Elektrolýza

elektrolýza je průchod stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem produkujícím chemické reakce na elektrodách a rozklad materiálů.

hlavními součástmi potřebnými k dosažení elektrolýzy jsou elektrolyt, elektrody a externí zdroj energie. Oddíl (např. ion-exchange membrány nebo solný můstek) je volitelný, aby produkty z šíření do okolí z protější elektrody.

elektrolyt je vodivá iontová chemická látka, která obsahuje volné ionty a nese elektrický proud (např., iontově vodivý polymer, roztok nebo kapalná iontová sloučenina). Pokud ionty nejsou pohyblivé, jako u většiny pevných solí, nemůže dojít k elektrolýze. Tekutý elektrolyt je produkován:

• Solvatační nebo reakci iontové sloučeniny s rozpouštědlem (například vodou) k výrobě mobilních iontů
• iontová sloučenina rozpuštěné topení

elektrody jsou ponořeny od sebe vzdáleny tak, že proud teče mezi nimi přes elektrolyt a jsou napojeny na zdroj energie, který dokončí elektrický obvod., Stejnosměrný proud dodávaný zdrojem energie pohání reakci způsobující, že ionty v elektrolytu jsou přitahovány k příslušné opačně nabité elektrodě.

elektrody z kovu, grafitu a polovodičového materiálu jsou široce používány. Výběr vhodné elektrody závisí na chemické reaktivitě mezi elektrodou a elektrolytem a výrobních nákladech. Historicky, když byly pro elektrolýzu žádoucí nereaktivní anody, byl vybrán grafit (nazývaný plumbago v Faradayově době) nebo platina. Bylo zjištěno, že jsou některé z nejméně reaktivních materiálů pro anody., Platinum narušuje velmi pomalu ve srovnání s jinými materiály a grafit se rozpadá a mohou produkovat oxid uhličitý ve vodných roztocích, ale jinak se neúčastní reakce. Katody mohou být vyrobeny ze stejného materiálu, nebo mohou být vyrobeny z více reaktivní, protože anoda opotřebení je větší v důsledku oxidace na anodě.

proces elektrolyzyedit

klíčovým procesem elektrolýzy je výměna atomů a iontů odstraněním nebo přidáním elektronů v důsledku aplikovaného proudu., Požadované produkty elektrolýzy jsou často v jiném skupenství z elektrolytu a mohou být odstraněny tím, že fyzické procesy (např. sběrem plynu nad elektroda nebo vysrážení produktu z elektrolytu).

množství výrobků, které je úměrné proudu, a když se dva nebo více elektrolytické články jsou zapojeny do série na stejný zdroj napájení, výrobky produkované v buňkách jsou úměrné jejich stejné hmotnosti. Ty jsou známé jako Faradayovy zákony elektrolýzy.

každá elektroda přitahuje ionty, které mají opačný náboj., Kladně nabité ionty (kationty) se pohybují směrem k elektronově poskytující (negativní) katodě. Záporně nabité ionty (anionty) se pohybují směrem k anodě extrahující elektron (pozitivní). V tomto procesu jsou elektrony účinně zavedeny na katodu jako reaktant a odstraněny na anodě jako produkt. V chemii se ztráta elektronů nazývá oxidace, zatímco elektronový zisk se nazývá redukce.

když neutrální atomy nebo molekuly, jako jsou atomy na povrchu elektrody, získávají nebo ztrácejí elektrony, stávají se ionty a mohou se rozpouštět v elektrolytu a reagovat s jinými ionty.,

když ionty získávají nebo ztrácejí elektrony a stávají se neutrálními, mohou tvořit sloučeniny, které se oddělují od elektrolytu. Pozitivní kovové ionty jako Cu2+ se ukládají na katodu ve vrstvě. Podmínky pro to jsou galvanické pokovování, electrowinning a electrorefining.

když iont získá nebo ztratí elektrony, aniž by se stal neutrálním, změní se jeho elektronický náboj.

například elektrolýza solanky produkuje vodíkové a chlorové plyny, které bublají z elektrolytu a jsou shromažďovány., Počáteční celková reakce je tedy:

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

reakce na anodě výsledky v plynný chlór z chloridových iontů:

2 Cl− → Cl2 + 2 e−

reakce na katodě výsledky v plynného vodíku a hydroxidu ionty:

