Electroliză superprof și generatoare electrochimice

20 mai 2019 ∙ 7 minute timp de citire

Electroliză

Puțină istorie

În 1800, prima electroliză a fost efectuată de doi chimiști din Londra, William Nicholson și Sir Anthony Carlisle. Ele efectuează o electroliză a apei.

Electroliza implică două cupluri redox. Îi face să reacționeze în direcția opusă reacției naturale prin intermediul unui curent electric care aduce energia necesară reacției.

Un electrolizator este un dispozitiv format dintr-un recipient care conține o soluție ionică în care sunt cufundați doi electrozi.

Definiția electrolysis

O electroliză este o operație chimică al cărei scop este descompunerea diferitelor materiale. De exemplu, atunci când o soluție conține un material, i se va adăuga un solvent, astfel încât ionii săi să fie descompozibili. Acest amestec este apoi scufundat într-o baie în care sunt integrați un anod și un catod, trecând apoi un curent prin baie.

Electrozi

Electrozii se polarizează imediat ce curge curentul:

Anodul este electrodul prin care curentul curge în sistem. Prin urmare, electronii ies. Există oxidarea agentului reducător. Este conectat la polul + al generatorului.
Catodul este electrodul prin care pleacă curentul, adică prin care intră electronii. Se întâmplă acolo. Este conectat la polul generatorului.

Într-un rezervor de electroliză, curentul trece prin lichidul ionic mergând de la terminalul pozitiv, catod, la terminalul negativ, anodul.

Spre deosebire de bateriile văzute în capitolul privind potențialul standard, dispozitivul de electroliză nu este polarizat de cuplurile redox, ci mai degrabă de generatorul conectat la terminalele sale.

Electrolitul este mediul conductiv, soluția ionică în care se scaldă anioni și cationi.
Anionii electrolitului migrează către electrodul conectat la polul + (anodul) și uneori suferă o reacție de oxidare acolo.
Cationii din electrolit migrează către electrodul conectat la polul (adică catodul) unde pot suferi reducere.

În cele din urmă, poate exista oxidare sau reducere a apei (vezi mai jos cuplurile redox de apă).

Prin urmare, potențialii participanți la schimburile electronice sunt:

ionii pozitivi sau negativi ai băii electrolitice
moleculele solventului
materialele care constituie electrozii

Redox cupluri de apă

H2O poate suferi o reducere la catodul unui electrolizator.

Într-un mediu acid, cuplul implicat este H +/H2O conform următoarei ecuații: 2 H + + 2 e - → H 2
Într-un mediu de bază, cuplul implicat este H2O/H2 conform următoarei ecuații: 2 H2 O + 2 e - → H2 + 2 O H -

H2O poate suferi oxidare la anodul electrolizorului:

într-un mediu acid, cuplul redox implicat este: O2/H2O conform următoarei ecuații: H2 O → 1/2 O2 + 2 H + + 2 e -
într-un mediu de bază, cuplul implicat este: O2/OH- conform următoarei ecuații: 2 O H - → 1/2 O2 + 2 H2 O + 2 e

Chiar dacă în soluție sunt prezente mai multe specii ionice din fiecare semn,

oxidantul cu cel mai mare potențial redox este redus la catod.
Agentul reducător cu cel mai mic potențial redox este oxidat la anod

Prin urmare, avem o reacție care este opusă regulii gamma.

Pentru aceasta, este necesar să se furnizeze un f.e.m. pentru a contracara pe cel care se manifestă în mod natural. Într-adevăr, reacțiile electrolizei merg în direcția opusă direcției naturale, produsele sale sunt tocmai reactanții reacției naturale. Este necesar să se asigure o tensiune care să împiedice apariția acestuia din urmă.
De fapt, deoarece produsele sunt formate prin electroliză, reacția naturală tinde să le distrugă și să creeze o tensiune opusă celei furnizate. Prin urmare, trebuie evitată prin furnizarea unei tensiuni suficiente.

Această diagramă reprezintă un anod într-un circuit electric. Acesta este terminalul negativ.

F.e.m. a generatorului folosit trebuie să fie mai mare decât f.e.m. a bateriei care ar fi montată din cele două cupluri redox utilizate. Generatorul vede polaritățile sale inversate în comparație cu ceea ce ar fi cele ale stivei create din cele două stive. Electroliza va avea loc de la un f.e.m. a generatorului mai mare sau egal cu diferența de potențial a celor două cupluri redox.

AVERTISMENT: se întâmplă adesea ca aceste reguli să fie defecte, în special pentru că reacțiile teoretice sunt reacții lente sau pentru că necesită o supratensiune comparativ cu cea așteptată.