Elektrolýza

Z Multimediaexpo.cz

Elektrolýza je fyzikálně-chemický jev, způsobený průchodem elektrického proudu kapalinou, při kterém dochází k chemickým změnám na elektrodách.

Obsah 1 Částicové vysvětlení 2 Příklady elektrolýzy 2.1 Elektrolýza roztoku kuchyňské soli 2.2 Elektrolýza vody 2.3 Galvanické poměďování 3 Faradayovy zákony elektrolýzy 3.1 1. Faradayův zákon 3.2 2. Faradayův zákon 4 Využití elektrolýzy 4.1 Schematický průběh elektrolýzy 5 Související články 6 Reference

Částicové vysvětlení

Elektricky vodivá kapalina obsahuje směs kationtů a aniontů vzniklých v kapalině disociací. Průchodem elektrického proudu dochází k pohybu kladných iontů k záporné elektrodě a záporných iontů ke kladné elektrodě. Na elektrodách pak může docházet k chemickým reakcím - mezi ionty a elektrodou, mezi ionty samotnými nebo mezi ionty a kapalinou (díky vyšší koncentraci iontů u elektrody).

Příklady elektrolýzy

Elektrolýza roztoku kuchyňské soli

Elektrolytem může být vodný roztok chloridu sodného NaCl (kuchyňská sůl), jenž je disociován na kladné ionty sodíku Na⁺ a záporné ionty chloru Cl⁻. Elektrody mohou být např. uhlíkové. Elektrické napětí mezi elektrodami usměrní pohyb Na⁺ k záporné elektrodě, ze které si iont H⁺ vezme elektron a změní se na elektricky neutrální částici - atom vodíku H, který se sloučí s jiným atomem vodíku za vzniku molekuly H₂. Záporné ionty Cl⁻ jsou přitahovány ke kladné elektrodě, které odevzdají svůj přebytečný elektron, a po dvou se sloučí do elektricky neutrální molekuly chloru Cl₂. Na záporné elektrodě se z roztoku nevylučuje pevný sodík (to by se stalo, kdybychom místo vodného roztoku soli použili její taveninu - tímto procesem také lze s úspěchem kovový sodík vyrobit), ale probíhá zde redukce vodíku. Sodíkové kationty zůstávají v roztoku spolu s hydroxidovými anionty - jedná se o výrobu hydroxidu sodného.

Elektrolýza vody

Při elektrolýze vody se jako elektrolyt používá roztok kyseliny sírové H₂SO₄ a ve vodě elektrody z platiny, která s kyselinou sírovou nereaguje. Disociací molekul kyseliny sírové vznikají v roztoku kladné ionty vodíku H⁺ a záporné ionty SO₄²⁻. Kationty vodíku se pohybují k záporné elektrodě, od které přijímají elektron a slučují se do molekuly vodíku H₂. Anionty SO₄²⁻ se pohybují ke kladné elektrodě, které odevzdají své přebytečné elektrony a elektricky neutrální molekula SO₄ okamžitě reaguje s vodou - vzniká nová molekula H₂SO₄. Při této reakci se uvolňují molekuly kyslíku O₂. U záporné elektrody se tedy vylučuje z roztoku vodík, u kladné elektrody se vylučuje kyslík. Přitom v elektrolytu zůstává stejný počet molekul kyseliny sírové H₂SO₄, zatímco ubývá molekul vody H₂O, koncentrace roztoku se zvyšuje. K elektrolýze vody se používá Hofmanův přístroj. Energetická účinnost elektrolýzy vody (získaná chemická energie/dodaná elektrická energie) dosahuje v praxi 60-70%.^[1]

Galvanické poměďování

Elektrolytem při galvanickém poměďování může být roztok síranu měďnatého CuSO₄ ve vodě, kladná elektroda musí být z mědi, zápornou elektrodu tvoří vodivý předmět, který má být pokovován. CuSO₄ se ve vodě disociuje na kationty mědi Cu²⁺ a anionty SO₄²⁻. Ionty Cu²⁺ jsou přitahovány k záporné elektrodě, na které postupně vytváří měděný povlak. Ionty SO₄²⁻ jsou přitahovány ke kladné měděné elektrodě, z které vytrhují kationty mědi Cu²⁺. Koncentrace roztoku zůstává stejná, měděná elektroda se časem rozpouští.

Faradayovy zákony elektrolýzy

1. Faradayův zákon

Hmotnost látky vyloučené na elektrodě závisí přímo úměrně na elektrickém proudu, procházejícím elektrolytem, a na čase, po který elektrický proud procházel.

\(m = A . I . t\),

kde m je hmotnost vyloučené látky, A je elektrochemický ekvivalent látky, I je elektrický proud, t je čas nebo též

\(m = A . Q \),

kde Q je elektrický náboj prošlý elektrolytem.

2. Faradayův zákon

Látková množství vyloučená stejným nábojem jsou pro všechny látky chemicky ekvivalentní, neboli elektrochemický ekvivalent A závisí přímo úměrně na molární hmotnosti látky.

\(A = \frac {M_m}{F.z}\),

kde F je Faradayova konstanta F = 9,6485×10⁴ C.mol⁻¹ a z je počet elektronů, které jsou potřeba při vyloučení jedné molekuly (např. pro Cu²⁺ → Cu je z = 2, pro Ag⁺ → Ag je z = 1).

Využití elektrolýzy

• Výroba chlóru
• Rozklad různých chemických látek (elektrolýza vody)
• Elektrometalurgie - výroba čistých kovů (hliník)
• Elektrolytické čištění kovů - rafinace (měď, zinek, nikl)
• Galvanické pokovování (chromování, niklování, zlacení) - pokrývání předmětů vrstvou kovu
• Galvanoplastika - kovové obtisky předmětů, např. pro výrobu odlévacích forem
• Galvanické leptání - kovová elektroda se v některých místech pokryje nevodivou vrstvou, nepokrytá část se průchodem proudu elektrolytem vyleptá
• Polarografie - určování chemického složení látky pomocí změn elektrického proudu procházejícího roztokem zkoumané látky
• Akumulátory - nabíjení chemického zdroje elektrického napětí průchodem elektrického proudu

Schematický průběh elektrolýzy

Související články

• Elektřina
• Galvanický článek

Reference

1. ↑ Bedřich Heřmanský, Ivan Štoll: Energie pro 21. století, ČVUT 1992

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu Elektrolýza

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii