Uvod
Elektrokemija jedna je od grana
kemije
. Svrstava se pod
fizikalnu kemiju
, a proučava
kemijske reakcije koje se događaju između
električnog vodiča
(metalne, poluprovodničke
ili grafitne
elektrode
) i ionskog vodiča (
elektrolita
) prilikom kojih dolazi do
prijenosa
elektrona
između elektrode i elektrolita.
Ako je neka kemijska reakcija izazvana vanjskim
naponom
, kao u slučaju elektrolize
ili ako napon nastaje kao posljedica kemijske reakcije, kao u
baterijama
, ta reakcija naziva
se elektrokemijskom reakcijom. Elektrokemijske reakcije krutih i tekućih
tvari
odvijaju se
prostorno odvojene jedna od druge. Elektrokemija je od
19. stoljeća
na dalje, dobila veliku
praktičnu primjenu u mnogim područjima poput
prijevoza
,
telekomunikacija
,
astronautike
i
dr.
Kemijske reakcije u kojima dolazi do prijenosa elektrona između
atoma
zovu se
oksidacijsko-redukcijske ili
redoks
reakcije. Elektrokemija proučava situacije u kojima su
reakcije
oksidacije
i
redukcije
prostorno odvojene, pri čemu se protok elektrona ostvaruje
kroz vanjski
strujni krug
. Oksidacija je prvobitno označavala reakciju spajanja kemijskog
elementa s
kisikom
pri čemu nastaju
oksidi
. Onda je pojam proširen na svaku reakciju
spajanja s kisikom (recimo oksidacijom
alkohola
nastaje
aldehid
, a daljom oksidacijom
aldehida
kiselina
), što se izražava oksidacijskim brojem.
Najšire shvaćena oksidacija predstavlja gubitak elektrona. Npr., anodna oksidacija je
proces u kojem
molekula
(ili
ion
) oksidira tako što (umjesto kisiku) preda elektron
anodi
.
Redukcija je suprotan proces oksidaciji i najšire shvaćena, predstavlja proces primanja
elektrona. Npr. u katodnoj redukciji
kation
primanjem jednog ili više elektrona reducira se
do čistog
metala
.
1
tome, da bi se ioni izbijali na elektrodama, potreban je određeni napon (napon razlaganja)
karakterističan za pojedine elektrolite. Pritom treba uzeti u obzir da je i voda kao najčešće
otapalo elektrolitski disocirana, iako u vrlo maloj mjeri, na vodikove i hidroksilne ione, pa
se njezinom elektrolizom mogu na elektrodama izlučiti plinovi vodik i kisik. Kako su u
vodenoj otopini prisutni raznovrsni ioni, na elektrodama će se izbijati ioni one tvari kojoj
je napon razlaganja najmanji.
Elektroliza je vrlo važna u metalurškom dobivanju mnogih metala iz njihovih ruda
(elektrometalurgija). S njom se više bavi analitička kemija (elektroanaliza) i elektrokemija,
a i glavna je osnova galvanotehnike. Tako se dobivaju: alkalijski metali, zemnoalkalni
etali, aluminij, cink, (ali ne i magnezij), alkalijske lužine, soli hipokloriti, klorati, kloridi i
dr.. Rafiniraju se: bakar, srebro, aluminij i plemeniti metali. Elektrolize su zanimljive
kod modre galice i morske soli, tj. bakrova (II) sulfata (CuSO
4
) i natrijeva klorida (NaCl-
a).
1.1. Elektroliza taline natrijevog klorida
Talina
natrijevog klorida
se može elektrolizirati, pri čemu nastaju elementarni
natrij
i
elementarni
klor
. U industriji se za navedeni proces koristi posebna ćelija, koja se naziva
Downova ćelija. Ćelija je povezana s električnim izvorom struje, što omogućava
gibanje
elektrona
od vanjskog izvora napona do elektrolitičke ćelije.
