Τι είναι η ηλεκτρόλυση

Στη Χημεία, Ηλεκτρόλυση είναι το φαινόμενο στο οποίο ένα ηλεκτρικό ρεύμα διατρέχει ένα υδατικό διάλυμα ιοντικής ένωσηςκαι ξεκινά κατευθύνει τα ιόντα (φορτισμένα σωματίδια) της Ένωσης α δύο ηλεκτρόδια, θετικός (Ανοδος, προσελκύει αρνητικά φορτισμένα ανιόντα) και αρνητικά (Κάθοδος, προσελκύει θετικά φορτισμένα κατιόντα). Αυτό το φαινόμενο διέπεται από το νόμο των Ηλεκτροστατικών, ο οποίος δείχνει ότι αντίθετα φορτία προσελκύουν το ένα το άλλο.

Ηλεκτρολύτες

Το 1883, Michael Faraday ανακάλυψε ότι τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ουσιών δίνουν ηλεκτρικό ρεύμα, ενώ διαλύματα άλλων ουσιών δεν το κάνουν.

Για να ελέγξει εάν μια υδατική λύση διεξάγει ηλεκτρικό ρεύμα, ο Faraday σχεδίασε μια απλή συσκευή που αποτελείται από ένα Κύκλωμα DC 110 βολτ, μία λάμπαΓ δύο ηλεκτρόδια μετάλλων ή γραφίτη συνδεδεμένα στην τρέχουσα πηγή.

Εάν τα ηλεκτρόδια βυθίζονται σε νερό, η ποσότητα του ρεύματος που ρέει είναι τόσο μικρή που η λάμπα δεν ανάβει. το ίδιο ισχύει εάν βυθίζονται σε διάλυμα ζάχαρης.

Αντίθετα, εάν βυθίζονται σε μια λύση

Χλωριούχο νάτριο NaCl ή από Υδροχλωρικό οξύ HCl, η λάμπα λάμπει έντονα, πράγμα που αποδεικνύει ότι η η διάλυση είναι ένας εξαιρετικός αγωγός. Από την άλλη πλευρά, χρησιμοποιώντας οξικό οξύ CH₃Συμπυκνωμένο COOH, το διάλυμα μεταφέρει το ρεύμα άσχημα, αλλά όταν το οξύ αραιώνεται με νερό H₂Ή, αυξάνεται η ηλεκτρική αγωγιμότητά του.

Κατά τη μετάβαση του ρεύματος μέσω διαφορετικών λύσεων, λαμβάνονται διαφορετικά προϊόντα στα ηλεκτρόδια.

Κατά τη διάρκεια των σπουδών του στην Ηλεκτρόλυση, ο Faraday συνήγαγε τους ακόλουθους νόμους:

1ος νόμος: Η ποσότητα της ουσίας που έχει τον χημικό της μετασχηματισμό σε ένα ηλεκτρόδιο είναι ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που περνά μέσα από το διάλυμα.

2ος νόμος: Εάν η ίδια ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας περάσει από διαφορετικές λύσεις, τα βάρη των ουσιών αποσυντίθεται ή εναποτίθεται στα διαφορετικά ηλεκτρόδια είναι ανάλογη με τα ισοδύναμα βάρη του εν λόγω ουσίες.

Για να αναφέρω ένα παράδειγμα:

Θα υποτεθεί ότι έχετε πέντε διαφορετικά ηλεκτρολυτικά κύτταρα. Το πρώτο με Υδροχλωρικό οξύ HCl, το δεύτερο με Θειικό χαλκό CuSO₄, το τρίτο με Αντιμόνιο χλωριούχο SbCl₃, το τέταρτο με Stannous Chloride SnCl₂ και το πέμπτο με Stannic Chloride SnCl₄.

Το ίδιο ρεύμα διέρχεται από μια σειρά ηλεκτρολυτικών κυττάρων, έως ότου απελευθερωθούν 1.008 γραμμάρια υδρογόνου ( Ισοδύναμο βάρος υδρογόνου) του διαλύματος υδροχλωρικού οξέος, τα βάρη (σε γραμμάρια) των άλλων προϊόντων που απελευθερώνονται ταυτόχρονα Αυτοί είναι:

ο Ισοδύναμο Βάρος έχει την τιμή του Ατομικό βάρος του στοιχείου διαιρούμενο με τη Βαλένθια του στοιχείου.

Για να απελευθερώσετε ισοδύναμο Βάρος οποιουδήποτε αντικειμένου, χρειάζεστε 96500 Coulombs. Αυτό το ποσό ηλεκτρικής ενέργειας ονομάζεται 1 Faraday.

Η μονάδα Faraday

Το Ampere ορίζεται ως ένα ομοιόμορφο ρεύμα που εναποθέτει 0,001118 γραμμάρια αργύρου (Ag) από ένα διάλυμα νιτρικού αργύρου (AgNO₃) σε ένα δευτερόλεπτο. Δεδομένου ότι το ατομικό βάρος του αργύρου είναι 107,88 g / mol, η αναλογία 107,88 / 0,001118 δίνει το αριθμός Αμπέρ-δευτερολέπτων ή Coulombs απαιτείται ηλεκτρική ενέργεια να καταθέσει ένα χημικό ισοδύναμο Silver. Αυτή η ποσότητα είναι 96494 Coulombs (η τιμή 96500 είναι αρκετά κατά προσέγγιση για απλούστερους υπολογισμούς) και ονομάζεται 1 Faraday of Electricity.

