Манометр – прибор для измерения давления, класс точности

на средства измерения;

Диапазон измеряемых давлений

В практической деятельности разделяют следующие виды давления: абсолютное, барометрическое, избыточное, вакуум. Абсолютное – это показатель давления, измеренный относительно полного вакуума. Этот показатель не может быть ниже ноля. Барометрическое – это атмосферное давление. На его уровень оказывает влияние высота над нулевой отметкой (уровень моря). На этой высоте принято считать, что давление равно 760 мм р.с. для манометров эта величина равняется нулю. Избыточное давление – это размер, показывающий между абсолютным и брометрическим давлением. Особенно это актуально тогда, когда абсолютное давления в отношении барометрического.

Вакуум – это величина, которая показывает разницу между абсолютным и барометрическим давлением при условии превышения барометрического.

То есть, вакуумметрическое давление не может превышать барометрическое. Другими словами, приборы для измерения вакуума измеряют его разряжение.

Устройства для замера давления можно разделить на несколько групп:

• Напорометры, их используют для выполнения измерения давления до 40 Па.
• Тягомеры, они предназначены для замеров вакуумметрических давлений до 40 кПа.
• Тягонапоромеры, эти приборы имеют двустороннюю шкалу с границами замеров ±20 кПа Для измерения разницы давления применяют дифманометры.

Если вы нашли ошибку, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter.

Манометры. Стандартные измерительные шкалы

Виброустойчивые манометры – это механические приборы для измерения давления в системах подачи неагрессивных газообразных и жидких сред. Особенность конструкции этих приборов заключается в заполнении внутренней полости жидкостью для повышения устойчивости к воздействию вибрации и пульсации. Благодаря этому такие манометры применяются на промышленных предприятиях, в энергетических комплексах, а также системах бытового снабжения.

Диапазон измерения – один из самых важных параметров прибора.

Стандартный ряд давлений для манометров:

Классификация приборов

Типы манометров различаются по двум признакам: по виду измеряемого ими показателя и по принципу действия.

По первому признаку они подразделяются на:

• приборы, предназначенные для измерения атмосферного давления, иначе они называются барометры;
• приборы, измеряющие избыточное и абсолютное;
• вакуумметры, призваны измерять разность атмосферного и абсолютного давлений;
• напорометры, измеряют малое (до 40 кПа) избыточное давление;
• тагометры, вид вакуумметра, которое измеряет избыточное давление верхнего предела 40 кПа;
• дифференциальные манометры, измеряют разность давлений.

Они работают по принципу уравновешивания разницы давлений определенной силой. Поэтому устройство манометров разное, в зависимости от того, как именно происходит это уравновешивание.

По принципу действия они делятся на:

• жидкостные, уравновешивание разницы давлений в таких приборах происходит за счет гидростатического давления столба жидкости, в устройстве используется принцип сообщающихся сосудов;
• пружинные имеют простую конструкцию, и широко применяются для измерения давления среды в широких диапазонах;
• мембранные, основаны на пневматической компенсации, уравновешивание давления происходит за счет силы упругости мембранной коробки;
• электроконтактные, применяются в автоматических системах контроля и сигнализации, поскольку с их помощью можно регулировать измеряемую среду благодаря встроенному в корпус электроконтактному механизму;
• дифференциальные используются для измерения уровня жидкостей под напором расхода жидкости, пара и газа с помощью диафрагм.

По назначению существуют такие виды манометров, как:

• общетехнические приборы применяются для измерения напора жидкостей, газов и паров, химически нейтральных к сплавам меди;
• кислородные, они производятся в корпусах голубого цвета с указанием О2 на циферблате, применяются для измерения кислородного давления в баллонах или вакуумах;
• ацетиленовые применяются для контроля избыточного давления ацетилена;
• эталонные применяются в целях проверки других приборов, поскольку они обладают большой точностью;
• судовые применяются в судах и морском транспорте;
• железнодорожные используются на железнодорожном транспорте;
• самопишущие имеют встроенный механизм, который позволяет воспроизводить на бумаге результат работы.

Определение погрешности

Владельцев измерительных приборов интересует, прежде всего, величина максимальной погрешности, характерной для манометра. Она зависит не только от класса точности, но и от диапазона измерений. Таким образом, чтобы получить значение погрешности, нужно произвести некоторые вычисления. Например, для манометра с диапазоном измерений, равным 6 МПа, и классом точности 1,5 погрешность будет рассчитываться по формуле 6*1,5/100=0,09 МПа.

