Elettrolisi di fusioni e soluzioni (sali, alcali)
Se gli elettrodi vengono immersi in una soluzione o nella fusione di un elettrolita e viene fatta passare una corrente elettrica continua, gli ioni si muoveranno in modo direzionale: cationi al catodo (elettrodo caricato negativamente), anioni all'anodo (elettrodo caricato positivamente).
Al catodo i cationi accettano elettroni e si riducono; all’anodo gli anioni cedono elettroni e si ossidano. Questo processo è chiamato elettrolisi.
L'elettrolisi è un processo redox che si verifica sugli elettrodi quando una corrente elettrica passa attraverso una soluzione elettrolitica o fusa.
Elettrolisi dei sali fusi
Consideriamo il processo di elettrolisi del cloruro di sodio fuso. Il processo di dissociazione termica avviene nel fuso:
$NaCl→Na^(+)+Cl^(-).$
Sotto l'influenza di una corrente elettrica, i cationi $Na^(+)$ si spostano verso il catodo e accettano elettroni da esso:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)$ (recupero).
Gli anioni $Cl^(-)$ si spostano verso l'anodo e cedono elettroni:
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)$ (ossidazione).
Equazione del processo riepilogativo:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)|2$
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)|1$
$2Na^(+)+2Cl^(-)=2(Na)↖(0)+(Cl_2)↖(0)$
$2NaCl(→)↖(\text"elettrolisi")2Na+Cl_2$
Al catodo si forma sodio metallico e all'anodo si forma cloro gassoso.
La cosa principale da ricordare: nel processo di elettrolisi, viene effettuata una reazione chimica utilizzando energia elettrica, che non può avvenire spontaneamente.
Elettrolisi di soluzioni elettrolitiche acquose
Un caso più complesso è l'elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche.
In una soluzione salina, oltre agli ioni metallici e ad un residuo acido, sono presenti molecole d'acqua. Pertanto, quando si considerano i processi sugli elettrodi, è necessario tenere conto della loro partecipazione all'elettrolisi.
Per determinare i prodotti dell'elettrolisi di soluzioni acquose di elettroliti, esistono le seguenti regole:
1. Processo al catodo non dipende dal materiale di cui è costituito il catodo, ma dalla posizione del metallo (catione elettrolitico) nella serie di tensione elettrochimica e se:
1.1. Il catione dell'elettrolita si trova nella serie di tensioni all'inizio della serie fino a $Al$ compreso, poi al catodo avviene il processo di riduzione dell'acqua (viene rilasciato idrogeno $H_2$). I cationi metallici non vengono ridotti; rimangono in soluzione.
1.2. Il catione dell'elettrolita si trova nell'intervallo di tensione tra alluminio e idrogeno, quindi al catodo vengono ridotti contemporaneamente sia gli ioni metallici che le molecole d'acqua.
1.3. Il catione dell'elettrolita si trova nella serie di tensione dopo l'idrogeno, quindi i cationi metallici vengono ridotti al catodo.
1.4. La soluzione contiene cationi di metalli diversi; il catione metallico situato a destra nella serie di tensione viene prima ridotto.
Processi catodici
2. Processo anodico dipende dal materiale dell'anodo e dalla natura dell'anione.
Processi anodici
2.1. Se l'anodo si dissolve(ferro, zinco, rame, argento e tutti i metalli che vengono ossidati durante l'elettrolisi), quindi il metallo dell'anodo viene ossidato, nonostante la natura dell'anione.
2.2. Se l'anodo non si dissolve(si chiama inerte - grafite, oro, platino), quindi:
a) durante l'elettrolisi di soluzioni saline acidi privi di ossigeno (tranne i fluoruri) all'anodo avviene il processo di ossidazione anionica;
b) durante l'elettrolisi di soluzioni saline acidi e fluoruri contenenti ossigeno All'anodo avviene il processo di ossidazione dell'acqua (viene rilasciato $O_2$). Gli anioni non si ossidano, rimangono in soluzione;
c) gli anioni, in base alla loro capacità di ossidarsi, sono disposti nel seguente ordine:
Proviamo ad applicare queste regole in situazioni specifiche.
Consideriamo l'elettrolisi di una soluzione di cloruro di sodio se l'anodo è insolubile e se l'anodo è solubile.
1) Anodo insolubile(ad esempio, grafite).
Il processo di dissociazione elettrolitica avviene nella soluzione:
Equazione riassuntiva:
$2H_2O+2Cl^(-)=H_2+Cl_2+2OH^(-)$.
Tenendo conto della presenza di ioni $Na^(+)$ nella soluzione, componiamo l'equazione molecolare:
2) Anodo solubile(ad esempio, rame):
$NaCl=Na^(+)+Cl^(-)$.
Se l'anodo è solubile, il metallo dell'anodo si ossiderà:
$Cu^(0)-2ē=Cu^(2+)$.
I cationi $Cu^(2+)$ si trovano dopo ($Н^(+)$) nella serie della tensione, per questo motivo verranno ridotti al catodo.
La concentrazione di $NaCl$ nella soluzione non cambia.
Considera l'elettrolisi di una soluzione di solfato di rame (II). anodo insolubile:
$Cu^(2+)+2ē=Cu^(0)|2$
$2H_2O-4ē=O_2+4H^(+)|1$
Equazione ionica totale:
$2Cu^(2+)+2H_2O=2Cu^(0)+O_2+4H^(+)$
L'equazione molecolare complessiva che tiene conto della presenza di anioni $SO_4^(2-)$ in soluzione:
Considera l'elettrolisi di una soluzione di idrossido di potassio anodo insolubile:
$2H_2O+2ē=H_2+2OH^(-)|2$
$4OH^(-)-4ē=O_2+2H_2O|1$
Equazione ionica totale:
$4H_2O+4OH^(-)=2H_2+4OH^(-)+O_2+2H_2O$
Equazione molecolare riassuntiva:
$2H_2O(→)↖(\text"elettrolisi")2H_2+O_2$
In questo caso, risulta che si verifica solo l'elettrolisi dell'acqua. Otteniamo un risultato simile nel caso dell'elettrolisi di soluzioni di $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$, ecc.
L'elettrolisi di fusioni e soluzioni di sostanze è ampiamente utilizzata nell'industria:
- Per ottenere metalli (alluminio, magnesio, sodio, cadmio si ottengono solo mediante elettrolisi).
- Per la produzione di idrogeno, alogeni, alcali.
- Per la purificazione dei metalli - raffinazione (la purificazione di rame, nichel, piombo viene effettuata utilizzando il metodo elettrochimico).
- Per proteggere i metalli dalla corrosione (cromo, nichel, rame, argento, oro) - galvanostegia.
- Per ottenere copie in metallo, dischi - elettrotipo.
Ricordiamo che i processi di riduzione si verificano al catodo e i processi di ossidazione si verificano all'anodo.
Processi che avvengono al catodo:
Nella soluzione sono presenti diversi tipi di particelle caricate positivamente che possono essere ridotte al catodo:
1) I cationi metallici sono ridotti a una sostanza semplice se il metallo si trova nella serie di sollecitazioni a destra dell'alluminio (escluso l'Al stesso). Per esempio:
Zn2+ +2e → Zn0 .
2) Nel caso di una soluzione salina o alcalina: i cationi idrogeno sono ridotti a una sostanza semplice se il metallo si trova nella serie di tensioni metalliche fino a H 2:
2H 2 O + 2e → H 2 0 + 2OH - .
Ad esempio nel caso dell'elettrolisi di soluzioni NaNO 3 o KOH.
3) Nel caso dell'elettrolisi di una soluzione acida: i cationi idrogeno vengono ridotti ad una sostanza semplice:
2H + +2e → H 2 .
Ad esempio, nel caso dell'elettrolisi di una soluzione di H 2 SO 4.
Processi che si verificano all'anodo:
I residui acidi che non contengono ossigeno si ossidano facilmente all'anodo. Ad esempio, ioni alogenuro (eccetto F -), anioni solfuro, anioni idrossido e molecole d'acqua:
1) Gli anioni alogenuro vengono ossidati in sostanze semplici:
2Cl - - 2e → Cl 2 .
2) Nel caso dell'elettrolisi di una soluzione alcalina in anioni idrossido, l'ossigeno viene ossidato in una sostanza semplice. L'idrogeno ha già uno stato di ossidazione +1 e non può essere ulteriormente ossidato. Ci sarà anche un rilascio d'acqua: perché? Perché non potremo scrivere nient'altro: 1) Non possiamo scrivere H+, poiché OH - e H+ non possono stare su lati opposti della stessa equazione; 2) Inoltre non possiamo scrivere H 2, poiché questo sarebbe un processo di riduzione dell'idrogeno (2H + +2e → H 2), e all'anodo avvengono solo processi di ossidazione.
4OH - - 4e → O2 + 2H2O.
3) Se la soluzione contiene anioni fluoro o anioni contenenti ossigeno, l'acqua subirà ossidazione con acidificazione dello spazio anodico secondo la seguente equazione:
2H 2 O - 4e → O 2 + 4H + .
Questa reazione si verifica nel caso dell'elettrolisi di soluzioni di sali contenenti ossigeno o acidi contenenti ossigeno. Nel caso dell'elettrolisi di una soluzione alcalina, gli anioni idrossido verranno ossidati secondo la regola 2) sopra.
4) Nel caso di elettrolisi di una soluzione di sale di un acido organico all'anodo, viene sempre rilasciata CO 2 e il residuo della catena carboniosa viene raddoppiato:
2R-COO - - 2e → R-R + 2CO 2 .
Esempi:
1. SoluzioneNaCl
NaCl → Na + + Cl -
Il Na metallico è in serie di tensioni prima dell'alluminio, quindi non verrà ridotto al catodo (i cationi rimangono in soluzione). Secondo la regola di cui sopra, l'idrogeno viene ridotto al catodo. Gli anioni cloruro si ossideranno all'anodo in una sostanza semplice:
A: 2Na+ (in soluzione)
UN: 2Cl - - 2e → Cl 2
Il coefficiente 2 davanti a Na+ è apparso a causa della presenza di un coefficiente simile davanti agli ioni cloruro, poiché nel sale NaCl il loro rapporto è 1:1.
Controlliamo che il numero di elettroni ricevuti e dati sia lo stesso e riassumiamo le parti sinistra e destra dei processi catodico e anodico:
2Na + + 2Cl - + 2H 2 O → H 2 0 + 2Na + + 2OH - + Cl 2. Colleghiamo cationi e anioni:
2NaCl + 2H 2 O → H 2 0 + 2NaOH + Cl 2.
2. SoluzioneNa 2COSÌ 4
Descriviamo la dissociazione in ioni:
Na2SO4 → 2Na++ SO42-
Il sodio si trova in serie di tensione prima dell'alluminio, quindi non verrà ridotto al catodo (i cationi rimangono in soluzione). Secondo la regola di cui sopra, al catodo viene ridotto solo l'idrogeno. Gli anioni solfato contengono ossigeno, quindi non si ossidano, rimanendo anche in soluzione. Secondo la regola sopra, in questo caso le molecole d'acqua vengono ossidate:
A: 2H2O + 2e → H20 + 2OH -
UN: 2H 2 O - 4e → O 2 0 + 4H + .
Equalizziamo il numero di elettroni ricevuti e trasmessi al catodo e all'anodo. Per fare ciò è necessario moltiplicare tutti i coefficienti del processo catodico per 2:
A: 4H2O + 4e → 2H20 + 4OH -
UN: 2H 2 O - 4e → O 2 0 + 4H + .
6H 2 O → 2H 2 0 + 4OH - + 4H + + O 2 0.
4OH- e 4H+ sono combinati in 4 molecole di H 2 O:
6H2O → 2H20 + 4H2O + O20.
Riduciamo le molecole d'acqua situate su entrambi i lati dell'equazione, ad es. sottrai 4H 2 O da ciascun lato dell'equazione e ottieni l'equazione di idrolisi finale:
2H 2 O → 2 H 2 0 + O 2 0.
Pertanto, l'idrolisi di soluzioni di sali contenenti ossigeno di metalli attivi (fino ad Al compreso) si riduce all'idrolisi dell'acqua, poiché né i cationi metallici né gli anioni dei residui acidi prendono parte ai processi redox che si verificano sugli elettrodi.
3. SoluzioneCuCl2
Descriviamo la dissociazione in ioni:
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl -
Il rame si trova nella serie di tensione dei metalli dopo l'idrogeno, quindi sarà ridotto solo al catodo. Solo gli anioni cloruro si ossideranno all'anodo.
A:
Cu2+ + 2e → Cu0
UN: 2Cl - - 2e → Cl 2
CuCl2 → Cu0 + Cl2 .
4. SoluzioneCuSO4
Descriviamo la dissociazione in ioni:
CuSO4 → Cu2+ + SO42-
Il rame si trova nella serie di tensione dei metalli dopo l'idrogeno, quindi sarà ridotto solo al catodo. Le molecole d'acqua verranno ossidate all'anodo, poiché i residui acidi contenenti ossigeno nelle soluzioni all'anodo non vengono ossidati.
A: Cu2+ + 2e → Cu0
UN: SO 4 2- (in soluzione)
2H 2 O - 4e → O 2 + 4H + .
Uguagliamo il numero di elettroni al catodo e all'anodo. Per fare ciò, moltiplichiamo tutti i coefficienti dell'equazione del catodo per 2. Anche il numero di ioni solfato deve essere raddoppiato, poiché nel solfato di rame il rapporto tra Cu 2+ e SO 4 2- 1:1.
A: 2Cu2+ + 4e → 2Cu0
UN: 2SO 4 2- (in soluzione)
2H 2 O - 4e → O 2 + 4H + .
Scriviamo l'equazione complessiva:
2Cu 2+ + 2SO 4 2- + 2H 2 O → 2Cu 0 + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-.
Combinando cationi e anioni, otteniamo l'equazione finale dell'elettrolisi:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu0 + O2 + 2H2SO4.
5. SoluzioneNiCl2
Descriviamo la dissociazione in ioni:
NiCl2 → Ni2+ + 2Cl -
Il nichel si trova nella serie di tensione dei metalli dopo l'alluminio e prima dell'idrogeno, pertanto sia il metallo che l'idrogeno verranno ridotti al catodo. Solo gli anioni cloruro si ossideranno all'anodo.
A:
Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
UN: 2Cl - - 2e → Cl 2
Uguagliamo il numero di elettroni ricevuti ed emessi al catodo e all'anodo. Per fare ciò, moltiplica tutti i coefficienti dell'equazione dell'anodo per 2:
A: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (in soluzione)
UN: 4Cl - - 4e → 2Cl 2
Notiamo che secondo la formula NiCl 2, il rapporto tra atomi di nichel e cloro è 1:2, pertanto è necessario aggiungere Ni 2+ alla soluzione per ottenere la quantità totale di 2NiCl 2. Anche questo deve essere fatto, poiché nella soluzione devono essere presenti controioni per gli anioni idrossido.
Sommiamo le parti sinistra e destra dei processi catodico e anodico:
Ni 2+ + Ni 2+ + 4Cl - + 2H 2 O → Ni 0 + H 2 0 + 2OH - + Ni 2+ + 2Cl 2.
Combiniamo cationi e anioni per ottenere l'equazione finale dell'elettrolisi:
2NiCl2 + 2H2O → Ni0 + H20 + Ni(OH)2 + 2Cl2.
6. SoluzioneNiSO4
Descriviamo la dissociazione in ioni:
NiSO4 → Ni2+ + SO42-
Il nichel si trova nella serie di tensione dei metalli dopo l'alluminio e prima dell'idrogeno, pertanto sia il metallo che l'idrogeno verranno ridotti al catodo. Le molecole d'acqua verranno ossidate all'anodo, poiché i residui acidi contenenti ossigeno nelle soluzioni all'anodo non vengono ossidati.
A: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
UN: SO 4 2- (in soluzione)
2H 2 O - 4e → O 2 + 4H + .
Controlliamo che il numero di elettroni ricevuti e dati sia lo stesso. Notiamo anche che nella soluzione sono presenti ioni idrossido, ma non ci sono controioni nella registrazione dei processi degli elettrodi. Pertanto, è necessario aggiungere Ni 2+ alla soluzione. Poiché il numero di ioni nichel è raddoppiato, è necessario raddoppiare il numero di ioni solfato:
A: Ni2+ + 2e → Ni0
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (in soluzione)
UN: 2SO 4 2- (in soluzione)
2H 2 O - 4e → O 2 + 4H + .
Sommiamo le parti sinistra e destra dei processi catodico e anodico:
Ni 2+ + Ni 2+ + 2SO 4 2- + 2H 2 O + 2H 2 O → Ni 0 + Ni 2+ + 2OH - + H 2 0 + O 2 0 + 2SO 4 2- + 4H + .
Combiniamo cationi e anioni e scriviamo l'equazione finale dell'elettrolisi:
2NiSO4 + 4H2O → Ni0 + Ni(OH)2 + H20 + O20 + 2H2SO4.
Anche altre fonti letterarie parlano di un percorso alternativo di elettrolisi di sali metallici contenenti ossigeno di attività intermedia. La differenza è che dopo aver aggiunto i lati sinistro e destro dei processi di elettrolisi, è necessario combinare H + e OH - per formare due molecole d'acqua. I restanti 2H+ vengono spesi per la formazione di acido solforico. In questo caso non è necessario aggiungere ulteriori ioni nichel e solfato:
Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O + 2H 2 O → Ni 0 + 2OH - + H 2 0 + O 2 0 + SO 4 2- + 4H +.
Ni 2+ + SO 4 2- + 4H 2 O → Ni 0 + H 2 0 + O 2 0 + SO 4 2- + 2H + + 2H 2 O.
Equazione finale:
NiSO4 + 2H2O → Ni0 + H20 + O20 + H2SO4.
7. SoluzioneCAP 3COONa
Descriviamo la dissociazione in ioni:
CH3COONa → CH3COO - + Na +
Il sodio si trova in serie di tensione prima dell'alluminio, quindi non verrà ridotto al catodo (i cationi rimangono in soluzione). Secondo la regola di cui sopra, al catodo viene ridotto solo l'idrogeno. All'anodo avverrà l'ossidazione degli ioni acetato con formazione di anidride carbonica e raddoppio del residuo della catena carboniosa:
A: 2Na+ (in soluzione)
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
UN: 2CH 3 COO - - 2e → CH 3 -CH 3 + CO 2
Poiché il numero di elettroni nei processi di ossidazione e riduzione è lo stesso, creiamo un'equazione riassuntiva:
2Na + + 2CH 3 COO - + 2H 2 O → 2Na + + 2OH - + H 2 0 + CH 3 -CH 3 + CO 2
Colleghiamo cationi e anioni:
2CH 3 COONa + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 0 + CH 3 -CH 3 + CO 2.
8. SoluzioneH2COSÌ 4
Descriviamo la dissociazione in ioni:
H2SO4 → 2H++SO42-
Dei cationi, nella soluzione sono presenti solo i cationi H+ e saranno ridotti a una sostanza semplice. L'ossidazione dell'acqua avverrà all'anodo, poiché i residui acidi contenenti ossigeno nelle soluzioni all'anodo non vengono ossidati.
A:
2H + +2e → H 2
UN: 2H2O - 4e → O2 + 4H+
Uguagliamo il numero di elettroni. Per fare ciò, raddoppiamo ciascun coefficiente nell'equazione del processo catodico:
A:
4H + +4e → 2H 2
UN: 2H2O - 4e → O2 + 4H+
Riassumiamo i lati sinistro e destro delle equazioni:
4H++2H2O → 2H2+O2+4H+
I cationi H+ sono presenti in entrambi i lati della reazione, quindi devono essere ridotti. Troviamo che nel caso di soluzioni acide, solo le molecole di H2O subiscono elettrolisi:
2H2O → 2H2 + O2.
9. SoluzioneNaOH
Descriviamo la dissociazione in ioni:
NaOH → Na + + OH -
Il sodio si trova in serie di tensione prima dell'alluminio, quindi non verrà ridotto al catodo (i cationi rimangono in soluzione). Secondo la regola, al catodo viene ridotto solo l'idrogeno. All'anodo, gli anioni idrossido si ossideranno per formare ossigeno e acqua:
A: Na+ (in soluzione)
2H2O + 2e → H20 + 2OH -
UN: 4OH - - 4e → O2 + 2H2O
Uguagliamo il numero di elettroni ricevuti e ceduti agli elettrodi:
A: Na+ (in soluzione)
4H2O + 4e → 2H20 + 4OH -
UN: 4OH - - 4e → O2 + 2H2O
Riassumiamo le parti sinistra e destra dei processi:
4H2O + 4OH - → 2H20 + 4OH - + O20 + 2H2O
Riducendo gli ioni 2H 2 O e OH -, otteniamo l'equazione finale dell'elettrolisi:
2H2O → 2H2 + O2.
Conclusione:
Durante l'elettrolisi di soluzioni di 1) acidi contenenti ossigeno;
2) alcali;
3) sali di metalli attivi e acidi contenenti ossigeno
L'elettrolisi dell'acqua avviene sugli elettrodi:
2H2O → 2H2 + O2.
Prima legge di Faraday: la massa di una sostanza rilasciata o disciolta sugli elettrodi è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità che passa attraverso la soluzione:
m = --------- ; dove m è la massa della sostanza rilasciata sugli elettrodi,
FM E - massa molare della sostanza equivalente, g/mol,
I - forza attuale, A;
t - tempo di elettrolisi, sec.;
F - Costante di Faraday (96500 C/mol).
Seconda legge di Faraday: per una certa quantità di elettricità che passa attraverso una soluzione, il rapporto tra le masse delle sostanze reagite è uguale al rapporto tra le masse molari dei loro equivalenti chimici:
Cost
IO 1 IO 2 IO 3
Per isolare o sciogliere 1 mole equivalente di qualsiasi sostanza, la stessa quantità di elettricità, pari a 96.500 C, deve essere fatta passare attraverso la soluzione o la fusione. Questa quantità si chiama Costante di Faraday.
La quantità di sostanza rilasciata sull'elettrodo durante il passaggio di 1 C di elettricità si chiama sua equivalente elettrochimico (ε ).
ε = . ------- , dove ε è elettrochimico
equivalente F
Me - massa molare equivalente
elemento (sostanza); , g/mol
F è la costante di Faraday, C/mol.
Tabella 4 - Equivalenti elettrochimici di alcuni elementi
| catione | Io, g/mol | ε, mg | Anione | Io, g/mol | ε, mg |
| Ag + Al 3+ Au3+ Ba 2+ Ca 2+ Cd 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H + K + Li + Mg 2+ Mn 2+ Na + Ni 2+ Pb 2+ Sn 2+ Sr2+ Zn2+ | 107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69 | 1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339 | Br - BrO 3 - Cl - ClO 3 - HCOO - CH 3 COO - CN - CO 3 2- C 2 O 4 2- CrO 4 2- F - I - NO 3 - IO 3 - OH - S 2- SO 4 2 -Se2-SiO32- | 79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03 | 0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395 |
I processi di ossidazione e riduzione sono alla base del funzionamento di fonti di energia chimica come le batterie.
Le batterie sono celle galvaniche in cui sono possibili processi di carica e scarica reversibili, effettuati senza l'aggiunta di sostanze coinvolte nel loro funzionamento. .
Per ripristinare l'energia chimica esaurita, la batteria viene caricata facendo passare la corrente da una fonte esterna. In questo caso sugli elettrodi si verificano reazioni elettrochimiche opposte a quelle che avvenivano quando la batteria funzionava come fonte di corrente.
Le più comuni attualmente sono le batterie al piombo, in cui l'elettrodo positivo è il biossido di piombo PbO 2 e l'elettrodo negativo è il piombo metallico Pb.
Come elettrolita viene utilizzata una soluzione al 25-30% di acido solforico, motivo per cui le batterie al piombo sono anche chiamate batterie acide.
I processi che avvengono durante la scarica e la ricarica di una batteria possono essere così riassunti: scarica
Pb 0 + Pb +4 O 2 + 4H + + 2SO 4 2- « 2Pb 0 +2SO 4 2- + 2H 2 O
Oltre alla batteria al piombo, nella pratica vengono utilizzate batterie alcaline: nichel-cadmio, nichel-ferro.
Processi degli elettrodi. Doppio strato elettrico.
Esiste una stretta connessione tra fenomeni elettrici e chimici in cui si verificano trasformazioni reciproche di forme di energia elettriche e chimiche. L'elettrochimica studia i processi che si verificano alle interfacce tra fasi in grado di scambiare particelle cariche. Molto spesso, una delle fasi di contatto è metallica, l'altra è una soluzione elettrolitica. Il meccanismo di conduttività in queste fasi non è lo stesso. Il metallo è un conduttore del primo tipo, i portatori di elettricità sono gli elettroni. La conduttività elettrica della soluzione elettrolitica è assicurata dal movimento degli ioni. Questo è un conduttore del secondo tipo.
La differenza nei potenziali elettrici derivanti dalle reazioni chimiche è alla base del funzionamento delle fonti di corrente chimica: celle elettrochimiche e batterie.
Un elettrodo è una sezione di un circuito elettrico che serve per la comunicazione galvanica con un circuito esterno.
Quando un elettrodo viene immerso in una soluzione, si verificano i processi dell'elettrodo.
I processi degli elettrodi comprendono due gruppi di processi interconnessi.
1. Il verificarsi di una differenza di potenziale elettrico, e quindi di corrente elettrica a seguito di una reazione chimica che avviene in una cella galvanica).
2. Processi chimici inversi che si verificano durante il passaggio di El. corrente attraverso la soluzione (elettrolisi).
Questi due gruppi di processi sono in molti casi reciprocamente reversibili (batteria al piombo) e sono sempre associati ad una variazione della carica degli atomi (ioni) o dei gruppi atomici, cioè sono reazioni redox.
Consideriamo il meccanismo con cui si verifica la differenza di potenziale elettrico tra un metallo e una soluzione del suo sale. Da un metallo immerso in una soluzione, parte degli ioni del reticolo cristallino, che hanno un'elevata energia di movimento termico, lo lasciano ed entrano nella soluzione. Questo processo è facilitato dall'interazione degli ioni con le molecole di solvente situate vicino alla superficie del solido. Allo stesso tempo avviene il processo inverso, cioè distruzione del guscio di solvatazione degli ioni in soluzione e loro inclusione nel reticolo cristallino del metallo.
Inizialmente prevale la dissoluzione del metallo; i cationi che passano nella soluzione portano con sé una carica elettrica positiva. La soluzione si carica positivamente e il metallo si carica negativamente. Gli ioni della soluzione che trasportano una carica positiva in eccesso e gli elettroni liberi non compensati del metallo sono attratti l'uno dall'altro e si trovano vicino all'interfaccia di fase su entrambi i lati, formando un cosiddetto doppio strato elettrico, all'interno del quale il potenziale elettrico cambia bruscamente. Il campo elettrico risultante complica la dissoluzione del metallo e favorisce il processo inverso. Successivamente si stabilisce un equilibrio dinamico, dovuto alla mutua compensazione di questi processi, e ad una certa differenza di potenziale tra il metallo e la soluzione.
La natura del cambiamento potenziale nel doppio strato elettrico ci consente di distinguere in esso parti dense e parti diffuse. La parte densa del doppio strato elettrico (strato di Helmholtz) è formata da ioni situati ad una distanza minima dall'interfaccia di fase. Questo strato è simile ad un condensatore con piastre metalliche. I potenziali in esso cambiano linearmente.
La parte diffusa del doppio strato elettrico (strato di Guy) corrisponde a un condensatore, una delle piastre del quale sembra sfocata. Questa piastra corrisponde agli ioni che si sono spostati nella profondità della soluzione a causa del loro movimento termico. Allontanandosi dall'interfaccia di fase, il numero di ioni in eccesso diminuisce rapidamente e la soluzione diventa neutra. Il salto di potenziale interfacciale è la somma dei salti nella parte densa del doppio strato e del potenziale Ψ pari al salto di potenziale nello strato di Huy. Dato che lo spessore totale del doppio strato elettrico rimane insignificante, la variazione di potenziale durante il passaggio da una fase all'altra è sempre brusca.
Inizialmente prevale la transizione degli ioni dalla soluzione al metallo, poi il metallo si carica positivamente e la soluzione negativamente. Il potenziale elettrico cambia bruscamente all'interno del doppio strato elettrico, ma il segno della carica in esso cambia al contrario.
Un altro motivo per la formazione di una differenza di potenziale tra le fasi è l'adsorbimento di varie particelle sull'interfaccia di fase.
Esistono molte teorie che spiegano il meccanismo di formazione di un potenziale salto nell'interfaccia soluzione-metallo. La più riconosciuta è la teoria della solvatazione del potenziale dell'elettrodo, le cui basi furono gettate da L.V. Pisarževskij (1912-1914). Secondo esso, il salto di potenziale nell'interfaccia soluzione-metallo è causato da due processi: 1) dissociazione degli atomi di metallo in ioni all'interno del metallo; 2) solvatazione degli ioni metallici situati sulla superficie del metallo quando entra in contatto con una soluzione contenente molecole di solvente.
Ad esempio, consideriamo un elettrodo di rame immerso in una soluzione acquosa di solfato di rame. Il potenziale chimico degli ioni rame in un metallo ad una data temperatura può essere considerato costante, mentre il potenziale chimico degli ioni rame in soluzione dipende dalla concentrazione di sale. In generale, questi potenziali chimici non sono gli stessi. Lascia che la concentrazione del solfato di rame sia tale che il potenziale chimico degli ioni rame circondati da un guscio di solvatazione in soluzione sia inferiore al potenziale chimico di questi ioni nel metallo. Quindi, quando il metallo viene immerso in una soluzione, si verificherà una forza trainante per la transizione degli ioni rame dal reticolo cristallino del metallo alla soluzione, la cui attuazione è impedita dal legame chimico degli ioni con il reticolo.
Le molecole di solvente dipolare, orientate nel campo della superficie metallica, invece, favoriscono il rilascio di ioni dal reticolo cristallino. Di conseguenza, alcuni ioni di rame lasceranno il reticolo cristallino neutro e si idrateranno e la superficie dell'elettrodo verrà caricata negativamente. Questa carica impedirà l'ulteriore transizione degli ioni rame nella soluzione. Appare un doppio strato elettrico e si stabilisce l'equilibrio elettrochimico, in cui i potenziali chimici degli ioni nel metallo e nella soluzione differiranno del valore della differenza di potenziale del doppio strato elettrico.
L'equilibrio elettrochimico è di natura dinamica, gli ioni che formano il doppio strato elettrico si rinnovano costantemente, tuttavia, il flusso di cationi dalla soluzione al metallo è uguale al flusso di cationi dal metallo alla soluzione, quindi il potenziale dell'elettrodo mantiene il suo valore in condizioni costanti. Il suo valore dipende dalla natura del materiale dell'elettrodo e del solvente, dalla concentrazione di ioni nella soluzione che costituisce il doppio strato elettrico e dalla temperatura.
Un altro tipo di equilibrio, che si stabilisce tra fasi contenenti diversi ioni, uno dei quali passa facilmente attraverso il confine interfase, mentre per altri tale transizione è difficile per ragioni spaziali o chimiche, ai confini della soluzione di vetro o dello scambio ionico resina (ionito) - soluzione. Questo tipo di equilibrio è chiamato equilibrio di membrana. All'interfaccia tra due fasi simili si forma anche uno strato elettrico e si verifica un corrispondente salto di potenziale: il potenziale di membrana.
Doppio strato elettrico nasce come risultato di processi redox e riflette la capacità del materiale dell'elettrodo di ossidarsi. Quanto più facilmente si ossida il materiale dell'elettrodo, tanto maggiore sarà il numero di ioni che, a parità di altre condizioni, lasciano il reticolo cristallino dell'elettrodo nella soluzione e tanto più negativo sarà il suo potenziale. Pertanto, il potenziale dell'elettrodo, misurato in unità normali, è chiamato potenziale redox.
È impossibile misurare sperimentalmente il potenziale di qualsiasi punto, ma puoi misurarne il valore rispetto ad un punto, ad es. differenza di potenziale. Quando si misurano i potenziali redox, come punto di riferimento viene utilizzato un elettrodo a idrogeno standard (SHE). Il potenziale SHE si forma sulla base di processi di ossidoriduzione simili a quelli di un elettrodo di rame, ma il suo potenziale è stato considerato pari a zero. Il potenziale dell'elettrodo è considerato positivo se l'elettrodo è caricato più positivamente dell'HVE e negativo se è caricato più negativamente dell'elettrodo a idrogeno standard.
Le capacità redox dei materiali vengono confrontate utilizzando potenziali di elettrodi standard.
Il potenziale dell'elettrodo standard è la differenza di potenziale tra un dato elettrodo e un elettrodo standard a idrogeno, a condizione che le attività di tutte le sostanze che partecipano alla reazione siano uguali all'unità.
Tutti gli elettrodi possono essere disposti in fila in base ai potenziali elettrodi standard. Quando si registrano gli elettrodi, viene utilizzata la sequenza ionico-elettrodo. La reazione dell'elettrodo è scritta come reazione di riduzione, cioè aggiunta di elettroni.
Il valore del potenziale standard dell'elettrodo caratterizza la tendenza della reazione dell'elettrodo a procedere nella direzione della riduzione ionica. Più in basso si trova la reazione dell'elettrodo, maggiore è la tendenza che ciò accada. che la forma ossidata acquisterà elettroni e passerà alla forma ridotta. E viceversa, quanto più alta è la reazione dell'elettrodo nella tabella, tanto maggiore è la tendenza della forma ridotta a cedere elettroni e passare alla forma ossidata. Ad esempio, i metalli attivi sodio e potassio hanno potenziali di elettrodo standard negativi molto grandi e. quindi mostrano una forte tendenza a perdere elettroni.
La forma ridotta di qualsiasi elemento o ione con un'attività pari a uno ridurrà la forma ossidata dell'elemento o ione avente un potenziale di elettrodo standard meno negativo.
Considera un sistema composto da due elettrodi, ad esempio zinco e rame. Ciascuno di essi è immerso in una soluzione del proprio sale e le soluzioni sono collegate da una chiave elettrolitica. La chiave fornisce il contatto elettrico tra le soluzioni, ma non consente agli ioni di una parte della cellula di passare all'altra.
Ciascuno dei metalli in un tale sistema rilascerà nella soluzione la quantità di ioni che corrisponde al suo equilibrio con la soluzione. Tuttavia, i potenziali di equilibrio di questi metalli non sono gli stessi. Lo zinco ha una maggiore capacità di rilasciare ioni in soluzione rispetto al rame e quindi acquisirà una carica negativa maggiore. Contiene più elettroni in eccesso del rame. Se gli elettrodi vengono ora collegati con un filo (circuito esterno), gli elettroni in eccesso fluiranno attraverso il circuito esterno dallo zinco al rame e quindi sconvolgeranno l'equilibrio del doppio strato su entrambi gli elettrodi. Sull'elettrodo di zinco la carica diminuirà e alcuni ioni lasceranno nuovamente l'elettrodo, mentre sull'elettrodo di rame gli elettrodi diventeranno più della carica di equilibrio e quindi alcuni ioni della soluzione verranno scaricati sull'elettrodo. Anche in questo caso ci sarà una differenza nelle cariche degli elettrodi. Ancora una volta, gli elettroni verranno trasferiti attraverso il circuito esterno dallo zinco al rame. Ciò avvia nuovamente la transizione degli ioni e così via fino alla dissoluzione dell'intero elettrodo di zinco.
Pertanto, si verifica un processo spontaneo in cui l'elettrodo di zinco si dissolve e gli ioni di rame vengono scaricati sull'elettrodo di rame e viene rilasciato rame metallico. Il trasferimento di elettroni lungo un filo da una piastra di zinco a una piastra di rame crea una corrente elettrica. Può essere utilizzato per eseguire varie lavorazioni. tale dispositivo è chiamato cella galvanica.
Una cella galvanica è qualsiasi dispositivo che permette di produrre corrente elettrica effettuando una particolare reazione chimica.
La differenza di potenziale dell'elettrodo di una cella galvanica dipende dalle condizioni in cui viene determinata. La massima differenza di potenziale di una cella galvanica è chiamata forza elettromotrice. (EMF).
La base di qualsiasi catena galvanica è una reazione redox, effettuata in modo tale che su uno degli elettrodi si verifichi l'ossidazione (negativa), in questo caso la dissoluzione dello zinco, e sull'altro si verifichi la riduzione (positiva), cioè rilascio di rame.
La cella elettrochimica Daniel-Jacobi è costituita da piastre di rame e zinco immerse in soluzioni di acido solforico dei loro sali. Queste soluzioni sono separate da un divisorio poroso che impedisce alle soluzioni di mescolarsi. Un tale sistema è una fonte attuale. Il polo positivo è una piastra di rame, il polo negativo è una piastra di zinco. Quando questo elemento entra in funzione, la piastra di zinco si dissolve e il rame si deposita dalla soluzione sulla piastra di rame.
In soluzione, rame e zinco esistono come ioni. Sull'elettrodo di zinco avviene una reazione di ossidazione:
Di conseguenza, lo zinco entra in soluzione sotto forma di cationi e gli elettroni rimanenti gli conferiscono una carica negativa. Sull'elettrodo di rame avviene una reazione di riduzione degli ioni rame, che si avvicinano alla lastra di rame dalla soluzione e si depositano su di essa:
Come risultato di questa reazione, un certo numero di elettroni liberi della piastra di rame viene consumata e questa acquisisce una carica positiva. Reazione totale:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu oppure Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Questa reazione può verificarsi spontaneamente in condizioni normali. Ma poi i processi di ossidazione e riduzione si combinano e il movimento degli elettroni avviene su un percorso breve e non si verifica alcuna corrente elettrica. Questo è un esempio di cella galvanica che funziona grazie alla natura chimica ineguale degli elettrodi.
Le celle galvaniche a concentrazione sono costituite da elettrodi della stessa natura, ma la concentrazione delle soluzioni è diversa. Ad esempio, un elemento contenente due lastre d'argento immerse in soluzioni di nitrato d'argento di concentrazione disuguale. La piastra immersa in una soluzione meno concentrata è il polo negativo, mentre l'altra è il polo positivo. Quando l'elemento entra in funzione, la piastra negativa si dissolve e l'argento si deposita sulla piastra positiva.
Elettrodo negativo:
Elettrodo positivo:
Forza elettromotrice di un elemento elettrochimico.
Notazione convenzionale di una cella galvanica:
(-) Zn | ZnSO4 ||CuSO4 | Cu(+)
Le barre verticali indicano le interfacce di fase. Nel caso di un EMF positivo, è posizionato a sinistra e positivo a destra. Ad ogni confine interfase c'è un potenziale salto. L'elettrodo insieme alla soluzione in cui è immerso costituisce una semicella. La FEM di una cella galvanica è pari alla differenza di potenziale delle semicelle: dal potenziale della semicella destra viene sottratto il potenziale della semicella sinistra. Con tale registrazione, l'EMF del circuito sarà sempre positivo.
Cella galvanica a concentrazione costituita da due elettrodi d'argento immersi in una soluzione di nitrato d'argento a diverse concentrazioni:
(-)Ag | AgNO3(c1) || AgNO3(c2)| Ag(+)
Se dall'1< с 2 , то левый электрод посылает в раствор ионы серебра и заряжается отрицательно. На правом электроде ионы серебра разряжаются, сообщая электроду положительный заряд.
Se l'elettrodo non scambia ioni con la soluzione, il suo simbolo è racchiuso tra parentesi. Ad esempio, un elettrodo di platino saturo di idrogeno immerso in una soluzione di acido cloridrico (elettrodo a idrogeno) è designato:
La forza elettromotrice di qualsiasi elemento galvanico è uguale alla differenza tra i potenziali dei suoi elettrodi. La fem di una cella galvanica composta da due elettrodi diversi, ma con la stessa concentrazione (attività) dei loro sali, è pari alla differenza dei potenziali standard di questi elementi.
Il lavoro di una cella galvanica è misurato dalla forza elettromotrice. La FEM è la massima differenza di potenziale di una cella galvanica. Consiste in potenziale di contatto - tra due metalli (zinco e rame), elettrodo - tra un elettrodo e una soluzione elettrolitica (zinco e solfato di zinco, rame e solfato di rame), diffusione - tra due soluzioni (solfato di zinco e solfato di rame).
Il potenziale di contatto si verifica al confine del contatto dei conduttori che vanno dall'elettrodo di zinco all'elettrodo di rame. La ragione del suo aspetto è associata alla transizione degli elettroni da un metallo all'altro. Spesso questo potenziale è insignificante e non ha un effetto significativo sulla fem della cella galvanica.
Potenziali elettrodici che si formano all'interfaccia di un metallo con un elettrolita. La loro comparsa è dovuta alla transizione degli ioni dal metallo alla soluzione e dalla soluzione al metallo. Il potenziale dell'elettrodo è determinato dalla differenza di potenziale tra l'elettrodo e la soluzione elettrolitica a contatto con esso.
Regola mnemonica: ossidazione all'anodo (le parole iniziano con vocale), riduzione al catodo.
Il potenziale di diffusione si verifica all'interfaccia tra diversi elettroliti o un elettrolita con diverse concentrazioni (attività). A causa della diversa mobilità dei cationi o degli anioni, si diffondono da una soluzione più concentrata a una soluzione meno concentrata. Man mano che ci si allontana dall'interfaccia tra due soluzioni elettrolitiche, la concentrazione degli ioni si equalizza a causa del loro movimento termico, mentre il potenziale di diffusione diminuisce e poi scompare.
Il potenziale di diffusione è piccolo e non supera i centesimi di volt.
Quindi la FEM è pari a:
E= E Cu - E Zn + E k + E d
Se trascuriamo i potenziali di diffusione e di contatto, che sono molto piccoli, la formula si presenta così:
FEM = E Cu - E Zn
L'EMF è una caratteristica quantitativa del funzionamento di una cella galvanica: mostra quanto viene eseguito completamente il processo di conversione dell'energia chimica in energia elettrica.
La fem di una cella galvanica può essere calcolata utilizzando l'equazione di Nernst:
Il valore è costante ad una data temperatura.
| Temperatura, C | ||||
| 0,0542 | 0,0578 | 0,0591 | 0,0621 |
E 0 è la fem standard di una cella galvanica, z è il numero di cariche elementari che partecipano alla reazione, a è l'attività dei reagenti e dei prodotti di reazione in determinate condizioni.
L'espressione della EMF per l'elemento di concentrazione non include il valore della EMF standard, poiché entrambi gli elettrodi sono uguali, e quindi anche i loro potenziali standard sono gli stessi.
Elettrodi per idrogeno di 1° e 2° tipo.
Equazione base del potenziale dell'elettrodo.
La reazione chimica che avviene in una cella galvanica può essere divisa in due reazioni coniugate che avvengono sulle semicelle:
ν 1 A 1 - ze = ν 3 A 3
ν 2 A 2 + ν 4 A 4
Quindi le espressioni per i potenziali dei singoli elettrodi possono essere:
Una reazione del tipo M z + + zе = M avviene solitamente su elettrodi metallici. Per questo, tenendo conto del fatto che l'attività di un solido ad una data temperatura è costante e uguale all'unità, otteniamo l'equazione del potenziale. dell’elettrodo, reversibile rispetto al catione metallico:
Il termine “reversibile rispetto al catione metallico” significa che il potenziale dell'elettrodo è formato dai cationi M+.
Se gli anioni partecipano al processo di determinazione del potenziale secondo la reazione A + zе = A z - , otteniamo un'espressione per il potenziale dell'elettrodo, reversibile rispetto all'anione:
L'equazione generale è simile alla seguente:
Mostra che il potenziale dell'elettrodo dipende dalla sua natura (caratterizzata dal potenziale standard), dalla temperatura e dall'attività degli ioni nella soluzione.
Per determinare sperimentalmente il potenziale dell'elettrodo (φ), è necessario costruire una cella galvanica contenente l'elettrodo in esame e misurarne la fem. La cella galvanica, oltre all'elettrodo in studio, deve contenere un elettrodo di riferimento, il cui potenziale è precisamente noto e ben riproducibile.
Le celle galvaniche irreversibili implicano processi irreversibili, per cui è impossibile invertire la direzione di una reazione chimica al loro interno modificando la tensione esterna applicata di una quantità infinitesimale. Gli elettrodi che formano tali elementi sono chiamati irreversibili.
Gli elettrodi reversibili si dividono in elettrodi indicatori ed elettrodi di riferimento.
Gli elettrodi indicatori (funzionanti) sono quelli il cui potenziale cambia inequivocabilmente con i cambiamenti nella concentrazione degli ioni rilevati.
Gli elettrodi di riferimento sono quegli elettrodi il cui potenziale è noto con precisione, riproducibile con precisione e non dipende dalla concentrazione degli ioni da determinare, cioè è costante durante le misurazioni.
In base alle loro proprietà e alla struttura, gli elettrodi reversibili sono suddivisi nei seguenti gruppi:
1. Elettrodi del primo tipo.
2. Elettrodi del secondo tipo.
3. Elettrodi redox
4. Elettrodi ionoselettivi (a membrana).
Elettrodi del primo tipo. Elettrodi con fase attiva solida o gassosa, reversibili o solo rispetto ai cationi o solo rispetto agli anioni.
Questi includono elettrodi metallici reversibili rispetto ai cationi, elettrodi metalloidi reversibili rispetto agli anioni ed elettrodi gassosi reversibili rispetto ai cationi o agli anioni.
Gli elettrodi metallici reversibili rispetto ai cationi sono elettrodi in cui il metallo è immerso in una soluzione di un sale altamente solubile di questo metallo. I potenziali degli elettrodi reversibili dei cationi diventano più positivi con l'aumentare della concentrazione della soluzione.
Elettrodi del secondo tipo- elettrodi multifase complessi, formalmente reversibili sia rispetto ai cationi che rispetto agli anioni. Sono costituiti da un metallo, un sale scarsamente solubile di questo metallo e un secondo composto che è altamente solubile e contiene lo stesso anione del sale scarsamente solubile.
I rappresentanti sono gli elettrodi al cloruro d'argento e al calomelano. Sono ampiamente utilizzati come elettrodi di riferimento.
Il cloruro d'argento è un filo d'argento rivestito con uno strato di cloruro d'argento, immerso in una soluzione satura di cloruro di potassio, situato in un recipiente con una microfessura per il contatto con la soluzione di prova. È reversibile rispetto agli ioni cloruro.
Elettrodo a calomelano (Pt)Hg 0 |Hg 2 Cl 2 |KCl È una miscela di mercurio e calomelano posta in un recipiente, sul fondo del quale è saldato il platino, saldato ad un conduttore di rame.
Elettrodi redox.
Tutti gli elettrodi che determinano il potenziale formano un potenziale basato su processi redox, quindi qualsiasi elettrodo può essere chiamato redox. Ma abbiamo concordato di chiamare tali elettrodi, il cui metallo non prende parte alla reazione redox, ma è solo un portatore di elettroni, mentre il processo di ossidoriduzione avviene tra gli ioni nella soluzione.
Tali elettrodi sono ottenuti immergendo un metallo inerte in una soluzione di una miscela di elettroliti contenente ioni di diverso stato di ossidazione.
Schema degli elettrodi OB:
(Pt)|Bue, Rosso;Bue + ze = Rosso
Esempio di elettrodi OF: (Pt)|FeCl 3 ; FeCl2(Pt)|SnCl4; SnCl2.
L'elettrodo chinidrone è ampiamente utilizzato: (Pt)|X, H 2 X, H +. È costituito da una lastra di platino immersa in una soluzione di chinidrone. È un composto complesso di chinone e della sua forma ridotta idrochinone.
La reazione avviene all'elettrodo:
C6H4O2 + 2H+2e = C6H4(OH)2
Non può essere utilizzato durante l'analisi di mezzi alcalini, perché l'idrochinone reagisce con gli ioni ossidrile. Vantaggio: basso errore dei risultati.
Elettrodi a scambio ionico (ionoselettivi).. Elettrodi costituiti da uno scambiatore ionico e da una soluzione, il cui potenziale all'interfaccia si forma a causa di un processo di scambio ionico selettivo tra le fasi.
Elettrodo di vetro Ag|AgCl|HCl. Si tratta di una sfera a pareti sottili realizzata in speciale vetro conduttivo (membrana) riempita con una soluzione di acido cloridrico 0,1 mol/l. Un elettrodo ausiliario di cloruro d'argento è immerso nella soluzione di HCl.
Il principio di funzionamento si basa sul fatto che nella struttura del vetro i cationi di potassio, sodio e litio possono scambiarsi con i cationi della soluzione (H +). Lo scambio di cationi tra il vetro e la soluzione avviene secondo la legge di distribuzione del terzo componente tra le due fasi. A causa della differenza nell'attività dei cationi nella soluzione e nella membrana, su entrambi i lati della membrana si formano potenziali limite φ 1 e φ 2. Solo una membrana ben imbevuta è sensibile agli ioni idrogeno. Pertanto, gli elettrodi di vetro vengono preparati prima dell'uso. Innanzitutto, il vetro viene idratato. Lasciare per diverse ore in acqua e poi in una soluzione di HCl 0,1 M.
L'elettrodo di vetro ha un'elevata resistenza, limitando l'intervallo di misurazione del pH (-1-12). Il suo potenziale cambia nel tempo, quindi viene calibrato utilizzando soluzioni tampone standard. Il vantaggio è l'indifferenza agli agenti ossidanti e agli agenti riducenti. Modificando la composizione del vetro è possibile ottenere membrane con bassa selettività verso gli ioni idrogeno ed elevata selettività verso gli ioni metallici (sodio, potassio).
Processi con elettrodi di non equilibrio. L'elettrolisi è un processo in cui si verificano reazioni chimiche facendo passare una corrente elettrica.
Schema di elettrolisi:
Gli ioni elettrolitici, raggiungendo gli elettrodi corrispondenti (cationi catodici, anioni anodici), a seguito dell'interazione con essi, riducono la loro carica, trasformandosi in atomi neutri che si depositano sull'elettrodo o entrano in una reazione secondaria. Elettrolisi - OVR.
L'anodo (+) ha meno elettroni del suo materiale allo stato neutro. Pertanto, deve sottrarre intensamente elettroni, cioè avviene l'ossidazione.
Il catodo (-) ha elettrodi ridondanti rispetto al suo materiale nello stato elettricamente neutro. Pertanto, cede facilmente gli elettroni, cioè si verifica una reazione di riduzione.
Entrambi questi processi sono la base dell'elettrolisi. Esiste una certa relazione tra la quantità di elettricità e la quantità di sostanza rilasciata durante l'elettrolisi. m = equazione
L'elettrolisi non può avvenire spontaneamente. L'energia necessaria per il suo flusso proviene da una fonte di corrente esterna.
Durante l'elettrolisi, la reazione chimica viene effettuata utilizzando l'energia di una corrente elettrica. E quando una cella galvanica funziona, l'energia della reazione chimica che avviene spontaneamente in essa viene convertita in energia elettrica.
Durante i processi catodici, è necessario tenere conto dell'entità del potenziale di riduzione degli ioni idrogeno. In ambiente neutro: E n = = 0,059*(-?) = -0,41 V
Regole:
1) Se l'elettrolita è formato da un metallo il cui potenziale dell'elettrodo è significativamente superiore a -0,41 V, allora il metallo verrà rilasciato dalla soluzione neutra al catodo (a destra dello stagno).
2) Nel caso degli elettroliti, il cui metallo ha un potenziale notevolmente più negativo di -0,41 V, verrà rilasciato idrogeno (dall'inizio alla fine)
3) Se il potenziale del metallo è vicino a -0,41 V (zinco, cromo, ferro, cobalto, nichel), possono essere rilasciati sia idrogeno che metallo)
Direzione delle reazioni di ossido-riduzione.
Per determinare la direzione, viene calcolata la FEM della reazione:
FEM = E ossido - E riduzione
1) Se la fem è maggiore di zero la reazione è diretta.
2) Se la FEM è inferiore a zero, la reazione è inversa.
3) Se EMF = 0, allora si è verificato l'equilibrio chimico.
Intensità: se l'EMF è maggiore di 0,1 V, la reazione è intensa.
Se l'EMF è inferiore a 0,01 V, la reazione è a bassa intensità
Determinazione potenziometrica del pH
Esistono due tipi di misura potenziometrica:
1. Determinazione potenziometrica diretta;
2. Metodi di titolazione potenziometrica.
1. La misurazione potenziometrica diretta viene utilizzata per determinare la concentrazione di ioni metallici in soluzioni acquose: calcio, magnesio, sodio, potassio, ecc. È particolarmente utilizzata per determinare gli ioni idrogeno, ovvero il pH delle soluzioni.
(pH = - log a n+)
Questo metodo richiede elettrodi selettivi.
2. La titolazione potenziometrica ha anche un ruolo applicato nel determinare la concentrazione di sostanze in una soluzione, ma titolandola con una soluzione standard del reagente corrispondente. Ma il punto di equivalenza qui non è determinato da un indicatore chimico, ma dal valore potenziale sull'elettrodo indicatore immerso nella soluzione di prova. Questo metodo non richiede elettrodi specifici. E come elettrodi indicatori è possibile utilizzare vari elettrodi di metallo, argento, latino, tungsteno e grafite.
Questo metodo consente di determinare le sostanze in soluzioni torbide e fortemente colorate, nonché di titolare in modo differenziato (separatamente) i componenti di una miscela di sostanze nella stessa porzione della soluzione.
Per qualsiasi tipo di potenziometro, due elettrodi vengono posizionati nella soluzione da studiare.
Un indicatore è il secondo elettrodo di riferimento, che serve a determinare il potenziale che si è formato sull'elettrodo indicatore.
1. Elettrodi di riferimento (semielementi), il loro potenziale è determinato dalla concentrazione di ioni Cl -. A una concentrazione satura di Cl, il loro potenziale è costante
Hg (Hg 2 Cl 2 ) HCl - Elettrodo a calomelano.
Ag (AgCl) KCl - elettrodo al cloruro d'argento (II tipo).
2. Elettrodi metallici (tipo I):
Cu0/Cu+2; Hg0 /Hg+2; Ag0/Ag+
3. Elettrodi di misura a membrana - costituiti da piastre (molto sottili) in grado di garantire l'interazione in soluzione solo con determinati ioni K+; Na+; Hg+2; Ka+2; NH4+; N / a - ; Cl-; IO - ; eccetera. Dell'elettrodo a membrana fa parte anche il noto elettrodo in vetro per la determinazione del pH. Si tratta di un tubo di vetro all'estremità del quale è presente una sfera a pareti sottili, all'interno della sfera viene versato l'acido e viene abbassato un filo di platino
φ = φ 0 + 0,059 pH
A = φ 0 = 0,7044, ma l'elettrodo chinidrone può essere utilizzato solo fino a pH - 8,5 perché in un ambiente fortemente alcalino il gruppo ossidrile si dissocia fortemente e i risultati sono distorti. Anche gli ioni ossidanti Fe + Sn +3 Ti +3 sono distorti
L'elettrodo di antimonio è un elettrodo metallico del secondo tipo. Qui il metallo Sb è rivestito con Sb 2 O 3 (idrossido Sb (OH) 3, scarsamente solubile.
Il potenziale dell'elettrodo Sb/Sb 2 O 3 dipende dalla concentrazione e dai processi che avvengono su di esso:
Sb203 + 3H2O = 2Sb(OH)3
Sb(OH)3 ↔ Sb+3 + 3OH -
φ = φ 0 + 0,059 log
Ma questa equazione di Nernst per questo elettrodo non è strettamente soddisfatta, perché le reazioni sull'elettrodo non sono completamente reversibili; influenzano anche le condizioni della superficie dell'elettrodo e il metodo di preparazione.
