OBSchAYa_KhIMIYa

Sn0 + 2Cl 02 = Sn+4Cl 41

Для этой реакции окислителем является хлор, а восстановителем - олово; процессы окисления и восстановления протекают по следующим схемам:

Sn0 - 4e- = Sn+4 (окисление)

Cl0 + 1e- = Cl-1 (восстановление)

Понятия "окисление" и "восстановление" распространяются также на ионы и на вещества, содержащие атомы, присоединяющие или отдающие электроны.

Различают четыре типа ОВР.

1.Межмолекулярные ОВР, при которых окислитель и восстановитель являются разными элементами, входящими в состав разных молекул, например, рассмотренная выше реакция.

2.Внутримолекулярные ОВР, в случае которых окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества. К этому типу реакций относятся реакции разложения,

например,

2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O02

3. Реакции диспропорционирования, в случае которых в качестве окислителя и восстановителя выступают атомы одного и того же элемента в одной и той же степени окисления, например,

3Cl 02 + 6KOH = KCl+5O3 + 5KCl-1 + 3H2O

4. Реакции сопропорционирования, для которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления, которые становятся одинаковыми в продуктах реакции, например,

KI+5O3 + 5KI-1 + 3H2SO4 = 3I2 + K2SO4 + 3H2O

7.4.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно предсказать состав продуктов взаимодействия.

Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионноэлектронного баланса. Рассмотрим эти приемы.

Метод электронного баланса. В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:

1.Определить элементы, изменившие степени окисления.

2.Составить схемы процесса окисления и восстановления и привести их в соответствие с принципом электронного баланса.

3.Определить опорные коэффициенты и выставить их в уравнение реакции. При этом у веществ, выполняющих двойную функцию опорные коэффициенты не ставят.

4.Уравнять атомы элементов, не изменивших степень окисления, кроме водорода и кислорода, в следующем порядке - в кислой и нейтральной среде уравниваются атомы металлов, затем кислотные остатки; в щелочной среде - наоборот.

121

5.Уравнять атомы водорода.

6.Проверить правильность подбора коэффициентов по кислороду. Рассмотрим действие алгоритма на конкретных примерах.

Пример №1.

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O

Расставим степени окисления элементов:

KMn+7O4 + NaN+3O2 + H2SO4 Mn+2SO4 + NaN+5O3 + K2SO4 + H2O

При этом атом марганца является окислителем, понижая степень окисления от +2 до +7 (процесс восстановления):

Mn+7 + 5е- Mn+2,

а атом азота повышает степень окисления от +3 до +5 (процесс окисления):

N+3 - 2е- N+5

Для того, чтобы уравнять число электронов, отданных восстановителем, и число электронов, присоединенных окислителем (привести схемы окисления и восстановления в соответствие с принципом электронного баланса), определим наименьшее общее кратное (10) и разделив его на число электронов, принимающих участие в процессе, получим число, на которое необходимо умножить соответствующую схему.

Mn+7 + 5е- Mn+2	2
N+3 - 2е- N+5	5

Полученные числа позволяют определить опорные коэффициенты, на основании которых определяют остальные коэффициенты в уравнении реакции:

2KMnO4 + 5NaNO2 + H2SO4 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + H2O

Далее, в соответствии с алгоритмом (кислая среда), уравняем число атомов металлов, не изменивших степени окисления (натрий и калий):

2KMnO4 + 5NaNO2 + H2SO4 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + H2O,

а затем число кислотных остатков (сульфат-анионы):

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + H2O

После этого уравняем число атомов водорода и проверим правильность подбора коэффициентов по кислороду:

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

21 О 21 О

Пример №2.

CrCl3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + KCl + H2O

Определим элементы, изменившие степень окисления, составим схемы процессов окисления и восстановления и приведем их в соответствие с принципом электронного баланса.

