Типовые примеры электролиза веществ

Пример 1.Электролиз расплава хлорида натрия на инертных электродах.

NaCl ⇄Na⁺ + Cl^—.

Катод (-): Na⁺ + 1ē = Na.

Анод (+): 2Cl^—— 2ē = Cl₂↑.

Пример 2. Электролиз расплава гидроксида натрия на инертных электродах.

NaOH ⇄Na⁺+ OH^—.

Катод (-): Na⁺+ 1 ē =Na.

Анод (+): 4OH^—— 4 ē =O₂↑ + 2H₂O.

Пример 3.Электролиз раствора хлорида натрия на инертных электродах.

NaCl ⇄Na⁺ + Cl^—.

Катод (-): 2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^—.

Анод (+): 2Cl^—— 2ē = Cl₂↑.

В растворе остаются ионы натрия и гидрокид-ионы, т. е. при электролизе образуется гидроксид натрия.

Пример 4. Электролиз раствора сульфата натрия на инертных электродах.

Na₂SO₄ ⇄ 2Na⁺ + SO.^.

Катод (-): 2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^—.

Анод (+): 2H₂O– 4ē =O₂↑ + 4H⁺.

В этом случае электролизу подвергается вода.

Пример 5. Электролиз раствора сульфата меди на инертных электродах.

CuSO₄ ⇄ Cu²⁺ + SO

.

Катод (-): Cu²⁺ + 2ē = Cu.

Анод (+): 2H₂O– 4ē =O₂↑ + 4H⁺.

Пример 6. Электролиз раствора сульфата меди с медными электродами.

CuSO₄ ⇄ Cu²⁺ + SO.

Катод (-): Cu²⁺ + 2ē = Cu.

Анод (+): Cu- 2ē =Cu²⁺.

Закон электролиза

Количество вещества, выделившееся на катоде и аноде, зависит от числа электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, т. е. от количества электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита. Эта зависимость выражается законом Фарадея

:

массы веществ, выделившиеся на электродах, пропорциональны количеству прошедшего электричества через раствор или расплав электролита и химическому эквиваленту. При прохождении через раствор или расплав электролита 96500 Кл на электродах выделяется один моль эквивалентов вещества (постоянная Фарадея).

,

где m – масса вещества, выделившегося на электроде, г;

Q– количество электричества, Кл;

Э – эквивалентная масса выделившегося вещества, г/моль-экв.

Так как Q=I·t,

где I– ток, А,t– время, с,

то уравнение закона Фарадея можно записать в следующем виде:

.

Эквивалентная масса (Э) равна молярной массе вещества, деленной на количество принятых или отданных электронов.

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Определить массу выделившейся меди при пропускании тока 10 А через раствор сульфата меди в течение 2 часов.

CuSO₄⇄ Cu

2+ +SO.

На катоде выделяется медь при восстановлении ионов Cu²⁺:

Cu²⁺ + 2 ē = Cu.

г/моль-экв,

г.

Задача 2. Сколько времени нужно пропускать ток силой 5 А, чтобы из раствора серной кислоты выделить 50 л водорода, измеренных при нормальных условиях?

H₂SO₄⇄ 2H⁺ + SO

.

Количество моль-эквивалентов (ν )выделенного водорода ν = m:Э = V:V_э.

Объемный эквивалент водорода V_M:2 = 22,4:2 = 11,2 л/моль,

так как для образования одной молекулы водорода два иона водорода принимают два электрона: 2H⁺ + 2 ē = H₂↑.

Из закона Фарадея следует

86161 с = 23,9 ч.

Содержание дисциплины «Общая химия»

Реакции ионного обмена. Произведение растворимости. Гидролиз. Амфотерность. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления и валентность. Общие принципы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электрохимические процессы. Гальванические элементы и аккумуляторы. Стандартные электродные потенциалы. Ряд напряжений. Направление окислительно-восстановительных реакций и ЭДС. Электролиз. Закон Фарадея.

ЕГЭ. Электролиз расплавов. Примеры

Электролиз расплавов (скачать pdf)

Напомним, что на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде – окисление анионов. В электролизе расплавов вода отсутствует, следовательно, любые (даже активные) металлы могут быть восстановлены на катоде. В случае кислородсодержащих кислотных остатков необходимо следовать следующему правилу: атомы кислорода окисляются до простого вещества и выделяется оксид неметалла.

1. Соли:

CuCl₂
Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl₂ → Cu²⁺ + 2Cl^–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде. Так как воды нет, любой металл будет восстанавливаться на катоде:
К: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰
A: 2Cl^– – 2e → Cl₂

Пишем суммарное уравнение:
CuCl₂ → Cu + Cl₂

 

Na₂SO₄
Расписываем диссоциацию на ионы:
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄

2–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде. В данном случае ср находится в степени окисления +6, т.е. окислить ее уже нельзя, следовательно, окисляем кислород до простого вещества. Сера переходит в оксид с той же степенью окисления:

К: Na⁺ + 1e → Na⁰
A: 2SO₄^2– – 4e → O₂⁰ + 2SO₃

Анодный процесс по шагам:
1) сначала пишем окисление кислорода до простого вещества и SO₃:
SO₄^2– → O₂⁰ + SO₃
2) Далее расставляем коэффициенты:
2SO₄^2– → O₂

⁰ + 2SO₃
3) Уравниваем электроны: в левой части заряд 4– (так как заряд сульфат-иона 2– и их два), в правой – заряд 0, так как ионов нет. Следовательно, из левой части мы должны отнять 4 электрона, тем самым делая заряд 0 в обеих частях уравнения:
2SO₄^2– – 4e → O₂⁰ + 2SO₃

Сравниваем катодный и анодный процессы: количество принимаемых и отдаваемых электронов должно быть одинаковым. Следовательно, все коэффициенты катодного процесса необходимо умножить на 4:

К: 4Na⁺ + 4e → 4Na⁰
A: 2SO₄^2– – 4e → O₂⁰ + 2SO₃

Теперь складываем левые и правые части катодного и анодного процессов:

2Na₂SO₄ → 4Na⁰ + O₂⁰ + 2SO₃.

 

2. Щелочи:

KOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
KOH → K⁺ + OH^–

Расписываем процессы, происходящие на катоде и аноде:
К: K⁺ +1e → K⁰
A: 4OH^– – 4e → O₂⁰ + 2H₂O

Анодный процесс по шагам:
1) Понимаем, что окисляться будет кислород до простого вещества (водород уже имеет степень окисления +1 и далее не может быть окислен). Также будет выделение воды – почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H

+ написать не можем, так как OH^– и H⁺ не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H₂ написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H⁺ +2e → H₂), а на аноде протекают только процессы окисления.
OH^–&nbsp → O₂⁰ + H₂O
2) Расставляем коэффициенты:
4OH^–&nbsp → O₂⁰ + 2H₂O
3) Уравниваем число электронов в левой и правой частях уравнения:
4OH^– – 4e → O₂⁰ + 2H₂O
Вычитаем 4e, так как в левой части присутствуют 4 отрицательных заряда, а в правой части ионов нет. В итоге получаем заряд 0 в обеих частях уравнения.

Далее уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде (все коэффициенты катодного уравнения умножаем на 4):

К: 4K⁺ + 4e → 4K⁰
A: 4OH^– – 4e → O₂⁰ + 2H₂O

Теперь складываем левые и правые части катодного и анодного процессов:

4KOH → 4K⁰ + O₂⁰ + 2H₂O.

Рассмотрим несколько примеров электролиза

Электролиз соли меди с растворимым медным анодом Катодом является химически чистая электролитическая медь, а анодом — чер-

новая медь. В качестве электролита применяют водный раствор сульфата меди.

На аноде Сu = Сu ²⁺ +2е^—

На катоде Сu ²⁺ +2е^—=Сu

Этот метод применяется для рафинирования меди и других металлов.

Электролиз водного раствора сульфата натрия с нерастворимыми платиновыми электродами. Сульфат натрия в водном растворе дис­социирует на ионы 2Na⁺ и SO₄^2-. При электролизе процесс на катоде может быть выражен следующим образом: 4Na⁺ + 4Н₂0+4е-=4Na⁺ 4ОН^—+2Н₂

или Н₂0+4е-=4ОН^—+2Н₂

а на аноде 2SO₄^2- +2Н₂0-4е^—=4Н⁺ + 2SО₄^2-+O₂

или 2Н₂0-4е^—=4Н⁺ + O₂

Таким образом, на катоде выделяется водород, а на аноде кислород; вблизи катода получается гидроокись натрия, а вблизи анода — серная кислота. Если католит (раствор у катода) и анолит (раствор у анода) смешать, то получится сульфат натрия и вода. Таким образом, электролиз вод­ного раствора сульфата натрия сводится к разложению воды на во­дород и кислород.

Электролиз водного раствора йодида калия с платиновыми электро­дами. Иодид калия в водном растворе содержит -ионы калия и иодид-ионы.

На катоде 2К⁺+2Н₂О+2е-=2К⁺+20Н^—+Н₂

или 2Н₂О+ 2е- = 20Н- + Н₂

а на аноде 2J- —2е- = J2

На катоде выделяется водород, а на аноде йод.