U Downovoj ćeliji se odvijaju sljedeće reakcije:
Anoda (oksidacija): 2 Cl– → Cl2(g) + 2 e–
Katoda (redukcija): 2 Na+(l) + 2 e– → 2 Na(l)
Ukupna reakcija: 2 Na+ + 2 Cl–(l) → 2 Na(l) + Cl2(g)
Navedenim procesom se mogu dobiti velike količine elementarnog natrija i klora, te
on ima široku primjenu u
elektrolitičkom presvlačenju minerala
i
metalurškoj industriji
.
Elektromotorna sila (
Emf
) navedenog procesa iznosi približno −4
V
što upućuje na
(vrlo) ne-spontan (prisilan) proces. Da bi se mogla provesti elektroliza taline natrijevog
klorida, vanjski izvor struje mora osigurati potencijal u minimalnom iznosu od 4 V. U
slučaju da se želi ubrzati navedena reakcija, moraju se osigurati veće vrijednosti
potencijala.
3
1.2. Elektroliza vode
Primjenom vanjskog izvora napona, procesom elektrolize vode, voda se razlaže na
vodik (H
2
) i kisik (O
2
).
Voda
ne disocira
spontano
na
vodik
i
kisik
, budući da pri
standardnim uvjetima
Gibbsova slobodna energija
navedenog procesa iznosi 474,4 kJ/mol
(radi se o endotermnom procesu). Iz tog se razloga elektroliza vode provodi u
elektrolitičkoj ćeliji, koja se sastoji od dvije inertne
elektrode
(obično
platinske
) uronjene u
vodu, koje služe kao anoda i katoda u procesu elektrolize. Elektroliza počinje primjenom
vanjskog izvora napona između elektroda u prisustvu elektrolita (npr.
natrijevog
klorida
(c=0,1M) ili
sumporne kiseline
(c=0,1M)) ili dovođenjem iznimno velike količine
napona (ukoliko se ne koristi elektrolit).
Razvijanje plinova uzrokuje nastanak mjehurića, koji se mogu vidjeti oko obje
elektrode. Sljedeće polureakcije opisuju gore navedene procese:
Anoda (oksidacija): 2 H
2
O(l) → O
2
(g) + 4 H+(aq) + 4 e–
Katoda (redukcija): 2 H
2
O(g) + 2 e– → H
2
(g) + 2 OH–(aq)
Ukupna reakcija: 2 H
2
O(l) → 2 H
2
(g) + O
2
(g)
Iako se u aparatu mogu koristiti jake kiseline, ukupna količina kiseline se ne mijenja
tijekom elektrolize. Navedena reakcija se može odvijati na bilo kojoj vodljivoj elektrodi pri
dovoljno visokim potencijalima, no platina
katalizira
nastanak i vodika i kisika, te
omogućava primjenu manjih napona (~2 V ovisno o
pH
).
Elektroliza vodenih medija podrazumijeva slične procese kao u elektrolizi vode. No,
radi se o složenijem procesu, jer se komponente otopine moraju analizirati
preko
polureakcija
, neovisno o tome da li se radi o procesu oksidacije ili redukcije.
1.3. Elektroliza otopine natrijevog klorida
Prisustvo vode u otopini
natrijevog klorida
, mora se analizirati s obzirom na procese
oksidacije i redukcije, koji se odvijaju na elektrodama. Obično elektrolizom vode nastaju
plinoviti
kisik
(na anodi) i
vodik
(na katodi). Natrijev klorid disocira u vodi na Na+ i
Cl– ione.
Kation
, koji je pozitivni ion, se može na katodi (-) reducirati u elementarni
natrij
,
a
anion
, negativni ion, se može na anodi (+) oksidirati u elementarni
klor
.
Sljedeće polureakcije prikazuju navedene procese:
1. Katoda: Na+(aq) + e– → Na(s) E°red = –2.71 V
4
