Elektrolýza

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 5. dubna 2022; kontroly vyžadují 6 úprav .

Elektrolýza je fyzikálně-chemický proces spočívající v uvolňování složek rozpuštěných látek nebo jiných látek na elektrodách, které jsou výsledkem sekundárních reakcí na elektrodách , ke kterým dochází při průchodu elektrického proudu roztokem elektrolytu nebo taveninou .

Elektrolýza je jednou z nejlepších metod zlacení nebo potahování kovu mědí, zlatem.

K uspořádanému pohybu iontů ve vodivých kapalinách dochází v elektrickém poli , které je vytvářeno elektrodami - vodiči připojenými k pólům zdroje elektrické energie. Katoda při elektrolýze se nazývá záporná elektroda, anoda - kladná [1] . Kladné ionty - kationty (kovové ionty , vodíkové ionty, amonné ionty atd.) - se pohybují směrem ke katodě, záporné ionty - anionty (ionty kyselých zbytků a hydroxylové skupiny) - se pohybují směrem k anodě.

Reakce, ke kterým dochází při elektrolýze na elektrodách, se nazývají sekundární. Primární jsou reakce disociace v elektrolytu. Rozdělení reakcí na primární a sekundární pomohlo Michaelu Faradayovi stanovit zákony elektrolýzy.

Elektrolýza je z hlediska chemie redoxní proces, ke kterému dochází na elektrodách, když roztokem elektrolytu prochází konstantní elektrický proud.

Aplikace

Elektrolýza je široce používána v moderním průmyslu . Zejména elektrolýza je jednou z metod průmyslové výroby hliníku , mědi, vodíku , oxidu manganičitého [2] , peroxidu vodíku . Z rud se získává velké množství kovů, které se podrobují zpracování pomocí elektrolýzy ( elektroextrakce , elektrorafinace ). Elektrolýza je také hlavním procesem, kterým funguje zdroj chemického proudu .

Elektrolýza nachází uplatnění v čištění odpadních vod (elektrokoagulace, elektroextrakce, elektroflotační procesy).

Používá se k získávání mnoha látek (kovy, vodík, chlór atd.), při nanášení kovových povlaků ( galvanické pokovování ), reprodukování tvaru předmětů ( galvanické pokovování ).

Faradayův první zákon

V roce 1832 Faraday zjistil, že hmotnost m látky uvolněné na elektrodě je přímo úměrná elektrickému náboji q, který prošel elektrolytem:

$m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t$ , prochází-li elektrolytem stejnosměrný proud o síle proudu I po dobu t .

Koeficient úměrnosti se nazývá elektrochemický ekvivalent látky . Číselně se rovná hmotnosti látky uvolněné při průchodu jediného elektrického náboje elektrolytem a závisí na chemické povaze látky. $k$

Odvození Faradayova zákona

{\displaystyle m=m_{i}N_{i))

(jeden)

{\displaystyle m_{i}=M/N_{a))

(2)

N_{i}={\frac {\Delta q}{q_{i))}

(3)

\Delta q=I\Delta t

(čtyři)

q_{i}=ez

, (5) kde z je valence atomu ( iontu ) látky, e je náboj elektronu Dosazením (2)-(5) do (1) dostaneme

m={\frac {M}{zeN_{A))}I\Delta t

m={\frac {M}{zF}}I\Delta t

kde je Faradayova konstanta . $F=eN_{A}$

k={\frac {M}{Fz))

m=kI\Delta t

Faradayův druhý zákon

Elektrochemické ekvivalenty různých látek jsou úměrné jejich molárním hmotnostem a nepřímo úměrné číslům vyjadřujícím jejich chemickou mocnost.

Chemický ekvivalent iontu je poměr molární hmotnosti iontu k jeho mocenství . Tedy elektrochemický ekvivalent $A$ $z$

k\ =\ {1 \over F}\cdot {A \over z}

kde je Faradayova konstanta . $F$

Druhý Faradayův zákon je napsán takto:

m={\frac {M{\cdot }I{\cdot }{\Delta }t}{n{\cdot }F))

, kde je molární hmotnost dané látky vytvořená (ne však nutně uvolněná - mohla vstoupit do jakékoli reakce ihned po vzniku) v důsledku elektrolýzy, g / mol

M

já

- proudová síla , procházející látkou nebo směsí látek (roztok, tavenina ), A

{\Delta }t

je doba, po kterou byla elektrolýza provedena, s

F

je Faradayova konstanta , C mol −1

n

- počet elektronů účastnících se procesu, který se při dostatečně velkých hodnotách proudové síly rovná absolutní hodnotě náboje iontu (a jeho protiiontu), který se přímo podílel na elektrolýze (oxidovaný nebo snížené) To však není vždy případ; například při elektrolýze roztoku měďnaté (II) soli mohou vznikat nejen volná měď, ale také měďnaté (I) ionty (při nízké intenzitě proudu).

