Электролиз воды

Содержание

 Введение ………………………………………………………………………..3

1.Теоретические основы электролиза………………………………………….5

1.1.Сущность электролиза ……………………………………………………...5

1.2.Законы Фарадея …………………………………………………………...10

2. Количественное описание процессов электролиза воды………………...12

3. Экспериментальная часть ………………………………………………….14

Выводы…………………………………………………………………………18

Заключение …………………………………………………………………….20

Источники информации………………………………………………………..21

Введение

Электролиз – это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока.

На рубеже XVIII и XIX веков возник знаменитый спор  великого итальянского физиолога Л. Гальвани и итальянским физиком А. Вольта, следствием которого стало  создание  в 1799 г. "вольтова столба" - первого в истории человечества химического источника тока. Так появилась наука, находящаяся на границе физики и химии - электрохимия.

Еще в начале позапрошлого столетия было установлено, что при прохождении электрического тока через водные растворы солей происходят химические превращения, приводящие к образованию новых веществ. Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическими.

       Электролиз представляет собой довольно сложную совокупность процессов, к которым относятся: миграция ионов (положительных к катоду, отрицательных к аноду), диффузия ионов, разряжающихся на электродах, электрохимические реакции разряда ионов, вторичные химические реакции продуктов электролиза между собой, с веществом электролита и электрода.

       Технический или прикладной электролиз характеризуется сложностью протекающих в промышленных условиях электролитических процессов, различными видами электролиза, их зависимостью от природы электролита, типа электролитической ванны, оптимизации  самих электролизных процессов. Он применяется для решения самых разнообразных производственных задач:

• получение неорганических веществ (водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д., получение металлов (литий, натрий, калий, бериллий, магний, цинк, алюминий, медь и т.д.)
• очистка металлов (медь, серебро,  …)
• получение металлических сплавов
• получение гальванических покрытий
• обработка поверхностей металлов (азотирование, борирование, электрополировка, очистка)
• получение органических веществ
• электродиализ и обессоливание воды
• нанесение пленок при помощи электрофореза

Таким образом, изучение процесса электролиза актуально в настоящее время.

Цель данной работы: изучение процесса электролитического разложения воды и водного раствора поваренной соли

Задачи:

1.  познакомиться с теоретическими основами электролитических процессов;
2. познакомиться с законами М.Фарадея, на примере конкретной реакции;
3. рассмотреть химические реакции, происходящие во время электролиза, проводимого в лаборатории;
4.  выделить области практического применения электролиза.

1.Теоретические основы электролиза

1. Сущность электролиза

Способностью проводить ток обладают водные растворы оснований и солей, а также расплавы.

Сухие соли, безводные кислоты и основания (в твердом виде) тока не проводят; почти не проводит тока чистая вода, очевидно, что при растворении в воде кислоты основания или соли  подвергаются каким-то глубоким изменениям, которые и обуславливают электропроводность получаемых растворов.

Электрический ток, проходя через растворы, вызывает в них, так же как и в расплавах, химические изменения, выражающиеся в том, что из растворов выделяются продукты разложения растворенного вещества или растворителя. Вещества, растворы которые проводят электрический ток, получили названия  электролитов. Электролитами являются кислоты, основания и соли. Не являются электролитами органические вещества.

Химический процесс, происходящий при пропускании тока через раствор электролита, называется электролизом. Исследуя продукты, выделяющиеся у электродов при электролизе кислот, оснований и солей, установили, что у катодов всегда выделяются металлы и водород, а у анода кислотные остатки или гидроксильные группы, которые затем подвергаются дальнейшим изменениям.

Через проводники первого рода электричество переносится электронами, а через проводники второго рода — ионами. В тех местах электрической цепи, где проводник первого рода граничит с проводником второго рода, электроны вступают во взаимодействие с ионами — происходят электрохимические процессы. Если эти процессы протекают самопроизвольно, то система называется химическим источником энергии. Если же их протекание обусловлено подводом электрической энергии извне, то происходит электролиз.

Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида натрия. При прохождении тока через расплав NaCl,   катионы натрия под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются.

Na+ +e =Na

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду, и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия—окисление ионов хлора

Cl- = Cl+e-

а вторичным — связывание образующихся атомов хлора в молекулы:

2Cl- = Cl2

Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава NaCl:

2Na+ + 2Cl-l = 2Na+ Cl2

Эта реакция не может протекать самопроизвольно; энергия, необходимая для её осуществления, поступает от внешнего источника тока.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом; электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. При электролизе катод заряжен отрицательно, а анод — положительно.

При рассмотрении электролиза растворов нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются ещё ионы, являющиеся ещё продуктами диссоциации воды - Н+ и ОН-.В электролитическом поле ионы водорода перемещаются к катоду, а гидроксила - к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. Аналогично у анода может происходить разряд, как анионов электролита, так и ионов гидроксила. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению.

Какие именно электрохимические процессы будут протекать у электродов при электролизе, прежде всего, будет зависеть от соотношения электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим электродным потенциалом. На протекание некоторых электрохимических процессов оказывает тормозящее действие материал электрода; такие случаи оговорены ниже.

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов (рН=7) имеет значение

φ=-0,059*7=-0,41 В. Отсюда ясно, что если электролит образован металлом, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41 В, то из нейтрального раствора у катода будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, в случае электролитов, металл которых имеет потенциал значительно более отрицательный, чем –0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдёт выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений—приблизительно до титана. Наконец, если потенциал металла близок к величине –0,41 В (металлы средней части ряда—Zn,Cr,Fe,Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:

2Н2О + 2е- =Н2 + 2ОН-

Таким образом, характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответствующего металла в ряду напряжений. В ряде случаев большое значение имеют р.-Н. раствора, концентрация ионов металла и другие условия электролиза.

При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза. Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще применяют графит уголь, платину.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также фтористоводородной кислоты и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода. В зависимости от р.-Н. раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями. В щелочной среде уравнение имеет вид

4ОН- =О2 + 2Н2О + 4е-

 а в кислой или нейтральной:

2Н2О =О2 + 4Н+ + 4е-

 В рассматриваемых случаях электрохимическое окисление воды является энергетически наиболее выгодным процессом. Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах. Например, стандартный потенциал окисления иона SO42-

2SO42- =S2O82- + 2e-

 равен 2,010 В, что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,228 В). Стандартный потенциал окисления иона F- имеет ещё большее значение (2,87 В).

При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы. В частности, при электролизе растворов HI, HBr, HCl и их солей у анода выделяется соответствующий галоген. Отметим, что выделение хлора при электролизе HCl и её солей противоречит взаимному положению систем

2Cl- =2Cl + 2e-          (φ=1,359 В)

и

2Н2О =О2 + 4Н+ + 4е-          (φ =1,228 В)

  в ряду стандартных электродных потенциалов. Эта аномалия связана со значительным перенапряжением второго из этих двух электродных процессов - материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода.

В случае активного анода число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трёх: электрохимическое окисление воды с выделением кислорода, разряд аниона (т.е. его окисление) и электрохимическое окисление металла анода (так называемое анодное растворение металла). Из этих возможных процессов будет идти тот, который энергетически наиболее выгоден. Если металл анода расположен в ряду стандартных потенциалов раньше обеих других электрохимических систем, то будет наблюдаться анодное растворение металла. В противном случае будет идти выделение кислорода или разряд аниона.

2. Законы Фарадея

 Первый Закон. Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

∆m=kQ

где ∆m – количество прореагировавшего вещества; Q – количество электричества; k – коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(NAz│e│), где z – валентность иона; M – молярная масса вещества, выделившегося на электроде; NA—постоянная Авогадро;│e│= 1,6• 10-19Кл.

Произведение постоянной Авогадро на элементарный заряд электрона является постоянной величиной – постоянной Фарадея F и равна (9,648456 ± 0,000027)(104 к моль-1).

Если продолжительность электролиза измерять в часах, то число Фарадея должно быть выражено в ампер-часах. В этом случае F=26,8 А·ч/моль.

Второй  закон. Для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента.

