Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов с металлоидами в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.
Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза. Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:
|
При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 1). Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают но одному электрону.
После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков. Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди. Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме
 |
Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким
путем можно получить химически чистую медь. Ион 
отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал
SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:
| SO4 + Cu = CuSO4. |
Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор. Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.
 |
| Рисунок 1. Электролиз водного раствора хлорида меди. |
Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком
М. Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества
первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе: Масса m
вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему
через электролит:
|
Величину k называют электрохимическим эквивалентом. Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:
 |
Здесь m0 и q0 – масса и заряд одного иона, 
– число ионов, пришедших к электроду при прохождении через
электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен
отношению массы m0 иона данного вещества к его заряду q0. Так как заряд иона
равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q0 = ne), то
выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде
 |
Здесь NA – постоянная Авогадро, M = m0NA – молярная масса вещества, F = eNA – постоянная Фарадея.
| F = eNA = 96485 Кл / моль. |
Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества. Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:
|
Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.
|
|
 |