Необходимо отметить, что таким способом можно посчитать только основную погрешность.

Ее величина определяется идеальными условиями эксплуатации. На нее оказывают влияние только конструктивные характеристики, а также особенности сборки прибора, например, точность градуировки делений на шкале, сила трения в измерительном механизме. Однако эта величина может отличаться от фактической, поскольку существует также дополнительная погрешность, определяемая условиями, в которых эксплуатируется манометр. На нее может влиять вибрация трубопровода или оборудования, температура, уровень влажности и другие параметры.

Также точность измерения давления зависит от еще одной характеристики манометра — величины его вариации, которую определяют в ходе поверки. Это максимальная разница показаний измерителя, выявленная по результатам нескольких измерений.

Величина вариации в значительной мере зависит от конструкции манометра, а именно от способа уравновешивания, которое может быть жидкостным (давлением столба жидкости) или механическим (пружиной). Механические манометры имеют более выраженную вариацию, что часто обусловлено дополнительным трением при плохой смазке или износе деталей, потере упругости пружины и другими факторами.

Что такое класс точности манометра, и как его определить

Класс точности манометра является одной из основных величин, характеризующих прибор. Это процентное выражение максимально допустимая погрешность измерителя, приведенная к его диапазону измерений.

Абсолютная погрешность представляет собой величину, которая характеризует отклонение показаний измерительного прибора от действительного значения давления. Также выделяют основную допустимую погрешность, которая представляет собой процентное выражение абсолютного допустимого значения отклонения от номинального значения. Именно с этой величиной связан класс точности.

Манометры давления в Москве

• 12
• 24
• 48

В случае, если нужно измерить давление жидкости, пара или газа, в промышленном производстве или в быту применяют манометр. Манометры давления промышленные активно используют в самых разных областях – в теплоэнергетике, на нефтехимических предприятиях и пищевых производствах. В любой сфере, где речь идет о рабочей среде, газообразном и жидком сырье, без манометра не обойтись. Это оборудование используют при производстве автомобилей и тяжелой техники, в самолетостроении, железнодорожном транспорте, медицине.

Необходимость купить манометр для частного использования возникает в том случае, если нужно, например, контролировать работу отопительной системы. Бытовой показывающий манометр пригодится также автомобилисту, чтобы измерять давление в шинах. Цена бытовых измерительных приборов ниже, чем стоимость промышленных манометров.

Где купить манометры в Москве?

Высокоточное, надежное бытовое и промышленное оборудование предлагает приобрести компания ВсеМанометры.ру. У нас представлены измерительные приборы от ведущих отечественных производителей – Манотомь, НПО Юмас, компаний Теплоконтроль, Физтех, РОСМА и других лидеров российского рынка. Продажа манометров и дополнительного оборудования осуществляется в интернет-магазине, с возможностью удобной для клиента формы оплаты. Вам достаточно выбрать подходящую модель (к каждой в каталоге есть подробное описание и фото), сформировать заявку на сайте, определиться с формой доставки и оплатить покупку.

Цена на манометр зависит от типа прибора, его класса точности, предела измерения и прочих факторов. Имеет значение диаметр корпуса, резьбы штуцера и расположение штуцера (радиальный манометр или осевой). Если вы не знаете, какой именно прибор вам необходим, консультанты компании ВсеМанометры.ру ответят на вопросы и помогут выбрать нужную модель.

Это важно знать

Класс точности показывает величину погрешности, допустимой при измерении давления этим прибором. Чем меньше погрешность, тем более точными будут результаты, и тем выше класс точности манометра.

Показывающий манометр позволяет фиксировать уровень давления за счет визуализации: на табло нанесена шкала, вдоль которой движется стрелка, либо на электронном табло отображаются цифры. Виброустойчивый манометр высокого давления применяют для контроля давления в условиях вибрации. Для измерений в системе отопления и водоснабжения используют манометры для воды (радиальный манометр или осевой). Взрывозащищенные манометры выпускают со взрывонепроницаемой оболочкой. Аммиачный манометр с корпусом из нержавеющей стали используется в промышленности при измерении агрессивных газов и жидкостей температурой до 200 градусов.

