Примеры электролиза водных растворов электролитов
Пример 1. Схема электролиза водного раствора хлорида меди(II) 0,1M CuCl2, рН=5(с нерастворимым анодом)
(C-графит) К(-)Сu2+ +2Cl-®(+) A(C-графит)
Н+2О-2
| Катодный процесс | Анодный процесс |
| 1.Cu2+ +2e® Cu0 (E0 Cu2+/Cu =0,34B) Равновесный Е : Ecu2+/cu =E0cu2+/cu +0,059/2 lg Ccu2+ = 0,34 + 0,03 lg10-1 = 0,31B | 1. 2Cl- -2e ® Cl20 (E0Сl2/2Сl- =1,36B) равновесный Е: EСl2/2Сl- = E0Сl2/2Сl- + 0,059/2 lg CСl-= = 1,36 + 0,03 lg2 .10-1 = 1,34B |
| 2.H+2О+2е®Н02+2ОН Ен+2o/н2 = Е0 н+2o/н2 - 0,059рН = 0 -0,059 · 5 = - 0,30В С учетом (Dj) выделения Н2 Ecu2+/cu >> Ен+2O/н2 – DjН2 | 2. 2Н2О-2-4е ®О02 +4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 –0,059 ·5 = 0,94 B С учетом (Dj) выделения О2 Ео2/2о-2 + Dj o2 > EСl2/2Сl- |
| На катоде: Cu2+ +2e®Cu0 | На аноде: 2Cl- +2e®Cl2 |
Суммарное уравнение: CuCl2 ® Cu0 + Cl2
Пример 2. Схема электролиза водного раствора сульфата цинка 1M ZnSO4, рН=6 (с нерастворимым анодом)
(C-графит) К(-)Zn2+ +SO42-®(+) A(C-графит)
Н+2О-2
| Катодный процесс | Анодный процесс |
| 1. Zn2+ + 2e ® Zn0 (E0 Zn+2/Zn= -76B) Ezn+2/zn =-0,76 + 0,059/2 lg Czn2+ = + 0,03 lg 1 = -0,76 В | 2Н2О-2 –4е ® О02 +4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 – 0,059·.6 = 0,88 В |
| 2.Н+2О +2е ® Н02 + 2ОН- Ен+2o/н2 = Е0н+2o/н2 – 0,059рН = 0 – 0,059 ··6 = -0,35В С учетом (Dj) выделения Н2 E zn+2/zn » Ен+2o/н2 -DjН2 | 2H+ + SO42-®H2SO4 |
| На катоде: Zn2+ +2e ® Zn0 Н+2О+2е®Н02+2ОН- | На аноде: 2Н2О-2 -4е ® О02 + 4Н+ |
Суммарное уравнение: ZnSO4 + 2H2O ® Zn0 + H2+ О2 + H2SO4
Пример 3. Схема электролиза водного раствора нитрата серебра 0,001M AgNO3, рН=6 (с растворимым анодом – Ag).
(C-графит) К(-)Ag+ +NO3-®(+) A(Ag)
Н+2О-2
| Катодный процесс | Анодный процесс |
| 1.Ag+ +e®Ag0 (E0Ag+/Ag=0,79B) EAg+/Ag = E0 Ag+/Ag +0,059/1 lg CAg+ = 0,79+0,059 lg ·10-3 = 0,61 B | 1.Ag0 –e ® Ag+(E0Ag+/Ag=0,79B) EAg+/Ag = E0 Ag+/Ag +0,059/1 lg CAg+ = 0,79+0,059 lg ·10-3= 0,61 B |
| 2.H+2О + 2е® Н02 + 2ОН Ен+2o/н2 = Е0н+2o/н2 – 0,059рН= 0 – 0,059 · 6 = -0,35В EAg+/Ag > Е н+2o/н2 - DjН2 На катоде: Ag+ +e® Ag0 | 2. 2Н2О-2 -4е ® О02 + 4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 – 0,059 · 6 = 0,88В EAg+/Ag < Е о2/2о-2 + DjО2 На аноде: Ag0 -e ® Ag+ |
Первый закон Фарадея. Массы веществ, выделившихся на катоде и аноде, пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества: m = Kэ ·Q = Kэ . I . t, где Kэ- электрохимический эквивалент вещества, Q-количество электричества [Кл ], I.-сила тока [A], t -время [c].
Электрохимический эквивалент - численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении одного кулона электричества: Q=1Кл, то m = Kэ
Второй закон Фарадеягласит: для выделения одного моля эквивалента вещества требуется 96500 Кл-F(число Фарадея) , F = N . e = 6,022 ×1023 ×1,602 .10-19 = 96500 Кл, где N - число Авогадро, е - заряд электрона. Значит, электрохимический эквивалентравен массе 1моля эквивалента вещества деленому на число Фарадея.
Например, Кэ(Zn) = ЭZn/F = AZn / ne..F = 65,38 / 2.9500 = 0,00328 г/Кл.
Вследствие протекания побочных процессов масса вещества, выделяющегося при электролизе, обычно меньше теоретически вычисленной по закону Фарадея, т.е. Dmпрак / Dmтеор = h – выход вещества по току ( измеряется в долях от 1).
Таким образом, математическое выражение для I Закона Фарадея: mв-ва = Kэ. I. t h