Elektroliz

Elektrokimyasal pillerin kendiliğinden gerçekleşen (istemli) redoks tepkimeleriyle elektrik enerjisi ürettiğini öğrenmiştik. Bu sürecin tam tersine; dışarıdan elektrik enerjisi (doğru akım) verilerek istemsiz kimyasal tepkimelerin gerçekleştirilmesi işlemine elektroliz adı verilir. Elektroliz kelimesi, kelime anlamı olarak "elektrik yardımıyla parçalama/ayrıştırma" demektir.

Elektroliz işlemi, "elektrolitik hücre" adı verilen düzeneklerde gerçekleştirilir. Elektrolitik bir hücrede elektrolit (iyon içeren sıvı veya çözelti), iki elektrot (anot ve katot) ve bir doğru akım kaynağı (üreteç/pil) bulunur.

1. Elektrolizin Temel İlkeleri ve İşleyişi

Elektroliz kabında elektrik akımını ileten maddeye elektrolit denir. Elektrolitler, asit, baz veya tuzların sulu çözeltileri olabileceği gibi, erimiş (sıvı hale getirilmiş) tuzlar da olabilir. Güç kaynağının: - Pozitif (+) kutbuna bağlanan elektrot Anot'tur. (Pillerin aksine elektrolizde anot pozitiftir). Anotta her zaman yükseltgenme (elektron verme) gerçekleşir. Çözeltideki veya sıvıdaki negatif yüklü iyonlar (anyonlar) anoda göç eder ve orada yükseltgenir. - Negatif (-) kutbuna bağlanan elektrot Katot'tur. Katotta her zaman indirgenme (elektron alma) gerçekleşir. Çözeltideki veya sıvıdaki pozitif yüklü iyonlar (katyonlar) katoda göç eder ve dış devreden gelen elektronları alarak indirgenir.

Örnek: Erimiş Sodyum Klorür ($NaCl$) Elektrolizi Sıvı $NaCl$'de sadece $Na^+$ ve $Cl^-$ iyonları bulunur. - Katotta (-): Sodyum iyonları ($Na^+$) elektron alarak sodyum metaline indirgenir. $Na^+{(s)} + e^- ightarrow Na{(k)}$ - Anotta (+): Klorür iyonları ($Cl^-$) elektron vererek klor gazına yükseltgenir. $2Cl^-{(s)} ightarrow Cl{2(g)} + 2e^-$ Net tepkime: $2Na^+ + 2Cl^- ightarrow 2Na + Cl_2$ Görüldüğü gibi, doğada kendiliğinden gerçekleşmeyen "sofra tuzunun sodyum ve klora parçalanması" işlemi elektrik enerjisi sayesinde başarılmıştır.

2. Sulu Çözeltilerin Elektrolizi

Eğer elektrolit bir sulu çözelti ise, kapta sadece çözünen maddenin iyonları değil, sudan gelen hidrojen ($H^+$) ve hidroksit ($OH^-$) iyonları da (su molekülleri) bulunur. Bu durumda anoda birden fazla anyon, katoda ise birden fazla katyon gidebilir. Hangi iyonun önce tepkimeye gireceğine "Öncelik Kuralı" ile karar verilir:

• Katotta (İndirgenme): Elektron alma (indirgenme) eğilimi en büyük olan katyon (aktifliği en az olan metalin iyonu veya Hidrojen) öncelikle indirgenir.
• Anotta (Yükseltgenme): Elektron verme (yükseltgenme) eğilimi en büyük olan anyon öncelikle yükseltgenir.

3. Faraday'ın Elektroliz Kanunları

Elektroliz sırasında toplanan veya ayrışan madde miktarı ile devreden geçen elektrik yükü arasındaki nicel ilişkiler Michael Faraday tarafından kanunlaştırılmıştır.

