Elektrolýza tavenín a roztokov (soli, alkálie)
Ak sa elektródy spustia do roztoku alebo taveniny elektrolytu a prejde jednosmerný elektrický prúd, ióny sa budú pohybovať smerovým spôsobom: katióny ku katóde (záporne nabitá elektróda), anióny k anóde (kladne nabitá elektróda).
Na katóde katióny prijímajú elektróny a na anóde sa redukujú, anióny odovzdávajú elektróny a sú oxidované. Tento proces sa nazýva elektrolýza.
Elektrolýza je redoxný proces, ktorý sa vyskytuje na elektródach, keď elektrický prúd prechádza cez taveninu alebo roztok elektrolytu.
Elektrolýza roztavenej soli
Uvažujme o procese elektrolýzy roztaveného chloridu sodného. Proces tepelnej disociácie prebieha v tavenine:
$NaCl→Na^(+)+Cl^(-).$
Pod vplyvom elektrického prúdu sa katióny $Na^(+)$ presúvajú ku katóde a prijímajú z nej elektróny:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)$ (zotavenie).
Anióny $Cl^(-)$ sa presunú k anóde a vzdajú sa elektrónov:
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)$ (oxidácia).
Súhrnná rovnica procesu:
$Na^(+)+ē→(Na)↖(0)|2$
$2Cl^(-)-2ē→(Cl_2)↖(0)|1$
$2Na^(+)+2Cl^(-)=2(Na)↖(0)+(Cl_2)↖(0)$
$2NaCl(→)↖(\text"elektrolýza")2Na+Cl_2$
Kovový sodík sa tvorí na katóde a plynný chlór na anóde.
Hlavná vec, ktorú si musíte zapamätať: v procese elektrolýzy sa chemická reakcia uskutočňuje pomocou elektrickej energie, ktorá nemôže nastať spontánne.
Elektrolýza vodných roztokov elektrolytov
Zložitejším prípadom je elektrolýza roztokov elektrolytov.
V roztoku soli sú okrem kovových iónov a zvyškov kyseliny aj molekuly vody. Preto pri zvažovaní procesov na elektródach je potrebné brať do úvahy ich účasť na elektrolýze.
Na stanovenie produktov elektrolýzy vodných roztokov elektrolytov existujú tieto pravidlá:
1. Proces na katóde nezávisí od materiálu, z ktorého je katóda vyrobená, ale od polohy kovu (katiónu elektrolytu) v elektrochemickej sérii napätia, a ak:
1.1. Katión elektrolytu sa nachádza v napäťovej sérii na začiatku série do $Al$ vrátane, potom na katóde nastáva proces redukcie vody (uvoľňuje sa vodík $H_2$). Kovové katióny nie sú redukované, zostávajú v roztoku.
1.2. Katión elektrolytu je v rozsahu napätia medzi hliníkom a vodíkom, potom sa na katóde súčasne redukujú ióny kovu a molekuly vody.
1.3. Katión elektrolytu je v sérii napätia za vodíkom, potom sa na katóde redukujú katióny kovov.
1.4. Roztok obsahuje katióny rôznych kovov; najskôr sa redukuje kovový katión umiestnený vpravo v rade napätia.
Katódové procesy
2. Anódový proces závisí od materiálu anódy a povahy aniónu.
Anodické procesy
2.1. Ak anóda sa rozpustí(železo, zinok, meď, striebro a všetky kovy, ktoré sa pri elektrolýze oxidujú), potom sa oxiduje kov anódy, napriek povahe aniónu.
2.2. Ak anóda sa nerozpúšťa(nazýva sa inertný - grafit, zlato, platina), potom:
a) pri elektrolýze soľných roztokov bezkyslíkatých kyselín (okrem fluoridov) proces oxidácie aniónov prebieha na anóde;
b) pri elektrolýze soľných roztokov kyseliny a fluoridy obsahujúce kyslík Na anóde prebieha proces oxidácie vody (uvoľňuje sa $O_2$). Anióny neoxidujú, zostávajú v roztoku;
c) anióny sú podľa ich oxidačnej schopnosti usporiadané v tomto poradí:
Skúsme tieto pravidlá aplikovať v konkrétnych situáciách.
Uvažujme o elektrolýze roztoku chloridu sodného, ak je anóda nerozpustná a ak je anóda rozpustná.
1) Anóda nerozpustný(napríklad grafit).
Proces elektrolytickej disociácie prebieha v roztoku:
Súhrnná rovnica:
$2H_20+2Cl^(-)=H_2+Cl_2+2OH^(-)$.
Berúc do úvahy prítomnosť $Na^(+)$ iónov v roztoku, zostavíme molekulovú rovnicu:
2) Anóda rozpustný(napríklad meď):
$NaCl=Na^(+)+Cl^(-)$.
Ak je anóda rozpustná, kov anódy bude oxidovať:
$Cu^(0)-2ē=Cu^(2+)$.
Katióny $Cu^(2+)$ v napäťovom rade prichádzajú po ($H^(+)$), takže budú na katóde redukované.
Koncentrácia $NaCl$ v roztoku sa nemení.
Zvážte elektrolýzu roztoku síranu meďnatého nerozpustná anóda:
$Cu^(2+)+2ē=Cu^(0)|2$
$2H_2O-4ē=O_2+4H^(+)|1$
Celková iónová rovnica:
$2Cu^(2+)+2H_2O=2Cu^(0)+O_2+4H^(+)$
Celková molekulová rovnica zohľadňujúca prítomnosť $SO_4^(2-)$ aniónov v roztoku:
Uvažujme o elektrolýze roztoku hydroxidu draselného na nerozpustná anóda:
$2H_2O+2ē=H_2+2OH^(-)|2$
$4OH^(-)-4ē=O_2+2H_2O|1$
Celková iónová rovnica:
$4H_2O+4OH^(-)=2H_2+4OH^(-)+O_2+2H_2O$
Súhrnná molekulová rovnica:
$2H_2O(→)↖(\text"elektrolýza")2H_2+O_2$
V tomto prípade sa ukazuje, že dochádza iba k elektrolýze vody. Podobný výsledok získame v prípade elektrolýzy roztokov $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ atď.
Elektrolýza tavenín a roztokov látok je široko používaná v priemysle:
- Na získanie kovov (hliník, horčík, sodík, kadmium sa získavajú iba elektrolýzou).
- Na výrobu vodíka, halogénov, alkálií.
- Na čistenie kovov - rafinácia (čistenie medi, niklu, olova sa vykonáva elektrochemickou metódou).
- Na ochranu kovov pred koróziou (chróm, nikel, meď, striebro, zlato) - galvanostégia.
- Na získanie kovových kópií, záznamov - elektrotyp.
Pripomeňme, že redukčné procesy prebiehajú na katóde a oxidačné procesy prebiehajú na anóde.
Procesy prebiehajúce na katóde:
V roztoku je niekoľko typov kladne nabitých častíc, ktoré je možné redukovať na katóde:
1) Katióny kovov sa redukujú na jednoduchú látku, ak je kov v rade napätia napravo od hliníka (okrem samotného Al). Napríklad:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .
2) V prípade roztoku soli alebo alkálie: katióny vodíka sa redukujú na jednoduchú látku, ak je kov v sérii napätia kovu až do H 2:
2H20 + 2e -> H20 + 2OH-.
Napríklad v prípade elektrolýzy roztokov NaNO 3 alebo KOH.
3) V prípade elektrolýzy kyslého roztoku: vodíkové katióny sa redukujú na jednoduchú látku:
2H++2e -> H2.
Napríklad v prípade elektrolýzy roztoku H2SO4.
Procesy prebiehajúce na anóde:
Zvyšky kyselín, ktoré neobsahujú kyslík, sa na anóde ľahko oxidujú. Napríklad halogenidové ióny (okrem F-), sulfidové anióny, hydroxidové anióny a molekuly vody:
1) Halogenidové anióny sa oxidujú na jednoduché látky:
2Cl - 2e -» Cl2.
2) V prípade elektrolýzy alkalického roztoku v hydroxidových aniónoch sa kyslík oxiduje na jednoduchú látku. Vodík má už oxidačný stav +1 a nedá sa ďalej oxidovať. Dôjde aj k vypusteniu vody – prečo? Pretože nebudeme môcť napísať nič iné: 1) Nemôžeme písať H +, pretože OH - a H + nemôžu stáť na opačných stranách tej istej rovnice; 2) Nemôžeme tiež písať H 2, pretože by to bol proces redukcie vodíka (2H + +2e → H 2) a na anóde prebiehajú iba oxidačné procesy.
4OH - - 4e -> 02 + 2H20.
3) Ak roztok obsahuje anióny fluóru alebo akékoľvek anióny obsahujúce kyslík, potom voda podlieha oxidácii s okyslením anódového priestoru podľa nasledujúcej rovnice:
2H20-4e -> 02 + 4H+.
Táto reakcia sa vyskytuje v prípade elektrolýzy roztokov solí obsahujúcich kyslík alebo kyselín obsahujúcich kyslík. V prípade elektrolýzy alkalického roztoku sa hydroxidové anióny oxidujú podľa vyššie uvedeného pravidla 2).
4) V prípade elektrolýzy roztoku soli organickej kyseliny na anóde sa CO 2 vždy uvoľní a zvyšok uhlíkového reťazca sa zdvojnásobí:
2R-COO--2e ->R-R + 2C02.
