Dodaj do listy

Elektroliza. Atom. Jony

Elektrolizą nazywa się zespół procesów zachodzących na elektrodach, pod wpływem przyłożonego z zewnątrz napięcia. Zawsze są to procesy wymuszone i biegną w przeciwną stronę, niż w ogniwach galwanicznych. Wyróżnia się elektrolizy zachodzące w roztworach wodnych oraz elektrolizy przebiegające w stopionych substancjach. Te ostatnie nazywa się inaczej termoelektrolizami.

Elektroliza zachodzi w układzie nazywanym elektrolizerem. Elektrolizer składa się dwóch elektrod zanurzonych w przewodniku jonowym. Wyróżnia się dwie elektrody: anodę i katodę. Anoda stanowi elektrodę, do której dążą aniony, zaś katoda jest elektrodą, do której dążą kationy. Wynika z tego, iż anoda ma biegun dodatni, natomiast katoda ujemny.

Aby mogły zajść procesy elektrolityczne musi być przyłożona odpowiednia różnica potencjałów. W efekcie zachodzą na elektrodach reakcje redox. Na powierzchni anody zawsze przebiega utlenienie, zaś na powierzchni katody zachodzą procesy redukcji. Przemianom tym mogą ulęgać jony rozpuszczone w elektrolicie lub materiał, z którego zostały wykonane elektrody.

Elektroliza roztworów wodnych i termoelektroliza może dawać różne produkty, gdyż w trakcie elektrolizy roztworów wodnych może również dochodzić rozkładu wody.

Przykłady elektrolizy roztworów wodnych:

  • Elektroliza wodnych roztworów kwasów beztlenowych na przykładzie kwasu bromowodorowego:

Dysocjacja kwasu: HBr  H+ + Br-

Na katodzie zachodzi proces redukcji wodoru pochodzącego z kwasu:

K(-): 2 H+ + 2 e- → H2

Na anodzie utlenianiu ulega brom:

2 Br- → Br2 ↑ + 2 e-

Cały proces można zapisać sumarycznie:

2 HBr → Br2 ↑ + H2

  • Elektroliza wodnych roztworów kwasów tlenowych na przykładzie kwasu azotowego (V):

Dysocjacja kwasu: HNO3H+ + NO32-

Jednocześnie zachodzi autodysocjacja wody: H2O  H+ + OH-

Na katodzie redukcji ulega wodór pochodzący z kwasu:

K(-): 2 H+ + 2 e- → H2

Na anodzie zachodzi utlenianie tlenu z wody, ponieważ ulega łatwiejszemu utlenianiu niż tlen pochodzący z reszty kwasowej:

A(+): H2O → ½ O2 ↑ + 2 H+ + 2 e-

Cały proces można zapisać sumarycznie:

H2O → ½ O2 ↑ + H2

Przykłady elektrolizy stopionych substancji:

  • Elektroliza stopionych soli na przykładzie chlorku sodu:

Pod wpływem temperatury zachodzi dysocjacja termiczna:

NaCl  Na+ + Cl-

Na katodzie zachodzi redukcja sodu. Gdyby był to roztwór wodny redukcji ulegałby wodór z wody!

K(-): Na+ + e- → Na

Z kolei na anodzie zachodzi utlenianie chloru:

A(+): 2 Cl- → Cl2 ↑ + 2 e-

W efekcie można zapisać sumarycznie:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

Jonem nazywa się atom lub grupę atomów, która jest obdarzona ładunkiem elektrycznym o wartości ładunku elementarnego lub też stanowiący całkowitą wielokrotność ładunku elementarnego. Z tego względu jony różnią się między sobą ładunkami elektrycznymi. Wyróżnia się jony obdarzone dodatnim ładunkiem elementarnym oraz posiadające ujemny ładunek elementarny. Jony dodatnie nazywa się kationami. Ich ładunek wynika z niedoboru elektronów na ostatniej powłoce walencyjnej określonego atomu. Jony ujemne są nazywane anionami, a ich ładunek jest wynikiem posiadania nadmiarowej, w stosunku do ilości protonów, ilości elektronów na powłoce walencyjnej danego atomu. W zależności od wartości jonu, mówi się o kationach jednododatnich (np. Na+, K+) i wielododatnich (np. NH4+). Analogicznie wyróżnia się aniony jednoujemne (Br-, NO32-) i wieloujemne (SO42-, MnO42-).

Wśród jonów można spotkać takie, które składają się z pojedynczego atomu o określonym ładunku (np. Cl-, Mg2+, Na+, S2-), jak i całe grupy atomów obdarzone ładunkiem (np. PO43-, SO32-, NH4+). Te pierwsze nazywa się jonami prostymi, zaś drugie jonami złożonymi.

