Ηλεκτρολυτικά κύτταρα και ηλεκτρόλυση
Ηλεκτρολυτικά κύτταρα – Βασικές έννοιες
Σε αυτό το σεμινάριο, θα μάθουμε για έναν δεύτερο τύπο ηλεκτροχημικών στοιχείων:ηλεκτρολυτικά κύτταρα . Θα μάθουμε επίσης γενικά για την έννοια της ηλεκτρόλυσης , πώς εφαρμόζεται στα ηλεκτρολυτικά κύτταρα και τη χημεία, και τις εφαρμογές του στον πραγματικό κόσμο. Θα μάθετε επίσης τη διαφορά μεταξύ γαλβανικών στοιχείων (όπως μπαταρία) και ηλεκτρολυτικών στοιχείων.
Στην εικόνα του εξωφύλλου, εμφανίζεται μια μονάδα παραγωγής που παράγει καυστική σόδα (υδροξείδιο του νατρίου), υδρογόνο και αέριο χλώριο από αλάτι (χλωριούχο νάτριο) και ηλεκτρική ενέργεια. Αυτό είναι ένα παράδειγμα ηλεκτρόλυσης σε βιομηχανική κλίμακα. Ας εξερευνήσουμε τη χημεία πίσω από αυτούς τους τύπους διεργασιών.
Θέματα που καλύπτονται σε άλλα άρθρα
- Κατανόηση των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής
- Πώς να εξισορροπήσετε τις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής
- Βολταϊκά / Γαλβανικά Κυψέλες
- Τυπικές δυνατότητες μείωσης
- Εξίσωση Nernst
Ηλεκτρολυτικά κύτταρα
Ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο, όπως ένα γαλβανικό στοιχείο, έχει δύο ξεχωριστά ημικύτταρα:ένα μισό κύτταρο αναγωγής και ένα μισό κύτταρο οξείδωσης. Σε ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο, μια εξωτερική πηγή ηλεκτρισμού (όπως μια μπαταρία) χρησιμοποιείται για να οδηγήσει τη ροή ηλεκτρονίων από την άνοδο, όπου συμβαίνει η οξείδωση, στην κάθοδο, όπου συμβαίνει αναγωγή. Απαιτείται μια εξωτερική πηγή ηλεκτρικής ενέργειας, επειδή η αντίδραση που συμβαίνει στα ηλεκτρολυτικά κύτταρα είναι μη αυθόρμητη.
Βασικά, ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο μετατρέπει την ηλεκτρική ενέργεια σε χημική ενέργεια. αυτό είναι το αντίθετο των γαλβανικών κυψελών, που μετατρέπουν τη χημική ενέργεια σε ηλεκτρική ενέργεια. Αυτό είναι λογικό, καθώς στα ηλεκτρολυτικά κύτταρα, τα ηλεκτρόνια ρέουν προς την αντίθετη κατεύθυνση από τα γαλβανικά στοιχεία.
Το παρακάτω διάγραμμα δείχνει ένα δείγμα ηλεκτρολυτικού στοιχείου. Σημειώστε ότι η άνοδος, σε αυτή την περίπτωση, είναι θετική και η κάθοδος αρνητική.
Η ημιαντίδραση στην άνοδο παίρνει τη γενική μορφή:A → A + e. Η ημιαντίδραση στην κάθοδο παίρνει τη γενική μορφή:B + e → B. Έτσι, η πλήρης αντίδραση για τα ηλεκτρολυτικά κύτταρα μοιάζει γενικά ως εξής:A + B → A + B
Ηλεκτρολυτική Vs. Γαλβανικά κύτταρα
Ενώ και οι δύο χρησιμοποιούν αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, τα ηλεκτρολυτικά και τα γαλβανικά κύτταρα λειτουργούν με πολύ διαφορετικούς τρόπους. Ας δούμε μερικές βασικές διαφορές:
| Ηλεκτρολυτικά κύτταρα | Και τα δύο | Γαλβανικά κύτταρα |
| – Μη αυθόρμητη αντίδραση :μετατρέπει την ηλεκτρική ενέργεια (από εξωτερική πηγή) σε χημική ενέργεια – Στις περισσότερες περιπτώσεις, και τα δύο ηλεκτρόδια βυθίζονται στο ίδιο διάλυμα ηλεκτρολύτη. – Η άνοδος είναι θετική και η κάθοδος αρνητική:τα ηλεκτρόνια ρέουν από άνοδο σε κάθοδο , οδηγείται από εξωτερική πηγή ενέργειας | – Περιέχουν δύο ημικύτταρα με αναγωγή και οξείδωση, σχηματίζοντας μια καθαρή αντίδραση οξειδοαναγωγής. – Η οξείδωση συμβαίνει στην άνοδο, η αναγωγή στην κάθοδο. | – Αυθόρμητη αντίδραση :μετατρέπει τη χημική ενέργεια σε ηλεκτρική – Τα ημικύτταρα διαχωρίζονται , που συνδέεται μόνο με μια γέφυρα αλατιού. – Η άνοδος είναι αρνητική και η κάθοδος θετική:τα ηλεκτρόνια εξακολουθούν να ρέουν από την άνοδο προς την κάθοδο . |
Τι είναι η Ηλεκτρόλυση;
Ηλεκτρόλυση ονομάζεται η διαδικασία που συμβαίνει σε ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο, όπου χρησιμοποιείται ηλεκτρικό ρεύμα για να ξεκινήσει μια μη αυθόρμητη αντίδραση. Η ηλεκτρόλυση, και επομένως ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο, χρησιμοποιείται συχνά σε πραγματικές εφαρμογές για τον διαχωρισμό μιας ουσίας - δύο κοινά παραδείγματα είναι η αποσύνθεση του NaCl και του H2 Ο. Θα εξετάσουμε την αποσύνθεση του NaCl σε μεγαλύτερο βάθος παρακάτω. Επιπλέον, η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται συχνά στον πραγματικό κόσμο για την επιμετάλλωση κοσμημάτων, αν και μπορεί να επεκταθεί σε οποιοδήποτε μέταλλο.
Παράδειγμα ηλεκτρόλυσης:Αποσύνθεση τηγμένου NaCl
Εάν το χλωριούχο νάτριο λιώσει σε υγρό, μπορείτε να περάσετε ένα ηλεκτρικό ρεύμα μέσα από το λιωμένο αλάτι για να το αποσυνθέσετε. Σε αυτό το παράδειγμα, το τηγμένο NaCl αποσυντίθεται σε στερεό αέριο νάτριο και χλώριο. Τα θετικά ιόντα νατρίου έλκονται από την αρνητική κάθοδο και τα αρνητικά ιόντα χλωρίου έλκονται από τη θετική άνοδο. Έτσι, η ημιαντίδραση στην κάθοδο είναι:Na + e → Na και η ισορροπημένη ημιαντίδραση στην άνοδο είναι:2Cl → Cl2 + 2e. Έτσι, η καθαρή αντίδραση για αυτήν την αντίδραση είναι:2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl2 (ζ).
Για να αναλύσουμε περαιτέρω αυτή την αντίδραση, μπορούμε να συμβουλευτούμε τα τυπικά δυναμικά μείωσης, παρόμοια με τη διαδικασία με την οποία προσδιορίζουμε το δυναμικό ενός βολταϊκού στοιχείου. Παίρνουμε τις δύο ημιαντιδράσεις και τις γράφουμε ως αντιδράσεις αναγωγής:
Na (l) + e → Na (s) … E =-2,71 V
Cl2 (ζ) + 2e → 2Cl … E =+1,36 V
Έχοντας κατά νου ότι η ημιαντίδραση του χλωρίου στην πραγματικότητα υφίσταται οξείδωση και όχι αναγωγή, αντιστρέφουμε το σύμβολο για το δυναμικό του, καθιστώντας το -1,36 V. Προσθέτοντας αυτά μαζί, παίρνουμε ένα συνολικό δυναμικό -4,07 V για την αντίδραση. Αυτό σημαίνει ότι η εξωτερική πηγή μπαταρίας πρέπει να έχει δυναμικό τουλάχιστον -4,07 V για να συμβεί η αποσύνθεση του τηγμένου NaCl.
Τι είναι ο νόμος της ηλεκτρόλυσης του Faraday;
Ο νόμος της ηλεκτρόλυσης του Faraday δηλώνει ότι η ποσότητα μιας ουσίας που καταναλώνεται/παράγεται σε ένα από τα ηλεκτρόδια ενός ηλεκτρολυτικού στοιχείου είναι ευθέως ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που διέρχεται από το στοιχείο. Για να το χρησιμοποιήσουμε αυτό, πρέπει να θυμόμαστε τις σχέσεις:
1 C =1 amp∙s
1 e =1,6022 x 10 C
Αυτές οι δύο σχέσεις υποδεικνύουν ότι 1 Κουλόμπ φορτίου μεταφέρεται όταν ρέει 1 αμπέρ ρεύματος για 1 δευτερόλεπτο και ότι 1 ηλεκτρόνιο φέρει φορτίο 1,6022 x 10 Κουλόμπ.
Περαιτέρω ανάγνωση
- Τι είναι η Ηλεκτροχημεία;
- Νόμος του Hess
- Καθαρές ιοντικές εξισώσεις
- Gibbs Free Energy
- Προβολές Newman
