Elektrolízis

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2022. április 5-én felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzések 6 szerkesztést igényelnek .

Az elektrolízis egy fiziko-kémiai folyamat, amelyben az elektródákon oldott anyagok vagy egyéb anyagok összetevői szabadulnak fel , amelyek az elektródákon végbemenő másodlagos reakciók eredményeként jönnek létre, amikor elektromos áram áthalad egy elektrolitoldaton vagy olvadékon .

Az elektrolízis az egyik legjobb módszer a fémek aranyozására vagy bevonására rézzel, arannyal.

Az ionok rendezett mozgása vezető folyadékokban elektromos térben történik , amelyet egy elektromos energiaforrás pólusaihoz kapcsolódó elektródák - vezetők hoznak létre. Az elektrolízis során a katódot negatív, az anód pozitív elektródának nevezzük [1] . A pozitív ionok - kationok ( fémionok , hidrogénionok , ammóniumionok stb.) - a katód felé, a negatív ionok - anionok (savmaradékok és hidroxilcsoportok ionjai) - az anód felé mozognak.

Az elektrolízis során az elektródákon fellépő reakciókat másodlagosnak nevezzük. Elsődlegesek az elektrolit disszociációs reakciói. A reakciók primer és másodlagos felosztása segített Michael Faradaynek az elektrolízis törvényeinek megállapításában.

Kémiai szempontból az elektrolízis egy redox folyamat, amely az elektródákon megy végbe, amikor állandó elektromos áram halad át egy elektrolit oldaton.

Alkalmazás

Az elektrolízist széles körben használják a modern iparban . Az elektrolízis az alumínium , réz, hidrogén , mangán-dioxid [2] , hidrogén-peroxid ipari előállításának egyik módja . Az ércekből nagyszámú fémet vonnak ki és vetnek alá elektrolízissel ( elektroextrakció , elektrofinomítás ). Ezenkívül az elektrolízis a fő folyamat, amelyben a kémiai áramforrás működik .

Az elektrolízist a szennyvíztisztításban alkalmazzák (elektrokoagulációs, elektroextrakciós, elektroflotációs eljárások).

Számos anyag (fémek, hidrogén, klór stb.) előállítására használják fémbevonatok felvitelénél ( galvanizálás ), tárgyak alakjának visszaadására ( galvanizálás ).

Faraday első törvénye

1832-ben Faraday megállapította , hogy az elektródán felszabaduló anyag m tömege egyenesen arányos az elektroliton áthaladó q elektromos töltéssel:

$m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t$ , ha I áramerősségű egyenáramot vezetünk át az elektroliton t ideig .

Az arányossági együtthatót egy anyag elektrokémiai megfelelőjének nevezzük . Számszerűen megegyezik az anyag tömegével, amely egyetlen elektromos töltés elektroliton való áthaladása során szabadul fel, és az anyag kémiai természetétől függ. $k$

Faraday törvényének származtatása

m=m_{i}N_{i}

(egy)

m_{i}=M/N_{a}

(2)

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

(3)

\Delta q=I\Delta t

(négy)

q_{i}=ez

, (5) ahol z egy anyag atomjának ( ionjának ) vegyértéke , e az elektrontöltés A (2)-(5)-et (1) behelyettesítve kapjuk

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

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

hol van a Faraday állandó . $F=eN_{A}$

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

m=kI\Delta t

Faraday második törvénye

A különböző anyagok elektrokémiai ekvivalensei arányosak moláris tömegükkel és fordítottan arányosak a kémiai vegyértéküket kifejező számokkal.

Egy ion kémiai egyenértéke az ion moláris tömegének és vegyértékének aránya . Ezért az elektrokémiai megfelelője $A$ $z$

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

hol van a Faraday állandó . $F$

Faraday második törvénye a következőképpen íródott:

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

, hol van egy adott anyag móltömege (de nem feltétlenül szabadul fel - közvetlenül a képződés után bármilyen reakcióba léphetett volna) az elektrolízis eredményeként, g / mol

M

én

- anyagon vagy anyagkeveréken áthaladó áramerősség (oldat, olvadék ), A

{\Delta }t

az az idő, amely alatt az elektrolízist elvégezték, s

F

Faraday állandója , C mol −1 _

n

- a folyamatban részt vevő elektronok száma, amely kellően nagy áramerősség mellett megegyezik az elektrolízisben közvetlenül részt vevő (oxidált) ion (és ellenionja) töltésének abszolút értékével vagy csökkentve) Ez azonban nem mindig van így; például egy réz(II) sóoldat elektrolízise során nem csak szabad réz, hanem réz(I) ionok is képződhetnek (kis áramerősség mellett).

Változás anyagok elektrolízisével

Nem minden anyag elektrolizálódik, amikor elektromos áram folyik át rajta. Vannak minták és szabályok.

