Elektrolízis

Az elektrolízis az elektromos áram hatására végbemenő elektrokémiai folyamat.

Az egyenáram hatására redoxi reakciók mennek végbe, tehát elektromos energia alakul át kémiai energiává.

Az elektrolízis során végbemenő reakciók energiaigényes folyamatok, melyek önként nem mennek végbe.

Az elektrolizáló cella

Az elektrolizáló cella egy elektrolit oldatból vagy olvadékból és két elektródból (anód és katód) áll, melyekre a megfelelő galvánelem elektromotoros erejénél nagyobb feszültségű egyenáramot kapcsolnak.

Ha az elektrolit oldatba vagy olvadékba két elektródot helyezünk, majd egyenáramot kötünk rá, az ionok az elektromos erőtér hatására az elektródok felé áramlanak:

- a pozitív ionok vagy kationok az elektronfelesleggel rendelkező, negatív töltésű katód felé vándorolnak, és ott redukálódnak (egy vagy több elektront vesznek fel).

- a negatív ionok vagy anionok az elektronhiánnyal rendelkező, pozitív töltésű anód felé vándorolnak, és ott oxidálódnak (egy vagy több elektront adnak le).

A fémionok például fématomok formájában leválnak a katódon, a többi ionfajta másodlagos kémiai reakcióba léphet az elektrolit vagy az elektród anyagával.

Ha szabad atomok keletkeznek (H, Cl stb.) azok vagy molekulákká egyesülnek, vagy reakcióba lépnek az elektródtérben levő anyagfajtákkal.

A fémek és a hidrogén mindig a katódon, az oxigén vagy a savmaradék az anódon válik ki.

Törvényei

Az elektrolízissel Faraday kísérletezett. Az egyik kísérletében sorba kötött három elektrolitet, mindegyik különböző koncentrációjú, s hőmérsékletű volt. A kísérlet végén azt figyelte meg, hogy az elektródokon lerakódott anyagmennyiség mindegyiknél ugyanannyi volt. Ebből azt a következtetést vonta le, hogy az elektrolízis sebessége nem függ az elektrolit koncentrációjától vagy hőmérsékletétől. Ez az elektrolízis első törvénye. Egy másik kísérletében azt vizsgálta, mi történik akkor, ha különböző áramerősségekre, s mindig t ideig végzi az elektrolízist. Empirikus vizsgálataiból arra következtetett, hogy a lerakódott anyagmennyiség, m ~ I vel. Utána állandó áramerősségen, s különböző ideig végezte a kísérleteket, s arra következtetett, hogy m ~ t. Matematikailag úgy foglalhatjuk össze ezt a két következtetést, ha azt írjuk, hogy m = K I t, ahol K az anyagra jellemző elektrokémiai egyenérték. Faraday törvényével is lehet számolni: $n={\frac {It}{zF}}$ ahol n a mólok száma, I az áramerősség, z az ion töltése, F pedig a Faraday-állandó.

Külső hivatkozások

• http://www.sulinet.hu/tart/fncikk/Kidg/0/26286/index.htm
• http://apeiron.uw.hu/K12.pdf
• http://www.freeweb.hu/hmika/Lexikon/Html/ElekLiz.htm
• http://www.sulinet.hu/tovabbtan/felveteli/ttkuj/11het/kemia/kemia11.html
• http://sdt.sulinet.hu/Player/default.aspx?t=lap&g=6180d1d2-791d-449b-b0c5-0067feb52e6a&v=1&b=2&cid=29af58d2-f41d-4b2c-850c-a46eb13e00bd
• http://sdt.sulinet.hu/Player/default.aspx?t=lap&g=6180d1d2-791d-449b-b0c5-0067feb52e6a&v=1&b=2&cid=fd639f58-56e8-41f9-9040-181061efe997

Lásd még

• Elektrokémia