Что называют электролизом. Правила составления окислительно-восстановительных реакций. В чём заключается процесс

Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов, поступающих из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) – процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Таким образом, распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. Причина этого заключается в том, что процессы, протекающие при электролизе, в принципе обратны процессам, идущим при работе гальванического элемента. При электролизе процессы осуществляются за счёт энергииэлектрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию. Для процеcсов электролиза DG>0, т.е. при стандартных условиях они самопроизвольно не идут.

Электролиз расплавов. Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия (рис. 10.2). Это простейший случай электролиза, когда электролит состоит из одного вида катионов (Na +) и одного вида анионов(Cl ) и никаких других частиц, могущих участвовать в электролизе, нет. Процесс электролиза расплава NaCl идёт следующим образом. С помощью внешнего источника тока электроны подводятся к одному из электродов, сообщая ему отрицательный заряд. Катионы Na + под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами. Этот электрод является катодом, и на нём идёт процесс восстановления катионов Na + . Анионы Cl движутся к положительному электроду и, отдав электроны аноду, окисляются. Процесс электролиза наглядно изображают схемой, которая показывает диссоциацию электролита, направление движения ионов, процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема электролиза расплава хлорида натрия выглядит так:

NaCl = Na + + Cl

(-) Катод: Na + Анод (+):Cl

Na + + e - = Na 2Cl - 2eˉ = Cl 2

Суммарное уравнение:

2Na + + 2Cl ЭЛЕКТРОЛИЗ 2Na + Cl 2

или в молекулярном виде

2NaCl ЭЛЕКТРОЛИЗ 2Na + Cl 2

Эта реакция является окислительно-восстановительной: на аноде протекает процесс окисления, на катоде – процесс восстановления.

В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды и имеет место поляризация электродов.

Поляризация и перенапряжение. Потенциалы электродов, определённые в растворах электролитов в условиях отсутствия в цепи электрического тока, называются равновесными потенциалами (в стандартных условиях – стандартные электродные потенциалы). При прохождении электрического тока потенциалы электродов изменяются. Изменение потенциала электрода при прохождении тока называется поляризацией:

Dj = j i - j р,

где Dj - поляризация;

j i – потенциал электрода при прохождении тока;

j р – равновесный потенциал электрода.

Когда известна причина изменения потенциала при прохождении тока вместо термина «поляризация», используют термин «перенапряжение». Его также относят к некоторым конкретным процессам, например, к катодному выделению водорода (водородное перенапряжение).

Для экспериментального определения поляризации строят кривую зависимости потенциала электрода от плотности тока, протекающего через электрод. Так как электроды могут быть разными по площади, то в зависимости от площади электрода при одном и том же потенциале могут быть разные токи; поэтому ток относят обычно к единице площади поверхности. Отношение тока I к площади электрода S называют плотностью тока I:

Графическую зависимость потенциала от плотности тока называют поляризационной кривой (рис. 10.3). При прохождении тока изменяются потенциалы электродов электролизёра, т.е. возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации (Dj к) потенциал катода становится более отрицательным, а из-за анодной поляризации (Dj а) потенциал анода становится более положительным.

Последовательность электродных процессов при электролизе растворов электролитов. В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды, ионы Н + и ОН в зависимости от характера среды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1. Катодные процессы.

1.1. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наибольшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь восстанавливаются наиболее сильные окислители.

1.2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ , Au 3+ и др. катионы малоактивных металлов), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:

Me n + + neˉ " Me.

1.3. Катионы металлов, потенциал которых значительно меньше, чем у водорода (стоящих в «Ряду напряжений» от Li + до Al 3+ включительно, т.е. катионы активных металлов), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2Н 2 О + 2еˉ ® Н 2 ­ + 2ОН .

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода:

2Н + + 2еˉ " Н 2 ­.

1.4. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал, меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (стоящих в «Ряду напряжений» от Al 3+ до 2Н + - катионы металлов средней активности), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды:

Ме n + + neˉ ® Me

2Н 2 О + 2еˉ ® Н 2 ­ + 2ОН .

К данной группе относятся ионы Sn 2+ , Pb 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ и т.д.. При сравнении стандартных потенциалов этих ионов металлов и водорода можно было бы сделать вывод о невозможности выделения металлов на катоде. Однако следует учесть:

· стандартный потенциал водородного электрода относится к а н+ [Н + ] 1 моль/л., т.е. рН=0; с увеличением рН потенциал водородного электрода уменьшается, становится отрицательнее ( ; см. раздел 10.3); в то же время потенциалы металлов в области, где не происходит выпадения их нерастворимых гидроксидов, от рН не зависят;

· поляризация процесса восстановления водорода больше поляризации разряда ионов металлов этой группы (или по-другому, выделение водорода на катоде происходит с более высоким перенапряжением по сравнению с перенапряжением разряда многих ионов металлов этой группы); пример: поляризационные кривые катодного выделения водорода и цинка (рис. 10.4).

