Elektrolyse

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 5. april 2022; checks kræver 6 redigeringer .

Elektrolyse er en fysisk-kemisk proces, der består i frigivelse af bestanddele af opløste stoffer eller andre stoffer på elektroderne, som er resultatet af sekundære reaktioner på elektroderne , som opstår, når en elektrisk strøm passerer gennem en elektrolytopløsning eller smelter .

Elektrolyse er en af de bedste metoder til forgyldning eller belægning af metal med kobber, guld.

Den ordnede bevægelse af ioner i ledende væsker sker i et elektrisk felt , som er skabt af elektroder - ledere forbundet til polerne af en kilde til elektrisk energi. Katoden under elektrolyse kaldes den negative elektrode, den anode -positive [1] . Positive ioner - kationer ( metalioner , hydrogenioner , ammoniumioner osv.) - bevæger sig mod katoden, negative ioner - anioner (ioner af syrerester og hydroxylgruppe) - bevæger sig mod anoden.

De reaktioner, der opstår under elektrolyse på elektroderne, kaldes sekundære. Primært er dissociationsreaktionerne i elektrolytten. Opdelingen af reaktioner i primær og sekundær hjalp Michael Faraday med at etablere elektrolyselovene.

Fra et kemisynspunkt er elektrolyse en redoxproces, der opstår på elektroder, når en konstant elektrisk strøm passerer gennem en elektrolytopløsning.

Ansøgning

Elektrolyse er meget udbredt i moderne industri . Især elektrolyse er en af metoderne til industriel produktion af aluminium , kobber , brint , mangandioxid [2] , hydrogenperoxid . Et stort antal metaller udvindes fra malme og underkastes forarbejdning ved hjælp af elektrolyse ( elektroekstraktion , elektroraffinering ). Elektrolyse er også den vigtigste proces, hvorved den kemiske strømkilde fungerer .

Elektrolyse finder anvendelse i spildevandsbehandling (elektrokoagulering, elektroekstraktion, elektroflotationsprocesser).

Det bruges til at opnå mange stoffer (metaller, brint, klor osv.), når man påfører metalbelægninger ( galvanisering ), reproducerer formen på genstande ( galvanisering ).

Faradays første lov

I 1832 fandt Faraday ud af, at massen m af stoffet frigivet på elektroden er direkte proportional med den elektriske ladning q, der har passeret gennem elektrolytten:

$m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t$ , hvis en jævnstrøm med en strømstyrke I føres gennem elektrolytten i et tidsrum t .

Proportionalitetskoefficienten kaldes den elektrokemiske ækvivalent af et stof . Det er numerisk lig med massen af stoffet, der frigives under passagen af en enkelt elektrisk ladning gennem elektrolytten, og afhænger af stoffets kemiske natur. $k$

Afledning af Faradays lov

m=m_{i}N_{i}

(en)

m_{i}=M/N_{a}

(2)

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

(3)

\Delta q=I\Delta t

(fire)

q_{i}=ez

, (5) hvor z er valensen af et atom ( ion ) af et stof, e er elektronladningen Ved at erstatte (2)-(5) med (1), får vi

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

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

hvor er Faraday-konstanten . $F=eN_{A}$

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

m=kI\Delta t

Faradays anden lov

De elektrokemiske ækvivalenter af forskellige stoffer er proportionale med deres molære masser og omvendt proportionale med de tal, der udtrykker deres kemiske valens.

Den kemiske ækvivalent af en ion er forholdet mellem molmassen af en ion og dens valens . Derfor den elektrokemiske ækvivalent $EN$ $z$

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

hvor er Faraday-konstanten . $F$

Faradays anden lov er skrevet som følger:

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

, hvor er molmassen af et givent stof dannet (dog ikke nødvendigvis frigivet - det kunne have indgået en hvilken som helst reaktion umiddelbart efter dannelse) som følge af elektrolyse, g / mol

M

jeg

- strømstyrke , ført gennem et stof eller en blanding af stoffer (opløsning, smelte ), A

{\Delta }t

er det tidsrum, hvor elektrolysen blev udført, s

F

er Faradays konstant , C mol −1

n

- antallet af elektroner, der deltager i processen, som ved tilstrækkeligt store værdier af strømstyrken er lig med den absolutte værdi af ladningen af ionen (og dens modion), der tog direkte del i elektrolysen (oxideret eller reduceret) Dette er dog ikke altid tilfældet; for eksempel under elektrolysen af en kobber(II)-saltopløsning kan der ikke kun dannes frit kobber, men også kobber(I)-ioner (ved lav strømstyrke).

Ændring ved elektrolyse af stoffer

Ikke alle stoffer vil blive elektrolyseret, når en elektrisk strøm ledes igennem. Der er nogle mønstre og regler.

