Electroliza: topituri și soluții, procese la electrozi

1pe scurtstratul 1 din 3 · rezumatul lecției

Pe scurt

Electroliza folosește curent electric pentru a produce o reacție redox nespontană. Catodul este electrodul unde are loc reducerea, iar anodul cel unde are loc oxidarea. În topitura de $NaCl$ , la catod se formează sodiu: $N a^{+} + e^{-} \to Na$ ; la anod, ionii clorură dau clor: $2C l^{-} \to C l_{2} + 2 e^{-}$ . Ecuația globală este $2NaCl (l) \to 2Na + C l_{2}$ . În soluție apoasă, produșii diferă de cei din topitură, fiindcă apa participă la reacții. Electroliza apei produce hidrogen la catod și oxigen la anod, în raport molar $2 : 1$ .

Electroliza	La catod (−), reducere	La anod (+), oxidare	Ecuația totală
NaCl topit	Na⁺ + e⁻ → Na	2 Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻	2 NaCl → 2 Na + Cl₂
Soluție de NaCl (electrozi inerți)	2 H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2 HO⁻	2 Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻	2 NaCl + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ + Cl₂
Apa (acidulată sau cu NaOH)	4 H₂O + 4e⁻ → 2 H₂ + 4 HO⁻	2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4e⁻	2 H₂O → 2 H₂ + O₂
Soluție de CuSO₄ (electrozi inerți)	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4e⁻	2 CuSO₄ + 2 H₂O → 2 Cu + O₂ + 2 H₂SO₄
Soluție de KI (electrozi inerți)	2 H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2 HO⁻	2 I⁻ → I₂ + 2e⁻	2 KI + 2 H₂O → 2 KOH + H₂ + I₂

Mărimea	Relația
Sarcina electrică	$Q = I \cdot t$ (C = A · s)
Constanta lui Faraday	$F = 96500$ C pentru un mol de electroni
Molii de electroni	$n_{e} = \frac{Q}{F}$
Masa depusă (legile lui Faraday)	$m = \frac{M}{z \cdot F} \cdot I \cdot t$ , cu $z$ numărul de electroni schimbați de un ion

2în detaliustratul 2 din 3 · pentru clasă și Bacalaureat

În detaliu

Celula de electroliză (electrolizorul) transformă energia electrică în energie chimică. Sursa de curent continuu leagă un electrod la polul negativ și altul la polul pozitiv: catodul este negativ și atrage cationii, iar anodul este pozitiv și atrage anionii. Semnele sunt inverse față de cele ale pilei galvanice, dar rolul rămâne același: reducere la catod, oxidare la anod. Electrozii inerți (grafit, platină) nu se consumă, iar un electrod activ, de exemplu cel de cupru, se oxidează el însuși.

În soluție apoasă, alături de ionii sării concurează moleculele de apă:

la catod, cationii $K^{+}$ , $N a^{+}$ , $C a^{2 +}$ , $M g^{2 +}$ și $A l^{3 +}$ nu se reduc; se reduce apa, $2 H_{2} O + 2 e^{-} \to H_{2} + 2H O^{-}$ , iar cationii $C u^{2 +}$ și $A g^{+}$ se depun ca metal;
la anodul inert, ionii $C l^{-}$ , $B r^{-}$ și $I^{-}$ se oxidează la $C l_{2}$ , $B r_{2}$ , respectiv $I_{2}$ , iar anionii oxigenați $S O_{4}^{2 -}$ , $N O_{3}^{-}$ și $C O_{3}^{2 -}$ nu se descarcă; se oxidează apa, $2 H_{2} O \to O_{2} + 4 H^{+} + 4 e^{-}$ .

Exemplul 1: electroliza soluției de $CuS O_{4}$ cu electrozi de grafit.

Ionii prezenți sunt $C u^{2 +}$ și $S O_{4}^{2 -}$ , alături de moleculele de apă.
La catod se reduce cuprul: $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu$ ; masa catodului crește.
La anod ionul sulfat rămâne în soluție, iar apa se oxidează: $2 H_{2} O \to O_{2} + 4 H^{+} + 4 e^{-}$ .
Înmulțim reducerea cu $2$ ca să consume cei $4$ electroni cedați la anod și adunăm: $2C u^{2 +} + 2 H_{2} O \to 2Cu + O_{2} + 4 H^{+}$ .
Adăugăm ionii $S O_{4}^{2 -}$ în ambele părți: $2CuS O_{4} + 2 H_{2} O \to 2Cu + O_{2} + 2 H_{2} S O_{4}$ . Soluția se decolorează treptat și devine acidă.

Cantitatea de substanță transformată depinde de sarcina electrică care a trecut prin celulă: $Q = I \cdot t$ și $n_{e^{-}} = Q / F$ , cu $F = 96500$ C/mol.

Exemplul 2: prin soluția de $CuS O_{4}$ din exemplul 1 trece un curent de $5, 00$ A timp de $1930$ s. Se cer masa de cupru și volumul de oxigen (c.n.).

