Elektrolīze

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.

Elektrolīzes būtība

Līdzstrāva ir daudz spēcīgāks oksidētājs un reducētājs nekā ķīmiskie reaģenti. Elektrolīze ir oksidēšanās-reducēšanās process, kura laikā:

katjoni, kas ir pozitīvi lādēti joni, tātad ar elektronu iztrūkumu, dodas pie negatīvi lādētā katoda;
anjoni, kas ir negatīvi lādēti joni, tātad ar elektronu pārpalikumu, dodas pie pozitīvi lādētā anoda;
ja jonam ir elektronu pārpalikums, tad pie anoda notiek oksidēšanās — pozitīvi uzlādētais anods saņem brīvos elektronus no anjona;
ja jonam ir elektronu iztrūkums, tad katjons tiecas saņemt elektronus pie katoda un notiek reducēšanās — negatīvi uzlādētais katods atdod elektronus katjonam.

Elektrolīzes process

Kausējumu elektrolīze

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:

Na⁺ + e⁻ → Na

Pie anoda veidojas atomārais hlors:

Cl⁻ − e⁻ → Cl

Hlora atomi savā starpā veido nepolāro kovalento saiti:

2Cl → Cl₂

Pie anoda izdalīto hloru var just pēc smakas.

Ūdens šķīdumu elektrolīze

Elektrolizējot ūdeni, iegūst ūdeņradi un skābekli:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Pie katoda(-) izdalīsies ūdeņradis un vide kļūs sārmaina:

2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

Savukārt pie anoda(+) izdalās skābeklis un vide kļūst skāba:

2H₂O − 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺

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.

Secību, kādā pie katoda reducējas metālu joni, parāda katjonu rinda:

**Katjonu rinda**
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.

Anjonu secība pēc spējas oksidēties sakārtota šādā rindā:

**Anjonu rinda**
I^-, Br^-, S^2-, Cl^-, OH^-, SO₄^2-, 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:

CrSO₄ + H₂O → Cr + O₂↑ + H₂SO₄

Tā kā vide ir neitrāla un H⁺ jonu ir maz, tad, neskatoties uz tabulu, reducējas hroma joni, kuru koncentrācija ir liela.

Faradeja likumi elektrolīzei

Uz elektroda izgulsnētās vielas masa $m$ ir tieši proporcionāla caur elektrolītu izplūdušajam elektriskajam lādiņam $q$ :

$m=kq$ , kur $k$ ir elektroķīmiskais ekvivalents.

Uz elektroda izgulsnētās vielas masa $m$ ir tieši proporcionāla vielas ķīmiskajam ekvivalentam $C$ .

Abus Faradeja likumus var izteikt ar vienu formulu: $m={\frac {M}{nN_{A}e}}q$ jeb $m={\frac {C}{N_{A}e}}q$ , kur $M$ ir molmasa, $n$ ir jonu vērtība, $N_{A}$ ir Avogadro skaitlis, $e$ ir elektriskais elementārlādiņš.

Tātad koeficients (elektroķīmiskais ekvivalents) $k={\frac {C}{N_{A}e}}$ . ^[1]

Elektrolīzes izmantošana

Ar elektrolīzes palīdzību iegūst dažādas vienkāršas vielas:

K, Na, Ca, Mg, Al, Cl₂, F₂, O₂, Al, Cu, Ti;

un saliktas vielas:

NaOH, KOH, KClO₃.

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.

Skatīt arī

Ārējās saites

Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Elektrolīze.

Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)

Atsauces

↑ V. Fļorovs, I. Kolangs, P. Puķītis, E. Šilters. Fizikas rokasgrāmata. Zvaigzne, 1985. 226.—227. lpp.

[:0-1] V. Fļorovs, I. Kolangs, P. Puķītis, E. Šilters. Fizikas rokasgrāmata. Zvaigzne, 1985. 226.—227. lpp.

[1]