Birinci Faraday Kanunu: Elektroliz sırasında elektrotlarda açığa çıkan madde miktarı (kütle), devreden geçen elektrik yükü (veya elektrik akım miktarı) ile doğru orantılıdır. Devreden ne kadar çok akım geçerse o kadar çok madde birikir. Yükü hesaplamak için şu formül kullanılır: $$ Q = I \cdot t $$ - $Q$ : Elektrik yükü miktarı (Coulomb - C) - $I$ : Akım şiddeti (Amper - A) - $t$ : Zaman (Saniye - s)

İkinci Faraday Kanunu: Farklı elektrolitlerden aynı miktarda elektrik yükü geçirildiğinde, elektrotlarda toplanan maddelerin kütleleri bu maddelerin "eşdeğer kütleleri" ile doğru orantılıdır. Eşdeğer kütle, atom kütlesinin değerlik elektron sayısına (alınan veya verilen elektron sayısına) bölümüdür.

Faraday hesaplamalarında kullanılan en önemli eşitlik "Faraday Sabiti"dir. 1 mol elektronun yükü 1 Faraday (F) olarak kabul edilir ve yaklaşık 96.500 Coulomb'dur. $$ 1 \, Mol \, e^- = 1 \, F = 96.500 \, Coulomb (C) $$ Denklemlerde kütle hesabına geçerken, geçen elektrik yükü önce mol elektrona, ardından tepkime denklemindeki katsayılar yardımıyla istenilen maddenin molüne ve oradan kütlesine çevrilir.

4. Elektrolizin Kullanım Alanları (Elektrokaplama ve Saflaştırma)

Elektroliz sanayide birçok önemli amaç için kullanılır: 1. Metal Eldesi: Çok aktif metaller (örneğin $Na, K, Ca, Al$) kimyasal indirgenlerle doğadaki bileşiklerinden elde edilemezler; ancak erimiş tuzlarının veya oksitlerinin elektroliziyle saf olarak elde edilebilirler. 2. Elektrokaplama (Galvanoplasti): Aşınmaya (korozyona) karşı dayanıksız bir metalin üzerinin, elektroliz yöntemiyle daha dayanıklı ve güzel görünümlü bir metalle (altın, gümüş, krom, nikel vb.) kaplanması işlemidir. Kaplamacılıkta; kaplanacak eşya katoda (-) bağlanır. Kaplayacak metal ise anoda (+) bağlanır. Çözelti olarak ise kaplayacak metalin iyonlarını içeren bir tuz çözeltisi kullanılır. 3. Metallerin Saflaştırılması (Rafinasyon): Özellikle bakırın saflaştırılmasında kullanılır. Saf olmayan bakır anoda bağlanır, saf bakır tabakası katoda bağlanır. Anotta yükseltgenerek çözeltiye geçen bakır iyonları, katotta saf bakır olarak indirgenip birikir. İçindeki empüriteler (yabancı maddeler) dibe çöker.

5. Suyun Elektrolizi (Hoffmann Voltmetresi)

Suyun bileşenlerine (hidrojen ve oksijen gazlarına) elektrik enerjisi yardımıyla ayrıştırılması işlemi özel olarak Hoffmann Voltmetresi adı verilen bir cihazda gerçekleştirilir. Saf su elektriği çok az ilettiği için (iyon derişimi çok düşüktür), elektroliz işleminden önce suyun içine iletkenliği artırmak amacıyla birkaç damla sülfürik asit ($H_2SO_4$) veya sodyum hidroksit ($NaOH$) gibi bir elektrolit eklenir.

Elektrik akımı verildiğinde: - Katotta (-): Sudan gelen hidrojen iyonları elektron alarak hidrojen gazına ($H_2$) indirgenir. - Anotta (+): Oksijen iyonları elektron vererek oksijen gazına ($O_2$) yükseltgenir.

Suyun formülü $H_2O$ olduğu için ayrışma sonucunda oluşan gazların hacimleri arasında bir oran vardır. Aynı koşullarda, katotta toplanan Hidrojen gazının hacmi, anotta toplanan Oksijen gazının hacminin tam iki katıdır. Bu oran, kimyasal bileşiklerdeki elementlerin birleşme oranlarını kanıtlayan en güzel deneylerden biridir. Elektroliz olayı, aynı zamanda yenilenebilir enerji kaynaklarından (güneş, rüzgar) elde edilen elektriği kullanarak temiz yakıt olan hidrojenin elde edilmesinde günümüzde giderek artan bir öneme sahiptir.