Электролиз — это физико-химический процесс разложения вещества (электролита) на составные части при прохождении через его расплав или раствор постоянного электрического тока. Проще говоря, с помощью электричества мы заставляем вещество (которое в обычных условиях не разлагается) распасться на более простые элементы.
Пример: Электролиз раствора CuSO₄ с медными электродами
Установка:
- Раствор: Водный раствор CuSO₄. Он содержит ионы: Cu²⁺, SO₄²⁻, H⁺ (от воды), OH⁻ (от воды).
- Анод (+): Пластина из неочищенной меди.
- Катод (-): Пластина из чистой меди.
- Источник тока: Постоянный ток (например, батарея).
Процесс электролиза (шаги):
А) Диссоциация (в растворе):
Молекулы соли и воды распадаются на ионы:
CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄²⁻
H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻
Б) На электродах:
На катоде (-):
Катод притягивает положительно заряженные ионы (катионы). У нас есть Cu²⁺ и H⁺.
Восстановление: Ион меди Cu²⁺ принимает два электрона и восстанавливается до атома металлической меди.
Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰
Атомы меди осаждаются на катоде в виде тонкого розово-красного слоя. Катод становится толще и тяжелее.
На аноде (+):
Анод притягивает отрицательно заряженные ионы (анионы). У нас есть SO₄²⁻ и OH⁻.
Окисление: Однако, анод сделан из меди, и он сам начинает окисляться, теряя электроны, легче, чем анионы.
Cu⁰ — 2ē → Cu²⁺
Атомы меди из анода переходят в раствор в виде ионов Cu²⁺. Анод постепенно растворяется и становится тоньше.
Итоговая реакция и наблюдения:
Суммарное уравнение:
Cu⁰ (анод) + Cu²⁺ (раствор) → Cu²⁺ (раствор) + Cu⁰ (катод)
Что мы видим: Концентрация сульфата меди (CuSO₄) в растворе не меняется, так как количество ионов Cu²⁺ в растворе остается постоянным (сколько ушло на катод, столько же и пришло с анода).
Суть процесса
В процессе электролиза всегда происходит преобразование электрической энергии в химическую.
Где проводится?
В специальном приборе — электролизере.
Что внутри?
Электролиты: Вещество, которое проводят ток (раствор или расплав соли, щелочи, кислоты).
Электроды: Два проводника, опущенные в электролит.
Анод (+): Положительно заряженный электрод. К нему притягиваются анионы (отрицательно заряженные ионы).
Катод (-): Отрицательно заряженный электрод. К нему притягиваются катионы (положительно заряженные ионы)
Количество электричества (Заряд, q): Измеряется в кулонах (Кл). Для постоянного тока рассчитывается по формуле:
q = I * t , где:
| I | сила тока в амперах (А) |
| t | время в секундах (с) |
Законы Фарадея устанавливают количественную связь между количеством электричества, прошедшего через электролит, и массой вещества, выделившегося на электроде.
Первый закон
Масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества.
m = k * q ,
где:
| m | масса выделившегося вещества, [г] |
| q | количество электричества, [Кл] |
| k | коэффициент пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентом |
Электрохимический эквивалент (k) — это масса вещества, выделяющаяся при прохождении 1 кулона электричества. Это специфическая для каждого вещества постоянная. ВЫВЕСТИ К. РАЗМЕРНОСТЬ
Если пропускать через раствор медного купороса электрический ток в течение определённого количества времени, то на катоде выделяется небольшое количество меди. Однако если пустить ток большей силы, за такое же количество времени на катоде образуется большее количество меди. При увеличении времени и одинаковой силе тока также увеличивается количество меди.
Второй закон
При постоянном количестве прошедшего электричества массы различных веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональны их химическим эквивалентам.
Химический эквивалент — это отношение молярной массы вещества (M) к его числу электронов в электродной реакции в данной redox-реакции (z).
Второй закон устанавливает связь между электрохимическим и химическим эквивалентами:
k = M / (z * F) , где:
| M | молярная масса вещества, [г/моль |
| I | сила тока, [А] |
| k | коэффициент пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентом |
| z | число электронов, участвующих в электродном процессе |
Объединенный закон Фарадея и число Фарадея
Объединив оба закона, можно вывести универсальную формулу для расчета массы вещества при электролизе.
m = (M * I * t) / (z * F) , где:
| m | масса выделившегося вещества, [г] |
| M | молярная масса вещества, [г/моль |
| I | сила тока, [А] |
| t | время проведения электролиза, [с] |
| z | число электронов, участвующих в электродном процессе |
| F | постоянная Фарадея |
Постоянная Фарадея (F) — это количество электричества, необходимое для выделения одного моля эквивалента любого вещества.
F ≈ 96 500 Кл/моль
Это фундаментальная физическая константа, равная заряду одного моля электронов.
Законы Фарадея идеально работают, когда процесс протекает с большой скоростью. Но что, если мы работаем в условиях, близких к равновесию? Здесь нужно использовать уравнение Нернста.
(см. конспекты Использование уравнения Нернста в окислительно-восстановительном титровании и Определение концентрации ионов с помощью ионоселективных электродов)
Алгоритм расчета массы
Чаще всего на практике количество электричества Q известно не напрямую, а через силу тока I и время t. Вспомним, что Q = I * t.
Тогда основная рабочая формула принимает вид:
m = (I * t * M) / (F * z)
Шаг 1: Записать полуреакцию на электроде
Определите, какой процесс происходит на интересующем вас электроде (окисление или восстановление), и найдите z – количество электронов, участвующих в реакции для одного иона.
Шаг 2: Определить все известные величины
Выпишите:
I – сила тока (в Амперах, А)
t – время (в секундах, с)
M – молярная масса (в г/моль)
z – заряд иона (безразмерная величина)
F – постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль)
Шаг 3: Подставить значения в формулу и произвести расчёт
Пример расчета
- Электролиз раствора нитрата серебра (AgNO₃)
Задача: Через раствор нитрата серебра в течение 20 минут пропускали ток силой 2 А. Какая масса серебра выделилась на катоде?
Решение:
Записываем катодную реакцию:
На катоде восстанавливаются катионы серебра:
Ag⁺ + 1ē → Ag⁰
Отсюда видно, что для восстановления 1 моля серебра требуется 1 моль электронов. Значит, z = 1.
Определяем известные величины:
I = 2 А
t = 20 мин = 20 * 60 = 1200 с
M = 108 г/моль (молярная масса серебра)
z = 1
F = 96500 Кл/моль
Подставляем в формулу:
m = (I * t * M) / (F * z)
m = (2 А * 1200 с * 108 г/моль) / (96500 Кл/моль * 1)
Рассчитываем:
m = 259200 / 96500 ≈ 2.69 г
- Электролиз раствора сульфата меди (CuSO₄)
Задача: Какую массу меди можно получить при электролизе раствора CuSO₄ за 1 час при силе тока 5 А?
Решение:
Записываем катодную реакцию:
На катоде восстанавливаются катионы меди:
Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰
Для восстановления 1 моля меди требуется 2 моля электронов. Значит, z = 2.
Определяем известные величины:
I = 5 А
t = 1 час = 3600 с
M = 64 г/моль (молярная масса меди)
z = 2
F = 96500 Кл/моль
Подставляем в формулу:
m = (5 А * 3600 с * 64 г/моль) / (96500 Кл/моль * 2)
m = (1143000) / (193000) ≈ 5.92 г
3) Рассчитайте массу меди, выделившейся на катоде за 30 минут при силе тока 5 А. Электролизу подвергался раствор сульфата меди (CuSO₄).
Запишем объединенный закон Фарадея: m = (M * I * t) / (z * F)
Определим параметры для меди (Cu):
· M = 64 г/моль
· z = 2 (так как ион Cu²⁺)
· I = 5 А
· t = 30 мин * 60 = 1800 с
· F = 96500 Кл/моль
Подставим значения в формулу:
m = (64 г/моль * 5 А * 1800 с) / (2 * 96500 Кл/моль)
Проведем расчет:
m = 576000 / 193000 ≈ 2,98 г
