سلول های الکترولیتی – مفاهیم اصلی
در این آموزش با نوع دوم سلول الکتروشیمیایی آشنا می شویم: سلول های الکترولیتی. ما همچنین به طور گسترده در مورد مفهوم یاد خواهیم گرفت الکترولیز، نحوه اعمال آن در سلول های الکترولیتی و شیمی و کاربردهای آن در دنیای واقعی. همچنین تفاوت بین سلول های گالوانیکی (مانند باتری) و سلول های الکترولیتی را یاد خواهید گرفت.
در تصویر جلد، یک مرکز تولید نشان داده شده است که سود سوزآور (هیدروکسید سدیم)، گاز هیدروژن و کلر را از نمک (کلرید سدیم) و الکتریسیته تولید می کند. این نمونه ای از الکترولیز در مقیاس صنعتی است. بیایید شیمی پشت این نوع فرآیندها را بررسی کنیم.
موضوعات تحت پوشش در مقالات دیگر
سلول های الکترولیتی
یک سلول الکترولیتی، بسیار شبیه یک سلول گالوانیکی، دارای دو نیم سلول مجزا است: یک نیمه سلول احیا و یک نیمه سلول اکسیداسیون. در یک سلول الکترولیتی، یک منبع خارجی الکتریسیته (مانند باتری) برای هدایت جریان الکترون از آند، جایی که اکسیداسیون اتفاق می‌افتد، به کاتد، جایی که کاهش رخ می‌دهد، استفاده می‌شود. یک منبع خارجی انرژی الکتریکی مورد نیاز است زیرا واکنشی که در سلول های الکترولیتی رخ می دهد غیر خود به خودی است.
اساساً یک سلول الکترولیتی انرژی الکتریکی را به انرژی شیمیایی تبدیل می کند. این برعکس سلول های گالوانیکی است که انرژی شیمیایی را به انرژی الکتریکی تبدیل می کنند. این منطقی است، زیرا در سلول های الکترولیتی، الکترون ها در جهت مخالف سلول های گالوانیکی جریان می یابند.
نمودار زیر یک نمونه سلول الکترولیتی را نشان می دهد. توجه داشته باشید که آند در این مورد مثبت و کاتد منفی است.
نیمه واکنش در آند به شکل کلی است: A– → A + e–. نیمه واکنش در کاتد به شکل کلی است: B+ + e– → B. بنابراین، واکنش کامل برای سلول های الکترولیتی به طور کلی به نظر می رسد: آ– + ب+ → A + B
الکترولیتی در مقابل سلول های گالوانیکی
در حالی که هر دو از واکنش های ردوکس استفاده می کنند، سلول های الکترولیتی و گالوانیکی به روش های کاملا متفاوتی عمل می کنند. بیایید به چند تفاوت اصلی بپردازیم:
| سلول های الکترولیتی | هر دو | سلول های گالوانیکی |
| – واکنش غیر خود به خودی: انرژی الکتریکی (از منبع خارجی) را به انرژی شیمیایی تبدیل می کند – در بیشتر موارد، هر دو الکترود در داخل غوطه ور می شوند یکسان محلول الکترولیت – آند مثبت و کاتد منفی است: الکترون ها از آن جریان می یابند آند به کاتد، توسط یک منبع تغذیه خارجی هدایت می شود |
– حاوی دو نیمه سلول با احیا و اکسیداسیون است که یک واکنش خالص ردوکس را تشکیل می دهد. – اکسیداسیون در آند اتفاق می افتد، کاهش در کاتد اتفاق می افتد. |
– واکنش خود به خود: انرژی شیمیایی را به انرژی الکتریکی تبدیل می کند – نیم سلول ها هستند جدا از هم، فقط با یک پل نمکی به هم متصل می شوند. – آند منفی و کاتد مثبت است: الکترون ها همچنان از آن جریان دارند آند به کاتد . |
الکترولیز چیست؟
الکترولیز نامی است که به فرآیندی گفته می شود که در یک سلول الکترولیتی اتفاق می افتد، جایی که جریان الکتریکی برای شروع یک واکنش غیر خود به خودی استفاده می شود. الکترولیز، و در نتیجه سلول الکترولیتی، اغلب در کاربردهای واقعی برای جداسازی یک ماده مورد استفاده قرار می گیرد – دو مثال رایج تجزیه NaCl و H است.2O. در زیر به تجزیه NaCl با عمق بیشتری نگاه خواهیم کرد. علاوه بر این، الکترولیز اغلب در دنیای واقعی استفاده می شود آبکاری جواهرات، اگرچه این را می توان به هر فلزی تعمیم داد.
مثال الکترولیز: تجزیه NaCl مذاب
اگر کلرید سدیم به صورت مایع ذوب شود، می توانید جریان الکتریکی را از نمک مذاب عبور دهید تا آن را تجزیه کنید. در این مثال، NaCl مذاب به سدیم جامد و گاز کلر تجزیه می شود. یون های سدیم مثبت به کاتد منفی و یون های منفی کلر به آند مثبت جذب می شوند. بنابراین، نیمه واکنش در کاتد عبارت است از: Na+ + e– ← Na و نیمه واکنش متعادل در آند: 2Cl است– → کل2 + 2e–. بنابراین، واکنش خالص برای این واکنش عبارت است از: 2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl.2 (g).
برای تحلیل بیشتر این واکنش، می‌توانیم پتانسیل‌های کاهش استاندارد را بررسی کنیم، مشابه فرآیندی که توسط آن پتانسیل یک سلول ولتایی را تعیین می‌کنیم. دو نیمه واکنش را می گیریم و آنها را به عنوان واکنش های کاهش می نویسیم:
Na+ (ل) + e– → Na (s) … E = -2.71 V
Cl2 (g) + 2e– → 2Cl– … E = +1.36 V
با توجه به این که نیمه واکنش کلر در واقع تحت اکسیداسیون قرار می گیرد نه کاهش، علامت پتانسیل آن را برگردانده و آن را -1.36 V می کنیم. با جمع کردن آن ها با هم، پتانسیل کل واکنش 4.07- ولت را بدست می آوریم. این بدان معناست که منبع باتری خارجی باید پتانسیل حداقل -4.07 ولت داشته باشد تا تجزیه NaCl مذاب اتفاق بیفتد.
قانون الکترولیز فارادی چیست؟
قانون الکترولیز فارادی بیان می‌کند که مقدار ماده‌ای که در یکی از الکترودهای یک سلول الکترولیتی مصرف می‌شود/تولید می‌شود با مقدار برق عبوری از سلول نسبت مستقیم دارد. برای استفاده از این، باید روابط زیر را به خاطر بسپاریم:
1 C = 1 آمپر
1 e– = 1.6022 x 10-19 سی
این دو رابطه نشان می دهد که 1 کولن بار زمانی منتقل می شود که 1 آمپر جریان به مدت 1 ثانیه جریان داشته باشد و 1 الکترون حامل 1.6022 x 10 باشد.-19 کولن شارژ.