Naukowców Dwóch Blog Elektroliza – najważniejsze informacje do matury z chemii!

Elektroliza – najważniejsze informacje do matury z chemii!

Wiemy już, że w ogniwie galwanicznym powstaje energia elektryczna w wyniku przebiegających w nim reakcji chemicznych. Elektrony w ogniwie płynął od anody (elektrody o niższym potencjale) do katody (elektrody o wyższym potencjale). Podłączenie elektrod ogniwa do zewnętrznego źródła prądu stałego o odpowiednim napięciu powoduje zachodzenie reakcji chemicznych odwrotnych do reakcji elektrodowych ogniwa. Ogół tych reakcji chemicznych nazywa się elektrolizą. Elektroliza nie jest procesem samorzutnym, lecz wymuszonym i może zachodzić w roztworach wodnych oraz w stopionych solach i wodorotlenkach. Elektrolizę prowadzi się w elektrolizerach, które zbudowane są z naczynia zawierającego substancję poddaną elektrolizie i dwie elektrody, jedna połączona z dodatnim, a druga z ujemnym biegunem źródła prądu. Podczas elektrolizy, odwrotnie niż w przypadku ogniw galwanicznych, elektroda połączona z dodatnim biegunem źródła prądu to anoda (utlenianie), a elektroda ujemna to katoda (redukcja).

Zobacz obraz źródłowy
eduvis.pl

Napięcie rozkładowe

Elektroliza przebiega tylko wówczas, gdy do elektrod przyłożone jest dostatecznie duże napięcie -tak zwane napięcie rozkładowe (Ur). Różnicę między potencjałem elektrody będącej w równowadze (czyli elektrody, która nie pracuje) i elektrody pracującej nazywa się nadpotencjałem (nadnapięciem elektrolizy) elektrody i oznacza się jako η (eta).

Ur = SEM + η

Wartość nadnapięcia η dla danej reakcji elektrodowej zależy od:
– materiału, z którego są zbudowane elektrody,
– ich powierzchni (porowate czy gładkie),
– rodzaju elektrolitu,
– temperatury.


Kolejność redukcji kationów na katodzie

  1. Najpierw redukują się kationy metali (mało aktywnych) w kolejności ich malejących potencjałów standardowych, np:
    w roztworze zawierającym jony Ag+ i Cu2+ o tym samym stężeniu pierwsze zredukują się jony Ag+
  2. następnie redukują się jony H+ lub woda i wydziela się wodór
    w wodnych roztworach kwasów:
    2H+ + 2e → H2
    w wodnych roztworach soli glinu i soli metali aktywnych:
    2H2O + 2e → H2 + 2OH
    W środowisku kwasowym może równocześnie wydzielać się wodór i metal.

Kolejność utleniania anionów na anodzie

  1. Najpierw utleniają się aniony kwasów beztlenowych i ich soli (Cl, Br itd.) oraz wydziela się niemetal
    2Cl → Cl2 + 2e
  2. następnie utleniają się jony OH lub woda i wydziela się tlen
    w wodnych roztworach zasad:
    2OH → H2O + 1/2O2 + 2e
    w wodnych roztworach kwasów tlenowych i ich soli
    H2O → 1/2O2 + 2H+ +2e-
    Nie utleniają się natomiast jony reszt kwasowych kwasów tlenowych, do których utlenienia potrzeba wyższych potencjałów, niż można uzyskać podczas przeprowadzania elektrolizy wodnego roztworu.

Elektroliza stopionych tlenków, soli i wodorotlenków

Elektroliza zachodzi także w przypadku stopionych tlenków, soli i wodorotlenków. W wysokiej temperaturze sieć krystaliczna tych substancji zostaje zniszczona. Dzięki temu możliwy staje się swobodny ruch jonów w kierunku elektrod. Na katodzie wydziela się metal, a na anodzie tlen lub inny niemetal. W takim procesie zachodzą więc takie same reakcje elektrodowe jak w wodnym roztworze, z tą różnicą, że brak jest jonów H+ i OH pochodzących z dysocjacji wody.


Trochę teorii, a teraz czas na praktykę!

Przykład 1.

Napisz równania reakcji elektrodowych zachodzących podczas elektrolizy:
a) stopionego CaCl2
b) wodnego roztworu H2SO4
c) wodnego roztworu NaOH
d) wodnego roztworu AgNO3
e) stopionego NaOH

Zobacz odpowiedź

a) stopiony CaCl2
katoda: Ca2+ + 2e → Ca
anoda: 2Cl → Cl2 + 2e

b)  wodny roztwór H2SO4
katoda: 2H+ + 2e → H2
anoda: H2O → 1/2O2 + 2e + 2H+

c) wodny roztwór NaOH
katoda: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
anoda: 2OH → 1/2O2 + 2e + H2O

d) wodny roztwór AgNO3
katoda: Ag+ + e → Ag
anoda: H2O → 1/2O2 + 2e + 2H+

e) stopiony NaOH
katoda: Na+ + e → Na
anoda: 2OH → 1/2O2 + 2e + 2H2O

Przykład 2. (Informator CKE 2023)

Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedno określenie spośród podanych w nawiasie.

W procesie elektrolizy, podczas przepływu prądu przez wodny roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) elektrony (są pobierane z katody / są przekazywane na katodę) przez kationy Cu2+. Obecne w roztworze jony miedzi(II) ulegają procesowi (redukcji / utleniania), a efektem tego jest (zwiększenie / zmniejszenie) masy katody.

Zobacz odpowiedź

W procesie elektrolizy, podczas przepływu prądu przez wodny roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) elektrony (są pobierane z katody / są przekazywane na katodę) przez kationy Cu2+. Obecne w roztworze jony miedzi(II) ulegają procesowi (redukcji / utleniania), a efektem tego jest (zwiększenie / zmniejszenie) masy katody.


Prawa elektrolizy

Wiemy już, jakie produkty wydzielają się na elektrodach podczas elektrolizy. Określenie, ile produktu wydziela się na elektrodzie zawdzięczamy pracom Michała Faradaya, który w pierwszej połowie XIX wieku sformułował dwa prawa, nazywane do dzisiaj prawami Faradaya.

Zobacz obraz źródłowy
gettyimages.com

I prawo Faradaya

Masa substancji m wydzielonej na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do natężenia prądu I płynącego przez elektrolit i czasu trwania elektrolizy t.

m = k · I · t

gdzie k jest współczynnikiem proporcjonalności opisującym masę substancji wydzieloną podczas przepływu jednostkowego ładunku, np. 1 C.


II prawo Faradaya

Stosunek masy molowej M substancji wydzielającej się na elektrodzie do iloczynu równoważnika elektrochemicznego k i liczby ładunkowej reakcji elektrodowej z dla 1 mola substancji o masie molowej M jest wielkością stałą:

F = M/(k · z)

Wielkość F nazywa się stałą Faradaya F = 96500 C/mol,
gdzie z – liczba ładunkowa reakcji elektrodowej, jest liczbą dodatnią, bezwymiarową równą współczynnikowi stechiometrycznemu elektronów w równaniu reakcji elektrodowej dla 1 mola produktu wydzielającego się na katodzie lub anodzie.

Zależność łącząca oba prawa Faradaya nosi nazwę równania elektrolizy i ma postać:

m = (M · I · t)/(F · z)


Czas na zadania dotyczące praw Faradaya!

Przykład 3. (OKE 2011 styczeń)

W procesie elektrolizy wodnego roztworu wodorotlenku sodu na elektrodach platynowych zachodzą następujące procesy na katodzie i anodzie:
K(−): 4H2O + 4e→ 2H2 + 4OH
A(+): 2H2O → O2 + 4H+ + 4e

Oblicz, ile minut należy prowadzić elektrolizę wodnego roztworu wodorotlenku sodu prądem o natężeniu 10 A, aby otrzymać 2,8 dm3 wodoru w warunkach normalnych.
Przyjmij następujące założenia:
– wydajność prądowa procesu elektrolizy wynosi 100%
– wartość stałej Faradaya F = 96500 C/mol
Wynik podaj w zaokrągleniu do liczby całkowitej.

Zobacz odpowiedź

2 g — 22,4 dm3
x    — 2,8 dm3
x = 0,25 g

t = (z · m · F)/(M · I) = (2 · 0,25 g · 96500 C · mol-1)/(2 g · mol-1 · 10A) = 2412,5s

t = 40 minut

Przykład 4. (Matura Czerwiec 2019)

Podczas przepływu prądu o natężeniu 2 A przez wodny roztwór soli zawierającej jony metalu X3+ wydzieliło się 2,08 g tego metalu w ciągu 1,5 h. Stała Faradaya F = 96500 C· mol-1.

Oblicz masę molową metalu X. Przyjmij, że podczas elektrolizy nie zachodziły na katodzie inne procesy redukcji.

Zobacz odpowiedź

Podczas elektrolizy zachodzi reakcja:
X3+ + 3e → X oznacza to, że na zredukowanie jednego mola jonów X3+ potrzeba trzech moli elektronów, a więc ładunek równy 3 · 96500 C = 289500 C
Podczas elektrolizy przepłynął ładunek równy:
= l ⋅ t = 2A · 5400s= 10800 C i ponieważ:
10800
 C  2,08 g
289500 C  x g     
gdzie x jest masą jednego mola metalu
x= 55,76 g
M(Fe)= 55,76 g  mol1



Bibliografia

● S. Hejwowska, R. Marcinkowski, J. Staluszka, Chemia 3, Gdynia 2005
● M. Litwin, S. Styka-Wlazło, J. Szymońska, To jest chemia 1, Warszawa 2019
● M. Litwin, S. Styka-Wlazło, J. Szymońska, Chemia ogólna i nieorganiczna, Warszawa 2002 (przykłady 1.-3.)
● K. Pigoń, Z. Ruziewicz, Chemia fizyczna, Warszawa 1993
● A. G. Whittaker, A. R. Mount, M. R. Heal, Chemia fizyczna, Warszawa 2012
● G. M. Barrow, Chemia fizyczna, Warszawa 1973

Autor posta

Jakub Misiurek
Student analityki chemicznej na Uniwersytecie Marii Curie Skłodowskiej w Lublinie. Od lat zakochany w chemii. Przekazywanie wiedzy innym jest jego przeznaczeniem, a muzyka pozwala mu na odpoczynek i wyciszenie. Dlaczego warto wybrać zajęcia z Kubą? Zaraża pozytywną energią i chemicznym zapałem. Dla niego nie ma rzeczy, których nie da się nauczyć.
Zapisz się do newslettera

Otrzymuj powiadomienia o artykułach naukowców.



    Wysyłając formularz oświadczasz, że zapoznałeś się z naszą polityką prywatności i ją akceptujesz.
    Zapisz się do newslettera