Elektrolisi: berrikuspenen arteko aldeak
Ezabatutako edukia Gehitutako edukia
t →Prozedura: barne lotura zuzenketa: anodo, katodo |
No edit summary |
||
1. lerroa:
'''Elektrolisia''' [[argindar|elektrizitatearen]] bidez substantzia baten osagaiak banatzeko prozesua da, adibidez uraren kausuan [[hidrogeno]]an eta [[oxigeno]]an banatzen da. [[Elektrolito]]ak dituen soluzio batetik korronte elektrikoa igaroaraziz egiten da. Elektrolito ontzi batean egiten da elektrolisia; ontziaren barruan elektrolitoa eta [[pila]] bati lotutako metalezko bi barra ([[elektrodo]]ak) jartzen dira. [[Tentsio (elektrizitatea)|Potentzial desberdintasuna]] sortzen da bi elektrodoen artean, elektrolitoaren ioi positiboak [[katodo]]ra joaten dira eta ioi negatiboak [[anodo]]ra. [[Berun]]ezko, [[nikel]]ezko, [[zilar]]rezko edo bestelako elektrolito batetik korronte elektrikoa igarotzen denean, soluzioa deskonposatu eta metala katodoaren gainean gelditzen da aske. Metala lortzeko energia iturri gisa elektrizitatea erabiltzen duen prozeduran erabiltzen da batez ere (elektrometalurgian).
== Prozedura ==
==== 1.2.1 Oinarrizko definizioak: ====
* Oxidazio-erredukzio erreakzioa: Atomoen oxidazio-zenbakia (oxidazio-egoera) aldatzen duten erreakzio kimikoak.
** Oxidazioa: Elementu batek elektroiak '''''galtzen''''' ditu, bere oxidazio maila handituz.
** Erredukzioa: Elementu batek elektroiak '''''irabazten''''' ditu, bere oxidazio maila txikituz.
* Anodo-katodo kontzeptuak
** Anodoa: Elektrodo bat da eta bertan oxidazio-erreakzioa gertatzen da. Adibidez, Zn anodo batean, Zn-ak elektroiak galdu, oxidazioa maila handituz.
** Katodoa: Elektrodo bat da eta bertan erredukzio-erreakzioa gertatzen da. Adibidez, Cu katodo batean, Cu-ak elektroiak irabazio, oxidazioa maila txititu.
* Faraday-ren legea
** Faraday-ren elektrolisiaren lehenengo legea: Elektrolisian, elektrodo batean depositatutako sustantzia baten masa, elektrodora transferitutako elektrizitate kopuruarekiko proportzionala da. Elektrizitate kopuruak karga elektrikoari egiten dio erreferentzia, hau normalean Coulom- etan ematen da. Faraday-ren konstantea, elektroi mol baten karga: 96500 C/mol.
Hasteko, korronte elektriko bat aplikatzen da sare elektriko batera konektatuta dauden bi elektroi esker, elektrodo horiek disoluzioan. Polo positibora konektatuta dagoen poloa, anodoa izango da eta polo positibora konektatu dagoena, katodoa.
Elektrodo bakoitzak, kontrako kargako ioiak erakartzen ditu, horrela, ioi negatiboak edo anioiak, anodorantz desplazatuko dira (elektrodo positiboa) eta ioi positiboak edo anioiak, katodorantz (elektrodo negatiboa).
Elektroiak sakabanatu eta elektrodoetan hauen kontzentrazioa handitzeko behar den energia, korronte edo iturri elektrikoak ematen du.
Elektrodoan, elektroi transferentzia bat gauzatzen da elektroi eta ioian artean, horrela sustantzia berriak sortzen dira. Ioi negatiboak edo anioiak, elektroiak ematen dizkie anodoari (+), eta ioi positiboak edo katioiak elektroiak hartzen dituzte katodotik (-).
Laburbilduz, funtsean ematen dena oxidazio-erredukzio bat da, non energia iturria elektrizitatea den.
