Elektrolýza

Tento článek je o chemickém procesu. O kosmetické metodě pojednává článek elektrolýza (kosmetická).

Elektrolýza je fyzikálně-chemický jev, způsobený průchodem stejnosměrného elektrického proudu kapalinou, při kterém dochází k chemickým změnám na elektrodách.

Částicové vysvětlení

Elektricky vodivá kapalina obsahuje směs kationtů a aniontů vzniklých v kapalině disociací. Průchodem elektrického proudu dochází k pohybu kladných iontů k záporné elektrodě a záporných iontů ke kladné elektrodě. Na elektrodách pak může docházet k chemickým reakcím – mezi ionty a elektrodou, mezi ionty samotnými nebo mezi ionty a kapalinou (díky vyšší koncentraci iontů u elektrody).

Příklady elektrolýzy

Elektrolýza roztoku kuchyňské soli

Schéma zařízení pro elektrolytickou výrobu chloru

Elektrolytem může být vodný roztok chloridu sodného NaCl (kuchyňská sůl), jenž je disociován na kladné ionty sodíku Na⁺ a záporné ionty chloru Cl⁻. Elektrody mohou být např. uhlíkové. Elektrické napětí mezi elektrodami usměrní pohyb Na⁺ k záporné elektrodě, ze které si iont H⁺ vezme elektron a změní se na elektricky neutrální částici – atom vodíku H, který se sloučí s jiným atomem vodíku za vzniku molekuly H₂. Záporné ionty Cl⁻ jsou přitahovány ke kladné elektrodě, které odevzdají svůj přebytečný elektron, a po dvou se sloučí do elektricky neutrální molekuly chloru Cl₂. Na záporné elektrodě se z roztoku nevylučuje pevný sodík (to by se stalo, kdybychom místo vodného roztoku soli použili její taveninu – tímto procesem také lze s úspěchem kovový sodík vyrobit), ale probíhá zde redukce vodíku. Sodíkové kationty zůstávají v roztoku spolu s hydroxidovými anionty – jedná se o výrobu hydroxidu sodného.

Elektrolýza vody

Při elektrolýze vody se jako elektrolyt používá roztok kyseliny sírové H₂SO₄ a ve vodě elektrody z platiny, která s kyselinou sírovou nereaguje. Disociací molekul kyseliny sírové vznikají v roztoku kladné ionty vodíku H⁺ a záporné ionty SO₄²⁻. Kationty vodíku se pohybují k záporné elektrodě, od které přijímají elektron a slučují se do molekuly vodíku H₂. Anionty SO₄²⁻ se pohybují ke kladné elektrodě, které odevzdají své přebytečné elektrony a elektricky neutrální molekula SO₄ okamžitě reaguje s vodou – vzniká nová molekula H₂SO₄. Při této reakci se uvolňují molekuly kyslíku O₂. U záporné elektrody se tedy vylučuje z roztoku vodík, u kladné elektrody se vylučuje kyslík. Přitom v elektrolytu zůstává stejný počet molekul kyseliny sírové H₂SO₄, zatímco ubývá molekul vody H₂O, koncentrace roztoku se zvyšuje. K elektrolýze vody se používá Hofmannův přístroj.

Energetická účinnost elektrolýzy vody (získaná chemická energie/dodaná elektrická energie) dosahuje v praxi 60–70 %.^[1]

Galvanické poměďování

Elektrolytem při galvanickém poměďování může být roztok síranu měďnatého CuSO₄ ve vodě, kladná elektroda musí být z mědi, zápornou elektrodu tvoří vodivý předmět, který má být pokovován. CuSO₄ se ve vodě disociuje na kationty mědi Cu²⁺ a anionty SO₄²⁻. Ionty Cu²⁺ jsou přitahovány k záporné elektrodě, na které postupně vytváří měděný povlak. Ionty SO₄²⁻ jsou přitahovány ke kladné měděné elektrodě, z které vytrhují kationty mědi Cu²⁺. Koncentrace roztoku zůstává stejná, měděná elektroda se časem rozpouští.

Faradayovy zákony elektrolýzy

1. Faradayův zákon

Hmotnost látky vyloučené na elektrodě závisí přímo úměrně na elektrickém proudu, procházejícím elektrolytem, a na čase, po který elektrický proud procházel.

${\displaystyle m=A\cdot I\cdot t}$,

kde m je hmotnost vyloučené látky, A je elektrochemický ekvivalent látky, I je elektrický proud, t je čas

nebo též

${\displaystyle m=A\cdot Q}$,

kde Q je elektrický náboj prošlý elektrolytem.

2. Faradayův zákon

Látková množství vyloučená stejným nábojem jsou pro všechny látky chemicky ekvivalentní, neboli elektrochemický ekvivalent A závisí přímo úměrně na molární hmotnosti látky.

${\displaystyle A={\frac {M}{F\cdot z}}}$,

kde F je Faradayova konstanta F = 9,6485 ${\displaystyle \cdot }$ 10⁴ C.mol⁻¹ a z je počet elektronů, které jsou potřeba při vyloučení jedné molekuly (např. pro Cu²⁺ → Cu je z = 2, pro Ag⁺ → Ag je z = 1).

Využití elektrolýzy

• Výroba chlóru;
• rozklad různých chemických látek (elektrolýza vody);
• elektrometalurgie – výroba čistých kovů (hliník);
• elektrolytické čištění kovů – rafinace (měď, zinek, nikl);
• galvanické pokovování čili galvanostegie – pokrývání předmětů vrstvou kovu (chromování, niklování, zlacení);
• galvanoplastika čili elektroformování – kovové obtisky předmětů, např. pro výrobu odlévacích forem^[2]
  • strojírenství: nástroje a formy, měřidla, chladiče, výměníky, renovace strojních součástí, elektrody, brusné nástroje s kovovou matricí;
  • elektrotechnika: mikrovlnné součástky (vlnovody), speciální vodivé struktury, chladiče, součásti elektronek, houbovité elektrody pro elektrochemické zdroje;
  • fyzika: zrcadla, odražeče záření, optické komponenty, paraboly, stínicí prvky, targety pro vakuové technologie;
  • hudební průmysl: nástroje k lisování CD a vinylových gramodesek;
  • gumárenství: formy k lisování obuvi, hraček, gumových rukavic, speciálních těsnicích prvků, formy na výrobky s povrchem imitujícím přírodní materiál;
  • automobilový průmysl: paraboly světlometů, formy k lisování palubních desek či kuliček řadicích pák, maskovací šablony;
  • sklářství: formy, brusné nástroje s kovovou matricí;
  • letecká a kosmická technika: spalovací komory raketových motorů, kompozitní materiály a pevnostní prvky
• galvanické leptání – kovová elektroda se v některých místech pokryje nevodivou vrstvou, nepokrytá část se průchodem proudu elektrolytem vyleptá;
• polarografie – určování chemického složení látky pomocí změn elektrického proudu procházejícího roztokem zkoumané látky;
• akumulátory – nabíjení chemického zdroje elektrického napětí průchodem elektrického proudu.

Schematický průběh elektrolýzy

Související články

• Elektřina
• Galvanický článek

Externí odkazy

• Galerie Elektrolýza na Wikimedia Commons
• Obrázky, zvuky či videa k tématu elektrolýza na Wikimedia Commons

Reference

1. Bedřich Heřmanský, Ivan Štoll: Energie pro 21. století, ČVUT 1992
2. Technologie. In: Elektroformování, Galvanoplastika, Electroforming [online]. ©2022 [cit. 1. 1. 2023]. Dostupné z: https://www.electroforming.cz/cs/technologie