Cr+3Cl3 + Br02 + KOH K2Cr+6O4 + KBr-1 + KCl + H2O

Cr+3 - 3е- Cr+6	2
Br02 + 2е- 2Br-1	3

122

Выставим опорные коэффициенты в уравнение реакции, обращая внимание на то, что они не всегда совпадают с числами, полученными по принципу электронного баланса, так как последние показывают число атомов, а не молекул или формульных единиц.

2Cr+3Cl3 + 3Br02 + KOH 2K2Cr+6O4 + 6KBr-1 + KCl + H2O

Реакция идет в щелочной среде, поэтому далее уравниваются числа кислотных остатков (хлорид-анионы):

2Cr+3Cl3 + 3Br02 + KOH 2K2Cr+6O4 + 6KBr-1 + 6KCl + H2O,

а затем число атомов металлов, в данном случае калия:

2Cr+3Cl3 + 3Br02 + 16KOH 2K2Cr+6O4 + 6KBr-1 + 6KCl + H2O

После этого уравниваем число атомов водорода и проверяем правильность подбора коэффициентов по кислороду:

2Cr+3Cl3 + 3Br02 + 16KOH = 2K2Cr+6O4 + 6KBr-1 + 6KCl + 8H2O

16 О 16 О

Пример №3.

As2S3 + HNO3 + H2O H3AsO4 + H2SO4 + NO

Особенностью данной реакции является то, что изменяют степени окисления три элемента, причем два из них (восстановители) входят в состав одного вещества - сульфида мышьяка(III).

As+32S-23 + HN+5O3 + H2O H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O

В этом случае схема процесса окисления составляется целиком на молекулу восстано-

вителя:

As+32S-23 - 28е- 2As+5 + 3S+6

Окислителем в данной реакции является атом азота азотной кислоты, присоединяющий два электрона и понижающий степень окисления от +5 до +3:

N+5 + 3е- N+2

Приведем схемы в соответствие с принципом электронного баланса

As+32S-23 - 28е- 2As+5 + 3S+5	3
N+5 + 3е- N+2	28

и выставим опорные коэффициенты в уравнение реакции:

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

В данной реакции нет кислотных остатков, элементы которых не изменяют степень окисления, так же нет атомов металлов, поэтому далее уравняем число атомов водорода и проверим правильность подбора коэффициентов по кислороду:

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Пример №4.

Cl20 + KOH KCl-1 + KCl+5O3 + H2O

Эта реакция относится к реакциям диспропорционирования, особенностью которых, как уже отмечалось, является то, что степень окисления изменяет атом одного элемента. При этом часть атомов выступает в роли окислителя, а часть - в роли восстановителя.

Cl0 + 1e- Cl-1

5

123

Cl0 - 5e- Cl+5

1

При выставлении опорных коэффициентов в правой части уравнения необходимо ориентироваться по степеням окисления элемента. В качестве опорного коэффициента в левой части уравнения используется сумма опорных коэффициентов правой части.

3Cl2 + KOH 5KCl + KClO3 + H2O

Далее по алгоритму:

3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + H2O;

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Пример №5.

CH3COH + KMnO4 + H2SO4 CH3COOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Особенностью органических соединений является то, что для них степени окисления элементов не определяют. При составлении схем электронного баланса в данном случае руководствуются следующими правилами:

присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;

отщепление атома кислорода тождественно присоединению двух электронов;

присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;

отщепление атома водорода тождественно потере одного электрона.

CH3COH + [O] - 2e- CH3COOH	5
Мn+7 + 5e- Mn2+	2

Далее по алгоритму:

5CH3COH + 2KMnO4 + H2SO4

5CH3COH + 2KMnO4 + 3H2SO4

5CH3COH + 2KMnO4 + 3H2SO4

5CH3COOH + 2MnSO4 + K2SO4

5CH3COOH + 2MnSO4 + K2SO4

= 5CH3COOH + 2MnSO4 + K2SO4

+H2O;

+H2O;

+3H2O

Недостатком метода электронного баланса является использование не существующих реально частиц (Mn+7, N+5 и т.д.). Этого недостатка лишен метод электронно-ионного баланса, в котором в схемах процессов окисления и восстановления допускается использование только реальных частиц. Этот метод более адекватно отражает процессы, протекающие в растворах.

