43. Электролиз рас-ов электро-та. Вода как активный реагент. Катодные процессы. Последов-ть разрядки ионов на катоде. Три группы катионов(примеры , ур-я р-й)

При электролизе р-ов , вода – активный реагент. 2Н₂О-4е-4Н⁺ +О₂ (А)

2Н₂О+2е – 2ОН^- +Н₂ (К)

Меⁿ⁺ +А^n- - Ме⁰ +А_n⁰

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, ограничимся важнейшим слу­чаем — катодным восстановлением, приводящим к выделению эле­ментов в свободном состоянии. Здесь нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потен­циал зависит от концентрации ионов водорода и имеет значение В. Поэтому, если катионом электролита яв­ляется металл, электродный потенциал значительно более отрицательный, чем —0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений — приблизительно до титана.

Последовательность разрядки ионов на катоде: Легче всего из раствора восстановить частицы стандартных электронных потенциалов , который имеет наибольшее значение.

Электролиз –вынужденный процесс. Электролиз – совокупность электрохим. ОВПроцессов, которые протекают на электродах при пропускании пост.-го э. тока через р-р эл-та. Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Катод имеет отрицательный заряд (-)

Три группы катионов:

1. Катионы . Данные катионы всегда восстанавливаются из водных р-ров.

2. Металлы . Восстанавливаются из водных растворов, но в некоторых случаях может идти процесс восстановления воды.

3. Металлы . Никогда не восстанавливаются из водных растворов. Всегда идет процесс восстановления воды. Данные металлы можно выделить только путем электролиза расплавов.

- восстановление воды

44. Анодные процессы при электролизе растворов электролитов. Последов-ть разрядки ионов на аноде. Типы анодов. Особен-ть электродных процессов с испол-ем активного анода (привести примеры, составить ур-ия реакций)

Различают активные и инертные аноды. Активные аноды выполняют из различные металлов. Легче всего на аноде окисляются те частицы, которые имеют наименьший E⁰_min.

Анодные процессы. Различают активные и инертные аноды. Легче всего на аноде окисляются те частицы которые имеют найменьший стандартный электродный потенциал .

(А) Е⁰_мин

а) Е^о н₂о_(г) >E^o_An^n-

An ^- - ne→ An ^o

(Инертный анод)

б) Е^о н₂о_(г) < E^o_An^n-

Е^о н₂о_(г) = 1,23; E^o_An^n- = x

2H₂O – 4e→4H⁺+O₂↑

Окисление воды

E^o_Me/Meⁿ⁺ - min

Me^o - ne→ Meⁿ⁺

(Cu^o – 2e→ Cu²⁺)

45. Сущность электролизных процессов. Электролиз расплавов электролитов (привести примеры, составить уравнения реакций). Законы электролиза. Постоянная Фарадея

Электролиз расплавов электролитов - важный способ производства многих металлов. Так, например, алюминий-сырец получают электролизом криолит-глиноземного расплава (Na3AlF6 + Al2O3), очистку сырца осуществляют электролитическим рафинированием. При этом анодом служит расплав Аl, содержащий до 35% Сu (для утяжеления) и потому находящийся на дне ванны электролизера. Средний жидкий слой ванны содержит ВаСl2, AlF3 и NaF, a верхний - расплавленный рафинированный Аl и служит катодом.

Электролиз расплава хлорида магния или обезвоженного карналлита - наиболее распространенный способ получения Mg. В промышленном масштабе электролиз расплавов используют для получения щелочных и щелочно-земельных металлов, Be, Ti, W, Mo, Zr, U и др.

При высоких температурах расплав соли диссоциирует на ионы:

.

Прохождение электрического тока через расплав обусловлено тремя одновременно протекающими процессами:

направленное движение катионов Мg2+ к катоду, а анионов Cl- - к аноду;

восстановление, происходящее на катоде:

окисление, происходящее на аноде:

Суммарное уравнение электролиза после уравнивания числа отдаваемых и присоединенных электронов принимает вид:

Схематически весь процесс можно представить следующим образом:

Катод (-) Анод ( + )

Mg2+ 2Cl-

Mg2+ + 2e- = Mg 2Cl- - 2e- = Cl2

Законы Электролиза:

1 закон Фарадея: Масса вещества, выделяемого при электролизе прямо пропорциональна силе тока и времени электролиза, то есть кол-ву электричества: Q=I*t, пропущенного через раствор или расплав электролита и не зависит ни от каких других факторов.

2 закон Фарадея: Равное кол-во электричества выделяют при электролизе из различных хим-их соед-ий эквивалентные кол-ва веществ. Для выделения одного эквивалента любого вещества необходимо пропустить F=96500 Кл. F – постоянная Фарадея.

2 закона Фарадея объединены одним уравнением: m=(Эm/F)*Q = (Эm/F)*I*t,

где m – масса вещества, которая выделяется при электролизе

Эm – эквивалентная масса этого вещества

Эm/F – электрохимический эквивалент

Q – количество электричества