Vedení elektrického proudu v kapalinách

Vedení elektrického proudu v kapalinách - elektrolýza

Většina kapalin v čistém stavu jsou izolanty.

Vezměme nádobu, upevněme do ní dvě kovové desky a ty připojme přes ampérmetr ke zdroji napětí. Do nádoby nalijme destilovanou vodu. Elektrický proud obvodem neprochází. Osolíme-li vodu, začne proud obvodem procházet. Na pokus se můžete podívat na video ¤ (soubor *.rm, 501 kB; ev. soubor *,avi ¤ 2786 kB).

Destilovaná voda nevede elektrický proud, protože v ní nejsou přítomny žádné volné částice s nábojem. Pokud do ní nasypeme sůl (chemicky NaCl), proběhne elektrolytická disociace - NaCl se rozloží na ionty Na⁺ a Cl^-. To už jsou volné částice s nábojem, proto po přiložení napětí obvodem elektrický proud prochází.

Obecně nazýváme disociací vznik iontů při rozpouštění kyselin, solí a zásad ve vodě.

Např.: H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2– (disociace kyseliny)

KOH ® K⁺ + OH^– (disociace zásady)

NaCl ® Na⁺ + Cl– (disociace soli)

Něco k názvosloví: Kapalina, která vede elektrický proud, se nazývá elektrolyt, vodivé desky, které jsou do ní ponořené a ke kterým je připojen zdroj napětí, jsou elektrody. Kladná elektroda je anoda, záporná katoda. Kladné ionty se nazývají kationty (jsou totiž přitahovány ke katodě), záporné ionty pak anionty (viz obr. 1).

To, jestli bude elektrolýza probíhat, závisí na napětí zdroje. Napětí musí disociovat látky, až potom může obvodem procházet proud. Pro proud, který prochází elektrolytem platí:

U_r je rozkladné napětí.

Čím větší je vzdálenost elektrod, tím větší je odpor Þ klesá proud. Čím víc jsou elektrody ponořené do elektrolytu, tím větší je proud (větší účinná plocha).

obr. 1: Názvosloví

Jiný příklad vedení elektrického proudu v kapalinách (elektrolytech) je tento:
elektrolyt modrá skalice (CuSO₄)
anoda: měď
katoda: uhlík

Probíhají tyto reakce:
Elektrolytická disociace: CuSO₄ ---> Cu²⁺ + SO₄^2-Na katodě: Cu²⁺ + 2e^- ---> Cu (měď z roztoku získá od katody dva elektrony a vylučuje se na ní)
Na anodě: SO₄^2- ---> SO₄ + 2e^-SO₄ + Cu ---> CuSO₄ (SO₄ odevzdá anodě dva elektrony a "vezme si" z ní jeden atom mědi - anoda se rozpouští)

Koncentrace elektrolytu se nemění (jedna molekula CuSO₄ je na začátku reakce a rovněž jedna molekula CuSO₄ je na konci).

Toto je základ průmyslové metody zvané galvanické pokovování - nanášení tenkých vrstev jiného kovu na nějaký vodivý povrch (např. chromované kliky, nárazníky, ...). Předmět, který chceme pokovit, se použije jako katoda, kov, kterým budeme pokovovat, jako anoda a elektrolyt bude sůl tohoto kovu (v našem případě jsme pokovovali mědí, tedy elektrolyt byl CuSO₄).

Změříme-li voltampérovou charakteristiku, zjistíme, že platí Ohmův zákon U = RI (U je napětí na elektrolytu, I proud jím procházející a R je odpor elektrolytu). Odpor elektrolytu se chová stejně jako odpor kovů ¤ - když k sobě elektrody přiblížíme, odpor klesá (zmenšuje se "délka vodiče"), když nalijeme více elektrolytu, odpor rovněž klesá (zvětšuje se "průřez vodiče"). Na pokus se podívejte na video ¤ (soubor *.rm, 441 kB; ev. soubor *,avi ¤ 2553 kB).

