Elektrolisi

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search

Elektrolisia elektrizitatearen bidez substantzia baten osagaiak banatzeko prozesua da, adibidez uraren kasuan hidrogenoan eta oxigenoan banatzen da. Elektrolitoak dituen disoluzio batetik korronte elektrikoa igaroaraziz egiten da. Elektrolisia gertatzen den ontziari zelda elektrolitikoa esaten zaio. Metalezko bi barra (elektrodoak) kanpoko elektrizitate-iturri bati lotuak disoluzio elektrolitiko batean murgilduta daude. Elektrolisia gertatzeko beharrezkoa den potentzial diferentzia deskonposizio-potentziala deritzo. Elektrolitoaren ioi positiboak katodora joaten dira eta ioi negatiboak anodora.

Prozedura[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Oinarrizko definizioak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  • 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 galduko ditu, bere oxidazio-maila handituz.
    • Katodoa: Elektrodo bat da eta bertan erredukzio-erreakzioa gertatzen da. Adibidez, Cu katodo batean, Cu-ak elektroiak irabaziko ditu, oxidazioa-maila txikituz.
  • 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 Coulomb- etan ematen da. Faraday-ren konstantea, elektroi mol baten karga: 96500 C/mol.

Elektrolisiaren analisi teknikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sare elektrikora konektatuta dauden bi elektrodoei korronte elektrikoa helerazten zaie, elektrodo horiek disoluzioan murgilduta daudela. Polo positibora konektatuta dagoen poloa, anodoa izango da eta polo negatibora konektatuta dagoena, katodoa.

Elektrodo bakoitzak, kontrako kargako ioiak erakartzen ditu, horrela, ioi negatiboak edo anioiak, anodorantz desplazatuko dira (elektrodo positiboa) eta ioi positiboak edo katioiak, katodorantz (elektrodo negatiboa).

Elektroiak banatu eta elektrodoetan hauen kontzentrazioa handitzeko behar den energia, korronte edo iturri elektrikoak ematen du.

Elektrodoan, elektroi transferentzia bat gauzatzen da elektroien eta ioien artean, horrela sustantzia berriak sortzen dira. Ioi negatiboek edo anioiek, elektroiak ematen dizkiote anodoari (+), eta ioi positiboek edo katioiek elektroiak hartzen dituzte katodotik (-).

Laburbilduz, funtsean gertatzen dena oxidazio-erredukzio bat da, non energia iturria elektrizitatea den.

Nernst-en ekuazioa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Erredox-erreakzioetan asko erabiltzen den kalkuluetako bat, Nernst-en ekuazioa[1] 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

log10 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, Ezel>0 izanik.

Beraz, ondorengoa baieztatzen da:

  • Ezel > 0  erreakzio espontaneoa, idatzita dagoen moduan.
  • Ezel = 0  sistema orekan.
  • Ezel < 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

Ezel = 0  → sistema orekan; ΔG = 0

ΔG° = - RT ln K  = -nFE° = -RT ln K

Hala, 𝐸 = 𝐸º − ( RT/nF) 𝑙𝑛K

Pila eta elektrolisiaren arteko desberdintasunak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

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.[2]

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.

Erabilerak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Industrian[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Metalak lortzeko horien gatzetatik. Energia iturritzat elektrizitatea erabiltzen da.

Galbanoplastia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Objektu baten gainestalketa beste metal baten geruza finaz (geruza hau metal honen gatzetik dator). Hots, bainu elektrolitikoak. Metal bat beste batez estaltzea (dekoratzeko edo korrosioa ekiditeko).Babestu nahi den elementua estaltzeko erabiliko den metala duen disoluzio batean sartzen da (bainua) eta bera KATODOA izango da (-).

Galbanoplastiaren adibide bat sardeskaren zilarrestatzea da: katodoan sarkeska jartzen da. Disoluzioan, aldiz, zilar gatza. Horrela zilar ioiak sardeskaren gainean jalkiko direlarik. Iritsiko da momentu bat non ioiak agortu egingo diren, jalkitzen ari baitira metal moduan sardeskaren gainean. Hori ekiditeko, anodo beraza, zilarrezko xafla bat jartzen da, bertako oxidazioaren bidez zilar ioiak etengabe ekoizteko. Disoluzioa hornituz.

Uraren elektrolisia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Uraren elektrolisia, ura (H20) oxigeno (02) eta hidrogeno (H2) gasetan deskonposatzean datza. Korronte elektriko bat konektatzen da bi elektrodotara. Elektrolito batean egiten den muntaia da, zelula elektrolitikoena hain zuzen. Bertan, hidrogenoa katodoan agertzen da (polo negatiboa) eta oxigenoa, berriz, anodoan (polo positiboa).

Sortzen den hidrogeno kopurua oxigenoarena baino handiagoa da, bikoitza gutxi gorabehera; bi kopuruak dira urak pasarazitako korronte totalarekiko proportzionalak.

Hidrogenoa agertzen den kableak ez du kolorea aldatzen. Oxigeno gasa agertzen den kableak, berriz, bai; oxidatu egiten da eta kolore beltza hartzen du.

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  1. (Gaztelaniaz)  «Electrólisis y Pilas – Química y algo más», quimicayalgomas.com, https://quimicayalgomas.com/quimica-general/electrolisis-y-pilas/. Noiz kontsultatua: 2018-05-11 .
  2. (Gaztelaniaz)  «Electrólisis | La Guía de Química», quimica.laguia2000.com, https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/electrolisis. Noiz kontsultatua: 2018-05-11 .

Kanpo loturak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Wikimedia Commonsen badira fitxategi gehiago, gai hau dutenak: Elektrolisi Aldatu lotura Wikidatan