Часто задаваемые вопросы

Согласно ГОСТ 2 4 0 5 -8 8

2.4.1. На циферблат прибора наносят:

• единицу физической величины;
• знак «—» (минус) перед числом, обозначающим верхний предел измерений вакуумметрического давления;
• класс точности или условное обозначение класса точности (например: 0,6 или 1—0,6—1);
• условное обозначение рабочего положения прибора, если оно отличается от нормального;
• наименование или условное обозначение измеряемой среды — при специальном исполнении прибора.

2.4.2. На циферблате, корпусе или табличке показывающих приборов наносят:

• номинальное напряжение и ток — для приборов с сигнализирующим устройством;
• параметры питания — для приборов с сигнализирующим устройством непрямого действия;
• условное обозначение прибора;
• знак Государственного реестра — по ГОСТ 8.383;
• товарный знак предприятия-изготовителя;
• другие необходимые обозначения.

Класс точности – основная метрологическая характеристика прибора, определяющая допустимые значения основных и дополнительных погрешностей, влияющих на точность измерения.

Класс точности приборов должен выбираться из ряда:

0,4*; 0,6; 1,0; 1,5; 2,5; 4,0*.

* Устанавливается по заказу потребителя.

Класс точности или условное обозначение класса точности является обязательным параметром для маркировки на циферблате прибора.

Отсчет показаний (записи) приборов классов точности 0,4* и 0,6 следует проводить не менее, чем на восьми значениях давления; классов точности 1; 1,5; 2,5; 4* — не менее чем на пяти значениях давления.

Указательный конец стрелки приборов классов точности 0,4* и 0,6 должен иметь ножевидную форму, расположенную перпендикулярно к плоскости шкалы.

По стойкости к механическим воздействиям изделия подразделяют на исполнения: виброустойчивое, вибропрочное, удароустойчивое и ударопрочное.

Изделия допускается изготавливать в сочетании исполнений.

Изделия должны быть устойчивыми и (или) прочными к воздействию синусоидальных вибраций высокой частоты (с частотой перехода от 57 до 62 Гц) с параметрами, выбираемыми из таблицы 3 ГОСТ Р 52931-2008.

Требования к вибрационным воздействиям для обеспечения сейсмостойкости изделия устанавливают в стандартах и (или) технических условиях на изделия конкретных групп (видов).

Для определения виброустойчивости проводят испытания на стадии предварительных исследования опытных образцов по методике испытания.

Для получения манометра более высокого класса виброустойчивости приборы могут быть заполнены демпфирующей жидкостью. Наиболее часто применяемые: глицерин и ПМС. У каждой демпфирующей жидкости имеются свои, отличные от других, эксплуатационные параметры, например рабочая температура окружающей среды. В связи с чем виброустойчивые приборы, заполненные той или иной демпфирующей жидкостью могут иметь различную категорию климатического исполнения.

Электролиз

Электролиз (греч. elektron – янтарь + lysis — разложение) – химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы – положительно заряженные ионы: Na + , K + , Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней активности (Cr, Fe, Cd) – на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды – выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода – H + (например при электролизе кислот HCl, H₂SO₄) восстанавливается водород из молекул кислоты: 2H + – 2e = H₂

К аноду притягиваются анионы – отрицательно заряженные ионы: SO₄ 2- , PO₄ 3- , Cl – , Br – , I – , F – , S 2- , CH₃COO – .

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO₄ 2- , PO₄ 3- – на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор – если он попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор – самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO) превращается в углекислый газ – CO₂.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом активности металлов.

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO₃)₂, AlBr₃, NaF, FeI₂, CH₃COOLi.

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде, то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H₂O → H₂ + Cl₂ + NaOH (обычно в продуктах оставляют именно запись “NaOH”, не подвергая его дальнейшему электролизу)

Натрий – активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген – хлор. Мы пишем уравнение, так что не можем заставить натрий испариться бесследно Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO₄:

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача – получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Электролиз

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H₂O +2ē → H₂ + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H₂ 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H ₂ O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl₂ 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH₃ C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O₂+ CH₃-CH₃

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO₄ + 2H₂ O -2 → 2 Cu 0 + 2H₂SO₄ + O₂ 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + ₂O +2Na Cl – → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂ 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl₂ – → Cu 0 + Cl₂ 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl₂ 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH – → 4 Na 0 + O₂ 0 + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O ₃ 3 – – 12ē → 2Al₂O₃ + 3 O₂ 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al ₂ О ₃ = 4 Al 0 + 3 О ₂ 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О₂ 0 = C +4 O₂ -2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Электролиз — понятие, правила применения и схемы процесса

Понятие электролиза

Электролиз — процесс, который возникает при воздействии электрического тока на электролит и заключается в выделении электродами составных частей.