Výroba elektrického napětí

Udělejme další pokus. Jako elektrolyt použijeme zředěnou kyselinu sírovou (H₂SO₄), jedna elektroda bude zinková a druhá měděná. K elektrodám připojíme voltmetr (obr. 2). Na pokus se podívejte na video ¤ (soubor *.rm, 240 kB; ev. soubor *,avi ¤ 1527 kB).

obr. 2: Měděná a zinková elektroda v roztoku H₂SO₄

Voltmetr ukazuje napětí mezi elektrodami 1 V, přičemž zinková elektroda je záporná a měděná kladná. Jak toto napětí vzniká?
Měděná elektroda se v kyselině rozpouští. To znamená, že kladné ionty (jádro + valenční elektrony) mědi přecházejí do elektrolytu (vodivostní elektrony v kovech tvoří elektronový plyn a zůstávají v elektrodě). Elektroda se tak nabíjí záporně a elektrolyt kladně.
Zinková elektroda se rovněž v kyselině rozpouští a nabíjí se tak záporně. Zinková elektroda se však rozpouští mnohem více, a proto je "zápornější" než měděná elektroda. Měděná elektroda má tedy vyšší potenciál než zinková a mezi oběma elektrodami je tudíž elektrické napětí. Spojíme-li je vodičem, protéká jím elektrický proud (obr. 3).

obr. 3: Rozpouštění měděné a zinkové elektrody v kyselině sírové. Rozpouštěním přechází do kyseliny kladné ionty a elektrody se nabíjí záporně. Zinková elektroda se rozpouští více a její potenciál je tedy menší než potenciál měděné elektrody.

Tato dvojice elektrod je tedy zdrojem elektromotorického napětí. Obecně vzniká napětí mezi dvojicí elektrod z různého materiálu, které jsou ponořeny do elektrolytu. Podobně fungují i monočlánky (tužkové baterie). V nich je jako katoda použita zinková nádobka, jako anoda uhlíková tyč. Ta je obklopena směsí burelu a uhlíku, která slouží jako depolarizátor. Průchodem proudu elektrolytem totiž probíhá elektrolýza a na elektrodách se usazují sloučeniny, které snižují napětí mezi nimi. Článek se tak vybíjí. Depolarizátor zpomaluje usazování sloučenin a prodlužuje tak životnost článku.
Jako elektrolyt je v článku salmiak (NH₄Cl), který je zahuštěn škrobem a má tak kašovitou konzistenci (obr. 4).

obr. 4: Monočlánek skládající se z uhlíkové tyčinky (anoda), zinkové nádoby (katoda), salmiaku (elektrolyt) a burelu s uhlíkem (depolarizátor). Salmiak je shora zalit krycí hmotou (není zakreslena) a uhlík je opatřen kovovou čepičkou.

Tento článek dává napětí 1,5 V. Potřebujeme-li větší napětí, použijeme plochou baterii dávající napětí 4,5 V. Tato baterie obsahuje tři monočlánky spojené do série (obr. 5).

obr. 5: Plochá baterie - sériové spojení tří monočlánků

Monočlánek nelze po vybití znovu nabít. Zdroj stejnosměrného napětí, který lze nabíjet, se nazývá akumulátor. Například olověný akumulátor vytvoříme vložením dvou olověných elektrod do elektrolytu - zředěné kyseliny sírové. Na elektrodách vznikne vrstvička PbSO₄. Povrch obou elektrod je ze stejného materiálu, akumulátor je vybit (obr. 6). Elektrolyt je disociován na H⁺ a SO₄^2-.

