анодного окисления с заготовки. ECM часто используется как метод удаления заусенцев или травления металлических поверхностей, таких как инструменты или ножи, с несмываемой меткой или логотипом.

Электрофорез

Лечебная процедура, использующая принцип электролиза, называется электрофорезом. Препараты вводятся непосредственно в кожу, чтоб они быстрее попали в кровь и подействовали. Для этого между специальными электродами и телом человека прокладывается материал, пропитанный электропроводящим лекарственным веществом. Заряженные частицы под воздействием электричества проникают в кожу и тело пациента.

Скорость проникновения лекарства можно регулировать, варьируя силу тока.

Твердые электролиты: строение, перспективы применения

В настоящее время наиболее актуальными являются вопросы эффективности и экологической безопасности различных технологических процессов. Огромное внимание уделяется контролю состояния окружающей среды, синтезу и исследованию фунциональных экологически безопасных материалов с заданными свойствами. Большой интерес вызывают твердые электролиты (ионные проводники), которые могут применяться в качестве кислородселективных мембранных материалов в твердофазных топливных элементах, кислородных насосах, анализаторах выхлопных газов двигателей внутреннего сгорания, при реформинге метана и т.д.

Твердые электролиты (ионные проводники, суперионники) – твердофазные (кристаллические, поликристаллические или аморфные – стеклообразные) материалы, в которых ионы одной из подрешеток обладают достаточно большой подвижностью, что обуславливает величины проводимости, сравнимые с характеристиками сильных жидких электролитов.

В отличие от жидких электролитов твердые электролиты представляют собой вещества, промежуточные по структуре и свойствам между кристаллическими твердыми телами с регулярной трехмерной структурой, построенной из «неподвижных» атомов или ионов, и жидкими электролитами, не имеющими регулярной структуры, но обладающими подвижными ионами [1, 2].

Среди наиболее перспективных структур, обеспечивающих высокий ионный транспорт, рассматривают структуры типа флюорита, перовскита и их производные. Высокая проводимость по кислороду, сочетающаяся со стабильностью материала в широком интервале парциального давления кислорода, была обнаружена у оксидов со структурой перовскита на основе гетерозамещенного галлата лантана (La,Sr)(Ga,Mg)O3-y [3–5]. Было также установлено, что дополнительное модифицирование ионопроводящих оксидов на основе галлата лантана катионами переходных элементов обеспечивает высокие смешанно-проводящие характеристики оксидов, что определяет перспективы этих оксидов для разработки электродов твердооксидных топливных элементов (ТОТЭ) и создания кислородселективных мембран для новой технологии конверсии метана.

К перспективным ионным проводникам относят также оксиды семейства LAMOX. К ним относятся молибдаты лантана La2Mo2O9 [6] и их производные.-La2Mo2O9 является -SnWO4 [7] и характеризуется наличием молибден-кислородных тетраэдров (рис.1).

Значение проводимости молибдата лантана La2Mo2O9 и твердых растворов на его основе сопоставимо с проводимостью стабилизированного оксида циркония ZrO2/CaO (10-1-10-2 Ом-1см-1 при Т= 1000oC) – наиболее широко используемого оксидного электролита [8- 9].

Эти объекты должны обладать рядом свойств, необходимых для кислород-ионной проводимости. Такими как высокая концентрация анионных вакансий (прыжковый механизм перемещения кислорода), высокая симметрия, обеспечивающая равные потенциалы между занятыми и вакантными местами, высокий удельный свободный объем (вакансии облегчают диффузию ионов O2-), поляризуемые катионы [10].

Исследования молибдатов лантана методом генерации второй гармоники лазерного излучения (ГВГ) показали, что они имеют нецентросимметричное кристаллическое строение и фазовый переход между двумя различными состояниями La2Mo2O9, отвечающими низко- и высокотемпературной фазам.

Исследования эффекта ГВГ выполнялось по схеме «на отражение» на мелкодисперсных порошках и керамике. Измерения проведены относительным методом, в качестве эталона использовался порошковый – кварца той же дисперсности, что и исследуемый порошковый образец.

