В этом случае процесс электролиза сводится к катодному восстановлению ионов цинка из раствора и анодному окислению материала анода – цинка. Образующиеся в результате окисления анода ионы поступают в раствор, перемещаются к катоду, восстанавливаются, таким образом, происходит перенос цинка с анода на катод. Количество соли в растворе остается неизменным.

Электролиз расплавов электролитов

Последовательность электродных процессов при электролизе расплавов электролитов подчиняется общим закономерностям электролиза. Исключаются процессы с участием молекул Н2 О.

В качестве примера рассмотрим схему электролиза расплава гидроксида натрия на инертных (платиновых) электродах.

		К(–)				Pt	NaOH	Pt	(+)А
							↓
		Na+		← Na + +OH− →					OH−
×4		Na + + e = Na(ж)					4OH− −4e = O2 ↑ +2H2 O(r ) ,

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

4NaOH = 4Na(ж)+O2+2H2O(г)

Количественные соотношения при электролизе

Количественные характеристики процессов электролиза устанавливаются законами Фарадея.

1 законФарадея. Для любого данного электродного процесса масса (объем) превращенного вещества прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита:

	m = k Q = k J τ	или V = k Q = k J τ	(3.21)
где m –	масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г;
V –	объем вещества, выделившегося на электродах, л;
Q –	количество электричества, Кл (ампер-секунда);
k –	электрохимический эквивалент вещества, выражающий число его
граммов, превращенное одним кулоном электричества;
J –	сила тока, A;
τ –	время прохождения тока, с.

Физическое обоснование закона согласуется с теорией электролитической диссоциации: каждый ион данного вида связан с определенным количеством электричества, он или отдает, или принимает в ходе электролиза определенное число электронов. Общее их число, а следовательно, и общее количество прошедшего электричества пропорционально числу прореагировавших ионов, т.е. количеству прореагировавшего вещества.

22

II закон Фарадея. При прохождении одинакового количества электричества через растворы (расплавы) различных электролитов массы (объемы) выделяющихся веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

m1

=

Э1

,

V1

=

Vэ1

или

m1

=

Vэ1

(3.22)

V2

Vэ2

Vэ2

m2

Э2

m2

где m ,m

или

V , V

2

– массы (объемы) веществ, выделившихся на электро-

1

2

1

дах, г(л);

Э1 ,Э2

или Vэ1 , Vэ2 – эквивалентные массы и эквивалентные объемы

выделившихся веществ, г/ моль (л/ моль).

Примечание*: Эквивалент элемента (Э) – такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или 1/2 моль атомов кислорода в химических реакциях. Эквивалент выражается в молях.

Эквивалентная масса (Э) – масса одного эквивалента вещества в граммах

Э = А/n

(3.23)

где А – мольная масса атомов (атомная масса), г/ моль; n – валентность элемента в соединении.

Количество вещества эквивалента ( n Э ) или число эквивалентов ве-

щества определяется следующим образом:
	nЭ = m , или	nЭ	=			V			, моль	(3.24)
						V
	Э
							Э
Эквивалентный объем ( VЭ ) – объем, занимаемый при нормальных усло-
виях одним эквивалентом газообразного вещества.
ЭH 2	= 1 моль атомов,		ЭH 2						= 1 г/ моль
VЭH 2	= 11,2 л/ моль, т.к. →				1		моль молекул H2			– 2г – 22,4 л
					1		моль атомов Н– 1г – 11,2 л
ЭО2	= 1/2 моль атомов,		ЭО2						= 8 г/ моль
VЭО2	= 5,6 л/ моль, т.к. →				1		моль молекул О2			– 32г – 22,4 л
					1/2 моль атомов O – 8г – 5,6 л

Количество электричества, равное 96500 Кл или в ампер-часах 26,8 А·ч,

получило название 1 фарадей или постоянная Фарадея F.

Фарадей – это заряд, который несет на себе один моль электронов или один моль однозарядных ионов.

1F = 96500 Кл = 26,8 А·ч = заряд 1 моль е = заряд 6,022 1023 е

Пример. Разряд ионов меди на катоде в процессе электролиза раствора СuCl2

описывается уравнением полуреакции:

Cu 2+ + 2e = Cu

*Более подробно смотрите в 1 части данного методического пособия.

23

1 моль 2 моль 1 моль

Следовательно, электрический заряд 2 F (2 моль e ) разряжает 1 моль ионов Cu 2+ , В результате чего образуется 1 моль атомов Cu . Для получения 1 моля эквивалентов меди равном 1/2 моль атомов (по определению эквивалента) потребуется 1 F электричества. Таким образом заряд, выделяющий при электролизе 1 моль эквивалента любых веществ, равен 1 F или 96500 Кл.

Из законов Фарадея следует:

1. При прохождении через электролит количества электричества Q = F масса превращенного вещества m = Э, а объем V=VЭ. Тогда выражение

	(3.21) можно записать Э = k F и VЭ			= k F откуда
	k =	Э	,	k=	VЭ		(3.25)
		F			F

Изсоотношений(3.21) и(3.25) вытекаетобъединенноеуравнениезаконовФарадея

m = k J τ =	Э	J τ =	A	J τ	или	V = k J τ =	VЭ	J τ	(3.26)
	F		n F				F

2. Если масса одного из превращенных веществ при прохождении определенного количества электричества оказалось равной его химическому эквиваленту ( m1 = Э1 ), то и для других веществ m2 = Э2 , m3 = Э3 . Данное утвер-

ждение справедливо для объемов превращенных веществ при электролизе.

3. Если					выражение II закона Фарадея (3.22) записать как
	m1	=	m2	,	V1	=	V		, и, учитывая (3.24), получаем n Э1 =n Э2 .
	Э1		Э2		Vэ1		Vэ	2

• Одинаковые количества электричества выделяют на электродах одинаковое число эквивалентов любых веществ.

При прохождении Q = F выделяется 1 моль эквивалентов любых веществ, следовательно, дляполучения nЭ эквивалентовнеобходимоn F зарядовэлектричества.

Пример. При электролизе раствора	AgNO3	на аноде	выделилось
0,28 л O2 . Сколько серебра выделилось на катоде и какое количество электри-
чества для этого потребовалось?
Решение. VЭО = 5,6 л/ моль, следовательно,	при	электролизе	выделилось
2

nЭ =V/VЭ = 0,28/5,6 = 0,05 моль эквивалентов кислорода. При этом согласно

второму закону Фарадея на катоде восстановилось столько же эквивалентов серебра, т.е. масса выделившегося металла составила

24