18.10
Электролиз
В гальванической ячейке электрическая работа осуществляется системой ОВП на её окрестности, поскольку электроны, производимые спонтанными окислительно…
Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции в гальванических элементах преобразуют химическую энергию в электрическую. В качестве альтернативы внешняя электрическая энергия запускает несамопроизвольные окислительно-восстановительные реакции в процессе, называемом электролизом, который происходит в ячейке электролизера. Ячейка электролизера имеет анод для окисления и катод для восстановления.
Однако, в отличие от гальванического элемента, где отрицательно заряженный анод является источником электронов, ячейка электролизера имеет внешний источник электронов, такой как аккумулятор. Аккумулятор получает электроны от анода, подключенного к его положительной клемме, и направляет электроны к катоду, который подключен к его отрицательной клемме. Таким образом, электроны текут с положительной клеммы на отрицательную клемму внешнего источника питания.
Электролиз используется для разделения ионных соединений на составляющие их элементы. В расплаве или водном растворе составляющие ионы могут проводить электричество. Рассмотрим бромид калия, плавящийся при температуре 734 градуса Цельсия.
Здесь ионы брома и калия присутствуют в самой низкой или самой высокой степени окисления соответственно. Под действием электричества ионы брома окисляются до газообразного брома на аноде, а ионы калия восстанавливаются до твердого калия на катоде. В расплавах ионов, таких как йодид натрия и бромид калия, стандартные электродные потенциалы используются для прогнозирования того, какое вещество будет реагировать.
Обычно анионы с более низким электродным потенциалом окисляются, а катионы с более высоким электродным потенциалом восстанавливаются. Интересно, что электролиз водного раствора бромида калия дает разные продукты из расплавленных солей из-за возможного электролиза воды. Таким образом, на каждом электроде могут происходить две реакции;окисление ионов брома или воды на аноде и восстановление ионов калия или воды на катоде.
Учитывая более низкий электродный потенциал, окисление ионов брома до брома предпочтительно, в то время как более положительный электродный потенциал воды приводит к восстановлению до газообразного водорода. Стехиометрию полуреакций можно использовать для расчета количества веществ, производимых или потребляемых во время электролиза. Например, электролиз расплавленного бромида калия использует один электрон для образования атома калия.
Таким образом, на каждый моль электронов или 96485 кулонов заряда, прошедших через элемент, образуется один моль или почти 39 граммов твердого калия.
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.