Что представляет собой электрический ток в электролитах
Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы.
Основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований. Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза (рис.9.10).
Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией.
Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году.
Первый закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе: масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду q, прошедшему через электролит:
где k – электрохимический эквивалент вещества:
F = eNA = 96485 Кл / моль. – постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея электрохимические эквиваленты различных веществ относятся их химические эквиваленты 
:
Объединенный закон Фарадея для электролиза:
Электролитические процессы классифицируются следующим образом:
получение неорганических веществ (водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д.);
получение металлов (литий, натрий, калий, бериллий, 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.
Практическое применение электролиза
Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).
Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами – процесс электрорафинирования или с нерастворимыми – процесс электроэкстракции. Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах. В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки.
Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др. Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов 1 в электролизер 3 (рис.9.11). При пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми 4, либо переходят в электролит и удаляются.
На рисунке 9.11 приведена схема электролитического рафинирования меди.
Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегиюи гальванопластику.
Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера (рис. 9.12).
Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.
 |  |
| Рис. 9.12 | Рис. 9.13 |
Рекомендуем просмотреть демонстрацию «Гальванопластика».
Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами (рис. 9.13).
С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т. д. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование «накладного» слоя никеля, серебра, золота и т. д.).
Электрический ток в электролитах
Электролиты – это проводящие среды, в которых протекает электрический ток, сопровождающийся переносом вещества.
Какие вещества являются электролитами. Электролиз
Положительно и отрицательно заряженные ионы являются носителями свободных зарядов в электролитах. Соединения металлов в расплавленном состоянии, некоторые твердые вещества относят к электролитам. Основными их представителями являются водные растворы неорганических кислот, солей, оснований. Их широко применяют в технике.
При прохождении электрического тока через электролит происходит одновременное выделение веществ на электродах. Данное явление получило название электролиза.
Электрический ток в электролитах рассматривается как перемещение ионов с обоими знаками в противоположных направлениях.
Движение положительных ионов направлено к отрицательному электроду (катоду), а отрицательных – к положительному электроду (аноду). Появление ионов с противоположными знаками в водных растворах солей, кислот, щелочей является следствием расщепления нейтральных молекул. Явление получило название электролитической диссоциации.
При диссоциации в водном растворе хлорида меди CuCl 2 на ионы меди и хлора получаем выражение:
Многие реакции электролиза сопровождаются вторичными реакциями продуктов разложения, которые выделяются на электродах, с его материалом или растворителями.
Примером может служить электролиз раствора сульфата меди (медного купороса) CuSO 4 при опущенных в электролит электродов, изготовленных их меди.
Диссоциация молекул сульфата меди идет согласно формуле:
Получившаяся молекула сульфата меди переходит в раствор. Это показывает прохождение электрического тока через водный раствор сульфата меди для растворения медного анода и оседания меди на катоде. Концентрация данного раствора не меняется.
Закон электролиза
В 1833 году М. Фарадеем был установлен закон электролиза.
Постоянная Фарадея численно равняется заряду, который следует пропустить через электролит, для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.
Запись закона Фарадея для электролиза имеет вид
Явление электролиза широко применимо в современном промышленном производстве.
Электрический ток в электролитах
Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.
Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.
Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:
При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 1.15.1).
Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.
Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.
Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме
Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион 
отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:
Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.
Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.
Электролиз водного раствора хлорида меди
Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком Майклом Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:
Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:
Величину k называют электрохимическим эквивалентом.
Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:
Здесь m0 и q0 – масса и заряд одного иона, 
– число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m0 иона данного вещества к его заряду q0.
Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q0 = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде
Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.
Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:
Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.
Что представляет собой электрический ток в электролитах
Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.
Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.
Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме
 |
Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион 
отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:
| SO4 + Cu = CuSO4. |
Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.
Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.
Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:
 |
Так как заряд иона равен произведению валентности вещества на элементарный заряд (0 = ), то выражение для электрохимического эквивалента можно записать в виде
 |
Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.
Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:
|
Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.
Электрический ток в электролитах
Электрический ток в электролитах всегда связан с переносом вещества. В металлах и в полупроводниках, например, вещество, при прохождении через них тока, не переносится, поскольку в этих средах носителями тока являются электроны и дырки, а в электролитах — переносится. Так происходит потому, что в электролитах носителями свободных зарядов выступают положительно и отрицательно заряженные ионы вещества, а вовсе не электроны или дырки.
