Mi az elektrolízis

Kémia / by admin / July 04, 2021

protection click fraud

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 jelzi, hogy ellentétes töltések vonzanak.

Elektrolitok

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

Annak tesztelésére, hogy vizes oldat vezet-e elektromos áramot, Faraday egy egyszerű készüléket tervezett, amely a 110 voltos egyenáramú áramkör, lámpa, Y két fém vagy grafit elektróda csatlakozik az aktuális forráshoz.

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

Ellenkezőleg, ha elmerülnek a Nátrium-klorid NaCl vagy innen Sósav HCl, a lámpa ragyog, ami bizonyítja, hogy a

instagram story viewer

az oldódás kiváló vezető. Másrészt ecetsav CH alkalmazásával₃Koncentrált 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 különféle elektródákra lebontva vagy lerakódva 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 (a A sósavoldat egyenértékű hidrogén-tartalma), az egyidejűleg felszabaduló többi termék súlya (grammban) Ők:

Az egyes vegyi anyagok felszabadított egyenértékei

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 Ampper 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, amelyeket az elektrolízis során az anódnál és a katódnál megjelenő anyagokra alkalmaznak.

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 Arrhenius elméletét, 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 a benne lévő mólfrakciótól függ, szorozva a tiszta állapotú gőznyomással.

Raoult törvénye kudarcot vall, ha a vízben lévő elektrolit oldatokra alkalmazzák. A gőznyomás, valamint a forrás- és fagyáspont ingadozása mindig nagyobb, mint amit a fent említett törvény megjósolt, és emellett hígításkor növekszik.

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.

Az 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 Raoult törvényétől 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.