Elektrolýza
Hlavní záložky
1. Obecná charakteristika elektrolýzy
Elektrolýza je děj, při kterém dochází k rozkladu roztoku elektrolytu (tavenina nebo roztok iontových sloučenin) procházejícím stejnosměrným elektrickým proudem. Proud je do roztoku zaváděn pomocí dvojice elektrod – katody a anody. Proud způsobuje, že na elektrodách dochází k oxidačně-redukčním (redoxním) reakcím. Anoda je vždy elektroda, na které dochází k oxidaci, katoda je vždy elektroda, na které dochází k redukci. Aby na katodě mohla probíhat redukce (snížení oxidačního stavu v důsledku přijmutí elektronů) musí být připojena k zápornému pólu zdroje, je záporně nabita (od zdroje k ní putují elektrony – teče k ní elektrický proud). Anoda je připojena ke kladnému pólu zdroje, je kladně nabita (oxidace je zvýšení oxidačního stavu v důsledku odtrhnutí elektronů, které odcházejí do vnějšího obvodu). V roztoku elektrolytu v důsledku přitažlivosti opačných elektrických nábojů putují ke katodě oxidované formy (kationty), k anodě redukované formy (anionty).
Některé elektrolyty obsahují větší počet kationtů a aniontů. O tom, který kation a anion se bude aktivně účastnit elektrolýzy rozhoduje standardní redukční potenciál E0. U katody se redukují částice s nejvyšší hodnotou standardního redukčního potenciálu, u anody se oxidují částice, které mají tuto hodnotu nejnižší.
|
Tavenina chloridu sodného NaCl je složena pouze z kationtů sodných Na+ a aniontů chloru Cl-. Je tedy pochopitelné, že produktem elektrolýzy této taveniny je elementární sodík Na a plynný chlor Cl2. Ve vodném roztoku chloridu sodného jsou kromě kationtů sodíku Na+ a aniontů chloru Cl- přítomny i oxonionové kationty H3O+ (níže uvedené jako H+/H2) a hydroxylové anionty OH- (níže uvedeno jako OH-/O2). Standardní redukční potenciály zmíněných iontů jsou: Na+/Na0 -2,713 V H+/H2 0 V Cl-/Cl2 1,359 V OH-/O2 0,401 Z uvedeného je zřejmé, že na katodě bude přednostně docházet k redukci oxonionového kationtu H3O+ za vzniku vody H2O a uvolnění vodíku. Vzniklá voda reaguje s kationty sodíku Na+ za vzniku roztoku hydroxidu sodného NaOH. Na anodě se uvolňuje plynný chlor. |
Elektrolýza se využívá při výrobě chemických prvků (např. hliníku, vodíku, kyslíku) i sloučenin (např. hydroxidu sodného). Kromě toho se elektrolýza uplatňuje například při galvanickém poměďování či přečišťování kovů.
Faraday původně publikoval dva zákony. Dnes je zvykem zapisovat je ve formě jediného zákona.
Vyjděme z následující představy. Prochází-li elektrolyzérem (zařízení, v němž probíhá elektrolýza) konstantní proud I po dobu τ, projde systémem náboj Q = I⋅τ.
K přeměně jedné částice s nábojem z je třeba celkového náboje Q/1 částice = z⋅e (e je elementární náboj elektronu).
Analogicky dostaneme, že k přeměně jednoho molu částic o náboji z je třeba náboje Q/1 mol = z⋅e⋅NA (NA je Avogadrova konstanta udávající počet částic v jednom molu). Součin elementárního náboje a Avogadrovy konstanty udává náboj jednoho molu elektronů, který je konstantní. Tuto novou konstantu nazveme Faradayovou konstantou F, jejíž hodnota je F = 96 485 C·mol-1.
Z výše uvedeného plyne, že celkový počet molů n, které vyloučíme při elektrolýze proudem I za čas τ se rovná n = m/M = I⋅τ z⋅F (spojení Faradayova prvního a druhého zákona). Tento zákon je jedním z nejpřesnějších fyzikálních zákonů a dlouhou dobu byl používán pro standardizaci dalších fyzikálních veličin, například jednoho ampéru.
