 |
Зависимость изменения скорости протекания электролиза от концентрации электролита.
|
|
|
|
Работу выполнил:
Ученик 11 “Б” класса
Кульпанов Андрей Иванович.
Научный руководитель:
Икренникова Галина
Владимировна.
г. Нижний Новгород
2003 г.
1. Введение.
Английский физик и химик Майкл Фарадей установил законы электролиза, связавшие количество электричества, прошедшее через раствор, с массой и природой растворенного вещества. Он создал количественную электрохимию – раздел химии, изучающий процессы перехода химической энергии в электрическую и обратно.
Изучение и практическое применение электрохимических процессов стало возможным после создания гальванических элементов – химических источников постоянного электрического тока. В 1799 г. итальянский физик А. Вольт создал первый химический генератор постоянного тока (“Вольтов столб”). Возможность применения “Вольтова столба” для практических целей сразу же заинтересовала ученых. Английские исследователи У. Нильсон и А. Карлейль первыми использовали его для электролиза растворов солей, щелочей и кислот. В 1800 г. они осуществили разложение воды на кислород и водород.
Затем английский химик и физик Г. Деви, проводя электролиз солей щелочных и щелочноземельных металлов, выделил их в чистом виде: в 1807 г. он получил калий и натрий, а в 1808 г. – кальций и магний. Русский исследователь В. В. Петров, который положил начало электрохимическим исследованиям в России, в 1802 г. создал самый большой в то время “Вольтов столб”, состоявший из 2100 медно-цинковых пластинок, и провел ряд важнейших исследований. Так, он впервые использовал электрический ток для получения чистых металлов в результате электровосстановления их оксидов.
|
|
|
Исследования Фарадея процессов в растворах электролитов при пропускании через них электрического тока длилось недолго. В 1833 г. он начал их, а уже в 1834 г. закончил. Но за этот короткий срок Фарадей сумел установить основные закономерности явления электролиза, которые стали фундаментом всех современных теоретических воззрений в этой области, а также методов его практического использования. Вся современная терминология, применяющаяся при описании электролиза, была предложена Фарадеем в этот период. Он ввел термины “электрод”, “электролит”, “анод”, “катод”, “ион”, “анион” “катион”, “электролиз”, понятие “диэлектрическая проницаемость”.
Фарадей установил, что существует строго соотношение между количеством прошедшем через раствор электролита электричества и количеством выделившегося вещества. Установить эту зависимость стало возможным после того, как Фарадей создал прибор для измерения проходящего через раствор электричества, который он назвал вольтаэлектрометром.
Актуальность электролиза объясняется тем, что многие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы как никель, натрий, чистый водород и другие, получают только с помощью этого метода. Кроме того, с его помощью электролиза относительно легко можно получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремиться к ста процентам. В промышленности алюминий и медь в большинстве случаев получают именно электролизом. Преимущество этого способа в относительной дешевизне и простоте. Однако чтобы производство было наиболее выгодным: с наименьшими затратами электроэнергии и с наибольшим выходом продукции, необходимо учитывать различные факторы, влияющие на количество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока, температура электролита, материал электродов и др.).
|
|
|
На сегодняшний день большой популярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами, (позолоченные или посеребренные вещи).
К тому же металлические изделия покрывают слоем другого металла электролитическим способом с целью защитить его от коррозии.
Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.
В реферате мной были определены следующие задачи:
-- ознакомление с теоретическими основами электролитических процессов;
-- определить влияние различных факторов на качественный и количественный состав продуктов электролиза;
-- выделить области практического применения электролиза;
-- экспериментально определить влияние качественного состава исходного электролита на состав продуктов электролиза.
2. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА. ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ.
При прохождении электричества через металлические проводники состав металла не изменяется. Переносчиком электричества, а лих являются «свободные» электроны внешней электронной оболочки. В электролитах свободные электроны отсутствуют, и электричество в них переносится ионами. На границе металл--раствор электронная проводимость меняется на ионную. Такая трансформация проводимости осуществляется электрохимическими реакциями, протекающими на электродах. На катоде электроны переходят на частицы раствора, способные восстанавливаться. На аноде такое же количество электронов освобождается при окислении частиц, содержащихся в растворе, или при переходе вещества анода в виде катионов в раствор.
