Elektrolīze — teorija. Ķīmija, 11. klase.

Elektrolīze ir oksidēšanās - reducēšanās process, kas noris uz elektrodiem, ja caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu no ārēja strāvas avota plūst līdzstrāva.

Elektrometalurģijā metālu iegūšanai izmanto elektrolīzi. Elektrolīzes procesos par elektrolītiem lieto izejvielas, no kurām jāiegūst metāls. Visbiežāk tie ir sāļi (

NaCl, Mg {Cl}_{2}, Zn {SO}_{4}

), retāk sārmi (

KOH

) un oksīdi (

{Al}_{2} O_{3}

Rūpnieciskos apstākļos elektrolīzi izdara iekārtās, ko sauc par elektrolīzeriem. To konstrukcija var būt dažāda, taču elektrolīzes iekārtu principiālā uzbūves shēma ir vienāda. Elektrolīzers sastāv no ķīmiski izturīga trauka jeb rezervuāra, kas piepildīts ar elektrolītu. Elektrolītā ir iegremdēti ar līdzstrāvas avotu savienoti elektrodi. Elektrodu, kas savienots ar līdzstrāvas avota negatīvo polu, sauc par katodu (K), bet anods (A) ir elektrods, kas ir pievienots strāvas avota pozitīvajam polam.

Ja elektrolīzes procesos izdalās arī gāzes, tad elektrolīzeros izveido katodtelpu un anodtelpu, kas nodrošina gāzu izolāciju un aizvadīšanu. To panāk ar puscaurlaidīgām starpsienām - membrānām, kā arī izveidojot speciālas konstrukcijas iekārtas.

Elektrolīzes process ir atkarīgs no daudziem faktoriem - no metāla vietas elektroķīmisko spriegumu rindā, no skābju atlikuma sastāva, no elektrodu materiāla utt. Elektrolīzes procesos noteiktos apstākļos piedalās arī ūdens. Šādā gadījumā pie katoda var izdalīties ūdeņradis, bet pie anoda - skābeklis.

Katjoni

Katjonu reducēšanas spēja ūdens šķīdumos uz katoda atbilst secībai, kādā tie sakārtoti elektroķīmisko spriegumu rindā, tikai tā ir pretēja metālu oksidēšanās spējai: visaktīvāk reducējas neaktīvo metālu joni, bet visneaktīvāk - aktīvo metālu joni.

Metālu katjonus pēc to reducēšanās spējas ūdens šķīdumos iedala trijās grupās.

1. Neaktīvo metālu katjoni

({Cu}^{2 +}, {Hg}^{2 +}, {Ag}^{+}, {Pt}^{2 +}, {Au}^{3 +})

Šo metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes procesā uz katoda reducējas visi metāla katjoni, un tāpēc iegūtā metāla praktiskais iznākums ir aptuveni 100 %.

2. Vidēji aktīvo metālu katjoni

({Mn}^{2 +}, {Zn}^{2 +}, {Cr}^{3 +}, {Fe}^{2 +}, {Cd}^{2 +}, {Co}^{2 +}, {Ni}^{2 +}, {Sn}^{2 +}, {Pb}^{2 +})

Šo metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes procesā uz katoda reducējas gan metālu katjoni, gan ūdens, un šādā gadījumā pie katoda izdalās metāls un ūdeņradis. Iegūtā metāla praktiskais iznākums ir mazāks par 100 %.

3. Aktīvo metālu katjoni

({Li}^{+}, K^{+}, {Ba}^{2 +}, {Sr}^{2 +}, {Ca}^{2 +}, {Na}^{+}, {Mg}^{2 +}, {Al}^{3 +})

Elektrolizējot šo metālu sāļu ūdens šķīdumus, uz katoda reducējas ūdens, bet metāla praktiskais iznākums ir 0 %.

Anjoni

Anjonus pēc to spējas oksidēties uz anoda ūdens šķīdumos sakārto šādā rindā:

Vērojot anjonu rindu, var secināt, ka visaktīvāk oksidējas anjoni, kas nesatur skābekli (izņēmums ir fluorīdjoni). Pie anoda šie anjoni veido attiecīgos nemetālus.

Ja šķīdumā ir skābekli saturoši anjoni vai fluorīdjoni, tad uz anoda oksidējas ūdens.

Elektrolīzes raksturīgākie piemēri

1. Vara (II) sulfāta šķīduma elektrolīze

\begin{array}{l} Cu {SO}_{4} \to {Cu}^{2 +} + {SO}_{4}^{2 -} | 2 \\ H_{2} O | 2 \\ K (-) 2 {Cu}^{2 +} + 4 e^{-} \to 2 Cu \\ A (+) 2 H_{2} O - 4 e^{-} \to O_{2} + 4 H^{+} \\ Sulf ā tjoni {SO}_{4}^{2 -} un ū de ņ ra ž a katjoni H^{+} paliek šķī dum ā, veidojot s ē rsk ā bi : \\ 4 H^{+} + 2 {SO}_{4}^{2 -} ⇄ 2 H_{2} {SO}_{4} \\ Summ ā rais molekul ā rais vien ā dojums : \\ 2Cu {SO}_{4} \to 2 {Cu}^{2 +} + 2 {SO}_{4}^{2 -} \\ 2 H_{2} O \\ 2 {Cu}^{2 +} \to 2 Cu \\ 2 H_{2} O \to O_{2} + 4 H^{+} \\ 4 H^{+} + 2 {SO}_{4}^{2 -} ⇄ 2 H_{2} {SO}_{4} \\ ____________________________________ \\ 2 Cu {SO}_{4} + 2 H_{2} O \to 2 Cu + 2 H_{2} {SO}_{4} + O_{2} ↑ \end{array}

2. Nātrija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze

\begin{array}{l} NaCl \to {Na}^{+} + {Cl}^{-} | 2 \\ H_{2} O | 2 \\ K (-) 2 H_{2} O + 2 e^{-} \to H_{2} + 2 {OH}^{-} \\ A (+) 2 {Cl}^{-} - 2 e^{-} \to {Cl}_{2} \\ Summ ā rais molekul ā rais vien ā dojums : \\ 2 NaCl \to 2 {Na}^{+} + 2 {Cl}^{-} \\ 2 H_{2} O \\ 2 H_{2} O \to H_{2} + 2 {OH}^{-} \\ 2 {Cl}^{-} \to {Cl}_{2} \\ 2 {Na}^{+} + 2 {OH}^{-} \to 2 NaOH \\ ____________________________________ \\ 2 NaCl + 2 H_{2} O \to H_{2} ↑ + {Cl}_{2} ↑ + 2 NaOH \end{array}

3. Nātrija sulfāta šķīduma elektrolīze

\begin{array}{l} {Na}_{2} {SO}_{4} \to 2 {Na}^{+} + {SO}_{4}^{2 -} | 2 \\ H_{2} O | 2 \\ K (-) 4 H_{2} O + 4 e^{-} \to 2 H_{2} + 4 {OH}^{-} \\ A (+) 2 H_{2} O - 4 e^{-} \to O_{2} + 4 H^{+} \\ 4 {OH}^{-} + 4 H^{+} \to 4 H_{2} O \end{array}

Nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes procesā sadalās ūdens, bet nātrija sulfāts paliek šķīdumā. Skābekli saturošo aktīvo metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzei nav praktiskas nozīmes.

4. Vidēji aktīvo metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīze

Vidēji aktīvo metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā uz katoda vienlaikus reducējas arī ūdens. Tas pazemina metāla praktisko iznākumu.

\begin{array}{l} Zn {SO}_{4} \to {Zn}^{2 +} + {SO}_{4}^{2 -} | 4 \\ H_{2} O | 4 \\ K (-) {Zn}^{2 +} + 2 e^{-} \to Zn \\ 2 H_{2} O + 2 e^{-} \to H_{2} + 2 {OH}^{-} \\ A (+) 2 H_{2} O - 4 e^{-} \to O_{2} + 4 H^{+} \\ 2 {OH}^{-} + 4 H^{+} \to 2 H_{2} O + 2 H^{+} \end{array}

No četriem moliem ūdeņraža katjonu divi moli paliek šķīdumā. Tie veido sērskābi, jo neoksidējas arī sulfātjons:

\begin{array}{l} 2 H^{+} + {SO}_{4}^{2 -} ⇄ H_{2} {SO}_{4} \\ Summ ā rais molekul ā rais vien ā dojums : \\ Zn {SO}_{4} \to {Zn}^{2 +} + {SO}_{4}^{2 -} \\ 4 H_{2} O \\ {Zn}^{2 +} \to Zn \\ 2 H_{2} O \to O_{2} + 4 H^{+} \\ 2 H_{2} O \to H_{2} + 2 {OH}^{-} \\ 2 {OH}^{-} + 4 H^{+} \to 2 H_{2} O + 2 H^{+} \\ 2 H^{+} + {SO}_{4}^{2 -} \to H_{2} {SO}_{4} \\ ________________________________________ \\ Zn {SO}_{4} + 2 H_{2} O \to Zn + O_{2} ↑ + H_{2} ↑ + H_{2} {SO}_{4} \end{array}

Lai palielinātu metāla praktisko iznākumu, jāsamazina ūdeņraža izdalīšanās. To panāk, neitralizējot izdalījušos skābi. Neitrālā vidē uz katoda pārsvarā reducējas cinka katjoni, un process noris šādi:

2 Zn {SO}_{4} + 2 H_{2} O \to 2 Zn + O_{2} ↑ + 2 H_{2} {SO}_{4}

Sāļu šķīdumu elektrolīzi izmanto vidēji aktīvo metālu iegūšanā (Zn, Co, Cd), metālu rafinēšanā (Cu, Ag, Sn, Pb, Ni, Ti), pretkorozijas un dekoratīvo pārklājumu iegūšanā - galvanostēģijā (Cr, Ni, Cu, Ag).

5. Sāļu kausējumu elektrolīze

Sāļu kausējumu elektrolīzē iegūst vieglos, ķīmiski aktīvos metālus. Tie ir sārmu metāli un IIA grupas metāli. Kausējumu elektrolīzei visbiežāk izmanto hlorīdus.

Nātrija hlorīda kausējuma elektrolīzes procesā iegūst nātriju un hloru. Katodtelpā izdalās nātrijs, bet anodtelpā - hlors:

\begin{array}{l} NaCl \overset{t^{0}}{⇄} {Na}^{+} + {Cl}^{-} | 2 \\ K (-) 2 {Na}^{+} + 2 e^{-} \to 2 Na \\ A (+) 2 {Cl}^{-} - 2 e^{-} \to {Cl}_{2} ↑ \\ ____________________________ \\ 2 NaCl \overset{elektrol ī ze, t^{0}}{⟶} 2 Na + {Cl}_{2} ↑ \end{array}

Kālija hidroksīda kausējuma elektrolīzes procesā iegūst kāliju un skābekli:

\begin{array}{l} KOH \overset{t^{0}}{⇄} K^{+} + {OH}^{-} | 4 \\ K (-) 4 K^{+} + 4 e^{-} \to 4K \\ A (+) 4 {OH}^{-} - 4 e^{-} \to {2H}_{2} O + O_{2} ↑ \\ ____________________________ \\ 4KOH \overset{elektrol ī ze, t^{0}}{⟶} 4K + 2 H_{2} O + O_{2} ↑ \end{array}

Iepriekšējā teorija

Atgriezties tēmā

Nākamā teorija

Nosūtīt atsauksmi

Atradi kļūdu?

Sūti mums ziņu!

4. Elektrolīze

Teorija