Co to jest elektroliza

w chemii, Elektroliza to zjawisko, w którym prąd elektryczny przepływa przez wodny roztwór związku jonowegoi zaczyna się kierować jony (naładowane cząstki) związku a dwie elektrody, pozytywny (Anoda, przyciąga ujemnie naładowane aniony) i ujemne (Katodaprzyciąga dodatnio naładowane kationy). Zjawisko to rządzi się prawem elektrostatyki, które wskazuje, że przeciwne ładunki przyciągają się.

Elektrolity

W 1883 r. Michael Faraday odkrył, że wodne roztwory niektórych substancji przewodzą prąd elektryczny, podczas gdy roztwory innych substancji nie przewodzą.

Aby sprawdzić, czy roztwór wodny przewodzi prąd elektryczny, Faraday zaprojektował prosty aparat składający się z Obwód prądu stałego 110 V, lampa, Y połączone dwie elektrody metalowe lub grafitowe do bieżącego źródła.

Jeśli elektrody są zanurzone w wodzie, ilość płynącego prądu jest tak mała, że ​​lampa nie świeci; to samo dotyczy zanurzenia w roztworze cukru.

Wręcz przeciwnie, jeśli są zanurzone w roztworze chlorek sodu NaCl lub z Kwas solny HC

l, lampa świeci jasno, co dowodzi, że rozpuszczanie jest doskonałym przewodnikiem. Z drugiej strony przy użyciu kwasu octowego CH₃Stężony COOH, roztwór źle przewodzi prąd, ale po rozcieńczeniu Kwasu Wodą H₂Lub zwiększa się jego przewodność elektryczna.

Podczas przepływu prądu przez różne roztwory na elektrodach powstają różne produkty.

W trakcie studiów nad elektrolizą Faraday wydedukował następujące prawa:

I ustawa: Ilość substancji, która przechodzi przemianę chemiczną w elektrodzie, jest proporcjonalna do ilości energii elektrycznej, która przechodzi przez roztwór.

II Prawo: Jeśli ta sama ilość energii elektrycznej jest przepuszczana przez różne roztwory, masy substancji rozłożone lub osadzone na różnych elektrodach są proporcjonalne do równoważnych ciężarów wspomnianego Substancje.

Aby przytoczyć przykład:

Zakłada się, że masz pięć różnych ogniw elektrolitycznych. Pierwszy z Kwas solny HCl, drugi z Siarczan Miedzi CuSO₄, trzeci z Chlorek antymonu SbCl₃, czwarty z Chlorek cynawy SnCl₂ a piąty z Chlorek cynowy SnCl₄.

Ten sam prąd przepływa przez szereg ogniw elektrolitycznych, aż do 1008 gramów wodoru (a Równoważnik masy wodoru) roztworu kwasu solnego, masy (w gramach) innych produktów uwolnionych w tym samym czasie Oni są:

Odpowiadająca waga ma wartość Waga atomowa pierwiastka podzielona przez Walencję pierwiastka.

Aby zwolnić równoważną wagę dowolnego przedmiotu, potrzebujesz 96500 kulombów. Ta ilość energii elektrycznej nazywa się 1 Faradaya.

Jednostka Faradaya

Amper jest zdefiniowany jako jednorodny strumień, który osadza 0,001118 gramów srebra (Ag) z roztworu azotanu srebra (AgNO₃) za sekundę. Ponieważ masa atomowa srebra wynosi 107,88 g/mol, stosunek 107,88 / 0,001118 daje liczba amperosekund lub kulombów wymagana energia elektryczna zdeponować chemiczny ekwiwalent srebra. Ta wielkość wynosi 96494 kulomby (wartość 96500 jest dość przybliżona dla prostszych obliczeń) i nazywa się 1 Faradaya of Electricity.

Elektrody

Faraday dzwonił Anoda do elektrody dodatniej i katoda do elektrody ujemnej. Stworzył również terminy Anion i Kation, stosowane do substancji, które pojawiają się odpowiednio na anodzie i na katodzie podczas elektrolizy.

Obecnie inna definicja elektrod to:

Anoda: Elektroda, w której dochodzi do utraty elektronów lub utleniania.

Katoda: Elektroda, w której występuje wzmocnienie lub redukcja elektronów.

Elektrolity i nieelektrolity

Przewodzenie prądu elektrycznego przez roztwory nie zostało zadowalająco wyjaśnione aż do 1887 roku, kiedy Svante Arrhenius przedstawił swoją teorię. Zanim doceniliśmy i zrozumieliśmy teorię Arrheniusa, najpierw przedstawiliśmy niektóre fakty, które były znane nauce, gdy Arrhenius ją sformułował:

Rozwiązania bezelektrolitowe mają właściwości, które można obliczyć stosując prawo Raoulta. Prężności par i obserwowane punkty wrzenia i krzepnięcia tych roztworów są praktycznie takie same jak wartości obliczone.

Prawo Raoula wyjaśnia, że ​​prężność par każdej substancji rozpuszczonej w roztworze zależy od jej własnego ułamka molowego, pomnożonego przez prężność par w stanie czystym.

Prawo Raoulta zawodzi, gdy stosuje się je do roztworów elektrolitów w wodzie. Wahania prężności pary oraz punktów wrzenia i krzepnięcia są zawsze większe niż przewidywane przez powyższe prawo, a ponadto zwiększają się podczas rozcieńczania.

Takie odchylenia są reprezentowane przez wartość i, która jest stosunkiem zmienności obserwowanej w punkcie zamarzania między zmiennością obliczoną w punkcie zamarzania:

Wartość i jest miarą odchylenia od prawa Raoulta, która jest równa 1, gdy nie ma odchylenia.

Przewodność elektryczna elektrolitów

Arrhenius zbadał przewodnictwo wodnych roztworów elektrolitów, aby dowiedzieć się, jak przewodnictwo zmienia się wraz ze stężeniem elektrolitu.

Zmierzył przewodność molową (która jest przewodnością odpowiadającą jednemu molowi rozpuszczonego elektrolitu; to znaczy przewodność właściwa odnosiła się do jednego mola i stwierdzono, że wzrasta wraz z rozcieńczeniem.

Arrhenius porównał swoje wyniki z pomiarami odchyleń od prawa Raoulta i znalazł ścisły związek między nimi a przewodnictwem molowym. W jego teorii wyjaśnia się zachowanie elektrolitów:

„Cząsteczki elektrolitu dysocjują na naładowane elektrycznie cząstki zwane jonami. Rozpuszczenie jest niepełne i istnieje równowaga między cząsteczkami i ich jonami. Jony przewodzą prąd, gdy poruszają się w roztworze ”.

Odstępstwa od prawa Raoulta wynikają ze wzrostu liczby cząstek wynikającego z częściowej dysocjacji cząsteczek.

Przykłady elektrolizy

Niektóre roztwory, które zachowują się jak elektrolity, czyli mają zdolność do elektrolizy, to:

chlorek sodu NaCl

Kwas solny HCl

Siarczan Sodu Na₂południowy zachód₄

Kwas siarkowy H₂południowy zachód₄

Wodorotlenek sodu NaOH

Wodorotlenek amonu NH₄O

Węglan sodu Na₂WSPÓŁ₃

Wodorowęglan sodu NaHCO₃

Kwas azotowy HNO₃

Azotan Srebra AgNO₃

Siarczan Cynku ZnSO₄