В 1833 г. М. Фарадей установил, что между количеством прошедшего через электролит электричества и количеством выделившихся на электродах веществ существует прямо пропорциональная зависимость.
|
|
|
Первый закон Фарадея устанавливает, что количество вещества, которое окисляется на аноде или восстанавливается на катоде, пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит.
Согласно второму закону количество веществ, выделенных на электродах равными количествами электричества, пропорционально их эквивалентным весам.
Экспериментальное подтверждение законов Фарадея можно получить, если пропустить определенное количество электричества через последовательно соединенные электролизеры, например, с растворами азотнокислых солей натрия, ртути, меди и серебра, поместив в них электроды из платины.
Рис. 1 Опыт подтверждающий закон Фарадея.
При этом на анодах во всех четырех ячейках выделится одинаковое количество кислорода, химически эквивалентное количеству водорода, ртути, меди и серебра, выделившихся на катодах.
Схематически это можно записать в следующем виде:
Первый электролизер.
На катоде: В растворе: На аноде:
4H+ + 4e ®4H0
Na+ NO3 ® 4OH- - 4e ® 2H2 O+ O2
4H ® 2 H2 H+ OH- ®
4NaNO3 + 6H2O ® 2H2 + O2 + 4NaOH + 4HNO3
Второй электролизер.
На катоде: В растворе: На аноде: 2Hg2+ + 4e ® 2Hg Hg2+ NO3- ® 4OH- - 4e® 2H2O + O2
|
|
|
H+ OH- ®
2Hg(NO3)2 + 2H2O ® 2Hg + O2 + 4HNO3
Третий электролизер.
На катоде: В растворе: На аноде: 22 2Cu2+ + 4e ® 2Cu Cu2+ NO3- ® 4OH- - 4e ® 2H2O + O2
H+ OH- ®
2Cu(NO3)2 + 2H2O ® 2Cu + O2 + 4HNO3
Четвертый электролизер.
На катоде: В растворе: На аноде: 4Аg+ + 4e ® 4Hg Аg+ NO3- ® 4OH- - 4e ® 2H2O + O2
H+ OH- ®
4Аg(NO3)2 + 2H2O ® 4Ag + O2 + 4HNO3
По второму закону Фарадея на электрохимическое выделение 1 г-экв вещества требуется 96491,4 к. электричества (по углеродной шкале атомных весов), что эквивалентно протеканию 6,02296- 1023 электронов. Количество грамм-эквивалентов выделенного электролизом вещества (N) можно рассчитать по формуле:
N = (I*t)/F (А*сек/А*сек*г-экв-1)
где I — сила тока, A; t— время, По числу грамм-эквивалентов вещества легко рассчитать его вес в граммах (g) или концентрацию в растворе (в г-экв/л, моль/л, г/л, и.т. д.):
g=N*э = (э*I*t)/F
где э — грамм-эквивалент вещества, г.
Если, например, в рассматриваемом опыте выделилось 5,6 л кислорода, приведенных к нормальным условиям (t=00C, Р=1 атм.), то водорода должно получиться 11,2л, ртути- 100,315 г, меди — 31,77 г, серебра - 53,90 г.
При электролизе может выделиться вещества меньше, чем это следует из закона Фарадея. Причиной такого кажущегося отклонения является одновременное протекание на электроде двух реакций. Например, при электровосстановлении цинка на катоде, кроме цинка, выделяется также и водород. Иногда продукт электролиза вступает во взаимодействие с веществами, содержащимися в растворе, или с веществом электрода. Так, выделяющийся на аноде хлор вступает в реакцию с водой и едким натром, а кислород— с угольным анодом.
ЭЛЕКТРОДЫ.