∆m1/A1 =∆m2/A2=∆m3/A3=const

Химический эквивалент элемента, равен отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к 1/12 массы атома 12С. Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания – его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания – на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли – ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Эти два закона можно объединить в одном уравнении:

,

где       m – масса выделяющегося вещества, г;

            n – количество электронов, переносимых в электродном процессе;

            F – число Фарадея (F=96485 Кл/моль)

            I – сила тока, А;

            t – время, с;

            M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.

Вследствие параллельных побочных процессов масса вещества, получаемого при электролизе, оказывается часто меньше той, которая соответствует количеству прошедшего электричества. Отношение массы вещества, реально выделенного на электроде, к теоретической и умноженное на 100%, называют выходом по току: 

2. Количественное описание процессов электролиза воды

        Дистиллированная вода является очень слабым электролитом. Для лучшей электропроводности и возможности проведения электролиза воды, в неё можно добавить щёлочь – едкий натр или едкое  кали. При этом, электродный потенциал натрия значительно более отрицательный по сравнению  с электродным потенциалом водорода, а стандартный потенциал окисления гидроксид-ионов выше потенциала окисления воды. Поэтому, на электродах будут восстанавливаться и окисляться молекулы воды.

Чтобы рассчитать объём продуктов, сначала  используем законы электролиза:

Находим, таким образом, массу продуктов, водорода и кислорода соответственно. Затем находим объём продуктов при нормальных условиях: V = Vm*m/M, где Vm – молярный объём, равный при нормальных условиях 22, 4 л/моль. Или сразу

V = Vm It/nF.

Для обеспечения единообразия представления характеристик в научной и справочной литературе ИЮПАК (международный союз теоретической и прикладной химии) в 1982 году установила следующие стандартные условия:

• стандартное давление для газов, жидкостей, и твёрдых тел, равное 105 Па (760 мм рт. ст.);
• стандартная температура для газов, равная 273,15 К (0° С);

 Если электролиз протекает при условиях, отличающихся от нормальных, то впоследствии требуется привести газ к таковым. Для этого проводят расчёты с использованием объединённого газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака: , где  

Точное значение постоянной в правой части этого уравнения зависит от количества газа. Если количество газа равно одному молю, то соответствующая постоянная обозначается буквой R и называется молярная газовая постоянная, или просто газовая постоянная. Если давление выражено в атмосферах, постоянная R имеет значение

R = 8,314 Дж*К* моль-1

Объединенный газовый закон для одного моля газа приобретает вид

где Vm- объем одного моля газа. Для n молей газа получается уравнение

В такой форме объединенный газовый закон называется уравнением состояния идеального газа. Уравнение состояния это уравнение, связывающее между собой параметры состояния газа-давление, объем и температуру.

Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона.

Уравнение, выведенное Клапейроном, содержало некую не универсальную газовую постоянную , значение которой необходимо было измерять для каждого газа:

Менделеев же обнаружил, что  прямо пропорциональна , коэффициент пропорциональности  он назвал универсальной газовой постоянной.

3. Экспериментальная часть

Электролиз водных растворов хлорида натрия. При электролизе водных растворов хлорида натрия получают хлор, водород и едкий натр (каустическая сода).

Хлор – при атмосферном давлении и обычной температуре газ желто-зеленого цвета с удушливым запахом. при атмосферном давлении температура кипения хлора –33,6° С, температура замерзания -102° С. Хлор растворяется в воде, органических растворителях и обладает высокой химической активностью.

Хлор потребляется прежде всего химической промышленностью для производства различных органических хлорпроизводных, идущих для получения пластических масс, синтетических каучуков, химических волокон, растворителей, инсектицидов и т.п. В настоящее время более 60% мирового производства хлора используется для органического синтеза. Помимо этого хлор используют для производства соляной кислоты, хлорной извести, хлоратов и других продуктов. Значительные количества хлора идут в металлургию для хлорирования при переработке полиметаллических руд, извлечения золота из руд, а также его используют в нефтеперерабатывающей промышленности, в сельском хозяйстве, в медицине и санитарии, для обезвреживания питьевой и сточных вод, в пиротехнике и ряде других областей народного хозяйства. В результате развития сфер использования хлора, главным образом благодаря успехам органического синтеза, мировое производство хлора составляет более 20 млн. т/год.

Едкий натр, или каустическая сода, - кристаллическое непрозрачное вещество, хорошо растворимое в воде, имеющее при атмосферном давлении температуру плавления 328° С. В промышленности выпускается твердый едкий натр и его водные растворы. Едкий натр широко используется во многих отраслях промышленности – целлюлозно-бумажной, химических волокон, нефтеперерабатывающей, органического синтеза, мыловаренной, лакокрасочной и в ряде других.

Водород – газ, температура кипения которого при атмосферном давлении –252,8° С. Водород используют для синтеза важнейших неорганических и органических продуктов: аммиака, метанола и других спиртов, для гидрогенизации жиров, твердых и жидких топлив, очистки нефтепродуктов и др.

При прохождении постоянного электрического тока через водный раствор хлорида натрия можно ожидать выделения хлора, а также кислорода:  

2OH- - 2ē→1/2О2+Н2О        (а)      или   2Cl- - 2ē→Cl2 (б)

Будет происходить в основном разряд ионов Cl- с выделением газообразного хлора по реакции (а). Выделение хлора облегчается при увеличении концентрации NaCl в растворе вследствие уменьшения при этом равновесного потенциала. На катоде в щелочном растворе происходит разряд молекул воды по уравнению

H2O + ē→H + OH-

Атомы водорода после рекомбинации выделяются в виде молекулярного водорода:

2H→H2

Разряд ионов натрия из водных растворов на твердом катоде невозможен вследствие более высокого потенциала их разряда по сравнению с водородом. Поэтому остающиеся в растворе гидроксильные ионы образуют с ионами натрия раствор щелочи. Процесс разложения NaCl можно выразить следующими реакциями:

2Cl- - 2ē→Cl2

Н2О + ē=2Н + ОН-

2H→H2

Просуммировав уравнения получим:

2Н2О + 2Cl-→ Cl2 + H2 + 2ОН-

или

2Н2О + 2NaCl→ Cl2 + H2 + 2NaOH

То есть на аноде идет образование хлора, а у катода – водорода и едкого натра. При электролизе наряду с основными описанными процессами могут протекать и побочные. Помимо этого, хлор, выделяющийся на аноде, частично растворяется в электролите и гидролизуется по реакции

Cl2 + Н2О↔НОCl + НCl

 В случае диффузии щелочи (ионов ОН-) к аноду или смешения катодных и анодных продуктов хлорноватистая и соляная кислоты нейтрализуются щелочью с образованием гипохлорита и хлорида натрия:

НОCl + NaOH=NaOC + Н2О               HCl + NaOH=NaCl + Н2О

Ионы ClO- на аноде легко окисляются в ClO3- . Следовательно, из-за побочных процессов при электролизе будут образовываться гипохлорит, хлорид и хлорат натрия, что снижает выход по току и коэффициент использования энергии. В щелочной среде облегчается выделение кислорода на аноде, что также будет ухудшать показатели электролиза. Чтобы уменьшить протекание побочных реакций, следует создать условия, препятствующие смешению катодных и анодных продуктов. К ним относятся разделение катодного и анодного пространств диафрагмой и фильтрация электролита через диафрагму в направлении, противоположном движению ОН- -ионов к аноду. Такие диафрагмы называются фильтрующими диафрагмами и выполняются из асбеста.

В моей работе электролизер состоял из пластикового или стеклянного  стакана и графитовых электродов.

 На обоих электродах наблюдалось выделение газа, почувствовали характерный запах гипохлорита натрия. В стакане образовалась щёлочь, что показала качественная реакция на фенолфталеин.

Электролиз раствора гидроксида калия. Для реакции был взят раствор, объёмом 200 мл, концентрация которого  составила 0,2 моль/л или 0,04 моль/мл. было проведено четыре серии опыта. При этом, первая серия проводилась при большом заполнении стакана, когда раствор достигал материала зажимов, которыми удерживаются угольные электроды. При этом, в стакане раствор потемнел и в нём образовались хлопья бурого цвета. В процессе электролиза протекало несколько реакций. Зажимы сделаны из железа. Железо растворяется и переходит в раствор:

Fe – 2e = Fe2+

Под воздействием электрического тока ионы железа окисляются самопроизвольно:

Fe2+ - e = Fe3+

В осадок выпадает гидроксид железа (III):

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3

Этот вывод подтвердился в результате серии реакций. Хлопья гидроксида железа растворили в соляной кислоте:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3+ 3H2O

Затем, провели качественную реакцию на ионы железа (III) с жёлтой кровяной солью и роданидом калия. Реакции в обоих случаях были положительными. С жёлтой кровяной солью появился синий осадок берлинской лазури :

3 К4[Fe(CN)6 ]  +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl

с роданидом калия раствор стал красным:

FeCl3 + 3 КCNS  = Fe(CNS)3  + 3 KCl

Выводы

1. Продукты электролиза зависят от электродного потенциала окислительно-восстановительных реакций, протекающих при электролизе.
2. На катоде восстанавливаются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наибольший.
3. По восстановительной активности все металлы можно разделить на три группы.

1 группа. (Cu, Ag, Au) – малоактивные металлы (φ>0).

Т.к. катионы этих металлов обладают более высокой окислительной способностью, чем ионы водорода Н+, на катоде при электролизе водных растворов соответствующих солей осаждаются только эти металлы.

2 группа. (Mn, Zn, Fe, Sn) – металлы, восстановление которых на катоде сопровождается выделением водорода. (-1< φ <0).

3 группа. (Ca, Na, Mg, Al) – металлы, которые не могут быть восстановлены на катоде электролизом водных растворов их солей (φ<-1). При этом на катоде выделяется водород.

4. На аноде окисляются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наименьший.
5. Ионы S2-, J-, Br-, Cl- окисляются в указанной последовательности в первую очередь, а затем кислород из воды. Анион F- и анионы кислородсодержащих кислот в которых центральный атом имеет высшую степень окисления: ((S042-), (NO3-), (CO3-), (PO43-), (MnO4-), (ClO4-)) не окисляются. Вместо них на аноде окисляется растворитель – вода.
6. Анализ научной и научно-популярной литературы свидетельствует о том, что процессы электролиза растворов и расплавов интересуют ученых и технологов в настоящее время, то есть данная тема не потеряла своей актуальности и практической значимости.
7. Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода.
8. Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность протекания на электродах совокупности конкурирующих химических реакций окисления и восстановления.
9. Оказывает влияние на продукты электролиза и материал электродов.
10. При электролизе водных растворов электролитов окислительно-восстановительные процессы на катоде и аноде зависят от окислительной способности катионов и характера аниона электролита.
11. В экспериментальной части своей работы нами были проведены процессы электролиза воды в присутствии гидроксида калия и раствора поваренной соли. Полученные продукты подтверждают основные теоретические положения процессов электролиза водных растворов электролитов и доказан факт влияния электродных потенциалов частиц, принимающих в нем участие, на состав конечных продуктов.

Заключение

Изучение электрохимических процессов является актуальным в настоящее время, так как это позволяет решать самые разнообразные вопросы народного хозяйства, такие как использование химических источников энергии, очистка и получение многих неорганических и органических веществ, получение высокой чистоты щелочей, хлора, перекиси водорода. Электролиз на сегодняшний день является  главным способом получение алюминия, водорода в промышленных масштабах.

Интересна эта тема ещё и в связи с тем, что позволяет при расчётах получить знания из других областей физики и химии.

Дальнейшая работа по данной теме предполагает расчёт доли выхода продуктов электролиза по току, проведение электролиза растворов некоторых солей, кислот, количественные расчёты с использованием  объединённого газового закона, законов М. Фарадея, закона Ома, решение задач с практическим содержанием. В перспективе предусматривается более подробное рассмотрение вопроса о промышленном применении электролиза, изучение условий, влияющих на электролитические процессы.

Источники информации

1. http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r7_2_2.htm
2. http://www.diclib.com/cgi-bin/d1.cgi?l=ru&base=bse&page=showid&id=75521#.VNjfy-asV1Y#ixzz3RGY3knRm
3. http://www.himikatus.ru/art/ch-act/0130.php
4. https://ru.wikipedia.org/