2 H2O + 2 e− → H2 + 2 OH−

Bez přepážky mezi elektrodami, ionty OH− se vyrábí na katodě jsou volně rozptýlené po celé elektrolytu k anodě., Jako elektrolyt se stává více základních vzhledem k produkci OH−, méně Cl2 vyplývá z řešení, jak to začne reagovat s hydroxidem výrobu chlornanu na anodě:

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

další příležitost Cl2 musí komunikovat s NaOH v roztoku, tím méně Cl2 vzniká na povrchu roztoku a rychlejší výrobu chlornanu postupuje. To závisí na faktorech, jako je teplota roztoku, doba, po kterou je molekula Cl2 v kontaktu s roztokem, a koncentrace NaOH.,

Stejně tak, jako chlornan zvýšení koncentrace, chlorečnany jsou vyrobená z nich:

3 NaClO → NaClO3 + 2 NaCl

Další reakce se vyskytují, jako je self-ionizace vody a rozkladu chlornanu na katodě, míra závisí na faktorech, jako jsou difúze a ploše povrchu katody v kontaktu s elektrolytem.,

Rozklad potentialEdit

Rozklad potenciálu, nebo rozklad napětí se vztahuje k minimální napětí (rozdíl v elektrodového potenciálu) mezi anodou a katodou z elektrolytické cely, které je potřebné pro elektrolýzu dojít.

napětí, při kterém je elektrolýza termodynamicky výhodná, je rozdíl potenciálů elektrody vypočítaný pomocí Nernstovy rovnice. Použití dodatečného napětí, označovaného jako nadpotenciální, může zvýšit rychlost reakce a je často zapotřebí nad termodynamickou hodnotou., Je zvláště nezbytný pro elektrolytické reakce zahrnující plyny, jako je kyslík, vodík nebo chlor.

oxidace a redukce na elektrodesedit

oxidace iontů nebo neutrálních molekul se vyskytuje na anodě. Například, je možné oxidovat železnaté ionty na železité ionty na anodě:

Fe2+
(aq) → Fe3+
(aq) + e−

Snížení ionty nebo neutrální molekuly, dochází na katodě. Je možné snížit červenou krevní solí ionty ferrokyanidu iontů na katodě:

Fe(CN)3-
6 + e− → Fe(CN)4-
6

Neutrální molekuly mohou také reagovat na některou z elektrod., Pro příklad: p-Benzoquinone může být snížena na hydrochinon se na katodě:

+ 2 e− + 2 H+ →

V posledním příkladu, ionty H+ (vodíkových iontů) se také zúčastnit reakci a je poskytována kyseliny v roztoku, nebo samotného rozpouštědla (voda, methanol, atd.). Elektrolytické reakce zahrnující ionty H+ jsou v kyselých roztocích poměrně časté. Ve vodných alkalických roztocích jsou běžné reakce zahrnující oh− (hydroxidové ionty).

někdy jsou samotná rozpouštědla (obvykle voda) oxidována nebo redukována na elektrodách., Je dokonce možné mít elektrolýzu zahrnující plyny, např. pomocí plynové difúzní elektrody.

Energetické změny v průběhu electrolysisEdit

množství elektrické energie, které musí být přidány rovná změna gibbsovy volné energie reakce plus ztráty v systému. Ztráty mohou být (teoreticky) libovolně blízké nule, takže maximální termodynamická účinnost se rovná entalpické změně dělené změnou volné energie reakce., Ve většině případů je elektrický vstup větší než entalpická změna reakce, takže se uvolňuje určitá energie ve formě tepla. V některých případech, například při elektrolýze páry na vodík a kyslík při vysoké teplotě, je opak pravdou a tepelná energie je absorbována. Toto teplo je absorbováno z okolí a hodnota ohřevu vyrobeného vodíku je vyšší než elektrický vstup.

VariationsEdit

pulsující proud vede k produktům odlišným od DC., Například, pulzující zvyšuje poměr ozonu na kyslík produkované na anodě při elektrolýze vodného kyselý roztok, např. zředěné kyseliny sírové. Elektrolýza ethanolu s pulzním proudem vyvíjí aldehyd místo primárně kyseliny.

Související techniqueEdit

následující techniky jsou vztahující se k elektrolýze:

• Elektrochemické buňky, včetně vodíkových palivových článků, využívání rozdílů ve Standardní elektrodový potenciál generovat elektrický potenciál, který poskytuje užitečné energie., Ačkoli souvisí s interakcí iontů a elektrod, elektrolýza a provoz elektrochemických buněk jsou zcela odlišné. Chemická buňka by však neměla být považována za provádění elektrolýzy v opačném směru.