Změna elektrolýzou látek

Ne všechny látky se při průchodu elektrického proudu elektrolyzují. Existují určité vzorce a pravidla.

Aktivní kationty kovů	Kationty méně aktivních kovů	Kationty neaktivních kovů
Li + , Cs + , Rb + , K + , Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , Na + , Mg 2+ , Be 2+ , Al 3+	Mn 2+ , Cr 3+ , Zn 2+ , Ga 3+ , Fe 2+ , Cd 2+ , In 3+ , Tl + , Co 2+ , Ni 2+ , Mo 4+ , Sn 2+ , Pb 2+	Bi 3+ , Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ , Pd 3+ , Pt 2+ , Au 3+
Jsou silně vybité (pouze z tavenin), ve vodném roztoku dochází k elektrolýze vody za uvolňování vodíku	Ve vodném roztoku dochází k redukci kovu (při nízké koncentraci kationtů v roztoku – kov a vodík)	Snadno se vybije a obnoví se pouze kov

Anionty kyselin obsahujících kyslík a fluoridový iont	hydroxidové ionty ; anionty anoxických kyselin (kromě F − )
PO 4 3 - , CO 3 2 - , SO 4 2 - , NO 3 - , NO 2 - , ClO 4 - , F -	OH- , Cl- , Br- , I- , S2- _ _ _ _ _
Jsou silně vybité (pouze z tavenin), ve vodném roztoku dochází k elektrolýze vody za uvolňování kyslíku	Snadno se vybíjí

Příklady

Napětí odlišné na anodové katodě konečné rovnice neobsahují všechna data (roztok jako voda nebo rozpuštěné látky)

Taví

Aktivní kovy, méně aktivní kovy a neaktivní kovy se v tavenině chovají podobně.

Sůl aktivního kovu a bezkyslíkaté kyseliny	Sůl aktivního kovu a kyseliny obsahující kyslík	Hydroxid: aktivní kov a hydroxidový iont
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}$ A(+): ${\ce {Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2))$ Závěr: ${\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0))$ A(+): ${\ce {2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2))$ Závěr: ${\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\ce {Na+ + e- = Na^0))$ A(+): ${\ce {4OH- - 4e- = 2H2O + O2))$ Závěr: ${\ce {4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^}}$

Řešení

Aktivní kovy

Sůl aktivního kovu a bezkyslíkaté kyseliny	Sůl aktivního kovu a zbytek kyseliny obsahující kyslík	Hydroxid: aktivní kov a hydroxidový iont
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = Cl2))$ Závěr: ${\ce {2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH))$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Závěr: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))$ A(+): ${\ce {4OH- -4e-=O2^+2H2O))$ Celkový: ${\ce {4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O))$ Závěr: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$

Méně aktivní kovy a neaktivní kovy

Sůl méně aktivního kovu a kyseliny bez kyslíku	Sůl méně aktivního kovu a kyseliny obsahující kyslík	Hydroxid
${\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = 2Cl^0))$ Závěr: ${\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}$	${\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Závěr: ${\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2))$	Nemožné: neaktivní hydroxidy kovů jsou nerozpustné ve vodě

Mnemotechnické pravidlo

Pro zapamatování katodických a anodových procesů v elektrochemii existuje následující mnemotechnické pravidlo:

Anionty jsou na anodě oxidovány.
Na katodě dochází k redukci kationtů.

V prvním řádku začínají všechna slova samohláskou, ve druhém - souhláskou.

Nebo snadněji:

CAThode - CATions (ionty na katodě)
ANod - ANionty (ionty na anodě)

Elektrolýza v plynech

Elektrolýza v plynech za přítomnosti ionizátoru spočívá v tom, že když jimi prochází stejnosměrný elektrický proud, je pozorováno uvolňování látek na elektrodách. Faradayovy zákony v plynech nejsou platné, ale existuje několik vzorů:

v nepřítomnosti ionizátoru nebude elektrolýza provedena ani při vysokém napětí;
elektrolýze podléhají pouze bezkyslíkaté kyseliny v plynném stavu a některé plyny;
rovnice elektrolýzy, jak v elektrolytech, tak v plynech, zůstávají vždy konstantní.

Viz také

Poznámky

↑ Opačné označení znaménka katody a anody najdeme v literatuře při popisu galvanických článků
↑ Elektrosyntéza // Chemická encyklopedie.

Odkazy

Články týkající se elektrolýzy

Počátky elektrolýzy	Chemické zdroje proudu Faradayovy zákony Standardní elektrodový potenciál

Elektrolytické procesy

Materiály získané elektrolýzou	Hliník kovový vápník Chlór Fluor Vodík kovové lithium Hořčík kovový draslík kovový sodík Hydroxid sodný Zinek
viz také	Elektrochemie

Chemické separační metody
reflux Destilace zónové tavení Vícenásobné odpařování Jednorázové odpařování Rekrystalizace postupné odpařování Reflux Extrakce na pevné fázi Frakcionovaná kondenzace Chromatografie Elektrolýza Extrakce