Метод электроно-ионного баланса (метод полуреакций). При составлении уравне-

ний ОВР этим методом записываются не схемы потери и присоединения электронов, а ионные уравнения процессов окисления и восстановления (уравнения полуреакций). В уравнения полуреакций, кроме ионов, являющихся окислителем и восстановителем, включают также в зависимости от условий воду, ионы водорода или гидроксила. Итоговое уравнение находят, суммируя уравнения полуреакций, умноженные на множители, уравнивающие число отданных и присоединенных электронов.

Пример №1.

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O

Схема процесса восстановления перманганат-аниона:

MnO4- + 8H+ + 5е- Mn2+ + 4H2O

Окисление нитрит-аниона описывается следующим уравнением:

NO2- + H2O - 2е- NO3- + 2H+

124

В соответствии с принципом электронного баланса первое уравнение необходимо

умножить на 2, а второе - на 5.
MnO4- + 8H+ + 5е- Mn2+ + 4H2O	2
NO2- + H2O - 2е- NO3- + 2H+	5

Суммирование уравнений и сокращение общих частиц, находящихся в левой и правой части, дает сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

2MnO4- + 16H+ + 5NO2- + 5H2O 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3- + 10H+; 2MnO4- + 5NO2- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O

Пример №2. Для реакции окисления сульфата железа(II) перманганатом калия реальными окислителем и восстановителем являются ионы MnO4- и Fe2+. Уравнения полуреакций в этом случае имеют вид:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O	│1
Fe2+ - 1e- = Fe3+	│5

В уравнениях полуреакций совокупность ионов и молекул, способных присоединять электроны, называется окисленной формой (в рассмотренном примере MnO4- + 8H2O для первой и Fe3+ для второй полуреакции), а совокупность ионов и молекул, способных отдавать электроны, - вoсстановленной формой (Mn2+, Fe2+). Складывая уравнения полуреакций, умноженные на балансирующие множители (1 и 5), приходим к ионному уравнению:

MnO4- + 5Fe2+ + 6H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

Пример №3. Составление уравнения реакции окисления гидрида сурьмы гипохлоритом натрия в щелочной среде, протекающей по следующей схеме.

SbH3 + KClO + KOH K3SbO4 + KCl + H2O

Учитывая, что SbH3 не является электролитом, составим уравнения полуреакций:

SbH3 + 11OH- - 8e- = SbO43- + 7H2O	│1
ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2OH-	│4

и итоговое ионное уравнение

SbH3 + 4ClO- + 3OH- = SbO43- + 4Cl- + 3H2O

Достоинством метода ионно-электронного баланса является то, что при описании ОВР он использует только реально существующие частицы, участвующие во взаимодействии. Однако этот прием не имеет строгого алгоритма, как метод электронного баланса, и применим только для реакций, протекающих в растворах.

7.4.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций

Рассмотрим процессы, которые будут наблюдаться, если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду. Поскольку все вещества в какой-то мере растворимы, в такой системе начнет протекать процесс перехода в раствор катионов металла с их последующей гидратацией. Освобождающиеся при этом электроны будут оставаться на электроде, сообщая ему отрицательный заряд. Отрицательно заряженный электрод будет притягивать катионы металла из раствора, в результате чего в системе установится равновесие:

M Mn+ + ne- ,

125

при котором электрод будет иметь отрицательный заряд, а прилегающий к нему слой раствора - положительный. Приведенное выше уравнение описывает полуреакцию, для которой окисленной формой являются катионы Mn+, а восстановленной формой - атомы металла М.

Рис. 26. Механизмы возникновения разности потенциалов на поверхности раздела электрод – раствор.

Если в рассматриваемую систему ввести соль, отщепляющую при диссоциации катионы Mn+, равновесие сместится в сторону обратной реакции. При достаточно высоком значении концентрации Mn+ становится возможным осаждение ионов металла на электроде, который при этом приобретет положительный заряд, тогда как прилегающий к поверхности электрода слой раствора, содержащий избыток анионов, будет заряжен отрицательно. Знак заряда электрода в конечном итоге будет определяться химической активностью металла, способствующей появлению отрицательного заряда, и концентрацией катиона металла в растворе, увеличение которой способствует появлению положительного заряда. Однако в любом случае в такой системе формируется двойной электрический слой и возникает скачок потенциала на границе раздела электрод – раствор (рис. 26). Скачок по-

тенциала на границе раздела электрод - раствор называется электродным потенциалом.

В рассмотренном нами примере металл электрода подвергался химическим изменениям. Это условие не является обязательным для возникновения электродного потенциала. Если какой-либо инертный электрод (графитовый или платиновый) погрузить в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы (ОФ и ВФ) какой-то полуреакции, то на границе раздела электрод - раствор также возникнет скачок потенциала. Возникновение электродного потенциала в этом случае будет определяться протеканием полуреакции:

ОФ + ne- ВФ

Поскольку обмен электронами идет через поверхность электрода, который в данном случае играет роль посредника, смещение равновесия в сторону прямой реакции будет способствовать появлению на электроде положительного заряда, а в сторону обратной реакции - отрицательного. Электрод при этом не будет изменяться химически; он будет лишь служить источником или приемником электронов. Таким образом, любая окисли- тельно-восстановительная реакция может быть охарактеризована определенным значени-

ем окислительно-восстановительного потенциала – разности потенциалов, возникающей на поверхности инертного электрода, погруженного в раствор, содержащий окисленную и восстановленную форму вещества.

Значение электродного потенциала зависит от природы и концентрации окисленной и восстановленной форм, а также от температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

126

E E	RT	ln	Coxx	,
			Cy
	nF
			red

где R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, n - число электронов, соответствующее переходу окисленной формы в восстановленную, F - число Фарадея (96485 Кл·моль-1), Cox и Cred - концентрации окисленной и восстановленной формы, x и y - коэффициенты в уравнении полуреакции, Е˚ - электродный потенциал, отнесенный к

стандартным условиям (р = 101,326 кПа, Т = 298 К, Cox = Cred =1 моль/л). Величины Е˚ называют стандартными электродными потенциалами.

При температруе 298 К уравнение Нернста легко преобразуется к более простому ви-

ду:

E E	0,059	lg	Coxx
			Cy
	n
			red

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить невозможно, однако можно определить относительные значения электродных потенциалов, сравнивая измеряемый потенциал с другим, принятым за эталон. В качестве такого эталонного потенциала используют стандартный потенциал водородного электрода. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую слоем пористой платины (платиновая чернь) и погруженную в раствор серной кислоты с активностью катионов водорода, равной 1 моль/л, при температуре 298 К. Платиновая пластинка насыщается водородом под давлением, равным 101,326 кПа (рис. 27). Абсорбированный платиной водород является более активным компонентом, чем платина, и электрод ведет себя так, как если бы он бы выполнен из водорода. В результате в системе возникает электродный потенциал за счет полуреакции

Н2 2Н 2Н+ + 2е-

Этот потенциал условно принимают равным нулю. Если окисленная форма той или иной полуреакции является более активным окислителем, чем катион водорода, значение электродного потенциала этой полуреакции будет величиной положительной, в противном случае - отрицательной. Величины стандартных электродных потенциалов приводят в справочных таблицах.

Рис. 27. Схема строения водородного электрода.

