Первый закон фарадея для электролиза

Законы электролиза Фарадея

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

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.

Электролиз — выделение из электролита входящих в его состав веществ при прохождении электрического тока. Так, например, при пропускании электрического тока через слегка подкисленную воду вода разлагается на составные части — газы (кислород и водород).

Количество выделившегося из электролита вещества пропорционально количеству протекшего через электролит электричества, т. е. произведению из силы тока на время, в течение которого этот ток протекал. Поэтому явление электролиза может служить для измерения силы тока и определения единицы силы тока.

Электролит — раствор и вообще сложная жидкость, проводящая электрический ток. В аккумуляторах электролитом служит раствор серной кислоты (в свинцовых) или раствор едкого калия, либо едкого натра (в железоникелевых). В гальванических элементах электролитом служат также растворы каких-либо химических соединений (нашатыря, медного купороса и т. п.).

Майкл Фарадей (1791 — 1867)

Майкл Фарадей (1791 — 1867) — английский физик, основатель современного учения об электромагнитных явлениях. Начал свою трудовую жизнь учеником в переплетной мастерской. Получил только начальное образование, но самостоятельно изучая науки и работая лаборантом у химика Деви, стал великим ученым, одним из самых крупных физиков-экспериментаторов.

Фарардей открыл явление электромагнитной индукции, законы электролиза, разработал учение об электрических и магнитных полях и заложил основы современных представлений об электромагнитном поле. Он был первым ученым, у которого возникла мысль о колебательном, волновом характере электромагнитных явлений.

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.

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.

Законы Фарадея в математической форме

• m – масса вещества, осевшего на электроде ;
• Q – величина полного электрического заряда в кулонах, который прошел при электролизе ;
• F = 96485,33(83) Кл/моль — число Фарадея ;
• M- молярная масса элемента в г/моль ;
• z – валентное число ионов вещества (электронов на ион) ;
• M/z – эквивалентная масса осевшего на электроде вещества .

Применительно к первому закону электролиза Фарадея, M, F и z – константы, поэтому чем больше будет Q, тем больше окажется и m.

Применительно ко второму закону электролиза Фарадея, Q, F и z – константы, поэтому чем больше будет M/z, тем больше окажется m.

Для постоянного тока имеем

• n – количество молей (количество вещества), выделенного на электроде: n = m/M.
• t – время прохождения постоянного тока через электролит Для переменного тока суммируется полный заряд за время .

• t – полное время электролиза.

Пример применения законов Фарадея

Необходимо записать уравнение электрохимических процессов на катоде и аноде при электролизе водного раствора сульфата натрия при инертном аноде. Решение задачи будет таким. В растворе сульфат натрия станет диссоциировать по такой схеме:

Стандартный электродный потенциал в данной системе таков:

Это значительно более отрицательный уровень потенциала нежели для водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на отрицательном электроде (катоде) начнет протекать электрохимическая диссоциация воды с выделением водорода и гидроксид-иона по следующей схеме:

А положительно заряженные ионы натрия, подходящие к отрицательно заряженному катоду, станут скапливаться возле катода, в прилегающей к нему части раствора.

На положительном электроде (аноде) будет протекать электрохимическое окисление воды, что приведет к выделению кислорода, по следующей схеме:

В данной системе стандартный электродный потенциал +1,23 В, что сильно ниже стандартного электродного потенциала, характерного для следующей системы:

Отрицательно заряженные сульфат-ионы, бегущие к положительно заряженному аноду, станут скапливаться в пространстве возле анода.

Телеграмм канал для тех, кто каждый день хочет узнавать новое и интересное: Школа для электрика

Если Вам понравилась эта статья, поделитесь ссылкой на неё в социальных сетях. Это сильно поможет развитию нашего сайта!

Не пропустите обновления, подпишитесь на наши соцсети:

Закон Фарадея для электролиза

В 1836 году Майкл Фарадей опубликовал выведенные математически количественные характеристики электролиза. Обнаруженные взаимосвязи между количеством прошедшего через электролит электричества и количеством выделившегося при этом вещества впоследствии были названы законами Фарадея для электролиза.

