Электролитическая ячейка: принцип работы и применение.

Введение

Электролитическая ячейка – это электрохимическая ячейка, использующая электрическую энергию для осуществления несамопроизвольной окислительно-восстановительной реакции. Электролитическая ячейка использует внешний источник электрической энергии для принуждения к протеканию химической реакции, которая не произошла бы сама по себе. Этот внешний источник энергии представляет собой напряжение, приложенное между двумя электродами ячейки: анодом (положительно заряженным электродом) и катодом (отрицательно заряженным электродом), погруженными в раствор электролита.

Принципы

В электролитической ячейке ток проходит через ячейку под действием внешнего напряжения, вызывая протекание несамопроизвольной химической реакции. В гальванической ячейке протекание самопроизвольной химической реакции вызывает возникновение электрического тока. Электрохимическая ячейка равновесия находится в промежуточном состоянии между электролитической и гальванической ячейками. Стремление самопроизвольной реакции создать ток во внешней цепи точно уравновешивается встречной электродвижущей силой, так что ток не течет. Если эта встречная электродвижущая сила увеличивается, ячейка становится электролитической, а если уменьшается – гальванической. Электролитическая ячейка состоит из трех компонентов: электролита и двух электродов (катода и анода). Электролит обычно представляет собой раствор воды или других растворителей, в котором растворены ионы. Расплавленные соли, такие как хлорид натрия, также могут служить электролитами. Под воздействием внешнего напряжения, приложенного к электродам, ионы в электролите притягиваются к электроду с противоположным зарядом, где могут происходить реакции переноса заряда (также называемые фарадеевскими или окислительно-восстановительными). Только при наличии внешнего электрического потенциала (то есть напряжения) правильной полярности и достаточной величины электролитическая ячейка способна разлагать обычно стабильное или инертное химическое соединение в растворе. Предоставляемая электрическая энергия может вызвать химическую реакцию, которая в противном случае не протекала бы самопроизвольно. Майкл Фарадей определил катод как электрод, к которому в ячейке перемещаются катионы (положительно заряженные ионы, такие как ионы серебра Ag), где они восстанавливаются, реагируя с электронами (отрицательно заряженными) с этого электрода. Аналогично, он определил анод как электрод, к которому в ячейке перемещаются анионы (отрицательно заряженные ионы, такие как ионы хлорида Cl), где они окисляются, отдавая электроны на электрод. Для внешнего провода, соединенного с электродами гальванического элемента (или батареи), образуя электрическую цепь, катод является положительным, а анод – отрицательным. Таким образом, положительный электрический ток течет от катода к аноду через внешнюю цепь в случае гальванического элемента.

In an electrolytic cell, a current passes through the cell by an external voltage, causing a non spontaneous chemical reaction to proceed. In a galvanic cell, the progress of a spontaneous chemical reaction causes an electric current to flow. An equilibrium electrochemical cell exists in the state between an electrolytic cell and a galvanic cell. The tendency of a spontaneous reaction to push a current through the external circuit is exactly balanced by a counter electromotive force so that no current flows. If this counter electromotive force is increased, the cell becomes an electrolytic cell, and if it is decreased, the cell becomes a galvanic cell. An electrolytic cell has three components: an electrolyte and two electrodes (a cathode and an anode). The electrolyte is usually a solution of water or other solvents in which ions are dissolved. Molten salts such as sodium chloride can also function as electrolytes. When driven by an external voltage applied to the electrodes, the ions in the electrolyte are attracted to an electrode with the opposite charge, where charge transferring (also called faradaic or redox) reactions can take place. Only with an external electrical potential (i. e., voltage) of correct polarity and sufficient magnitude can an electrolytic cell decompose a normally stable, or inert chemical compound in the solution. The electrical energy provided can produce a chemical reaction that would otherwise not occur spontaneously. Michael Faraday defined the cathode of a cell as the electrode to which cations (positively charged ions, such as silver ions Ag) flow within the cell, to be reduced by reacting with electrons (negatively charged) from that electrode. Likewise, he defined the anode as the electrode to which anions (negatively charged ions, like chloride ions Cl) flow within the cell, to be oxidized by depositing electrons on the electrode. To an external wire connected to the electrodes of a galvanic cell (or battery), forming an electric circuit, the cathode is positive and the anode is negative. Thus positive electric current flows from the cathode to the anode through the external circuit in the case of a galvanic cell.

Приложения

Электролитические ячейки часто используются для разложения химических соединений в процессе, называемом электролизом, где «электро» означает электричество, а греческое слово «lysis» – распад. Важными примерами электролиза являются разложение воды на водород и кислород, а также боксита на алюминий и другие химические вещества. Электроосаждение (например, меди, серебра, никеля или хрома) выполняется с использованием электролитической ячейки. Электролиз – это техника, использующая постоянный электрический ток (DC). В промышленности электролитические ячейки применяются для электрорафинирования и электровыделения ряда цветных металлов. Большая часть высокочистого алюминия, меди, цинка и свинца производится в промышленных электролитических ячейках. Как уже отмечалось, вода, особенно при добавлении ионов (соленая или кислая вода), может подвергаться электролизу. При подаче внешнего напряжения ионы водорода (H⁺) направляются к катоду, где, соединяясь с электронами, образуют газообразный водород в реакции восстановления. Аналогично, гидроксид-ионы (OH⁻) направляются к аноду, отдавая электроны и ион водорода (H⁺) для образования газообразного кислорода в реакции окисления. В расплавленном хлориде натрия (NaCl) при пропускании тока через соль анод окисляет ионы хлорида (Cl⁻) до газообразного хлора, отдавая электроны аноду. Катод, в свою очередь, восстанавливает ионы натрия (Na⁺), принимая электроны от катода и осаждая их на катоде в виде металлического натрия. Раствор хлорида натрия в воде также может быть подвергнут электролизу. Анод окисляет ионы хлорида (Cl⁻), образуя газообразный хлор (Cl₂). Однако на катоде вместо восстановления ионов натрия до металлического натрия происходит восстановление молекул воды до гидроксид-ионов (OH⁻) и газообразного водорода (H₂). В результате электролиза образуются газообразный хлор, газообразный водород и водный раствор гидроксида натрия (NaOH).