Как видно из данного рисунка, равновесный потенциал цинкового электрода меньше потенциала водородного электрода, при малых плотностях тока на катоде выделяется лишь водород. Но водородное перенапряжение электрода больше, чем перенапряжение цинкового электрода, поэтому при повышении плотности тока начинает выделяться на электроде и цинк. При потенциале φ 1 плотности токов выделения водорода и цинка одинаковы, а при потенциале φ 2 , т.е. на электроде выделяется в основном цинк.

2.
Анодные процессы.

2.1. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наименьшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь окисляются сильные восстановители.

2.2. Обычно аноды подразделяют на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительный положительный электродный потенциал или покрытых устойчивой защитной плёнкой, служащих только проводниками электронов. Вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др.

2.3. На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, а также НF и ее солей (фторидов) происходит электрохимическое окисление гидроксид-ионов с выделением кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по- разному и может быть записан различными уравнениями:

а) в кислой и нейтральной среде

2 Н 2 О – 4еˉ = О 2 + 4 Н + ;

б) в щелочной среде

4ОН – 4еˉ = О 2 + 2Н 2 О.

Потенциал окисления гидроксид-ионов (потенциал кислородного электрода) рассчитывается по уравнению (см. раздел 10.3):

Кислородосодержащие анионы SO , SO , NO , CO , PO и т.д. или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах, например: 2SO - 2eˉ = S 2 O = 2,01 В.

2.4. При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF и ее солей) у инертного анода разряжаются их анионы.

Отметим, что выделение хлора (Cl 2) при электролизе раствора НCl и её солей, выделение брома (Br 2) при электролизе раствора HBr и её солей противоречит взаимному положению систем.

2Cl - 2eˉ = Cl 2 = 1,356 В или других веществ, присутствующих в растворе или на электроде, то протекает электролиз с активным анодом. Активный анод окисляется, растворяясь: Ме – neˉ ® Me n + .

Выход по току. Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (B j), называется выходом по току этого вещества:

(B j) % = (Q j /Q) . 100,

где Q j – количество электричества, израсходованное на превращение j-го вещества; Q – общее количество электричества, прошедшее через электрод.

Например, из рис. 10.4 следует, что выход по току цинка растет с увеличением катодной поляризации. Для данного примера высокое водородное перенапряжение – явление положительное. Вследствие этого из водных растворов удается выделять на катоде марганец, цинк, хром, железо, кобальт, никель и другие металлы.

Закон Фарадея. Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также масса веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ: m = M э It/F,

где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению,

или масса веществ – продуктов электролиза, выделившихся на электродах, г; M э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с; F – число Фарадея – 96480 Кл/моль.

Пример 1. Как протекает электролиз водного раствора сульфата натрия с угольным (инертным) анодом?

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO

Если в электролит опустить два электрода, и подсоединить их к источнику питания, то отрицательно заряженные ионы (анионы), находящиеся в электролите, начнут притягиваться к положительному электроду (аноду), а положительно заряженные ионы (катионы) - к отрицательному электроду (катоду) - в цепи возникнет постоянный ток.

Катионы, достигнув поверхности катода, будут присоединять к себе электроны металла (восстанавливаться); анионы на аноде будут отдавать свои электроны (окисляться).

На рисунке выше показан простейший случай электролиза - в расплаве хлорид натрия диссоциирует на катионы натрия и анионы хлора. Под действием электрического тока Na + восстанавливаются на катоде, Cl - - окисляются на аноде.

Уравнение электролиза будет иметь вид:

2Na + +Cl - = 2Na 0 +Cl 2 0 2NaCl = 2Na+Cl

В результате электролиза на аноде будет выделяться газообразный хлор, а на катоде - металлический натрий.

Окислительно-восстановительная реакция, протекающая при электролизе, протекает за счет электрической энергии - без внешнего источника энергии она будет невозможна.

Следует обратить внимание, что электролиз в растворе электролита и электролиз в расплаве электролита - немного разные вещи.

Нюанс заключается в том, что в водном растворе электролита кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют еще и продукты диссоциации воды, что необходимо учитывать.

