Разлика между версии на „Електролиза“

редакция без резюме
: <math>\mathrm{4\ OH^- \rightarrow \ O_2 \uparrow + \ 2 H_2O + 4e^-}</math>
 
Горните процеси на редукция/окисление могат да се извършат само ако се превиши определена стойност на '''електродния потенциал'''. (За първата реакция
U <= 0 V, за втората U >= +1,23 V).
За да протекат двата процеса на електродите трябва да се приложи напрежение U = 1,23 - (0) = 1,23 V.
 
Абсолютната стойност на електродния [[потенциал]] не може да се измери, но измерването на напрежение (разликата между потенциалите на два електрода е възможно. Затова потенциала на '''стандартния водороден електрод''' (вж. горе) се дефинира като нула волта а стандартния електроден потенциал на другите електроди се дефинира като напрежението измерено между стандартния водороден електрод и съответния електрод.
Стойностите на електродния потенциал за много полу-реакции могат да се намерят тук: [[http://en.wikipedia.org/wiki/Standard_electrode_potential_(data_page)]] (англ.)
В тази таблица окислената форма на компонента е отляво а редуцираната отдясно на стрелката. Разликата в потенциалите (по-положителния минус по-отрицателния) дава минималното [[напрежение]], което трябва да се приложи, за да протекат двата процеса.
При наличието на няколко възможни реакции (напр. няколко различни вида катиони в разтвора) на катода протича първо процеса с по-висок (по-положителен) електроден потенциал. По-тази причина не е възможно отделянето по електролитен път на [[алуминий]] от водни разтвори на алуминиеви [[сол]]и. В този случай на катода се получава винаги [[водород]]. По-тази логика не би трябвало да е възможно и отделянето на [[цинк]], [[желязо]] и др. от водни разтвори. На практика обаче електролитното поцинковане е възможно. Това се дължи на т. нар. '''свръхнапрежение'''. Поради различни кинетични процеси е необходим по-нисък (по-отрицателен) потенциал от стандартния електроден потенциал, за да протече даден процес на катода. При водорода свръхнапрежението често е голямо, което прави отделянето на доста [[метал]]и из воден разтвор възможно.
Казаното дотук важи и за анода, но с обратен знак. Там протича първо процеса с по-нисък (по-отрицателен) потенциал, като посочените в таблицата полуреакции се извършват отдясно наляво (окисление). Поради свръхнапрежение понякога реда на реакциите се променя: т.напр. е възможно отделянето на [[хлор]] (U=1,359V) от водни разтвори на хлориди, въпреки че отделянето на [[кислород]] по горната реакция има по нисък електроден потенциал (U=1,229).
 
Понеже на електродите може да се приложи произволно напрежение на катода могат да се редуцират дори и най-силните редуктори а на анода да се окислят
дори и най-силните окислители. Затова се казва че '''катода е най-силния редуктор''' а '''анода най-силния окислител'''. Едва след откриването на електролизата станало възможно получаването на силни редуктори ( напр. [[натрий]], [[калий]]) и силни окислители (напр. [[хлор]], [[флуор]]).
За да се обменят един [[мол]] електрони e необходим електрически заряд от 96485 [[кулон]]а. Това се равнява числено на т.нар. константа на [[Фарадей]] '''F = 96485 C/mol'''.
 
Електролизата се използва широко в промишлеността. Тя есе основниятприлага методпри за получаванеполучаването на [[водород]], [[натриева основа]], [[хлор]] и други. Прилага се също и за нанасяне на метални и неметални покрития върху метали.
Получаването на чиста [[Мед (елемент)|мед]] (електролитна мед) е друг типичен пример.