Elektroliz  

Geleneksel bir pilin spontan redoks reaksiyonları, elektrolitteki katot ve anotun farklı kimyasal potansiyelleri yoluyla elektrik üretir. Bununla birlikte, elektroliz, kimyasal reaksiyona neden olmak için harici bir elektrik enerjisi kaynağı gerektirir ve bu işlem, elektrolitik hücre adı verilen bir bölmede gerçekleşir .

Erimiş sodyum klorürün elektrolizi 

Erimiş olduğu zaman, tuz sodyum klorür metalik sodyum ve gaz halinde klor vermek üzere elektrolize edilebilir . Endüstriyel olarak bu işlem Down hücresi adı verilen özel bir hücrede gerçekleşir. Hücre, elektronların güç kaynağından elektrolitik hücreye göç etmesini sağlayan bir elektrik güç kaynağına bağlanır . ^[1]

Down hücresinde gerçekleşen reaksiyonlar şunlardır: ^[26]

Anot (oksidasyon): 2 Cl ^– → Cl _{2 (g)} + 2 e ^–

Katot (indirgeme): 2 Na ⁺ _(l) + 2 e ^– → 2 Na _(l)

Toplam reaksiyon: 2 Na ⁺ + 2Cl ^– _(l) → 2 Na _(l) + Cl2 _(g)

Bu işlem büyük miktarlarda metalik sodyum ve gaz klor üretebilir ve mineral hazırlama ve metalurji endüstrilerinde yaygın olarak kullanılır .

Emk , bu işlem için yaklaşık olarak -4 V (çok) kendiliğinden-prosesine işaret eder. Bu reaksiyonun meydana gelmesi için güç kaynağı en az 4 V’luk bir potansiyel sağlamalıdır. Bununla birlikte, bu reaksiyonun yüksek bir oranda gerçekleşmesi için daha büyük voltajlar kullanılmalıdır.

Suyun elektrolizi  

Su bileşen element gazlar, H dönüştürülebilir ₂ ve O ₂ bir dış voltaj uygulanması ile Su dekompoze olmayan hidrojen ve oksijen kendiliğinden olarak Gibbs serbest enerjisi standart koşullarda işlem için 474.4 kJ hakkındadır. Suyun hidrojen ve oksijene ayrışması bir elektrolitik hücrede gerçekleştirilebilir. Bunun içinde, atıl bir çift elektrot genellikle yapılmış platinsuya batırılmış elektrolitik işlemde anot ve katot gibi davranır. Elektroliz, elektrotlar arasına harici bir voltaj uygulanmasıyla başlar. Bu işlem, sodyum klorür veya sülfürik asit (en çok kullanılan 0.1 M ) gibi bir elektrolit olmadan aşırı yüksek voltajlar dışında gerçekleşmeyecektir . ^[1]

Her iki elektrotun yakınında gazlardan kabarcıklar görülecektir. Aşağıdaki yarım reaksiyonlar yukarıda belirtilen işlemi tarif eder:

Anot (oksidasyon): 2H ₂ O _(I) → O _{2 (g)} + 4H ⁺ _(sulu) + 4e ^–

Katot (azaltma): 2H ₂ O _(g) + 2 E ^– → H _{2 (g)} + 2, OH ^– _(aq)

Genel reaksiyon: 2H ₂ O _(I) → 2H _{2 (g)} + O _{2 (g)}

Her ne kadar aparatta güçlü asitler kullanılabilse de, reaksiyon asidi tüketmeyecektir. Bu reaksiyon, yeterince büyük bir potansiyelde herhangi bir iletken elektrotta çalışacak olsa da, platin hem hidrojen hem de oksijen oluşumunu katalize ederek nispeten hafif voltajlar ( pH’a bağlı olarak ~ 2 V ) sağlar. ^[1]

Sulu çözeltilerin elektrolizi  

Sulu bir çözeltideki elektroliz, suyun elektrolizinde bahsedildiği gibi benzer bir işlemdir. Bununla birlikte, bu, karmaşık bir işlem olarak kabul edilir, çünkü çözelti içindeki içeriklerin , indirgenmiş veya oksitlenmiş olsun , yarım reaksiyonlarla analiz edilmesi gerekir .

Bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi  

Bir sodyum klorür çözeltisi içinde suyun varlığı, her iki elektrottaki azalması ve oksidasyonu açısından incelenmelidir. Genellikle, su anotta gaz oksijen ve katotta gaz hidrojen veren suyun elektrolizinde belirtildiği gibi elektrolize edilir . Diğer taraftan, su içinde sodyum klorür ayrışarak Na içinde ⁺ ve Cl ^– iyonları, katyon pozitif iyon, katot çekici olacaktır (-) ve bu sayede , sodyum iyonu. Anyon daha sonra anot (+) oksitleyici çekici olacaktır klorür iyonu. ^[1]

Aşağıdaki yarım reaksiyonlar bahsedilen işlemi tarif eder: ^[1]

1. Katot: Na ⁺ _(sulu) + e ^– → Na _(s)     E ° _kırmızı = –2,71 V

2. Anot: 2 Cl ^– _(sulu) → Cl _{2 (g)} + 2 e ^–     E ° _kırmızı = +1,36 V

3. Katot: 2H ₂ O _(I) + 2 E ^– → H _{2 (g)} + 2OH ^– _(aq)     E ° _kırmızı = -0,83 V

4. Anod: 2H ₂ O _(I) → O _{2 (g)} + 4H ⁺ _(sulu) + 4 E ^–     E ° _kırmızı = 1,23 V

Reaksiyon 1, standart indirgeme potansiyeli üzerinde en negatif değere sahip olduğu için atılır, böylece işlemde termodinamik olarak daha az elverişli hale gelir.

Reaksiyonlar 2 ve 4’teki indirgeme potansiyelleri karşılaştırıldığında klorür iyonunun indirgenmesi tercih edilir. Bu nedenle, Cl ^– iyonu indirgeme için tercih edilirse, su reaksiyonu, gaz halinde oksijen üreten oksidasyon için tercih edilir , ancak deneyler, oksijen değil, gazlı klorun üretildiğini gösterir.

İlk analiz doğru olmasına rağmen, aşırı gerilim etkisi olarak bilinen başka bir etki olabilir . E ° _hücresi tarafından öngörülen voltajın ötesinde bazen ek voltaj gereklidir . Bunun nedeni termodinamik faktörlerden ziyade kinetik olabilir . Aslında, klorür iyonu için aktivasyon enerjisinin çok düşük olduğu, dolayısıyla kinetik açıdan elverişli olduğu kanıtlanmıştır . Başka bir deyişle, uygulanan voltaj elektrolizi sürmek için termodinamik olarak yeterli olmasına rağmen, oran o kadar yavaştır ki, işlem makul bir zaman dilimi içinde ilerleyecek şekilde , dış kaynağın voltajı arttırılmalıdır (bu nedenle, aşırı voltaj).^[1]

Son olarak, reaksiyon 3 elverişlidir çünkü OH ^– iyonlarının çoğalmasını tarif eder, böylece H ⁺ iyonlarının olası bir azalmasının daha az elverişli bir seçenek olmasını sağlar.

Analize göre işlem için genel reaksiyon aşağıdaki gibi olacaktır: ^[28]

Anot (oksidasyon): 2 Cl ^– _(sulu) → Cl _{2 (g)} + 2 e ^–

Katot (azaltma): 2H ₂ O _(I) + 2 E ^– → H _{2 (g)} + 2, OH ^– _(aq)

Genel reaksiyon: 2H ₂ O + 2 CI ^– _(aq) → H _{2 (g)} + Cl _{2 (g)} + 2, OH ^– _(aq)

Genel reaksiyonun gösterdiği gibi, klorür iyonlarının konsantrasyonu OH ^– iyonlarına (konsantrasyonu artar) kıyasla azalır . Reaksiyon ayrıca gaz halinde hidrojen , klor ve sulu sodyum hidroksit üretimini de gösterir .

Kantitatif elektroliz ve Faraday kanunları  

Elektrolizin kantitatif yönleri ilk olarak 1834 yılında Michael Faraday tarafından geliştirilmiştir. Faraday, elektrokimyasal reaksiyonların kantitatif analizini incelerken, diğerlerinin yanı sıra elektrolit , elektroliz terimlerini de ürettiği kabul edilmektedir . Ayrıca enerjinin korunumu yasasının savunucusuydu .

Birinci yasa  

Faraday üzerinde çeşitli deneyler sonra sonucuna elektrik akımı içinde spontan olmayan işlemi , kütle ürünlerin hücreye verilen akımın değeri ile orantılı olduğu elektrotlar üzerindeki vermiştir, süre uzunluğu, mevcut mevcut ve maddenin molar kütle analiz ettik. Başka bir deyişle, bir elektrolitik hücrenin her bir elektrodunda biriken bir maddenin miktarı , hücreden geçen elektrik miktarı ile doğru orantılıdır . ^[2]

Faraday’ın ilk yasasının basitleştirilmiş bir denklemi aşağıdadır:

ise

m elektrotta üretilen maddenin kütlesi ( gram olarak ),

Q , çözeltiden geçen toplam elektrik yüküdür ( coulomb cinsinden ),

n , çözeltideki iyon olarak maddenin iyon değerlik sayısıdır (iyon başına elektron),

M , maddenin mol kütlesidir ( mol başına gram cinsinden ).

İkinci kanun 

Faraday, 1857’de metallerin çözeltilerden kimyasal elektrodepozisyon yasalarını tasarladı. İkinci elektroliz yasasını, “sıradan kimyasal eylemlerinde birbirine eşit cisim miktarlarının doğal olarak kendileriyle ilişkili eşit miktarda elektriğe sahip olduğunu “ belirten formüle etti. Başka bir deyişle, belirli bir miktarda elektrik tarafından biriktirilen farklı elementlerin miktarları, kimyasal eşdeğer ağırlıklarının oranındadır . ^[3]

Elektroliz ikinci yasasının önemli bir yönüdür elektro birlikte elektroliz birinci maddeyle, sanayi uygulamaları önemli sayıda olarak korumak için kullanıldığında metal önlemek için korozyon .

 

Kaynakça: