Elektrolýza

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Tento článek pojednává o chemickém procesu. O kosmetické metodě pojednává článek elektrolýza (kosmetická).

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

Částicové vysvětlení[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

Elektrolýza roztoku kuchyňské soli[editovat | editovat zdroj]

Schéma zařízení pro elektrolytickou výrobu chloru

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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

1. Faradayův zákon[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

  • 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[editovat | editovat zdroj]

Elektrolýza.jpeg

Související články[editovat | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

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