Bun, hai să vorbim despre procesul opus pilor, un proces unde cheltuim energie electrică pentru a forța să se întâmple chimie care nu s-ar întâmpla singură niciodată. Asta e electroliza. Este tehnologia care produce aluminiu din bauxită, curelează bijuteriile, purifică metalele și chiar produce hidrogenul „verde”. Să începem!
1. Ce Este Electroliza? Definiția Prin Contrast
- O PILĂ: Produce curent electric dintr-o reacție chimică spontană (redox).
- ELECTROLIZA: Consumă curent electric pentru a produce o reacție chimică nespontană (redox).
Analogia simplă:
- Pila = Baterie descărcată. Reacția din ea produce electricitate.
- Electroliza = Încărcătorul. Primește electricitate pentru a forța reacția inversă.
Aparatul de electroliză (celula electrolitică):
- Sursă de curent continuu (CC): Baterie sau redresor.
- Electrozi: Introduși în electrolit (soluție sau topitură conductoare).
- CATOD (-): Conectat la polul NEGATIV al sursei. Aici are loc REDUCEREA.
- ANOD (+): Conectat la polul POZITIV al sursei. Aici are loc OXIDAREA.
Regula de aur de reținut: În electroliză, polaritatea electrozilor este INVERSĂ față de o pilă!
- Catodul (-) este reductor (furnizează electroni).
- Anodul (+) este oxidant (extrage electroni).
2. Electroliza Topiturilor (Fără Apa de Jur Împrejur)
Aceasta este electroliza în forma sa cea mai pură, folosită pentru obținerea metalelor reactive care reacționează cu apa.
Cazul Regină: Obținerea Aluminiului (Procesul Hall-Héroult)
- Materie primă: Aluminiu din bauxită, purificat ca oxid de aluminiu (Al₂O₃).
- Problema: Al₂O₃ are punct de topire foarte înalt (2050°C). Soluția: Se dizolvă în criolit topit (Na₃AlF₆) care scade punctul de topire la ~950°C.
- Celula electrolitică:
- Catod (-): Peretele celulei din cărbune. AICI SE PRODUCE ALUMINIUL!
- Anod (+): Electrozi de cărbune scufundați.
- Electrolit: Al₂O₃ dizolvat în criolit topit.
Reacțiile (simplificate):
- La catod (reducere): Al³⁺ + 3e⁻ → Al(l) (aluminiu lichid se adună la fund)
- La anod (oxidare):2O²⁻ → O₂(g) + 4e⁻
- Oxigenul eliberat reacționează cu anozii de cărbune, producând CO₂, consumându-i.
De ce e important? Fără această electroliză, nu am avea aluminiu ușor pentru avioane, conserve sau cadre de biciclete. Este un proces foarte consumator de energie.
Alt exemplu: Obținerea sodiului
- Electroliza clorurii de sodiu topite (NaCl lichid).
- La catod: Na⁺ + e⁻ → Na(l) (sodiu metalic)
- La anod: 2Cl⁻ → Cl₂(g) + 2e⁻ (gaz de clor)
3. Electroliza Soluțiilor Apoase (Competiția cu Apa)
Aici lucrurile devin interesante! În soluții apoase, pe lângă ionii sării, avem și ionii apei: H⁺ și OH⁻. Aceștia intră în competiție cu ionii metalici pentru a se descărca la electrozi.
Reguli pentru descărcarea la CATOD (-) (REducere):
- Dacă soluția conține ioni de metal activ (K⁺, Na⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Al³⁺) – metale mai active decât hidrogenul – NU se vor descărca. În locul lor, se va descărca H⁺ din apă, producând hidrogen gazos.
- Reacție: 2H₂O + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)
- Dacă soluția conține ioni de metal nobil (Cu²⁺, Ag⁺, Au³⁺) – metale mai puțin active decât hidrogenul – se vor descărca și se vor depune ca metal pur pe catod.
- Reacție (ex: pentru Cu): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) (cuprul se depune ca strat solid)
Reguli pentru descărcarea la ANOD (+) (OXidare):
- Dacă anodul este inerț (platină Pt sau grafit C) și soluția conține anioni halogenuri (Cl⁻, Br⁻, I⁻), aceștia se vor descărca preferențial, producând halogen.
- Reacție (ex: pentru Cl⁻): 2Cl⁻ → Cl₂(g) + 2e⁻
- Dacă anodul este inert și soluția conține anioni oxigenați (SO₄²⁻, NO₃⁻, etc.) sau OH⁻ din apă, se va descărca OH⁻, producând oxigen gazos.