Ηλεκτρόδια

Κάλεσε ο Faraday Άνοδος στο θετικό ηλεκτρόδιο και καθόδου στο αρνητικό ηλεκτρόδιο. Δημιούργησε επίσης τους όρους Anion και Cation, που εφαρμόζονται στις ουσίες που εμφανίζονται αντίστοιχα στην άνοδο και στην κάθοδο κατά τη διάρκεια της Ηλεκτρόλυσης.

Επί του παρόντος, ένας άλλος ορισμός για τα ηλεκτρόδια είναι:

Ανοδος: Ηλεκτρόδιο στο οποίο υπάρχει απώλεια ηλεκτρονίων ή οξείδωση.

Κάθοδος: Ηλεκτρόδιο στο οποίο υπάρχει κέρδος ή μείωση ηλεκτρονίων.

Ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες

Η αγωγή του ηλεκτρικού ρεύματος μέσω λύσεων δεν εξηγήθηκε ικανοποιητικά μέχρι το 1887, όταν ο Svante Arrhenius γνωστοποίησε τη θεωρία του. Πριν εκτιμήσουμε και κατανοήσουμε τη θεωρία του Arrhenius, παρουσιάσαμε για πρώτη φορά μερικά από τα γεγονότα που ήταν γνωστά στην επιστήμη όταν ο Arrhenius το διατύπωσε:

ο Λύσεις μη ηλεκτρολυτών Έχουν ιδιότητες που μπορούν να υπολογιστούν εφαρμόζοντας το νόμο του Raoult. Οι πιέσεις ατμών και τα παρατηρούμενα σημεία βρασμού και ψύξης αυτών των διαλυμάτων είναι σχεδόν τα ίδια με τις υπολογισμένες τιμές.

ο Ο νόμος του Raoult εξηγεί ότι η πίεση ατμών κάθε διαλυμένης ουσίας σε διάλυμα εξαρτάται από το δικό της κλάσμα γραμμομορίων σε αυτό, πολλαπλασιαζόμενη με την πίεση ατμών σε καθαρή κατάσταση.

Ο νόμος του Raoult αποτυγχάνει όταν εφαρμόζεται σε διαλύματα ηλεκτρολυτών στο νερό. Οι διακυμάνσεις της τάσης ατμών και των σημείων βρασμού και ψύξης είναι πάντα μεγαλύτερες από αυτές που προβλέπονται από τον προαναφερθέντα νόμο και, επιπλέον, αυξάνονται όταν αραιώνονται.

Τέτοιες αποκλίσεις αντιπροσωπεύονται από την τιμή i, που είναι ο λόγος της διακύμανσης που παρατηρείται στο σημείο πήξης μεταξύ της διακύμανσης που υπολογίζεται στο σημείο πήξης:

Η τιμή του i είναι ένα μέτρο της απόκλισης από το νόμο του Raoult, που ισούται με το 1 όταν δεν υπάρχει απόκλιση.

Ηλεκτρική αγωγιμότητα των ηλεκτρολυτών

Ο Arrhenius διερεύνησε την αγωγιμότητα υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών για να μάθει πώς η αγωγιμότητα διέφερε ανάλογα με τη συγκέντρωση ηλεκτρολυτών.

Μετρήθηκε η Μοριακή Αγωγιμότητα (που είναι η Αγωγιμότητα που αντιστοιχεί σε ένα γραμμομόριο διαλυμένου Ηλεκτρολύτη. Δηλαδή, η ειδική αγωγιμότητα αναφέρεται σε ένα mole, και διαπίστωσε ότι αυξήθηκε με αραίωση.

Ο Arrhenius συνέκρινε τα αποτελέσματά του με μετρήσεις αποκλίσεων από τον νόμο του Raoult και βρήκε μια στενή σχέση μεταξύ αυτών και της μοριακής αγωγιμότητας. Στη θεωρία του εξηγείται η συμπεριφορά των ηλεκτρολυτών:

«Τα μόρια ηλεκτρολύτη διαχωρίζονται σε ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που ονομάζονται ιόντα. Η διάλυση είναι ατελής και υπάρχει ισορροπία μεταξύ των μορίων και των ιόντων τους. Τα ιόντα διοχετεύουν το ρεύμα καθώς κινούνται μέσα στη λύση ».

Οι αποκλίσεις από τον νόμο του Raoult οφείλονται στην αύξηση του αριθμού των σωματιδίων που προκύπτουν από τη μερική αποσύνδεση των μορίων.

Παραδείγματα Ηλεκτρόλυσης

Μερικές λύσεις που συμπεριφέρονται όπως οι ηλεκτρολύτες, δηλαδή έχουν την ικανότητα για ηλεκτρόλυση είναι:

Χλωριούχο νάτριο NaCl

Υδροχλωρικό οξύ HCl

Θειικό νάτριο Na₂ΝΔ₄

Θειικό οξύ Η₂ΝΔ₄

Υδροξείδιο του νατρίου NaOH

Υδροξείδιο αμμωνίου NH₄Ω

Ανθρακικό νάτριο Na₂CO₃

Διττανθρακικό νάτριο NaHCO₃

Νιτρικό οξύ HNO₃

Νιτρικός άργυρος AgNO₃

Θειικός ψευδάργυρος ZnSO₄