Первый закон

Если пропускать через раствор медного купороса электрический ток в течение определённого количества времени, то на катоде выделяется небольшое количество меди. Однако если пустить ток большей силы, за такое же количество времени на катоде образуется большее количество меди. При увеличении времени и одинаковой силе тока также увеличивается количество меди.

Фарадей установил взаимосвязь массы вещества, силы тока и времени. Математически эта взаимосвязь выражается следующим образом:

• m – масса вещества;
• k – электрохимический эквивалент;
• I – сила тока;
• t – время.

Электрохимический эквивалент – это масса вещества, образованная при прохождении через электролит тока в 1 А за одну секунду. Выражается как соотношение массы вещества к количеству электричества или г/Кл.

Произведение силы тока и времени выражает количество электричества: q = It. Это электрический заряд, измеряемый в кулонах (один ампер к одной секунде). Электрический заряд отражает способность тела быть источником электромагнитного поля и принимать участие в электромагнитном взаимодействии.

Соответственно, уравнение Фарадея приобретает вид:

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, выделившегося при электролизе, прямо пропорциональна количеству электрического тока, пропущенного через электролит.

Второй закон

Фарадей, пропуская электрический ток одинаковой силы через различные электролиты, заметил, что массы веществ на электродах неодинаковы. Взвесив выделившиеся вещества, Фарадей сделал вывод, что вес зависит от химической природы вещества. Например, на каждый грамм выделенного водорода приходилось 107,9 г серебра, 31,8 г меди, 29,35 г никеля.

На основе полученных данных Фарадей вывел второй закон электролиза: для определённого количества электричества масса химического элемента, образовавшегося на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Она равна массе одного эквивалента – количеству вещества, реагирующему или замещающему 1 моль атомов водорода в химических реакциях:

• μ – молярная масса вещества;
• z – число электронов на один ион (валентное число ионов).

Для выделения одного моля эквивалента затрачивается одинаковое количество электричества – 96485 Кл/моль. Это число называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Согласно второму закону, электрохимический эквивалент прямо пропорционален эквивалентной массе вещества:

k = (1/F) μ_eq или k = (1/zF)μ.

Два закона Фарадея можно привести к общей формуле: m = (q / F) ∙ (μ/z).

Что мы узнали?

Фарадей, проводя реакцию электролиза разных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону, масса вещества, осевшего на электрод, прямо пропорциональная количеству электричества, пропущенного через электролит: m = kq. Второй закон отражает взаимосвязь электрохимического эквивалента и эквивалентной массы вещества: k = (1/F) μ_eq. Электрохимический эквивалент – количество выделившегося вещества при прохождении единицы электричества. Эквивалентная масса – количество вещества, реагирующее с 1 молем водорода.

Лекция 1. Законы Фарадея

1. Первый закон Фарадея — фундаментальный количественный закон электрохимии.

4. Выход вещества по току.

5.Способы определения выхода по току при использовании постоянного и импульсного тока.

6.Второй закон Фарадея.

7.Кажущиеся случаи отклонения от законов Фарадея.

Оглавление

• 1. Первый закон Фарадея
• 2. Электрохимический эквивалент.
• 3. Кулонометры. Классификация кулонометров.
• 4. Выход по току
• 5. Способы определения ВТ при использовании импульсного тока
• 6. Второй закон Фарадея.
• 7. Кажущиеся случаи отклонения от законов Фарадея

1. Первый закон Фарадея

Первый закон Фарадея : Если на границе раздела проводник I рода — проводник II рода при прохождении постоянного электрического тока протекает одна, и только одна, электрохимическая реакция, то масса каждого из участников реакции, претерпевших превращение, прямо пропорциональна количеству прошедшего через границу электричества.

Первый закон Фарадея устанавливает связь между количеством прошедшего через электрохимическую систему электричества и количеством прореагировавшего вещества.

Математически этот закон выражается уравнением:

где m – масса прореагировавшего вещества, г; k – электрохимический эквивалент, г/(А . час); I – постоянный ток, проходящий через границу раздела фаз, А; t – продолжительность прохождения тока, час.

или m = k . Q, где Q – количество прошедшего электричества (Q = I . t)

2. Электрохимический эквивалент.

