Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

ELEKTROLIZA

SPIS TREŚCI Pojęcie „ elektrolizy” Elektrolizery a ogniwo galwaniczne Napięcie rozkładowe i nadnapięcie Przebieg procesów chemicznych na powierzchni elektrod Elektroliza wodnych roztworów kwasów Elektroliza wodnych roztworów zasad Elektroliza wodnych roztworów soli Elektroliza stopionych soli I prawo Faraday’a II prawo Faraday’a Prawa Faradaya - zadania

ELEKTROLIZA to proces, w którym przepływ prądu elektrycznego przez roztwór elektrolitu (lub stopiony elektrolit) wymusza reakcje chemiczne. W czasie elektrolizy w polu elektrycznym między elektrodami wędrują jony dodatnie (kationy) w kierunku katody połączonej z ujemnym biegunem źródła prądu, a jony ujemne (aniony) w kierunku anody połączonej z dodatnim biegunem źródła prądu. Na granicy faz elektroda - elektrolit biegną reakcje utleniania (na anodzie) i redukcji (na katodzie) jonów elektrolitów. Podczas elektrolizy zachodzą procesy odwrotne do przemian zachodzących w czasie pracy ogniwa (przepływ prądu wywołuje reakcje elektrodowe). Elektrolizer to urządzenie składające się z dwóch przewodników metalicznych, które są zanurzone w przewodniku jonowym. Przewodniki metaliczne (elektrody) są podłączone do źródła prądu stałego.

Cu + Sn2+ → Cu2+ + Sn Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu OGNIWO GALWANICZNE ELEKTROLIZER ANODA (+) Reakcja utleniania Cu → Cu2+ + 2 e- Reakcja utleniania Sn → Sn2+ + 2 e- Reakcja redukcji Cu2+ +2e-→ Cu ANODA (-) KATODA (+) KATODA (-) Reakcja redukcji Sn2+ +2e-→ Sn Cu + Sn2+ → Cu2+ + Sn Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu

-------------------------------------------------- OGNIWO GALWANICZNE ELEKTROLIZER Samorzutna reakcja chemiczna generuje różnicę potencjałów Różnica potencjałów wymusza reakcje, które nie mogą przebiegać samorzutnie Anoda – znak „ -” – proces utleniania Anoda – znak „+” – proces utleniania Katoda – znak „ + „ – proces redukcji Katoda – znak „ - „ – proces redukcji Schemat obwodu do elektrolizy Katoda(-) jest elektrodą, na której zachodzi proces redukcji (pobierania elektronów z elektrody), anoda(+) –elektrodą, na której zachodzi utlenianie (dostarczanie elektronów do elektrody). Katoda: oks1 + n1e  red1 | n2 Anoda: red2  oks2 + n2e | n1 -------------------------------------------------- n2 oks1 + n1 red2  n2 red1 + n1 oks2

Warunkiem koniecznym, aby mógł zachodzić proces elektrolizy, jest przyłożenie do elektrod odpowiednio dużej różnicy potencjałów. Przyłożone zewnętrzne napięcie musi mieć wartość przewyższającą SEM ogniwa, jakie tworzą elektrody elektrolizera. NAPIĘCIE ROZKŁADOWE (Ur ) to najmniejsze napięcie konieczne do rozpoczęcia elektrolizy. Różnicę pomiędzy napięciem rozkładowym i SEM odpowiedniego ogniwa nazywamy NADNAPIĘCIEM ELEKTROLIZY Nadnapięcie elektrolizy zaznaczamy symbolem η ( eta) Wartość nadnapięcia dla danej reakcji elektrodowej zależy od: materiału elektrod rodzaju elektrolitu temperatury

Przebieg procesów chemicznych na powierzchni elektrod zależy od: Własności chemicznych składników elektrolitu Stężeń jonów Rodzaju elektrod Różnicy potencjałów między elektrodami Uproszczone reguły pozwalają przewidzieć kolejność rozładowania jonów w roztworach wodnych elektrolitów o stężeniach jonów zbliżonych do 1 mol/dm3. KATODA (-) Kolejność redukcji jonów jest z reguły zgodna z szeregiem potencjałów standardowych półogniw. 1. Najpierw redukują się kationy metali mniej aktywnych od glinu Mem+ + me --> Me Najważniejsze wyjątki od tych reguł: Rozładowywanie kationu Na+ na elektrodzie rtęciowej Równoczesne wydzielanie wodoru i metalu w środowisku kwaśnym 2. Po metalach mniej aktywnych redukują się jony H+ lub cząsteczki H2O w zależności od środowiska / wydziela się wodór W śr kwasowym: 2H+ + 2e -- > H2↑ W roztworach soli litowców, berylowców, glinu: 2H2O + 2e  H2 + 2OH- ANODA (+) 1. Najpierw utleniają się aniony kwasów beztlenowych i ich soli / wydziela się gazowy niemetal. 2X- - 2e -- > X2 2. W następnej kolejności utleniają się: W roztworach wodorotlenków jony OH- / wydziela się tlen: 4OH- - 4e -- > O2 + 2H2O W roztworach kwasów tlenowych i ich soli utleniają się cząsteczki H2O / wydziela się tlen 2H2O – 4e -- > O2 + 4H+

ELEKTROLIZA WODNYCH ROZTWORÓW KWASÓW Kwasy beztlenowe Stężenie jonów wodorowych maleje, więc pH roztworu wzrasta HCl K(-) : 2H+ +2e --> H2; A (+) 2Cl- -- > Cl2 + 2e Sumarycznie : 2HCl -- > H2 + Cl2 PRZYKŁAD Kwasy tlenowe PRZYKŁAD H2SO4 -- >2H+ + SO42- K(-) 2H+ + 2e -- > H2↑ ; A (+) H2O – 2e -- >1/2 O2 + 2H+ Sumarycznie: H2O -- > H2 + ½ O2 Elektroliza wody A (+) Stężenie jonów wodorowych wzrasta, więc pH maleje

ELEKTROLIZA WODNYCH ROZTWORÓW ZASAD Metale znajdujące się na początku szeregu napięciowego ( do glinu włącznie) nie ulegają redukcji na katodzie. Na katodzie zachodzi redukcja wody. Wydziela się gazowy wodór. PH roztworu wzrasta Na anodzie zachodzi utlenienie jonów OH-. Wydziela się gazowy tlen. pH roztworu maleje PRZYKŁAD NaOH NaOH -- > Na+ + OH- K (-) 2H2O + 2e  H2 + 2OH- ; Wzrost pH wokół katody A(+) 2OH- - 2e -- >1/2 O2 + H2O Sumarycznie : H2O --> H2 + ½ O2 2H2O  2H2 + O2 Elektroliza wody

ELEKTROLIZA WODNYCH ROZTWORÓW SOLI KATODA(-) Na katodzie rozkładają się metale leżące za glinem w szeregu elektrochemicznym, jeśli nie ma takich jonów to rozkłada się woda 2H2O +2e -> H2 +2OH- ANODA(+) Najpierw utleniają się aniony kwasów beztlenowych / wydziela się gazowy niemetal.2X- - 2e -- > X2 Aniony kwasów beztlenowych wydzielają się w kolejności: S2-, I-, Br-, Cl- ( F- nie daje się wydzielić z roztworu wodnego) W roztworach kwasów tlenowych i ich soli utleniają się cząsteczki H2O/wydziela się tlen H2O – 2e -- >1/2 O2 + 2H+ PRZYKŁAD Elektroliza wodnego roztworu NaCl Elektroliza wodnego roztworu NaCl prowadzi do otrzymania chloru i wodorotlenku sodowego.

Przebieg elektrolizy siarczanu(VI)sodu Katoda(-):Na+ ; H2O PRZYKŁAD Elektroliza wodnego roztworu azotanu(V) srebra prowadzona na elektrodach grafitowych. Określ jakie produkty wydzielą się na elektrodach AgNO3 = Ag+ + NO3- Katoda(-):Ag+ ; H2O Anoda(+): NO3- H2O PRZYKŁAD Przebieg elektrolizy siarczanu(VI)sodu Katoda(-):Na+ ; H2O Anoda(+): SO4 2- , H2O PRZYKŁAD Przebieg elektrolizy chlorku miedzi(II) Katoda(-):Cu2+; H2O Anoda(+): Cl-, H2O

ELEKTROLIZA STOPIONYCH SOLI Elektroliza zachodzi również w przypadku stopionych soli i wodorotlenków. W wyniku wysokiej temperatury sieć krystaliczna zostaje zniszczona, dzięki czemu możliwy staje się swobodny ruch jonów w kierunku elektrod i zachodzenie reakcji elektrodowych. PRZYKŁAD Katoda(-): 2Na+ + 2e -- > 2Na Anoda(+): 2Cl- -- >Cl2 + 2e Sumarycznie : 2NaCl  2Na + Cl2 Stopiony wodorotlenek sodu NaOH Stopiony chlorek ołowiu(II)

Kolejność utleniania anodowego Jeżeli roztwór poddawany elektrolizie zawiera kilka kationów M1, M2, ... i kilka anionów A1, A2, ..., to rozładowaniu ulegają: na katodzie kation o najwyższym potencjale redukcji katodowej na anodzie anion o najniższym potencjale utleniania anodowego Kolejność utleniania anodowego Jeżeli elektrolizie poddajemy kilka kationów o potencjałach K1, K2 i K3 i anionów o potencjałach wydzielania A1, A2 i A3 : ---|-----|-----|--------------|-----|-----|--- potencjał wydzielania, V K1 K2 K3 A1 A2 A3 na katodzie na anodzie wydzieli się K3 wydzieli się A1 Wydzielają się więc kationy K3 i aniony A1, tj. jony najbliżej siebie położone.

I PRAWO FARADAY’A Masa wydzielonej substancji na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia prądu i czasu trwania elektrolizy q – ładunek [ C] I – natężenie prądu [A] t – czas [s] k –równoważnik elektrochemiczny [kg/C] Równoważnik elektrochemiczny równy jest masie substancji wydzielonej na elektrodzie przy przepływie ładunku 1C. Współczynnik proporcjonalności k jest stały i charakterystyczny dla danego procesu elektrodowego. Wartości równoważników elektrochemicznych wyznacza się doświadczalnie.

II PRAWO FARADAY’A Drugie prawo Faradaya określa wielkość elektrochemicznego równoważnika k. Stosunek masy molowej M substancji wydzielającej się na elektrodzie do iloczynu równoważnika elektrochemicznego k i liczby ładunkowej n reakcji elektrodowej dla jednego mola tej substancji jest wielkością stałą F – stała Faradaya F = 96500 [C/mol = A ∙ s / mol ] 1F – ładunek 1 mola elektronów !! Równanie elektrolizy to zależność łącząca oba prawa Faradaya

1.Obliczamy ładunek jaki przepłynął przez elektrodę PRZYKŁAD Oblicz masę miedzi wydzieloną na katodzie podczas elektrolizy roztworu CuCl2, jeśli przez elektrodę przepłynął ładunek 3 F Dane: q = 3 F = 3 ∙ 96500 C m = ? Mcu = 63,5g/mol Ułożenie proporcji: PRZYKŁAD Oblicz masę srebra wydzielonego na katodzie, jeśli przez elektrodę przepływał prąd o natężeniu 2A w czasie 300s K(-) Ag+ +e  Ag n=1 1.Obliczamy ładunek jaki przepłynął przez elektrodę q = I∙ t q = 2A∙300s = 600C 2. Obliczamy ładunek w faradach q = 600/96500 F = 0,0062 F 3. Obliczamy masę srebra: Dane: I = 2A t = 300s MAg = 108g/mol F 96500C/mol m = ?

Dane: Vo2 = 11,2 dm3; MK = 39,1g/mol; mK = ? II sposób Dane: I = 2A t = 300s MAg = 108g/mol F 96500C/mol m = ? PRZYKŁAD Oblicz ilość wydzielonego na katodzie potasu (w gramach),jeżeli na anodzie wydzieliło się w czasie elektrolizy stopionego KOH 11,2dm3 tlenu (w przeliczeniu na warunki normalne) Dane: Vo2 = 11,2 dm3; MK = 39,1g/mol; mK = ? Procesy: Katoda: 4K+ +4e  4K Anoda 4OH- -4e  O2 + 2H2O 22,4 dm3 O2 – 1 mol O2 11,2 dm3 O2 – 0,5 mola O2 4K+ +4OH-  4K + O2+2H2O 4 mole K – 1 mol O2 m = 2 mole ∙ 39,1 g/mol = 78,2 g X moli K - 0,5 molaO2

W skrócie:) Elektroliza – jest procesem wymuszonym, który przebiega w przewodniku elektrolitycznym, gdzie nośnikami ładunków elektrycznych są zarówno kationy jak i aniony. Ruch ładunków elektrycznych jest wymuszony poprzez podłączenie zewnętrznego źródła prądu stałego do elektrod zanurzonych w ciekłym przewodniku jonowym. Elektrolizę przeprowadza się w elektrolizerach. W elektrolizerach w odróżnieniu od ogniwa, elektrody znajdują się w jednym naczyniu zawierającym roztwór jednego elektrolitu. Katoda(-) jest elektrodą połączoną z ujemnym biegunem źródła prądu, Zachodzi na niej proces redukcji (pobierania elektronów z elektrody) Anoda(+) jest elektrodą połączoną z dodatnim biegunem źródła prądu Zachodzi na niej proces utleniania (dostarczanie elektronów do elektrody). Równanie redukcji wody w procesie elektrolizy: 2H₂O + 2e⁻ -> H₂ + 2OH⁻ | x 2 Równanie utleniania wody w procesie elektrolizy: 2H₂O -> O₂ + 4e⁻ + 4H⁺ Równanie sumaryczne: 2H2O -> 2H2 + O2 F = 96500 C/mol 1F – ładunek 1 mola elektronów

Bibliografia „Chemia 1” M. Litwin „ Repetytorium od Ado Z” M. Klimaszewska „ Chemia 3_zbiór zadań” S. Hejwowska http://encyklopedia.pwn.pl/ www.studport.ch.pwr.wroc.pl/studport/files/1174