Mikä on elektrolyysi

Kemia, Elektrolyysi on ilmiö, jossa sähkövirta kulkee ionisen yhdisteen vesiliuoksen läpija alkaa ohjaa ioneja (varautuneet hiukkaset) yhdistettä a kaksi elektrodia, positiivinen (Anodi, houkuttelee negatiivisesti varautuneita anioneja) ja negatiivisia (Katodi, houkuttelee positiivisesti varautuneita kationeja). Tätä ilmiötä ohjaa sähköstaattisten lakien mukaan, mikä osoittaa, että vastakkaiset varaukset houkuttelevat toisiaan.

Elektrolyytit

Vuonna 1883 Michael Faraday huomasi, että tiettyjen aineiden vesiliuokset johtavat sähkövirtaa, kun taas muiden aineiden liuokset eivät.

Faraday suunnitteli yksinkertaisen laitteen, joka koostui a 110 voltin tasavirtapiiri, lamppu, Y kaksi metalli- tai grafiittielektrodia kytketty nykyiseen lähteeseen.

Jos elektrodit upotetaan veteen, virtaavan virran määrä on niin pieni, että lamppu ei syty; sama pätee, jos ne kastetaan sokeriliuokseen.

Päinvastoin, jos ne upotetaan ratkaisuun Natriumkloridi NaCl tai mistä Suolahappo HCl, lamppu loistaa kirkkaasti, mikä osoittaa, että

liukeneminen on erinomainen kapellimestari. Toisaalta käyttämällä etikkahappoa CH₃Väkevöity COOH, liuos johtaa virtaa huonosti, mutta kun happo laimennetaan vedellä H₂Tai sen sähkönjohtavuus kasvaa.

Virran kulkiessa erilaisten ratkaisujen läpi elektrodeista saadaan erilaisia ​​tuotteita.

Elektradolyysiopintojensa aikana Faraday johti seuraavat lait:

1. laki: Elektrodissa kemiallisesti muuttuneen aineen määrä on verrannollinen liuoksen läpi kulkevan sähkön määrään.

2. laki: Jos sama määrä sähköä johdetaan eri ratkaisujen kautta, aineiden painot hajonnut tai kerrostuneet eri elektrodeille ovat verrannollisia mainittujen ekvivalenttipainoihin aineita.

Mainitsen esimerkin:

Oletetaan, että sinulla on viisi erilaista elektrolyysikennoa. Ensimmäinen kanssa Suolahappo-HCl, toinen painikkeella Kuparisulfaatti CuSO₄, kolmas kanssa Antimonious Chloride SbCl₃, neljäs kanssa Tina-kloridi SnCl₂ ja viides kanssa Stannikloridi SnCl₄.

Sama virta johdetaan sarjan elektrolyysikennojen läpi, kunnes 1008 grammaa vetyä (a Suolahappoliuoksen ekvivalenttinen vetypaino), samanaikaisesti vapautuvien muiden tuotteiden painot (grammoina) He ovat:

Vastaava paino on arvo Elementin atomipaino jaettuna elementin Valencialla.

Tarvitset minkä tahansa tuotteen vastaavan painon vapauttamiseksi 96500 Coulombia. Tätä määrää sähköä kutsutaan 1 Faraday.

Faradayn yksikkö

Ampeeri määritellään yhtenäiseksi virraksi, joka kerää 0,001118 grammaa hopeaa (Ag) hopeanitraatin (AgNO) liuoksesta₃) sekunnissa. Koska hopean atomipaino on 107,88 g / mol, suhde 107,88 / 0,001118 antaa ampeerisekuntien tai Coulombien määrä tarvitaan sähköä tallettaa kemiallinen ekvivalentti hopeaa. Tämä määrä on 96494 Coulombia (96500-arvo on melko likimääräinen yksinkertaisemmissa laskelmissa), ja sitä kutsutaan nimellä 1 Faraday of Electricity.

Elektrodit

Faraday soitti Anodi positiiviselle elektrodille ja katodi negatiiviselle elektrodille. Hän loi myös termit Anion ja Kationi, joita sovelletaan aineisiin, jotka esiintyvät vastaavasti anodissa ja katodissa elektrolyysin aikana.

Tällä hetkellä toinen määritelmä elektrodeille on:

Anodi: Elektrodi, jossa on elektronihäviötä tai hapettumista.

Katodi: Elektrodi, jossa on elektronin vahvistus tai pelkistys.

Elektrolyytit ja ei-elektrolyytit

Sähkövirran johtuminen ratkaisujen avulla selitettiin tyydyttävästi vasta vuonna 1887, jolloin Svante Arrhenius ilmoitti teoriansa. Ennen kuin arvostamme ja ymmärrämme Arrhenius-teoriaa, esitimme ensin joitain tosiasioita, jotka tiedettiin tiedettä, kun Arrhenius muotoili sen:

Ei-elektrolyyttiliuokset heillä on ominaisuuksia, jotka voidaan laskea soveltamalla Raoultin lakia. Näiden liuosten höyrynpaineet ja havaitut kiehumis- ja jäätymispisteet ovat käytännössä samat kuin lasketut arvot.

Raoultin laki selittää, että jokaisen liuenneen aineen höyrynpaine riippuu sen omasta mooliosuudesta siinä kerrottuna sen höyrynpaineella puhtaassa tilassa.

Raoultin laki epäonnistuu, kun sitä sovelletaan elektrolyyttiliuoksiin vedessä. Höyrynpaineen ja kiehumis- ja jäätymispisteiden vaihtelut ovat aina suurempia kuin edellä mainitun lain ennustamat, ja lisäksi ne kasvavat laimennettaessa.

Tällaisia ​​poikkeamia edustaa arvo i, joka on jäätymispisteessä havaitun vaihtelun suhde jäätymispisteessä lasketun vaihtelun välillä:

I: n arvo on Raoultin lain poikkeaman mitta, joka on yhtä suuri kuin 1, kun poikkeamaa ei ole.

Elektrolyyttien sähkönjohtavuus

Arrhenius tutki vesipitoisten elektrolyyttiliuosten johtavuutta selvittääkseen, kuinka johtavuus vaihteli elektrolyyttikonsentraation mukaan.

Se mitasi molaarisen johtokyvyn (mikä on johtavuus, joka vastaa yhtä moolia liuenneen elektrolyytin; toisin sanoen ominaisjohtokyky viittasi yhteen mooliin ja huomasi, että se kasvoi laimennuksen myötä.

Arrhenius vertaili tuloksiaan poikkeamien mittaamiseen Raoultin laista ja löysi läheisen suhteen näiden ja molaarisen johtavuuden välillä. Hänen teoriassa elektrolyyttien käyttäytyminen selitetään:

"Elektrolyyttimolekyylit hajoavat sähköisesti varautuneiksi hiukkasiksi, joita kutsutaan ioneiksi. Liukeneminen on epätäydellistä, ja molekyylien ja niiden ionien välillä on tasapaino. Ionit johtavat virtaa liikkuessaan liuoksessa ”.

Poikkeamat Raoultin laista johtuvat hiukkasten määrän kasvusta, joka johtuu molekyylien osittaisesta dissosiaatiosta.

Esimerkkejä elektrolyysistä

Jotkut ratkaisut, jotka käyttäytyvät kuten elektrolyytit, toisin sanoen niillä on kyky elektrolyysiin, ovat:

Natriumkloridi NaCl

Suolahappo-HCl

Natriumsulfaatti Na₂SW₄

Rikkihappo H₂SW₄

Natriumhydroksidi NaOH

Ammoniumhydroksidi NH₄vai niin

Natriumkarbonaatti Na₂CO₃

Natriumbikarbonaatti NaHCO₃

Typpihappo HNO₃

Hopeanitraatti AgNO₃

Sinkkisulfaatti ZnSO₄