Электродами могут служить многие металлы, графит и некоторые окислы, обладающие электронной или дырочной проводимостью. При прохождении постоянного тока на катоде накапливаются электроны, которые ассимилируются ионами или молекулами, содержащимися в растворе; на аноде ионы, атомы или молекулы отдают электроны. На катоде могут выделяться газообразные, твердые нерастворимые или растворимые в электролите вещества. Водород при электролитическом выделении способен растворяться в некоторых металлах (платина, палладий, железо, никель). Если катодом служат окислы железа, свинца и других металлов, то они восстанавливаются атомарным водородом до свободных металлов. При анодной реакции в первую очередь окисляется вещества с более отрицательным окислительным потенциалом. Если продукты окисления анода нерастворимы, на нем может образоваться пассивирующая окисная или солевая пленка, в результате чего потенциал анода смещается в положительную сторону и становится возможным окисление одного из веществ, содержащихся в растворе.
|
|
|
При прохождении переменного тока через электролизер полярность электродов периодически меняется, что приводит к чередованию на одном и том же электроде процессов окисления и восстановления. В этом случае продукты электролиза взаимодействуют между собой или превращаются электрохимическим путем а исходные вещества. Поэтому переменный ток в электролизе не применяется.
Выбирая материал для катода, учитывают способность металла поглощать водород, коррозионную стойкость его, а также влияние на скорость реакции восстановления.
Сложнее обстоит дело с выбором материала для анода, поскольку он способен окисляться. Анод не будет растворяться, если его окислительный потенциал больше, чем у веществ, содержащихся в растворе; вещество анода должно труднее окисляться, чем вещество, которое желательно окис* лить. Наиболее трудно окисляются платина, золото, серебро, графит.
При электрорафинировке, электрополирсвке, гальванопластике и гальваностегии аноды изготавливают из того же металла, какой восстанавливается на катоде. Тогда вещество анода окисляется и в виде катионов переходит в раствор. Катионы, достигая катода, восстанавливаются на нем снова до металла.
Окислительные потенциалы фтора, марганцовокислого калия, двуокиси свинца, перекиси водорода, надсерной кислоты более положительны, чем потенциалы остальных веществ, из которых можно было бы изготовить аноды. Казалось бы, что эти вещества электролизом получить нельзя. Однако возможны случаи, когда па поверхности анода при электролизе образуются нерастворимые соединения, которые пассивируют анод и делают его инертным (образование окислых пленок на нержавеющих сталях, хроме, никеле, а также пленки из хлористого серебра на серебре при электролизе, растворов хлоридов).
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ.
На электродах как под действием тока, так и в его отсутствие, протекают электрохимические реакции, приводящие к установлению определенного скачка потенциала на границе электрод — раствор (так называемого электродного потенциала— ф). При отсутствии внешнего тока на границе электрод — раствор устанавливается равновесие между окисленной и восстановленной формами вещества:
[Ox]+nе<->[Red],
где [0х] и [Red]—концентрации окисленной и соответственно восстановленной формы вещества;
ne – количество электронов, участвующих в электрохимической реакции.
электрохимической реакции.
Если металл электрода способен окисляться и посылать катионы в раствор, то на электроде быстро устанавливается равновесие.
Потенциал электрода будет отрицательным, если катионов металла перейдет в раствор больше, чем за это же время их восстановится. Если же процесс восстановления превалирует над процессом окисления, то потенциал будет положительным. Потенциал активных металлов, погруженных в растворы, содержащие катионы тех же металлов, отрицателен. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, имеют положительное значение потенциала. Последовательность расположения металлов в ряду активности как раз и определяется величиной их металлов в ряду активности как раз и определяется величиной их электродных потенциалов. Чем легче окисляется металл, тем отрицательнее его электродный потенциал, тем большую электродвижущую силу (э.д.с.) будет иметь гальванический элемент, составленный из электрода данного металла и второго электрода с известным значением потенциала (электрода сравнения). Поэтому ряд активности металлов правильнее называть рядом напряжений.
Если вещество электрода инертно (не растворяется в электролите), а в растворе содержатся вещества, способные окисляться--восстанавливаться, то они могут отнимать у электрода или отдавать ему электроны. Инертный электрод в этом случае зарядится или отрицательно (если растворенное вещество легче отдает электроны, чем принимает), или положительно (если оно отнимает электроны от электрода легче, чем отдает). При этом на границе инертный электрод— раствор устанавливается равновесие.
Скачек потенциала, возникающий на границе инертный электрод – раствор, называют окислительно-восстановительным или редокс-потенциалом. Примерами таких электродов могут служить: платина, погруженная в раствор солей ионов двух- и трехвалентного железа или раствор, содержащий ионы хлора и свободный хлор, нержавеющая сталь в растворе, содержащем кислород.