Oprócz ładunku elektrycznego jony charakteryzują się strukturą powłok elektronowych, a co za tym idzie również wielkością promienia jonowego. Ogólnie obowiązuje zasada, iż promienie jonowe kationów są krótsze od promieni jonowych atomów elektrycznie obojętnych (np. r Fe2+ < r Fe). Analogicznie promienie jonowe anionów są dłuższe od promieni atomów (np. r Cl- > Cl).

Jony powstają w procesach dysocjacji elektrolitycznej, termodysocjacji lub w efekcie procesów redox. Mogą również występować w sieciach przestrzennych kryształów.

Z doświadczeń wiadomo, iż jony zdecydowanie częściej tworzą się w roztworach, niż w gazach. Spowodowanie jest zachodzącymi oddziaływaniami pomiędzy substancją jonową, a rozpuszczalnikiem.

Asocjacja jonów

Jony posiadają zdolność do asocjacji, czyli łączenia się w zespoły, tzw. asocjaty. Asocjaty jonowe powstają zazwyczaj w wyniku łączenia się jonów o przeciwnych znakach. W efekcie tworzą się pary, trójki lub nawet zespoły jonów, składające się z tysięcy pojedynczych jonów). Asocjacja jest możliwa jedynie w roztworach elektrolitów i jest spowodowana występowaniem oddziaływań międzycząsteczkowych, głównie dzięki wiązaniom wodorowym.

Struktura atomu

Atom (z łacińskiego atomos - niepodzielny) stanowi najmniejszą część pierwiastka chemicznego, która zachowuje jego właściwości chemiczne. Każdy atom złożony jest z dodatnio naładowanego jądra oraz znajdujących się w przestrzeni wokół niego elektronów. Atom stanowi układ elektrycznie obojętny, w związku z czym sumaryczny ładunek jądra musi być równoważony przez sumaryczny ładunek elektryczny elektronów.

Cząstki elementarne:

Wyróżnia się trzy podstawowe cząstki elementarne, które budują atomy. Są nimi elektrony, protony i neutrony. Protony, oznaczane p+, to cząstki o elementarnym ładunku elektrycznym dodatnim. Ich masa wynosi ok. 1,007 i uznaje się ją za równą 1 u. Neutrony są elektrycznie obojętne, co zaznacza się symbolicznie: n0. Masę neutronu także określa się za równą 1 u (dokładne pomiary wykazały ok. 1,008 u). Elektrony (e-) w przeciwieństwie do wyżej wymienionych cząstek elementarnych wykazują tak niewielką masę (ok. 1/1836 masy protonu), iż uznaje się ja za równą zeru. Są obdarzone ładunkiem elektrycznym ujemnym.

Z powyższych informacji wynika, iż cała masa atomu zlokalizowania jest w jądrze atomowym. Dodatkowo, jądra charakteryzują się niewielkimi rozmiarami w stosunku do rozmiarów całego atomu. Promień atomowy ma długość ok. 10-10m, podczas gdy promień jądrowy zaledwie 10-15m. W efekcie materia jądra wykazuje niemal nieprawdopodobną gęstość, wynoszącą ok. 1014 g/cm3.

Jądro atomowe znajduje się centralnie w atomie. Składa się z neutronów, które są elektrycznie obojętne oraz protonów obdarzonych dodatnim ładunkiem elektrycznym. Każde jądro atomowe można dokładnie opisać za pomocą dwóch liczb: liczby masowej oraz liczby atomowej.

Liczba atomowa określa liczbę protonów znajdujących się w danym jądrze. Symbolicznie jest oznaczana jako Z. Z układu okresowego łatwo uzyskuje się informację na temat liczby atomowej danego pierwiastka, ponieważ stanowi ona jednocześnie numer tego pierwiastka w układzie. Przykładowo liczbą atomową dla magnezu jest

Z = 12, zaś dla węgla Z = 6.

Drugą, niezwykle cenną informacje, na temat budowy jądra uzyskujemy na podstawie liczby masowej. Oznacza jest symbolem A. Określa sumaryczną ilość protonów i neutronów, znajdujących się w jądrze atomowym danego nuklidu (A = p+ + n0). Przeprowadzając prosty rachunek można obliczyć ilość neutronów - tzn. należy od liczby A odjąć liczbę Z (A-Z = n0).

W układzie okresowym podane są masy atomowe pierwiastków. Stanowią one średnią ważoną naturalnie występujących w przyrodzie izotopów. W tym miejscu należy wyjaśnić pojęcie izotopu.

Izotopami nazywa się jądra tego samego pierwiastka różniące się między sobą liczbą masową. W efekcie posiadają różna ilość neutronów. W przyrodzie występują izotopy naturalne, ale mogą także istnieć izotopy sztuczne, otrzymane przez człowieka w wyniku przeprowadzanych reakcji jądrowych. Izotopy danego pierwiastka różnią się pomiędzy sobą zazwyczaj właściwościami fizycznymi. Wynika to różnic w składzie jądra, a co za tym idzie, także występują inne oddziaływania między protonami i neutronami (różnice w siłach jądrowych, spiny, momenty magnetyczne, rozmiary i inne).

Przykłady izotopów jednego pierwiastka:

35Cl i 37Cl - izotopy te są trwałe i tworzą naturalnie występujący w przyrodzie chlor.

54Fe i 56Fe - jedne z kilku naturalnie występujących izotopów żelaza.

Niektóre pierwiastki posiadają jedynie trwałe izotopy, z kolei inne występują tylko jako niestabilne izotopy. Takimi pierwiastkami są wszystkie, których liczba atomowa jest wyższa od 83 (np. izotopy astatu, radu). Ich promieniotwórczość wynika z budowy wewnętrznej takich ciężkich jąder.

Siły jądrowe

Neutrony i protony zlokalizowane w jądrze atomowym oddziałują ze sobą. Oddziaływanie te nazywa się siłami jądrowymi. Charakteryzują się krótkim zasięgiem, sięgającym ok. 10-15m. Oddziaływanie te są jednakowe i niezależne od ładunku, oznacza to, że z jednakową siłą działają na siebie protony, jak i protony na neutrony i neutrony pomiędzy sobą. Siły te mają charakter przyciągający. W przypadku jąder ciężkich zaczynają odgrywać rolę siły elektrostatyczne, tzn. protony odpychają się. W efekcie jądra składające się z wielu cząstek elementarnych stają się niestabilne.

Siły jądrowe mają ogromną siłę. Przekonać można się o tym chcąc rozszczepić jądra stabilne. Aby to uczynić należy dostarczyć dużą ilość energii. Energię tą można obliczyć z tzw. defektu masy. Sumaryczna masa protonów i neutronów składających się na dany nuklid jest zawsze większa od masy atomowej jąder. Różnicę między tymi masami nazywa się defektem masy, czyli masą, która uległa zamianie na energię wiązania (zgodnie z równaniem: ∆E =∆m∙c2 ).

Konfiguracja elektronowa

Istotna sprawą, przy opisie atomów jest rozmieszczenie elektronów, znajdujących się w przestrzeni wokół jądra. Opis taki nazywa się konfiguracją elektronową. Ponieważ elektrony, są cząstkami tak małymi, nie możliwe jest dokładne określenie ich położenia przy jednoczesnym wyznaczeniu pędu elektronu. Stwierdzenie to stanowi treść zasady nieoznaczoności Heizenberga. Na jej podstawie zrezygnowano z prób wyznaczania położenia elektronów, na rzecz zawężania obszarów wokół jądra atomowego, w których prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest wysokie.

Obecnie zachowanie się elektronu w atomie opisuje się za pomocą funkcji falowych, w której postać zależy od kombinacji liczb kwantowych. Równanie, pozwalające na wyznaczenie owych liczb przedstawił Schrodinger. Poniżej przedstawiono charakterystykę pięciu liczb kwantowych, za pomocą których opisuje się zachowanie elektronu w atomie:

n - główna liczba kwantowa:

Od głównej liczby kwantowej zależy energia elektronu. Może przyjmować wartości od 1 do + (w praktyce od 1 do 7). Wyznacza tzw. powłoki elektronowe (K, L, M, N, O, P, Q). Na każdej powłoce może się znajdować maksymalnie 2n2 elektronów (n oznacza numer kolejnej powłoki licząc od najbardziej wewnętrznej).

l - poboczna (orbitalna) liczba kwantowa:

Od pobocznej liczby kwantowej zależy orbitalny moment pędu elektronu. Może przyjmować wartości od 0 do (n-1). Wyznacza podpowłoki elektronowe (s, p, d, f, g, h).

ml - magnetyczna orbitalna liczba kwantowa

Od magnetycznej orbitalnej liczby kwantowej zależy rzut orbitalnego momentu pędu elektronu na linię sił pola magnetycznego. Maksymalna ilość tych wartości to 2l + 1. Wyznacza ilość poziomów orbitalnych (orbitali danego typu).

s - spinowa liczba kwantowa

Od spinowej liczby kwantowej zależy spin elektronu. Liczba ta zawsze przyjmuje wartość .

ms - magnetyczna spinowa liczba kwantowa. Liczba ta może przyjmować dwie wartości: lub -.

Przy zapisywaniu struktury elektronowej pierwiastków obowiązują następujące zasady:

zakaz Pauliego:

W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony opisane funkcjami falowymi o identycznej kombinacji 5 liczb kwantowych.

reguła Hunda:

Elektrony zapełniają poziomy orbitalne w taki sposób, aby ilość niesparowanych elektronów była jak największa.

Przykłady zapisu konfiguracji elektronowych wybranych pierwiastków.

[6C] = 1s2 2s2 2p2

[12Mg] = 1s2 2s2 2p6 3s2

[17Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

[26Fe] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6