Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей)

H2 2H+
CuHgAgPtAu Cu2+Hg22+Ag+Pt2+Au3+
Восстанавливается вода: 2H2O+2ē=H2↑+2OH−; Mn+ не восстанавливается	Восстанавливаются катионы металла и вода: Mn++nē=M0 2H2O+2ē=H2↑+2OH−		Восстанавливаются катионы металла: Mn++nē=M0
nē→ Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны)

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.
Анодные процессы

Кислотный остаток Асm–	Анод
	Растворимый	Нерастворимый
Бескислородный	Окисление металла анода M−−nē=Mn+ анод раствор	Окисление аниона (кроме F–) Acm−−mē=Ac0
Кислородсодержащий		В кислотной и нейтральной средах: 2H2O−4ē=O2↑+4H+ В щелочной среде: 4OH−−4ē=O2↑+4H+

2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.
2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:
а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется О2↑). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;
в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.
Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.
1) Анод нерастворимый (например, графитовый).
В растворе идет процесс электролитической диссоциации:

Суммарное уравнение:
2H2O+2Cl−=H2↑+Cl2↑+2OH−.
Учитывая присутствие ионов Na+ в растворе, составляем молекулярное уравнение:

2) Анод растворимый (например, медный):
NaCl=Na++Cl−.
Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:
Cu0−2ē=Cu2+.
Катионы Cu2+ в ряду напряжений стоят после (Н+), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.

Концентрация NaCl в растворе не меняется.
Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:

Cu2++2ē=Cu0|2
2H2O−4ē=O2↑+4H+|1
Суммарное ионное уравнение:
2Cu2++2H2O=2Cu0+O2↑+4H+
Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов SO42− в растворе:

Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:

2H2O+2ē=H2↑+2OH−|2
4OH−−4ē=O2↑+2H2O|1
Суммарное ионное уравнение:
4H2O+4OH−=2H2↑+4OH−+O2↑+2H2O
Суммарное молекулярное уравнение:
2H2O

электролиз

→

2H2↑+O2↑
В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов H2SO4,NaNO3,K2SO4 и др.
Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:

1. 
   Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
   
2. 
   Для получения водорода, галогенов, щелочей.
   
3. 
   Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
   
4. 
   Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
   
5. 
   Для получения металлических копий, пластинок — гальванопластика.
   

Законы электролиза Фарадея
Законы электролиза Фарадея представляют собой количественные соотношения, основанные на электрохимических исследованиях Майкла Фарадея, которые он опубликовал в 1836 году.

Майкл Фарадей (1791 - 1867)
Данные законы определяют связь между количеством веществ, выделяющихся при электролизе и количеством электричества, которое прошло при этом через электролит. Законов Фарадея два. В научной литературе и в учебниках встречаются различные формулировки данных законов.

Первый закон электролиза Фарадея
Масса вещества, которое осядет на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного к этому электроду (прошедшего через электролит). Под количеством электричества понимается количество электрического заряда, который обычно измеряется в кулонах.
Второй закон электролиза Фарадея
Для определенного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, который осядет на электроде при электролизе, прямо пропорциональна эквивалентной массе данного элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.
Или
Одно и то же количество электричества приводит к выделению на электродах при электролизе эквивалентных масс различных веществ. Для выделения одного моля эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96485 Кл. Данная электрохимическая константа называется числом Фарадея.