22

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ

1. ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

1.1 Материалы электродов

1.2 Процессы происходящие на катоде и аноде

1.3 Электролиты

1.3.1 Электролиз водных растворов

1.3.2 Электролиз расплавов

2. КОНСТРУКЦИОННЫЕ ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОЛИЗНЫХ УСТАНОВОК

3. ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

ВВЕДЕНИЕ

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, аналитической химии, биохимии, металлургии и химической промышленности. Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, и другие. Актуальность электролиза объясняется тем, что многие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы как никель, натрий, чистый водород, получают только с помощью этого метода. Кроме того, с его помощью электролиза относительно легко можно получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремиться к ста процентам. Преимущество этого способа в относительной дешевизне и простоте.

На сегодняшний день большой популярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами, (позолоченные или посеребренные вещи). К тому же металлические изделия покрывают слоем другого металла электролитическим способом с целью защитить его от коррозии.

Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.

В данном реферате определены следующие задачи:

· ознакомление с теоретическими основами электролиза;

· рассмотрение электродов и электролитов с происходящими в них процессами;

· выделить области практического применения электролиза.

1. ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу -- анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита. Электроды, как правило, бывают металлические, но применяются и неметаллические, например графитовые (проводящие ток).
На поверхности электрода, подключенного к отрицательному полюсу источника постоянного тока (катоде), ионы, молекулы или атомы присоединяют электроны, т. е. протекает реакция электрохимического восстановления. На положительном электроде (аноде) происходит отдача электронов, т. е. реакция окисления. Таким образом, сущность электролиза состоит в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде -- процесс окисления. В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т. п., -- так называемые вторичные процессы. Описывая процессы электролиза нельзя не упоянуть о законах Фарадея.

Первый закон Фарадея - масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

?m=k_эQ

где ?m - количество прореагировавшего вещества; Q - количество электричества; k_э - коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(N_Az¦e¦)

где z - валентность иона; M - молярная масса вещества, выделившегося на электроде; N_A--постоянная Авогадро. ¦e¦= 1,6* 10^-19Кл.

Второй закон Фарадея - согласно второму закону Фарадея, при определённом количестве прошедшего электричества отношения масс прореагировавших веществ равно отношению их химических эквивалентов:

?m₁/A₁ =?m₂/A₂=?m₃/A₃=const

Химический эквивалент элемента, равен отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к 1/12 массы атома С¹². Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания - его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания - на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли - ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Законы Фарадея справедливы как для растворов, так и для расплавов и применимы к обоим электродам. Количество электричества, необходимое для образования 1 экв. любого вещества, одинаково для всех веществ; оно равно 96 485 Кл и называется числом Фарадея или постоянной Фарадея (фундаментальная физическая константа). Эта закономерность широко применяется на практике. Исходя из количества затраченного электричества, можно рассчитать массу или толщину металлического покрытия, образующегося при гальваностегии, и наоборот, задав толщину покрытия, можно оценить, какое количество электричества для этого потребуется. Законы Фарадея лежат в основе работы вольтметра и приборов, предназначенных для измерения силы постоянного тока.

1.1 Материалы электродов

Электродами могут служить многие металлы, графит и некоторые окислы, обладающие электронной или дырочной проводимостью. При прохождении постоянного тока на катоде накапливаются электроны, которые ассимилируются ионами или молекулами, содержащимися в растворе; на аноде ионы, атомы или молекулы отдают электроны. На катоде могут выделяться газообразные, твердые нерастворимые или растворимые в электролите вещества. Водород при электролитическом выделении способен растворяться в некоторых металлах (платина, палладий, железо, никель). Если катодом служат окислы железа, свинца и других металлов, то они восстанавливаются атомарным водородом до свободных металлов. При анодной реакции в первую очередь окисляется вещества с более отрицательным окислительным потенциалом. Если продукты окисления анода нерастворимы, на нем может образоваться пассивирующая окисная или солевая пленка, в результате чего потенциал анода смещается в положительную сторону и становится возможным окисление одного из веществ, содержащихся в растворе.

Металлические аноды могут быть: а) нерастворимыми или инертными (Pt, Au, Ir, графит или уголь и др.), при электролизе они служат лишь передатчиками электронов; б) растворимыми (активными); при электролизе они окисляются.

При прохождении переменного тока через электролизер полярность электродов периодически меняется, что приводит к чередованию на одном и том же электроде процессов окисления и восстановления. В этом случае продукты электролиза взаимодействуют между собой или превращаются электрохимическим путем а исходные вещества. Поэтому переменный ток в электролизе не применяется.

Выбирая материал для катода, учитывают способность металла поглощать водород, коррозионную стойкость его, а также влияние на скорость реакции восстановления.

Сложнее обстоит дело с выбором материала для анода, поскольку он способен окисляться. Анод не будет растворяться, если его окислительный потенциал больше, чем у веществ, содержащихся в растворе; вещество анода должно труднее окисляться, чем вещество, которое желательно окислить. Наиболее трудно окисляются платина, золото, серебро, графит. При электрорафинировании и электрополировке (полировка металла с применением электроэнергии), гальванопластике и гальваностегии аноды изготавливают из того же металла, какой восстанавливается на катоде. Тогда вещество анода окисляется и в виде катионов переходит в раствор. Катионы, достигая катода, восстанавливаются на нем снова до металла. Окислительные потенциалы фтора, марганцовокислого калия, двуокиси свинца, перекиси водорода, надсерной кислоты более положительны, чем потенциалы остальных веществ, из которых можно было бы изготовить аноды. Казалось бы, что эти вещества электролизом получить нельзя. Однако возможны случаи, когда па поверхности анода при электролизе образуются нерастворимые соединения, которые пассивируют анод и делают его инертным (образование окислых пленок на нержавеющих сталях, хроме, никеле, а также пленки из хлористого серебра на серебре при электролизе, растворов хлоридов).

1.2 Процессы, происходящие на катоде и аноде

В растворах и расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т.е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например расплав хлорида меди NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а анионы Cl- -- к аноду.

На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na+ электронами внешнего источника тока:

Na+ + e- = Na0

На аноде идет процесс окисления анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Cl- осуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

Cl- - e- = Cl0

Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между собой, образуя молекулярный хлор:

Cl + Cl = Cl2

который и выделяется на аноде. Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl --> 2Na+ + 2Cl- --электролиз--> 2Na0 + Cl20

Окислительно-восстановительное действие электрического тока может быть во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. Меняя напряжение на электродах, можно создать почти любой силы окислители и восстановители, которыми являются электроды электролитической ванны или электролизера.

Так, при электролизе расплава хлорида меди (II) электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде (-) Сu²⁺ + 2e ? Cu⁰ - катодное восстановление

на аноде (+) 2 Cl- - 2e ? Cl₂ - анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu²⁺ + 2 Cl- ? Cu + Cl₂

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4 OH- - 4e ? 2 H₂O + O₂

2 SO₄^2- - 4e ? 2 SO₃ + O₂

1.3 Электролиты

Электролиты - вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрического тока (ионную проводимость). Электролиты также называют проводниками второго рода. В узком смысле слова электролиты, вещества, молекулы которых в растворе вследствие электролитической диссоциации распадаются на ионы. Различают электролиты твердые, растворы электролитов и ионные расплавы. Растворы электролитов часто также называют электролитами. В зависимости от вида растворителя различают электролиты водные и электролиты неводные. Особый класс составляют высокомолекулярные электролиты - полиэлектролиты.

Электролиты твердые - вещества, в которых электропроводность осуществляется движением ионов одного знака катионами или анионами. Ионы передвигаются по свободным позициям в структуре вещества, разделенным невысокими потенциальными барьерами (0,1-0,5 эВ). Количество позиций, которые могут занимать ионы проводимости, намного больше количества самих ионов. Кроме того, эти позиции могут различаться по степени заселенности ионами.

Растворы электролитов, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного вещества. Растворитель (чистый или смешанный) обычно в сколько-нибудь значительной степени не диссоциирован. Раствор электролита обладают способностью проводить электрический ток и относятся к проводникам второго рода. Благодаря увеличению общего числа частиц коллигативные, свойства бесконечно разбавленных растворов электролитов (т. е. свойства, зависящие только от концентрации растворенного вещества, но не от его природы), существенно отличаются от тех же свойств растворов не электролитов. Наличием ионов обусловлены также классификация растворов электролита особенности теоретических подходов в сравнении с другими классами растворов. Наиболее изучены водные растворы электролита играющие важную роль во многих биологических, геологических и технических процессах

Расплавы жидкости при температурах, относительно далеких от критической точки, т.е. ближе к температуре плавления. Природа расплавов определяется в основном типом химических связей. Различают металлические расплавы, ионные, полупроводниковые с ковалентными связями между атомами, органические, высокополимерные и др. По типу химических соединений говорят о солевых расплавах оксидных, оксидно-силикатных (шлаковых) и др.