$Q = 5, 00 \cdot 1930 = 9650$ C.
$n_{e^{-}} = 9650/96500 = 0, 100$ mol.
Un mol de $Cu$ consumă $2$ mol de electroni: $n (Cu) = 0, 050$ mol, deci $m = 0, 050 \cdot 64 = 3, 2$ g.
Un mol de $O_{2}$ cedează $4$ mol de electroni: $n (O_{2}) = 0, 025$ mol, deci $V = 0, 025 \cdot 22, 4 = 0, 56$ L.

Apa pură conduce foarte slab curentul, de aceea electroliza apei se face cu un electrolit care nu se consumă, de exemplu $H_{2} S O_{4}$ sau $NaOH$ . La catod se degajă hidrogen, la anod oxigen, iar ecuația globală este $2 H_{2} O \to 2 H_{2} + O_{2}$ . Fiecare mol de $O_{2}$ cedează $4$ mol de electroni, în timp ce fiecare mol de $H_{2}$ primește doar $2$ mol; de aceea volumele gazelor sunt în raportul $2 : 1$ . La obținerea aluminiului se electrolizează $A l_{2} O_{3}$ dizolvat în criolit topit: $2A l_{2} O_{3} \to 4Al + 3 O_{2}$ , iar anodul de grafit este consumat de oxigenul degajat.

Alte aplicații: obținerea sodiului din $NaCl$ topit, fabricarea clorului, a hidrogenului și a hidroxidului de sodiu din saramură, rafinarea cuprului, acoperirea pieselor cu nichel sau crom (piesa se leagă la catod).

3pentru admiterestratul 3 din 3 · pentru examene

Pentru admitere

La electroliza a $2, 0$ L de saramură concentrată, cu electrozi inerți, se degajă la anod $5, 6$ L de clor, măsurați în condiții normale. Se cer masa de $NaOH$ format, volumul de hidrogen și pH-ul soluției finale, dacă volumul rămâne $2, 0$ L și produșii nu reacționează între ei.

Ecuația globală este $2NaCl + 2 H_{2} O \to H_{2} + C l_{2} + 2NaOH$ .
$n (C l_{2}) = 5, 6/22, 4 = 0, 25$ mol.
Raportul molar $C l_{2} : H_{2} : NaOH = 1 : 1 : 2$ dă $n (H_{2}) = 0, 25$ mol, adică $5, 6$ L, și $n (NaOH) = 0, 50$ mol, adică $0, 50 \cdot 40 = 20$ g.
$c_{M} = 0, 50/2, 0 = 0, 25$ mol/L, deci $pH = 14 + l g 0, 25 = 13, 4$ .

Cât timp trebuie să treacă un curent de $2, 0$ A prin soluția de $CuS O_{4}$ ca să se depună $6, 4$ g de cupru la catod? Se calculează $n (Cu) = 6, 4/64 = 0, 10$ mol, deci $n_{e^{-}} = 0, 20$ mol și $Q = 0, 20 \cdot 96500 = 19300$ C. Din $Q = I \cdot t$ rezultă $t = 19300/2, 0 = 9650$ s, adică $2$ h $40$ min $50$ s.

Tip complement grupat: la electroliza soluției de $CuS O_{4}$ cu anod de cupru:

se depune cupru la catod;
masa anodului scade;
concentrația ionilor $C u^{2 +}$ din soluție rămâne constantă;
se degajă oxigen la anod.

Variante:

A. Numai 1, 2 și 3 sunt corecte
B. Numai 1 și 3 sunt corecte
C. Numai 2 și 4 sunt corecte
D. Numai 4 este corectă
E. Toate sunt corecte sau toate sunt false

Răspuns corect: A. Anodul de cupru este activ și se dizolvă, $Cu \to C u^{2 +} + 2 e^{-}$ , în locul oxidării apei (afirmația 4 este falsă, nu se degajă oxigen). Cuprul trecut în soluție la anod înlocuiește cuprul depus la catod, deci concentrația ionilor $C u^{2 +}$ nu se schimbă, iar masa pierdută de anod este egală cu masa câștigată de catod. La orice problemă de electroliză se stabilesc întâi mediul (topitură sau soluție), natura electrozilor și semireacțiile de la fiecare electrod.

Unde apare la examen

Programa de clasa a XII-a cuprinde electroliza ca metodă de obținere a metalelor (Na, Al, rafinarea Cu), a nemetalelor (Cl₂, I₂, H₂) și a NaOH, electroliza apei, a soluției de NaCl și a soluției de CuSO₄; la curriculumul diferențiat pentru științe ale naturii, electroliza soluției de KI și legile electrolizei (programele de chimie, clasa a XII-a, OMECI 5099/2009).
Clasa a IX-a, programa nouă: la reacțiile cu modificarea numărului de oxidare apare electroliza topiturii de clorură de sodiu (programele școlare de liceu, OMEC 6930/2025).
Bacalaureatul, chimie anorganică și generală: programa de examen cere electroliza ca metodă de obținere a metalelor (Na), a nemetalelor (Cl₂, I₂, H₂) și a NaOH și electroliza apei, a soluției de NaCl și a soluției de CuSO₄ (programa de bacalaureat, anexa 2 la OMENCS 5070/2016). Legile lui Faraday nu apar în această listă. Este programa folosită și în 2026 (OMEC 6059/2025, art. 3).

Greșeli frecvente

Greșit: La catod are loc oxidarea deoarece este legat la sursa electrică.
Corect: la catod are loc întotdeauna reducerea.
Greșit: Electroliza topiturii de $NaCl$ produce $NaOH$ .
Corect: produce sodiu și clor; $NaOH$ se obține la electroliza soluției apoase de $NaCl$ , împreună cu hidrogen și clor.
Greșit: La electroliza soluției apoase de $NaCl$ se depune sodiu la catod.
Corect: ionii $N a^{+}$ nu se reduc în soluție apoasă; se reduce apa și se degajă hidrogen.
Greșit: Catodul electrolizorului este pozitiv, ca în pila galvanică.
Corect: în electrolizor catodul este polul negativ al sursei, iar anodul este polul pozitiv.
Greșit: Ionul $S O_{4}^{2 -}$ se oxidează la anod în electroliza soluției de $CuS O_{4}$ .
Corect: se oxidează apa, iar ionul sulfat rămâne în soluție.

în contul tăuPremium

Testează-te pe această lecție

Lecția o citești aici, fără cont. Testele pe lecții și capitole sunt în cont, cu grile originale Didaxis și explicația fiecăreia: gratuit 10 grile pe zi, fără limită cu Premium, 49 de lei pe lună pentru fiecare copil.

Testează-te în cont

Înainte și după

ÎnaintePile și acumulatoriPila Daniell, acumulatorul cu plumb și bateria litiu-ion.DupăPotențiale de electrodSeria potențialelor, celule galvanice și t.e.m.CapitolulReacții anorganiceToate lecțiile capitolului „Reacții anorganice”.

Întrebări frecvente

Ce se întâmplă la catod și la anod în timpul electrolizei?

Cationii migrează spre catod (electrodul negativ), unde acceptă electroni și se reduc. Anionii migrează spre anod (electrodul pozitiv), unde cedează electroni și se oxidează. Din soluții apoase se pot descărca, în locul unor ioni, chiar moleculele de apă.

De ce la electroliza soluției de NaCl nu se obține sodiu?

Pentru că, în soluție apoasă, la catod se reduce mai ușor apa decât ionii Na⁺. Se degajă hidrogen, iar în soluție rămân ioni HO⁻, care, împreună cu ionii Na⁺, formează hidroxidul de sodiu. Sodiul metalic se obține numai prin electroliza clorurii de sodiu topite.

Ce spun legile lui Faraday?

Masa de substanță depusă sau eliberată la un electrod este proporțională cu sarcina electrică trecută prin electrolit, iar pentru a depune un mol de metal cu sarcina ionului z este nevoie de z · 96 500 C. Programa de clasa a XII-a le cere la curriculumul diferențiat pentru specializarea științe ale naturii.

Surse și referințe

Redactare proprie, conform programei:

OMEC 6930/2025, MO 4 bis/8.I.2026, Chimie IX TC+CS mate-info p. 1300–1301; rocnee.eu; plan de încadrare: OMEC 4152/2026, anexele 2–38, tabel IX; rocnee.eu
OMEC 6930/2025, MO 4 bis/8.I.2026, Chimie IX TC+CS științe ale naturii p. 1343–1344; rocnee.eu
OMECI 5099/2009, Chimie XII, programa 1/2, conținuturi marcate cu asterisc, p. 7–9; rocnee.eu
OMECI 5099/2009, anexa 2, Chimie XII, programa 2, pp. 11–14; rocnee.eu
OMECI 5099/2009, anexa 2, Chimie XII, programa 3, pp. 15–17; rocnee.eu
OMECI 5099/2009, Chimie XII, programa 1/2, p. 7–9; rocnee.eu; plan de încadrare: OMEC 7723/2024, anexa 2, tabelele 1–25, legislatie.just.ro; filiera tehnologică: OMEC 7724/2024, anexa 4, tabelul calificării, legislatie.just.ro
OMENCS 5070/2016, anexa 2, p. 2–4; aplicare în 2027 prin OMEC 5211/2026 art. 3(3); edu.ro

Documente consultate

OMEC 6930/2025, Chimie IX CS, pp. 1300–1301, 1343–1344; rocnee.eu
OMECI 5099/2009, Chimie XII real, pp. 7–9; rocnee.eu
Programa de bacalaureat la chimie (anexa 2 la OMENCS 5070/2016), copie publicată de ISJ Bihor; isjbihor.ro
OMEC 6059/2025 privind Bacalaureatul 2026 (art. 3: programele de examen); edu.ro
OMENCS 5070/2016, anexa 2, programa Bac Chimie, p. 3; aplicare 2027 prin OMEC 5211/2026 art. 3(3); edu.ro

Desene: Redactare proprie (desen original)