Значение явления заключается в том, что путём воздействия электричества на ионы можно организовывать новые формы, структуры или даже сами вещества. Это позволяет человеку контролировать некоторые процессы, протекающие на молекулярном уровне. Законы данного явления в химии и физике открыл английский учёный Фарадей.

Явление происходит при участии электродов, которые делятся на катод и анод:

— электрод с отрицательным зарядом, на котором происходит восстановление катионов;

— электрод с положительным зарядом, где происходит окисление анионов.

Приборы чаще всего изготавливаются из материалов, пропускающих электрический ток, например, из графита или большинства металлов. Оба прибора подключаются к отрицательному и положительному полюсам соответственно.

Явление происходит в следующем порядке:

1. Диссоциация.
2. Электролиз.

Очень важно не путать такие близкие определения, как гидролиз и электролиз. Первым явлением считается разложение раствора вещества на ионы (заряженные частицы) в воде.

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➡ Что такое заземление простыми словами

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.

Первый закон Фарадея

Установленный Фарадеем первый закон говорит о прямой пропорциональности между массой вещества, выделившейся в ходе электролиза, и величиной заряда, который прошел через электролит.

Правило подкреплено формулой m = k * q

, то есть произведение заряда вещества на его электрохимический эквивалент, что равняется его массе.

Проверка первого закона Фарадея происходит следующим образом:

• нужно взять три любых электролита, например, А, Б и В и пропустить ток через каждый;
• если вещества одни и те же, то массы выделившихся можно назвать Г, Г1 и Г2;
• при этом будет верным следующее равенство: Г= Г1+Г2.

Второй закон Фарадея

Данное правило, установленное Фарадеем, указывает на зависимость между атомной массой вещества, количеством возможных химических связей и самим электрохимическим эквивалентом.

Таким образом, электрохимический эквивалент прямо пропорционален атомной массе вещества, но валентности вещества он обратно пропорционален.

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➡ Правила безопасности при работе с электричеством

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.

Таблица изменения веществ с помощью электролиза

Усиление восстановительных способностей веществ:

Усиление окислительных способностей веществ:

Правила электролиза водных растворов

Электролиз на катоде зависит только от положения металла в электрохимическом ряду напряжений:

• если катион электролита стоит левее алюминия (включительно), на катоде восстанавливается вода с выделением водорода, а катионы металла остаются в растворе: 2H2O+2e–= H2↑+2OH– (Li…Al)
• если катион электролита стоит между алюминием и водородом, на катоде восстанавливаются и вода, и катионы металла; Men++ne–= Me; 2H2O+2e– = H2↑+2OH– (Mn…Pb)
• если катион электролита стоит правее водорода, на катоде восстанавливается только катионы металла: Men++ne–= Me (Cu…Au)
• если в растворе электролита находится несколько металлов, первыми восстанавливаются катионы металла, который в ряду напряжений стоит правее остальных.

• Электролиз на анодезависит только от материала, из которого изготовлен анод: в случае растворимого анода (металлы, которые окисляются в процессе электролиза – железо, медь, цинк, серебро) – всегда идет процесс окисления металла анода: Me-ne–= Men+
• в случае нерастворимого анода (золото, платина, графит): идет процесс окисления аниона при электролизе растворов солей бескислородных кислот, за исключением фторидов: Acm-me–= Ac
• идет процесс окисления воды в остальных случаях (электролиз оксикислот и фторидов) – анион остается в растворе: 2H2O-4e–= 4H++O2↑
• при электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы: 4OH–-4e–= 2H2O+O2↑

Уравнения и схемы процессов электролиза, протекающих на катоде и аноде

Электролиз воды

Вода является слабым электролитом, из-за чего процесс будет протекать очень медленно.

Общее уравнение реакции: 2H2O => 2H2
+ O2.

Схема водного электролиза:

Электролиз расплавов солей

Данную разновидность реакции можно рассмотреть на примере расплава гидроксида натрия, то есть NaOH.

