Elektrochemické umění – cínové krystaly a zápach z bazénu

Podrobíme-li totiž chlorid cínatý (přesněji: jeho vodný roztok) elektrolýze, budou se při tom vylučovat pevné látky, a to dokonce na obou elektrodách. Na anodě bude vznikat nerozpustný chlorid cíničitý, který ale téměř nepostřehneme. Naši pozornost totiž upoutá hlavně katoda, protože z ní téměř okamžitě začnou vyrůstat překrásné rozvětvené krystaly kovového cínu. Budou nám možná připomínat kresby, které v zimě maluje mráz na okna. Když elektrody přehodíme, narostlý strom krystalů se začne rozpouštět a nové krystalky cínu se objeví na druhé straně.

Tady je malé chemicky podrobnější shrnutí celého pokusu: 

Voda rozpustí chlorid cínatý na cínaté kationty a anionty chlóru: 
SnCl₂ → Sn²⁺ + 2 Cl^- 

Při samotné elektrolýze budou cínaté kationty na kladně nabité ANODĚ ztrácet další elektrony, a tím se budou oxidovat na cíničité. Hned se však budou vázat s anionty chlóru a vytvářet spolu s nimi chlorid cíničitý: 
Sn²⁺ - 2 e⁻ + 4 Cl⁻ → SnCl₄  

Naopak na záporně nabité KATODĚ budou cínaté kationty elektrony získávat a touto redukcí z nich bude vznikat pevný cín: 
Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn 

Tady se můžete na celý pokus podívat:  

Chtěli byste se dozvědět něco víc o elektrolýze? Tady je trocha teorie, která vám mimo jiné vysvětlí, proč je katoda zápornou elektrodou a anoda kladnou (a ne naopak, jak by si možná mohli myslet ti, kdo znají lépe latinu než chemii). 

Elektrolýzou nazýváme průchod elektrického proudu kapalinou a chemické děje s tím spojené. Je tedy předmětem zájmu jak fyziky, tak chemie. Protože polarita elektrod by se v průběhu elektrolýzy neměla měnit, používá se při ní stejnosměrný, nikoli střídavý proud. Pomocí elektrolýzy můžeme vyrábět čisté prvky (H₂, O₂, Al, Na, Ca…) či některé sloučeniny (hydroxid sodný), galvanicky pokovovat předměty (vrstvou chromu, mědi…) nebo přečišťovat kovy. 

Elektrolýzu můžeme provádět v roztoku nebo v tavenině. Nezbytné je, aby kapalina obsahovala volné elektricky nabité částice, to znamená rozpuštěné ionty. Ty se pak působením elektrického pole mezi kladnou a zápornou elektrodou pohybují a tvoří zmíněný elektrický proud. (Částice elektricky neutrální nemohou být nositeli elektrického proudu, protože na ně elektrické pole nepůsobí.) K elektrodě spojené s kladným pólem vnějšího zdroje se přitahují anionty (záporné ionty) a zbavují se tu nadbytečných elektronů – oxidují se. Naopak na záporné elektrodě dochází k redukci. A právě podle zmíněných dvou dějů se elektrody v elektrochemii definují: anoda jako ta, kde probíhá oxidace (odevzdání elektronů), a katoda jako elektroda, kde dochází k redukci (příjem elektronů). Nenazývají se tedy podle svého náboje – což možná zní trochu nelogicky, ale prostě je to tak. :-) 

Asi nejpopulárnějším příkladem elektrolýzy jsou chemické děje spojené s průchodem elektrického proudu roztokem kuchyňské soli. Nositeli proudu jsou tu anionty chlóru Cl^- a kationty sodíku Na⁺.  

Chloridové anionty na anodě odevzdávají přebytečný elektron a tím se oxidují na plynný chlór. Tak se také tento plyn průmyslově vyrábí. Vznikající chlór můžeme pozorovat jako malé bublinky na elektrodě a když opatrně chemicky přičichneme, tak také ucítíme jeho charakteristický štiplavý zápach, který je známý např. z bazénu. Případně můžeme k anodě přiložit barevný papírek a on se působením chlóru odbarví: 

Na záporně nabité katodě dochází k ději opačnému, tedy k příjmu elektronů čili redukci. A asi byste čekali, že tu vzniká čistý sodík. Skutečně by to tak bylo při elektrolýze roztaveného chloridu sodného. Jenže v solném roztoku se navíc vyskytují molekuly vody tvořené vodíkovým kationtem a hydroxidovým aniontem. Na katodě proto přednostně dochází k redukci vodíkového kationtu na plynný vodík, který je ceněnou komoditou v energetice a v chemické výrobě. Když se nám podaří vodík najímat do nějaké nádobky, např. do zkumavky, můžeme ho pak zapálit a ono to „štěkne“: 

Sodné kationty, které ke katodě taktéž putují, se tu slučují s hydroxidovým aniontem a vzniká hydroxid sodný. To je silná zásada a její přítomnost můžeme snadno dokázat pomocí acidobazického indikátoru. Když například kápneme poblíž katody fenolftalein, zbarví se v zásaditém prostředí hydroxidu sodného do fialova: 

Děje na elektrodách by se daly zapsat pomocí následujících chemických rovnic: 

Kladně nabitá ANODA (odevzdání elektronů čili oxidace): 
2Cl^- – 2e^- → Cl₂ 

Záporně nabitá KATODA (příjem elektronů čili redukce): 
2 H₂O + 2 e^-→ H₂ + 2 OH^- 

Zapsáno souhrnně pro obě elektrody: 
2 NaCl(aq) + 2 H₂O(l) → 2 Na⁺(aq) + 2 OH^-(aq) + H₂(g) + Cl₂(g), přičemž zkratka aq znamená vodný roztok, l kapalinu a g plyn. 

Mimo vlastní elektrolýzu pak ještě dochází ke zmíněnému vzniku hydroxidu sodného: 
Na⁺ + OH^- → NaOH 

Představili jsme vám dle našeho názoru velmi zajímavý fyzikálněchemický jev zvaný elektrolýza a jeho dva efektní příklady. První z nich, elektrolýzu chloridu cínatého, rozhodně nezkoušejte doma, chlorid cínatý i produkty obou popsaných reakcí jsou totiž jedovaté a nemělo by se s nimi pracovat neodborně a mimo laboratoř. Elektrolýzy kuchyňské soli se ale bát nemusíte. Klidně si vezměte jakoukoli mističku, naplňte ji slanou vodou, ponořte tam dva drátky vyvedené např. z devíti voltové baterie a radujte se z elektrochemie.