Как определить плотность тока при электролизе

Стадии электрохимического процесса. Плотность тока как мера скорости электрохимической реакции

Гальванический элемент может работать в двух режимах:

как источник тока (при замыкании цепи). В этом случае в элементе протекают самопроизвольные, обратимые, равновесные электрохимические процессы (ΔG 0). Ток в элементе поступает от (-) к (+). К (-): Me1 n + + n Me1 (разрядка иона металла или процесс катодного восстановления). А (+): Me2 Me2 n + + n (ионизация металла или процесс анодного окисления) В разделе кинетики электрохими-ческих процессов изучается работа элемента как электролизера.

Электролиз –это химический процесс, возникающий на границе электрод/раствор при пропускании через элемент тока от внешнего источника.

К процессам электролиза относятся:

1. выделение веществ из электролита на электроде (газы, Ме) – процессы восстановления;

2. растворение вещества электрода – процессы окисления;

3. изменение концентрации электролита вблизи поверхности электрода – концентрационная поляризация.

Любой электродный процесс, и электролиз в частности, сложен и может быть разбит на несколько стадий.

1. Подход иона из глубины раствора к поверхности электрода.

Это стадия осуществляется за счет диффузии, возникающей вследствие разности концентраций растворенного вещества в объеме раствора (С) и у поверхности электрода (С / ). У электрода вещества (С / ) меньше, поскольку оно расходуется в электрохимической реакции. Без этой стадии электродный процесс невозможен.

2. Собственно электрохимическая реакция. Заключается в том, что ион теряет сольватную оболочку, а затем происходит непосредственно электрохимическая реакция.

3. Образования нового вещества, представляющего конечный продукт процесса.

1) Если это газ (например, Н₂), то последняя стадия включает образование молекул из атомов, образование пузырька газа и их удаление с поверхности электрода.

2) Если продуктом процесса является твердое тело (например, восстановленный Ме, покрывающий электрод), то иногда следует принять во внимание образование его кристаллической решетки.

3) Если продуктом является ион, остающийся в растворе (например, при восстановлении Fe 3+ + → Fe 2+ ), то последняя стадия заключается в его отводе с поверхности электрода в глубь раствора.

Если скорость одной из стадий многостадийного процесса значительно меньше скорости всех остальных стадий, то такая стадия называется лимитирующей, и она определяет скорость процесса в целом.

Если скорость электрохимической реакции мала по сравнению со скоростью диффузии, то общая скорость процесса определяется скоростью собственно электрохимической реакции, а процесс протекает в области электрохимической кинетики.

Наоборот, при медленной диффузии скорость процесса определяется скоростью диффузии и в этом случае процесс протекает в области диффузионной кинетики.

Мерой скорости электрохимический процесс является плотность тока. Плотность тока – это сила тока (I), приходящаяся на единицу рабочей поверхности (S) электрода:

Из учения о химической кинетике, известно, что, согласно уравнению Аррениуса, скорость химической реакции:

При этом на k₁

ионизация металла (прямая реакция)

К (-): Me n + + n Me

разрядка ионов металла (обратная реакция)

E_a — энергия активации катодного и анодного процессов. Ее величина линейно зависит от электродного потенциала.

(т. к. потенциал смещен в положительную область);

(т. к. потенциал смещен в отрицательную область).

α и β – коэффициенты переноса, отражающие линейную зависимость энергии активации анодного и катодного процессов от электродного потенциала. .

Поскольку энергию активации необходимо выразить в электрохимических единицах, то

где n – число , участвующих в электрохимической реакции;

Источник

Электролиз. Примеры расчета

Электролизом называется разложение электролита (раствора солей, кислот, щелочей) электрическим током.

Электролиз можно производить только постоянным током. При электролизе на отрицательном электроде (катоде) выделяется водород или металл, содержащийся в соли. Если положительный электрод (анод) выполнен из металла (обычно того же, что и в соли), то положительный электрод при электролизе растворяется. Если анод нерастворим (например, угольный), то содержание металла в электролите при электролизе уменьшается.

Количество вещества, выделяющегося при электролизе на катоде, пропорционально количеству электричества, которое протекло через электролит.

Количество вещества, выделенное одним кулоном электричества, называется электрохимическим эквивалентом A, поэтому G=A•Q; G=A•I•t,

где G – количество выделенного вещества; Q – количество электричества; I – электрический ток; t – время.

Каждый металл имеет свой электрохимический эквивалент A.

1. Сколько меди выделится из медного купороса (CuSO4) (рис. 1) током I=10 А за 30 мин. Электрохимический эквивалент меди A=0,329 мг/A•сек.

Рис. 1. Схема к примеру 1

G = A•I•t = 0,329•10•30•60 = 5922 мг =5,922 г.

На предмете, подвешенном к катоду, выделится 5,9 г чистой меди.

2. Допустимая плотность тока при электролитическом меднении •=0,4 А/дм2. Площадь катода, которая должна покрыться медью, S=2,5 дм2. Какой ток необходим для электролиза и сколько меди выделится на катоде за 1 ч (рис. 2 ).

Читайте также:  40 mt56at maa2hg уменьшить ток подсветки

Рис. 2 . Схема к примеру 2

I=••S =0,4-2,5=l A; G=A•Q=A•I•t=0,329•1•60•60=1184,4 мг.

3. Окисленная вода (например, слабый раствор серной кислоты H2SO4) при электролизе разлагается на водород и кислород. Электроды могут быть угольные, оловянные, медные и т. д., но лучше всего из платины. Сколько кислорода выделится на аноде и сколько водорода выделится на катоде за 1/4 ч при токе 1,5 А. Количество электричества 1 А•сек выделяет 0,058 см3 кислорода и 0,116 см3 водорода (рис. 3 ).

Рис. 3 . Схема к примеру 3

На катоде выделится Gа=A•I•t=0,058•1,5•15•60=78,3 см3 кислорода.

На аноде выделится Gк=A•I•t=0,1162•1,5•15•60=156,8 см3 водорода.

Смесь водорода и кислорода в такой пропорции называется гремучим газом, который при поджигании взрывается с образованием воды.

4. Кислород и водород для лабораторных опытов получают при помощи электролиза воды (окисленной серной кислотой) (рис. 4 ). Платиновые электроды впаяны в стекло. Установим с помощью сопротивления ток I=0,5 А. (В качестве источника тока используется батарея из трех сухих элементов по 1,9 В.) Сколько водорода и кислорода выделится через 30 мин.

Рис. 4 . Рисунок к примеру 4

В правом сосуде выделится Gк=А•I•t=0,1162•0,5•30•60=104,58 см3 водорода.

В левом сосуде выделится Ga=A•l•t=0,058•0,5•30•60=52,2 см3 кислорода (газы выталкивают воду в средний сосуд).

5. Преобразовательная установка (двигатель-генератор) обеспечивает ток для получения электролитической (чистой) меди. За 8 ч необходимо получать 20 кг меди. Какой ток должен обеспечить генератор• Электрохимический эквивалент меди равен A=0,329 мг/А•сек.

Так как G=A•I•t, то I=G/(A•t)=20000000/(0,329•8•3600)=20000000/9475,2=2110,7 А.

6. Нужно отхромировать 200 фар, из которых на каждую требуется 3 г хрома. Какой ток необходим, чтобы эта работа была выполнена за 10 ч (электрохимический эквивалент хрома A=0,18 мг/А•сек).

7. Алюминий получают путем электролиза раствора каолиновой глины и криолита в ваннах при рабочем напряжении ванны 7 В и токе 5000 А. Аноды изготовляются угольными, а ванна – стальной с угольными блоками (рис. 5 ).

Рис. 5 .Рисунок к примеру 5

Ванны для получения алюминия соединяются последовательно для увеличения рабочего напряжения (например, 40 ванн). Для получения 1 кг алюминия требуется примерно 0,7 кг угольных анодов и 25–30 кВт•ч электроэнергии. По приведенным данным определить мощность генератора, расход электроэнергии за 10 ч работы и вес полученного алюминия.

Мощность генератора при работе на 40 ванн P=U•I=40•7•5000=1400000 Вт =1400 кВт.

Электрическая энергия, расходуемая за 10 ч, A=P•t=1400 кВт 10 ч=14000 кВт•ч.

Количество полученного алюминия G=14000 : 25=560 кг.

Исходя из теоретического электрохимического эквивалента, количество полученного алюминия должно быть равно:

Gт=A•I•t=0,093•5000•40•10•3600=0,093•7200000000 мг=669,6 кг.

Коэффициент полезного действия электролитической установки равен: кпд=G/Gт =560/669,6=0,83=83%.

Если Вам понравилась эта статья, поделитесь ссылкой на нее в социальных сетях. Это сильно поможет развитию нашего сайта!

Не нашли, то что искали? Используйте форму поиска по сайту

Источник

Расчет стационарного тока при электролизе

Итак, при электролизе ток для каждого вида ионов имеет две составляю-
щие. Как, исходя из этого, рассчитать общий ток определенных ионов?

1. а) В качестве искомой характеристики будем рассматривать плотность тока i(A/м 2 ), т.е. заряд (в кулонах), проходящий за 1 с( Кл/с = А) через поперечную площадку в 1 м 2 .

б) И заметим: величина тока при электролизе непосредственно отражает скорость процесса:

где v_n,i — скорость исчезновения на электроде (в молях эквивалента) ионов i-
го вида — например, ионов Cl – в системе (14.1). Поэтому расчет тока в данном
случае — прямая кинетическая проблема.

2. а) Для «электрической» составляющей тока вначале используем выражения
из п. 13.6, а затем учтём связь подвижности с коэффициентом диффузии:

Здесь с — концентрация частиц, а Е — напряжённость поля между электродами.

б) Диффузионная же составляющая тока, с учётом первого закона Фика (21.2), равна

в) Сложение двух выражений (22.6, д и 22.7, б) приводит к результату:

3. а) Заметим: х — это координата в пространстве между электродами (рис. 22.1). Причём, и концентрация частиц, и ее градиент (дc/дx) зависят от х. Следовательно, и каждая из двух составляющих тока тоже зависит от х.

б) Но их сумма (ток i) в стационарном режиме — постоянная величина. Это позволяет решить дифференциальное уравнение (22.8, а) относительно с(х), т.е. найти распределение концентрации вещества между электродами.

4. а) Перепишем данное уравнение:

б) Решая его методом разделения переменных и учитывая первое граничное
условие (при x = 0 с = c ∞ ), получаем:

Показатель экспоненты – положительный. Характер же функции с(х) зависит от знака величины i/B– c ∞ .

в) Если i/B> c ∞ , то с(х) – убывающая функция, показанная на рис.22.2. Как видно, в отличие от стационарной диффузии незаряженных частиц (21.11, а–б), концентрация ионов при электролизе по мере приближения к реакционной поверхности изменяется не по линейному, а по экспоненциальному закону.

г) Подставляя в (22.10) второе граничное условие (при х=l c=c_S) и решая уравнение относительно i, можно найти величину стационарного тока:

5. В предельных случаях эта формула приводит к очевидным результатам.

а) I. Пусть Bl » A, или, с учётом вида В и А (22.8),

т.е. электрическая энергия частиц много больше тепловой.

II. Тогда в формуле (22.11) обеими экспонентами можно пренебречь, и

В токе заметна лишь «электрическая» составляющая.

б) I. Теперь пусть Bl « A, т.е.

(сильно преобладает тепловая составляющая энергии частиц).

II. В этом случае экспоненту в знаменателе формулы (22.11) можно записать, иcпользуя разложение Маклорена, следующим способом:

Тогда вся формула приобретает вид:

Это означает, что в токе присутствует лишь «диффузионная» составляющая.

Дата добавления: 2016-03-20 ; просмотров: 466 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Что такое электролиз и где он применяется?

Вопрос о том, что такое электролиз, рассматривается еще в школьном курсе физике, и для большинства людей не является секретом. Другое дело – его важность и практическое применение. Этот процесс с большой пользой используется в различных отраслях и может пригодиться для домашнего мастера.

Что такое электролиз?

Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании по ней постоянного электрического тока. Его механизм основывается на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го типа (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Она связана с разложением на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.

Электролизная система обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электрод. При подаче постоянного электрического тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы – к аноду. Катионами в основном являются ионы металлов и водород, а анионами – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание восстановительной реакции Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, электрон отдается из аниона с протеканием окислительной реакции.

Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для его протекания необходима соответствующая энергия. Ее должен обеспечить внешний источник тока.

Законы электролиза Фарадея

Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.

Второй закон

Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:

k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.

С учетом обоих законов можно вывести окончательную формулу для расчета массы, оседающего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n – количество электронов, участвующих в электролизе. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь массы вещества с подаваемым током, что позволяет контролировать процесс, изменяя его силу.

