Електроліз та електроліти

Електролітична дисоціація - це процес розпаду речовин на іони внаслідок дії полярних молекул розчинника.

Спостерігати це явище можна, коли кристалик кухонної солі потрапляє у воду: полярні молекули води оточують іони Натрію та іони Хлору й відокремлюють їх від кристалика. У результаті цього процесу у воді з'являються вільні носії заряду (позитивні й негативні іони).

Природа струму в електролітах

Електроліти — тверді або рідкі речовини, які мають іонну провідність.

Оскільки механізм провідності у твердих електролітах доволі складний, ми зосередимося на рідких електролітах.

Коли солі, кислоти чи луги розчиняються, вони часто розпадаються на позитивно та негативно заряджені іони (явище електролітичної дисоціації). Такі розчини і є електролітами. Варто зазначити, що деякі речовини стають електролітами не лише в розчинах, але й при сильному нагріванні - їхні розплави також проводять струм.

Без зовнішнього електричного поля іони рухаються хаотично. Проте варто помістити в електроліт електроди, підключені до джерела струму, як картина кардинально змінюється:

• Позитивні іони (катіони) притягуються до негативного електрода (катода)

• Негативні іони (аніони) прямують до позитивного електрода (анода)

Цей впорядкований рух заряджених частинок в електроліті і створює електричний струм в електролітах.

Цікаво, що на відміну від металів, опір електролітів зменшується з підвищенням температури. Це пояснюється тим, що при нагріванні збільшується кількість іонів у розчині (деякі речовини не дисоціюють на іони повністю, однак при підвищенні температури, вони починають дисоціювати активніше і в розчин виділяється більша кількість позитивних та негативних іонів, що стають частиною електричного струму в електролітах).

Сутність електролізу

При проходженні струму через електроліт відбуваються не лише переміщення йонів, але й хімічні перетворення на електродах.

Візьмемо, наприклад, розчин купрум(II) хлориду (CuCl₂). Під дією електричного поля:

• іони Cu²⁺ рухаються до катода, де захоплюють електрони і перетворюються на атоми міді, які осідають на поверхні

• іони Cl⁻ прямують до анода, де віддають свої електрони і перетворюються на молекули хлору, які виділяються як газ

Рис. 1. Приклад електролізу із відповідними хімічними реакціями. Сіль \(\text{CuCl}_2\) дисоціює і розкладається на окремі іони. Потім ці іони переміщуються в електроліті під дією електричного поля створеного катодом та анодом. Як результат віддачі електронів чи, навпаки, отримання електронів, відбувається хімічна реакція з утворенням осаду (мідний осад на катоді) та виділенням газу (хлор виділяється біля аноду)

На катоді відбувається реакція відновлення (приєднання електронів), а на аноді – реакція окиснення (втрата електронів).

Таким чином, електролізом називають процес виділення речовин на електродах внаслідок окисно-відновних реакцій, спричинених проходженням електричного струму через розчин або розплав електроліту.

Закони Фарадея

Фундаментальні закономірності електролізу відкрив британський вчений Майкл Фарадей у 1830-х роках. Шляхом ретельних експериментів він встановив два важливі закони:

Перший закон електролізу

Маса речовини, що виділяється на електроді, прямо пропорційна силі струму та часу його проходження через електроліт:

\[m = kIt = kq\]

де:

• \(m\) – маса виділеної речовини

• \(I\) – сила струму

• \(t\) – час проходження струму

• \(q\) – електричний заряд, що пройшов через електроліт

• \(k\) – електрохімічний еквівалент речовини (константа для кожної речовини)

Другий закон електролізу

Електрохімічний еквівалент речовини залежить від її хімічних властивостей:

\[k = \frac{1}{F} \cdot \frac{M}{n}\]

де:

• \(M\) – молярна маса речовини (вимірюється в кг/моль)

• \(n\) – валентність елемента в сполуці (безрозмірна величина)

• \(F\) – стала Фарадея (\(9.65 \cdot 10^4\) Кл/моль) – модуль заряду одного моля електронів, тобто \(F = |e|N_A\)

Ці закони дозволяють точно розрахувати масу речовини, яка виділиться під час електролізу.

Практичне застосування електролізу

Електроліз знайшов численні застосування в сучасних технологіях:

Гальванотехніка

• Гальваностегія – нанесення тонких захисних або декоративних металевих покриттів (хромування, сріблення, позолочення)

• Гальванопластика – виготовлення точних металевих копій рельєфних виробів (наприклад, для створення друкарських форм)

Металургія

• Виробництво металів – отримання чистих металів з їхніх солей або оксидів

• Рафінування – очищення металів від домішок (особливо важливе для міді, необхідної в електротехніці)

Енергетика та екологія

• Виробництво водню – розщеплення води на водень (на катоді) та кисень (на аноді)

• Зарядження акумуляторів – відновлення хімічних елементів батареї

• Очищення стічних вод – видалення важких металів та розкладання органічних забруднювачів

У свинцевих акумуляторах при розрядці на обох електродах утворюється PbSO₄, а при зарядці завдяки електролізу:

• На катоді відновлюється металевий свинець

• На аноді утворюється PbO₂

• Концентрація сірчаної кислоти в розчині зростає

Таким чином, електроліз – це не лише цікаве фізико-хімічне явище, але й надзвичайно важливий технологічний процес у багатьох галузях промисловості та техніки.