Если одна из форм окислителя – восстановителя находиться в газообразном состоянии, то электроды называют газовыми: водородный, кислородный, хлорный.
Во всех случаях электродный потенциал будет тем отрицательнее, чем легче вещества окисляются, и тем положительнее, чем легче они восстанавливаются. Таким образом, электродный потенциал служит мерой окислительно-восстановительной способности веществ.
В связи с тем, что потенциал электрода зависит еще от температуры и от концентрации окислителя-восстановителя в растворе, было введено понятие о стандартных электродных потенциалах (о потенциалах, измеренных при равных условиях). Это позволяет сравнивать окислительно-восстановительную способность различных веществ. Стандартные потенциалы измерены при температуре 250 С в растворах, содержащих 1 г-ион (в случае неэлектролитов по одному молю) и 1000 г. воды окисленной и восстановленной форм веществ, принимающих участие в электродной реакции. Если одна из форм вещества является газом, то раствор насыщают им под давлением 1 атм.
Так, например, стандартный редокс-потенциал электрохимической реакции Fe3+ -e < > Fe2+ равен потенциалу платиновой пластинки при 250 С в растворе, содержащем по одному г-иону ионов Fe3+ и Fe2+ в 1000 г. воды. Стандартный потенциал медного электрода равен потенциалу медной пластинки в растворе ионов Cu2+ на 1000 г. воды.
Зависимость потенциала электродной реакции
Ox + pA + ne «Red + mB
От температуры и концентрации, участвующих в ней веществ выражается формулой Нернста:
ф =ф0 + (R*T/n*F)* ln([0х]*[A]p/[Red]*[B]m)
где ф0 - стандартный электродный потенциал, в;
R – универсальная газовая постоянная Менделеева – Клапейрона, равная
8,314 Дж;
T – абсолютная температура, К;
F – число Фарадея, к;
n – число электронов, участвующих в электродной реакции;
ln – натуральный логарифм (ln х = 2,303 lg x);
[0х] и [Red] — начальные концентрации окислительной и
соответственно восстановительной формы вещества, для
которых рассчитывается окислительно-восстановительный
потенциал;
[A] и [B] – начальные концентрации других веществ, участвующих
в электродной реакции (обычно вода, ионы Н+ или ОН-);
m и p – стехиометрические коэффициенты в уравнении электродной
реакции.
По уравнению электродной реакции легко рассчитать окислительный потенциал системы.
Пример 1.
Рассчитать окислительный потенциал электродной реакции
PbO2 + 4H+ +SO42- +2e «PbSO4 2H2O
Если концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна
3 г-иона/л при 250С.
Решение.
Найдем в таблице стандартных электродных потенциалов значение ф0 для электродной реакции.
ф0 = PbO2, H+/PbSO4 = 1,685 в,
ф PbO2
H+/PbSO4 = ф0 + (2,303*8,314/2*96491,4) lg ([PbO2]*[H+]4/[PbSO4]*[H2O]2) =
ф0(0,0591/2)*lg[H+]4 = 1.685 + 0.0295*lg34 = 1.713 (в).
Двуокись свинца и сернокислый свинец – твердые вещества, концентрация их принимается равной единице. Количество воды в растворе велико по сравнению с тем, которое образуется в рассматриваемой реакции, а поэтому ее концентрация в расчет не принимается.
Пример 2.
Рассчитать значение потенциала меди, находящегося в растворе, содержащем 0,1 г-ион/л катионов Cu2+ при температуре 250 С.
Решение.
ф Cu2+/ Cu = 0,34+(0,0591/2)*lg (0.1/1) =0.31(в).
Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем при 250 С
| № | Окисленная форма | Восстановленная форма | Уравнение реакции | В |
| 1. | Li+ | Li | Li+ + 1ē↔Li | -3,05 |
| 2. | K+ | K | K+ + 1ē↔K | -2,92 |
| 3. | Ba2+ | Ba | Ba2+ + 2ē ↔Ba | -2,90 |
| 4. | Ca2+ | Ca | Ca2+ + 2ē ↔Ca | -2,87 |
| 5. | Na+ | Na | Na+ + 1ē↔Na | -2,71 |
| 6. | Mg2+ | Mg | Mg2+ + 2ē↔Mg | -2,36 |
| 7. | Al3+ | Al | Al3+ + 3ē↔Al | -1,66 |
| 8. | Mn2+ | Mn | Mn2+ + 2ē↔Mn | -1,05 |
| 9. | SO32- | S | SO32- + 4ē + 3H2O ↔ S + 6OH- | -0,90 |
| 10. | SO42- | SO32- | SO42- + 2ē + H2O ↔ SO32- + 2OH- | -0,90 |
| 11. | NO3- | NO2 | NO3- + ē + H2O ↔ NO2 + 2OH- | -0,85 |
| 12. | H2O | H2 | H2O + 2ē↔ H2 + 2OH- | -0,83 |
| 13. | Zn2+ | Zn | Zn2+ + 2ē ↔Zn | -0,76 |
| 14. | Cr3+ | Cr | Cr3+ + 3ē↔Cr | -0,74 |
| 15. | Fe2+ | Fe | Fe2+ + 2ē↔Fe | -0,44 |
| 16. | Ni2+ | Ni | Ni2+ + 2ē↔Ni | -0,25 |
| 17. | Sn2+ | Sn | Sn2+ + 2ē↔Sn | -0,14 |
| 18. | Pb2+ | Pb | Pb2+ + 2ē↔Pb | -0,13 |
| 19. | 2H+ | H2 | 2H+ + 2ē↔H2 | 0,00 |
| 20. | Cu2+ | Cu | Cu2+ + 2ē↔Cu | 0,34 |
| 21. | Ag+ | Ag | Ag+ + 1ē↔Ag | 0,80 |
| 22. | NO3- | NO2 | NO3- + ē + 2H+↔ NO2 + H2O | 0,81 |
| 23. | Br2 | 2Br- | Br2 + 2ē↔2Br- | 1,07 |
| 24. | O2 | H2O | O2 + 4ē + 4H+↔2H2O | 1,23 |
| 25. | Cl2 | 2Cl- | Cl2 + 2ē↔2Cl- | 1,36 |
| 26. | Au3+ | Au | Au3+ + 3ē↔Au | 1,50 |
| 27. | F2 | 2F- | F2 + 2ē↔2F- | 2,87 |
Таблица 1.
5. Напряжение разложения электролита.
При наложении на электроды внешнего тока равновесие электродных реакций [Ох]+nе < > [Red] нарушается. На электроде, присоединенном к отрицательному полюсу источника тока, оно сместится вправо, а потенциал — до значения, при котором скорость реакции восстановления окислителя будет превосходить скорость обратной реакции на величину внешнего тока. На электроде, присоединенном к положительному полюсу источника тока, будут происходить аналогичные электродные процессы, но противоположно направленные. В результате смещения потенциалов в электролизере возникает э. д. с, равная напряжению, приложенному извне, и противоположная по направлению. Однако, как показывает опыт, ток заметной величины начинает проходить через электролитическую ячейку лишь при достижении напряжения на электролизере до определенной величины. Зависимость силы тока от приложенного напряжения при электролизе показана на графике (рис. 2). На кривой виден излом. Продолжение прямого участка кривой до пересечения с ось абсцисс отсекает на ней отрезок, равный минимальному напряжению, необходимому для разложения электролита инертных электродах, при котором происходит электролиз с заметной скоростью. Это минимальное напряжение называют напряжением (э.д.с.) разложения электролита.
Равновесные потенциалы электродных реакций, протекающих при электролизе, рассчитывают по формуле Нернста. Для этого в таблице стандартных электродных потенциалов находят значения потенциалов реакций, подставляют в формулу концентрации веществ, участвующих в электродных реакциях и решают уравнение с одним неизвестным. Разность найденных по формуле Нернста равновесных потенциалов катода и анода равна э. д. с, при которой скорости прямых и обратных реакций на электродах равны. Следовательно, при найденном значении э. д. с. ток в цепи равен нулю. Электролиз будет протекать лишь при напряжении, превосходящем разность равновесных потенциалов электродных реакций. Только при таком условии возможно прохождение тока. Например, при электролизе воды катод можно рассматривать как водородный, а анод как кислородный электроды. Э. д. с. такой пары электродов при отсутствии тока в цепи и рН—7 равна 1,23 в.
Рис. 2. График зависимости силы тока от напряжения при электролизе.