Правила электролиза водных растворов

• Электролиз на катоде зависит только от положения металла в электрохимическом ряду напряжений :
  • если катион электролита стоит левее алюминия (включительно), на катоде восстанавливается вода с выделением водорода, а катионы металла остаются в растворе:
    2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Li...Al)
  • если катион электролита стоит между алюминием и водородом, на катоде восстанавливаются и вода, и катионы металла;
    Me n+ +ne - = Me 0 ; 2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Mn...Pb)
  • если катион электролита стоит правее водорода, на катоде восстанавливается только катионы металла:
    Me n+ +ne - = Me 0 (Cu...Au)
  • если в растворе электролита находится несколько металлов, первыми восстанавливаются катионы металла, который в ряду напряжений стоит правее остальных.
• Электролиз на аноде зависит только от материала , из которого изготовлен анод:
  • в случае растворимого анода (металлы, которые окисляются в процессе электролиза - железо, медь, цинк, серебро) - всегда идет процесс окисления металла анода:
    Me 0 -ne - = Me n+
  • в случае нерастворимого анода (золото, платина, графит):
    • идет процесс окисления аниона при электролизе растворов солей бескислородных кислот, за исключением фторидов:
      Ac m -me - = Ac 0
    • идет процесс окисления воды в остальных случаях (электролиз оксикислот и фторидов) - анион остается в растворе:
      2H 2 O-4e - = 4H + +O 2
    • при электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы:
      4OH - -4e - = 2H 2 O+O 2
  • восстановительная активность анионов уменьшается в ряду (соответственно увеличивается способность окисляться): I - ; Br - ; S 2- ; Cl - ; OH - ; SO 4 2- ; NO 3 - ; F -

Промышленное применение электролиза

• Выделение и очистка металлов.
• Получение алюминия, магния, натрия, кадмия.
• Получение щелочей, хлора, водорода.
• Очистка меди, никеля, свинца.
• Процессы напыления защитных покрытий с целью защиты металлов от коррозии.

Примеры решения задач по электролизу

1. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для нерастворимого анода.

• KCl → K + +Cl -
• электрлиз на аноде (+):
  2Cl - -2e - = Cl 2 0
• электролиз на катоде (-):
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарное ионное уравнение:
  2H 2 O+2Cl - = H 2 +Cl 2 +2OH -
• Молекулярное уравнение:
  2KCl+2H 2 O = H 2 +Cl 2 +2KOH

2. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для медного (растворимого) анода.

• KCl → K + +Cl -
• анод(+):
  Cu 0 -2e - = Cu 2+
• ионы меди в процессе электролиза переходят с анода на катод (выделение чистой меди на катоде):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
• Концентрация хлорида калия в растворе остается постоянной, поэтому, суммарное уравнение электролиза для растворимого анода написать нельзя.

3. Написать уравнение электролиза раствора гидроксида натрия.

• NaOH → Na + +OH -
• электролиз на аноде(+):
  4OH - +4e - = O 2 +2H 2 O
• электролиз на катоде(-):
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарные уравнения:
  4H 2 O+4OH - = 2H 2 +O 2 +4OH - +2H 2 O
  2H 2 O = 2H 2 +O 2

4. Написать уравнение электролиза раствора хлорида цинка с угольными электродами.

• ZnCl 2 → Zn 2+ +2Cl -
• электролиз на аноде(+):
  2Cl - -2e - = Cl 2
• катод(-):
  Zn 2+ +2e - = Zn 0
  2H 2 O+2e - = H 2 +2OH -
• Суммарное уравнение электролиза написать нельзя, поскольку, неизвестно сколько электричества затрачивается на восстановление воды, а сколько - на восстновление ионов цинка.

5. Написать уравнение электролиза водного раствора нитратов меди (II) и серебра с нерастворимыми электродами.

• Cu(NO 3) 2 → Cu 2+ +2NO 3 -
  AgNO 3 → Ag + +NO 3 -
• электролиз на аноде(+):
  2H 2 O-4e - = O 2 +4H +
• электролизы на катоде(-):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
  Ag + +e - = Ag 0
• Согласно положению металлов в ряду напряжений (см. выше), катионы серебра будут восстанавливаться первыми, катионы меди - в последнюю очередь.
• Ионные уравнения:
  4Ag + +2H 2 O = 4Ag 0 +O 2 +4H +
  2Cu 2+ +2H 2 O = 2Cu 0 +O 2 +4H +
• Молекулярные уравнения:
  4AgNO 3 +2H 2 O = 4Ag+O 2 +4HNO 3
  2Cu(NO 3) 2 +2H 2 O = 2Cu+O 2 +4HNO 3

Для электролиза, т.е. осуществления электрохимических процессов путем пропускания постоянного тока от внешнего источника. Электролизер состоит из корпуса (ванны), двух или нескольких электродов (катодов и анодов), иногда разделенных диафрагмой, и заполненного электролитом. По способу в электрическую цепь электролизер разделяют на моно- и биполярные. Монополярный электролизер состоит из одной электролитической ячейки с электродами одной полярности, каждый из которых может состоять из нескольких элементов, включенных в цепь тока параллельно. Биполярный электролизер имеет большое ячеек (до 100-160), включенных в цепь тока последовательно, причем каждый , за исключением двух крайних, работает одной стороной как , а другой как . Для изготолвения анодов применяется , углеграфитовые , Pb и его Ti и др. Для катодов в большинстве электролизеров используется . Для регулирания процессов массо- и теплопереноса в электролизере используются мешалки или проток электролита, встроенные или выносные теплообменники. Одна из важных характеристик электролизера - рассеивающая , зависящая от конструкции электролизера и от состава электролита. Современные крупные электролизеры имеют высокую нагрузку: монополярные до 400-500 кА, биполярные - эквивалентную 1600кА.

Энциклопедический словарь по металлургии. - М.: Интермет Инжиниринг . Главный редактор Н.П. Лякишев . 2000 .

Синонимы :

Смотреть что такое "Электролизер" в других словарях:

электролизер - электролизер … Орфографический словарь-справочник

электролизер - сущ., кол во синонимов: 2 электролизатор (1) электролизёр (1) Словарь синонимов ASIS. В.Н. Тришин. 2013 … Словарь синонимов

Электролизер Официальная терминология

электролизер - — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999 г.] Тематики электротехника, основные понятия EN electrolyte pot …

Электролизер - сборный аппарат, как правило, фильтр прессного типа, работающий под давлением, состоящий из сжатых между собой концевыми плитами и отделенных изолирующими прокладками биполярных электродов, при прохождении через которые постоянного тока… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

электролизер - elektrolizeris statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektrolizės įrenginys. atitikmenys: angl. electrolyser rus. электролизер … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Электролизер - электролизёр м. Аппарат для электролиза, состоящий из наполненного электролитом сосуда и расположенных в нём электродов. Толковый словарь Ефремовой. Т. Ф. Ефремова. 2000 … Современный толковый словарь русского языка Ефремовой

Ртутный электролизер — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999 г.] Тематики электротехника, основные понятия Синонимы ртутный электролизер EN mercury cell … Справочник технического переводчика

электролизер для получения кислорода и водорода - — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999 г.] Тематики электротехника, основные понятия EN oxygen hydrogen celloxyhydrogen cell … Справочник технического переводчика

печь-электролизер с индукционным обогревом - — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999 г.] Тематики электротехника, основные понятия EN double current furnace … Справочник технического переводчика

Электролиз – процесс, при котором электрическая энергия преобразуется в химическую. Этот процесс протекает на электродах под действием постоянного тока. Каковы продукты электролиза расплавов и растворов, и что входит в понятие «электролиз».

Электролиз расплавов солей

Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Рис. 1. Понятие электролиза.

Хаотическое движение ионов под действием тока делается упорядоченным. Анионы движутся к положительному электроду (аноду) и окисляются на нем, отдавая электроны. Катионы движутся к отрицательному полюсу (катоду) и восстанавливаются на нем, принимая электроны.

Электроды могут быть инертными (металлическими из платины или золота или неметаллическими из угля или графита) или активными. Анод в этом случае растворяется в процессе электролиза (растворимый анод). Его изготавливают из таких металлов, как хром, никель, цинк, серебро, медь и т. д.

При электролизе расплавов солей, щелочей, оксидов катионы металлов разряжаются на катоде с образованием простых веществ. Электролиз расплавов является промышленным способом получения таких металлов, как натрий, калий, кальций (электролиз расплавов солей) и алюминий (электролиз расплава оксида алюминия Al 2 O 3 в криолите Na 3 AlF 6 , используемом для облегчения переведения оксида в расплав). Например, схема электролиза расплава поваренной соли NaCl происходит так:

NaCl Na + + Cl -

Катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0

Анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2

Суммарный процесс:

2Na+ +2Cl- = электролиз 2Na + 2Cl 2

2NaCl = электролиз 2Na + Cl 2

Одновременно с получением щелочного металла натрия при электролизе соли получают хлор.

Электролиз растворов солей

Если электролизу подвергаются растворы солей, то, наряду с ионами, образующимися при диссоциации соли, окисляться или восстанавливаться на электродах может и вода.

Существует определенная последовательность разряжения ионов на электродах в водных растворах.