Уравнение Нернста позволяет рассчитывать значения электродных потенциалов при различных условиях. Например, требуется определить электродный потенциал полуреак-

ции:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O,

127

если температура равна 320 К, а концентрации MnO4-, Mn2+ и Н+ равны соответственно 0,800; 0,0050 и 2,00 моль/л. Значение Е˚ для этой полуреакции равно 1,51 В. Соответственно

E E	RT		C(MnO-	) C(H )8		8,314 320		0,800 2	8
		ln	4		1,51		ln			1,57 B
						5 96485
	nF		C(Mn2 )					0,0050

Направление окислительно-восстановительных реакций. Поскольку электродный потенциал связан с изменением свободной энергии Гиббса соотношением:

ΔG = -nFE ,

электродные потенциалы могут быть использованы для определения направления окисли- тельно-восстановительных процессов.

Пусть окислительно-восстановительной реакции соответствуют полуреакции:

X(1)	+ n1e-	= Y(1);	G 1 = -n1FE 1,
X(2)	+ n2e-	= Y(2);	G 2 = -n2FE 2

Cовершенно очевидно, что одна из этих полуреакций должна протекать слева направо (процесс восстановления), а другая - справа налево (процесс окисления). Изменение энергии Гиббса для рассматриваемой реакции будет определяться разностью электродных потенциалов полуреакций

ΔG = aΔG 2 - bΔG 1 = -nF(E 2 - E 1);

где a и b - множители, уравнивающие число отданных и присоединенных в процессе реакции электронов (n = an1 = bn2). Чтобы реакция протекала самопроизвольно величина ΔG должна быть отрицательной, а это будет иметь место тогда, когда Е2 > Е1. Таким образом, в процессе ОВР из двух окисленных форм восстанавливается та, для которой электродный потенциал больше, а из двух восстановленных форм окисляется та, для которой электродный потенциал меньше.

Пример. Определить направление реакции при стандартных условиях:

MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

Запишем уравнения перехода двух окисленных форм в восстановленные и по справочным таблицам найдем соответствующие значения электродных потенциалов:

Fe3+ + 1e- = Fe2+	│5	E 1 = 0,77 B
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O	│1	E 2 = 1,51 В

Поскольку E 2 > E 1, вторая полуреакция будет протекать слева направо, а первая полуреакция - справа налево. Таким образом, процесс будет протекать в направлении прямой реакции.

7.4.4. Гальванический элемент

Окислительно-восстановительные реакции, как уже указывалось, сопровождаются переносом электронов от восстановителя к окислителю. Если разделить процессы окисления и восстановления в пространстве, можно получить направленный поток электронов, т.е.

электрический ток. Устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстано- вительной реакции преобразуется в энергию электрического тока, называются химическими источниками тока или гальваническими элементами.

В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух полуэлементов - сосудов, заполненных растворами соответствующих солей, в которые погружены металлические электроды. Полуэлементы соединены U-образной трубкой (сифоном), заполненной раствором электролита, или полупроницаемой мембраной, что дает возможность ионам переходить из одного полуэлемента в другой. Если электроды не соединены внешним

128

проводником, то полуэлементы находятся в состоянии равновесия, обеспечиваемым определенным зарядом на электродах. Если же цепь замкнуть, равновесие нарушается, так как электроны начнут переходить с электрода, имеющего меньший электродный потенциал, на электрод с большим электродным потенциалом. В результате в системе начнет протекать окислительно-восстановительная реакция, причем на электроде с большим значением потенциала будет идти процесс восстановления, а на электроде с меньшим значением потенциала - процесс окисления. Электрод, на котором протекает реакция восстановления, называется катодом; электрод, на котором протекает реакция окисления - анодом.

Рис. 28. Схема строения медно-цинкового гальванического элемента.

Вкачестве примера рассмотрим элемент Даниэля-Якоби, который состоит из медного

ицинкового электродов, погруженных в растворы сульфатов этих металлов (рис. 28). В этом элементе окисленными формами являются катионы Zn2+ и Cu2+, восстановленными формами - цинк и медь. Уравнения полуреакций для системы имеют вид:

Zn2+	+ 2e- = Zn0;	E 1 = -0,76 B
Cu2+	+ 2e- = Cu0;	E 2 = 0,34 B

Поскольку E 2 > E 1, вторая полуреакция будет протекать слева направо, а первая – справа налево, т.е. в системе будет протекать реакция:

Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu

Процесс будет идти до тех пор, пока не растворится цинковый электрод или не восстановятся все ионы меди. В случае медно-цинкового элемента катодом является медный электрод (на нем ионы Cu2+ восстанавливаются до металлической меди), а анодом - цинковый электрод (на нем атомы цинка окисляются до ионов Zn2+). Электродвижущая сила элемента равна разности электродных потенциалов катода и анода:

Е = Екатод - Е анод

При стандартных условиях Е = 0,34 - (-076) = 1,10 (В).

