Elektroliza

Izvor: Wikipedija
Skoči na: orijentacija, traži

Elektroliza (elektro- + liza), elektrokemijska reakcija razlaganja (razgradnje) elektrolita djelovanjem istosmjerne električne struje. Kad se u otopinu ili talinu elektrolita urone elektrode spojene s izvorom istosmjerne električne struje, ioni nastali elektrolitskom disocijacijom bit će privučeni elektrodom suprotna naboja. Zbog prolaska struje kroz elektrolit, negativno nabijeni ioni (anioni) otopine ili taline, putovat će (kreću se) prema pozitivnoj elektrodi (anodi), a pozitivno nabijeni ioni (kationi) prema negativnoj elektrodi (katodi), tj. od plusa (+) prema minusu (-). Tj. katione (pozitivne čestice) privlači katoda (negativna elektroda), a anione (negativne čestice) anoda (pozitivna elektroda). Na elektrodama se ioni izbijaju i izlučuju kao atomi ili kao molekule. Pritom anioni predaju anodi višak elektrona (oksidacija), a istodobno na katodi kationi primaju jednaku količinu elektrona (redukcija)-jer se na elektrodam počinje vršiti elektrodne reakcije. Tako se posredovanjem iona elektricitet prenosi s jedne elektrode na drugu, pa kroz otopinu ili talinu teče električna struja.

Često se anodni i katodni prostor odjeljuju dijafragmom (koj je nakad od PVC-a, a nekad od metala koji provodi struju), kako bi se u otopini spriječile moguće reakcije među proizvodima elektroliza. Mogu se raščlanjivati samo one tvari čije vodene otopine ili taline provode električnu struju (takve se tvari nazivaju elektrolitima, a dijele se na jake i slabe). Elektrolit se ulije u elektrolizer (posudu u kojoj se vrši elektroliza) i u njega se urone elektrode, anoda i katoda, koje su spojene na izvor istosmjerne električne struje. Baterije ne valjaju, jer bi se pak brzo potrošile. Najprilagodnija (najpoželjnija) je elektroliza s voltažom oko 9V-12V. Ako je moguće više istovremenih različitih elektrodnih reakcija, odvijat će se ona za koju treba najmanje energije. Kod svih metala čiji je standardni redukcijski elektrodni potencijal veći od -1.5 V (Volt), elektrolizom vodenih otopina njihovih soli na katodi se vrši redukcija iona tih metala. Ako je standardni redukcijski elektrodni potencijal manji od -1.5V, na katodi se vrši redukcija vode. Na anodi se tijekom elektrolize vodenih otopina soli koje sadrže jednostavne anione uvijek vrši oksidacija tih aniona. Ako soli sadrže složene ione, na anodi se uvijek vrši oksidacija vode. Kako se tijekom elektrolize na objema elektrodama izlučuju različite tvari, stvara se galvanski članak (elektroda), pa se elektroliza može nastaviti samo ako je napon vanjskog izvora struje suprotan i veći od napona (elektromotorne sile) tako nastaloga članka. Prema tome, da bi se ioni izbijali na elektrodama, potreban je određeni napon (napon razlaganja) karakterističan za pojedine elektrolite. Pritom treba uzeti u obzir da je i voda kao najčešće otapalo elektrolitski disocirana, iako u vrlo maloj mjeri, na vodikove i hidroksilne ione, pa se njezinom elektrolizom mogu na elektrodama izlučiti plinovi vodik i kisik. Kako su u vodenoj otopini prisutni raznovrsni ioni, na elektrodama će se izbijati ioni one tvari kojoj je napon razlaganje najmanji.

Elektroliza je vrlo važna u metalurškom dobivanju mnogih metala iz njihovih ruda (elektrometalurgija). S njom se više bavi analitička kemija (elektroanaliza) i elektrokemija, a i glavna je osnova galvanotehnike. Tako se dobivaju: alkalijski metali, zemnoalkalni metali, aluminij, cink, (ali ne i magnezij), alkalijske lužine, soli hipokloriti, klorati, kloridi i dr.. Rafiniraju se: bakar, srebro, aluminij i plemeniti metali. Elektrolize su zanimljive kod modre galice i morske soli, tj. bakrova (II) sulfata (CuSO4) i natrijeva klorida (NaCl-a).

Primjeri[uredi VE | uredi]

Elektroliza vode[uredi VE | uredi]

Elektroliza vode se koristi pretežno za dobivanje vodika. Voda koja se koristi ne smije biti destilirana (jer takva voda ne provodi električnu struju), pa se u nju često dodaje malo kuhinjske soli. Elektrode moraju biti napravljene od platine jer bi nastali kisik reagirao s većinom ostalih metala. Na katodi se vrši redukcija i nastaje vodik (u plinovitom stanju): "2H2O + 2e- → H2 + 2OH-, a na anodi oksidacija pri kojoj nastaje kisik (također kao plin): 2H2O → O2 + 4e- + 4H+. Konačna formula te reakcije glasi 2H2O → 2H2 + O2.

Elektroliza vodene otopine bakrovog(II) klorida (CuCl2)[uredi VE | uredi]

U laboratorijsku čašu ulijemo otopinu CuCl2, u kojoj je bakrov(II) klorid disocirao na Cu2+ i Cl- ione. U otopinu uronimo elektrode i spojimo ih na Leclancheov članak (ili koji drugi izvor istosmjerne električne struje). Cu2+ ioni su privučeni prema katodi, gdje dobiju po dva elektrona te nastaje elementarni bakar: Cu2+ + 2e- → Cu. Istodobno su Cl- ioni privučeni prema anodi, gdje otpuštaju po elektron te nastaje je elementarni klor: 2Cl- → Cl2 + 2e-. Nakon nekog vremena, na anodi se počinju pojavljati mjehurići plina karakterističnog mirisa – klora, a katoda poprimi bakreno-crvenu boju – nakupljeni bakar iz otopine. Taj bakar operemo u dušičnoj kiselini.

Cijela jednadžba reakcije izgleda ovako:
Cu2+ + 2e- → Cu
2Cl- → Cl2 + 2e-
Cu2+ + 2Cl- → Cu + Cl2

Elektroliza vodene otopine modre galice (CuSO4)[uredi VE | uredi]

U laboratorijsku čašu ulijemo otopinu CuSO4, u kojoj je modra galica disocirala na Cu2+ i SO42- ione. U otopinu uronimo elektrode i spojimo ih na Leclancheov članak (ili koji drugi izvor istosmjerne električne struje). Cu2+ ioni su privučeni prema katodi, gdje dobiju po dva elektrona, pri čemu nastaje elementarni bakar: Cu2+ + 2e- → Cu. Istodobno se SO42- ioni nakupljaju u anodnom prostoru i ne oksidiraju, nego se, zbog manje uložene energije, oksidira voda: 2H2O → O2 + 4e- + 4H+. Nakon nekog vremena, na anodi se počinju pojavljati mjehurići plina – kisika, a katoda poprimi bakreno-crvenu boju – nakupljeni bakar iz otopine. Taj bakar operemo u dušičnoj kiselini.

Cijela jednadžba reakcije izgleda ovako:
Cu2+ + 2e- → Cu
2H2O → O2 + 4e- + 4H+
2Cu2+ + 2H2O → 2Cu + O2 + 4H+

Elektroliza vodene otopine kuhinjske soli (NaCl)[uredi VE | uredi]

Na metalni stalak pričvrstimo U-cijev i u nju staklenim lijevkom ulijemo otopinu, u kojoj je sol disocirala na Na+ i Cl- ione. U oba kraja U-cijevi kapaljkom stavimo nekoliko kapi fenolftaleina. Svaku elektrodu uronimo u jedan kraj U-cijevi i spojimo s Leclancheovim člankom (ili kojim drugim izvorom istosmjerne električne struje). Na katodi se reducira voda, a ne Na+ ioni (koji se nakupljaju u katodnom prostoru) jer je za to potrebno manje energije: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-. OH- ioni se također nakupljaju u katodnom prostoru te reagiraju s kationima natrija čineći natrijevu lužinu (Na+OH-). Zbog toga smjesa oko anode postaje ljubičasta - fenolftalein dokazuje prisustvo baze. Na anodi oksidiraju ioni klora: 2Cl- → Cl2 + 2e-, koji se vidi u obliku mjehurića i osjeti se njegov karakterističan miris.

Cijela jednadžba reakcije izgleda ovako:
2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
2Cl- → Cl2 + 2e-
2H2O + 2Cl- → H2 + 2OH- + Cl2
+Na+ → +Na+
__________________________
2H2O+2NaCl→ 2NaOH + Cl2 + H2

Povezani pojmovi[uredi VE | uredi]

Logotip Zajedničkog poslužitelja
Na Zajedničkom poslužitelju postoje datoteke na temu: Elektroliza.