Elektrolýza a její užití

1. Elektrolýza a její užití

2. Elektrochemická řada napětí kovů • Při ponoření kovu do roztoku mají jeho kationty snahu přecházet do tohoto roztoku. Roztok se však přijímání kationtů brání, výsledkem je rovnováha, kdy se na povrchu rozhraní kov-roztok vytváří elektrodový potenciál. Pevnost, s jakou jsou kationty vázány do krystalové mřížky je u různých kovů různá, proto je odlišný i elektrodový potenciál různých kovů. • Seřazení kovů podle vzrůstajícího el. potenciálu je elektrochemická řada napětí kovů: • K, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt • -2,4; -1,7; -0,76;-0,44; -0,12; 0; 0,34; 0,81; 0,86 • Ze dvou různých elektrod můžeme sestavit elektrochemický článek

3. H2 H+ Cl- Cl2 Pokus • Roztok NaCl a uhlíkové elektrody. • Zavedením stejnosměrného proudu se ionty začnou pohybovat směrem k opačně nabitým elektrodám. • Dochází k uspořádanému pohybu elektricky nabitých částic a roztokem prochází proud.

4. A + K - H2 H+ Cl- Cl2 Sloučeniny, které se při tavení nebo rozpouštění štěpí na volné ionty (tzv. elektrolytická disociace) , nazýváme elektrolyty. Ionty umožňují vedení elektrického proudu v elektrolytech. Děje probíhající na elektrodách se nazývají elektrolýza. Na anodě (kladně nabité elektrodě) probíhá oxidace. Na katodě (záporně nabité elektrodě) probíhá redukce. A: Cl- - 1e   Cl0 Přesněji: 2Cl- - 2.1e   Cl20  oxidace K: H+ + 1e  H0 Přesněji2H+ + 2.1e  H20  redukce Podstata průmyslové výroby H2 a Cl2

5. Použití • Výroba důležitých prvkůasloučenin (Na, K, H, Cl, Mg, NaOH, KOH) • Čištěníkovů • Galvanicképokovování (pozinkování, poměďování) • Elektrochemické (galvanické)články • Akumulátory

6. Elektrochemický článek sloužící k odebírání el. proudu: A K • Napětí Voltova článku je 0,34 – (-0,76) = 1,1V • K: 2H+ + 2e H2 • A: Zn – 2e  Zn2+ • V elektrolytu: Zn2+ + 2SO4- ZnSO4 • Vznikající vodík a síran zinečnatý článek znehodnocují • Probíhající el. proud je ve vnějším obvodu tvořen elektrony, ve vnitřním obvodu ionty H+ H2 U elektrochemických článků je anoda – záporný pól a katoda – kladný pól!! (opačně oproti elektrolýze)

7. salmiak Suchý salmiakův článek • Zařízení, ze kterých je možno při redoxních reakcích získat elektrickou energii. • Záporná elektroda je zinkové pouzdro – poskytuje elektrony, Kladná elektroda je uhlíková tyč. • Elektrolyt je salmiak NH4Cl • Monočlánek poskytuje napětí 1,5V, nelze dobít Na kladné elektrodě: 2 NH4+ + 2e- --› 2 NH3 + H2 Na záporné elektrodě: Zn – 2e  Zn2+

8. Plochá baterie poskytuje napětí až 4,5 V • Jde o spojené tři monočlánky

9. Galvanické pokovování • Je nanášení tenkých vrstev kovu na povrch jiného kovu. • Předmět, který chceme pokovit je katoda, • kov, kterým budeme pokovovávat je anoda. • Elektrolytem je sůl tohoto kovu. K: Cu2+ + 2e  Cu Měď z katody získá 2e a rovnoměrně se na ní vylučuje A: SO42- - 2e  SO4 SO4 + Cu  CuSO4 SO42- odevzdá anodě 2e a odebere z ní atom Cu a vznikne CuSO4

10. Olověný akumulátor • Při nabíjení dochází k elektrolýze – rozklad elektrolytu • Při vybíjení – je akumulátor zdrojem el. energie olověné elektrody (desky) ponořené do zředěné kyseliny sírové (elektrolyt): H2SO4 2H+ + SO42- Na elektrodách vznikne vrstvička PbSO4 Pb + H2SO4 PbSO4 + H2 – akumulátor je vybit:

11. Po připojení ke zdroji elektrického napětí: K: 2H+ + 2e  H2 H2 +PbSO4Pb + H2SO4A: SO42- - 2e SO4 SO4 + PbSO4 + H2O  2H2SO4 + PbO2 • Hustota elektrolytu se zvyšuje. Vrstvička PbSO4 se na katodě spotřebovává, jakmile je spotřebována celá, akumulátor je nabit. Jakmile připojíme do obvodu, bude se akumulátor vybíjet – opačné reakce, při nichž se elektrody pokývají zpětně vrstvičkou PbSO4. Po vybití může být opět nabít.