Для записи схемы гальванических элементов используют приведенную ниже форму:

Анод │ Анодный раствор ││ Катодный раствор │ Катод

Для анодного и катодного растворов указывают концентрации соответствующих ионов в момент начала работы гальванического элемента. Так, элементу Даниэля-Якоби с концентрациями CuSO4 и ZnSO4, равными 0,01 моль/л, отвечает схема:

Zn │ Zn2+ (0,01 M) ││ Cu2+ (0,01 M )│ Cu

Путем измерения ЭДС гальванических элементов определяют стандартные электродные потенциалы тех или иных полуреакций. Пусть, например, необходимо установить Е˚ полуреакции:

129

Fe3+ + 1e- = Fe2+

Для этого достаточно собрать гальванический элемент:

Pt│H2(г) (101,3 кПа), H+ (1M)││Fe3+ (1M), Fe2+ (1M) │Pt

и измерить его ЭДС, последняя равна 0,77 В. Отсюда:

E (Fe+3/Fe+2) = E + E (H+/H) = 0,77 В + 0 = +0,77 В

7.4.5. Электролиз

Пропуская через раствор или расплав электролита электрический ток, можно осуществлять окислительно-восстановительные реакции, которые не протекают самопроиз-

вольно. Процесс раздельного окисления и восстановления на электродах, осуществляемый за счет протекания электрического тока от внешнего источника, называется электролизом.

При электролизе анодом является положительный электрод, на котором протекает процесс окисления, а катодом - отрицательный электрод, на котором осуществляется процесс восстановления. Названия "анод" и "катод", таким образом, не связаны с зарядом электрода: при электролизе анод положителен, а катод отрицателен, а при работе гальванического элемента - наоборот. В процессе электролиза анод является окислителем, катод - восстановителем. Количественно процесс электролиза описывают законы М. Фарадея

(1833 г.):

1.Масса выделившегося на электроде вещества пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав.

2.Для выделения на электроде одного моля эквивалента любого вещества затрачивается одно и то же количество электричества.

Обобщенно законы Фарадея выражаются следущим уравнением:

m M		I τ	,
	Э
		F

где m - масса продукта электролиза, I - сила тока, - время прохождения тока, F - константа, равная 96485 Кл.моль-1 (число Фарадея), Мэ - эквивалентная масса вещества.

Как уже указывалось, электролизу подвергаются как растворы, так и расплавы электролитов. Наиболее просто протекает электролиз расплавов. В этом случае на катоде происходит восстановление катиона, а на аноде - окисление аниона электролита. Например, электролиз расплава хлорида натрия протекает по уравнениям:

Катодный процесс:	Na+ + 1e- = Na	| 2
Анодный процесс:	2Cl- - 2e- = Cl2	| 1
Уравнение электролиза:	2NaCl = 2Na + Cl2

Электролиз растворов протекает значительно сложней, так как в этом случае электролизу могут подвергаться молекулы воды. При электролизе вода может и окисляться, и восстанавливаться соответственно следующим полуреакциям:

1. Восстановление воды (катодный процесс):

2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-;	Е = -0,83 В
2. Окисление воды (анодный процесс):
2Н2О - 4е- = 4Н+ + О2;	Е = 1,23 В

Поэтому при электролизе водных растворов наблюдается конкуренция между электродными процессами с различными значениями электродных потенциалов. В идеальном случае на катоде должна протекать полуреакция с наибольшим значением электродного

130