При получении кислорода и водорода электролизом, раствора серной кислоты на платиновых электродах требуется напряжение на 0,5 в большее, чем 1,23 в, а именно не менее 1,7 в. Эта часть напряжения необходима для преодоления сопротивления протеканию тока, связанного с перенапряжением (затруднением) электрохимических реакций, и сопротивления электролита.
V=фа - фк +na +nk + фраств
Где V – напряжение на электродах ванны;
фа и фк – потенциалы катода и анода, рассчитанные по формуле Нернста,
с учетом изменения концентрации веществ при электролизе;
фраств – падение напряжения на сопротивлении раствора
na и nk – перенапряжение анодной и катодной реакций.
При этом часть электродной энергии превращается в химическую, а часть – в тепловую.
A = n*F*v = n*F*(фа - фк +na +nk + фраств) = An + Ah + Aраств
Где n*F – число Фарадеев электричества, необходимое для восстановления
на катоде и окисления на аноде 1 моля вещества.
An - Полезная работа (An = n*F*(фа - фк));
Aраств - теплота освобождающаяся на сопротивление электролита
(Араств = n*F*фраств);
Ah - теплота освобождающаяся на сопротивление перенапряжения
(Ап = n*F*(na +nk));
Из этих уравнений следует, что перенапряжение электродных реакций и сопротивление раствора снижают к. п. д. электролитической ванны.
Напряжение разложения электролита равно разности между напряжением, подаваемым на ванну, и падением напряжения на сопротивлении раствора. Оно складывается из равновесных электродных потенциалов и соответствующих перенапряжений катодной и анодной реакций:
Ep = v - фраств = фа - фк +na +nk
Напряжение разложения зависит как от природы электролита, так и от природы электродов.
Поляризация электродов.
При электролизе потенциалы электродов смещаются в противоположные стороны до значений, при которых становится возможным протекание катодной и анодной реакций. Это явление носит название поляризации. Электроды при электролизе поляризуются в следствии следующих причин:
1) изменения химической природы поверхности электродов при накоплении на них продуктов электролиза (химическая поляризация);
2) замедленности стадии разряда (ионизации) участвующих в реакции веществ при последующих неэлектрохимических стадий (перенапряжение);
3) медленного подвода (отвода) к электроду веществ, участвующих в электродном процессе, по сравнению со скоростью самой реакции (концентрационная или диффузионная поляризация).
Химическая поляризация электродов наблюдается в тех случаях, когда на них адсорбируют или отлагаются продукты окисления-восстановления. Так, например, на платиновом катоде при электролизе воды адсорбируется водород и катод из платинового как бы превращается в водородный, для которого характерна электродная реакция 2Н+ + 2е «Н2 и соответствующее значение потенциала. При выделении хлора на платиновом электроде платиновый электрод превращается в хлорный. Точно так же при гальваническом покрытии меди никелем медный электрод превращается в никелевый, и потенциал смещается в отрицательную сторону до значения, соответствующего никелевому электроду.
В ряде случаев прохождению электрического тока препятствует замедленность перехода электронов с катода на восстанавливающиеся частицы или с частиц восстановителя на анод. Для того чтобы электролиз протекал с достаточно высокой скоростью, потенциал катода должен быть смещен от равновесного значения в отрицательную сторону, а потенциал анода соответственно в положительную. Затрудненной может оказаться и какая – либо другая стадия электродной реакции, например десорбция газообразных продуктов электролиза, образование новой фазы на поверхности электрода (кристаллов металла или пузырьков газа), соединение атомов в молекулы, адсорбция разряжающихся ионов и.т.д.
Перенапряжение электродных реакций можно вычислить по разности между напряжением разложения и э.д.с. химической поляризации:
na + nk = Ер - фа + фк
Оно зависит от плотности тока, проходящего через электроды, и эта зависимость выражается уравнением Тафеля:
nk = a + b * lg ik
na = a, + b, * lg ia
где ia и ik – плотность тока на аноде и соответственно на катоде, а/ см2
a(a’) и b(b’) – константы.
При повышении температуры на 10 С перенапряжение уменьшается на
2-3 мв. Оно также зависит от природы вещества, из которого изготовлен электрод. Например, при выделении водорода из соляной кислоты на катоде из платины при плотности тока 1 А/см2 требуется напряжение всего 0,1 в, в то время как на катоде из свинца – 1,5 в, а из ртути – 1,4 в.
