Електрохімічні процеси

 Розрізняють два види анодів – розчинні і нерозчинні (інертні). Нерозчинні  аноди виготовляють із  золота,

платини або графіту. На поверхні таких анодів відбувається окиснення кислотних залишків або молекул води.

При значній концентрації електроліту легко окиснюються йони безоксигенових кислот: Cl-, Br-, I-, S2-. Аніони оксигеновмісних кислот або не здатні окиснюватися або окиснюються при дуже високих потенціалах. У цьому випадку на аноді окиснюються молекули води.

Розглянемо декілька типових випадків електролізу водних розчинів солей.

Електроліз   розчину   Na2SO4     з   інертним   анодом.Стандартнийелектроднийпотенціалсистеми   більш   негативний,   ніж   потенціал  водневого  електрода   в   нейтральному  водному середовищі (-0,41 В). Тому на катоді буде відбуватися електрохімічне відновлення води з виділенням водню

 

,

 

 

а йони Na+, які підійшли до катоду, будуть накопичуватися в катодному просторі і там утвориться натрій гідроксид.

 

На аноді буде відбуватися електрохімічне окиснення води, яке супроводжується виділенням кисню

 

.

 

 

Оскільки електродний потенціал цієї системи (1,23 В) значно нижчий за стандартний електродний потенціал системи

 

      (2,01 В)

 

йони SO42- будуть накопичуватися в анодному просторі і там утвориться сульфатна кислота.

 

Схема електролізу розчину натрій сульфату:

 

Cумарне рівняння цього процесу можна записати в такій формі:

 

Електроліз розчину CuC12  з інертним анодом.  Мідь, у ряді стандартних електродних потенціалів, розміщена після водню. Тому біля катода буде відбуватися розрядження йонів Сu2+ і виділення металічної міді. Біля анода будуть розряджатися йони С1-.

 

Схема електролізу розчину купрум (II) хлориду:

 

CuCl2

 

Катод (C)Cu2+2Cl-Анод (C)

 

Сумарне рівняння:

 

CuCl2Cu + Cl2.

 

У   випадку  активного  (розчинного)анода   число   конкуруючихокиснихпроцесівзростаєдотрьох:

електрохімічне окиснення води з виділенням кисню, окиснення аніона і електрохімічне окиснення металу анода (анодне розчинення металу). З цих  можливих процесів буде відбуватися той, який енергетично найвигідніший. Якщо алгебраїчна величина електродного потенціалу металу анода менша за алгебраїчну величину потенціалів інших електрохімічних систем, то спостерігається анодне розчинення металу. В інших випадках відбувається виділення кисню або окиснення аніона.

 

Розглянемо електроліз розчину CuSO4 з анодом з міді.

 

На катоді можуть відновлюватися йони Сu2+ і йони H+ з води. Однак Cu2+ відновлюється легше, ніж Н+, тому що стандартний електродний потенціал міді більший за стандартний електродний потенціал водню. На катоді буде відбуватися процес:

 

 .

 

На аноді буде окиснюватися мідь, тому що алгебраїчна величина її електродного потенціалу менша за алгебраїчну величину потенціалів інших конкуруючих електрохімічних систем:

 

Отже, при електролізі розчину купрум  (II) сульфату  розчиняється анод і відбувається  осадження міді на катоді.

 

Схематично процес електролізу виразиться так: CuSO4

Катод (Сu)Cu2+   + SO42-Анод (Cu)

 

Застосування електролізу

 

Електроліз з розчинним анодом застосовують для захисту металічних виробів від корозії. Для цього на їх поверхню наноситься дуже тонкий шар іншого металу – хрому, срібла, золота, міді, нікелю тощо. Цю галузь електрохімії називають гальваностегією.

 

Інша галузь електрохімії – гальванопластика. Це одержання точних металічних копій з різних предметів. Для цього метал покривають шаром воску і одержують матрицю – негативне зображення предмета.

 

Поверхню матриці покривають графітом і приєднують до катода, анодом слугує метал, з якого потрібно одержати копію, наприклад, мідь. При електролізі мідний анод розчиняється, а на катоді осаджується мідь. Таким способом утворюється точна мідна копія.

 

Електроліз використовують для одержання багатьох металів – лужних, лужноземельних, алюмінію тощо,  а також для очищення деяких металів від домішок.

 

Закони електролізу

 

Кількісно процес електролізу вперше вивчав у 30-х роках ХIХ ст. англійський фізик Фарадей, який установив закони електролізу.

 

1.  Маса речовини, що утворюється під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь розчин.

2.  Однакові кількості електрики утворюють під час електролізу різних хімічних сполук еквівалентні кількості речовин.

 

Математичний вираз обох законів електролізу:

 

 

,

 

 

де m – маса речовини, відновленої на катоді або окисненої на аноді, або маса речовини, яка підлягає електролізу;

 

МЕ   - молярна маса еквівалента речовини, г/моль;

 

І – сила струму, А;

 

t – час, с;

 

F – стала Фарадея (96494 Кл/моль).

 

При обчисленні об'ємів газів, що утворюються при електролізі, можна представити рівняння, що виражає закони Фарадея, в іншій формі:

 

 

,

 

 

де V – об'єм газу, що виділився, л;

 

VЕ  - молярний об'єм еквіваленту газу, л/моль.

 

Корозiя металiв

 

Руйнування металiв пiд впливом хiмiчної або електрохiмiчної  дiї зовнiшнього середовища називають

корозiєю. Термiн “корозiя“ походить