Připojíme-li elektrody ke zdroji vnějšího napětí, probíhají následující chemické reakce:
Na katodě: 2H⁺ + 2e^- ---> 2H
2H + PbSO₄ ---> Pb + H₂SO₄
Na anodě: SO₄^2- ---> SO₄ + 2e^-SO₄ + PbSO₄ + 2H₂O ---> 2H₂SO₄ + PbO₂

Hustota elektrolytu se zvyšuje (na jednu molekulu H₂SO₄ na začátku reakce jsou tři molekuly H₂SO₄ na konci). Na katodě se spotřebovává vrstvička PbSO₄ a zůstává tak čisté olovo, na anodě se PbSO₄ mění na PbO₂. Jakmile se spotřebuje celá vrstvička PbSO₄ na katodě, začne se na ní vylučovat plynný vodík (už nemá s čím reagovat). to je znamení, že akumulátor je nabit (obr. 7). Napětí mezi elektrodami je 2,1 V. Když je nyní spojíme přes zátěž, bude obvodem protékat proud.


obr. 6: Vybitý olověný akumulátor. Obě elektrody jsou obaleny PbSO₄.	obr. 7: Nabitý olověný akumulátor. katoda je čisté olovo, anoda je pokryta PbO₂.

Průchodem proudu se akumulátor vybíjí (probíhají opačné chemické reakce než při nabíjení a elektrody se opět pokrývají vrstvičkou PbSO₄). Po vybití ho můžeme zase znovu nabít.

Faradayovy zákony elektrolýzy

Na rozdíl od vedení proudu v kovech ¤, kde přenos náboje obstarávají prakticky nehmotné elektrony ¤, je při vedení proudu v kapalinách náboj přenášen hmotnými ionty. Přenos náboje je tedy doprovázen přenosem hmoty.

Při elektrolýze se na katodě vždy vylučuje kov nebo vodík. Procesy na anodě mohou být složitější – mohou se na ní též vylučovat různé látky, může ale docházet také k rozpouštění anody. Každá vyloučená molekula přijme z katody a odevzdá anodě několik elektronů. K vyloučení jedné molekuly na katodě musí tedy ionty přijmout n elementárních nábojů e – jedna molekula se vyloučí nábojem

Q = n × e

Pro Na⁺ nebo Cl^– je n = 1; pro Cu²⁺ nebo O^2– je n = 2 → Pro každý iont platí Xⁿ⁺ nebo Xⁿ^–

Projde-li povrchem elektrody celkový náboj Q = I × t, je počet vyloučených molekul

Vynásobíme-li toto číslo hmotností jedné molekuly

(M_m – molární hmotnost vyloučené látky, N_A – Avogadrova konstanta = 6,022 × 10²³)

dostaneme celkovou hmotnost vyloučené látky:

F = N_A × e – Faradayova konstanta (udává náboj, kterým se vyloučí 1 mol jednomocného prvku): F = 9,65.10⁴ C × mol^–1

Odvozený vztah vyjadřuje zákony, které Faraday objevil v roce 1833:

1. Faradayův zákon:

Hmotnost m vyloučené látky je přímo úměrná náboji Q, který prošel elektrolytem:

m = A × Q = A × I × t

A – elektrochemický ekvivalent, jednotka kg × C^–1

Udává množství látky vyloučené proudem 1 A za 1 s Þ definice ampéru:

Proud 1 A vyloučí za 1 s 1,118 g stříbra.

2. Faradayův zákon (podleM. Faradaye ¤

Elektrochemický ekvivalent látky vypočteme, jestliže její molární hmotnost vydělíme Faradayovou konstantou a počtem elektronů potřebných k vyloučení jedné molekuly.

Elektrolýzy se využívá v metalurgii, při galvanickém pokovování, v galvanoplastice atd.

Další použití elektrolýzy

Důležitým použitím elektrolýzy je výroba některých kovů, zejména hliníku. Ten se vyrábí z oxidu hlinitého Al₂O₃. Tento oxid se nasype do vany, ve které se nachází dvě elektrody. Průchodem proudu oxid hlinitý rozpouští a na dně vany se usazuje čistý tekutý hliník. Podrobněji si o hliníku a jeho přípravě můžete přečíst zde ¤ a zde ¤.

Elektrolýza je rovněž základem polarografie, za kterou dostal v roce 1959 Nobelovu cenu český chemik Jaroslav Heyrovský ¤. Polarografie umožňuje měřit výskyt a koncentraci nepatrného množství různých látek v roztocích - viz zde ¤.