Рассмотрим несколько примеров электролиза растворов:
- электролиз водного раствора иодида калия с инертными электродами:
| KJ, H2O | |||||||||
| ¯ | |||||||||
| (-) К | K+ + J- | ® А(+) | |||||||
| система: K+, H2O | система: J -, H2O | ||||||||
| 2H2O + 2ē ® H2+2OH- | 2J‾ – 2ē ® J2 | ||||||||
| К: | 2H2O + 2ē ® H2+2OH- | ||||||||
| А: | 2J‾ – 2ē ® J2 | ||||||||
| Суммарно: | 2H2O + 2J‾ = H2+2OH- + J2 | ||||||||
| эл. ток | |||||||||
| 2KJ + 2H2O = H 2 +2KOH + J2 | |||||||||
| на катоде на аноде | |||||||||
- электролиз водного раствора нитрата меди (II) с инертными электродами:
| Cu(NO3)2, H2O | ||||||||||
| ¯ | ||||||||||
| (-) К | Cu2+ + 2NO3- | ® А(+) | ||||||||
| система: Cu2+, H2O | система: NO3 -, H2O | |||||||||
| Cu2+ + 2ē ® Cu | 2H2O – 4ē ® O2 + 4H+ | |||||||||
| К: | Cu2+ + 2ē ® Cu | |||||||||
| А: | 2H2O – 4ē ® O2 + 4H+ | |||||||||
| Суммарно: | 2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + O2 + 4H+ | |||||||||
| эл. ток | ||||||||||
| 2Cu(NO3)2 + 2H2O = 2Cu + O2 + 4HNO3 | ||||||||||
| на катоде на аноде | ||||||||||
- электролиз водного раствора сульфата меди (II) с медными электродами:
| CuSO4, Cu, H2O | ||||||||||
| ¯ | ||||||||||
| (-) К | Cu2+ + SO42- | ® А(+) | ||||||||
| система: Cu2+, H2O | система: Cu, SO42-, H2O | |||||||||
| Cu2+ + 2ē ® Cu | Cu - 2ē ® Cu2+ | |||||||||
| К: | Cu2+ + 2ē ® Cu | |||||||||
| А: | Cu – 2ē ® Cu2+ | |||||||||
| эл. ток | ||||||||||
| Суммарно: | Cu2+ + Cu = Cu + Cu2+ | |||||||||
| на катоде на аноде | ||||||||||
- электролиз водного раствора сульфата цинка с инертным анодом:
| ZnSO4, Zn, H2O | ||||||||||
| ¯ | ||||||||||
| (-) К | Zn2+ + SO42- | ® А(+) | ||||||||
| система: Zn2+, H2O | Система: SO42-, H2O | |||||||||
| Zn2+ + 2ē ® Zn 2H2O + 2ē ® H2+2OH- | 2H2O – 4ē ® O2 + 4H+ | |||||||||
| К: | Zn2+ + 2ē ® Zn 2H2O + 2ē ® H2+2OH- | |||||||||
| А: | 2H2O – 4ē ® O2 + 4H+ | |||||||||
| Суммарно: | Zn2+ + 4H2O = Zn + H2+2OH- + O2 + 4H+ | |||||||||
| эл. ток | ||||||||||
| ZnSO4 + 2H2O = Zn + H2 + O2 + 2H2SO4 | ||||||||||
| на катоде на аноде | ||||||||||
Законы Фарадея
Поскольку прохождение электрического тока при электролизе связано с химическими превращениями, то существует определенная зависимость между количеством электричества и количеством прореагировавшего вещества. Эта зависимость была установлена М. Фарадеем (1833-1834).
Первый закон Фарадея устанавливает прямую пропорциональность между количеством прошедшего через систему электричества и количеством прореагировавшего вещества: масса вещества (m) выделенная на электроде электрическим током, пропорциональна количеству электричества (Q), прошедшего через электролит:
m = KЭ·I·τ = KЭ·Q,
где I – сила тока, А;
τ – время прохождения тока, с.
Коэффициент пропорциональности KЭ называется электрохимическим эквивалентом. Он показывает количество прореагировавшего вещества при прохождении одного кулона электричества:
KЭ = МЭК/F,
где МЭК – масса молярного эквивалента вещества, г/моль экв;
F – Постоянная Фарадея, равная 9,65×104 Кл/моль экв.
Таким образом, масса вещества, образующегося при электролизе, может быть вычислена по формуле:
| m = | МЭК ·I·τ | , |
| F |
На практике, вследствие протекания побочных процессов электролиза, на электродах выделяется меньше вещества по сравнению с расчетным по количеству прошедшего через раствор электричества. Отношение количества фактически полученного продукта (mопыт.) к теоретическому (mтеор.), выраженное в процентах, называется выходом по току η:
| η = | mопыт. | ·100%. |
| mтеор. |
Согласно второму закону Фарадея массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональны их химическим эквивалентам:
| m1 | = | Э1 | . |
| m2 | Э2 |
Примеры решения задач
Пример 1. Сколько меди выделится на катоде, если через раствор медного купороса пропустить ток силой 2,68 А в течение 30 мин?
Решение: по закону Фарадея:
| m = | МЭК ·I·τ | = | 32×2,68×1800 | =1,6 г, |
| F |
где I – сила тока, А;
τ – время прохождения тока, с;
МЭК – масса молярного эквивалента вещества, г/моль экв;
F – Постоянная Фарадея, равная 9,65×104 Кл/моль экв.
Пример 2. Какое количество продуктов будет получено при электролизе расплавленного гидроксида натрия, током силой 0,2 А в течение 5 часов?
Решение: Схема электролиза расплава NaOH:
| NaOH | |||||||||
| ¯ (321°С) | |||||||||
| (-) К | Na+ + OH- | ® А(+) | |||||||
| К: | Na+ + ē = Na | ||||||||
| А: | 4OH- - 4ē = O2 + 2H2O | ||||||||
| Суммарно: | 4Na+ + 4OH- = 4Na + O2 + 2H2O | ||||||||
| эл.ток | |||||||||
| 4NaOH = 4Na + O 2 + 2H 2 O | |||||||||
| на катоде на аноде | |||||||||
Определим количество электричества (в кулонах), прошедшего через расплав NaOH, для чего амперы умножим на время (в секундах):
0,2∙5∙60∙60 = 3600 Кл.
Согласно закону Фарадея, если через электролит пройдёт 96500 Кл электричества, то на электродах выделится эквивалент вещества.
Тогда: на катоде 96500 Кл электричества выделит 23 г Na
