מהי אלקטרוליזה

בכימיה, הַפרָדָה חַשְׁמָלִית היא התופעה בה זרם חשמלי עובר בתמיסה מימית של תרכובת יונית, ומתחיל לכוון את היונים (חלקיקים טעונים) של תרכובת א שתי אלקטרודות, חיובי (אָנוֹדָה, מושך אניונים טעונים שלילית) ושלילי (קָטוֹדָה, מושך קטיונים טעונים חיובי). תופעה זו נשלטת על ידי חוק האלקטרוסטטיקה, המצביע על כך שמטענים מנוגדים מושכים זה את זה.

אלקטרוליטים

בשנת 1883, מייקל פאראדיי גילה שפתרונות מימיים של חומרים מסוימים מוליכים זרם חשמלי, בעוד שפתרונות של חומרים אחרים לא.

כדי לבדוק אם תמיסה מימית מוליכה זרם חשמלי או לא, תיכנן פאראדיי מכשיר פשוט המורכב מ- מעגל 110 וולט DC, מנורה, י שתי אלקטרודות מתכת או גרפיט מחוברות למקור הנוכחי.

אם האלקטרודות טובלות במים, כמות הזרם הזורמת כל כך קטנה עד שהמנורה לא נדלקת; הדבר נכון גם אם הם טבולים בתמיסת סוכר.

להפך, אם הם שקועים בתמיסה של נתרן כלוריד NaCl או מ חומצה הידרוכלורית HCl, המנורה זורחת בהיר, מה שמוכיח כי ה- פירוק הוא מנצח מצוין. מצד שני, שימוש בחומצה אצטית CH₃COOH מרוכז, הפתרון מוליך את הזרם בצורה גרועה, אך כאשר החומצה מדוללת במים H₂לחלופין, המוליכות החשמלית שלו עולה.

במהלך מעבר הזרם באמצעות פתרונות שונים, מתקבלים מוצרים שונים באלקטרודות.

במהלך לימודיו על אלקטרוליזה הסיק פאראדיי את החוקים הבאים:

החוק הראשון: כמות החומר שעוברת טרנספורמציה כימית באלקטרודה היא פרופורציונאלית לכמות החשמל העוברת בתמיסה.

החוק השני: אם אותה כמות חשמל מועברת דרך פתרונות שונים, משקולות החומרים מפורקות או מופקדות על האלקטרודות השונות הן פרופורציונליות למשקולות המקבילים של האמור חומרים.

כדי לצטט דוגמה:

ההנחה היא שיש לך חמישה תאים אלקטרוליטיים שונים. הראשון עם חומצה הידרוכלורית HCl, השני עם נחושת סולפט CuSO₄, השלישי עם כלוריד SbCl אנטימוני₃, הרביעי עם כלוריד סטאנוס SnCl₂ והחמישי עם כלוריד סטאני SnCl₄.

אותו זרם עובר דרך סדרת תאים אלקטרוליטיים, עד ששוחררו 1,008 גרם מימן (א משקל שווה ערך של מימן) של תמיסת חומצה הידרוכלורית, המשקולות (בגרמים) של שאר המוצרים ששוחררו באותו זמן הם:

ה משקל שווה ערך יש את הערך של משקל האטום של היסוד חלקי ולנסיה של היסוד.

כדי לשחרר משקל שווה ערך לכל פריט, אתה צריך 96500 קולומבים. כמות חשמל זו נקראת 1 פאראדיי.

יחידת פאראדיי

אמפר מוגדר כזרם אחיד המפקיד 0.001118 גרם כסף (Ag) מתמיסה של חנקת כסף (AgNO₃) בשנייה. מכיוון שהמשקל האטומי של כסף הוא 107.88 גרם למול, היחס 107.88 / 0.001118 נותן את מספר אמפר-שניות או קולומבים חשמל נדרש להפקיד שווה ערך כימית של כסף. כמות זו היא 96494 קולומבים (ערך 96500 הוא משוער למדי לחישובים פשוטים יותר), ומכונה 1 פאראדיי של חשמל.