Aktív fémkationok _	Kevésbé aktív fémek kationjai	Inaktív fémek kationjai
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+
Erősen kisütnek (csak olvadékból), vizes oldatban a víz elektrolízisen megy keresztül hidrogén felszabadulásával	Vizes oldatban a fém redukálódik (az oldatban lévő kationok alacsony koncentrációja esetén - fém és hidrogén)	Könnyen kisüthető, és csak a fém kerül helyre

Oxigéntartalmú savak és fluoridionok anionjai	Hidroxid ionok ; anoxikus savak anionjai (kivéve F − )
PO 4 3 - , CO 3 2 - , SO 4 2 - , NO 3 - , NO 2 - , ClO 4 - , F -	OH - , Cl - , Br - , I - , S 2 -
Erősen kisütnek (csak olvadékból), vizes oldatban a víz elektrolízisen megy keresztül oxigén felszabadulásával	Könnyen lemeríthető

Példák

Az anódkatódnál eltérő feszültségek A végső egyenletek nem tartalmaznak minden adatot (oldat, például víz vagy oldott anyagok)

Olvad

Az aktív fémek, a kevésbé aktív fémek és az inaktív fémek hasonlóan viselkednek az olvadékokban.

Aktív fém sója és oxigénmentes sav	Egy aktív fém és egy oxigéntartalmú sav sója	Hidroxid: aktív fém és hidroxid ion
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}$ A(+): ${\ce {Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2))$ Következtetés: ${\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0))$ A(+): ${\ce {2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2))$ Következtetés: ${\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\ce {Na+ + e- = Na^0))$ A(+): ${\ce {4OH- - 4e- = 2H2O + O2))$ Következtetés: ${\ce {4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^}}$

Megoldások

Aktív fémek

Aktív fém sója és oxigénmentes sav	Egy aktív fém és egy oxigéntartalmú savmaradék sója	Hidroxid: aktív fém és hidroxid ion
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = Cl2))$ Következtetés: ${\ce {2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH))$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\megjelenítési stílus {\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))}$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Következtetés: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\megjelenítési stílus {\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))}$ A(+): ${\ce {4OH- -4e-=O2^+2H2O))$ Teljes: ${\ce {4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O))$ Következtetés: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$

Kevésbé aktív fémek és inaktív fémek

Egy kevésbé aktív fém és egy oxigénmentes sav sója	Egy kevésbé aktív fém és egy oxigéntartalmú sav sója	Hidroxid
${\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = 2Cl^0))$ Következtetés: ${\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}$	${\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Következtetés: ${\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2))$	Lehetetlen: az inaktív fém-hidroxidok vízben oldhatatlanok

Mnemonikus szabály

Az elektrokémiában a katódos és anódos folyamatok memorizálásához a következő emlékezési szabályt kell alkalmazni:

Az anionok az anódon oxidálódnak.
A katódon a kationok redukálódnak.

Az első sorban minden szó magánhangzóval kezdődik, a másodikban mássalhangzóval.

Vagy egyszerűbb:

KATÓD – KATÓDOK (ionok a katódon)
ANod – ANionok (ionok az anódon)

Elektrolízis gázokban

A gázok elektrolízise ionizátor jelenlétében abban a tényben rejlik, hogy amikor egy egyenáram áthalad rajtuk, az elektródákon anyagok felszabadulását figyelik meg. Faraday gázokra vonatkozó törvényei nem érvényesek, de több minta létezik:

ionizátor hiányában az elektrolízist még nagyfeszültségen sem hajtják végre;
csak a gáz halmazállapotú oxigénmentes savakat és néhány gázt vetünk alá elektrolízisnek;
az elektrolízis egyenletei mind elektrolitokban, mind gázokban mindig állandóak.

Lásd még

Jegyzetek

↑ A katód és az anód előjelének fordított jelölése megtalálható a szakirodalomban a galvánelemek leírásánál
↑ Elektroszintézis // Chemical Encyclopedia.

Linkek

Elektrolízissel kapcsolatos cikkek

Az elektrolízis kezdetei	Kémiai áramforrások Faraday törvényei Szabványos elektródapotenciál

Elektrolitikus folyamatok

Elektrolízissel nyert anyagok	Alumínium fémes kalcium Klór Fluor Hidrogén fém lítium Magnézium fém kálium fémes nátrium Nátrium-hidroxid Cink
Lásd még	Elektrokémia

Kémiai elválasztási módszerek
reflux Lepárlás zóna olvadás Többszörös párologtatás Egyszeri párologtatás Újrakristályosítás fokozatos párolgás Reflux Szilárd fázisú extrakció Frakcionált kondenzáció Kromatográfia Elektrolízis Kitermelés