Многочисленные соединения металлов будучи расплавленными, а также некоторые твердые вещества — относятся к электролитам. Но главными представителями данного типа проводников, которые широко используются в технике, являются водные растворы неорганических кислот, оснований и солей.
Вещество, при прохождении электрического тока через среду электролита, выделяется на электродах. Данное явление называется электролизом. Когда через электролит течет электрический ток, положительно и отрицательно заряженные ионы вещества движутся одновременно в противоположных направлениях.
Отрицательно заряженные ионы (анионы) устремляются к положительному электроду источника тока (аноду), а положительно заряженные (катионы) — к отрицательному его полюсу (катоду).
Источниками ионов в водных растворах кислот, щелочей и солей являются нейтральные молекулы, часть которых расщепляется под действием приложенной электрической силы. Данное явление расщепления нейтральных молекул называется электролитической диссоциацией. К примеру хлорид меди CuCl2 распадается при диссоциации в водном растворе на ионы хлора (отрицательно заряженный) и меди (положительно заряженный).
Когда электроды подключаются к источнику тока, электрическое поле начинает действовать на ионы в растворе или расплаве, при этом анионы хлора движутся к аноду (положительному электроду), а катионы меди — к катоду (отрицательному электроду).
По достижении отрицательного электрода, положительно заряженные ионы меди нейтрализуются избытком электронов на катоде и становятся нейтральными атомами, которые на катоде и оседают. По достижении положительного электрода, отрицательно заряженные ионы хлора отдают по одному электрону в ходе взаимодействия положительным зарядом анода. При этом образовавшиеся нейтральные атомы хлора объединяются парами в молекулы Cl2, и хлор выделяется в виде пузырьков газа на аноде.
Молекула сульфата меди диссоциирует с образованием положительно заряженного иона меди Cu+ и отрицательно заряженного сульфат-иона SO4-. Нейтральные атомы меди оседают твердым осадком на катоде. Таким путем добывают химически чистую медь.
Сульфат-ион отдает положительному электроду два электрона и становится нейтральным радикалом SO4, который тут же реагирует с медным анодом (вторичная реакция на аноде). Продукт реакции на аноде — сульфат меди, который переходит в раствор.
Получается, что когда электрический ток пропускается через водный раствор сульфата меди, медный анод просто постепенно растворяется, а на катоде оседает медь. При этом концентрация водного раствора сульфата меди не изменяется.
В 1833 году английский физик Майкл Фарадей в ходе экспериментальной работы установил закон электролиза, который называется теперь его именем.
Закон Фарадея позволяет определить количество первичных продуктов, которые выделятся на электродах в процессе электролиза. Закон звучит так: «Масса m вещества, выделяющегося на электроде при электролизе прямо пропорциональна заряду Q, который прошел через электролит».
Коэффициент пропорциональности k в данной формуле называется электрохимическим эквивалентом.
Масса вещества, которое выделяется на электроде при электролизе, равна суммарной массе всех ионов, которые пришли к данному электроду:
В формуле присутствует заряд q0 и масса m0 одного иона, а также прошедший через электролит заряд Q. N – это количество ионов, которые пришли к электроду при прохождении заряда Q через электролит. Электрохимическим эквивалентом k поэтому называется отношение массы иона m0 к его заряду q0.
Поскольку заряд иона численно равен произведению валентности вещества на элементарный заряд, то химический эквивалент может быть представлен в следующем виде:
Где: Nа — постоянная Авогадро, М — молярная масса вещества, F – постоянная Фарадея.
Фактически постоянная Фарадея может быть определена как величина заряда, который должен пройти через электролит, чтобы на электроде при этом выделился один моль одновалентного вещества. Закон Фарадея для электролиза тогда приобретает вид:
Явление электролиза находит широчайшее применение в современном производстве. Например, путем электролиза в промышленности получают алюминий, медь, водород, диоксид марганца, пероксид водорода. Многие металлы извлекаются из руд и перерабатываются с помощью электролиза (электрорафинирование и электроэкстракция).
Также благодаря электролизу функционируют химические источники тока. Электролиз служит в очистке сточных вод (электроэкстракция, электрокоагуляция, электрофлотация). Многие вещества (металлы, водород, хлор и др.) получаются благодаря электролизу при гальваностегии и гальванопластике.
Если Вам понравилась эта статья, поделитесь ссылкой на неё в социальных сетях. Это сильно поможет развитию нашего сайта!
Подписывайтесь на наш канал в Telegram!
Просто пройдите по ссылке и подключитесь к каналу.
Не пропустите обновления, подпишитесь на наши соцсети: