15. Электролиз. Законы электролиза. Электролиз водных растворов солей.

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.
Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный[1]. 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.
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[источник не указан 1459 дней], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также, электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).
основные законы электролиза, отражающие общий закон сохранения в-ва в условиях протекания злектрохим. р-ции. Установлены M. Фарадеем в 1833-34. Согласно 1-му закону, масса в-ва т, прореагировавшего в процессе электролиза, прямо пропорциональна силе тока I и времени электролиза t, т. е. кол-ву пропущенного электричества Q = It (предполагается, что I не зависит от t; в противном случае масса тпропорциональна   где t1 и t2- моменты включения и выключения тока). Согласно 2-му закону, для разных электродных процессов при одинаковом кол-ве пропущенного электричества Qмассы прореагировавших в-в относятся друг к другу так же, как эквиваленты химическиеэтих в-в. Оба Ф. з. объединяются одним ур-нием:
 
где M - мол. м. в-ва, участвующего в электролизе, z- число элементарных зарядов, соответствующее превращению одной молекулы этого в-ва, 1/F- коэф. пропорциональности, общий для всех в-в, F - Фарадея постоянная, равная 96484,56 Кл/моль.
Ф. з. относятся к числу строгих законов, но в ряде случаев могут наблюдаться кажущиеся отклонения от них, вызываемые след. причинами: 1) в нестационарных условиях электролиза часть электричества затрачивается на заряжение двойного электрического слоя;2) если электролит обладает электронной проводимостью (напр., р-р металлич. Na в жидком аммиаке), то часть тока через электролит переносят электроны, а не ионы, и соответствующее кол-во электричества не участвует в процессе электролиза; 3) наряду с основным процессом электролиза, напр, образованием металлич. Zn по р-ции Zn2+ + 2е   Zn, часть тока может затрачиваться на протекание параллельных электрохим. р-ций, напр.: 2H3O+ + 2е = H2 + 2H2O; O2 + 4е + 4H3O+ = 6H2O. Системы, в к-рых полностью исключены указанные причины кажущихся отклонений от Ф. з., получили назв. кулонометров; их использование позволяет по кол-ву образовавшихся продуктов электролиза точно определить кол-во пропущенного электричества. В кулонометрах обычно применяют электрохим. р-ции Ag+ + е = Ag или 3I- = I3- + 2е.
Ф. з. сыграли важную роль в понимании природы хим. связи и развития атомно-молекулярной теории. Их используют при выводе всех ур-ний, описывающих электрохим. превращения B-B на границах раздела проводников 1-го и 2-го рода (см. Электрохимическая кинетика). Практич. применение Ф. з. находят в кулонометрии, а также при определении выхода р-ции по току, т. е. отношения теоретич. кол-ва электричества, рассчитанного на основе Ф. з., к кол-ву электричества, реально затраченному на получение данного в-ва в процессе электролиза.
 ЭЛЕКТРОЛИЗ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
 Механизм многих процессов элек¬тролиза водных растворов может быть довольно сложным. Внешний источник напряжения как бы перекачивает элек¬троны от анода к катоду, поэтому на ка¬тоде происходят реакции присоедине¬ния электронов (восстановление), а на аноде — реакции отдачи электронов (окисление). Если на электродах не бу¬дут идти окислительно-восстановитель¬ные реакции, ток через раствор вообще не пойдёт. Ведь именно в ходе электрод¬ных реакций электроны переходят с катода в раствор, а из раствора — на анод, замыкая таким образом электри¬ческую цепь. В растворе же ток перено¬сится не электронами, а ионами.
При электролизе водных растворов солей металлов их ионы могут восста¬навливаться и давать свободные метал¬лы. Поскольку на электроды можно по¬давать большое напряжение, катод по праву считается самым сильным восста¬новителем, а анод — самым сильным окислителем. Не все металлы можно та¬ким образом выделить из раствора. Наиболее активные из них реагируют с водой и в её растворе образоваться
не могут. Но кроме ионов металлов на катоде способны восстанавливаться и молекулы воды: 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. По способности к восстановлению мо¬лекулы воды занимают место примерно между ионами Аl3+ и Zn2+. Поэтому при электролизе солей активных металлов (от лития до алюминия включительно) вместо металлов на катоде выделяется только водород.