אלקטרודות

פאראדיי התקשר אנודה לאלקטרודה חיובית, וקתודה לאלקטרודה שלילית. הוא גם יצר את המונחים אניון וקטיון, שהוחלו על החומרים המופיעים בהתאמה באנודה ובקטודה במהלך האלקטרוליזה.

נכון לעכשיו, הגדרה נוספת לאלקטרודות היא:

אָנוֹדָה: אלקטרודה בה יש אובדן אלקטרונים או חמצון.

קָטוֹדָה: אלקטרודה שיש בה רווח או צמצום אלקטרונים.

אלקטרוליטים ולא אלקטרוליטים

הולכת הזרם החשמלי באמצעות פתרונות לא הוסברה באופן משביע רצון עד שנת 1887, אז הודיע ​​סוואנטה ארניוס על התיאוריה שלו. לפני שהערכנו והבנו את תורת ארניוס, פירטנו לראשונה כמה מהעובדות שהיו ידועות למדע כאשר ניסח אותה ארניוס:

ה פתרונות שאינם אלקטרוליטים יש להם נכסים שניתן לחשב על ידי יישום החוק של ראולט. לחצי האדים ונקודות הרתיחה וההקפאה הנצפות של פתרונות אלה זהים כמעט לערכים המחושבים.

ה חוק ראולט מסביר כי לחץ האדים של כל מומס בתמיסה תלוי בשבר השומה שלו בו, כפול לחץ האדים שלו במצב טהור.

החוק של ראולט נכשל כאשר הוא מוחל על פתרונות אלקטרוליטים במים. וריאציות לחץ האדים ונקודות הרתיחה והקפאה תמיד גדולות מאלה שחוזה החוק הנ"ל, ויתרה מכך, הן גדלות בעת דילול.

סטיות כאלה מיוצגות על ידי הערך i, שהוא היחס בין השונות הנצפית בנקודת הקפאה בין השונות המחושבת בנקודת הקפאה:

הערך של i הוא מדד לסטייה מחוק ראולט, והוא שווה ל -1 כשאין סטייה.

מוליכות חשמלית של אלקטרוליטים

ארניוס חקר את המוליכות של פתרונות אלקטרוליטים מימיים כדי לגלות כיצד מוליכות משתנה עם ריכוז האלקטרוליטים.

הוא מדד את המוליכות הטוחנת (שהיא המוליכות המקבילה לשומה אחת של אלקטרוליט מומס; כלומר, המוליכות הספציפית התייחסה לשומה אחת, ומצאה שהיא גדלה עם דילול.

ארהניוס השווה את תוצאותיו למדידות של חריגות מחוק ראולט, ומצא קשר הדוק בין מוליכות טוחנת זו. בתיאוריה שלו מוסברת התנהגות האלקטרוליטים:

"מולקולות האלקטרוליטים מתנתקות לחלקיקים טעונים חשמליים הנקראים יונים. הפירוק אינו שלם, ויש שיווי משקל בין המולקולות ליונים שלהן. היונים מוליכים את הזרם כשהם נעים בתוך הפתרון ".

חריגות מחוק ראולט נובעות מהגידול במספר החלקיקים הנובע מהניתוק החלקי של המולקולות.

דוגמאות לאלקטרוליזה

כמה פתרונות שמתנהגים כמו אלקטרוליטים, כלומר יש להם יכולת אלקטרוליזה הם:

נתרן כלוריד NaCl

חומצה הידרוכלורית HCl

נתרן סולפט Na₂SW₄

חומצה גופרתית H₂SW₄

נתרן הידרוקסיד NaOH

אמוניום הידרוקסיד NH₄הו

נתרן פחמתי Na₂שיתוף₃

נתרן ביקרבונט NaHCO₃

חומצה חנקתית HNO₃

כסף ניטראט אג'נו₃

אבץ סולפט ZnSO₄