Получение водорода электролизом воды

Электролиз

Эта страница требует существенной переработки. Возможно, её необходимо викифицировать, дополнить или переписать.
Пояснение причин и обсуждение — на странице Википедия:К улучшению/10 апреля 2018.

Схематическое изображение электролитической ячейки для исследования электролиза

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.

Электролиз является одним из лучших способов золочения или покрытия металла медью, золотом и т.д.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Катодом при электролизе называется отрицательный электрод, анодом — положительный. Положительные ионы — катионы (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Реакции, происходящие при электролизе на электродах, называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза.

Первый закон Фарадея

Основная статья: Законы электролиза Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:

m = k ⋅ q = k ⋅ I ⋅ t {\displaystyle m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t} ,если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.

Коэффициент пропорциональности k {\displaystyle k} называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Вывод закона Фарадея

m = m i N i {\displaystyle m=m_{i}N_{i}} (1) m i = M / N a {\displaystyle m_{i}=M/N_{a}} (2) N i = Δ q q i {\displaystyle N_{i}={\frac {\Delta q}{q_{i}}}} (3) Δ q = I Δ t {\displaystyle \Delta q=I\Delta t} (4) q i = e z {\displaystyle q_{i}=ez} , (5) где z — валентность атома (иона) вещества, e — заряд электрона Подставляя (2)-(5) в (1), получим m = M z e N A I Δ t {\displaystyle m={\frac {M}{zeN_{A}}}I\Delta t} m = M z F I Δ t {\displaystyle m={\frac {M}{zF}}I\Delta t} ,

где F = e N A {\displaystyle F=eN_{A}} — постоянная Фарадея.

k = M F z {\displaystyle k={\frac {M}{Fz}}} m = k I Δ t {\displaystyle m=kI\Delta t}

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.

Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A {\displaystyle A} иона к его валентности z {\displaystyle z} . Поэтому электрохимический эквивалент

k = 1 F ⋅ A z {\displaystyle k\ =\ {1 \over F}\cdot {A \over z}} ,

где F {\displaystyle F} — постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

m = M ⋅ I ⋅ Δ t n ⋅ F {\displaystyle m={\frac {M{\cdot }I{\cdot }{\Delta }t}{n{\cdot }F}}} , где M {\displaystyle M} — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль I {\displaystyle I} — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А Δ t {\displaystyle {\Delta }t} — время, в течение которого проводился электролиз, с F {\displaystyle F} — постоянная Фарадея, Кл·моль−1 n {\displaystyle n} — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного) Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

Примеры

Расплавы

Активные металлы, менее активные металлы и неактивные металлы в расплавах ведут себя одинаково.

Соль активного металла и бескислородной кислоты Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaCl ⟷ Na + + Cl − {\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): Na + + e − = Na 0 {\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): Cl − − e − ⟶ Cl 0 ⟶ Cl 2 {\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl^0 -> Cl2}}}

Вывод: 2 NaCl ⟶ 2 Na + Cl 2 {\displaystyle {\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}}

Na 2 SO 4 ⟷ 2 Na + + SO 4 2 − {\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2 Na + + 2 e − = 2 Na 0 {\displaystyle {\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0}}}

A(+): 2 SO 4 2 − − 4 e − = 2 SO 3 + O 2 {\displaystyle {\ce {2SO4^2- — 4e- = 2SO3 + O2}}}

Вывод: 2 Na 2 SO 4 ⟶ 4 Na + 2 SO 3 + O 2 {\displaystyle {\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}}

NaOH ⟷ Na + + OH − {\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): Na + + e − = Na 0 {\displaystyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}

A(+): 4 OH − − 4 e − = 2 H 2 O + O 2 {\displaystyle {\ce {4OH- — 4e- = 2H2O + O2}}}

Вывод: 4 NaOH ⟶ 4 Na + 2 H 2 O + O 2 {\displaystyle {\ce {4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^}}}

Растворы

Активные металлы

Соль активного металла и бескислородной кислоты Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaCl ⟷ Na + + Cl − {\displaystyle {\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}}

K(-): 2 H 2 O + 2 e − = H 2 + 2 OH − {\displaystyle {\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}}

A(+): Cl − − e − ⟶ Cl 0 ⟶ Cl 2 {\displaystyle {\ce {Cl- — e- -> Cl0 -> Cl2}}}

Вывод: 2 NaCl + 2 H 2 O ⟶ H 2 + Cl 2 + 2 NaOH {\displaystyle {\ce {2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH}}}

Na 2 SO 4 ⟷ 2 Na + + SO 4 2 − {\displaystyle {\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}}

K(-): 2 H 2 O + 2 e − = H 2 + 2 OH − {\displaystyle {\ce {2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-}}}

A(+): 2 H 2 O − 4 e − = O 2 + 4 H + {\displaystyle {\ce {2H2O — 4e- = O2 ^ + 4H+}}}

Вывод: 2 H 2 O ⟶ 2 H 2 + O 2 {\displaystyle {\ce {2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^}}}

NaOH ⟷ Na + + OH − {\displaystyle {\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}}

K(-): 2 H 2 O + 2 e − = H 2 + 2 OH − {\displaystyle {\ce {2H2O + 2e- = H2 ^ + 2OH-}}}

A(+): 4 OH − − 4 e − = O 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {4OH- -4e- = O2 ^ + 2H2O}}}

Суммарно: 4 H 2 O + 4 e − + 4 OH − = 2 H 2 + 4 OH − + 4 e − + O 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O}}}

Вывод: 2 H 2 O ⟶ 2 H 2 + O 2 {\displaystyle {\ce {2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^}}}

Менее активные металлы и неактивные металлы

Соль менее активного металла и бескислородной кислоты Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты Гидроксид
ZnCl 2 ⟷ Zn 2 + + 2 Cl − {\displaystyle {\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}}

K(-): Zn 2 + + 2 e − = Zn 0 {\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2 Cl − − 2 e − = 2 Cl 0 {\displaystyle {\ce {2Cl- — 2e- = 2Cl^0}}}

Вывод: ZnCl 2 ⟶ Zn + Cl 2 {\displaystyle {\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}}

ZnSO 4 ⟷ Zn 2 + + SO 4 2 − {\displaystyle {\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}}

K(-): Zn 2 + + 2 e − = Zn 0 {\displaystyle {\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0}}}

A(+): 2 H 2 O − 4 e − = O 2 + 4 H + {\displaystyle {\ce {2H2O — 4e- = O2 ^ + 4H+}}}

Вывод: 2 ZnSO 4 + 2 H 2 O ⟶ 2 Zn + 2 H 2 SO 4 + O 2 {\displaystyle {\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2}}}

Невозможно: гидроксиды неактивных металлов нерастворимы в воде

Электролиз в газах

В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена.
Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники.
Эта отметка установлена 11 мая 2011 года.

Электролиз в газах, при наличии ионизатора, объясняется тем, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей:

  1. при отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет, даже при высоком напряжении;
  2. электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы;
  3. уравнения электролиза, как в электролитах, так и в газах, всегда остаются постоянными.

> См. также

  • Электрохимия
  • Ионная жидкость
  • Алюминий
  • Выпрямитель
  • Физические основы
  • Электрофлотация

> Примечания

  1. Обратное обозначение знака катода и анода встречается в литературе при описании гальванических элементов
  2. Электросинтез — Химическая энциклопедия

Ссылки

В Викисловаре есть статья «электролиз»

  • Процессы, протекающие при электролизе
  • Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия)
  • Электродиализ
  • Электрофлотация
  • Учебный фильм «Электролиз»

Статьи, относящиеся к электролизу
Начала электролиза

Электролитические процессы
Материалы,
полученные электролизом
См. также

Электролиз воды – это хорошо известный для всех кто дружит с техникой процесс электролиза, у которого в качестве электролита используется вода.

Впрочем, необходимо отметить, что вода при электролизе присутствует всегда. Вначале рассмотрим, что же представляет из себя процесс электролиза в общем.

Электролиз – это электрохимический процесс, который осуществляется через размещение в электролите двух электродов и подключении к ним постоянного тока.

Электролитами называются жидкие проводники, которые относятся к проводникам второго типа. Под жидкими проводниками понимаются жидкости / растворы обладающие электропроводностью.

Для справки добавим, что сосуды, в которые наливаются электролиты, называются гальваническими ваннами.

В ходе процесса электролиза, ионы под воздействием электромагнитного поля, образуемого в электролите постоянным электрическим током, начинают движение к электродам. Ионы с положительным зарядом, в соответствии с законами физики, двигаются к электроду с отрицательным зарядом, который называется КАТОДОМ, а отрицательно заряженные ионы соответственно перемещаются к другому электроду, называемому АНОДОМ. Электролиз сопровождается выделением на электродах веществ, что указывает на движение в электролитах атомов. Например, как правило, металлы и водород выделяются на КАТОДЕ.

На прохождение процесса электролиза влияет несколько факторов:

  • сила тока, подключаемого к электродам;
  • потенциал ионов;
  • состав электролита;
  • материал, из которого изготовлены электроды — КАТОД и АНОД.

Применение электролиза воды

Технология электролиза воды применяется:

  • в системах очистки воды от всевозможных примесей;
  • для получения водорода. Водород же, например, используют в весьма перспективной отрасли — водородной энергетике. Про это мы более детально уже писали в нашем материале Энергия воды – энергия плюс, вода минус.

Как мы видим, электролиз воды, несмотря на кажущуюся свою простоту, применяется в весьма важных областях — в областях от которых зависит развитие и процветание всей нашей цивилизации.

Электролиз с переменным током. Вступление
Как происходит электролиз? Например, представим себе раствор хлорида меди, в который опущено два графитовых (инертных) электрода. Напряжение — обычно 4-12 В, ток, разумеется, постоянный.
На положительном электроде (анод) будут окисляться анионы хлора с выделением газообразного хлора (Cl2), на отрицательном электроде (катод) будут восстанавливаться катионы меди и выделяться металлическая медь (часто — в виде губки, чтобы получилось прочное покрытие нужно следить за плотностью тока на катоде).
А что будет, если к электродам подключить переменный ток, например, частотой 50 Гц? Т.е., чтобы каждый электрод становился, то катодом, то анодом и так 50 раз в секунду. Большинство людей, столкнувшись с этим вопросом, отвечали, что электролиза не будет. Некоторые были настолько не согласны с возможностью протекания электролиза с переменным током, что выходили за рамки приличного поведения. — Как будто это была неслыханная ересь.
Как впервые ответил на этот вопрос я сам? Увы, не пришлось: сначала я столкнулся с растворением родия под действием переменного тока, и только потом задался вопросом, как такое возможно?
Родий, в отличие от золота, платины и палладия, не растворяется даже в царской водке. Перевести его в раствор — проблема. Тем не менее, растворять родий приходится, например, с целью приготовления электролита для получения родиевого покрытия.
Решение оказалось простым. Два родиевых электрода опускают в раствор соляной или серной кислоты и подключают через ЛАТР переменный ток от сети (50 Гц), напряжение — около 10 В. Родиевые электроды постепенно растворяются, раствор окрашивается в темно-вишневый (или коричневый) цвет: мы имеем дело с электролизом с неинертным (растворимым) анодом.
Почему родий переходит из электродов в раствор — понятно: происходит анодное растворение, но почему катионы родия не осаждаются из раствора назад на электроды (в тот момент, когда электрод играет роль катода)?
Именно этот вопрос я задал сотруднику, который много лет занимался анодным растворением родия с помощью электрического тока. Оказывается, растворение родия с электродов и обратное его осаждение на электроды из раствора происходит с разной скоростью (растворение идет быстрее): благодаря этому в растворе и накапливается родий.
В разбавленной соляной кислоте родий растворяется быстрее, чем в разбавленной серной кислоте (анодное растворение переменным током), но для приготовления электролита родирования нужен именно сульфат. Если вы получите хлорид родия, его придется переводить в сульфат через промежуточное осаждение гидроксида. Лично я занимался анодным растворением родия в бромистоводородной кислоте — в ней родий растворялся еще медленнее, чем в серной, но для синтезов был нужен именно гидратированный бромид родия.
В сказанном выше нет ничего оригинального: упомянутая методика приготовления электролита для родирования изложена в ОСТ-107 460092 001 — 96 (издание официальное). Проблема была в том, что оно было под грифом «ДСП» т.е. секретно. Благодаря этому некоторые не совсем порядочные сотрудники держали методику в секрете, якобы как личное ноу-хау, и зарабатывали тем, что готовили электролит за деньги (хотя заказчики (Запорожье), если бы у них была методика, легко справились бы с этим сами).
Но времена меняются: появились сканеры и появился интернет. Поэтому отсканировал ОСТ и выложил для всех.
Выше упомянут случай электрохимического растворения родия с переменным током, который, кстати, применим и для других благородных металлов. Но в промышленности и лабораторной практике переменный и импульсный ток используется также для осаждения металлов, например, с целью получения гальванических покрытий или мелкодисперсных порошков металлов. Применяться может, как симметричный (синусоида), так и ассиметричный переменный ток.
Протекание электролиза с переменным током зависит от частоты, напряжения, силы тока и от ряда других факторов. При частоте в десятки, сотни и тысячи герц ионы успевают дойти до электродов и там разрядиться. Если частота поднимается до миллионов герц (МГц), разрядка ионов прекращается, т.к. ионы не успевают достигнуть электродов и разрядиться.
Большое значение имеет химическая природа системы, на которую действует электрический ток (состав электролита и материал электродов). Забегая наперед, скажу: часто все совсем не так, как с постоянным током. Кроме того, в некоторых случаях поверхность электрода может играть роль выпрямителя, превращая симметричный переменный ток в ассиметричный переменный или в импульсный ток.
Во многих случаях переменный или импульсный ток используют для электролиза не от хорошей жизни: делается это в основном тогда, когда применение постоянного тока или методов без участия электрического тока (например, химическое растворение и химическое осаждение) дает плохие результаты.
В некоторых случаях электролиз переменным током — нежелательное явление, которое возникает мимо нашей воли. Например, в нагревателях и парогенераторах, которые работают за счет омического тепла от прохождения переменного тока через воду, может происходить разложение воды на водород и кислород — так же, как при действии постоянного тока (такие нагреватели работают по принципу «Кипятильника из двух лезвий» ). В данном случае наиболее важной является критическая плотность тока на электродах, после превышения которой происходит активный электролиз воды. Разумеется, при этом энергия электрического тока расходуется не на нагрев (или испарение) воды, а на бесполезное ее разложение.
Но я и не утверждаю, что электролиз с постоянным током — замечательное и уникальное явление. Достаточно констатации самого факта: электролиз с переменным током существует, в чем можно убедиться, поставив несколько простых экспериментов.
Далее описаны опыты по электролизу с переменным током частотой в 50 Гц, напряжением 10-25 и 220 В.
__________________________________________________
1 ОСТ-107_460092_001-96. Покрытия металлические и неметаллические неорганические. Типовые технологические процессы.
2 ДСП — для служебного пользования (т.е. ограниченного пользования).
3 Самодельный кипятильник из двух лезвий

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *