From Wikipedia, the free encyclopedia
Elektrolīze ir ķīmisks process, kas norisinās pie elektrodiem — anoda un katoda, ja caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu plūst strāva, kā rezultātā vielas tiek sadalītas atsevišķos ķīmiskajos elementos un citos savienojumos.
Līdzstrāva ir daudz spēcīgāks oksidētājs un reducētājs nekā ķīmiskie reaģenti. Elektrolīze ir oksidēšanās-reducēšanās process, kura laikā:
Ja izkausē sāļus un sārmus, vai arī tos izšķīdina ūdenī, tie sadalās jonos. Ja caur elektrolītu kausējumiem laiž līdzstrāvu, noris elektrolīze.
Nātrija hlorīda (NaCl) kausējuma elektrolīze, piemēram, noris šādi.
Pie katoda veidojas metāliskais nātrijs:
Pie anoda veidojas atomārais hlors:
Hlora atomi savā starpā veido nepolāro kovalento saiti:
Pie anoda izdalīto hloru var just pēc smakas.
Elektrolizējot ūdeni, iegūst ūdeņradi un skābekli:
Pie katoda(-) izdalīsies ūdeņradis un vide kļūs sārmaina:
Savukārt pie anoda(+) izdalās skābeklis un vide kļūst skāba:
Elektrolizējot elektrolītu ūdens šķīdumus, rodas problēma noskaidrot, kādi joni dosies pie elektrodiem, jo bez elektrolīta joniem šķīdumā ir arī H+ un OH- joni, taču to var noskaidrot, zinot kādi joni konkrētajos apstākļos ir aktīvāki.
K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, H+, Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt4+, Au3+ |
---|
Ķīmiskā aktivitāte pieaug uz labo pusi ——————————————————————> |
Taču jāņem vērā, ka ir izņēmumi, kad H+ koncentrācija ir maza (kā tas ir neitrālā vidē), pie katoda var reducēties metālu katjoni, kas ir ķīmiski neaktīvāki par ūdeņradi, kas ir raksturīgi niķelēšanā, alvošanā un hromēšanā.
I-, Br-, S2-, Cl-, OH-, SO42-, citi skābekli saturoši anjoni |
---|
<————————————————————— Ķīmiskā aktivitāte pieaug uz kreiso pusi |
Tikai ņemot vērā katjonu un anjonu spēju reducēties un oksidēties, mēs varam paredzēt, kā notiks jebkura elektrolīta ūdens šķīduma elektrolīze.
Kā piemēru mēs varam apskatīt hroma(II) sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes (neitrālā vidē) summāro vienādojumu:
Tā kā vide ir neitrāla un H+ jonu ir maz, tad, neskatoties uz tabulu, reducējas hroma joni, kuru koncentrācija ir liela.
, kur ir elektroķīmiskais ekvivalents.
Abus Faradeja likumus var izteikt ar vienu formulu: jeb , kur ir molmasa, ir jonu vērtība, ir Avogadro skaitlis, ir elektriskais elementārlādiņš.
Tātad koeficients (elektroķīmiskais ekvivalents) . [1]
Ar elektrolīzes palīdzību iegūst dažādas vienkāršas vielas:
un saliktas vielas:
Izmantojot elektrolīzi, metālus pārklāj ar citiem metāliem — iegūst pārklājumus, kas atstaro gaismu, uzlabo izskatu, nodrošina siltumizturību, aizsargā pret dilšanu, koroziju.
Elektrolīze tiek izmantota galvaniskajos elementos, tostarp Leklanšē elementos, akumulatoros.
Reālajā dzīvē kosmosa stacijas var izmantot ūdeni, kas veidojies kosmosa kuģa degvielas tvertnē, un ražot papildu skābekli, izmantojot elektrolīzes procesu. Enerģiju elektrolīzes procesam šajā gadījumā var iegūt ar saules bateriju palīdzību.
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.