Электрохимический эквивалент представляет собой количество вещества, прореагировавшего в результате протекания единицы количества электричества.

Электрохимический эквивалент может быть получен расчетным путем, если известна электрохимическая реакция, т.е. исходные вещества и ее продукты. Уравнение для расчета электрохимического эквивалента выглядит следующим образом:

,

где М – молярная масса реагента, n – число электронов, участвующих в реакции, F – число или постоянная Фарадея: F = 96486 ≈96500 Кл/моль.

3. Кулонометры. Классификация кулонометров.

Наиболее точное определение количества электричества, проходящего через электрохимическую систему можно получить с помощью серебряного кулонометра. В этом случае точность определения составляет 0,005% .

В серебряном кулонометре определяется масса серебра, выделяющаяся

из водного раствора нитрата серебра. Платиновая чаша служит Имеются системы, в которых весь ток расходуется только на одну электрохимическую реакцию. Такие электрохимические системы используются для измерения количества электричества и называются кулонометрами .

Известны три основных типа кулонометров: весовые (гравиметрические), объемные (волюметрические) и титрационные .

В весовых кулонометрах (к ним относятся серебряные и медные) количество прошедшего в них электричества рассчитывается по изменению массы катода или анода. В объемных кулонометрах расчет производится на основании измерения объема получающихся веществ (газа в водородном кулонометре, жидкой ртути в ртутном кулонометре). В титрационныхкулонометрах количествоэлектричества определяется по данным титрования веществ, образующихся в растворе в результате электродной реакции.

Медный кулонометр наиболее распространен в практике лабораторных исследований, т.к. он является простым в изготовлении и достаточно точным. Точность определения количества электричества составляет 0,1 %. Кулонометр состоит из двух медных анодов и катода из тонкой медной фольги, расположенного между ними. Электролитом в медномкулонометре служит водный раствор состава: CuSO₄ ∙ 5H₂O, H₂SO₄ и этанол C₂H₅OH.Серная кислота повышает электрическую проводимость электролита и, кроме того, препятствует образованию основных соединений меди в прикатодном пространстве, которые могут адсорбироваться на катоде, увеличивая тем самым его массу. H₂SO₄в электролите медного кулонометра необходима для предотвращения накопления соединений Cu 1+ , которые могут образовываться в результате реакции диспропорционирования:

Cu 0 + Cu 2+ → 2Cu +

Этиловый спирт добавляют в электролит для получения более мелкокристаллических, компактных катодных осадков и с целью предотвращения окисления медных электродов кулонометра.

О количестве прошедшего электричества судят по изменению массы катода, до и после электролиза.

катодом, а анод готовится из чистого серебра.

В качестве электролита в серебряном кулонометре используется нейтральный или слабокислый 30% раствор нитрата серебра.

Газовый водородно-кислородный кулонометр применяется для приближенных измерений малых количеств электричества. В нем измеряют общий объем водорода и кислорода, выделяющихся при электролизе водного раствора H₂SO₄или NaOH, а из этой величины вычисляют количество прошедшего электричества. Применяют эти кулонометры сравнительно редко, т.к. точность их небольшая, а в работе они менее удобны, чем весовые кулонометры.

К объемным кулонометрам относится также ртутный кулонометр . Он применяется главным образом в промышленности для измерений количества электричества. Точность ртутного кулонометра составляет 1%, но он может работать при больших плотностях тока. Анодом служит ртуть. Уголь – катод. Электролитом служит раствор иодида ртути и иодида калия. По уровню ртути в трубке рассчитывают количество электричества.

Наиболее распространенные из титрационныхкулонометров – йодный

Йодныйкулонометр представляет собой сосуд с разделенными катодным и анодным пространствами платиновоиридиевыми электродами. В анодное отделение вводят концентрированный раствор иодида калия с добавлением соляной кислоты, в катодное отделение – раствор соляной кислоты. При пропускании тока на аноде выделяется йод, который затем титруют тиосульфатом натрия (Na₂S₂O₃). По результатам титрования рассчитывают количество электричества.

