Elektrický proud v kapalinách
Čisté kapaliny – omezíme se na vodu – jsou poměrně
dobrými izolanty. Když však ve vodě rozpustíme sůl, kyselinu anebo zásadu, získáme tzv. elektrolyt, který je již poměrně dobrým vodičem elektrického proudu.
Molekuly vody jsou tzv. polární, neboli představují elektrické dipóly, které jsou schopny disociovat molekuly rozpouštěných látek na ionty.
disociace NaCl na ionty
Příklady disociací některých dalších molekul:
4
H 2 SO4 2H SO
H Cl H Cl
Na OH Na OH
elektrody (kov nebo uhlík)
+
Dospějí–li ionty na elektrodu, snaží se s ní chemicky reagovat.
Pokud se jim to nepodaří, snaží se zreagovat s elektrolytem…
A když konečně selže i tato možnost, tak se vyloučí jako kov anebo vodík.
Proces, který způsobuje tyto změny, nazýváme elektrolýzou.
1. elektrolýza roztoku modré skalice (pokovování)
Katoda: uhlík (C)
Anoda: měď (Cu)
– + e-
Cu2+
SO42-
Elektrolyt: CuSO4 + H2O Katoda:
2
Anoda:
2 4
Cu 2e Cu SO Cu CuSO4 2e přes zdroj
Anoda se rozpouští, ionty
mědi přecházejí do roztoku a jsou transportovány na katodu, kde se vylučují jako čistý kov (pokovování). Volné elektrony převede zdroj z anody na katodu.
2. elektrolýza vody Katoda: uhlík (C)
Anoda: uhlík (C)
– +
e-
H2
2H+
SO42-
O2
elektrolyt: H2SO4 + H2O
Katoda:
4 H 4 e 2 H 2 Anoda:
2 4
2 SO
2 H 2 O 2 H 2 SO4 O2 4e
Na katodě se vylučuje vodík a na anodě zase kyslík vzniklý reakcí vody a síranového aniontu. Objemy obou plynů jsou v poměru 2 : 1.
Hoffmannův přístroj
Rozklad vody elektrickým proudem (platinové elektrody) (vylučování kyslíku na anodě a vodíku na katodě)
elektrolýza vody
1. Faradayova zákona: Hmotnost látky vyloučené při elektrolýze je přímo úměrná proudu a době, po kterou proud elektrolytem prochází.
m Q
prošlý elektrický náboj elektrochemický ekvivalent
m =AQ =AIt
[A]=kg.C-1
Elektrochemické ekvivalenty některých látek (mg/C) 1.
stříbro
1,118
2.
kyslík
0,083
3.
chlor
0,367
… např. proud 1 A vyloučí za 1 s pouze 1,118 mg stříbra.
2. Faradayova zákona elektrolýzy: Látková množství vyloučená stejným nábojem jsou pro všechny látky chemicky ekvivalentní. (= Elektrochemický ekvivalent A závisí přímo úměrně na molární hmotnosti látky)
1 Mm A F z
molární hmotnost
Faradayova konstanta F = 9,65.104 C.mol-1
počet elektronů potřebných na vyloučení jedné částice z(H2)=2, z(O2)=4 atd.
22. 9. 1791 – 24. 8. 1867 anglický fyzik, chemik a velký experimentátor
Využití elektrolýzy:
Výroba hliníku, sodíku, chlóru, vodíku atd.
Galvanické pokovování
elektrolyzér
Galvanoplastika
„Galvanoplastika je elektrolytický způsob výroby kovových povlaků silných i několik milimetrů, čímž se Části modelu sochy krále Jiřího byly pokryty významně liší od galvanostegie (galvanického pokovování), grafitem a kovových pak se na nich nechala silných elektrolyticky které umožňuje dosáhnout povlaků pouze setiny mm.“ vyloučit měď.
„Galvanoplastická forma protetické náhrady ruky umožňuje dokonalé překopírován dezénu lidské kůže, tvaru nehtů, kloubů a ostatních detailů lidské ruky. “
Elektrolytické čištění kovů
Před…
Před… …a po.