1.3.1 Электролиз водных растворов

Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит. В качестве примера рассмотрим:

а) электролиз водного раствора хлорида меди (II) - CuCl₂.

На катоде (-) осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется это хлор.

В водном растворе CuCl₂ диссоциирует на ионы:

CuCl₂ - Cu²⁺ + 2Cl^-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона, то есть восстанавливается с образованием меди. К аноду движется хлорид-анион, отдает свой электрон, то есть окисляется с образование атомов, а затем и молекул хлора. В виде химических уравнений процесс записывается так:

Электролиз раствора соли CuCl₂:

CuCl₂ - Cu²⁺ + 2Cl^-

Катод (-) Анод (+)

Cu²⁺ + 2з ? Cu⁰ Cl^- - 1з ? Cl⁰

2Cl⁰ > Cl₂ ^

^{электролиз}

CuCl₂ ===== Cu + Cl₂ ^

Таким образом, в электролизе раствора CuCl2 не принимают участие молекулы воды.

б) электролиз водного раствора сульфата меди (II) - CuSO₄.

На катоде (-) выделяется и осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется кислород. В водном растворе CuSO₄ диссоциирует на ионы:

CuSO₄ - Cu²⁺ + SO₄^2-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона и восстанавливается с образованием меди. К аноду движется сульфат-анион. Но: анионы кислородсодержащих кислот на аноде не окисляются, а вместо них окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода и катионов водорода. Что же остается в растворе? Сульфат-анионы и катионы водорода, которые могут образовать молекулы серной кислоты.

В кратком виде процесс записывается так:

Электролиз раствора соли CuSO₄

CuSO₄ - Cu²⁺ + SO₄^2-

катод (-) анод (+)

Cu²⁺ + 2з ? Cu⁰ 2H₂O - 4з ? 4H⁺ + O₂ ^

В растворе: H⁺, SO₄^2-

_{электролиз}

2CuSO₄ + 2H₂O ====== 2Cu + O₂ ^ + 2H₂SO₄

в) электролиз водного раствора бромида натрия - NaBr.

На катоде (-) выделяется водород. На аноде (+) выделяется бром.

Записываем уравнения реакции:

NaBr - Na⁺ + Br^-

катод (-) анод (+)

2H₂O + 2з ? H₂ ^ + 2OH^- Br^- - 1з ? Br⁰

В растворе: Na⁺, OH^- 2Br⁰ > Br₂

_{электролиз}

2NaBr + 2H₂O ====== 2NaOH + H₂ ^ + Br₂

Чтобы узнать, что при электролизе растворов будет образовываться на катоде Существует несколько правил:

Для катодных процессов обращаемся к электрохимическому ряду напряжений металлов.

1 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду после водорода (т.е. от Cu до Au включительно), то при электролизе раствора соли такого металла восстанавливается сам металл.

Cu²⁺ + 2з ? Cu⁰

2 правило. Если металл расположен в электрохимическом ряду до алюминия включительно (от Li до Al), то на катоде будут восстанавливаться молекулы воды с образованием водорода.

2H₂O + 2з ? H₂ ^ + 2OH^-

3 правило. Если металл расположен между Al и водородом в электрохимическом ряду, восстанавливаться будет и сам металл, и молекулы воды.

2H₂O + 2з ? H₂ ^ + OH^-

Fe²⁺ + 2з ? Fe⁰

Для анодных процессов.

1 правило. Анионы бескислородных кислот (кроме F^-) легко окисляются:

I^- - 1з ? I⁰

2I⁰ > I₂

2 правило. Анионы кислородсодержащих кислот и анион F^- сами не окисляются, а вместо них окисляются молекулы воды и выделяется кислород.

2H₂O - 4з ? 4H⁺ + O₂ ^

д) Для иллюстрации приведем еще один пример - электролиз водного раствора KNO₃.

Записываем уравнения реакции:

KNO₃ - K⁺ + NO₃^-

катод (-) анод (+)

2H₂O + 2з ? H₂ ^ + 2OH^-

2 H₂O - 4з ? 4H⁺ + O₂ ^

В растворе: K⁺, OH^-

В растворе: H⁺, NO₃^-

_{электролиз}

KNO₃ + 3H₂O ====== KOH + HNO₃ + 2H₂ ^ + O₂ ^

_{электролиз}

KNO₃ + 3H₂O ====== KNO₃ + H₂O + 2H₂ ^ + O₂ ^

_{электролиз}

2 H₂O ====== 2H₂ ^ + O₂ ^

То есть в данном случае электролиз сводится к электролизу воды.