Vantaggi: questo elettrodo è semplice nel design e può essere preparato. Resistente alla presenza di molte sostanze. Gli agenti ossidanti non interferiscono con esso.
Fondamenti di termodinamica chimica.
La prima legge (inizio) della termodinamica è una conseguenza della legge di conservazione dell'energia. Questa legge è soddisfatta in tutti i fenomeni naturali ed è confermata da tutta l'esperienza dell'umanità.
La termodinamica considera principalmente due forme in cui avviene la trasformazione dell'energia: calore e lavoro. La prima legge della termodinamica stabilisce la relazione tra energia termica Q e lavoro A al variare dell'energia interna del sistema ΔU.
Dalla costanza della riserva energetica interna di un sistema isolato segue direttamente: in ogni processo, la variazione dell'energia interna di qualsiasi sistema è uguale alla differenza tra la quantità di calore impartita al sistema e la quantità di lavoro svolto da il sistema:
ΔU = Q - A, da qui
Questa equazione è l'espressione matematica della prima legge della termodinamica.
In questo caso prima legge della termodinamicaè formulato: Il calore Q fornito al sistema va ad aumentare l'energia interna del sistema ΔU e a compiere lavoro esterno A.
La prima legge (prima legge) della termodinamica ha diverse formulazioni, ma tutte esprimono la stessa essenza: l'indistruttibilità e l'equivalenza dell'energia durante le transizioni reciproche dei suoi vari tipi l'una nell'altra.
L'elettrolisi si riferisce alle reazioni redox che si verificano sugli elettrodi in una soluzione o nella fusione di un elettrolita sotto l'influenza di una corrente elettrica continua fornita da una fonte esterna. L'elettrolisi converte l'energia elettrica in energia chimica. Il dispositivo in cui viene eseguita l'elettrolisi è chiamato elettrolizzatore. Sull'elettrodo negativo dell'elettrolizzatore (catodo) avviene il processo di riduzione - l'ossidante attacca gli elettroni provenienti dal circuito elettrico, e sull'elettrodo positivo (anodo) - avviene il processo di ossidazione - il trasferimento di elettroni dall'agente riducente all'elettrodo circuito elettrico.
Così, La distribuzione dei segni della carica degli elettrodi è opposta a quella che avviene durante il funzionamento di una cella galvanica. Il motivo è che i processi che si verificano durante l'elettrolisi sono, in linea di principio, l'inverso dei processi che si verificano durante il funzionamento di una cella galvanica. Durante l'elettrolisi, i processi vengono eseguiti grazie all'energia di una corrente elettrica fornita dall'esterno, mentre durante il funzionamento di una cella galvanica, l'energia di una reazione chimica spontanea che si verifica in essa viene convertita in energia elettrica. Per processi di elettrolisi DG>0, cioè in condizioni standard non scompaiono spontaneamente.
Elettrolisi dei fusi. Consideriamo l'elettrolisi del cloruro di sodio fuso (Fig. 10.2). Questo è il caso più semplice di elettrolisi, quando l'elettrolita è costituito da un tipo di cationi (Na+) e un tipo di anioni (Cl) e non ci sono altre particelle che possono partecipare all'elettrolisi. Il processo di elettrolisi della massa fusa di NaCl procede come segue. Utilizzando una fonte di corrente esterna, gli elettroni vengono forniti a uno degli elettrodi, conferendogli una carica negativa. Sotto l'influenza di un campo elettrico, i cationi Na+ si muovono verso l'elettrodo negativo, interagendo con gli elettroni che arrivano attraverso il circuito esterno. Questo elettrodo è il catodo e su di esso avviene il processo di riduzione dei cationi Na+. Gli anioni Cl si spostano verso l'elettrodo positivo e, avendo ceduto gli elettroni all'anodo, vengono ossidati. Il processo di elettrolisi è chiaramente rappresentato da un diagramma che mostra la dissociazione dell'elettrolita, la direzione del movimento degli ioni, i processi sugli elettrodi e le sostanze rilasciate . Lo schema di elettrolisi per il cloruro di sodio fuso si presenta così:
NaCl = Na++Cl
(-) Catodo: Na + Anodo (+): Cl
Na + + e - = Na 2Cl - 2eˉ = Cl 2
Equazione riassuntiva:
2Na + + 2Cl ELETTROLISI 2Na + Cl 2
o in forma molecolare
ELETTROLISI 2NaCl 2Na + Cl 2
Questa reazione è redox: all'anodo avviene un processo di ossidazione e al catodo avviene un processo di riduzione.
Le molecole d'acqua possono partecipare ai processi di elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche e si verifica la polarizzazione degli elettrodi.
Polarizzazione e sovratensione. I potenziali degli elettrodi determinati nelle soluzioni elettrolitiche in assenza di corrente elettrica nel circuito sono chiamati potenziali di equilibrio (in condizioni standard - potenziali degli elettrodi standard). Quando passa una corrente elettrica, i potenziali degli elettrodi cambiano . La variazione del potenziale dell'elettrodo durante il passaggio della corrente è chiamata polarizzazione:
Dj = j io - j r,
dove Dj è la polarizzazione;
j i – potenziale dell'elettrodo quando passa la corrente;
j р – potenziale di equilibrio dell'elettrodo.
Quando è noto il motivo della variazione di potenziale durante il passaggio della corrente, al posto del termine “polarizzazione” si usa il termine "sovratensione". Viene anche attribuito ad alcuni processi specifici, come l'evoluzione catodica dell'idrogeno (sovratensione dell'idrogeno).
Per determinare sperimentalmente la polarizzazione, viene tracciata una curva della dipendenza del potenziale dell'elettrodo dalla densità di corrente che scorre attraverso l'elettrodo. Poiché gli elettrodi possono avere un'area diversa, a seconda dell'area dell'elettrodo allo stesso potenziale possono esserci correnti diverse; Pertanto, la corrente viene solitamente riferita all'unità di superficie. Il rapporto tra la corrente I e l'area dell'elettrodo S è chiamato densità di corrente I:
La dipendenza grafica del potenziale dalla densità di corrente è chiamata curva di polarizzazione(Fig. 10.3). Quando passa la corrente, i potenziali degli elettrodi dell'elettrolizzatore cambiano, ad es. si verifica la polarizzazione degli elettrodi. A causa della polarizzazione catodica (Dj k), il potenziale del catodo diventa più negativo, mentre a causa della polarizzazione anodica (Dj a), il potenziale dell'anodo diventa più positivo.
La sequenza dei processi degli elettrodi durante l'elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche. Le molecole d'acqua, gli ioni H + e OH possono partecipare ai processi di elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche, a seconda della natura del mezzo. Quando si determinano i prodotti dell'elettrolisi di soluzioni acquose di elettroliti, nei casi più semplici si può essere guidati dalle seguenti considerazioni:
1. Processi catodici.
1.1. Al catodo si verificano prima i processi caratterizzati dal potenziale di elettrodo più elevato, cioè Gli agenti ossidanti più forti vengono ridotti per primi.
1.2. I cationi metallici con un potenziale di elettrodo standard maggiore di quello dell'idrogeno (Cu 2+, Ag +, Hg 2+, Au 3+ e altri cationi di metalli a bassa attività) vengono quasi completamente ridotti al catodo durante l'elettrolisi:
Me n + + neˉ " Me.
1.3. I cationi metallici, il cui potenziale è significativamente inferiore a quello dell'idrogeno (che si trova nella "serie di tensione" da Li + a Al 3+ compreso, cioè cationi di metalli attivi), non vengono ridotti al catodo, poiché le molecole d'acqua vengono ridotte al catodo:
2H2O+2eˉ®H2+2OH.
L'evoluzione elettrochimica dell'idrogeno da soluzioni acide avviene a causa della scarica di ioni idrogeno:
2Í + + 2еˉ "Í 2.
1.4. I cationi metallici con potenziale di elettrodo standard sono inferiori a quello dell'idrogeno, ma maggiori di quello dell'alluminio (situati nella "Serie di tensione" da Al 3+ a 2H + - cationi metallici di attività media), durante l'elettrolisi al catodo lo sono ridotto contemporaneamente alle molecole d'acqua:
Ме n + + neˉ ® Me
2H2O+2eˉ®H2+2OH.
Questo gruppo comprende gli ioni Sn 2+, Pb 2+, Ni 2+, Co 2+, Zn 2+, Cd 2+, ecc. Confrontando i potenziali standard di questi ioni metallici e idrogeno, si potrebbe concludere che è impossibile precipitazione dei metalli al catodo. Tuttavia, tieni presente che:
· il potenziale standard di un elettrodo a idrogeno si riferisce a h+ [H + ] 1 mol/l., cioè pH=0; all'aumentare del pH il potenziale dell'elettrodo a idrogeno diminuisce e diventa più negativo ( ; vedi paragrafo 10.3); allo stesso tempo, i potenziali dei metalli nella regione in cui non avviene la precipitazione dei loro idrossidi insolubili non dipendono dal pH;
· la polarizzazione del processo di riduzione dell'idrogeno è maggiore della polarizzazione della scarica degli ioni metallici di questo gruppo (o in altre parole, lo sviluppo di idrogeno al catodo avviene con una sovratensione maggiore rispetto alla sovratensione della scarica di molti metalli ioni di questo gruppo); esempio: curve di polarizzazione del rilascio catodico di idrogeno e zinco (Fig. 10.4).