1. Чем выше стандартный электродный потенциал металла, тем легче он восстанавливается. Иначе говоря, чем правее стоит металл в электрохимическом ряду напряжений, тем легче его ионы будут восстанавливаться на катоде. При электролизе растворов солей металлов от лития до алюминия включительно на катоде всегда восстанавливаются молекулы воды:

2H 2 O+2e=H 2 +2OH-

Если электролизу подвергаются растворы солей металлов, начиная с меди и правее меди, на катоде восстанавливаются только катионы металлов. При электролизе солей металлов от марганца MN до свинца Pb могут восстанавливаться как катионы металлов, так, в некоторых случаях, и вода.

2. На аноде окисляются анионы кислотных остатков (кроме F-). Если электролизу подвергаются соли кислородосодержащих кислот, то анионы кислотных остатков остаются в растворе, окисляется вода:

2H 2 O-4e=O 2 +4H+

3. Если анод растворимый, то происходит окисление и растворение самого анода:

Пример : электролиз водного раствора сульфата натрия Na 2 SO 4:

Электролиз - это процесс разложения вещества под действием электрического тока (electric current ).

История открытия электролиза

Слово электролиз происходит от греческого (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] "янтарь" и λύσις "растворение".

Небольшая хронология истории электролиза:

• 1785 г. - Мартинуса ван Марум использовал электростатический генератор, чтобы осадить (извлечь) олово, цинк и сурьму из их солей с использованием электролиза (Энциклопедия Британника 3-е издание (1797), том 1, стр 225).
• 1800 г. - Уильям Николсон и Энтони Карлайл (при участии Иоганн Риттер) разложили воду на водород и кислород.
• 1807 г. - такие химические элементы как: калия, натрия, бария, кальция и магния были обнаружены сэром Хамфри Дэви с помощью электролиза.
• 1833 г. - Майкл Фарадей открывает свои два закона электролиза, и даёт их математическую формулировку и объяснение.
• 1875 г. - Поль Эмиль Лекок де Буабодран обнаружили галлий с помощью электролиза.
• 1886 г. - был обнаружен Фтор Анри Муассаном с помощью электролиза.
• 1886 г. - Разработан процесс Холла-Эру для получения алюминия из глинозёма.
• 1890 г. - Разработан Castner–Kellner процесс получения гидроксида натрия.

Краткое описание электролиза

Электролиз происходит при прохождении постоянного (прямого) электрического тока через ионизированное вещество, которое может быть или расплавом, или раствором, в котором это самое вещество распадается на ионы (электролитическая диссоциация молекул) и представляет собой электролит. При прохождении электрического тока через такое состояние вещества, когда оно представлено ионами, происходит электрохимическая реакция окисления и восстановления.

На одном электроде ионы одного вида будут окислятся, а на другом восстанавливаться, что весьма часто проявляется в виде выделения газов, или выпадением вещества в виде нерастворимого химического осадка. При электролизе ионы, называемые анионами получают недостающие им электроны и перестают быть ионами, а ионы другого вида - катионы, отдают лишние электроны и также перестают после этого быть ионами.

Электролиз не может происходить там, где отсутствуют ионы, например в кристалле соли, или в твёрдых полимерах (смолы, пластмассы). Если кристалл соли растворить в подходящем растворителе, в котором он распадётся на ионы, то в такой жидкой среде возможен процесс электролиза, так как раствор представляет собой электролит. Все электролиты являются проводниками второго рода , в которых может существовать электрический ток.

Для процесса электролиза необходимо как минимум два электрода, которые представляют собой источник тока. Между этими двумя электродами через электролит или расплав протекает электрический ток, а наличие только одного электрода не обеспечивает замкнутую электрическую цепь, и потому ток протекать не может.

В качестве электродов могут быть использованы любые материалы обеспечивающие достаточную проводимость. Это могут быть металлы и их сплавы, графит, полупроводниковые материалы. Электрохимические свойства электродов имеют решающее значение в коммерческом (промышленном) использовании электролиза, так как могут существенно снизить стоимость производства, улучшить качество и скорость электрохимического процесса, которым и является электролиз.

Процесс электролиза

Вся суть процесса электролиза заключается в превращении ионов раствора (расплава) в атомы через добавление или отнятие электронов. Такое изменение происходит благодаря внешней электрической цепи, в которой существует электрический ток . В такой цепи обязательно имеется источник электричества, который является поставщиком электронов на одном электроде - катоде, и своеобразным насосом выкачивающем электроны на другом электроде - аноде. На катоде всегда избыток электронов и в его сторону движутся катионы (+), чтобы получить недостающие электроны и стать атомами, а на аноде - недостаток электронов и в его сторону движутся анионы (-), которые имеют лишние электроны на своей орбите, с тем, чтобы отдать их и стать нейтральными атомами.