Aktive metalkationer _	Kationer af mindre aktive metaller	Kationer af inaktive metaller
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+
De aflades kraftigt (kun fra smelter), i en vandig opløsning gennemgår vand elektrolyse med frigivelse af brint	I en vandig opløsning reduceres metallet (ved en lav koncentration af kationer i opløsningen - metal og brint)	Let aflades, og kun metal gendannes

Anioner af oxygenholdige syrer og fluoridion	Hydroxidioner ; anioner af anoxiske syrer (undtagen F − )
PO 4 3 - , CO 3 2 - , SO 4 2 - , NO 3 - , NO 2 - , ClO 4 - , F -	OH- , Cl- , Br- , I- , S 2- _ _ _ _
De aflades kraftigt (kun fra smelter), i en vandig opløsning gennemgår vand elektrolyse med frigivelse af ilt	Let aflades

Eksempler

Spænding forskellig ved anode katode endelige ligninger indeholder ikke alle data (løsning som vand eller opløste stoffer)

Smelter

Aktive metaller, mindre aktive metaller og inaktive metaller opfører sig ens i smelter.

Salt af aktivt metal og iltfri syre	Salt af et aktivt metal og en oxygenholdig syre	Hydroxid: aktivt metal og hydroxidion
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\textstyle {\ce {Na+ + e- = Na^0}}}$ A(+): ${\ce {Cl- - e- -> Cl^0 -> Cl2))$ Konklusion: ${\ce {2NaCl -> 2Na + Cl2 ^}}$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {2Na+ + 2e- = 2Na^0))$ A(+): ${\ce {2SO4^2- - 4e- = 2SO3 + O2))$ Konklusion: ${\ce {2Na2SO4 -> 4Na + 2SO3 ^ + O2 ^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\ce {Na+ + e- = Na^0))$ A(+): ${\ce {4OH- - 4e- = 2H2O + O2))$ Konklusion: ${\ce {4NaOH -> 4Na + 2H2O + O2 ^}}$

Løsninger

Aktive metaller

Salt af aktivt metal og iltfri syre	Salt af et aktivt metal og en oxygenholdig syrerest	Hydroxid: aktivt metal og hydroxidion
${\ce {NaCl <-> Na+ + Cl-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e- = H2 + 2OH-}}$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = Cl2))$ Konklusion: ${\ce {2NaCl + 2H2O -> H2 ^ + Cl2 ^ + 2NaOH))$	${\ce {Na2SO4 <-> 2Na+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Konklusion: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$	${\ce {NaOH <-> Na+ + OH-}}$ K(-): ${\ce {2H2O + 2e-=H2^+2OH-))$ A(+): ${\ce {4OH- -4e-=O2^+2H2O))$ I alt: ${\ce {4H2O + 4e- + 4OH- = 2H2 ^ + 4OH- + 4e- + O2 ^ + 2H2O))$ Konklusion: ${\ce {2H2O -> 2H2^+O2^}}$

Mindre aktive metaller og inaktive metaller

Salt af et mindre aktivt metal og en iltfri syre	Salt af et mindre aktivt metal og en oxygenholdig syre	Hydroxid
${\ce {ZnCl2 <-> Zn^2+ + 2Cl-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2Cl- - 2e- = 2Cl^0))$ Konklusion: ${\ce {ZnCl2 -> Zn + Cl2 ^}}$	${\ce {ZnSO4 <-> Zn^2+ + SO4^2-}}$ K(-): ${\ce {Zn^2+ + 2e- = Zn^0))$ A(+): ${\ce {2H2O - 4e- = O2 ^ + 4H+))$ Konklusion: ${\ce {2ZnSO4 + 2H2O -> 2Zn + 2H2SO4 + O2))$	Umuligt: inaktive metalhydroxider er uopløselige i vand

Mnemonisk regel

For at huske katodiske og anodeprocesser i elektrokemi er der følgende mnemoniske regel:

Anioner oxideres ved anoden.
Ved katoden reduceres kationer.

I den første linje begynder alle ord med en vokal, i den anden - med en konsonant.

Eller nemmere:

KATODE - CATioner (ioner ved katoden)
ANod - ANioner (ioner ved anoden)

Elektrolyse i gasser

Elektrolyse i gasser, i nærværelse af en ionisator, ligger i det faktum, at når en jævn elektrisk strøm passerer gennem dem, observeres en frigivelse af stoffer på elektroderne. Faradays love i gasser er ikke gyldige, men der er flere mønstre:

i fravær af en ionisator vil elektrolyse ikke blive udført, selv ved høj spænding;
kun iltfrie syrer i gasform og nogle gasser udsættes for elektrolyse;
elektrolyseligningerne, både i elektrolytter og i gasser, forbliver altid konstante.

Se også

Noter

↑ Den omvendte betegnelse af katodens og anodens fortegn findes i litteraturen, når man beskriver galvaniske celler
↑ Elektrosyntese // Chemical Encyclopedia.

Links

Artikler relateret til elektrolyse

Begyndelse af elektrolyse	Kemiske strømkilder Faradays love Standard elektrodepotentiale

Elektrolytiske processer

Materialer opnået ved elektrolyse	Aluminium metallisk calcium Klor Fluor Brint metal lithium Magnesium metal kalium metallisk natrium Natriumhydroxid Zink
se også	Elektrokemi

Kemiske adskillelsesmetoder
tilbagesvaling Destillation zonesmeltning Multipel fordampning Enkelt fordampning Omkrystallisation gradvis fordampning Tilbageløb Fastfase ekstraktion Fraktioneret kondensation Kromatografi Elektrolyse Udvinding