Электролиз расплавов

Один из вариантов электролиза – использование в качестве электролита расплав. В этом случае в электролизном процессе участвуют только ионы расплава. В качестве классического примера можно привести электролиз солевого расплава NaCl (поваренная соль). К аноду устремляются отрицательные ионы, а значит, выделяется газ (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е. оседание чистого Na, образующегося из положительных ионов, притянувших избыточные электроны. Аналогично можно получать другие металлы (К, Са, Li и т.д.) из расправа соответствующих солей.

При электролизе в расплаве электроды не подвергаются растворению, а участвуют только в качестве источника тока. При их изготовлении можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную проводимость. Один из наиболее распространенных материалов – медь.

Особенности электролиза в растворах

Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь имеют место 3 конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и анодное растворение металла. В процессе задействованы ионы воды, электролита и анода. Соответственно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и металла анода.

Возможность протекания указанных конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Протекать будет только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие максимальный электродный потенциал, а на аноде – окисляться анионы с наименьшим потенциалом. Электродный потенциал водорода принят за «0». Для примера, у калия он равен (-2,93 В), натрия – (-2,71 В), свинца (-0,13 В), а у серебра – (+0,8 В).

Электролиз в газах

Газ может исполнить роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходя через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. При этом законы Фарадея не распространяются на газовый электролиз. Для его осуществления необходимы такие условия:

1. Без искусственной ионизации газа не поможет ни высокое напряжение, ни большой ток.
2. Для электролиза подходят лишь кислоты, не содержащие кислорода и находящиеся в газообразном состоянии, и некоторые газы.

Важно! При выполнении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:

1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Можно выделить несколько категорий металлов по катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплава солей. Если используется раствор, то выделяется водород за счет электролиза воды. Можно обеспечить восстановление в растворе, но при достаточной концентрации катионов, у следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Процесс протекает наиболее легко для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
2. Анод. К этому электроду поступают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они отбирают электроны у металла, что приводит к их анодному растворению, т.е. переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также подразделяются по своей активности. Только из расплавов могут разряжаться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не они, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко реагируют такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электродов к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды. Инертные электроды делаются из графита, угля или платины и не участвуют в снабжении ионами.

Факторы, влияющие на процесс электролиза

Процесс электролиза зависит от следующих факторов:

1. Состав электролита . Значительное влияние оказывают различные примеси. Они подразделяются на 3 типа – катионы, анионы и органика. Вещества могут быть более или менее отрицательными, чем основной металл, что и мешает процессу. Среди органических примесей выделяются загрязнители (например масла) и ПАВ. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
2. Плотность тока . В соответствии с законами Фарадея, масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства – концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный разогрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого конкретного случая.
3. рН электролита . Кислотность среды также выбирается с учетом металлов. Например оптимальное значение кислотности электролита для цинка – 140 г/куб.дм.
4. Температура электролита . Она влияет неоднозначно. С увеличением температуры растет скорость электролиза, но повышается и активность примесей. Для каждого процесса есть оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.

Важно! Электролиз можно ускорить или замедлить путем различных воздействий и выбора состава электролита. Для каждого варианта применения существует свой режим, который следует строго соблюдать.

Где применяется электролиз?

Электролиз применяется во многих сферах. Можно выделить несколько основных направлений использования для получения практических результатов.

Гальваническое покрытие

Тонкое, прочное гальваническое покрытие из металла можно наложить путем электролиза. Покрываемое изделие устанавливается в ванну в виде катода, а электролит содержит соль нужного металла. Так можно покрыть сталь цинком, хромом или оловом.

Электроочистка — рафинирование меди

Примером электроочистки может служить такой вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного сульфата. Медь из анода переходит в ионы и оседает в катоде уже без примесей.

Добыча металлов

Для получения металлов из солей они переводятся в расплав, а затем обеспечивается электролиз в нем. Достаточно эффективен такой способ для получения алюминия из бокситов, натрия и калия.

Анодирование

При этом процессе покрытие выполняется из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая деталь устанавливается, как анод. Электролит – раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде оседает слой из оксида алюминия, обладающего защитными и декоративными свойствами. Указанные технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Можно осуществить процессы и своими руками с соблюдением техники безопасности.

Энергетические затраты

Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.

Источник