Primární galvanické články
Elektrická dvojvrstva na rozhraní kovu a elektrolytu
Změny na elektrodách či v elektrolytu mohou generovat elektrický proud. Tohoto faktu se využívá ve zdrojích elektrického napětí zvaných galvanické články. Ponoříme–li do elektrolytu elektrodu, tak se její materiál začne rozpouštět, ionty přecházejí do roztoku, ale volné elektrony v kovu zůstávají. Elektroda tak získá určitý elektrický potenciál 1.
Elektroda získala elektrický potenciál .
… ale volné elektrony zůstávají.
Ionty zinku přecházejí do roztoku, …
Ponoříme–li do elektrolytu druhou elektrodu, bude se rozpouštět více anebo, takže její potenciál bude jiný. Tyto různé potenciály se projeví jako napětí mezi elektrodami. Vznikl tzv. primární galvanický článek.
Voltův článek
Spojíme–li nyní obě elektrody, bude procházet elektrický proud, dokud se příslušné chemikálie nespotřebují.
1 –
U
2
+
Měď se rozpouští méně, a proto je kladná. Zinek se rozpouští více, a proto je záporný.
První prakticky použitelný zdroj napětí
sestrojil italský fyzik Alessandro Volta…
Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta 19.02. 1745 – 05.03.1827
…a byl jím tzv. Voltův sloup, tj. baterie galvanických článků.
Dříve běžným galvanickým článkem byl tzv. suchý (zinko–uhlíkový či Leclanchéův) s napětím 1,5 V.
elektrolyt – salmiak (NH4Cl ) zahuštěný škrobem uhlíková tyčka (+) depolarizátor – MnO2 + práškový uhlík zinková nádoba (-)
Nevýhoda: zinková nádobka se rozpouští a elektrolyt má tendenci vytékat.
Jestliže začneme odebírat z galvanického článku proud, dojde k elektrolýze a elektrody se pokryjí jejími produkty (tzv. polarizace elektrod), které tvoří rovněž galvanický článek, jenž snižuje napětí článku původního. Depolarizátor je látka, která tyto produkty odstraňuje (např. vodík oxiduje na vodu).
Nyní je nejpoužívanějším
článkem je článek alkalický:
záporná elektroda:
lisovaný práškový zinek
kladná elektroda:
burel (MnO2) + grafit
elektrolyt:
KOH v gelu
Speciálním případem galvanického článku je tzv. článek palivový, jehož anodou je např. vodík, methan, methanol anebo roztok glukózy, katodou pak kyslík či jiné oxidačním činidlo a elektrolytem různé kyseliny (H3PO4) nebo zásady (KOH).
V tomto článku se „palivo“ slučuje s kyslíkem, přičemž energii nezískáváme ve formě tepelné ale elektrické.
palivový článek
kyslíko–vodíkový článek methanolový palivový článek
Sekundární galvanické články (akumulátory)
Na rozdíl od primárních galvanických článků lze akumulátory znovu dobít. Nejběžnější je akumulátor olověný, jehož elektrolytem je kyselina sírová. Ponoříme–li olověné elektrody do kyseliny, pokryjí se
vrstvou PbSO4. Napětí je nulové. Připojíme–li akumulátor ke zdroji napětí, dojde k elektrolýze, při níž se katoda pokrývá čistým olovem, kdežto anoda vrstvičkou PbO2.
Kromě olověného akumulátoru se používají i akumulátory alkalické, jejichž elektrolytem je KOH – oceloniklové (NiFe) či niklkadmiové (NiCd) aj.
Protože napětí akumulátoru i galvanického článku je relativně nízké, spojujeme je sériově, takže se jejich napětí sčítá. Vznikne tak akumulátorová baterie či baterie galvanických článků.
Olověný akumulátor - nabíjení
Olověný akumulátor - vybíjení
Zdroje • Upravená prezentace: http://www.gjp.cz/storage/file/Ko/11elektrolyza.ppt