Перенапряжение выделения водорода и кислорода на некоторых электродах при 200 С.
| Электроды | Перенапряжение, в | ||
| водорода | кислорода | ||
| ik = 1 А/см2 | ik = 1мА/см2 | iа = 1мА/см2 | |
| Платина гладкая | 0,1 | 0,02 | 0,7 |
| Никель | 0,64 | 0,34 | 1,09 |
| Железо | 0,7 | 0,33 | 1,07 |
| Серебро | 0,95 | 0,4 | 0,97 |
| Медь | 0,8 | 0,455 | 1,05 |
| Олово | 1,24 | 0,86 | 1,21 |
| Цинк | 1,24 | 0,89 | 1,75 |
| Кадмий | 1,4 | 1,04 | ¾ |
| Ртуть | 1,406 | 1,06 | 1,62 |
| Свинец | 1,56 | 1,23 | 1,44 |
| Графит | ¾ | 0,6 | 1,17 |
Таблица 2.
Таким образом, при выборе электродов кроме окислительно-восстановительного потенциала системы, необходимо учитывать и перенапряжение реакций. Так, высокое перенапряжение разряда ионов водорода на цинке делает возможным восстановление ионов цинка из водного раствора, несмотря на то, что равновесный потенциал цинкового электрода более отрицателен, чем водородного.
Пользуясь формулой Нернста, можно найти, что потенциал водородного электрода находится в линейной зависимости от рН раствора.
В тех случаях, когда перенапряжение электродной реакции невелико (что характерно для реакций восстановления многих металлов), скорость электролиза (сила тока) определяется диффузией, миграцией ионов в электрическом поле и перемешиванием раствора. Так как частицы, принимающие участие в реакциях, при достижении электрода мгновенно разряжаются, то их концентрация на поверхности электрода практически равна нулю. Из формулы же Нернста следует, что уменьшение концентрации окислителя приводит к смещению потенциала электрода в отрицательную сторону, а восстановителя в положительную. Если скорость электролиза ограничивается концентрационной поляризацией, то при увеличении напряжения быстро достигается предельное значение силы тока и ускорить электрохимическую реакцию повышением напряжения уже не удается. Дальнейшее повышение напряжения делает возможным протекание других электродных реакций, например разложение воды с выделением водорода и кислорода.
Концентрационная поляризация увеличивает напряжение в ванне. Ее можно уменьшить перемешиванием раствора. Однако перемешивание раствора по условиям электролиза часто неприменимо.
7. Падение напряжения на электролите.
Переносчиком электричества в растворе являются ионы. При проведении электролиза приходится учитывать сопротивление раствора, так как на нем падает часть напряжения, и расход энергии возрастает.
I = V/r
а для электролитов
I = V- Ер /r
где I — сила тока;
V — напряжение;
r - сопротивление;
Ер — напряжение разложения.
Из закона Ома следует, что при постоянной силе тока требуется тем большее напряжение, чем выше напряжений разложения раствора. Сопротивление раствора при увеличении концентрации электролита снижается до минимальной величины, а при больших концентрациях снова возрастает. Оно связано с подвижностью ионов в растворе. Подвижность ионов зависит от их радиуса, заряда и вязкости среды (табл. 3).
В таблице 4 приведены значения удельного сопротивления (q) для некоторых растворов.
Удельное сопротивление электролита легко снизить, если повышать концентрацию раствора. Часто для повышения электропроводности в раствор вводят вещество, хорошо диссоциировонное на ионы, но не способное восстанавливаться и окисляться из водных растворов, например, сернокислый натрий.
При длительном электролизе в определенных условиях может наблюдаться эффект разделения зарядов.
Если через загущенный агар-агаром раствор хлорной меди пропускать длительное время постоянный ток, то катодное пространство объединится анионами, а анодное – катионами. В результате катодное пространство зарядится положительно, а анодное – отрицательно. Возникает э.д.с. противоположно направленная напряжению, приложенному к ванне. Далее может наступить момент полного разделения зарядов в растворе, а между анионами и катионами возникает “запорный слой” из чистой воды с большим сопротивлением. Электролиз при эт
|
|
|
