Mi az elektrolízis

A kémia területén Elektrolízis az a jelenség, amelyben elektromos áram fut át ​​egy ionos vegyület vizes oldatán, és elindul irányítsa az ionokat az (a) vegyület (töltött részecskék) két elektróda, pozitív (Anódnegatív töltésű anionokat vonz) és negatív (Katód, vonzza a pozitív töltésű kationokat). Ezt a jelenséget az elektrosztatika törvénye szabályozza, amely azt jelzi, hogy az ellentétes töltések vonzzák egymást.

Elektrolitok

1883-ban Michael Faraday felfedezte, hogy bizonyos anyagok vizes oldatai elektromos áramot vezetnek, míg más anyagok oldatai nem.

Faraday egy egyszerű készüléket tervezett, amely a 110 voltos DC áramkör, lámpa, Y két fém vagy grafit elektróda csatlakozik az aktuális forráshoz.

Ha az elektródákat vízbe merítik, az áramló áram mennyisége olyan kicsi, hogy a lámpa nem világít; ugyanez a helyzet, ha cukoroldatba mártjuk őket.

Éppen ellenkezőleg, ha elmerülnek a Nátrium-klorid NaCl vagy innen Sósav HCl, a lámpa ragyog, ami bizonyítja, hogy a az oldódás kiváló vezető. Másrészt ecetsav CH alkalmazásával

₃Koncentrált COOH, az oldat rosszul vezeti az áramot, de ha a savat H vízzel hígítják₂Vagy megnő az elektromos vezetőképessége.

Az áram különböző megoldásokon történő áthaladása során az elektródákon különböző termékeket kapunk.

Elektrolízissel kapcsolatos tanulmányai során Faraday a következő törvényeket vezette le:

1. törvény: Az elektródban kémiailag átalakuló anyagmennyiség arányos az oldaton áthaladó villamos energia mennyiségével.

2. törvény: Ha azonos mennyiségű villamos energiát vezetnek át különböző megoldásokon, akkor az anyagok tömegével a különböző elektródákra bomlott vagy lerakódott arányosak az említett ekvivalens tömeggel anyagok.

Példát idézve:

Feltételezzük, hogy öt különböző elektrolitikus cellád van. Az első a Sósav-HCl, a második a Réz-szulfát CuSO₄, a harmadik a Antimonious Chloride SbCl₃, a negyedik a Ón-klorid SnCl₂ az ötödik pedig Sztannklorid SnCl₄.

Ugyanez az áram áramlik át egy sor elektrolitikus cellán, amíg 1008 gramm hidrogén felszabadul ( A sósavoldat egyenértékű hidrogén-tartalma), az egyidejűleg felszabaduló többi termék súlya (grammban) Ők:

A Ekvivalens tömeg értéke Az elem atomtömege elosztva az elem Valenciájával.

Bármely tétel egyenértékű tömegének felszabadításához szüksége van 96500 Coulombs. Ezt az árammennyiséget hívják 1 Faraday.

A Faraday egység

Az amper egy egyenletes áram, amely 0,001118 gramm ezüstöt (Ag) rak le az ezüst-nitrát (AgNO) oldatából.₃) egy másodperc alatt. Mivel az ezüst atomtömege 107,88 g / mol, az arány 107,88 / 0,001118 adja a Amper másodpercek vagy Coulombok száma szükséges villamos energia hogy ezüst kémiai egyenértékét helyezzék el. Ez a mennyiség 96494 Coulomb (az egyszerűbb számításokhoz a 96500 érték meglehetősen hozzávetőleges), és 1 Faraday of Electricity-nek hívják.

Elektródák

Faraday telefonált Az anód a pozitív elektródhoz és a katód a negatív elektródhoz. Létrehozta az Anion és a Kation kifejezéseket is, amelyek az elektrolízis során az anódnál és a katódnál megjelenő anyagokra vonatkoznak.

Jelenleg az elektródák másik meghatározása:

Anód: Elektróda, amelyben elektronveszteség vagy oxidáció lép fel.

Katód: Elektróda, amelyben elektronerősítés vagy -redukció van.

Elektrolitok és nem elektrolitok

Az elektromos áram megoldások útján történő vezetését csak 1887-ben magyarázták kielégítően, amikor Svante Arrhenius elméletét ismertette. Mielőtt megbecsülnénk és megértenénk az Arrhenius-elméletet, először ismertettünk néhány olyan tényt, amelyekről a tudomány tudott, amikor Arrhenius megfogalmazta:

A Nem elektrolit oldatok olyan tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek Raoult törvényének alkalmazásával kiszámíthatók. Ezen oldatok gőznyomása, valamint a megfigyelt forrás- és fagyáspontok gyakorlatilag megegyeznek a számított értékekkel.

A Raoult törvénye elmagyarázza, hogy az oldatban lévő egyes oldott anyagok gőznyomása függ a benne lévő mólfrakciótól, szorozva a tiszta állapotú gőznyomással.

Raoult törvénye kudarcot vall, ha a vízben lévő elektrolit oldatokra alkalmazzák. A gőznyomás, valamint a forrás- és fagyáspontok eltérései mindig nagyobbak, mint a fent említett törvény által megjósoltak, és hígításkor tovább növekednek.

Az ilyen eltéréseket az i érték képviseli, amely a fagyáspontban észlelt variáció aránya a fagyáspontban számított eltérés között:

Az i értéke a Raoult-törvénytől való eltérés mértéke, egyenlő 1-vel, ha nincs eltérés.

Elektrolitok elektromos vezetőképessége

Arrhenius a vizes elektrolitoldatok vezetőképességét vizsgálta, hogy megtudja, hogyan változik a vezetőképesség az elektrolitkoncentrációval.

Megmérte a moláris vezetőképességet (ami egy mól oldott elektrolitnak megfelelő vezetőképesség; vagyis a fajlagos vezetőképesség egy molra vonatkozott, és megállapította, hogy hígítással nőtt.

Arrhenius összehasonlította eredményeit a Raoult-törvénytől való eltérések mérésével, és szoros kapcsolatot talált ezek és a moláris vezetőképesség között. Elméletében az elektrolitok viselkedését magyarázzák:

„Az elektrolitmolekulák elektromosan töltött részecskékké válnak, amelyeket ionoknak neveznek. Az oldódás nem teljes, és egyensúly van a molekulák és ionjaik között. Az ionok vezetik az áramot, miközben a megoldáson belül mozognak ”.

A Raoult-törvénytől való eltérések a részecskék számának a molekulák részleges disszociációjából eredő növekedésének köszönhetők.

Példák elektrolízisre

Néhány megoldás, amely úgy viselkedik, mint az elektrolitok, vagyis képesek elektrolízist végezni, a következők:

Nátrium-klorid NaCl

Sósav-HCl

Nátrium-szulfát Na₂SW₄

Kénsav H₂SW₄

Nátrium-hidroxid NaOH

Ammónium-hidroxid NH₄Oh

Nátrium-karbonát Na₂CO₃

Nátrium-bikarbonát NaHCO₃

Salétromsav HNO₃

Ezüst-nitrát AgNO₃

Cink-szulfát ZnSO₄