Что такое электролиз?
Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании по ней постоянного электрического тока. Его механизм основывается на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го типа (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Она связана с разложением на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.
Электролизная система обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электрод. При подаче постоянного электрического тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы – к аноду. Катионами в основном являются ионы металлов и водород, а анионами – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание восстановительной реакции Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, электрон отдается из аниона с протеканием окислительной реакции.
Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для его протекания необходима соответствующая энергия. Ее должен обеспечить внешний источник тока.
Промышленное применение электролиза
Электролиз широко используется в следующих сферах промышленности:
- Выделение и очистка металлов.
- Получение алюминия, магния, натрия, кадмия.
- Получение щелочей, хлора, водорода.
- Очистка меди, никеля, свинца.
- Процессы напыления защитных покрытий с целью защиты металлов от коррозии.лектролиз (от греч. «лизис» – разложение, растворение, распад) – это совокупность физико-химических явлений на находящихся в жидкости электродах при прохождении электрического тока. Например, погрузив в воду два электрода и подключив их к источнику постоянного тока, мы обнаружим, что вокруг электродов выделяются пузырьки – это газы водород и кислород. При их образовании уменьшается масса воды, то есть она разлагается на входящие в её состав элементы.
Если электроды погружать не в воду, а в растворы или расплавы солей, кислот и щелочей, то можно наблюдать выделение других газов и даже твёрдых веществ, оседающих на поверхности электродов. По этой причине электролиз широко применяют в технике. Рассмотрим самые важные направления его применения. Но перед этим запомним, что электрод, присоединяемый к «+» источника тока, называют анодом, а электрод, присоединяемый к «–» источника тока, называют катодом.
Получение рафинированной меди.
Электрометаллургия
Электролитическим путём в промышленности получают многие металлы: алюминий, медь, магний, хром, титан и др. Например, для получения чистого алюминия в специальную металлическую ванну вливают расплавленную при 900 °С руду, содержащую алюминий в химически связанном виде (обычно в виде оксидов). В ванну опускают угольные стержни, которые служат анодами, а сама ванна – катодом. При прохождении тока через расплав на дне ванны выделяется жидкий алюминий, который сливают через отверстие внизу ванны.
Электрометаллургия.
Рафинирование (очистка) меди
Медь, применяемая в электро- и радиотехнике для изготовления проводников, должна быть чистой, поскольку примеси уменьшают электропроводность. Для очистки меди от примесей в электролитическую ванну заливают раствор сульфата меди II (устаревшее название – медный купорос) и опускают две пластины: анод – толстую пластину из неочищенной меди и катод – тонкий лист из чистой меди.
При пропускании электрического тока анод постепенно растворяется, примеси выпадают в осадок, а на катоде оседает чистая медь. Аналогичным способом получают и другие чистые металлы – никель, свинец, золото.
Гальваностегия
Для придания изделиям красивого внешнего вида, прочности или для предохранения от коррозии, их покрывают тонким слоем какого-либо металла: никеля, хрома и др. Для этого изделие тщательно очищают, обезжиривают и помещают как катод в электролитическую ванну, содержащую соль того металла, которым желают покрыть. Для более равномерного покрытия полезно применять две пластины в качестве анода, помещая изделие между ними.
Результат гальваностегии.
Гальванопластика
Это электролитическое осаждение металла на поверхности какого-либо предмета для воспроизведения его формы. Для этого с предмета сначала снимают слепок (из воска или гипса) и покрывают его токопроводящим слоем, например, слоем графита. Подготовленный таким способом предмет помещают в качестве катода в ванну с раствором соли соответствующего металла. При включении тока металл из электролита оседает на поверхности предмета. Гальванопластику используют для изготовления неограниченного числа точных копий того изделия, с которого был снят слепок.
Интересное по теме: Что такое закон Ома
Гальванополировка
Если резное металлическое изделие поместить в раствор электролита и включить ток, то наиболее сильное электрическое поле образуется у микроскопических выступов на поверхности этого изделия. Если оно подключено к «+» источника тока, то наиболее интенсивно ионы металла будут «вырываться» именно из выступов, и поверхность металла выровняется.
Будет интересно➡ Закон Джоуля Ленца — самая полная теория
Электрофорез
От греч. «форезис» – перенесение), это лечебная процедура. Электроды накладывают на тело человека. Между телом и электродом помещают бумагу или ткань, пропитанную электропроводящим лекарственным препаратом. При включении тока начинается движение заряженных частиц из бумаги или ткани в кожу, а затем в тело человека. Так происходит процесс ввода лекарств, скорость которого можно регулировать, изменяя силу тока. Электролиз применяют также и для синтеза различных неорганических и органических веществ; это изучается в отдельной науке – электрохимии.