Come si può vedere da questa figura, il potenziale di equilibrio dell'elettrodo di zinco è inferiore al potenziale dell'elettrodo di idrogeno, a basse densità di corrente, al catodo viene rilasciato solo idrogeno; Ma la sovratensione dell'idrogeno dell'elettrodo è maggiore della sovratensione dell'elettrodo di zinco, quindi, con l'aumentare della densità di corrente, anche lo zinco inizia a essere rilasciato sull'elettrodo. Al potenziale φ 1, le densità di corrente del rilascio di idrogeno e zinco sono le stesse, e al potenziale φ 2, cioè La maggior parte dello zinco viene rilasciato dall'elettrodo.
2.
Processi anodici.
2.1. All'anodo si verificano innanzitutto processi caratterizzati dal potenziale dell'elettrodo più basso, vale a dire Gli agenti riducenti forti vengono prima ossidati.
2.2. Gli anodi sono generalmente divisi in inerti (insolubili) e attivi (solubili). I primi sono costituiti da carbone, grafite, titanio e platino, metalli che hanno un significativo potenziale di elettrodo positivo o sono rivestiti con una pellicola protettiva stabile, che serve solo come conduttori di elettroni. I secondi sono costituiti da metalli i cui ioni sono presenti nella soluzione elettrolitica: rame, zinco, argento, nichel, ecc.
2.3. Su un anodo inerte, durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di alcali, acidi contenenti ossigeno e loro sali, nonché HF e suoi sali (fluoruri), avviene l'ossidazione elettrochimica degli ioni idrossido con il rilascio di ossigeno. A seconda del pH della soluzione, questo processo avviene in modo diverso e può essere scritto con diverse equazioni:
a) in ambienti acidi e neutri
2 H 2 O – 4eˉ = O 2 + 4 H + ;
b) in ambiente alcalino
4OH – 4eˉ = O2 + 2H2O.
Il potenziale di ossidazione degli ioni idrossido (potenziale dell'elettrodo di ossigeno) viene calcolato utilizzando l'equazione (vedere sezione 10.3):
Anioni contenenti ossigeno SO, SO, NO, CO, PO, ecc. oppure non sono in grado di ossidarsi, oppure la loro ossidazione avviene a potenziali molto elevati, ad esempio: 2SO - 2eˉ = S 2 O = 2,01 V.
2.4. Durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di acidi privi di ossigeno e loro sali (eccetto HF e suoi sali), i loro anioni vengono scaricati sull'anodo inerte.
Si noti che il rilascio di cloro (Cl 2) durante l'elettrolisi di una soluzione di HCl e dei suoi sali, il rilascio di bromo (Br 2) durante l'elettrolisi di una soluzione di HBr e dei suoi sali contraddice la posizione relativa dei sistemi.
2Cl - 2eˉ = Cl 2 = 1.356 V o altre sostanze presenti nella soluzione o sull'elettrodo, allora l'elettrolisi avviene con l'anodo attivo. L’anodo attivo si ossida sciogliendo: Me – neˉ ® Me n + .
Uscita corrente . Se i potenziali di due o più reazioni elettrodi sono uguali, queste reazioni avvengono simultaneamente sull'elettrodo. In questo caso, l'elettricità che passa attraverso l'elettrodo viene spesa per tutte queste reazioni. Viene chiamata la frazione della quantità di elettricità spesa per la trasformazione di una delle sostanze (B j). produzione attuale di questa sostanza:
(B j) % = (Q j /Q) . 100,
dove Q j è la quantità di elettricità spesa per la trasformazione della j-esima sostanza; Q è la quantità totale di elettricità passata attraverso l'elettrodo.
Ad esempio, dalla Fig. 10.4 ne consegue che l'efficienza attuale dello zinco aumenta all'aumentare della polarizzazione catodica. Per questo esempio, un'elevata sovratensione dell'idrogeno è un fenomeno positivo. Di conseguenza, è possibile separare manganese, zinco, cromo, ferro, cobalto, nichel e altri metalli da soluzioni acquose al catodo.
La legge di Faraday. La relazione teorica tra la quantità di elettricità passata e la quantità di sostanza ossidata o ridotta all'elettrodo è determinata dalla legge di Faraday, secondo la quale la massa dell'elettrolita che ha subito una trasformazione chimica, nonché la massa delle sostanze rilasciate sugli elettrodi, sono direttamente proporzionali alla quantità di elettricità che passa attraverso l'elettrolita e alle masse molari delle sostanze equivalenti: m = M e It/F,
dove m è la massa dell'elettrolita che ha subito la trasformazione chimica,
o massa di sostanze - prodotti dell'elettrolisi rilasciati sugli elettrodi, g; M e – massa molare della sostanza equivalente, g/mol; I – forza attuale, A; t – durata dell'elettrolisi, s; F – Numero di Faraday – 96480 C/mol.
Esempio 1. Come procede l'elettrolisi di una soluzione acquosa di solfato di sodio con un anodo di carbonio (inerte)?
Na2SO4 = 2Na++SO
Elettrolisiè il processo di decomposizione di una sostanza sotto l'influenza della corrente elettrica ( corrente elettrica).
Storia della scoperta dell'elettrolisi
La parola elettrolisi deriva dal greco (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] "ambra" e λύσις "dissoluzione".
Una breve cronologia della storia dell'elettrolisi:
- 1785 - Martinus van Marum utilizza un generatore elettrostatico per far precipitare (estrarre) stagno, zinco e antimonio dai loro sali utilizzando l'elettrolisi (Enciclopedia Britannica 3a edizione (1797), volume 1, pagina 225).
- 1800 – William Nicholson e Anthony Carlyle (con la partecipazione di Johann Ritter) dividono l'acqua in idrogeno e ossigeno.
- 1807 - Gli elementi chimici potassio, sodio, bario, calcio e magnesio vengono scoperti da Sir Humphry Davy mediante elettrolisi.
- 1833 – Michael Faraday scopre le sue due leggi dell'elettrolisi e ne fornisce la formulazione matematica e la spiegazione.
- 1875 - Paul Emile Lecoq de Boisbaudran scopre il gallio utilizzando l'elettrolisi.
- 1886 – Il fluoro viene scoperto da Henri Moissan mediante elettrolisi.
- 1886 – Viene sviluppato il processo Hall-Heroux per produrre alluminio dall'allumina.
- 1890 - Viene sviluppato il processo Castner-Kellner per la produzione di idrossido di sodio.
Breve descrizione dell'elettrolisi
L'elettrolisi si verifica quando una corrente elettrica diretta (diretta) passa attraverso una sostanza ionizzata, che può essere una fusione o una soluzione in cui questa stessa sostanza si scompone in ioni (dissociazione elettrolitica delle molecole) e rappresenta un elettrolita. Quando una corrente elettrica passa attraverso un tale stato di una sostanza, quando è rappresentata da ioni, si verifica una reazione elettrochimica di ossidazione e riduzione.
Su un elettrodo, gli ioni di un tipo verranno ossidati e sull'altro verranno ridotti, il che molto spesso si manifesta sotto forma di rilascio di gas o precipitazione di una sostanza sotto forma di precipitato chimico insolubile. Durante l'elettrolisi, gli ioni chiamati anioni ricevono gli elettroni che mancano e cessano di essere ioni, e gli ioni di un altro tipo - cationi, cedono elettroni extra e cessano anche di essere ioni.
Elettrolisi non può si verificano dove non sono presenti ioni, ad esempio in un cristallo di sale, o in polimeri solidi (resine, plastica). Se un cristallo di sale viene sciolto in un solvente adatto in cui si disintegra in ioni, allora in un mezzo liquido è possibile il processo di elettrolisi, poiché la soluzione è un elettrolita. Tutti gli elettroliti sono conduttori secondo tipo, in cui può esistere corrente elettrica.
Il processo di elettrolisi richiede almeno due elettrodi, che rappresentano una fonte di corrente. Tra questi due elettrodi, una corrente elettrica scorre attraverso l'elettrolita o la massa fusa e la presenza di un solo elettrodo non fornisce un circuito elettrico chiuso e quindi non può fluire corrente.
Qualsiasi materiale che fornisca una conduttività sufficiente può essere utilizzato come elettrodi. Questi possono essere metalli e loro leghe, grafite, materiali semiconduttori. Le proprietà elettrochimiche degli elettrodi sono fondamentali nell'uso commerciale (industriale) dell'elettrolisi, poiché possono ridurre significativamente i costi di produzione e migliorare la qualità e la velocità del processo elettrochimico, che è l'elettrolisi.
Processo di elettrolisi
Lo scopo principale del processo di elettrolisi è convertire gli ioni di una soluzione (fusione) in atomi attraverso l'aggiunta o la sottrazione di elettroni. Questo cambiamento si verifica a causa di un circuito elettrico esterno in cui esiste una corrente elettrica. In un tale circuito è necessariamente presente una fonte di elettricità, che è un fornitore di elettroni su un elettrodo - il catodo, e una sorta di pompa che pompa gli elettroni sull'altro elettrodo - l'anodo. C'è sempre un eccesso di elettroni al catodo e i cationi (+) si muovono verso di esso per ricevere gli elettroni mancanti e diventare atomi, e all'anodo c'è una mancanza di elettroni e gli anioni (-) si muovono verso di esso, che hanno elettroni in più nella loro orbita, così da cederli e diventare atomi neutri.
