imported>Sldst-bot: /* Ссылки */ устаревшие параметры в ш:Родственные проекты

2026-03-03T01:49:49Z

Ссылки: устаревшие параметры в ш:Родственные проекты

Новая страница

[[Файл:ElectrochemCell.png|thumb|250px|right| Схематическое изображение [[Электролитическая ячейка|электролитической ячейки]] для исследования электролиза]]'''Электро́лиз''' — физико-химический процесс, состоящий в выделении на ''электродах'' составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на [[электрод]]ах, который возникает при прохождении [[электрический ток|электрического тока]] через раствор либо расплав ''[[электролит]]а''<ref name="Викитека МСЭ2">«''[[s:МСЭ2/Электролиз|Электролиз]]''» — статья в [[Малая советская энциклопедия|Малой советской энциклопедии]]; 2 издание; 1937—1947 гг.</ref>.

Электролиз является одним из лучших способов золочения или покрытия металла медью, золотом.

Упорядоченное движение [[ион]]ов в проводящих жидкостях происходит в [[Электрическое поле|электрическом поле]], которое создаётся ''электродами'' — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. ''[[Катод]]ом'' при электролизе называется отрицательный электрод, ''[[анод]]ом'' — положительный<ref>Обратное обозначение знака катода и анода встречается в литературе при описании гальванических элементов</ref>. Положительные ионы — ''[[катион]]ы'' (ионы [[металл]]ов, [[водород]]ные ионы, ионы [[аммоний|аммония]] и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — ''[[анион]]ы'' (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду<ref name="БРЭ">{{БРЭ|Электролиз}}</ref>.

Реакции, происходящие при электролизе на электродах, называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза.

С точки зрения химии, электролиз — окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита.

== Применение ==
[[Файл:Wiki-Uralelectromed MG19465.jpg|thumb|Цех электролиза меди завода «[[Уралэлектромедь]]».Катоды опущены в ванны с [[электролит]]ом]]
[[Файл:UMMC Anodes.jpg|thumb|[[Анод]]ы]]
[[Файл:Катоды заводы Электромедь.jpg|thumb|[[Катод]]ы]]
Электролиз широко применяется в современной [[Электролиз промышленный|промышленности]]. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения [[Алюминий|алюминия]], меди, [[водород]]а, диоксида марганца<ref>Электросинтез // Химическая энциклопедия.</ref>, [[пероксид водорода|пероксида водорода]]. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза ([[Экстракция|электроэкстракция]], [[Рафинирование|электрорафинирование]]). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует [[химический источник тока]].

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий ([[гальваностегия]]), воспроизведении формы предметов ([[гальванопластика]]).

== Первый закон Фарадея ==
{{Main|Законы электролиза Фарадея}}
В [[1832 год]]у [[Фарадей, Майкл|Фарадей]] установил, что масса <math>m</math> вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду <math>q</math>, прошедшему через электролит:

<math>m=k\cdot q.</math>

Если через электролит пропускается в течение времени <math>t</math> [[постоянный ток]] с силой тока <math>I</math>, то

<math>m=k\cdot I\cdot t.</math>

Коэффициент пропорциональности <math>k</math> называется '''электрохимическим эквивалентом вещества'''. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

=== Вывод закона Фарадея ===
: <math>m = m_i N_i</math> (1)
: <math>m_i=\frac{M}{N_a}</math> (2)
: <math>N_i = \frac{\Delta q}{q_i}</math> (3)
: <math>\Delta q = I \Delta t</math> (4)
: <math>q_i = e z</math>, (5)
: где ''z'' — [[валентность]] [[атом]]а ([[ион]]а) вещества,
: ''e'' — [[заряд электрона]]
: Подставляя (2)-(5) в (1), получим
: <math>m = \frac{M}{z e N_A} I \Delta t</math>
: <math>m=\frac{M}{z F} I \Delta t</math>,
где <math>F=e N_A</math> — [[постоянная Фарадея]].
: <math>k = \frac{M}{F z}</math>
: <math>m = kI \Delta t</math>

== Второй закон Фарадея ==
Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.

'''Химическим эквивалентом''' [[ион]]а называется отношение молярной массы <math>A</math> [[ион]]а к его [[валентность|валентности]] <math>z</math>. Поэтому электрохимический эквивалент
: <math>k \ = \ { 1 \over F } \cdot { A \over z }</math>,
где <math>F</math> — [[Фарадея постоянная|постоянная Фарадея]].

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:
: <math>m=\frac{M{\cdot}I{\cdot}{\Delta}t}{n{\cdot}F}</math>,
: где <math>M</math> — [[молярная масса]] данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, [[г]]/[[Моль (единица измерения)|моль]]
: <math>I</math> — [[сила тока]], пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, [[расплав]]), [[Ампер|А]]
: <math>{\Delta}t</math> — время, в течение которого проводился электролиз, [[секунда|с]]
: <math>F</math> — [[постоянная Фарадея]], [[Кулон|Кл]]·[[Моль (единица измерения)|моль]]−1
: <math>n</math> — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного)
:
: Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

== Изменение электролизом веществ ==
Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

{| class="wikitable"
|-
! [[Катион]]ы активных [[металл]]ов
! [[Катион]]ы менее активных [[металл]]ов
! [[Катион]]ы неактивных [[металл]]ов
|-
| [[Литий|Li]]+, [[Цезий|Cs]]+, [[Рубидий|Rb]]+, [[Калий|K]]+, [[Барий|Ba]]2+, [[Стронций|Sr]]2+, [[Кальций|Ca]]2+, [[Натрий|Na]]+, [[Магний|Mg]]2+, [[Бериллий|Be]]2+, [[Алюминий|Al]]3+
| [[Марганец|Mn]]2+, [[Хром|Cr]]3+, [[Цинк|Zn]]2+, [[Галлий|Ga]]3+, [[Железо|Fe]]2+, [[Кадмий|Cd]]2+, [[индий|In]]3+, [[Таллий|Tl]]+, [[Кобальт|Co]]2+, [[Никель|Ni]]2+, [[Молибден|Mo]]4+, [[Олово|Sn]]2+, [[Свинец|Pb]]2+
| [[Висмут|Bi]]3+, [[Медь|Cu]]2+, [[Серебро|Ag]]+, [[Ртуть|Hg]]2+, [[Палладий|Pd]]3+, [[Платина|Pt]]2+, [[Золото|Au]]3+
|-
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода
| В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)
| Легко разряжаются, и восстанавливается только металл
|}

{| class="wikitable"
|-
! [[Анион]]ы кислородсодержащих [[кислота|кислот]] и фторид-ион
! [[Гидроксид-ион]]ы; [[анион]]ы бескислородных [[кислота|кислот]] (кроме [[фтор|F]]−)
|-
| PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, [[фтор|F]]−
| [[Гидроксильная группа|OH]]−, [[Хлор|Cl]]−, [[бром|Br]]−, [[Иод|I]]−, [[сера|S]]2−
|-
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода
| Легко разряжаются
|}

== Примеры ==

=== Расплавы ===
Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.
{| class="wikitable"
|-
! Соль активного металла и бескислородной кислоты
! Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты
! Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
|-
| <chem>NaCl <-> Na+ + Cl-</chem>

K(-): <chem display="inline">Na+ + e- = Na^0</chem>

A(+): <chem>Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2</chem>

Вывод: <chem>2NaCl -> 2Na + Cl2 ^</chem>
| <chem>Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-</chem>

K(-): <chem>2Na+ + 2e- = 2Na^0</chem>

A(+): <chem>2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2</chem>

Вывод: <chem>2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^</chem>
| <chem>NaOH <-> Na+ + OH-</chem>

K(-): <chem>Na+ + e- = Na^0</chem>

A(+): <chem>4OH- - 4e- = 2H2O + O2</chem>

Вывод: <chem>4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^</chem>
|}

=== Растворы ===

==== Активные металлы ====
{| class="wikitable"
|-
! Соль активного металла и бескислородной кислоты
! Соль активного металла и кислородсодержащего кислотного остатка
! Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
|-
| <chem>NaCl <-> Na+ + Cl-</chem>

K(-): <chem>2H2O + 2e- = H2 + 2OH-</chem>

A(+): <chem>2Cl- - 2e- = Cl2</chem>

Вывод: <chem>2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH</chem>
| <chem>Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-</chem>

K(-): <chem>2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-</chem>

A(+): <chem>2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+</chem>

Вывод: <chem>2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^</chem>
| <chem>NaOH <-> Na+ + OH-</chem>

K(-): <chem>2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-</chem>

A(+): <chem>4OH- -4e- = O2 ^ + 2H2O</chem>

Суммарно: <chem>4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O</chem>

Вывод: <chem>2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^</chem>
|}

==== Менее активные металлы и неактивные металлы ====
{| class="wikitable"
|-
! Соль менее активного металла и бескислородной кислоты
! Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты
! Гидроксид
|-
| <chem>ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-</chem>

K(-): <chem>Zn^2+ + 2e- = Zn^0</chem>

A(+): <chem>2Cl- - 2e- = 2Cl^0</chem>

Вывод: <chem>ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^</chem>
| <chem>ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-</chem>

K(-): <chem>Zn^2+ + 2e- = Zn^0</chem>

A(+): <chem>2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+</chem>

Вывод: <chem>2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2</chem>
| Невозможно: гидроксиды неактивных металлов нерастворимы в воде
|}

== Мнемоническое правило ==
Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

* У анода анионы окисляются.
* На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:
* КАТод — КАТионы (ионы у катода, катодный процесс)
* АНод — АНионы (ионы у анода, анодный процесс)

== Электролиз в газах ==

Электролиз в газах, при наличии ионизатора, заключается в том, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей:

:# при отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет, даже при высоком напряжении;
:# электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы;
:# уравнения электролиза, как в электролитах, так и в газах, всегда остаются постоянными.

== См. также ==
* [[Электрохимия]]
* [[Ионная жидкость]]
* [[Алюминий]]
* [[Выпрямитель]]
* [[Инвертор (электротехника)|Инвертор]]
* [[Электрический заряд|Физические основы]]
* [[Электрофлотация]]

== Примечания ==
{{примечания}}

== Ссылки ==
{{Родственные проекты|Викисловарь = электролиз|Викитека = }}
* [http://electricalschool.info/main/electrotehnolog/664-jelektroliz.html Процессы, протекающие при электролизе].
* [http://www.chemport.ru/chemical_encyclopedia_article_4474.html Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия)].
* [http://hydropark.ru/equipment/electrodialysis.htm Электродиализ].
* [http://enviropark.ru/course/category.php?id=3 Электрофлотация].
* [https://www.youtube.com/watch?v=J0uabVfFhUU Учебный фильм «Электролиз»].

{{Authority control}} {{^v}}
{{Электролиз}}
{{Методы разделения}}
{{Нет сносок|дата=2011-05-11}}

[[Категория:Электричество]]
[[Категория:Электрохимия]]
[[Категория:Окислительно-восстановительные реакции]]

Электролиз - История изменений

imported>Sldst-bot: /* Ссылки */ устаревшие параметры в ш:Родственные проекты