Кулонометр Кистяковского — это стеклянный сосуд. Анодом служит серебряная проволока, впаянная в стеклянную трубку со ртутью, для обеспечения контакта. Сосуд заполняют раствором нитрата калия (15-20%). В этот раствор погружают платиновоиридиевый катод. При пропускании тока происходит анодное растворение серебра. И также по результатам титрования раствора рассчитывают количество электричества.

4. Выход по току

Часто на электроде протекает не одна электрохимическая реакция, а несколько самостоятельных параллельных реакций. Например, при выделении Zn из кислого раствора ZnSO₄наряду с разрядом ионов Zn:

протекает реакция восстановления ионов гидроксония: 2Н₃О + +2ē → Н₂ + 2H₂O.

Если на электроде протекает несколькопараллельных электрохимических реакций, то I закон Фарадея будет справедлив для каждой из них.

Для практических целей, для того, чтобы учесть какая доля тока или количества прошедшего через электрохимическую систему электричества расходуется на каждую конкретную реакцию введено понятие выхода вещества по току.

Таким образом, ВТ позволяет определить часть количества прошедшего через электрохимическую систему электричества, которая приходится на долю данной электрохимической реакции.

Знание ВТ необходимо, как при решении теоретических вопросов: например, при построении парциальных поляризационных кривых и выяснении механизма электрохимической реакции, так и в практике электроосаждения металлов, неметаллов, сплавов, с целью оценки эффективности технологической операции. ВТ на практике чаще всего определяют делением практической массы вещества на теоретическую массу, определенную по закону Фарадея.

m_практ – масса вещества, практически превратившегося в результате прохождения определенного количества электричества; m_теор — масса вещества, которая должна превратиться теоретически при прохождении того же количества электричества.

ВТ для процессов, протекающих на катоде, как правило, не совпадают с ВТ анодных процессов, поэтому следует различать катодный и анодный выход по току. До сих пор были рассмотрены случаи определения ВТ когда через границу раздела проводник I рода — проводник II рода протекает постоянный электрический ток.

5. Способы определения ВТ при использовании импульсного тока

Если же через границу раздела фаз протекает импульсный ток, то при определении ВТ возникают большие трудности. Единой методики или прибора для определения ВТ при импульсномэлектролизе не существует. Сложность определения ВТ в условиях импульсногоэлектролиза обусловлена тем, что проходящий через систему ток расходуется не только на электрохимическую реакцию, но и на заряжение двойного электрического слоя. Электрический ток, проходящий через границу раздела и вызывающий электрохимическое превращение, называется часто фарадеевским током. Ток заряжения расходуется на заряжение двойного электрического слоя, реорганизацию растворителя, самого реагента, т.е. на все на то, что создает условия для протекания электрохимической реакции, поэтому выражение для общего тока, проходящего через электрохимическую систему, будет выглядеть следующим образом:

I = Iз + Iф, где Iз – ток заряжения, Iф – фарадеевский ток.

Если не требуется определения абсолютных значений ВТ, то в качестве критерия оценки эффективности импульсного электролиза можно использовать отношения количества электричества, затраченного на растворение осадка к количеству электричества, затраченного на его формирование.

6. Второй закон Фарадея.

Второй закон Фарадея является непосредственным следствием первого закона. Во втором законе Фарадея отражена связь, существующая между количеством прореагировавшего вещества и его химической природой.

Согласно второму закону Фарадея:

Если на границе раздела проводник I рода — проводник II рода протекает одна и только одна, электрохимическая реакция, в которой участвует несколько веществ, то массы участников реакции, претерпевших превращения, относятся друг к другу как их химические эквиваленты.

Математически этот закон выражается уравнением:

Второй закон Фарадея является непосредственным следствием первого закона. Во втором законе Фарадея отражена связь, существующая между количеством прореагировавшего вещества и его химической природой.

Согласно второму закону Фарадея:

Если на границе раздела проводник I рода — проводник II рода протекает одна и только одна, электрохимическая реакция, в которой участвует несколько веществ, то массы участников реакции, претерпевших превращения, относятся друг к другу как их химические эквиваленты.