Следовательно электролиз водных растворов солей протекает по-разному в зависимости от того, катионом какого металла и анионом какого кислотного остатка образована соль.

1.3.2 Электролиз расплавов

При электролизе расплавов солей активных металлов на катоде восстанавливается металл (отличие от электролиза раствора). Чаще всего при электролизе расплавов используются галогениды.

Пример: электролиз расплава NaCl (t _пл.= 801⁰C).

NaCl - Na⁺ + Cl^-

катод (-) анод (+)

Na⁺ + 1з ? Na⁰ Cl^- - 1з ? Cl⁰

2Cl⁰ > Cl₂ ^

_{электролиз расплава}

2NaCl ====== 2Na + Cl₂ ^

Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций - восстановления на катоде и окисления на аноде. Электролиз может протекать как в расплавах, так и в растворах электролитов.

2. КОНСТРУКЦИОННЫЕ ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОЛИЗНЫХ УСТАНОВОК

Установки электролизные - комплексы, состоящие из одной или нескольких ванн электролизных (электролизеров) и из требующихся для осуществления в них рабочего процесса выпрямительных агрегатов*, другого электротехнического оборудования общего назначения и специального. Комплектных устройств и вспомогательных механизмов, магистральных, межванных и других токопроводов, кабельных линий и электропроводок (включая проводки вспомогательных цепей: систем управления, сигнализации, измерения, защиты), а также кранового и вентиляционного оборудования и газоочистных сооружений.

Электролизная ванна или электролизер - специальное электротехнологическое оборудование состоящее из системы положительных и отрицательных электродов. Погруженных в наполненный электролитом сосуд (или помещенных в ячейки мембранного или диафрагменного типа, собранные в единый блок-аппарат), предназначенное для выполнения совокупности процессов электрохимического окисления-восстановления при прохождении через электролит электрического тока. Серия электролизных ванн - группа электрически последовательно соединенных электролизных ванн (электролизеров), присоединяемая к преобразовательной подстанции (выпрямительному агрегату).

Схема питания (групповая или индивидуальная) электролизных установок, а также виды, типы, параметры и количество выпрямительных агрегатов и их исполнение, материал и сечение соединительных токопроводов и ошиновки самих ванн должны выбираться, как правило, на основании технико-экономического анализа с учетом обеспечения необходимой надежности электроснабжения.



22

Рис. 1. «Схема типичного мембранного электролизера для производства хлорида и гидроксида натрия:

1. Насыщенный рассол. 2.Обеднённый рассол. 3.Вода. 4.Раствор NaOH.. 5. Анод. 6. Мембрана. 7.Катод.

3. ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии в химической промышленности. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде, другие электроокислением на. аноде. 

В металлургическом производстве электролизом из растворов получают многие химически чистые металлы: медь, цинк, никель, кобальт, кадмий, марганец. При этом катод изготавливается из металла, который будет восстанавливаться из раствора и наращивать электрод, или из инертного материала (для получения металлического порошка). Анод изготавливают из графита. Раствор электролита представляет собой продукт физической и химической переработки полиметаллических руд. Электрохимические процессы на электродах:

(К): Меⁿ⁺ + nз = Me; (A): 2H₂O - 4з = O₂ + 4H⁺.

Этот метод также широко используется при электрорафинировании металлов. Например, рафинирование черного никеля, содержащего примеси цинка и меди, осуществляют в электролизере, содержащем в качестве электролита слабый раствор поваренной соли (хороший проводник, обеспечивает низкое сопротивление прохождению тока через раствор). Анодом служит болванка черного никеля с примесями, катодом - электрод из химически чистого никеля. Поскольку ц⁰_Zn/Zn2+ < ц⁰_Ni/Ni2+ < ц⁰_Cu/Cu2+, то первым на аноде окисляется (растворяется и переходит в раствор в виде ионов) металлический цинк: Zn - 2з = Zn²⁺, затем никель Ni - 2з = Ni²⁺. Примесь меди (металл с положительным электрохимическим потенциалом) не будет окисляться при значениях тока, при которых работает электролизер, и в виде порошка (шлама) выпадает на дно сосуда.

На никелевом катоде катионы цинка Zn²⁺ восстанавливаться не будут из-за высокого перенапряжения электрода по отношению к этим ионам (см. потенциал Zn²⁺/Zn) и останутся в растворе. На катоде будет идти процесс восстановления катионов никеля: Ni²⁺ + 2з = Ni. Химически чистый металл осаждается на поверхности электрода, образуя с ним единое целое.

