Mis on elektrolüüs

Keemias, Elektrolüüs on nähtus, milles elektrivool jookseb läbi ioonse ühendi vesilahuseja algab suunata ioone (laetud osakesed) ühendist a kaks elektroodi, positiivne (Anood, meelitab negatiivselt laetud anioone) ja negatiivseid (Katood, meelitab positiivselt laetud katioone). Seda nähtust reguleerib elektrostaatika seadus, mis näitab, et vastupidised laengud tõmbavad ligi.

Elektrolüüdid

1883. aastal Michael Faraday avastas, et teatud ainete vesilahused juhivad elektrivoolu, teiste ainete lahused aga mitte.

Et testida, kas vesilahus juhib elektrivoolu, lõi Faraday lihtsa aparaadi, mis koosneb: 110-voldine alalisvooluahel, lamp, Y kaks ühendatud metallist või grafiidist elektroodi praegusele allikale.

Kui elektroodid on vette kastetud, on voolav vooluhulk nii väike, et lamp ei sütti; sama kehtib ka siis, kui need kastetakse suhkrulahusesse.

Vastupidi, kui nad on sukeldatud lahusesse Naatriumkloriid NaCl või pärit Vesinikkloriidhape HCl, lamp paistab eredalt, tõestades lahustumine on suurepärane dirigent

. Teisalt, kasutades äädikhapet CH₃Kontsentreeritud COOH juhib lahus voolu halvasti, kuid kui hape lahjendatakse veega H₂Või suureneb selle elektrijuhtivus.

Erinevate lahuste kaudu voolu läbimisel saadakse elektroodide juurest erinevaid tooteid.

Elektrolüüsi uuringute käigus järeldas Faraday järgmistest seadustest:

1. seadus: Elektroodis keemiliselt muunduva aine kogus on proportsionaalne elektrilahusega, mis lahuse läbib.

2. seadus: Kui erinevate lahenduste kaudu juhitakse sama kogus elektrit, siis ainete kaal lagunenud või erinevatele elektroodidele sadestatud on proportsionaalsed nimetatud ekvivalentkaaludega aineid.

Näite toomiseks:

Eeldatakse, et teil on viis erinevat elektrolüütilist elementi. Esimene koos Vesinikkloriidhappe HCl, teine ​​koos Vasesulfaat CuSO₄, kolmas koos Antimonious Chloride SbCl₃, neljas koos Aluskloriid SnCl₂ ja viies koos Tnainkloriid SnCl₄.

Sama vool juhitakse läbi rea elektrolüütilisi rakke kuni 1008 grammi vesinikku (a Vesinikkloriidhappe lahuse vesiniku ekvivalentkaal), teiste samal ajal vabanenud toodete mass (grammides) Nemad on:

The Ekvivalentkaal väärtus on Elemendi aatommass jagatud elemendi Valenciaga.

Mis tahes eseme ekvivalentkaalu vabastamiseks vajate 96500 Coulombi. Seda elektrikogust nimetatakse 1 Faraday.

Faraday üksus

Ampr on määratletud kui ühtlane voog, mis sadestab 0,001118 grammi hõbedat (Ag) hõbenitraadi (AgNO) lahusest₃) sekundiga. Kuna hõbeda aatommass on 107,88 g / mol, suhe 107,88 / 0,001118 annab amprisekundite või Coulombide arv vajalik elektrienergia hõbeda keemilise ekvivalendi ladestamiseks. See kogus on 96494 Coulombsi (96500 väärtus on lihtsamate arvutuste jaoks üsna ligikaudne) ja seda nimetatakse 1 Faraday of Electricityks.

Elektroodid

Faraday helistas Anood positiivsele elektroodile ja katood negatiivsele elektroodile. Ta lõi ka terminid Anioon ja Katioon, mida kasutatakse ainetele, mis ilmuvad vastavalt elektroodil anoodi ja katoodi juures.

Praegu on elektroodide teine ​​määratlus:

Anood: Elektrood, milles on elektronide kadu või oksüdatsioon.

Katood: Elektrood, milles on elektronide võimendus või reduktsioon.

Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid

Elektrivoolu juhtimist lahuste abil selgitati rahuldavalt alles 1887. aastal, kui Svante Arrhenius tegi oma teooria teatavaks. Enne Arrheniuse teooria hindamist ja mõistmist esitasime kõigepealt mõned faktid, mis olid teadusele teada, kui Arrhenius selle sõnastas:

The Mitteelektrolüütide lahused neil on omadusi, mida saab arvutada Raoult'i seaduse rakendamisel. Nende lahuste aururõhud ning täheldatud keemis- ja külmumispunktid on praktiliselt samad kui arvutatud väärtused.

The Raoulti seadus selgitab, et iga lahustunud aine aururõhk sõltub tema enda mooliosast selles, korrutatuna puhta oleku aururõhuga.

Raoulti seadus ebaõnnestub, kui seda rakendatakse elektrolüütide lahuste suhtes vees. Aururõhu ning keemis- ja külmumispunktide kõikumised on alati suuremad kui eelnimetatud seadusega ette nähtud ning lisaks suurenevad need lahjendamisel.

Selliseid kõrvalekaldeid tähistab väärtus i, mis on külmumispunktis täheldatud variatsiooni suhe külmumispunktis arvutatud variatsiooni vahel:

I väärtus on Raoult'i seadusest kõrvalekaldumise mõõt, olles võrdne 1-ga, kui hälvet pole.

Elektrolüütide elektrijuhtivus

Arrhenius uuris elektrolüüdi vesilahuste juhtivust, et teada saada, kuidas juhtivus varieerus elektrolüüdi kontsentratsiooniga.

See mõõtis molaarset juhtivust (mis on juhtivus, mis vastab ühele moolile lahustunud elektrolüüdile; see tähendab, et konkreetne juhtivus viitas ühele moolile ja leidis, et see suurenes lahjendades.

Arrhenius võrdles oma tulemusi Raoult'i seadusest kõrvalekallete mõõtmisega ja leidis nende ja molaarjuhtivuse vahel tiheda seose. Tema teoorias selgitatakse elektrolüütide käitumist:

“Elektrolüüdimolekulid dissotsieeruvad elektriliselt laetud osakesteks, mida nimetatakse ioonideks. Lahustumine on poolik ja molekulide ning nende ioonide vahel on tasakaal. Ioonid juhivad lahuse sees liikudes voolu ”.

Kõrvalekalded Raoult'i seadusest tulenevad osakeste arvu suurenemisest, mis tuleneb molekulide osalisest dissotsieerumisest.

Elektrolüüsi näited

Mõned lahendused, mis käituvad nagu elektrolüüdid, st neil on elektrolüüsi võime, on järgmised:

Naatriumkloriid NaCl

Vesinikkloriidhappe HCl

Naatriumsulfaat Na₂SW₄

Väävelhape H₂SW₄

Naatriumhüdroksiid NaOH

Ammooniumhüdroksiid NH₄Oh

Naatriumkarbonaat Na₂CO₃

Naatriumvesinikkarbonaat NaHCO₃

Lämmastikhape HNO₃

Hõbenitraat AgNO₃

Tsinksulfaat ZnSO₄