Законы электролиза Фарадея
Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.
Первый закон
Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.
Второй закон
Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:
k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.
Электролиз расплавов
Один из вариантов электролиза – использование в качестве электролита расплав. В этом случае в электролизном процессе участвуют только ионы расплава. В качестве классического примера можно привести электролиз солевого расплава NaCl (поваренная соль). К аноду устремляются отрицательные ионы, а значит, выделяется газ (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е. оседание чистого Na, образующегося из положительных ионов, притянувших избыточные электроны. Аналогично можно получать другие металлы (К, Са, Li и т.д.) из расправа соответствующих солей.
При электролизе в расплаве электроды не подвергаются растворению, а участвуют только в качестве источника тока. При их изготовлении можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную проводимость. Один из наиболее распространенных материалов – медь.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
ЭЛЕКТРОЛИЗ
— химические реакции, протекающие под действием электрического тока на электродах, помещенных в растворы, расплавы или твердые электролиты. Электролиз используется при некоторых физиотерапевтических процедурах (см. Гальванизация), в полярографическом методе анализа (см. Полярография), широко применяемом в биохимии, лежит в основе электрохимического метода получения ряда важных веществ и запасания электрической энергии в аккумуляторах.
В промышленности электролиз используют для получения из расплавов руд алюминия (см.), магния (см.), титана, циркония, урана (см.) и бериллия (см.), а также для получения хлора (см.), хлоратов, перхлоратов, персульфатов, органических соединений (см.), водорода (см.), кислорода (см.), фтора (см.) и др. Кроме того, с помощью электролиза наносят тонкие металлические покрытия на различные изделия, в том числе на медицинские инструменты, для защиты их от коррозии, повышения износоустойчивости и жаропрочности, улучшения внешнего вида. Электролиз применяют также при изготовлении металлических копий.
Помимо электролиза, электрический ток, пропускаемый через растворы, расплавы и твердые электролиты (см.), может вызывать различные электрокинетические явления (см.) — электроосмос (см.), электрофорез (см.) и тепловые эффекты.
Впервые количественные соотношения между электрической энергией и химическими превращениями, связанными с ней, были установлены Фарадеем (М. Faraday), в 1833—1834 годы сформулировавшим основные законы электролиза: 1) количества веществ, выделенных или растворенных на электродах, прямо пропорциональны их химическим эквивалентам (см. Эквивалент химический), а также количеству электричества, прошедшего через электролит; 2) для выделения грамм-эквивалента любого вещества всегда требуется одно и то же количество электричества (F), равное 9,650 к.
При электролизе на аноде ионы и молекулы электролита или материала электрода (см. Электроды) отдают электроны (окисляются), напр.: 2Al + 3(H2О) → Al2O3 + 6H+ + 6e, а на катоде — принимают электроны, то есть восстанавливаются: Fe3+ + e → Fe2+. На катоде обычно происходит разряд ионов металлов и водорода: Cu2+ +2e → Cu, 2H+ + 2e → H2. Характер анодных процессов зависит от материала анода. В случае растворимых анодов, изготовленных из серебра, меди, цинка, кадмия, атомы металла отдают электроны во внешнюю электрическую цепь и становятся катионами, то есть происходит растворение анода: Ag → e + Ag+. На нерастворимых анодах, изготовленных из платины, иридия, графита, чаще всего отмечают разряд анионов: 2Cl- + 2e → Cl2. Некоторые материалы (железо, никель, кобальт, золото, хром, алюминий, олово) могут быть при различных условиях как растворимыми. так и нерастворимыми электродами.
Для выделения какого-либо иона в виде свободного вещества необходимо приложить к электроду потенциал, хотя бы незначительно превышающий собственную электродвижущую силу (эдс) гальванической пары, образуемой в результате электролиза. Это так называемые потенциалы разложения, разряда или выделения. Величина такого потенциала измеряется экспериментально для каждого электрода, чаще всего методом поляризационных кривых. Сумма потенциалов выделения веществ на аноде и катоде определяет напряжение разложения электролита в данных условиях. Накопление веществ на электродах приводит к возникновению потенциалов и тока поляризации (см.), направленного противоположно поляризующему току. За первичными электродными процессами иногда протекают вторичные, чисто химические реакции: образование молекул из атомов газов, выделяющихся на электродах, напр, водорода H2; образование и рост кристаллов металлов и образование сплошных металлических осадков, напр, катодное осаждение меди; взаимодействие продуктов электролиза друг с другом, с электролитом, растворителем или с примесями, например, образование хлорноватистой кислоты при электролизе хлоридов за счет взаимодействия хлора, выделяющегося на аноде, с водой. Выделение на электродах атомарного кислорода или водорода приводит к вторичным реакциям окисления или восстановления (см. Окислительно-восстановительные реакции); например, нитробензол (см.) на катоде восстанавливается в анилин (см.), антрацен на аноде окисляется в антрахинон.
Электролиз с целью получения определенных продуктов проводят в специальных аппаратах — электролизерах, электролитических ваннах, ячейках. В качестве электролитов используют минеральные или органические кислоты, соли и их смеси. В ряде случаев электролит служит исходным веществом для получения требуемого продукта. Для исключения взаимодействия продуктов электролиза, образующихся на электродах, электролизер делят на две (и более) части пористой диафрагмой из асбеста, керамики, ионообменных мембран, проницаемых только для ионов электролита. В этом случае раствор в анодном пространстве называют анолитом, в катодном — католитом. Эффективность электролиза оценивают по коэффициенту полезного использования напряжения, выходу по энергии, выходу по веществу и др.
Библиогр.:
Глинка Н. Л. Общая химия, с. 293, Л., 1978; Кришталик Л. И. Электродные реакции, Механизм элементарного акта, М., 1979; Электросинтез и биоэлектрохимия, под ред. А. Н. Фрумкина и др., М., 1975.
В. А. Пеккель.
Особенности электролиза в растворах
Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь имеют место 3 конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и анодное растворение металла. В процессе задействованы ионы воды, электролита и анода. Соответственно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и металла анода.
Возможность протекания указанных конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Протекать будет только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие максимальный электродный потенциал, а на аноде – окисляться анионы с наименьшим потенциалом. Электродный потенциал водорода принят за «0». Для примера, у калия он равен (-2,93 В), натрия – (-2,71 В), свинца (-0,13 В), а у серебра – (+0,8 В).
Теоретическая часть
Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных реакций, протекающих под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита. При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне. Электролиз проводят в особых приборах – электролизерах. Это сосуд с раствором или расплавом электролита и опущенными в него электродами из металла или графита. К электродам прикладывают разность потенциалов от внешнего источника постоянного тока. Катод отдает электроны частицам вещества в электролите и восстанавливает их. Анод отбирает электроны от частиц в электролите, окисляя их.
Электролиз расплавов оснований.
При электролизе процессы окисления и восстановления протекают на различных электродах – аноде и катоде. Анод – это электрод, на котором происходит процесс окисления. При электролизе анод заряжен положительно. Катод – это электрод, на котором происходит процесс восстановления. При электролизе катод заряжен отрицательно. На окислительно-восстановительные процессы, протекающие при электролизе, влияют различные факторы:
- Природа электролита и растворителя;
- Материал электродов;
- Режим электролиза (напряжение, сила тока, температура).
Будет интересно➡ Что такое электродвижущая сила (ЭДС) и как ее рассчитать
Различают 2 типа электролиза: электролиз расплава и электролиз растворов электролитов. Электролиз расплавов оксидов На катоде идет восстановление катионов металла: Men++ nē = Me0 , т.е. на катоде выделяется металл. На аноде окисляется кислород: O –2 –2ē = O2 Например, электролиз расплава оксида калия: 2K2O = 4K + O2 При изучении алюминия, способов получения металлов, надо знать электролиз оксида алюминия. Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С. Электролиз Al2O3 можно представить следующей схемой: в расплаве оксид алюминия диссоциирует: Al2O3= Al3++ AlO3 3– , на катоде восстанавливаются ионы Al3+ : Al3++3ē Al0 , на аноде окисляются ионы AlO3 3– : 4AlO3 3– – 12ē 2Al2O3 + 3O2. Суммарное уравнение процесса: 2Al2O3 4Al + 3O2. Жидкий алюминий собирается на дне электролизера.
Электролиз расплавов оснований
На катоде традиционно восстанавливается металл: Men+ +nē = Me0 На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы: 4OH− −4ē =2H2O + O2 Электролиз расплавов солей 1. Электролиз расплава бескислородной соли: На катоде всегда восстанавливается металл: Men + nē = Me0 На аноде окисляется бескислородный анион: A n– – nē = A0 Например: Электролиз расплава NaCl: 2NaCl = 2Na + Cl2 2.Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона находится не в высшей степени окисления): На катоде всегда восстанавливается металл: Men++ nē = Me0 На аноде будет окисляться элемент аниона: SO3 2– – 2ē = SO3 0 Например, электролиз расплава сульфита натрия: Na2SO3 = 2Na + SO3 Сера S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 (SO3). 3.
Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона в высшей степени окисления): На катоде всегда восстанавливается металл: Men++ nē = Me0 На аноде: т.к. элемент уже в высшей степени окисления, то окисляться будет кислород, например: 2CO3 –2 – 4ē = 2CO2 + O2 Например, электролиз расплава карбоната натрия: 2Na2CO3 = 4Na + 2CO2+ O2 Важно понимать, что эти реакции не идут сами по себе. Их протекание возможно только при действии электрического тока. Электролиз растворов На катоде могут протекать следующие реакции восстановления.
Электролиз расплавов оснований.
Катодные процессы: Li K Ca Na Mg Al Li+K +Ca2+Na+Mg2+Al3+ Mn Zn Fe Ni Sn Pb Mn2+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H2 2H+ Cu Hg Ag Pt Au Cu2+Hg2 2+Ag+ Pt2+Au3+ Восстанавливается вода: 2H2O+2ē=H2↑+2OH− ; M n+ не восстанавливается Восстанавливаются катионы металла и вода: Mn++nē=M0 2H2O+2ē=H2↑+2OH−Восстанавливаются катионы металла: M n++ nē=М0 а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений после водорода, происходит выделение металлов на катоде: (-) Cu2++ 2ē → Cu. б) при электролизе растворов солей, содержащих катионы, расположенные между алюминием и водородом, на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода: (-) Zn2++ 2ē → Zn; (-) 2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH– . в) если растворы солей содержат катионы, находящиеся в ряду напряжения до алюминия, то в водном растворе такие ионы восстановленными быть не могут, на катоде выделяется водород: (-) 2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH– . Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона. На аноде протекают реакции окисления.
Как работает электролиз.
Электролиз в газах
Газ может исполнить роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходя через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. При этом законы Фарадея не распространяются на газовый электролиз. Для его осуществления необходимы такие условия:
- Без искусственной ионизации газа не поможет ни высокое напряжение, ни большой ток.
- Для электролиза подходят лишь кислоты, не содержащие кислорода и находящиеся в газообразном состоянии, и некоторые газы.
Важно! При выполнении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.
Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде
Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:
- Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Можно выделить несколько категорий металлов по катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплава солей. Если используется раствор, то выделяется водород за счет электролиза воды. Можно обеспечить восстановление в растворе, но при достаточной концентрации катионов, у следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Процесс протекает наиболее легко для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
- Анод. К этому электроду поступают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они отбирают электроны у металла, что приводит к их анодному растворению, т.е. переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также подразделяются по своей активности. Только из расплавов могут разряжаться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не они, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко реагируют такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.
Процессы, протекающие при электролизе
Электролиз получил широкое распространение в металлургии цветных металлов и в ряде химических производств. Такие металлы, как алюминий, цинк, магний, получают главным образом путем электролиза. Кроме того, электролиз используется для рафинирования (очистки) меди, никеля, свинца, а также для получения водорода, кислорода, хлора и ряда других химических веществ.
Сущность электролиза заключается в выделении из электролита при протекании через электролитическую ванну постоянного тока частиц вещества и осаждении их на погруженных в ванну электродах (электроэкстракция) или в переносе веществ с одного электрода через электролит на другой (электролитическое рафинирование). В обоих случаях цель процессов – получение возможно более чистых незагрязненных примесями веществ.
В отличие от электронной электропроводности металлов в электролитах (растворах солей, кислот и оснований в воде и в некоторых других растворителях, а также в расплавленных соединениях) наблюдается ионная электропроводность.
Электролиты являются проводниками второго рода. В этих растворах и расплавах имеет место электролитическая диссоциация – распад на положительно и отрицательно заряженные ионы. Если в сосуд с электролитом – электролизер поместить электроды, присоединенные к электрическому источнику энергии, то в нем начнет протекать ионный ток, причем положительно заряженные ионы – катионы будут двигаться к катоду (это в основном металлы и водород), а отрицательно заряженные ионы – анионы (хлор, кислород) – к аноду.
Что такое электролиз.
У анода анионы отдают свой заряд и превращаются в нейтральные частицы, оседающие на электроде. У катода катионы отбирают электроны у электрода и также нейтрализуются, оседая на нем, причем выделяющиеся на электродах газы в виде пузырьков поднимаются кверху. Электрический ток во внешней цепи представляет собой движение электронов от анода к катоду (рис. 1). При этом раствор обедняется, и для поддержания непрерывности процесса электролиза приходится его обогащать. Так осуществляют извлечение тех или иных веществ из электролита (электроэкстракцию).
