18.10
Elektrolyse
In een galvanische cel wordt het elektrische werk gedaan door een redoxsysteem op de omgeving, terwijl elektronen die door de spontane redoxreacties w…
Spontane redoxreacties in voltacellen zetten chemische energie om in elektrische energie. Als alternatief stimuleert externe elektrische energie niet-spontane redoxreacties in een proces dat elektrolyse wordt genoemd en dat plaatsvindt in een elektrolytische cel. Een elektrolytische cel heeft een anode voor oxidatie en een kathode voor reductie.
In tegenstelling tot de voltaïsche cel, waar de negatief geladen anode de bron van elektronen is, heeft de elektrolytische cel een externe bron van elektronen, zoals een batterij. De batterij trekt elektronen uit de anode die is aangesloten op de positieve pool en drijft elektronen naar de kathode, die is verbonden met de negatieve pool. Zo stromen elektronen van de positieve naar de negatieve pool van de externe voedingsbron.
Elektrolyse wordt gebruikt om ionische verbindingen te scheiden in hun samenstellende elementen. In hun gesmolten of waterige toestand zijn de samenstellende ionen vrij om elektriciteit te geleiden. Denk aan kaliumbromide dat smelt bij een temperatuur van 734 graden Celsius.
Hier zijn bromide-en kaliumionen aanwezig in respectievelijk hun laagste of hoogste oxidatietoestand. Onder stroom worden de bromide-ionen aan de anode geoxideerd tot broomgas en worden kaliumionen aan de kathode gereduceerd tot vast kalium. In gesmolten ionische mengsels zoals natriumjodide en kaliumbromide, worden standaard elektrodepotentialen gebruikt om te voorspellen welke stof zal reageren.
In het algemeen worden anionen met een lagere elektrodepotentiaal geoxideerd en worden kationen met een meer positieve elektrodepotentiaal verminderd. Interessant is dat elektrolyse van waterig kaliumbromide verschillende producten produceert uit gesmolten zouten vanwege de mogelijke elektrolyse van water. Er kunnen dus twee reacties optreden bij elke elektrode;de oxidatie van bromide-ionen of water aan de anode en de reductie van kaliumionen of water aan de kathode.
Gezien de lagere elektrodepotentiaal, wordt oxidatie van bromide-ionen tot broom bevorderd, terwijl de positievere elektrodepotentiaal van water de reductie tot waterstofgas stimuleert. Stoichiometrie van de halfreacties kan worden gebruikt om de hoeveelheid stoffen te berekenen die tijdens elektrolyse worden geproduceerd of verbruikt. Bij elektrolyse van gesmolten kaliumbromide wordt bijvoorbeeld één elektron gebruikt om een kaliumatoom te vormen.
Dus voor elke mol elektronen of 96.485 coulombs lading die passeert, produceert de cel één mol of bijna 39 gram vast kalium.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: How does electrolysis differ from a voltaic cell?
Electrolysis uses external electrical energy to drive nonspontaneous redox reactions, while voltaic cells convert spontaneous chemical reactions into electrical energy. In electrolysis, an external power source like a battery supplies electrons to the cathode and draws them from the anode. This reverses the natural electron flow, enabling separation of ionic compounds into their constituent elements.
Q2: What determines which ions are oxidized or reduced during electrolysis?
Standard electrode potentials predict which substance reacts during electrolysis. Anions with lower electrode potentials are oxidized at the anode, while cations with more positive electrode potentials are reduced at the cathode. In aqueous solutions, water may also participate, competing with dissolved ions based on their relative electrode potentials.
Q3: Why does electrolysis of aqueous potassium bromide produce different products than molten potassium bromide?
In molten potassium bromide, only bromide and potassium ions are present. In aqueous solution, water molecules can also be oxidized or reduced. Bromide oxidation to bromine is favored at the anode due to lower electrode potential, while water reduction to hydrogen gas is favored at the cathode, producing different products than the molten salt.
Q4: How is electrical current related to the amount of substance produced in electrolysis?
Electrical current measures the rate of electron flow in amperes (coulombs per second). The total charge transferred equals current multiplied by time. Using stoichiometry of half-reactions and Faraday's constant (96,485 coulombs per mole of electrons), you can calculate the moles of substance produced or consumed during electrolysis.
Q5: What is the role of the anode and cathode in an electrolytic cell?
The anode is connected to the positive terminal of the battery and is where oxidation occurs. The cathode is connected to the negative terminal and is where reduction occurs. The external power source draws electrons from the anode and drives them toward the cathode, forcing nonspontaneous redox reactions to proceed.
Q6: How much potassium metal is produced from electrolysis of molten potassium bromide?
One mole of electrons produces one mole of potassium atoms through reduction at the cathode. Since one mole of electrons equals 96,485 coulombs of charge, passing this amount of charge through the cell produces approximately 39 grams of solid potassium metal.
Q7: What are practical applications of electrolysis?
Electrolysis is used to separate ionic compounds into constituent elements, refine metallic ores, manufacture commodity chemicals, and electroplate metallic coatings onto objects like jewelry and utensils. Battery recharging also uses electrolysis, driving the discharge reaction in reverse to restore the battery's composition and voltage.