Elektrolyysi

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 5. huhtikuuta 2022 tarkistetusta versiosta . tarkastukset vaativat 6 muokkausta .

Elektrolyysi on fysikaalis-kemiallinen prosessi, jossa vapautuu elektrodeille liuenneiden aineiden tai muiden aineiden aineosia, jotka ovat seurausta elektrodeilla tapahtuvista sekundaarisista reaktioista , jotka tapahtuvat sähkövirran kulkeessa elektrolyyttiliuoksen tai sulan läpi .

Elektrolyysi on yksi parhaista menetelmistä kullata tai päällystää metallia kuparilla, kullalla.

Ionien järjestäytynyt liike johtavissa nesteissä tapahtuu sähkökentässä , joka syntyy sähköenergialähteen napoihin kytketyillä elektrodeilla - johtimilla. Katodia elektrolyysin aikana kutsutaan negatiiviseksi elektrodiksi, anodipositiiviseksi [ 1] . Positiiviset ionit - kationit (metalli - ionit , vetyionit , ammoniumionit jne.) - liikkuvat kohti katodia, negatiiviset ionit - anionit (happojäännöksien ja hydroksyyliryhmän ionit) - liikkuvat anodia kohti.

Elektrolyysin aikana elektrodeilla tapahtuvia reaktioita kutsutaan toissijaisiksi. Ensisijaiset ovat dissosiaatioreaktiot elektrolyytissä. Reaktioiden jako primaari- ja toissijaisiin auttoi Michael Faradaya vahvistamaan elektrolyysin lait.

Kemiallisesti elektrolyysi on redox-prosessi, joka tapahtuu elektrodeilla, kun vakio sähkövirta kulkee elektrolyyttiliuoksen läpi.

Sovellus

Elektrolyysiä käytetään laajasti nykyaikaisessa teollisuudessa . Erityisesti elektrolyysi on yksi menetelmistä alumiinin , kuparin, vedyn , mangaanidioksidin [2] ja vetyperoksidin teolliseen tuotantoon . Malmeista uutetaan suuri määrä metalleja ja käsitellään elektrolyysin avulla ( sähköuutto , sähköraffinointi ). Myös elektrolyysi on pääprosessi, jossa kemiallinen virtalähde toimii .

Elektrolyysillä on käyttöä jätevesien käsittelyssä (sähkökoagulaatio, sähköuutto, elektroflotaatioprosessit).

Sitä käytetään monien aineiden (metallit, vety, kloori jne.) saamiseksi metallipinnoitteita levitettäessä ( sähköpinnoitus ), esineiden muodon toistamiseen ( sähköpinnoitus ).

Faradayn ensimmäinen laki

Vuonna 1832 Faraday havaitsi, että elektrodille vapautuneen aineen massa m on suoraan verrannollinen elektrolyytin läpi kulkeneeseen sähkövaraukseen q:

$m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t$ , jos tasavirta , jonka virranvoimakkuus on I , johdetaan elektrolyytin läpi ajan t .

Suhteellisuuskerrointa kutsutaan aineen sähkökemialliseksi ekvivalentiksi . Se on numeerisesti yhtä suuri kuin aineen massa, joka vapautuu yhden sähkövarauksen kulkiessa elektrolyytin läpi, ja riippuu aineen kemiallisesta luonteesta. $k$

Faradayn lain johdannainen

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

(yksi)

m_{i}=M/N_{a}

(2)

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

(3)

\Delta q=I\Delta t

(neljä)

q_{i}=ez

, (5) missä z on aineen atomin ( ionin ) valenssi , e on elektronin varaus Korvaamalla (2)-(5) luvulla (1), saamme

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

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

missä on Faradayn vakio . $F=eN_{A}$

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

m=kI\Delta t

Faradayn toinen laki

Eri aineiden sähkökemialliset ekvivalentit ovat verrannollisia niiden moolimassaan ja kääntäen verrannollisia niiden kemiallista valenssia ilmaiseviin lukuihin.

Ionin kemiallinen ekvivalentti on ionin moolimassan suhde sen valenssiin . Siksi sähkökemiallinen ekvivalentti $A$ $z$

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

missä on Faradayn vakio . $F$

Faradayn toinen laki on kirjoitettu seuraavasti:

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

, missä on tietyn aineen moolimassa, joka muodostuu (ei kuitenkaan välttämättä vapautunut - se olisi voinut mennä mihin tahansa reaktioon välittömästi muodostumisen jälkeen) elektrolyysin seurauksena, g / mol

M

minä

- aineen tai aineseoksen (liuos, sulate ) läpi kulkeva virranvoimakkuus , A

{\Delta }t

on aika, jonka aikana elektrolyysi suoritettiin, s

F

on Faradayn vakio , C mol −1

n

- prosessiin osallistuvien elektronien lukumäärä, joka riittävän suurilla virranvoimakkuuden arvoilla on yhtä suuri kuin elektrolyysiin suoraan osallistuneen (hapettuneen) ionin (ja sen vastaionin) varauksen itseisarvo tai vähennetty) Näin ei kuitenkaan aina ole; esimerkiksi kupari(II)-suolaliuoksen elektrolyysin aikana ei vain vapaata kuparia, vaan myös kupari(I)-ioneja voi muodostua (pienellä virranvoimakkuudella).

Muutos aineiden elektrolyysillä

Kaikki aineet eivät elektrolysoitu, kun sähkövirta kulkee läpi. On joitain malleja ja sääntöjä.

Aktiiviset metallikationit _	Vähemmän aktiivisten metallien kationit	Inaktiivisten metallien kationit
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+
Ne purkautuvat voimakkaasti (vain sulatuksista), vesiliuoksessa vesi käy läpi elektrolyysin vapauttaen vetyä	Vesiliuoksessa metalli pelkistyy (alhaisella kationipitoisuudella liuoksessa - metalli ja vety)	Tyhjentyy helposti, ja vain metalli palautetaan

Happipitoisten happojen anionit ja fluoridi-ioni	Hydroksidi-ionit ; hapettomien happojen anionit (paitsi F − )
PO 4 3 - , CO 3 2 - , SO 4 2 - , NO 3 - , NO 2 - , ClO 4 - , F -	OH - , Cl - , Br - , I - , S 2 -
Ne purkautuvat voimakkaasti (vain sulatuksista), vesiliuoksessa vesi käy läpi elektrolyysin vapauttaen happea	Helposti purkautuva

Esimerkkejä

Erilainen jännite anodikatodissa Lopulliset yhtälöt eivät sisällä kaikkia tietoja (liuos, kuten vesi tai liuenneet aineet)

Sulaa

Aktiiviset metallit, vähemmän aktiiviset metallit ja inaktiiviset metallit käyttäytyvät samalla tavalla sulaissa.

Aktiivisen metallin suola ja hapettomat hapot	Aktiivisen metallin ja happea sisältävän hapon suola	Hydroksidi: aktiivinen metalli- ja hydroksidi-ioni
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}$ A(+): ${\ce {Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2))$ Johtopäätös: ${\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\näyttötyyli {\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0))}$ A(+): ${\näyttötyyli {\ce {2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2))}$ Johtopäätös: ${\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\näyttötyyli {\ce {Na+ + e- = Na^0))}$ A(+): ${\näyttötyyli {\ce {4OH- - 4e- = 2H2O + O2))}$ Johtopäätös: ${\ce {4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^}}$

Ratkaisut

Aktiiviset metallit

Aktiivisen metallin suola ja hapettomat hapot	Aktiivisen metallin suola ja happea sisältävä happojäännös	Hydroksidi: aktiivinen metalli- ja hydroksidi-ioni
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\näyttötyyli {\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}}$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = Cl2))$ Johtopäätös: ${\ce {2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH))$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\näyttötyyli {\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))}$ A(+): ${\näyttötyyli {\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))}$ Johtopäätös: ${\näyttötyyli {\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\näyttötyyli {\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))}$ A(+): ${\näyttötyyli {\ce {4OH- -4e-=O2^+2H2O))}$ Kaikki yhteensä: ${\näyttötyyli {\ce {4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O))}$ Johtopäätös: ${\näyttötyyli {\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}}$

Vähemmän aktiiviset metallit ja inaktiiviset metallit

Vähemmän aktiivisen metallin ja hapettoman hapon suola	Vähemmän aktiivisen metallin ja happea sisältävän hapon suola	Hydroksidi
${\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = 2Cl^0))$ Johtopäätös: ${\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}$	${\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\näyttötyyli {\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))}$ Johtopäätös: ${\näyttötyyli {\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2))}$	Mahdotonta: inaktiiviset metallihydroksidit eivät liukene veteen

Muistosääntö

Katodisten ja anodiprosessien muistamiseksi sähkökemiassa on seuraava muistisääntö:

Anionit hapettuvat anodilla.
Katodilla kationit pelkistyvät.

Ensimmäisellä rivillä kaikki sanat alkavat vokaalilla, toisessa - konsonantilla.

Tai helpompi:

CATodi - KATIONit (ionit katodissa)
ANod - ANionit (ionit anodissa)

Elektrolyysi kaasuissa

Kaasujen elektrolyysi ionisaattorin läsnä ollessa johtuu siitä, että kun tasainen sähkövirta kulkee niiden läpi, elektrodeilla havaitaan aineiden vapautumista. Faradayn kaasulakit eivät päde, mutta on olemassa useita malleja:

ionisaattorin puuttuessa elektrolyysiä ei suoriteta edes korkealla jännitteellä;
vain hapettomat hapot kaasumaisessa tilassa ja jotkut kaasut altistetaan elektrolyysille;
elektrolyysiyhtälöt, sekä elektrolyyteissä että kaasuissa, pysyvät aina vakioina.

Katso myös

Muistiinpanot

↑ Katodin ja anodin etumerkin käänteinen nimitys löytyy kirjallisuudesta galvaanisia kennoja kuvattaessa
↑ Elektrosynteesi // Chemical Encyclopedia.

Linkit

Elektrolyysiin liittyviä artikkeleita

Elektrolyysin alku	Kemialliset virtalähteet Faradayn lait Normaali elektrodipotentiaali

Elektrolyyttiset prosessit

Elektrolyysillä saadut materiaalit	Alumiini metallista kalsiumia Kloori Fluori Vety metalli litium Magnesium metalli kalium metallinen natrium Natriumhydroksidia Sinkki
Katso myös	Sähkökemia

Kemialliset erotusmenetelmät
refluksi Tislaus vyöhykkeen sulaminen Monipuolinen haihdutus Yksittäinen haihdutus Uudelleenkiteytyminen asteittainen haihtuminen Refluksi Kiinteän faasin uutto Fraktioitu kondensaatio Kromatografia Elektrolyysi Uutto