Электролиз широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из промышленного получения алюминия, меди, водорода, диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с 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).
Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Объяснение:
Первый закон Фарадея
Основная статья: Законы электролиза Фарадея
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду через электролит.
Если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.
Коэффициент пропорциональности {\displaystyle k}k называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
«Реакции ионного обмена.»
В водных растворах электролиты (кислоты, основания, соли) полностью или частично находятся в виде ионов. Следовательно, химические реакции в растворах электролитов – это реакции с участием ионов.
Ионные реакции – это химические процессы, которые протекают в водном растворе с участием ионов электролитов.
Такие реакции могут протекать как с изменением так и без изменения степени окисления:
3Cu0 + 8 HN +5O3 (разб.) 3Сu +2(NO3)2 + 2N +2O| +4H2O
3Cu0 + 8 H + +2NO3 - 3Сu +2 + 2NO| +4H2O
NaOH + HCl NaCl + H2O
H+ + OH- H2O
В последнем случае реакции называются реакциями двойного обмена ( или обменными реакциями)
Реакции обмена - реакции, происходящие между ионами - частицами, у которых все электроны спарены. Это реакции с ионным механизмом. Если ионы связываются в молекулы полярных соединений или в ионные кристаллы, то обратная реакция невозможна. Поэтому многие реакции ионного обмена необратимы, идут до конца.
Реакции в растворах электролитов идут, когда участвующие во взаимодействии ионы полностью или частично уходят из сферы реакции (в виде осадка, газа или слабого электролита). Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
Такие реакции в общем случае записываются виде трёх уравнений:
молекулярного,
полного ионного,
сокращенного ионного.
При записи ионных уравнений принято придерживаться следующих правил:
не записываются, в виде ионов как в левой, так и в правой частях уравнения формулы слабых электролитов, нерастворимых и малорастворимых в воде веществ, газов, оксидов.
В виде ионов записываются формулы сильных кислот, щелочей, растворимых в воде солей.
Схема составления ионных реакций.
1.Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:
Na2CO3 +2HCl=2NaCl+CО2 +Н2О
2.Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие виде ионов:
2Na + +CO3 - 2 +2H ++2Cl - =2Na + +2Cl - +CO2 +Н2О
3.Исключим из обоих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):
CO3 - 2+2H+=CO2 +Н2О
Из этих правил вытекает вывод, который может быть формулирован в виде правила Бертолле:
реакции обмена в растворах электролитов протекают в сторону образования осадков (малорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ) или слабых электролитов (малодиссоциирующих соединений), т. е. в сторону связывания ионов.