Na+ + 1ē => Na0 (восстановление)

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде – процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H₂:
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH – .
Например, в случае электролиза растворов NaNO₃ или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H + +2e → H₂.
Например, в случае электролиза раствора H₂SO₄.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F – ), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl – – 2e → Cl₂.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды – почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H + написать не можем, так как OH – и H + не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H₂ написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H + +2e → H₂), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH – – 4e → O₂ + 2H₂O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H₂O – 4e → O₂ + 4H + .
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO₂ и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO – – 2e → R-R + 2CO₂.

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na + + Cl –

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

К: 2Na + (в растворе)
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
А: 2Cl – – 2e → Cl₂

Коэффициент 2 перед Na + появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

2Na + + 2Cl – + 2H₂O → H₂ 0 + 2Na + + 2OH – + Cl₂. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H₂O → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂.

2. Раствор Na₂SO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na₂SO₄ → 2Na + + SO₄ 2–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
А: 2H₂O – 4e → O₂ 0 + 4H + .

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H₂O + 4e → 2H₂ 0 + 4OH –
А: 2H₂O – 4e → O₂ 0 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H₂O → 2H₂ 0 + 4OH – + 4H + + O₂ 0 .

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H₂O:
6H₂O → 2H₂ 0 + 4H₂O + O₂ 0 .

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H₂O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H₂O → 2H₂ 0 + O₂ 0 .

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

3. Раствор CuCl₂

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl₂ → Cu 2+ + 2Cl –

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl – – 2e → Cl₂

Записываем суммарное уравнение:
CuCl₂ → Cu 0 + Cl₂.

4. Раствор CuSO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO₄ → Cu 2+ + SO₄ 2–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO₄ 2– (в растворе)
2H₂O – 4e → O₂ + 4H + .

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu 2+ и SO₄ 2– 1:1.

К: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO₄ 2– (в растворе)
2H₂O – 4e → O₂ + 4H + .

Записываем суммарное уравнение:
2Cu 2+ + 2SO₄ 2– + 2H₂O → 2Cu 0 + O₂ + 4H + + 2SO₄ 2– .

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu 0 + O₂ + 2H₂SO₄.

5. Раствор NiCl₂

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl₂ → Ni 2+ + 2Cl –

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
A: 2Cl – – 2e → Cl₂

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 4Cl – – 4e → 2Cl₂

Замечаем, что согласно формуле NiCl₂, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni 2+ для получения общего количества 2NiCl₂. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 4Cl – + 2H₂O → Ni 0 + H₂ 0 + 2OH – + Ni 2+ + 2Cl₂.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl₂ + 2H₂O → Ni 0 + H₂ 0 + Ni(OH)₂ + 2Cl₂.

6. Раствор NiSO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO₄ → Ni 2+ + SO₄ 2–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
A: SO₄ 2– (в растворе)
2H₂O – 4e → O₂ + 4H + .

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni 2+ . Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 2SO₄ 2– (в растворе)
2H₂O – 4e → O₂ + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 2SO₄ 2– + 2H₂O + 2H₂O → Ni 0 + Ni 2+ + 2OH – + H₂ 0 + O₂ 0 + 2SO₄ 2– + 4H + .

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO₄ + 4H₂O → Ni 0 + Ni(OH)₂ + H₂ 0 + O₂ 0 + 2H₂SO₄.

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H + и OH – с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H + расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

7. Раствор CH₃COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH₃COONa → CH₃COO – + Na +

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na + (в растворе)
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
А: 2CH₃COO – – 2e → CH₃-CH₃ + CO₂

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na + + 2CH₃COO – + 2H₂O → 2Na + + 2OH – + H₂ 0 + CH₃-CH₃ + CO₂

8. Раствор H₂SO₄

Расписываем диссоциацию на ионы:
H₂SO₄ → 2H + + SO₄ 2–

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H + +2e → H₂
A: 2H₂O – 4e → O₂ + 4H +

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H + +4e → 2H₂
A: 2H₂O – 4e → O₂ + 4H +

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H + + 2H₂O → 2H₂ + O₂ + 4H +

Катионы H + находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H₂O:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na + + OH –

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
2H₂O + 2e → H₂ 0 + 2OH –
А: 4OH – – 4e → O₂ + 2H₂O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na + (в растворе)
4H₂O + 4e → 2H₂ 0 + 4OH –
А: 4OH – – 4e → O₂ + 2H₂O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H₂O + 4OH – → 2H₂ 0 + 4OH – + O₂ 0 + 2H₂O

Сокращая 2H₂O и ионы OH – , получаем итоговое уравнение электролиза:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
2) щелочей;
3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H₂O → 2H₂ + O₂.

Электролиз — понятие, правила применения и схемы процесса

Понятие электролиза

Электролиз — процесс, который возникает при воздействии электрического тока на электролит и заключается в выделении электродами составных частей.

Значение явления заключается в том, что путём воздействия электричества на ионы можно организовывать новые формы, структуры или даже сами вещества. Это позволяет человеку контролировать некоторые процессы, протекающие на молекулярном уровне. Законы данного явления в химии и физике открыл английский учёный Фарадей.

Явление происходит при участии электродов, которые делятся на катод и анод:

— электрод с отрицательным зарядом, на котором происходит восстановление катионов;

— электрод с положительным зарядом, где происходит окисление анионов.

Приборы чаще всего изготавливаются из материалов, пропускающих электрический ток, например, из графита или большинства металлов. Оба прибора подключаются к отрицательному и положительному полюсам соответственно.

Явление происходит в следующем порядке:

1. Диссоциация.
2. Электролиз.

Очень важно не путать такие близкие определения, как гидролиз и электролиз. Первым явлением считается разложение раствора вещества на ионы (заряженные частицы) в воде.

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например: Zn2+ +2e → Zn0.

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2: 2H2O + 2e → H20 + 2OH–. Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества: 2H+ +2e → H2. Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F–), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ: 2Cl– – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H+ написать не можем, так как OH– и H+ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H+ +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления. 4OH– – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению: 2H2O – 4e → O2 + 4H+. Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи: 2R-COO– – 2e → R-R + 2CO2.

Первый закон Фарадея

Установленный Фарадеем первый закон говорит о прямой пропорциональности между массой вещества, выделившейся в ходе электролиза, и величиной заряда, который прошел через электролит.

Правило подкреплено формулой m = k * q

, то есть произведение заряда вещества на его электрохимический эквивалент, что равняется его массе.

Проверка первого закона Фарадея происходит следующим образом:

• нужно взять три любых электролита, например, А, Б и В и пропустить ток через каждый;
• если вещества одни и те же, то массы выделившихся можно назвать Г, Г1 и Г2;
• при этом будет верным следующее равенство: Г= Г1+Г2.

Второй закон Фарадея

Данное правило, установленное Фарадеем, указывает на зависимость между атомной массой вещества, количеством возможных химических связей и самим электрохимическим эквивалентом.

Таким образом, электрохимический эквивалент прямо пропорционален атомной массе вещества, но валентности вещества он обратно пропорционален.

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➡ Постоянный ток — определение и параметры

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.

Таблица изменения веществ с помощью электролиза

Усиление восстановительных способностей веществ:

Усиление окислительных способностей веществ:

Уравнения и схемы процессов электролиза, протекающих на катоде и аноде

Электролиз воды

Вода является слабым электролитом, из-за чего процесс будет протекать очень медленно.

Общее уравнение реакции: 2H2O => 2H2
+ O2.

Схема водного электролиза:

Электролиз расплавов солей

Данную разновидность реакции можно рассмотреть на примере расплава гидроксида натрия, то есть NaOH.

Na+ + 1ē => Na0 (восстановление)

Особенности электролиза расплавов

В расплаве электролит непосредственно подвергается воздействию электрического тока. Металл всегда образуется на катоде, а продукт анода зависит от природы вещества.

При разложении расплава оснований на катоде образуется металл, а на аноде окисляется кислород. (расплав соли – это чистое вещество без примесей в основном твердые вещества)

Разложение расплавов солей происходит по-разному у бескислородных и кислородосодержащих. У бескислородной соли на аноде окисляется анион – кислотный остаток, а у кислородосодержащей – окисляется кислород.

Рассмотрим пример электролиза расплава бескислородной соли – хлорида калия. Под действием постоянного электрического тока соль разлагается на катионы калия и анионы хлора.

• KCl → K+ + Cl-

Катионы K+ перемещаются к катоду и принимают электроны, происходит восстановление металлического калия.

• Катодный процесс: K+ + e- → K0

Анионы Cl- движутся к аноду, отдавая электроны, происходит образование газообразного хлора.

• Анодный процесс: 2Cl- — 2e- → Cl20↑

Суммарное уравнение процесса электролиза расплава хлористого калия можно представить следующим образом:

• 2KCl (эл.ток) 2K0 + Cl20↑