Будет интересно➡ Все о законе Ома: простыми словами с примерами для «чайников»
Если же анод может растворяться в электролите по мере обеднения последнего, то частицы его, растворяясь в электролите, приобретают положительный заряд и направляются к катоду, на котором осаждаются, тем самым осуществляется перенос материала с анода на катод. Так как при этом процесс ведут так, чтобы содержащиеся в металле анода примеси не переносились на катод, такой процесс называется электролитическим рафинированием.
Если электрод поместить в раствор с ионами того же вещества, из которого он изготовлен, то при некотором потенциале между электродом и раствором не происходит ни растворения электрода, ни осаждения на нем вещества из раствора. Такой потенциал называется нормальным потенциалом вещества. Если на электрод подать более отрицательный потенциал, то на нем начнется выделение вещества (катодный процесс), если же более положительный, то начнется его растворение (анодный процесс).
Электролиз медного купороса.
Значение нормальных потенциалов зависит от концентрации ионов и температуры. Принято считать нормальный потенциал водорода за нуль. Если в электролите имеются ионы разных металлов, то первыми на катоде выделяются ионы, имеющие меньший отрицательный нормальный потенциал (медь, серебро, свинец, никель), щелочноземельные металлы выделить труднее всего. Кроме того, в водных растворах всегда имеются ионы водорода, которые будут выделяться ранее, чем все металлы, имеющие отрицательный нормальный потенциал, поэтому при электролизе последних значительная или даже большая часть энергии затрачивается на выделение водорода.
Путем специальных мер можно воспрепятствовать в известных пределах выделению водорода, однако металлы с нормальным потенциалом меньше 1 В (например, магний, алюминий, щелочноземельные металлы) получить электролизом из водного раствора не удается. Их получают разложением расплавленных солей этих металлов. Нормальные электродные потенциалы веществ, указанные в табл. 1, являются минимальными, при них начинается процесс электролиза, практически требуются большие значения потенциала для развития процесса.
Разность между действительным потенциалом электрода при электролизе и нормальным для него потенциалом называют перенапряжением. Оно увеличивает потери энергии при электролизе.
С другой стороны, увеличивая перенапряжение для ионов водорода, можно затруднить его выделение на катоде, что позволяет получить электролизом из водных растворов ряд таких более отрицательных по сравнению с водородом металлов, как свинец, олово, никель, кобальт, хром и даже цинк. Это достигается ведением процесса при повышенных плотностях тока на электродах, а также введением в электролит некоторых веществ.
Течение катодных и анодных реакций при электролизе определяется следующими двумя законами Фарадея.
Масса вещества mэ, выделившегося при электролизе на катоде или перешедшего с анода в электролит, пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества Iτ: mэ = α/τ,здесь а – электрохимический эквивалент вещества, г/Кл.
Масса выделенного при электролизе вещества одним и тем же количеством электричества прямо пропорциональна атомной массе вещества А и обратно пропорциональна его валентности n: mэ = А / 96480n, здесь 96480 – число Фарадея, Кл х моль-1.
Интересно почитать: то такое датчик Холла.
Таким образом, электрохимический эквивалент вещества α= А / 96480n представляет собой массу вещества в граммах, выделяемую единицей проходящего через электролитическую ванну количества электричества – кулоном (ампер-секундой). Для меди А = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 г/Кл, для никеля α =0,000304 г/Кл, для цинка α=0,00034 г/Кл. В действительности масса выделившегося вещества всегда меньше указанной, что объясняется рядом побочных процессов, проходящих в ванне (например, выделением водорода на катоде), утечками тока и короткими замыканиями между электродами.
Химические реакции при электролизе.
Факторы, влияющие на процесс электролиза
Процесс электролиза зависит от следующих факторов:
- Состав электролита. Значительное влияние оказывают различные примеси. Они подразделяются на 3 типа – катионы, анионы и органика. Вещества могут быть более или менее отрицательными, чем основной металл, что и мешает процессу. Среди органических примесей выделяются загрязнители (например масла) и ПАВ. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
- Плотность тока. В соответствии с законами Фарадея, масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства – концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный разогрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого конкретного случая.
- рН электролита. Кислотность среды также выбирается с учетом металлов. Например оптимальное значение кислотности электролита для цинка – 140 г/куб.дм.
- Температура электролита. Она влияет неоднозначно. С увеличением температуры растет скорость электролиза, но повышается и активность примесей. Для каждого процесса есть оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.
Важно! Электролиз можно ускорить или замедлить путем различных воздействий и выбора состава электролита. Для каждого варианта применения существует свой режим, который следует строго соблюдать.
