Vad är elektrolys

I kemi, Elektrolys är fenomenet där en elektrisk ström går genom en vattenlösning av en jonföreningoch börjar rikta jonerna (laddade partiklar) av förening a två elektroder, positivt (Anod, lockar negativt laddade anjoner) och negativa (Katod, lockar positivt laddade katjoner). Detta fenomen styrs av lagen om elektrostatik, vilket indikerar att motsatta laddningar lockar varandra.

Elektrolyter

År 1883 Michael Faraday upptäckte att vattenlösningar av vissa ämnen leder elektrisk ström, medan lösningar av andra ämnen inte gör det.

För att testa om en vattenlösning leder elektrisk ström eller inte, konstruerade Faraday en enkel apparat bestående av en 110 volt likströmskrets, en lampa, Y två metall- eller grafitelektroder anslutna till den aktuella källan.

Om elektroderna är nedsänkta i vatten är strömmen så liten att lampan inte tänds. detsamma gäller om de doppas i en sockerlösning.

Tvärtom, om de är nedsänkta i en lösning av Natriumklorid NaCl eller från Saltsyra HCl, lampan lyser starkt, vilket bevisar att

upplösning är en utmärkt ledare. Å andra sidan använder man ättiksyra CH₃Koncentrerad COOH leder lösningen strömmen dåligt, men när syran späds med vatten H₂Eller, dess elektriska konduktivitet ökar.

Under strömmen genom olika lösningar erhålls olika produkter vid elektroderna.

Under sina studier om elektrolys drog Faraday följande lagar:

1: a lagen: Mängden ämne som har sin kemiska transformation i en elektrod är proportionell mot mängden elektricitet som passerar genom lösningen.

2: a lagen: Om samma mängd elektricitet passerar genom olika lösningar, vikten av ämnena sönderdelade eller avsatta på de olika elektroderna är proportionella mot ekvivalenta vikter hos nämnda ämnen.

För att nämna ett exempel:

Det antas att du har fem olika elektrolytiska celler. Den första med Saltsyra-HCl, den andra med Kopparsulfat CuSO₄, den tredje med Antimonious Chloride SbCl₃, den fjärde med Tennklorid SnCl₂ och den femte med Tennklorid SnCl₄.

Samma ström passerar genom en serie elektrolytiska celler tills 1008 gram väte har släppts (a Motsvarande vikt väte) av saltsyralösningen, vikterna (i gram) av de andra produkterna som frigörs samtidigt Dom är:

De Motsvarande vikt har värdet av Elementets atomvikt dividerat med Valencia of the Element.

För att frigöra en motsvarande vikt för varje artikel behöver du 96500 Coulombs. Denna mängd el kallas 1 Faraday.

Faraday-enheten

Ampere definieras som en enhetlig ström som avsätter 0,001118 gram silver (Ag) från en lösning av silvernitrat (AgNO₃) om en sekund. Eftersom Atomvikten för silver är 107,88 g / mol, förhållandet 107,88 / 0,001118 ger antal Ampere-sekunder eller Coulombs el krävs att deponera en kemisk motsvarighet till silver. Denna kvantitet är 96494 Coulombs (96500-värdet är ganska ungefärligt för enklare beräkningar) och kallas 1 Faraday of Electricity.

Elektroder

Faraday ringde Anod till positiv elektrod och katod till negativ elektrod. Han skapade också termerna Anion och Katjon, applicerade på ämnen som uppträder respektive vid anoden och vid katoden under elektrolys.

För närvarande är en annan definition för elektroder:

Anod: Elektrod i vilken det finns förlust av elektroner eller oxidation.

Katod: Elektrod i vilken det finns elektronförstärkning eller reduktion.

Elektrolyter och icke-elektrolyter

Ledningen av elektrisk ström genom lösningar förklarades inte tillfredsställande förrän 1887, då Svante Arrhenius gjorde sin teori känd. Innan vi uppskattade och förstod Arrhenius-teorin redogjorde vi först för några av de fakta som var kända för vetenskapen när Arrhenius formulerade den:

De Icke-elektrolytlösningar de har egenskaper som kan beräknas genom att tillämpa Raoults lag. Ångtrycket och de observerade kok- och fryspunkterna för dessa lösningar är praktiskt taget desamma som de beräknade värdena.

De Raoults lag förklarar att ångtrycket för varje lösningsmedel i lösning beror på dess egen molfraktion i den, multiplicerat med dess ångtryck i dess rena tillstånd.

Raoults lag misslyckas när den tillämpas på elektrolytlösningar i vatten. Variationerna i ångtrycket och kokpunkterna och fryspunkterna är alltid större än de som förutspåddes av ovannämnda lag, och dessutom ökar de vid utspädning.

Sådana avvikelser representeras av värdet i, vilket är förhållandet mellan variationen som observeras i fryspunkten mellan variationen beräknad i fryspunkten:

Värdet på i är ett mått på avvikelsen från Raoults lag, som är lika med 1 när det inte finns någon avvikelse.

Elektrisk ledningsförmåga hos elektrolyter

Arrhenius undersökte konduktiviteten hos vattenhaltiga elektrolytlösningar för att ta reda på hur konduktiviteten varierade med elektrolytkoncentrationen.

Den mätte molkonduktiviteten (vilket är konduktiviteten som motsvarar en mol upplöst elektrolyt; det vill säga den specifika konduktiviteten hänvisade till en mol och fann att den ökade med utspädning.

Arrhenius jämförde sina resultat med mätningar av avvikelser från Raoults lag och fann ett nära samband mellan dessa och molär konduktivitet. I hans teori förklaras elektrolyternas beteende:

”Elektrolytmolekylerna dissocieras till elektriskt laddade partiklar som kallas joner. Upplösningen är ofullständig och det finns en jämvikt mellan molekylerna och deras joner. Jonerna leder strömmen när de rör sig inom lösningen ”.

Avvikelser från Raoults lag beror på ökningen i antalet partiklar till följd av partiell dissociation av molekylerna.

Exempel på elektrolys

Några lösningar som beter sig som elektrolyter, det vill säga de har kapacitet för elektrolys är:

Natriumklorid NaCl

Saltsyra-HCl

Natriumsulfat Na₂SW₄

Svavelsyra H₂SW₄

Natriumhydroxid NaOH

Ammoniumhydroxid NH₄Åh

Natriumkarbonat Na₂CO₃

Natriumbikarbonat NaHCO₃

Salpetersyra HNO₃

Silvernitrat AgNO₃

Zinksulfat ZnSO₄