7. Кажущиеся случаи отклонения от законов Фарадея

I закон Фарадея , базирующийся на атомистической природе вещества и электричества, является точным законом природы. Отклонений от него быть не может. Если на практике при расчетах наблюдаются отклонения от этого закона, то они всегда обусловлены неполным учетом процессов, сопутствующих основной электрохимической реакции. Например, при электролизе водного раствора NaCl в системе с платиновыми электродами и разделенными пористой диафрагмой анодным и катодным пространствами на катоде протекает реакция:

а на аноде: 2Cl — — 2ē = Cl₂

Количество образующегося газообразного хлора всегда меньше, чем это следует по закону Фарадея из-за того, что Cl₂растворяется в электролите и вступает в реакцию гидролиза:

Если учесть массу хлора, прореагировавшего с водой, получим результат, соответствующий рассчитанному по закону Фарадея.

Или при анодном растворении многих металлов параллельно идут два процесса – образование ионов нормальной валентности и так называемых субионов – т.е. ионов низшей валентности, например: Cu 0 — 2ē → Cu 2+ и

Cu- 1ē → Cu + . Поэтому расчет по закону Фарадея в предположении, что образуются только ионы высшей валентности, оказывается неправильным.

Часто на электроде протекает не одна электрохимическая реакция, а несколько самостоятельных параллельных реакций. Например, при выделении Zn из кислого раствора ZnSO₄наряду с разрядом ионов Zn:

протекает реакция восстановления ионов гидроксония: 2Н₃О + +2ē → Н₂ + 2H₂O.

Если на электроде протекает несколько параллельных электрохимических реакций, то I закон Фарадея будет справедлив для каждой из них.

Закон Фарадея для электролиза

В результате исследований Майкла Фарадея были открыты основополагающие законы электролиза. Этот процесс активно используется в современной технике и промышленности. Законы электролиза Фарадея позволяют рассчитать условия протекания процесса и его количественные показатели.

Что такое электролиз

Ток, как известно, представляет собой упорядоченное движение зарядов. Он может протекать не только по проводам, но и через другие вещества. Для этого необходимо, чтобы вещество имело носители зарядов.

В качестве проводника может выступать жидкость, в которой происходят окислительно-восстановительные реакции. В ней имеется большое количество ионов. При пропускании через такой раствор электрического тока происходит оседание вещества на электродах. На практике этим можно воспользоваться, например, для получения металлов с высокой степенью чистоты.

При электролизе на катоде будет проходить процесс восстановления, а на аноде — окисления. Продукты реакций иногда откладываются на электродах, а в некоторых случаях продолжают вступать во вторичные реакции.

Если раствор содержит соли металлов, то последний будет откладываться на катоде, а на аноде образуется газ. Это можно продемонстрировать на электролизе поваренной соли (NaCl). Чистый натрий будет оседать на катоде, а хлор — на аноде.

Растворы веществ, обеспечивающих высокое содержание ионов в жидкости, называются электролитами. Этот термин ввёл в употребление Фарадей. Согласно его определению, речь идёт о тех жидкостях, способных пропускать электроток.

Протекание электролитических реакций возможно при выполнении следующих условий:

• В электролите не должно быть пространственной электрической однородности. В нем должна присутствовать объёмная неравномерность по уровню потенциала. Как пример можно привести ситуацию, когда в аккумуляторах происходит выработка электрического тока. Под его воздействием происходит неравномерное объёмное распределение зарядов в электролитах. Электроток обязательно должен быть постоянным.
• Чтобы можно было говорить о прохождении тока, в растворе должны присутствовать носители электрозарядов. При этом важно, чтобы они могли свободно перемещаться под действием приложенного к ним электрического поля.

На практике к электролитам относят растворимые соли, а также кислоты и щёлочи. При прохождении электротока через металлический проводник в качестве носителей заряда выступают только электроны. В электролитах присутствует ещё одна их разновидность — ионы.

Обычно атомы водорода или металлов теряют электроны и становятся положительными ионами. Отрицательно заряженные ионы —это гидроксильные группы или кислотные молекулярные остатки. При воздействии электрополя на раствор ионы с отрицательным зарядом начинают притягиваться к аноду, а с положительным — к катоду. Электрический ток в жидкостях практически представляет собой одновременное перемещение носителей заряда противоположных знаков.

В результате отрицательные ионы отдают лишние электроны положительному электроду. Соответственно, положительные ионы восполняют недостающие электроны за счёт частиц, которые получают у отрицательного электрода. После восстановления электрической нейтральности эти вещества выделяются из раствора, осаждаясь или выделяясь в виде газа.

Здесь рассмотрена ситуация, когда происходит только одна электролитическая реакция. На практике получившиеся вещества могут участвовать в других реакциях. В результате процесс электролиза становится более сложным. Таких реакций может быть 2, 3 или больше.

Законы Фарадея об электролизе

Процессы электролиза подчиняются законам Фарадея. Он обнародовал свои изыскания в 1833 году, основываясь на собственноручно проделанных опытах.

Первый закон

Первый закон электролиза Фарадея рассматривает массу вещества, которое задержалось на электродах в результате химической реакции при пропускании электротока за определённое время.

Формулировка первого закона Фарадея имеет следующий вид: если взвесить вещество, образовавшееся на электродах в результате пропускания через раствор электротока, то его вес будет пропорционален заряду, прошедшему через этот раствор.

Формула содержит коэффициент пропорциональности k. Он является постоянным для определённого вещества. Его величина равна весу вновь образованного материала при прохождении заряда в 1 Кулон. Коэффициент носит название электрохимического эквивалента.

Уравнение представлено в двух вариантах — с учётом заряда или силы тока. В последнем случае закон Фарадея для электролиза формулируется следующим образом: количество вещества, выделенного на электродах за определённое время, пропорционально силе электротока, протекающего в жидкости.

Закономерность, которую выражает первый закон Фарадея, можно продемонстрировать с помощью опыта. Для этого нужно через раствор медного купороса пропустить электрический ток. Следует сравнить две ситуации, когда пропускается электроток различной силы. При более слабом количество меди, выделившейся на электроде, будет меньше.

Второй закон

Второй закон Фарадея тесно связан с первым. Он гласит следующее: масса, полученного при помощи электролиза вещества, пропорциональна его химическому эквиваленту.

К такому выводу Фарадей пришел, пропуская один и тот же электрический ток в жидкостях различного состава. Взвешивая каждый раз полученный металл, он увидел, что результат получается различным. Ученый понял, что результат зависит от химического состава вещества. Поэтому в законе используется понятие химического эквивалента. Он выражается отношением молярной массы вещества к валентности.

Фарадей провёл дополнительные эксперименты и выяснил, что получить один моль вещества можно, если на электролитическую реакцию затратить 96485 Кулонов. Это число называют постоянной Фарадея и обозначают буквой F.

Исходя из этого, можно записать выражение для определения электрохимического эквивалента:

Следовательно, зная химическую формулу вещества и массу, которую необходимо получить, можно вычислить, какой заряд необходимо в этом случае потратить.

Объединённый закон

Для определения количественных показателей электрохимических реакций на практике используется объединённый закон Фарадея.

Обобщенный закон можно представить в виде такой формулировки: отношение массы полученного вещества к его химическому эквиваленту равно отношению использованного заряда к тому, который надо потратить на извлечение одного моля вещества.

Практическое применение

Электролиз и поясняющие его законы Фарадея, имеют широкое практическое применение. Впервые в истории это явление использовал русский физик Якоби. Он создал оттиски фигур для оформления Исаакиевского собора в Санкт-Петербурге, применив метод, который носит название гальванопластики. Данный метод позволяет получать качественные копии металлических фигур.

Ещё одно направление использования электролиза в химии — получение металлов высокой степени чистоты. В частности, таким образом можно добывать магний, алюминий, натрий и кальций. Обычно электролизу подвергается расплав руды.

Применяя такую технологию, как гальваностегия можно покрывать металлическую деталь тонкой и равномерной оболочкой определённого вещества. Данным способом создают защитные покрытия.

С помощью электролиза можно проводить очищение металлов от примесей, повышая их степень чистоты. Также можно получать концентрированные щёлочи и кислоты.

Электролиз приносит пользу не только за счет того, что на электроде оседает вещество, но и за счет того, что на аноде выделяется газ. Такой технологический процесс позволяет получать, например, водород.

Электрохимия нашла своё применение и при очистке сточных вод. При помощи химического разложения загрязнения выводятся из жидкости, делая её пригодной для повторного использования.