Электролиз водного раствора серной кислоты с платиновыми элек­тродами. При электролизе раствора серной кислоты

на катоде 4Н⁺+4e^—=2Н₂

На аноде 2SO₄^2- +2Н₂0—4е-=4Н⁺+2SO₄^2- + О₂

или 2Н₂О—4е^— = 4Н⁺+О₂

т. е. по существу происходит разложение воды на водород и кислород. В случае если электролитом является кислота с кислородсодержащим анионом или соль такой кислоты, то при электролизе на аноде выде­ляется кислород и увеличивается концентрация кислоты в анолите,

По активности к окислению на аноде отрицательные ионы могут быть расположены в следующий ряд:

элементарные ионы.. .сложные ионы

J-, Вг-, С1-, S^2- ОН-, SO₄^2-, N0₃^—, С1О₄^— …

При электролизе водных растворов соединений, содержащих слож­ные ионы, вместо последних на аноде разряжается гидроксид-ион.

Рис. 7. Свинцовый аккумулятор: а — смонтированный аккумулятор, б — свинцовая пластина

11. Аккумуляторы

Аккумуляторы — это устройства, являющиеся вторичными хими­ческими источниками электрической энергии. Они характеризуются обратимостью, т. е. после разрядки могут быть приведены в исходноесостояние пропусканием через них электрическо­го тока от внешнего источника (зарядка ак­кумулятора). Аккумуляторы при­меняются для приведе­ния в движение электро­кар, шахтных электро­возов, подводных лодок, для обслуживания са­молетов, аэродромов и беспилотных управляе­мых объектов, для запу­ска двигателей автомо­билей, самолётов и т. д. Свинцовый аккумулятор состоит из двух перфорированных (тонких решетчатых, сотообразных) свинцовых пластин, одна из которых (отрицательная) после зарядки заполнена губчатым металлическим свинцом, а другая (положительная) — двуо­кисью свинца (рис. 7). Обе пластины находятся в 25—30%-ном раст­воре серной кислоты. Вначале, перед зарядкой, в свинцовые пластины электродов вмазывается паста, содержащая, помимо органического связующего, окись свинца. В результате взаимодействия окиси свинца с серной кислотой на электродных пластинах образуется сульфат свинца

РbО + Н₂S0₄ = РbSО₄ + Н₂О

Процесс зарядки аккумулятора может быть представлен следую­щими уравнениями реакций для катодной и анодной пластин:

на катоде РbSО₄+2е^—=Рb+SO₄^2- с образованием губчатого свинца;

на аноде РbSО₄ + 2Н₂О – 2е^— = Рb + 4Н⁺ + SО₄²

Суммарно химическую реакцию, протекающую при зарядке аккумулятора, можно выразить следующим уравнением:

2РbSО₄ + 2Н₂О = Рb + РbО₂ + 2Н₂SО₄

Процесс разрядки.

На катоде Рb + SO₄^2- =PbSO₄+2e^— (Е⁰₂)

или Pb = Pb²⁺ + 2e-

на аноде PbO₂+2H₂SO₄ = Pb(SO₄)₂+2H₂O

Рb(SO₄)₂ + 2e- = 2PbSO₄ +2H₂O (Е⁰₁)

или Pb⁴⁺+2e^—=Pb²⁺

или

Процессы, протекающие при разрядке и зарядке аккумулятора, сум­марно могут быть представлены:

разрядка

Рb + РbО₂ + 2Н₂SО₄ = 2Рb SO₄ + 2Н₂О

зарядка

Очевидно, что при зарядке аккумулятора концентрация серной : ки­слоты в нём увеличивается, а при разрядке уменьшается. Зарядку и разрядку можно повторять много раз; поэтому аккумуляторы могут находиться в эксплуатации продолжительное время.

ЭДС аккумулятора=Е⁰₁ — Е⁰₂ = 1,68-(-0,36) = 2,04 в

(значения стандартных потенциалов электродов взяты из табл. 45). В действительности значение ЭДС аккумулятора несколько отли­чается от 2,04 в, так как концентрации ионов Рb²⁺ и Рb⁴⁺ в растворе не отвечают стандартным условиям.

Помимо свинцового аккумулятора в практике находят применение никелево-кадмиевый, никелево-железный и серебряно-цинковый ак­кумуляторы.