Príklady:
1. RiešenieNaCl
NaCl → Na + + Cl -
Kov Na je v napäťovej sérii pred hliníkom, preto sa na katóde neredukuje (katióny zostávajú v roztoku). Podľa vyššie uvedeného pravidla sa vodík redukuje na katóde. Chloridové anióny oxidujú na anóde na jednoduchú látku:
KOMU: 2Na+ (v roztoku)
A: 2Cl - - 2e -> Cl2
Koeficient 2 pred Na + sa objavil v dôsledku prítomnosti podobného koeficientu pred chloridovými iónmi, pretože v soli NaCl je ich pomer 1: 1.
Skontrolujeme, či je počet prijatých a daných elektrónov rovnaký, a spočítame ľavú a pravú časť katódových a anódových procesov:
2Na+ + 2Cl - + 2H20 -> H20 + 2Na + + 2OH - + Cl2. Spájame katióny a anióny:
2NaCl + 2H20 -> H20 + 2NaOH + Cl2.
2. RiešenieNa 2TAK 4
Opisujeme disociáciu na ióny:
Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
Sodík je v napäťovej sérii pred hliníkom, preto sa na katóde neredukuje (katióny zostávajú v roztoku). Podľa vyššie uvedeného pravidla sa na katóde redukuje iba vodík. Síranové anióny obsahujú kyslík, takže neoxidujú a tiež zostávajú v roztoku. Podľa vyššie uvedeného pravidla sa v tomto prípade molekuly vody oxidujú:
KOMU: 2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2H20-4e -> 020 + 4H+.
Vyrovnáme počet prijatých a vyslaných elektrónov na katóde a anóde. Na tento účel je potrebné vynásobiť všetky koeficienty katódového procesu 2:
KOMU: 4H20 + 4e → 2H20 + 4OH -
A: 2H20-4e -> 020 + 4H+.
6H20 -> 2H20 + 4OH- + 4H++020.
4OH- a 4H+ sú spojené do 4 molekúl H20:
6H20 -> 2H20 + 4H20 + 020.
Redukujeme molekuly vody na oboch stranách rovnice, t.j. odčítajte 4H 2 O z každej strany rovnice a získajte konečnú rovnicu hydrolýzy:
2H20 -> 2H20 + 020.
Hydrolýza roztokov solí aktívnych kovov obsahujúcich kyslík (až do Al vrátane) sa teda redukuje na hydrolýzu vody, pretože ani katióny kovov, ani anióny kyslých zvyškov sa nezúčastňujú na redoxných procesoch, ktoré sa vyskytujú na elektródach.
3. RiešenieCuCl2
Opisujeme disociáciu na ióny:
CuCl 2 → Cu 2+ + 2Cl -
Meď je v napäťovom rade kovov po vodíku, preto sa bude redukovať iba na katóde. Na anóde budú oxidované iba chloridové anióny.
TO:
Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl - - 2e -> Cl2
CuCl2 -> Cuo + Cl2.
4. RiešenieCuS04
Opisujeme disociáciu na ióny:
CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
Meď je v napäťovej sérii kovov po vodíku, preto sa bude redukovať iba na katóde. Molekuly vody budú oxidované na anóde, pretože zvyšky kyselín obsahujúce kyslík v roztokoch na anóde nie sú oxidované.
KOMU: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.
Vyrovnáme počet elektrónov na katóde a anóde. Aby sme to dosiahli, vynásobíme všetky koeficienty katódovej rovnice 2. Počet síranových iónov je tiež potrebné zdvojnásobiť, pretože v sírane meďnatém je pomer Cu 2+ a SO 4 2- 1:1.
KOMU: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.
Napíšeme celkovú rovnicu:
2Cu2+ + 2SO42- + 2H20 -> 2Cu0 + 02 + 4H+ + 2SO42-.
Kombináciou katiónov a aniónov získame konečnú rovnicu elektrolýzy:
2CuS04 + 2H20 -> 2Cu0 + 02 + 2H2S04.
5. RiešenieNiCl2
Opisujeme disociáciu na ióny:
NiCl 2 → Ni 2+ + 2Cl -
Nikel je v napäťovej sérii kovov po hliníku a pred vodíkom, preto sa na katóde redukuje kov aj vodík. Na anóde budú oxidovať iba chloridové anióny.
TO:
Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2Cl - - 2e -> Cl2
Vyrovnáme počet prijatých a vydaných elektrónov na katóde a anóde. Za týmto účelom vynásobte všetky koeficienty anódovej rovnice 2:
KOMU: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (v roztoku)
A: 4Cl - - 4e -> 2Cl 2
Poznamenávame, že podľa vzorca NiCl 2 je pomer atómov niklu a chlóru 1:2, preto sa do roztoku musí pridať Ni 2+, aby sa získalo celkové množstvo 2NiCl2. Toto sa musí tiež urobiť, pretože v roztoku musia byť prítomné protiióny pre hydroxidové anióny.
Sčítame ľavú a pravú časť katódových a anodických procesov:
Ni2+ + Ni2+ + 4Cl - + 2H20 → Ni0 + H20 + 2OH - + Ni2+ + 2Cl2.
Skombinujeme katióny a anióny, aby sme získali konečnú rovnicu elektrolýzy:
2NiCl2 + 2H20 → Ni0 + H20 + Ni(OH)2 + 2Cl2.
6. RiešenieNiS04
Opisujeme disociáciu na ióny:
NiSO 4 → Ni 2+ + SO 4 2-
Nikel je v napäťovej sérii kovov po hliníku a pred vodíkom, preto sa na katóde redukuje kov aj vodík. Molekuly vody budú oxidované na anóde, pretože zvyšky kyselín obsahujúce kyslík v roztokoch na anóde nie sú oxidované.
KOMU: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.
Skontrolujeme, či je počet prijatých a daných elektrónov rovnaký. Poznamenávame tiež, že v roztoku sú hydroxidové ióny, ale v zázname elektródových procesov pre ne neexistujú žiadne protiióny. Preto sa do roztoku musí pridať Ni 2+. Keďže sa počet iónov niklu zdvojnásobil, je potrebné zdvojnásobiť počet síranových iónov:
KOMU: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
Ni 2+ (v roztoku)
A: 2SO 4 2- (v roztoku)
2H20-4e -> 02 + 4H+.
Sčítame ľavú a pravú časť katódových a anodických procesov:
Ni2+ + Ni2+ + 2SO42- + 2H20 + 2H20 → Nio + Ni2+ + 2OH - + H20 + O20 + 2SO42- + 4H+.
Skombinujeme katióny a anióny a napíšeme konečnú rovnicu elektrolýzy:
2NiSO4 + 4H20 → Ni0 + Ni(OH)2 + H20 + O20 + 2H2S04.
Iné literárne zdroje hovoria o alternatívnom priebehu elektrolýzy kovových solí strednej aktivity s obsahom kyslíka. Rozdiel je v tom, že po pridaní ľavej a pravej strany procesov elektrolýzy je potrebné spojiť H + a OH -, aby vznikli dve molekuly vody. Zvyšné 2H+ sa vynaložia na tvorbu kyseliny sírovej. V tomto prípade nie je potrebné pridávať ďalšie ióny niklu a síranu:
Ni2+ + S04 2- + 2H20 + 2H20 → Ni0 + 2OH - + H20 + 020 + SO42- + 4H+.
Ni2+ + S04 2- + 4H20 → Ni0 + H20 + 020 + S042- + 2H+ + 2H20.
Záverečná rovnica:
NiSO4 + 2H20 → Ni0 + H20 + O20 + H2S04.
7. RiešenieCH 3COONa
Opisujeme disociáciu na ióny:
CH 3 COONa → CH 3 COO - + Na +
Sodík je v napäťovej sérii pred hliníkom, preto sa na katóde neredukuje (katióny zostávajú v roztoku). Podľa vyššie uvedeného pravidla sa na katóde redukuje iba vodík. Na anóde dôjde k oxidácii acetátových iónov s tvorbou oxidu uhličitého a zdvojnásobením zvyšku uhlíkového reťazca:
KOMU: 2Na+ (v roztoku)
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 2CH3COO - - 2e → CH3-CH3 + CO2
Keďže počty elektrónov v procesoch oxidácie a redukcie sú rovnaké, vytvoríme súhrnnú rovnicu:
2Na + + 2CH3COO - + 2H20 → 2Na + + 2OH - + H20 + CH3-CH3 + CO2
Spájame katióny a anióny:
2CH3COONa + 2H20 → 2NaOH + H20 + CH3-CH3 + CO2.
8. RiešenieH 2TAK 4
Opisujeme disociáciu na ióny:
H2S04 → 2H + + SO4 2-
Z katiónov sú v roztoku prítomné iba katióny H+ a tie sa zredukujú na jednoduchú látku. K oxidácii vody dôjde na anóde, pretože kyslé zvyšky obsahujúce kyslík v roztokoch na anóde nie sú oxidované.
TO:
2H++2e -> H2
A: 2H20 - 4e -> 02 + 4H+
Vyrovnajme počet elektrónov. Aby sme to dosiahli, zdvojnásobíme každý koeficient v rovnici katódového procesu:
TO:
4H++4e -> 2H 2
A: 2H20 - 4e -> 02 + 4H+
Zhrňme si ľavú a pravú stranu rovníc:
4H+ + 2H20 -> 2H2+02 + 4H+
Katióny H+ sa nachádzajú na oboch stranách reakcie, preto je potrebné ich znížiť. Zistili sme, že v prípade roztokov kyselín podliehajú elektrolýze iba molekuly H2O:
2H20 -> 2H2+02.
9. RiešenieNaOH
Opisujeme disociáciu na ióny:
NaOH → Na + + OH -
Sodík je v napäťovej sérii pred hliníkom, preto sa na katóde neredukuje (katióny zostávajú v roztoku). Podľa pravidla sa na katóde redukuje iba vodík. Na anóde budú hydroxidové anióny oxidovať za vzniku kyslíka a vody:
KOMU: Na+ (v roztoku)
2H20 + 2e → H20 + 2OH -
A: 4OH - - 4e -> 02 + 2H20
Vyrovnáme počet prijatých a vydaných elektrónov na elektródach:
KOMU: Na+ (v roztoku)
4H20 + 4e → 2H20 + 4OH -
A: 4OH - - 4e -> 02 + 2H20
Zhrňme si ľavú a pravú časť procesov:
4H20 + 4OH - → 2H20 + 4OH - + O20 + 2H20
Redukciou 2H 2 O a OH - iónov získame konečnú rovnicu elektrolýzy:
2H20 -> 2H2+02.
Záver:
Počas elektrolýzy roztokov 1) kyselín obsahujúcich kyslík;
2) alkálie;
3) soli aktívnych kovov a kyselín obsahujúcich kyslík
Elektrolýza vody prebieha na elektródach:
2H20 -> 2H2+02.
Prvý Faradayov zákon: hmotnosť látky uvoľnenej alebo rozpustenej na elektródach je priamo úmerná množstvu elektriny prechádzajúcej cez roztok:
m = ---------; kde m je hmotnosť látky uvoľnenej na elektródach,
FM E - molárna hmotnosť látkového ekvivalentu, g/mol,
I - sila prúdu, A;
t - čas elektrolýzy, sek.;
F - Faradayova konštanta (96500 C/mol).
Druhý Faradayov zákon: pre určité množstvo elektriny prechádzajúcej roztokom sa pomer hmotností zreagovaných látok rovná pomeru molárnych hmotností ich chemických ekvivalentov:
Konšt
JA 1 JA 2 JA 3
Na izoláciu alebo rozpustenie 1 mólového ekvivalentu akejkoľvek látky musí cez roztok alebo taveninu prejsť rovnaké množstvo elektriny, rovnajúce sa 96 500 C. Toto množstvo sa nazýva Faradayova konštanta.
Množstvo látky uvoľnené na elektróde pri prechode 1 C elektriny sa nazýva jej elektrochemický ekvivalent (ε ).
ε = . ------- , kde ε je elektrochemické
F ekvivalent
Me - ekvivalent molárnej hmotnosti
prvok (látka); g/mol
F je Faradayova konštanta, C/mol.
Tabuľka 4 - Elektrochemické ekvivalenty niektorých prvkov
| katión | Ja, g/mol | ε, mg | anión | Ja, 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+ Sr 2+ Zn 2+ | 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 - Se 2- SiO 3 2- | 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 |
Oxidačné a redukčné procesy sú základom prevádzky chemických zdrojov energie, ako sú batérie.
Batérie sú galvanické články, v ktorých sú možné reverzibilné procesy nabíjania a vybíjania, ktoré sa vykonávajú bez pridania látok, ktoré sa podieľajú na ich prevádzke. .
Na obnovenie spotrebovanej chemickej energie sa batéria nabíja prechodom prúdu z externého zdroja. V tomto prípade dochádza na elektródach k elektrochemickým reakciám, ktoré sú opačné ako tie, ktoré prebiehali, keď batéria fungovala ako zdroj prúdu.
Najbežnejšie sú v súčasnosti olovené batérie, v ktorých je kladnou elektródou oxid olovnatý PbO 2 a zápornou elektródou je olovo Pb.
Ako elektrolyt sa používa 25-30% roztok kyseliny sírovej, preto sa olovené batérie nazývajú aj kyslé.
Procesy, ktoré sa vyskytujú pri vybíjaní a nabíjaní batérie, možno zhrnúť takto: vybitie
Pb0 + Pb +402 + 4H + + 2SO4 2- « 2Pb0 +2SO4 2- + 2H20
Okrem olovenej batérie sa v praxi používajú alkalické batérie: nikel-kadmium, nikel-železo.
Elektródové procesy. Elektrická dvojvrstva.
Existuje úzka súvislosť medzi elektrickými a chemickými javmi, pri ktorých dochádza k vzájomným premenám elektrických a chemických foriem energie. Elektrochémia študuje procesy prebiehajúce na rozhraniach medzi fázami, ktoré sú schopné vymieňať nabité častice. Najčastejšie je jedna z kontaktných fáz kov, druhá je roztok elektrolytu. Mechanizmus vodivosti v týchto fázach nie je rovnaký. Kov je vodič prvého druhu, nosičmi elektriny sú elektróny. Elektrická vodivosť roztoku elektrolytu je zabezpečená pohybom iónov. Toto je dirigent druhého druhu.
Rozdiel v elektrických potenciáloch vznikajúcich v dôsledku chemických reakcií je základom činnosti chemických zdrojov prúdu - elektrochemických článkov a batérií.
Elektróda je časť elektrického obvodu, ktorá slúži na galvanickú komunikáciu s vonkajším obvodom.
Keď sa elektróda spustí do roztoku, nastanú elektródové procesy.
Elektródové procesy zahŕňajú dve skupiny vzájomne prepojených procesov.
1. Výskyt rozdielu elektrických potenciálov, a teda elektrického prúdu v dôsledku chemickej reakcie vyskytujúcej sa v galvanickom článku).
2. Obrátené chemické procesy, ku ktorým dochádza pri prechode El. prúd cez roztok (elektrolýza).
Tieto dve skupiny procesov sú v mnohých prípadoch vzájomne reverzibilné (olovená batéria) a sú vždy spojené so zmenou náboja atómov (iónov) alebo atómových skupín, t.j. sú redoxné reakcie.
Uvažujme o mechanizme výskytu rozdielu elektrického potenciálu medzi kovom a roztokom jeho soli. Z kovu ponoreného do roztoku opúšťa časť iónov kryštálovej mriežky, ktoré majú vysokú energiu tepelného pohybu, a ide do roztoku. Tento proces je uľahčený interakciou iónov s molekulami rozpúšťadla umiestnenými blízko povrchu pevnej látky. Zároveň nastáva opačný proces, t.j. deštrukcia solvatačného obalu iónov v roztoku a ich začlenenie do kryštálovej mriežky kovu.
Spočiatku prevláda rozpúšťanie kovu, katióny prechádzajúce do roztoku nesú so sebou kladný elektrický náboj. Roztok sa nabije kladne a kov záporne nabitý. Ióny roztoku nesúce prebytočný kladný náboj a nekompenzované voľné elektróny kovu sa navzájom priťahujú a nachádzajú sa v blízkosti fázového rozhrania na oboch jeho stranách, čím vytvárajú takzvanú dvojitú elektrickú vrstvu, v ktorej je elektrický potenciál sa prudko mení. Výsledné elektrické pole komplikuje rozpúšťanie kovu a podporuje opačný proces. Následne sa nastolí dynamická rovnováha v dôsledku vzájomnej kompenzácie týchto procesov a určitého potenciálneho rozdielu medzi kovom a roztokom.
Charakter potenciálnej zmeny v elektrickej dvojvrstve nám umožňuje rozlíšiť v nej husté a difúzne časti. Hustá časť elektrickej dvojvrstvy (Helmholtzova vrstva) je tvorená iónmi umiestnenými v minimálnej vzdialenosti od fázového rozhrania. Táto vrstva je podobná kondenzátoru s kovovými doskami. Potenciály v ňom sa menia lineárne.
Difúzna časť dvojitej elektrickej vrstvy (Guyova vrstva) zodpovedá kondenzátoru, ktorého jedna z dosiek sa zdá byť rozmazaná. Táto platňa zodpovedá iónom, ktoré sa presunuli do hĺbky roztoku v dôsledku ich tepelného pohybu. So vzdialenosťou od fázového rozhrania sa počet prebytočných iónov rýchlo znižuje a roztok sa stáva neutrálnym. Medzifázový potenciálny skok je súčtom skokov v hustej časti dvojitej vrstvy a Ψ-potenciálu, ktorý sa rovná potenciálnemu skoku vo vrstve Huy. Vzhľadom na skutočnosť, že celková hrúbka elektrickej dvojvrstvy zostáva nevýznamná, zmena potenciálu pri prechode z jednej fázy do druhej je vždy náhla.
Spočiatku prevláda prechod iónov z roztoku na kov, potom sa kov nabije kladne a roztok záporne. Elektrický potenciál sa v rámci elektrickej dvojvrstvy náhle mení, ale znamienko náboja v nej sa mení na opačný.
Ďalším dôvodom vzniku potenciálneho rozdielu medzi fázami je adsorpcia rôznych častíc na fázovom rozhraní.
Existuje mnoho teórií vysvetľujúcich mechanizmus vzniku potenciálneho skoku na rozhraní roztok-kov. Najuznávanejšia je solvatačná teória elektródového potenciálu, ktorej základy položil L.V. Pisarzhevsky (1912-1914). Podľa nej je potenciálny skok na rozhraní roztok-kov spôsobený dvoma procesmi: 1) disociáciou atómov kovu na ióny vo vnútri kovu; 2) solvatácia kovových iónov nachádzajúcich sa na povrchu kovu, keď príde do kontaktu s roztokom obsahujúcim molekuly rozpúšťadla.
Ako príklad uvažujme medenú elektródu ponorenú do vodného roztoku síranu meďnatého. Chemický potenciál iónov medi v kove pri danej teplote možno považovať za konštantný, zatiaľ čo chemický potenciál iónov medi v roztoku závisí od koncentrácie soli. Vo všeobecnosti tieto chemické potenciály nie sú rovnaké. Nech je koncentrácia síranu meďnatého taká, že chemický potenciál iónov medi obklopených solvatačným obalom v roztoku je menší ako chemický potenciál týchto iónov v kove. Potom, keď je kov ponorený do roztoku, vznikne hnacia sila na prechod iónov medi z kryštálovej mriežky kovu do roztoku, ktorej realizácii bráni chemická väzba iónov s mriežkou.
Dipólové molekuly rozpúšťadla, orientované v poli povrchu kovu, naopak podporujú uvoľňovanie iónov z kryštálovej mriežky. V dôsledku toho niektoré ióny medi opustia neutrálnu kryštálovú mriežku a hydratujú sa a povrch elektródy bude záporne nabitý. Tento náboj zabráni ďalšiemu prechodu iónov medi do roztoku. Objaví sa elektrická dvojvrstva a nastolí sa elektrochemická rovnováha, v ktorej sa chemické potenciály iónov v kove a v roztoku budú líšiť o hodnotu rozdielu potenciálov elektrickej dvojvrstvy.
Elektrochemická rovnováha je dynamickej povahy, ióny tvoriace elektrickú dvojvrstvu sa neustále obnovujú, avšak tok katiónov z roztoku do kovu sa rovná toku katiónov z kovu do roztoku, preto si potenciál elektródy zachováva svoj hodnotu za konštantných podmienok. Jeho hodnota závisí od povahy materiálu elektródy a rozpúšťadla, od koncentrácie iónov v roztoku, ktoré tvoria elektrickú dvojvrstvu, a od teploty.
Iný typ rovnováhy, ktorý vzniká medzi fázami obsahujúcimi niekoľko iónov, z ktorých jeden ľahko prechádza medzifázovou hranicou, zatiaľ čo pre iné je takýto prechod z priestorových alebo chemických dôvodov obtiažny, na hraniciach skleného roztoku alebo iónovej výmeny živica (ionit) - rozt. Tento typ rovnováhy sa nazýva membránová rovnováha. Na rozhraní dvoch podobných fáz vzniká aj elektrická vrstva a vzniká zodpovedajúci potenciálový skok – membránový potenciál.
Elektrická dvojvrstva vzniká v dôsledku redoxných procesov a odráža schopnosť materiálu elektródy oxidovať. Čím ľahšie sa materiál elektródy oxiduje, tým väčší počet iónov, pričom ostatné veci sú rovnaké, opúšťa kryštálovú mriežku elektródy do roztoku a tým je jej potenciál zápornejší. Preto sa elektródový potenciál, meraný v normálnych jednotkách, nazýva redoxný potenciál.
Je nemožné experimentálne zmerať potenciál akéhokoľvek bodu, ale môžete zmerať jeho hodnotu relatívne k nejakému bodu, t.j. potenciálny rozdiel. Pri meraní redoxných potenciálov sa ako referenčný bod používa štandardná vodíková elektróda (SHE). Potenciál SHE vzniká na základe oxidačno-redukčných procesov podobných tým na medenej elektróde, ale jeho potenciál bol braný ako nulový. Elektródový potenciál sa považuje za kladný, ak je elektróda kladnejšie nabitá ako HVE, a záporná, ak je zápornejšia ako štandardná vodíková elektróda.
Redoxné schopnosti materiálov sa porovnávajú pomocou štandardných elektródových potenciálov.
Štandardný elektródový potenciál je potenciálny rozdiel medzi danou elektródou a štandardnou vodíkovou elektródou za predpokladu, že aktivity všetkých látok zúčastňujúcich sa reakcie sú rovné jednote.
Všetky elektródy môžu byť usporiadané v rade podľa ich štandardných elektródových potenciálov. Pri zázname elektród sa používa sekvencia ión-elektróda. Elektródová reakcia sa píše ako redukčná reakcia, t.j. pridanie elektrónov.
Hodnota štandardného elektródového potenciálu charakterizuje tendenciu elektródovej reakcie postupovať v smere redukcie iónov. Čím nižšie je elektródová reakcia umiestnená, tým väčšia je tendencia k tomu dôjsť. že oxidovaná forma získa elektróny a prejde do redukovanej formy. A naopak, čím vyššia je elektródová reakcia v tabuľke, tým väčšia je tendencia redukovanej formy vzdať sa elektrónov a prejsť do oxidovanej formy. Napríklad aktívne kovy sodík a draslík majú veľmi veľké záporné štandardné elektródové potenciály a. preto vykazujú silnú tendenciu strácať elektróny.
Redukovaná forma akéhokoľvek prvku alebo iónu s aktivitou jedna zníži oxidovanú formu prvku alebo iónu s menej negatívnym štandardným elektródovým potenciálom.
Predstavte si systém pozostávajúci z dvoch elektród, napríklad zinku a medi. Každý z nich je ponorený do roztoku vlastnej soli a roztoky sú spojené elektrolytickým kľúčom. Kľúč poskytuje elektrický kontakt medzi roztokmi, ale nedovoľuje, aby ióny z jednej časti bunky prešli do druhej.
Každý z kovov v takomto systéme uvoľní do roztoku také množstvo iónov, ktoré zodpovedá jeho rovnováhe s roztokom. Rovnovážne potenciály týchto kovov však nie sú rovnaké. Zinok má väčšiu schopnosť uvoľňovať ióny do roztoku ako meď, a preto získa vyšší záporný náboj. Obsahuje viac prebytočných elektrónov ako medi. Ak sú teraz elektródy spojené drôtom (vonkajší obvod), prebytočné elektróny budú prúdiť vonkajším obvodom zo zinku do medi a tým narušia rovnováhu dvojitej vrstvy na oboch elektródach. Na zinkovej elektróde sa náboj zníži a časť iónov opäť opustí elektródu a na medenej elektróde sa elektródy stanú viac ako je rovnovážny náboj a preto sa časť iónov z roztoku vybije na elektródu. Opäť bude rozdiel v nábojoch elektród. Opäť sa elektróny prenesú cez vonkajší obvod zo zinku na meď. To opäť iniciuje prechod iónov a tak ďalej, kým sa celá zinková elektróda nerozpustí.
Dochádza teda k spontánnemu procesu, pri ktorom sa zinková elektróda rozpúšťa a medené ióny sa vybíjajú na medenej elektróde a uvoľňuje sa kovová meď. Prenos elektrónov po drôte zo zinkovej platne na medenú platňu vytvára elektrický prúd. Môže sa použiť na vykonávanie rôznych procesov. takéto zariadenie sa nazýva galvanický článok.
Galvanický článok je akékoľvek zariadenie, ktoré umožňuje produkovať elektrický prúd vykonaním určitej chemickej reakcie.
Rozdiel elektródového potenciálu galvanického článku závisí od podmienok, za ktorých sa stanovuje. Najväčší potenciálny rozdiel galvanického článku sa nazýva elektromotorická sila. (EMF).
Základom každého galvanického reťazca je redoxná reakcia, prebiehajúca tak, že na jednej z elektród dochádza k (negatívnej) oxidácii, v tomto prípade k rozpusteniu zinku a na druhej (pozitívnej) redukcii, t.j. uvoľňovanie medi.
Daniel-Jacobiho elektrochemický článok pozostáva z medených a zinkových platní ponorených do roztokov ich solí v kyseline sírovej. Tieto roztoky sú oddelené poréznou prepážkou, ktorá zabraňuje zmiešaniu roztokov. Takýto systém je zdrojom prúdu. Kladný pól je medený plech, záporný pól je zinkový plech. Keď tento prvok funguje, zinková platňa sa rozpúšťa a meď sa z roztoku ukladá na medenú platňu.
V roztoku existujú meď a zinok ako ióny. Na zinkovej elektróde prebieha oxidačná reakcia:
Výsledkom je, že zinok prechádza do roztoku vo forme katiónov a zvyšné elektróny mu dávajú záporný náboj. Na medenej elektróde prebieha redukčná reakcia iónov medi, približujúc sa k medenej platni z roztoku a ukladajú sa na ňu:
V dôsledku tejto reakcie sa spotrebuje určitý počet voľných elektrónov medenej platne a získa kladný náboj. Celková reakcia:
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu alebo Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Táto reakcia môže za normálnych podmienok nastať spontánne. Potom sa však procesy oxidácie a redukcie spoja a pohyb elektrónov nastáva po krátkej dráhe a nedochádza k elektrickému prúdu. Toto je príklad galvanického článku, ktorý funguje vďaka nerovnakej chemickej povahe elektród.
Koncentračné galvanické články pozostávajú z elektród rovnakého charakteru, ale koncentrácia roztokov je odlišná. Napríklad prvok obsahujúci dve strieborné platne ponorené do roztokov dusičnanu strieborného nerovnakej koncentrácie. Platňa ponorená do menej koncentrovaného roztoku je záporný pól a druhý je kladný pól. Keď prvok funguje, negatívna platňa sa rozpustí a striebro sa uloží na pozitívnu platňu.
Záporná elektróda:
Pozitívna elektróda:
Elektromotorická sila elektrochemického prvku.
Konvenčné označenie galvanického článku:
(-)Zn | ZnSO 4 ||CuSO 4 | Cu(+)
Zvislé čiary označujú fázové rozhrania. V prípade pozitívneho EMF je umiestnený vľavo a pozitívny vpravo. Na každej medzifázovej hranici je potenciálny skok. Elektróda spolu s roztokom, v ktorom je ponorená, je poločlánok. EMF galvanického článku sa rovná potenciálnemu rozdielu polčlánkov: od potenciálu pravého polčlánku sa odpočíta potenciál ľavého polčlánku. Pri takomto zázname bude EMF obvodu vždy pozitívny.
Koncentračný galvanický článok pozostávajúci z dvoch strieborných elektród ponorených do roztoku dusičnanu strieborného rôznych koncentrácií:
(-)Ag | AgN03 (c1) || AgN03 (c2) | Ag(+)
Ak od 1< с 2 , то левый электрод посылает в раствор ионы серебра и заряжается отрицательно. На правом электроде ионы серебра разряжаются, сообщая электроду положительный заряд.
Ak elektróda nevymieňa ióny s roztokom, potom je jej symbol uvedený v zátvorkách. Napríklad platinová elektróda nasýtená vodíkom ponorená do roztoku kyseliny chlorovodíkovej (vodíková elektróda) je označená:
EMF akéhokoľvek galvanického prvku sa rovná rozdielu jeho elektródových potenciálov. Emf galvanického článku zloženého z dvoch rôznych elektród, ale s rovnakou koncentráciou (aktivitou) ich solí, sa rovná rozdielu štandardných potenciálov týchto prvkov.
Práca galvanického článku sa meria elektromotorickou silou. EMF je najväčší potenciálny rozdiel galvanického článku. Pozostáva z kontaktného potenciálu - medzi dvoma kovmi (zinok a meď), elektródy - medzi elektródou a roztokom elektrolytu (síran zinočnatý a síran meďnatý), difúzia - medzi dvoma roztokmi (síran zinočnatý a síran meďnatý).
Kontaktný potenciál sa vyskytuje na hranici kontaktu vodičov vedúcich od zinkovej k medenej elektróde. Dôvod jeho vzhľadu je spojený s prechodom elektrónov z jedného kovu na druhý. Často je tento potenciál nevýznamný a nemá významný vplyv na emf galvanického článku.
Elektródové potenciály, ktoré vznikajú na rozhraní kovu s elektrolytom. Ich výskyt je spôsobený prechodom iónov z kovu do roztoku a z roztoku na kov. Potenciál elektródy je určený potenciálnym rozdielom medzi elektródou a roztokom elektrolytu, ktorý je s ňou v kontakte.
Mnemotechnické pravidlo: oxidácia na anóde (slová začínajú na samohlásky), redukcia na katóde.
Difúzny potenciál sa vyskytuje na rozhraní medzi rôznymi elektrolytmi alebo jedným elektrolytom rôznych koncentrácií (aktivít). V dôsledku rozdielnej pohyblivosti katiónov alebo aniónov difundujú z koncentrovanejšieho do menej koncentrovaného roztoku. Keď sa vzdialite od rozhrania medzi dvoma roztokmi elektrolytov, koncentrácia iónov sa vyrovná v dôsledku ich tepelného pohybu, zatiaľ čo difúzny potenciál klesá a potom zmizne.
Difúzny potenciál je malý a nepresahuje stotiny voltu.
EMF sa teda rovná:
E = E Cu - E Zn + E k + E d
Ak zanedbáme difúzny a kontaktný potenciál, ktoré sú veľmi malé, vzorec vyzerá takto:
EMF = E Cu - E Zn
EMF je kvantitatívna charakteristika činnosti galvanického článku - ukazuje, ako úplne prebieha proces premeny chemickej energie na elektrickú energiu.
EMF galvanického článku možno vypočítať pomocou Nernstovej rovnice:
Hodnota je pri danej teplote konštantná.
| Teplota, C | ||||
| 0,0542 | 0,0578 | 0,0591 | 0,0621 |
E 0 je štandardné emf galvanického článku, z je počet elementárnych nábojov, ktoré sa zúčastňujú reakcie, a je aktivita reaktantov a reakčných produktov za daných podmienok.
Výraz pre EMF pre koncentračný prvok nezahŕňa hodnotu štandardného EMF, pretože obe elektródy sú rovnaké, a preto sú aj ich štandardné potenciály rovnaké.
Vodíkové elektródy 1. a 2. druhu.
Základná elektródová potenciálová rovnica.
Chemickú reakciu prebiehajúcu v galvanickom článku možno rozdeliť na dve konjugované reakcie, ktoré prebiehajú na polovičných článkoch:
ν 1 A 1 - ze = ν 3 A 3
ν 2 A 2 + ν 4 A 4
Potom výrazy pre potenciály jednotlivých elektród môžu byť:
Na kovových elektródach sa zvyčajne vyskytuje reakcia typu M z + + zе = M Na to, berúc do úvahy skutočnosť, že aktivita tuhej látky je pri danej teplote konštantná a rovná sa jednotke, získame rovnicu pre potenciál. elektródy, reverzibilné vzhľadom na katión kovu:
Pojem „reverzibilný vzhľadom na katión kovu“ znamená, že elektródový potenciál je tvorený katiónmi M+.
Ak sa anióny zúčastňujú na procese určujúcom potenciál podľa reakcie A + zе = A z - , získame vyjadrenie elektródového potenciálu, reverzibilné vzhľadom na anión:
Všeobecná rovnica vyzerá takto:
Ukazuje, že potenciál elektródy závisí od jej charakteru (charakterizovaného štandardným potenciálom), teploty a aktivity iónov v roztoku.
Na experimentálne určenie elektródového potenciálu (φ) je potrebné skonštruovať galvanický článok obsahujúci skúmanú elektródu a zmerať jej emf. Galvanický článok okrem skúmanej elektródy musí obsahovať referenčnú elektródu, ktorej potenciál je presne známy a dobre reprodukovateľný.
Ireverzibilné galvanické články zahŕňajú nezvratné procesy, takže nie je možné zvrátiť smer chemickej reakcie v nich zmenou použitého vonkajšieho napätia o nekonečne malé množstvo. Elektródy, ktoré tvoria takéto prvky, sa nazývajú nevratné.
Reverzibilné elektródy sa delia na indikačné a referenčné elektródy.
Indikátorové (pracovné) elektródy sú tie, ktorých potenciál sa jednoznačne mení so zmenami koncentrácie zisťovaných iónov.
Referenčné elektródy sú také elektródy, ktorých potenciál je presne známy, presne reprodukovateľný a nezávisí od koncentrácie stanovovaných iónov, t.j. je konštantný počas meraní.
Reverzibilné elektródy sú na základe ich vlastností a konštrukcie rozdelené do nasledujúcich skupín:
1. Elektródy prvého druhu.
2. Elektródy druhého druhu.
3. Redoxné elektródy
4. Iónovo selektívne (membránové) elektródy.
Elektródy prvého druhu. Elektródy s aktívnou tuhou alebo plynnou fázou, reverzibilné buď len s ohľadom na katióny, alebo iba s ohľadom na anióny.
Patria sem kovové elektródy, ktoré sú reverzibilné vzhľadom na katióny, metaloidné elektródy, ktoré sú reverzibilné vzhľadom na anióny a plynové elektródy, ktoré sú reverzibilné vzhľadom buď na katióny alebo anióny.
Kovové elektródy, ktoré sú reverzibilné vzhľadom na katióny, sú elektródy, v ktorých je kov ponorený do roztoku vysoko rozpustnej soli tohto kovu. Katiónové reverzibilné elektródové potenciály sa stávajú pozitívnejšími so zvyšujúcou sa koncentráciou roztoku.
Elektródy druhého druhu- komplexné viacfázové elektródy, formálne reverzibilné s ohľadom na katióny aj anióny. Pozostávajú z kovu, ťažko rozpustnej soli tohto kovu a druhej zlúčeniny, ktorá je vysoko rozpustná a obsahuje rovnaký anión ako ťažko rozpustná soľ.
Predstaviteľmi sú chlorid strieborný a kalomelové elektródy. Sú široko používané ako referenčné elektródy.
Chlorid strieborný je strieborný drôt potiahnutý vrstvou chloridu strieborného, ponorený do nasýteného roztoku chloridu draselného, umiestnený v nádobe s mikroštrbinou na kontakt so skúšobným roztokom. Je reverzibilný vzhľadom na chloridové ióny.
Kalomelová elektróda (Pt)Hg 0 |Hg 2 Cl 2 |KCl Je to zmes ortuti a kalomelu umiestnená v nádobe, na dno ktorej je priletovaná platina privarená k medenému vodiču.
Redoxné elektródy.
Všetky elektródy určujúce potenciál tvoria potenciál na základe redoxných procesov, takže akúkoľvek elektródu možno nazvať redoxnou. Dohodli sme sa však, že budeme nazývať také elektródy, ktorých kov sa nezúčastňuje redoxnej reakcie, ale je len nosičom elektrónov, pričom medzi iónmi v roztoku prebieha oxidačno-redukčný proces.
Takéto elektródy sa získavajú ponorením inertného kovu do roztoku zmesi elektrolytov obsahujúcej ióny rôznych oxidačných stavov.
Schéma OB elektródy:
(Pt)|Ox, červená; Ox + ze = červená
Príklad OF elektród: (Pt)|FeCl3; FeCl2(Pt)|SnCl4; SnCl2.
Quinhydronová elektróda je široko používaná: (Pt)|X, H 2 X, H +. Pozostáva z platinovej platne ponorenej do roztoku chinhydronu. Je to komplexná zlúčenina chinónu a jeho redukovanej formy hydrochinónu.
Reakcia prebieha na elektróde:
C6H402 + 2H +2e = C6H4 (OH)2
Nemožno ho použiť pri analýze alkalických médií, pretože hydrochinón reaguje s hydroxylovými iónmi. Výhoda: nízka chyba výsledkov.
Elektródy na výmenu iónov (iónovo selektívne).. Elektródy pozostávajúce z iónomeniča a roztoku, na rozhraní ktorého vzniká v dôsledku selektívneho procesu iónovej výmeny medzi fázami.
Sklenená elektróda Ag|AgCl|HCl. Ide o tenkostennú guľu zo špeciálneho vodivého skla (membrány) naplnenú roztokom kyseliny chlorovodíkovej 0,1 mol/l. Pomocná elektróda chloridu strieborného je ponorená do roztoku HCl.
Princíp činnosti je založený na skutočnosti, že v štruktúre skla sa môžu katióny draslíka, sodíka a lítia vymieňať s katiónmi roztoku (H+). K výmene katiónov medzi sklom a roztokom dochádza v súlade so zákonom rozdelenia tretej zložky medzi dve fázy. V dôsledku rozdielu aktivít katiónov v roztoku a v membráne vznikajú na oboch stranách membrány hraničné potenciály φ 1 a φ 2. Len dobre nasiaknutá membrána je citlivá na vodíkové ióny. Preto sa pred použitím pripravujú sklenené elektródy. Po prvé, sklo je hydratované. Nechajte niekoľko hodín vo vode a potom v 0,1 M roztoku HCl.
Sklenená elektróda má vysoký odpor, ktorý obmedzuje rozsah merania pH (-1-12). Jeho potenciál sa časom mení, preto sa kalibruje pomocou štandardných tlmivých roztokov. Výhodou je ľahostajnosť k oxidačným činidlám a redukčným činidlám. Zmenou zloženia skla je možné získať membrány s nízkou selektivitou voči vodíkovým iónom a vysokou selektivitou voči kovovým iónom (sodík, draslík).
Nerovnovážne elektródové procesy. Elektrolýza je proces, pri ktorom dochádza k chemickým reakciám prechodom elektrického prúdu.
Schéma elektrolýzy:
Elektrolytové ióny, ktoré sa dostanú na zodpovedajúce elektródy (katódové katióny, anódové anióny), v dôsledku interakcie s nimi znižujú svoj náboj a menia sa na neutrálne atómy, ktoré sa usadzujú na elektróde alebo vstupujú do sekundárnej reakcie. Elektrolýza - OVR.
Anóda (+) má menej elektrónov ako jej materiál v neutrálnom stave. Preto musí intenzívne odoberať elektróny, t.j. dochádza k oxidácii.
Katóda (-) má v porovnaní s jej materiálom v elektricky neutrálnom stave redundantné elektródy. Preto sa ľahko vzdáva elektrónov, t.j. dochádza k redukčnej reakcii.
Oba tieto procesy sú základom elektrolýzy. Existuje určitý vzťah medzi množstvom elektriny a množstvom látky uvoľnenej pri elektrolýze. m = rov
Elektrolýza nemôže nastať spontánne. Energia potrebná na jeho tok pochádza z vonkajšieho zdroja prúdu.
Počas elektrolýzy prebieha chemická reakcia pomocou energie elektrického prúdu. A keď galvanický článok funguje, energia chemickej reakcie, ktorá sa v ňom spontánne vyskytuje, sa premieňa na elektrickú energiu.
Pri katódových procesoch je potrebné brať do úvahy veľkosť redukčného potenciálu vodíkových iónov. V neutrálnom prostredí: E n = = 0,059*(-?) = -0,41 V
pravidlá:
1) Ak je elektrolyt tvorený kovom, ktorého elektródový potenciál je výrazne vyšší ako -0,41 V, potom sa kov uvoľní z neutrálneho roztoku na katóde (napravo od cínu).
2) V prípade elektrolytov, ktorých kov má potenciál výrazne zápornejší ako -0,41 V, sa bude uvoľňovať vodík (od začiatku do)
3) Ak je potenciál kovu blízky -0,41 V (zinok, chróm, železo, kobalt, nikel), potom sa môže uvoľniť vodík aj kov)
Smer oxidačno-redukčných reakcií.
Na určenie smeru sa vypočíta EMF reakcie:
EMF = E oxid - E redukcia
1) Ak je emf väčšie ako nula, potom je reakcia priama.
2) Ak je EMF menšie ako nula, potom je reakcia opačná.
3) Ak EMF = 0, potom nastala chemická rovnováha.
Intenzita: Ak je EMF väčšie ako 0,1 V, potom je reakcia intenzívna.
Ak je EMF menšie ako 0,01 V, potom je reakcia nízka
Potenciometrické stanovenie pH
Existujú dva typy potenciometrického merania:
1. Priame potenciometrické stanovenie;
2. Metódy potenciometrickej titrácie.
1. Priame potenciometrické meranie sa používa na stanovenie koncentrácie kovových iónov vo vodných roztokoch: vápnika, horčíka, sodíka, draslíka atď. Široko sa používa najmä na stanovenie vodíkových iónov, t.j. pH roztokov.
(pH = - log a n+)
Táto metóda vyžaduje selektívne elektródy.
2. Potenciometrická titrácia má tiež aplikovanú úlohu pri stanovení koncentrácie látok v roztoku, ale jej titráciou štandardným roztokom zodpovedajúceho činidla. Ale bod ekvivalencie tu nie je určený chemickým indikátorom, ale hodnotou potenciálu na indikačnej elektróde ponorenej do testovacieho roztoku. Táto metóda nevyžaduje špecifické elektródy. Ako indikátorové elektródy možno použiť rôzne kovové, strieborné, latinské, volfrámové a grafitové elektródy.
Táto metóda umožňuje stanoviť látky v zakalených a výrazne sfarbených roztokoch, ako aj odlíšiť (oddelene) titrovať zložky zmesi látok v rovnakej časti roztoku.
Pre akýkoľvek typ potenciometrie sa do skúmaného roztoku umiestnia dve elektródy.
Jedným indikátorom je druhá referenčná elektróda, ktorá slúži na určenie potenciálu, ktorý na indikačnej elektróde vznikol.
1. Referenčné elektródy (poloprvky), ich potenciál je určený koncentráciou Cl - iónov. Pri nasýtenej koncentrácii Cl - ich potenciál je konštantný
Hg (Hg 2 Cl 2 ) HCl - kalomelová elektróda.
Ag (AgCl) KCl - chloridová elektróda strieborná (druh II).
2. Kovové elektródy (typ I):
Cuo/Cu+2; Hg0/Hg+2; Ag0/Ag+
3. Meracie membránové elektródy - pozostávajúce z platní (veľmi tenkých) schopných zabezpečiť interakciu v roztoku len s určitými iónmi K +; Na+; Hg+2; Ka +2; NH4+; Na-; Cl-; ja -; atď. Súčasťou membránovej elektródy je aj známa sklenená elektróda na stanovenie pH. Toto je sklenená trubica, na konci ktorej je tenkostenná guľa, vo vnútri gule sa naleje kyselina a spustí sa platinový drôt
φ = φ 0 + 0,059 pH
At = φ 0 = 0,7044, ale chinhydronovú elektródu možno použiť len do pH - 8,5 pretože v silne alkalickom prostredí hydroxylová skupina silne disociuje a výsledky sú skreslené. Skreslené sú aj oxidujúce ióny Fe + Sn +3 Ti +3
Antimónová elektróda je kovová elektróda druhého druhu. Tu je kov Sb potiahnutý Sb 2 O 3 (hydroxid Sb (OH) 3, slabo rozpustný.
Potenciál elektródy Sb/Sb 2 O 3 závisí od koncentrácie a od procesov, ktoré na nej prebiehajú:
Sb203 + 3H20 = 2Sb(OH)3
Sb(OH) 3 ↔ Sb +3 + 3OH -
φ = φ 0 + 0,059 log
Ale táto Nernstova rovnica pre túto elektródu nie je striktne splnená, pretože reakcie na elektróde nie sú úplne reverzibilné, ovplyvňujú aj stav povrchu elektródy a spôsob jej prípravy.
Výhody: Táto elektróda má jednoduchý dizajn a možno ju pripraviť. Odolný voči prítomnosti mnohých látok. Oxidačné činidlá mu neprekážajú.
Základy chemickej termodynamiky.
Prvý zákon (začiatok) termodynamiky je dôsledkom zákona zachovania energie. Tento zákon sa napĺňa vo všetkých prírodných javoch a je potvrdený všetkými skúsenosťami ľudstva.
Termodynamika berie do úvahy predovšetkým dve formy, v ktorých dochádza k transformácii energie – teplo a prácu. Prvý zákon termodynamiky stanovuje vzťah medzi tepelnou energiou Q a prácou A pri zmene vnútornej energie systému ΔU.
Zo stálosti vnútornej zásoby energie izolovaného systému priamo vyplýva: v každom procese sa zmena vnútornej energie akéhokoľvek systému rovná rozdielu medzi množstvom tepla odovzdaného systému a množstvom práce vykonanej systémom. systém:
ΔU = Q - A, odtiaľto
Táto rovnica je matematickým vyjadrením prvého zákona termodynamiky.
V tomto prípade prvý zákon termodynamiky je formulovaný: Teplo Q dodávané do systému slúži na zvýšenie vnútornej energie systému ΔU a na vykonanie vonkajšej práce A.
Prvý zákon (prvý zákon) termodynamiky má viacero formulácií, všetky však vyjadrujú rovnakú podstatu - nezničiteľnosť a rovnocennosť energie pri vzájomných prechodoch jej rôznych druhov do seba.
Elektrolýza sa vzťahuje na redoxné reakcie vyskytujúce sa na elektródach v roztoku alebo tavenine elektrolytu pod vplyvom jednosmerného elektrického prúdu dodávaného z externého zdroja. Elektrolýza premieňa elektrickú energiu na chemickú energiu. Zariadenie, v ktorom prebieha elektrolýza, sa nazýva elektrolyzér. Na zápornej elektróde elektrolyzéra (katóde) dochádza k procesu redukcie - oxidačné činidlo pripája elektróny prichádzajúce z elektrického obvodu a na kladnej elektróde (anóde) - prebieha oxidačný proces - prenos elektrónov z redukčného činidla na elektrický obvod.
teda Rozloženie znakov náboja elektród je opačné ako pri prevádzke galvanického článku. Dôvodom je, že procesy prebiehajúce počas elektrolýzy sú v zásade opačným procesom ako procesy prebiehajúce počas prevádzky galvanického článku. Počas elektrolýzy sa procesy uskutočňujú v dôsledku energie elektrického prúdu dodávaného zvonku, zatiaľ čo počas prevádzky galvanického článku sa energia spontánnej chemickej reakcie, ktorá sa v ňom vyskytuje, premieňa na elektrickú energiu. Pre procesy elektrolýzy DG>0, t.j. za štandardných podmienok nejdú spontánne.
Elektrolýza tavenín. Uvažujme o elektrolýze roztaveného chloridu sodného (obr. 10.2). Ide o najjednoduchší prípad elektrolýzy, kedy elektrolyt pozostáva z jedného typu katiónov (Na +) a jedného typu aniónov (Cl) a neexistujú žiadne ďalšie častice, ktoré by sa mohli zúčastniť elektrolýzy. Proces elektrolýzy taveniny NaCl prebieha nasledovne. Pomocou externého zdroja prúdu sú elektróny privádzané do jednej z elektród, čo jej dáva záporný náboj. Pod vplyvom elektrického poľa sa katióny Na + pohybujú smerom k zápornej elektróde a interagujú s elektrónmi prichádzajúcimi cez vonkajší obvod. Táto elektróda je katóda a prebieha na nej proces redukcie katiónov Na +. Anióny Cl sa pohybujú na kladnú elektródu a po odovzdaní elektrónov anóde sa oxidujú. Proces elektrolýzy je jasne znázornený diagramom, ktorý ukazuje disociáciu elektrolytu, smer pohybu iónov, procesy na elektródach a uvoľnené látky. . Schéma elektrolýzy roztaveného chloridu sodného vyzerá takto:
NaCl = Na++Cl
(-) Katóda: Na + Anóda (+): Cl
Na+ + e- = Na2Cl - 2eˉ = Cl2
Súhrnná rovnica:
2Na + + 2Cl ELEKTROlýza 2Na + Cl 2
alebo v molekulárnej forme
2NaCl ELEKTROlýza 2Na + Cl 2
Táto reakcia je redoxná: na anóde prebieha oxidačný proces a na katóde proces redukcie.
Molekuly vody sa môžu podieľať na procesoch elektrolýzy roztokov elektrolytov a dochádza k polarizácii elektród.
Polarizácia a prepätie. Elektródové potenciály stanovené v roztokoch elektrolytov v neprítomnosti elektrického prúdu v obvode sa nazývajú rovnovážne potenciály (za štandardných podmienok - štandardné elektródové potenciály). Pri prechode elektrického prúdu sa menia potenciály elektród . Zmena potenciálu elektródy počas prechodu prúdu sa nazýva polarizácia:
Dj = j i - j r,
kde Dj je polarizácia;
j i – elektródový potenciál pri prechode prúdu;
j р – rovnovážny potenciál elektródy.
Keď je známy dôvod zmeny potenciálu počas prechodu prúdu, namiesto termínu „polarizácia“ sa používa termín „prepätia“. Pripisuje sa to aj niektorým špecifickým procesom, ako je katódový vývoj vodíka (prepätie vodíka).
Na experimentálne stanovenie polarizácie sa zostrojí krivka závislosti potenciálu elektródy od prúdovej hustoty pretekajúcej elektródou. Pretože elektródy sa môžu líšiť v oblasti, v závislosti od oblasti elektródy pri rovnakom potenciáli môžu existovať rôzne prúdy; Preto sa prúd zvyčajne uvádza na jednotku plochy. Pomer prúdu I k ploche elektródy S sa nazýva prúdová hustota I:
Grafická závislosť potenciálu od hustoty prúdu sa nazýva polarizačná krivka(obr. 10.3). Pri prechode prúdu sa menia potenciály elektród elektrolyzéra, t.j. dochádza k polarizácii elektród. V dôsledku katódovej polarizácie (Dj k) sa katódový potenciál stáva zápornejším a vďaka anodickej polarizácii (Dj a) sa anódový potenciál stáva kladnejším.
Postupnosť elektródových procesov pri elektrolýze roztokov elektrolytov. Molekuly vody, ióny H + a OH sa môžu podieľať na procesoch elektrolýzy roztokov elektrolytov v závislosti od povahy média. Pri určovaní produktov elektrolýzy vodných roztokov elektrolytov sa v najjednoduchších prípadoch možno riadiť nasledujúcimi úvahami:
1. Katódové procesy.
1.1. Na katóde najskôr nastávajú procesy charakterizované najvyšším elektródovým potenciálom, t.j. Najsilnejšie oxidačné činidlá sa redukujú ako prvé.
1.2. Kovové katióny so štandardným elektródovým potenciálom väčším ako má vodík (Cu 2+, Ag +, Hg 2+, Au 3+ a iné katióny málo aktívnych kovov) sú na katóde počas elektrolýzy takmer úplne redukované:
Ja n + + neˉ "Ja.
1.3. Kovové katióny, ktorých potenciál je výrazne nižší ako potenciál vodíka (stojí v „napäťovej sérii“ od Li + po Al 3+ vrátane, t.j. katióny aktívnych kovov), nie sú na katóde redukované, pretože molekuly vody sú redukované na katóde:
2H20 + 2eˉ® H2 + 2OH.
Elektrochemický vývoj vodíka z kyslých roztokov nastáva v dôsledku vybíjania vodíkových iónov:
2Н + + 2еˉ "Н 2.
1.4. Kovové katióny so štandardným elektródovým potenciálom sú menšie ako katióny vodíka, ale väčšie ako katióny hliníka (zaradené do „série napätia“ od Al 3+ do 2H+ - katióny kovov so strednou aktivitou), počas elektrolýzy na katóde sú redukované súčasne s molekulami vody:
Ме n + + neˉ ® Me
2H20 + 2eˉ® H2 + 2OH.
Do tejto skupiny patria ióny Sn 2+, Pb 2+, Ni 2+, Co 2+, Zn 2+, Cd 2+ atď. Pri porovnaní štandardných potenciálov týchto kovových a vodíkových iónov by sa dalo usúdiť, že je nemožné precipitácia kovu na katóde. Upozorňujeme však:
· štandardný potenciál vodíkovej elektródy sa vzťahuje na h+ [H + ] 1 mol/l., t.j. pH = 0; so zvyšujúcim sa pH potenciál vodíkovej elektródy klesá a stáva sa zápornejším ( ; pozri časť 10.3); zároveň potenciály kovov v oblasti, kde nedochádza k zrážaniu ich nerozpustných hydroxidov, nezávisia od pH;
· polarizácia procesu redukcie vodíka je väčšia ako polarizácia výboja kovových iónov tejto skupiny (alebo inými slovami, vývoj vodíka na katóde nastáva s vyšším prepätím v porovnaní s prepätím výboja mnohých kovov ióny tejto skupiny); príklad: polarizačné krivky katodického uvoľňovania vodíka a zinku (obr. 10.4).
Ako vidno z tohto obrázku, rovnovážny potenciál zinkovej elektródy je menší ako potenciál vodíkovej elektródy pri nízkych prúdových hustotách, na katóde sa uvoľňuje iba vodík. Ale vodíkové prepätie elektródy je väčšie ako prepätie zinkovej elektródy, preto sa so zvyšujúcou sa prúdovou hustotou začína na elektróde uvoľňovať aj zinok. Pri potenciáli φ 1 sú prúdové hustoty uvoľňovania vodíka a zinku rovnaké a pri potenciáli φ 2, t.j. Na elektróde sa väčšinou uvoľňuje zinok.
2.
Anodické procesy.
2.1. Na anóde v prvom rade prebiehajú procesy, ktoré sa vyznačujú najnižším elektródovým potenciálom, t.j. Najskôr sa oxidujú silné redukčné činidlá.
2.2. Anódy sa zvyčajne delia na inertné (nerozpustné) a aktívne (rozpustné). Prvé sú vyrobené z uhlia, grafitu, titánu a platinových kovov, ktoré majú významný kladný elektródový potenciál alebo sú potiahnuté stabilným ochranným filmom, ktorý slúži len ako vodiče elektrónov. Druhé sú vyrobené z kovov, ktorých ióny sú prítomné v roztoku elektrolytu - meď, zinok, striebro, nikel atď.
2.3. Na inertnej anóde dochádza pri elektrolýze vodných roztokov zásad, kyselín obsahujúcich kyslík a ich solí, ako aj HF a jeho solí (fluoridov) k elektrochemickej oxidácii hydroxidových iónov za uvoľňovania kyslíka. V závislosti od pH roztoku sa tento proces vyskytuje odlišne a môže byť napísaný rôznymi rovnicami:
a) v kyslom a neutrálnom prostredí
2H20 – 4eˉ = 02 + 4 H+;
b) v alkalickom prostredí
4OH – 4eˉ = 02 + 2H20.
Oxidačný potenciál hydroxidových iónov (potenciál kyslíkovej elektródy) sa vypočíta pomocou rovnice (pozri časť 10.3):
Anióny obsahujúce kyslík SO, SO, NO, CO, PO atď. alebo nie sú schopné oxidovať, alebo k ich oxidácii dochádza pri veľmi vysokých potenciáloch, napríklad: 2SO - 2eˉ = S 2 O = 2,01 V.
2.4. Pri elektrolýze vodných roztokov bezkyslíkatých kyselín a ich solí (okrem HF a jeho solí) sa na inertnej anóde vybíjajú ich anióny.
Všimnite si, že uvoľňovanie chlóru (Cl 2) počas elektrolýzy roztoku HCl a jeho solí, uvoľňovanie brómu (Br 2) počas elektrolýzy roztoku HBr a jeho solí odporuje relatívnej polohe systémov.
2Cl - 2eˉ = Cl 2 = 1,356 V alebo iných látok prítomných v roztoku alebo na elektróde, potom prebieha elektrolýza s aktívnou anódou. Aktívna anóda sa oxiduje rozpustením: Me – neˉ ® Me n + .
Aktuálny výstup . Ak sú potenciály dvoch alebo viacerých elektródových reakcií rovnaké, potom tieto reakcie prebiehajú na elektróde súčasne. V tomto prípade sa elektrina prechádzajúca elektródou vynakladá na všetky tieto reakcie. Podiel množstva elektriny vynaloženej na premenu jednej z látok (B j) sa nazýva aktuálny výstup tejto látky:
(Bj) % = (Qj/Q). 100,
kde Q j je množstvo elektriny vynaloženej na premenu j-tej látky; Q je celkové množstvo elektriny prejdenej elektródou.
Napríklad z obr. 10.4 vyplýva, že súčasná účinnosť zinku stúpa so zvyšujúcou sa katódovou polarizáciou. Pre tento príklad je pozitívnym javom vysoké vodíkové prepätie. Vďaka tomu je možné oddeliť mangán, zinok, chróm, železo, kobalt, nikel a iné kovy z vodných roztokov na katóde.
Faradayov zákon. Teoretický vzťah medzi množstvom prejdenej elektriny a množstvom látky oxidovanej alebo redukovanej na elektróde určuje Faradayov zákon, podľa ktorého hmotnosť elektrolytu, ktorý prešiel chemickou premenou, ako aj hmotnosť látok uvoľnených na elektródach sú priamo úmerné množstvu elektriny prechádzajúcej elektrolytom a molárnym hmotnostiam ekvivalentných látok: m = M e It/F,
kde m je hmotnosť elektrolytu, ktorý prešiel chemickou premenou,
alebo hmotnosť látok - produkty elektrolýzy uvoľnené na elektródach, g; M e – molárna hmotnosť látkového ekvivalentu, g/mol; I – sila prúdu, A; t – trvanie elektrolýzy, s; F – Faradayovo číslo – 96480 C/mol.
Príklad 1 Ako prebieha elektrolýza vodného roztoku síranu sodného s uhlíkovou (inertnou) anódou?
Na2S04 = 2Na + + SO
Elektrolýza je proces rozkladu látky pod vplyvom elektrického prúdu ( elektrický prúd).
História objavu elektrolýzy
Slovo elektrolýza pochádza z gréckeho (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] „jantár“ a λύσις „rozpúšťanie“.
Krátka chronológia histórie elektrolýzy:
- 1785 - Martinus van Marum použil elektrostatický generátor na vyzrážanie (extrahovanie) cínu, zinku a antimónu z ich solí pomocou elektrolýzy (Encyclopedia Britannica 3. vydanie (1797), zväzok 1, strana 225).
- 1800 - William Nicholson a Anthony Carlyle (za účasti Johanna Rittera) rozdelili vodu na vodík a kyslík.
- 1807 - Sir Humphry Davy pomocou elektrolýzy objavil chemické prvky draslík, sodík, bárium, vápnik a horčík.
- 1833 – Michael Faraday objavil svoje dva zákony elektrolýzy a podal ich matematickú formuláciu a vysvetlenie.
- 1875 - Paul Emile Lecoq de Boisbaudran objavil gálium pomocou elektrolýzy.
- 1886 – Henri Moissan pomocou elektrolýzy objavil fluór.
- 1886 – Hall-Herouxov proces bol vyvinutý na výrobu hliníka z oxidu hlinitého.
- 1890 - Bol vyvinutý proces Castner-Kellner na výrobu hydroxidu sodného.
Stručný popis elektrolýzy
Elektrolýza nastáva, keď priamy (priamy) elektrický prúd prechádza cez ionizovanú látku, ktorou môže byť buď tavenina, alebo roztok, v ktorom sa práve táto látka rozpadá na ióny (elektrolytická disociácia molekúl) a predstavuje elektrolyt. Keď elektrický prúd prechádza takým stavom látky, keď je reprezentovaný iónmi, dochádza k elektrochemickej reakcii oxidácie a redukcie.
Na jednej elektróde sa budú ióny jedného druhu oxidovať a na druhej redukovať, čo sa veľmi často prejavuje vo forme uvoľňovania plynu, alebo vyzrážania látky vo forme nerozpustnej chemickej zrazeniny. Počas elektrolýzy ióny nazývané anióny prijímajú elektróny, ktoré im chýbajú a prestávajú byť iónmi, a ióny iného typu - katióny, sa vzdávajú elektrónov navyše a tiež prestávajú byť iónmi.
Elektrolýza nemôže sa vyskytujú tam, kde nie sú žiadne ióny, napríklad v kryštáloch soli alebo v pevných polyméroch (živice, plasty). Ak sa kryštál soli rozpustí vo vhodnom rozpúšťadle, v ktorom sa rozpadne na ióny, potom v takomto kvapalnom prostredí je možný proces elektrolýzy, keďže roztok je elektrolyt. Všetky elektrolyty sú vodiče druhý druh, v ktorej môže existovať elektrický prúd.
Proces elektrolýzy vyžaduje najmenej dve elektródy, ktoré predstavujú zdroj prúdu. Medzi týmito dvoma elektródami preteká elektrický prúd cez elektrolyt alebo taveninu a prítomnosť iba jednej elektródy nezabezpečuje uzavretý elektrický obvod, a preto nemôže prúdiť žiadny prúd.
Akékoľvek materiály, ktoré poskytujú dostatočnú vodivosť, môžu byť použité ako elektródy. Môžu to byť kovy a ich zliatiny, grafit, polovodičové materiály. Elektrochemické vlastnosti elektród sú rozhodujúce pri komerčnom (priemyselnom) využití elektrolýzy, pretože môžu výrazne znížiť výrobné náklady a zlepšiť kvalitu a rýchlosť elektrochemického procesu, ktorým je elektrolýza.
Proces elektrolýzy
Celým bodom procesu elektrolýzy je premena iónov roztoku (taveniny) na atómy pridaním alebo odčítaním elektrónov. Táto zmena nastáva v dôsledku vonkajšieho elektrického obvodu, v ktorom existuje elektrický prúd. V takomto obvode je nevyhnutne zdroj elektriny, ktorý je dodávateľom elektrónov na jednej elektróde - katóde a akési čerpadlo, ktoré odčerpáva elektróny na druhej elektróde - anóde. Na katóde je vždy prebytok elektrónov a katióny (+) sa pohybujú smerom k nej, aby prijali chýbajúce elektróny a stali sa atómami, a na anóde je nedostatok elektrónov a anióny (-) sa pohybujú smerom k nej, ktoré majú elektróny navyše na ich obežnej dráhe, aby ich rozdali a stali sa neutrálnymi atómami.