- Reacție: 2H₂O → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ sau 4OH⁻ → O₂(g) + 2H₂O + 4e⁻
- Dacă anodul este activ (din același metal care se depune la catod, ex: Cu), atunci ANODUL ÎNSUȘI se oxidează și trece în soluție. Aceasta este baza rafinării electrolitice și a electroplacării.
4. Aplicații Tehnologice Cruciale
A. Rafinarea Electrolitică a Cuprului (Obținerea Cuprului „5 stele”)
- Anod (+): Cupr impur (Cu ~98-99%, cu impurități de Fe, Zn, Ag, Au). Se oxidează:
Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻. - Catod (-): Placă subțire de cupru pur. Se reduce:
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)pur (>99.99%). - Ce se întâmplă cu impuritățile?
- Metalele mai active (Fe, Zn) rămân ca ioni în soluție.
- Metalele mai nobile (Ag, Au) NU se oxidează și cad la fundul celulei sub formă de namol anodic – o sursă valoroasă de argint și aur!
B. Electroplacarea (Acoperirea cu Metale)
Scop: Acoperirea unui obiect (metalic sau chiar plastic metalizat) cu un strat subțire, uniform și adherent de alt metal, pentru: protecție anticorosivă (nichel, crom, zinc), aspect decorativ (aur, argint), duritate.
- Obiectul de acoperit este CATOD.
- Anodul este fie inert (pentru metale scumpe), fie din metalul de acoperit (care se consumă și reîncarcă soluția).
- Electrolitul: o sare a metalului de acoperit.
- Exemplu: Cromarea unui parbriz. Parbrizul (catod) este scufundat într-o baie de crom (VI). Ionii Cr⁶⁺ se reduc la suprafața lui, formând un strat strălucitor de crom.
C. Obținerea Hidrogenului și a Oxigenului Puri (Electroliza Apei)
Cu anod și catod inerți (Pt) în apă acidulată (cu H₂SO₄) pentru a o face conductoare:
- La catod (-):
2H₃O⁺ + 2e⁻ → H₂(g) + 2H₂O(HIDROGEN) - La anod (+):
6H₂O → O₂(g) + 4H₃O⁺ + 4e⁻(OXIGEN) - Raport volumetric: Se obțin 2 volume de H₂ pentru 1 volum de O₂. Ecuația globală: 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g).
5. Legile Electrolizei ale lui Faraday (Cantitatea e Regină)
Legătura dintre curentul electric și masa de substanță produsă/consumată.
- Legea I: Masa de substanță depusă/eliberată la un electrod este direct proporțională cu cantitatea de electricitate (sarcina electrică, Q) care a trecut prin soluție.
Q = I * t(Coulombi = Amperi * secunde)
- Legea a II-a: Masa echivalentă de substanță (M/n) depusă/eliberată de 1 Faraday de electricitate (96.485 C) este egală cu masa sa echivalentă.
m = (M * I * t) / (n * F)m= masa produsă (g)M= masa molară (g/mol)I= intensitatea curentului (A)t= timpul (s)n= numărul de electroni implicați în semireacțieF= Constanta lui Faraday ≈ 96500 C/mol e⁻
Exemplu rapid pentru Bac: Ce masă de cupru se depune la catod în 1 oră la un curent de 2A? (M_Cu=64, n=2)
t = 3600 s,I = 2 Am = (64 * 2 * 3600) / (2 * 96500) ≈ (460800) / (193000) ≈ 2.39 g Cu
Concluzie: De la Bijuterii la Revoluția Verde
Electroliza nu este doar un capitol de manual. Este o tehnologie de transformare profundă:
- O schimbă materii prime (bauxită, minereuri) în metale pure fundamentale pentru civilizația noastră (Al, Cu, Na).
- O perfecționează metalele (rafinarea).
- Le protejează și le îmbracă în frumusețe (electroplacarea).
- Este speranța pentru o energie curată – producerea hidrogenului verde prin electroliza apei cu energie regenerabilă (solar, eolian).
La Bacalaureat, concentrează-te pe:
- Aspectul calitativ: Predictia produselor de la anod și catod pentru topituri și soluții apoase.
- Aplicațiile: Rafinarea și electroplacarea.
- Calculul cantitativ simplu folosind legea lui Faraday.
Electroliza ne arată că, cu suficientă energie și cunoaștere, putem forța materia să urmeze calea pe care o alegem noi. Este alchimia modernă, bazată pe legi precise ale naturii.
Leave a Reply