Elektroliza - proces rozkładu związków chemicznych i separacji produktów tego rozkładu pod wpływem przepuszczania przez nie prądu elektrycznego, co wywołuje wędrówkę jonów do pary nie reagujących z układem elektrod.

Mechanizm elektrolizy [edytuj]

Elektroliza zachodzi w układach, w których już przed przyłożeniem do elektrod napięcia występowały wolne jony, a zatem w elektrolitach. Związek chemiczny może stać się elektrolitem na skutek dysocjacji elektrolitycznej wywołanej przez rozpuszczalnik, na skutek domieszkowania jonami lub odpowiednio wysokiej temperatury.

Proces elektrolizy polega na wędrówce jonów do obojętnych chemicznie elektrod, zanurzonych w elektrolicie, po przyłożeniu do nich odpowiedniego napięcia prądu elektrycznego. W elektrolizie elektroda naładowana ujemnie jest nazywana katodą, a elektroda naładowana dodatnio anodą. Każda z elektrod przyciąga do siebie przeciwnie naładowane jony. Do katody dążą więc dodatnio naładowane kationy a do anody ujemnie naładowane aniony. Po dotarciu do elektrod jony przekazują im swój ładunek na skutek czego zamieniają się w obojętne elektrycznie związki chemiczne lub pierwiastki. Powstające w ten sposób substancje zwykle albo osadzają się na elektrodach lub wydzielają się z układu w postaci gazu. Proces elektrolizy wymaga stałego dostarczania energii elektrycznej.

Zjawisko elektrolizy zostało opisane ilościowo w dwóch prawach elektrolizy Faradaya.

Zastosowanie elektrolizy [edytuj]

Elektroliza jest procesem stosowanym na skalę przemysłową m.in. do:

• produkcji metali: aluminium, litu, sodu, potasu

• produkcji rozmaitych związków chemicznych, w tym aspiryny, kwasu trifluorooctowego, wodorotlenku sodu, potasu, chloranu sodu i chloranu potasu

• produkcji gazów: wodoru i chloru.

Elektroliza a generowanie prądu w ogniwach [edytuj]

Nie należy mylić elektrolizy z procesami zachodzącymi w ogniwie galwanicznym. W elektrolizie energia elektryczna zamieniana jest na chemiczną, a w ogniwie galwanicznym kierunek przemian energetycznych jest przeciwny, tzn. energia chemiczna w procesie reakcji redoks zamieniana jest na energię elektryczną, co objawia się generowaniem prądu w obwodzie łączącym elektrody ogniwa. Ze względu na odwrotny przebieg procesu w ogniwach galwanicznych katoda jest naładowana dodatnio a anoda ujemnie, jednak procesy chemiczne zachodzące na obu ogniwach mają podobny charakter:

	Elektrolizer	Ogniwo
Charakter procesów	wymuszony przepływem prądu	samorzutny - generuje prąd
Kierunek przepływu elektronów	od katody do anody	od anody do katody
Elektroda ujemna	katoda	anoda
Elektroda dodatnia	anoda	katoda
Utlenianie	zawsze zachodzi na anodzie
Redukcja	zawsze zachodzi na katodzie

Korozja - ogólna nazwa procesów niszczących mikrostrukturę materiału, które prowadzą do jego rozpadu i są wywoływane wpływem środowiska, w którym dany materiał się znajduje.

Korozja rozpoczyna się zwykle zmianami zaatakowanej powierzchni, a następnie postępuje w głąb, niszcząc substancje najbardziej podatne na korozję. Produkty korozji tworzą czasami warstwę pasywną chroniącą przed dalszym rozkładem, w innych zaś przypadkach mogą być kolejnym czynnikiem powodującym korozję.

Korozja chemiczna jest to korozja spowodowana działaniem substancji chemicznych, pod warunkiem, że reakcjom chemicznym nie towarzyszy przepływ prądu, np. reakcja metalu z gazem.

Korozja chemiczna żelaza i jego stopów [edytuj]

Produkt korozji żelaza i jego stopów to rdza. Sama rdza nie jest ściśle określoną substancją, lecz mieszaniną różnorakich związków żelaza, tlenu i wodoru. Główny składnik rdzy stanowi związek o wzorze sumarycznym FeO(OH), zawierający żelazo na stopniu utlenienia +3. Oprócz tego w skład rdzy wchodzi woda, tlenki lub wodorotlenki żelaza o nieco innym składzie, a także trochę węglanów żelaza.

Warunkiem koniecznym do powstania rdzy jest obecność wody i tlenu. Pozostające w kontakcie z wodą i tlenem atmosferycznym żelazo przechodzi powoli w trudno rozpuszczalny wodorotlenek żelaza (II)

Wodorotlenek żelaza (II) utlenia się dalej do wodorotlenku żelaza (III). Wodorotlenki przechodzą stopniowo w tlenki lub węglany.

Szacuje się, że niemal połowa wyprodukowanej w latach 1890-1923 stali (ok. 1800 mln ton) uległa zniszczeniu przez korozję.

Korozja elektrochemiczna jest to korozja spowodowana działaniem substancji chemicznych, gdy reakcjom chemicznym towarzyszy przepływ prądu, np. reakcja metalu z elektrolitem. Najczęściej występuje w przypadku, gdy metal (żelazo, cynk) jest narażony na kontakt z elektrolitami w obecności pierwiastków o większym potencjale standardowym. W takiej sytuacji powstaje ogniwo galwaniczne w którym pierwiastek bardziej szlachetny (o większym potencjale standardowym) jest katodą, a metal mniej szlachetny anodą. Za katodę najczęściej robią domieszki innych metali, jak również ziarenka grafitu. W miarę rozpuszczania się metalu coraz więcej domieszek zagęszcza się na powierzchni, liczba mikroogniw wzrasta i proces korozji przybiera na sile.

Elektroda - końcowy element niektórych układów lub urządzeń elektrycznych, przewodnik elektryczny wysyłający ładunek elektryczny lub przyjmujący go z otoczenia, albo kształtujący pole elektrostatyczne w swoim otoczeniu.

Istnieją trzy rodzaje elektrod. Pierwsze dwa rodzaje to anoda i katoda. Anoda to ta z elektrod która przyjmuje ładunek ujemny lub wysyła dodatni, zaś katoda to elektroda wysyłająca ładunek ujemny lub przyjmująca dodatni. Ładunek elektryczny przepływający między anodą i katodą może przybierać formę wolnych elektronów lub jonów.

Trzecim rodzajem są elektrody oddziałujące na przestrzeń swoim potencjałem - przykładem są tu siatki w lampie elektronowej, zwłaszcza siatka pierwsza. Czasami elektrody te przyjmują lub wysyłają nośniki prądu, jak np. siatka druga w tetrodzie, jednak są nadal nazywane siatkami, gdyż ich głównym celem jest oddziaływanie na rozkład pola elektrycznego. Niekiedy tego rodzaju elektrody noszą też inne nazwy, np. w lampie oscyloskopowej nazywane są płytkami odchylającymi.

Ładunek na elektrodach zależny jest od tego czy w danym układzie jest generowana siła elektromotoryczna, czy też absorbowana jest energia elektryczna. Zawsze jednak anoda i katoda mają w stosunku do siebie różny ładunek elektryczny. W przypadku układów, gdzie jest generowana siła elektromotoryczna, anoda ma ładunek ujemny, a katoda dodatni. W przypadku gdy siła elektromotoryczna jest absorbowana, anoda ma ładunek dodatni, a katoda ujemny.

Ogniwo galwaniczne - ogniwo, w którym źródłem prądu są reakcje chemiczne zachodzące między elektrodą, a elektrolitem. Dwie elektrody zanurzone w elektrolicie (półogniwa) tworzą ogniwo galwaniczne. Różnica potencjałów elektrod to siła elektromotoryczna ogniwa (SEM).

Praktycznym przykładem najprostszego ogniwa są dwie blaszki z różnych materiałów (np. miedź i nikiel) przedzielone papierem nasączonym elektrolitem (słoną wodą a nawet śliną).

Istnieje także pojęcie ogniwa pasożytniczego, a więc ogniwa pojawiającego się samoistnie w niezamierzonym miejscu i powodującego niekorzystne skutki np.:

• korozja metali - pasożytnicze ogniwo pojawia się np. na zanieczyszczonych i wilgotnych połączeniach dwóch różnych metali lub np. pomiędzy kadłubem statku zanurzonego w elektrolicie (wodzie morskiej), a elementami wykonanymi z innych metali (np. śrubą)

• szumy elektryczne - mikroogniwa na zabrudzonych stykach

• ogniska zapalne - ogniwa tworzące się na implantach wewnątrz organizmu

Przykłady ogniw galwanicznych:

• ogniwo Daniella

• ogniwo Leclanchégo

• ogniwo ołowiowe

• ogniwo Volty

• ogniwo Westona

Zobacz także:

• bateria ogniw

• galwanizacja

Metalem, na powierzchni którego najgwałtowniej wywiązuje się gazowy wodór - jest platyna (!), nieco mniej intensywnie wodór powstaje na powierzchni miedzi, natomiast w ogóle nie dostrzega się powstawania gazowego wodoru na cynku! W taki zaskakujący sposób można pokazać różnice wartości nadnapięcia wydzielania wodoru na cynku, miedzi i platynie. Wodór powstaje głównie w miejscu o najniższym nadnapięciu - a więc na platynie, natomiast nadnapięcie wydzielania wodoru na cynku jest stosunkowo wysokie, co znacznie utrudnia przebieg tej reakcji.

Nie znaczy to jednak, że w tych warunkach platyna reaguje z kwasem solnym! Roztwarzaniu ulega metaliczny cynk; wokół metalicznego cynku powstają bezbarwne kationy cynkowe, których jednak w tym doświadczeniu nie da się zaobserwować.

Zn → Zn²⁺ + 2e

Uwolnione elektrony wędrują wzdłuż metalu do miejsc, w których nadnapięcie wydzielania wodoru jest najmniejsze (a więc głównie do platyny). Biegnie tam druga z reakcji elektrochemicznych - redukcja kationów wodorowych do gazowego wodoru:

2 H⁺ + 2e → H₂

Platyna pełni jedynie bierną rolę podłoża, na którym szczególnie łatwo zachodzi jeden z procesów elektrochemicznych. Po dostatecznie długim czasie cynk zostanie zużyty, natomiast metaliczna platyna i miedź pozostają niezmienione...

Załączone zdjęcie nie oddaje zbyt wiernie tych różnic. Wodór na platynie wydziela się tak gwałtownie, że znaczna część pęcherzyków ulatnia się w trakcie dość powolnego procesu skanowania przebiegu doświadczenia i przetwornik skanera nie zdąży zarejestrować ich istnienia...

Duże nadnapięcie wydzielania wodoru na cynku jest powodem, dla którego zalecana powszechnie w podręcznikach metoda wytwarzania wodoru w laboratorium poprzez reakcję cynku z kwasami, jest bardzo niewygodna. Szczególnie wysokie jest nadnapięcie wodoru na rtęci. Na rtęci dają się przeprowadzać nawet takie procesy redukcji, których nie można wykonać w zwykłym roztworze wodnym, z powodu konkurencyjnego powstawania gazowego wodoru.

Równie interesujące są doświadczenia z układami: Zn/grafit + HCl oraz: Zn/Fe + NaOH.

 

---