==== 1.2.3. Nernst-en ekuazioa: ====
Erredox-erreakzioetan asko erabiltzen den kalkuluetako bat, Nernst-en ekuazioa da. Ekuazio honek, erredox-erreakzio baten potentzial elektrikoak kalkulatzen ditu, egoera “ez estandarretan”. Erreakzio batek produzitzeko edo kontsumitzeko trebetasuna adierazten duten taulak existitzen dira, potentziala emanaz. Taula horrek, potentzial estandarra adierazten dute eta baldintza “estandar” batzuetan ematen dira: 1 bar-eko (gutxi gorabehera 1 atm) presioan; 298 K-etan (edo 25ºC edo gelako tenperaturan); eta produktuetako bakoitza, 0,1M-eko kontzentrazioan. Potentzial estandar hau, Eº, zuzendu egin daiteke erreakzioaren benetako tenperaturarekin, transferitutako elektroi mol kopuruarekin eta erredox-erreakzioan parte hartu duten produktuen kontzentrazioekin.
𝐸 = 𝐸º − ( RT/nF)𝑙𝑛𝑄
R: 8.3145 J mol-1 K -1
T: tenperatura (K)
n: trukatutako elektroi-molak
F, Faraday-ren konstantea, elektroi mol baten karga: 96500 C/mol
Q: Oreka konstante termodinamikoa
log<sub>10</sub> ordezkatuz, T=298,15K kasurako eta konstanteei balioak emanez, ondorengo ekuazio berria lortzen da:
𝐸 = 𝐸° −(0,05916/n) 𝑙𝑛𝑄
Baina non dauka ekuazioak jatorria?
Zelula elektrokimiko edo pila batean erreakzio gertatzen denean, zelulak lan bat egiten du: lan elektrikoa, elek. elek= -nFEzel. Hala, lana energia bezala definitu daitekeenez, Gelek= -nFEzel berdintzat hartzen da. Eta ezaguna denez, prozesua espontaneoa izan dadin, G<0 izan behar da, E<sub>zel</sub>>0 izanik.
Beraz, ondorengoa baieztatzen da:
* E<sub>zel</sub> > 0 erreakzio espontaneoa, idatzita dagoen moduan.
* E<sub>zel</sub> = 0 sistema orekan.
* E<sub>zel</sub> < 0 erreakzio ez-espontaneoa, kontrako norantzan.
ΔG = ΔG ° + RT ln Q
Q: Produktu ionikoa.
(Erredox erreakzioan parte hartzen duten ionen AKTIBITATEEN kontzentrazioen- erlazioa)
Erredox erreakzio batek korronte elektrikoa sortzen du erreaktiboak eta produktuak ez baitaude orekan. Oreka lortzen denean, ez dago korronte elektrikorik eta kontzentrazioak orekakoak izango dira, hots Q = K
E<sub>zel</sub> = 0 → sistema orekan; ΔG = 0
ΔG° = - RT ln K = -nFE° = -RT ln K
Hala, 𝐸 = 𝐸º − ( RT/nF) 𝑙𝑛K
== Pila eta elektrolisiaren arteko desberdintasunak: ==
Bi eratako prozesu elektrokimikoak daude: Alde batetik, pila galbanikoak edo voltaikoak, (Daniel pila esaterako) oxidazio-erreakzio erreakzioan trukatutako elektroiei esker korronte elektrikoa sortzen denean gertatzen direnak. Pilek erredox erreakzioak sortzen duen energia kimikoa energia elektrikoa bihurtzen dute. Berezko prozesuak dira. Beste aldetik, berriz, zelula elektrolitikoak hain zuzen, energia elektrikoari esker oxidazio-erredukzio erreakzio bat ematen denean gertatzen dira eta piletako prozesuaren alderantzizkoa da.
Pilan, bi elektrolito daude eta zelula elektrolitikotan, berriz, bat.
Piletan, anodoa polo negatiboa da eta katodo positiboa; baina zelula elektrolitikoetan, berriz, nahiz eta oxidazioa beti anodoan ematen den bi kasuetan, anodoa polo positibotzat jotzen da eta katodoa negatibotzat.
▲== Elektrolisiaren erabilerak ==
== Erreferentziak ==
| |||