Топливный элемент. Гальванические элементы и аккумуляторы являются химическими источниками электрической энергии. Особого типа химическим источником электрической энергии является так называемый топливный элемент. Принципиальная схема топливного элемента может быть дана в следующем виде:

С | электролит | О₂ | неактивный электрод

Теоретически ЭДС этого элемента определяется теплотой горения угля по реакции С+О₂=СО₂ и должна составлять 1 ,05 в. В топливном элементе вся тепловая энергия должна превращаться в электрическую, т. е. топливный элемент должен иметь коэффициент полезного дейст­вия (к. п. д.), близкий к 100%. В настоящее время во многих странах мира разрабатываются электрохимические схемы и конструкции топливного элемента. Ис­следуется возможность применения в топливном элементе в качестве горючего не только угля, но и различных горючих газов (водород, окись углерода).

Примеры электролиза растворов электролитов с нерастворимыми анодами.

1. Электролиз раствора хлорида меди

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

Продукты, образующиеся при электролизе на электродах в результате электрохимических реакций, называются первичными продуктами электролиза.

2. Электролиз раствора сульфата цинка

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

Продукты, образующиеся в растворе у электродов в результате вторичных реакций соединения, называются вторичными продуктами электролиза. В данном примере это образовавшаяся у анода серная кислота. Цинк и кислород, образовавшиеся на электродах, — первичные продукты электролиза.

3. Электролиз раствора хлорида натрия

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

В приведённом примере первичными продуктами электролиза являются газы – водород и хлор, вторичными — гидроксид натрия, образовавшийся у катода.

4. Электролиз раствора сульфата натрия

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

В данном случае, как и при электролизе кислородсодержащих кислот и щелочей, образуется 2 первичных (водород и кислород) и 2 вторичных (щелочь и кислота) продукта.

5. Электролиз расплава хлорида натрия

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

Примеры электролиза растворов электролитов с растворимыми анодами.

6. Рафинирование (очистка от примесей) анода, изготовленного из меди с примесями Zn, Sn, Ag.

Электролитом в этом случае служит раствор соли меди, анодом – медь, загрязненная примесями, катодом – графит или пластинка из чистой меди. Прилагаемое из внешнего источника напряжение не превышает стандартный электродный потенциал меди (0,4 В):

Катодный процесс (-)		Анодный процесс (+)

Для растворения серебра величина используемого напряжения недостаточна, и поэтому оно в нейтральном состоянии остается на дне электролизера в виде рыхлого осадка (в шламе). Для осаждения примесей на медном катоде требуется большое перенапряжение, и поэтому они остаются в растворе.

Подобно рафинированию методом электролиза производится покрытие одного металла другим (гальваностегия), и наносятся металлические покрытия на неметаллические полупроводниковые подложки (гальванопластика).

Приведенные примеры находят широкое применение в промышленности.

Законы Фарадея. Выход продукта по току

Количество веществ, образующихся при электролизе на электродах, можно рассчитать, пользуясь двумя законами электролиза, установленными Фарадеем в 1833 г. которые с учетом современной терминологии можно сформулировать в следующем виде:

1. количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества;

2. массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

Электролиз — это… Что такое Электролиз?

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 1318 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).

Первый закон Фарадея

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

если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности 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

(1)

(2)

(3)

(4)

, где z — валентность атома (иона) вещества, e — заряд электрона (5)

Подставляя (2)-(5) в (1), получим

где  — постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты.

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

где  — постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

где  — 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;  — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А;  — время, в течение которого проводился электролиз, с;  — постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹;  — 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).

Изменение электролизом веществ

Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

Катионы активных металлов	Катионы менее активных металлов	Катионы неактивных металлов
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+	Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+	Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода	В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)	Легко разряжаются и восстанавливается только металл

Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион	Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F−)
PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F−	OH−, Cl−, Br−, I−, S2−
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода	Легко разряжаются

Примеры

Расплавы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K»катод»(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A»анод»(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl₂

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄²⁻

K(-): 2Na⁺ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO₄²⁻ −4e =2SO₃+O₂

Вывод: 2Na₂SO₄ → (электролиз) 4Na + 2SO₃ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH⁻ −4e =2H₂O + O₂

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H₂O + O₂

2) Менее активные металлы

Точно так же

3) Неактивные металлы

Точно так же

Растворы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K»катод»(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A»анод»(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl + 2H₂O(электролиз) → H₂ + Cl₂ +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄²⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl₂ ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K»катод»(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A»анод»(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl₂ (электролиз) → Zn + Cl₂

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO₄ ↔ Zn²⁺+SO₄²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO₄ + 2H₂O(электролиз) → 2Zn + 2H₂SO₄ + O₂

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы

Точно так же

Мнемоническое правило

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

• У анода анионы окисляются.
• На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:

• КАТод — КАТионы (ионы у катода)
• АНод — АНионы (ионы у анода)

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.

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

Примечания

Ссылки