Гидроэлектрометаллургия - это способ получения металлов путем электролиза водных растворов соединений этих металлов, включающий специальные этапы подготовки электролита. Поскольку электролизу подвергаются только очищенные от вредных примесей водные растворы электролитов, то схема готовки электролита включает следующие этапы:

- подготовка руды или концентрата к растворению содержащегося в них металла;

- растворение, или выщелачивание, руды;

- определение вредных для электролиза примесей и очистка от них раствора;

- моделирование состава электролита для более эффективного протекания электролиза.

Если все перечисленные этапы входят в схему .получения металла, то данный процесс можно без колебаний отнести к гидрометаллургическим, в отличие от пирометаллургических процессов, которые для извлечения металлов или концентратов используют высокотемпературные операции. Гидрометаллургия отличается тем, что извлечение металлов происходит методами растворения

Электролизом из расплавов на графитовых электродах получают щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий. Однако такое производство металлов относится к экологически вредным, т.к. продуктами окисления на аноде являются отравляющие вещества - диоксин, фтор, хлор (сопутствующие примеси в рудах металлов). В последние годы аноды изготавливают из сплавов металлов или из полупроводников во избежание негативных процессов и обеспечения безопасности производства.

В химической промышленности электролизом раствора хлорида натрия на графитовых электродах получают химически чистый водород Н₂ (К); хлор Сl₂ (A); и раствор щелочи NaOH, электролизом расплава смеси фторида водорода НF и фторида натрия NaF получают газообразный фтор F₂ (А), электролизом воды получают химически чистые газы водород Н₂ (К) и кислород О₂ (А).

Электролизом получают в промышленных количествах пероксиды водорода и металлов, такие соли, как гипохлориты, хлораты, хроматы, перманганаты, органические вещества (например, анилин из нитробензола).

Получение гальванопокрытий. Гальванотехника - область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику. ? Гальваностегия (от греч. покрывать) - это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера. Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной. Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла. ? Гальванопластика - получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование "накладного" слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Гальваническими называются металлопокрытия, наносимые на поверхность какого-либо изделия методом электролиза. При этом следует иметь в виду, что гальваническим способом можно получить покрытие любого металла или сплава металлов, способных восстанавливаться на катоде. Толщина покрытий составляет от 1 до 100мкм. Назначение покрытий может быть различным: защита поверхности от коррозии, декоративное покрытие, для улучшения физико-механических и электрических свойств (повышения электрической проводимости, твердости и износостойкости, магнитной восприимчивости, уменьшение коэффициента трения, улучшение отражающей способности поверхности), подготовка к сцеплению с металлом во время пайки и т.п.

Электролизер представляет собой гальваническую ванну, наполненную электролитом (в его роли выступают растворы или расплавы металлов с добавками ПАВ, буферных растворов, различных присадок из других металлов). Электроды изготавливаются из материала осаждаемого металла (в этом случае концентрация ионов металла в приэлектродном слое остается постоянной, ДЕ_конц = 0, и перенапряжение разложения на электродах также отсутствует ДЕ_эх = 0).

При электрохимической анодной обработке металлов и сплавов Электролиз так же нашел широкое применение, что позволяет обезжирить поверхность, снять с нее оксидную пленку, придать поверхности нужную форму. Кроме указанных выше, электролиз нашел применение и в других областях.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Электролиз - основной метод промышленного производства алюминия, хлора и едкого натра, важнейший способ получения фтора, щелочных и щелочноземельных металлов, эффективный метод рафинирования металлов.

Преимущества электролиза перед химическим методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто управлять скоростью и селективной направленностью реакций. Условия электролиза легко контролировать, благодаря чему можно осуществлять процессы как в самых "мягких", так и в наиболее "жёстких" условиях окисления или восстановления, получать сильнейшие окислители и восстановители, используемые в науке и технике.

Исследование процессов электролиза не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Браун Т., .Лемей Г.Ю. Химия в центре наук -2, - Мир Москва.1997 г

2. Волович П.М., Бровко М.И. Готовимся к экзамену по химии - Айрис-пресс; 2006 г

3. Егоров А.С. Репетитор по химии - Издательство: Феникс 2002 г.

4. Третьяков К.А. Методические указания к лабораторным работам по химии - Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995 г

5. Мухленов И.П., Авербух А.Я. и др. Важнейшие химические производства - «Высшая школа», г. Москва. 1990 г