Наличие сигнала ГВГ лазерного излучения (рис. 2) свидетельствует о нецентросимметричном строении молибдата лантана как в низко-, так и вблизи 560oC при повышении температуры отвечает резкое снижение повышению симметрии кристаллической структуры La2Mo2O9 до кубической, пр.гр. P213.

Рис.2 Температурная зависимость интенсивности сигнала генерации второй гармоники керамики La2Mo2O9.

В La2Mo2O9 интенсивность ГВГ быстро уменьшается с ростом температуры. Это означает, что нецентросимметричное расположение ответственных за эффект ГВГ связей металл–кислород становится с температурой более изотропным. Другими словами, ионы кислорода, упорядоченно расположенные при низких температурах в нецентросимметричных кристаллографических позициях, с ростом температуры распределяются более равномерно по большому числу позиций, включая и центросимметричные, не дающие вклада в оптическую нелинейность. Таким образом, рост ионно-кислородной проводимости La2Mo2O9 с температурой в кубической фазе можно сопоставить с более равномерным распределением ионов кислорода по большому числу -La2Mo2O9.

Список использованной литературы:

1. Иванов-Шиц Ионика твердого тела. Изд-во С-Петербурского университета, 2000. – 617 с.
2. Вест А. Химия твердого тела, ч.1, 2. – М.: Мир, 1988. – 558 с.
3. Ishihara T., Matsuda H., Takita Y. Doped LaGaO3 Perovskite Type Oxide as a New Oxide Ionic Conductor. // J. Amer. Chem. Soc. – V.116,№9. – P. 3801–3803.
4. Политова Е.Д., Аветисов А.К., Зиннуров Р.Р., Калева Г.М., Мордкович В.З., Мосунов А.В., Стефанович С.Ю. Структура и электропроводность твердых растворов (La9Sr0.1)[(Ga1xCrx)0.8Mg0.2]O3- // Неорганические материалы. -2006. т.42б №6. – С. 760–766.
5. PolitovaE.D., StefanovichS.Yu., AvetisovA.K., AleksandrovskiiV.V., GlavatskihT.Yu., GolubkoN.V., KalevaG.M., MosunovA.V., Venskovskii N.U. Processing, structure, microstructure and transport properties of the oxygen conducting ceramics (La,Sr)(Ga,M)Oy (M=Mg, Fe, Ni) // J. Solid State Electrochem. – 2004, v.8. №9. P. 655–660.
6. Lacorre Ph. The LPS concept , a new way to look at anionic conductor // Solid State Sciences. 2000. V. 2. № 3. P. 755–
7. Ieischko W., Sleight A.W. Synthesis, properties and crystal structure of b-SnWO4 // Acta Crystallogr. V. 28. № 11. P. 3174–3178.
8. Хадашева З.С., Венсковский Н.У., Сафроненко М.Г., Мосунов А.В., Политтова Е.Д., Стефанович С.Ю. Синтез и свойства ионных проводников по кислороду в системе La2(Mo1-XMX)2O9, (M=Nb, Ta) //Неорганические материалы. — Т. 38. N .11. – С. 1381–1385.
9. Хадашева З.С., Венсковский Н.У., Сафроненко М.Г. Мосунов А.В., Политтова Е.Д., Стефанович С.Ю. Особенности получения и свойств кислородпроводящей керамики на основе La2Mo2O9 //Международый симпозиум «Фазовые превращения в твердых растворах и сплавах». Сочи.– 2003. Сборник трудов. С. 349–352.

Энергетические затраты

Применение электролиза требует высоких затрат энергии по нескольким причинам:

• Чтобы процесс электролиза был эффективным, необходимо обеспечить присутствие постоянного тока на электроды в течение длительного времени;
• Часто полезный результат реакции напрямую зависит от силы тока – чем выше напряжение, тем быстрее и качественнее она проходит.
• Часть энергии теряется вследствие сопротивления электролита, анодного или катодного перенапряжения.

Течение реакции, энергетические затраты и полученную пользу можно спрогнозировать, зная основные законы электролиза.

Теоретическая часть

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных реакций, протекающих под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита. При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне. Электролиз проводят в особых приборах – электролизерах. Это сосуд с раствором или расплавом электролита и опущенными в него электродами из металла или графита. К электродам прикладывают разность потенциалов от внешнего источника постоянного тока. Катод отдает электроны частицам вещества в электролите и восстанавливает их. Анод отбирает электроны от частиц в электролите, окисляя их.

Электролиз расплавов оснований.

При электролизе процессы окисления и восстановления протекают на различных электродах – аноде и катоде. Анод – это электрод, на котором происходит процесс окисления. При электролизе анод заряжен положительно. Катод – это электрод, на котором происходит процесс восстановления. При электролизе катод заряжен отрицательно. На окислительно-восстановительные процессы, протекающие при электролизе, влияют различные факторы:

• Природа электролита и растворителя;
• Материал электродов;
• Режим электролиза (напряжение, сила тока, температура).

Будет интересно Все о законе Ома: простыми словами с примерами для «чайников»

Различают 2 типа электролиза: электролиз расплава и электролиз растворов электролитов. Электролиз расплавов оксидов На катоде идет восстановление катионов металла: Men++ nē = Me0 , т.е. на катоде выделяется металл. На аноде окисляется кислород: O –2 –2ē = O2 Например, электролиз расплава оксида калия: 2K2O = 4K + O2 При изучении алюминия, способов получения металлов, надо знать электролиз оксида алюминия. Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С. Электролиз Al2O3 можно представить следующей схемой: в расплаве оксид алюминия диссоциирует: Al2O3= Al3++ AlO3 3– , на катоде восстанавливаются ионы Al3+ : Al3++3ē Al0 , на аноде окисляются ионы AlO3 3– : 4AlO3 3– – 12ē 2Al2O3 + 3O2. Суммарное уравнение процесса: 2Al2O3 4Al + 3O2. Жидкий алюминий собирается на дне электролизера.

Электролиз расплавов оснований

На катоде традиционно восстанавливается металл: Men+ +nē = Me0 На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы: 4OH− −4ē =2H2O + O2 Электролиз расплавов солей 1. Электролиз расплава бескислородной соли: На катоде всегда восстанавливается металл: Men + nē = Me0 На аноде окисляется бескислородный анион: A n– – nē = A0 Например: Электролиз расплава NaCl: 2NaCl = 2Na + Cl2 2.Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона находится не в высшей степени окисления): На катоде всегда восстанавливается металл: Men++ nē = Me0 На аноде будет окисляться элемент аниона: SO3 2– – 2ē = SO3 0 Например, электролиз расплава сульфита натрия: Na2SO3 = 2Na + SO3 Сера S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 (SO3). 3.

Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона в высшей степени окисления): На катоде всегда восстанавливается металл: Men++ nē = Me0 На аноде: т.к

элемент уже в высшей степени окисления, то окисляться будет кислород, например: 2CO3 –2 – 4ē = 2CO2 + O2 Например, электролиз расплава карбоната натрия: 2Na2CO3 = 4Na + 2CO2+ O2 Важно понимать, что эти реакции не идут сами по себе. Их протекание возможно только при действии электрического тока

Электролиз растворов На катоде могут протекать следующие реакции восстановления.

Электролиз расплавов оснований.

Как работает электролиз.

Техника безопасности при работе с кислотами

Большинство кислот, особенно в виде концентрированных растворов, вызывают сильные ожоги, разрушают ткани организма. Потому так важно при работе с ними соблюдать меры безопасности.

• Обязательно работаем аккуратно, не проливая ничего ни на себя, ни на находящиеся рядом предметы.
• Если кислота попала на руки, промываем большим количеством проточной воды, затем – раствором пищевой соды.
• Также слабым раствором пищевой соды следует как можно быстрее обработать поверхность мебели или других домашних предметов из дерева, металла, пластика при попадании на них кислоты.
• При попадании в глаза – также промываем большим количеством воды и обязательно идем к врачу.
• Хранят эти опасные вещества в плотно закрытой упаковке, в местах, недоступных не только детям, но и домашним животным.