Elektroliz Nedir?

Kimyada, Elektroliz olduğu fenomendir bir iyonik bileşiğin sulu bir çözeltisinden bir elektrik akımı geçer, ve başlar iyonları yönlendirmek (yüklü parçacıklar) Bileşik a iki elektrot, pozitif (Anot, negatif yüklü anyonları çeker) ve negatif (Katot, pozitif yüklü katyonları çeker). Bu fenomen, zıt yüklerin birbirini çektiğini gösteren Elektrostatik yasası tarafından yönetilir.

elektrolitler

1883 yılında Michael Faraday Bazı maddelerin sulu çözeltilerinin elektrik akımını ilettiğini, diğer maddelerin çözeltilerinin ise yapmadığını keşfetti.

Faraday, sulu bir çözeltinin elektrik akımını iletip iletmediğini test etmek için aşağıdakilerden oluşan basit bir cihaz tasarladı: 110 volt DC devresi, Bir lamba, Y bağlı iki metal veya grafit elektrot geçerli kaynağa.

Elektrotlar suya daldırılırsa, akan akım miktarı o kadar küçüktür ki lamba yanmaz; aynı şey bir şeker çözeltisine batırıldıklarında da geçerlidir.

Aksine, bir çözeltiye daldırılırlarsa Sodyum Klorür NaCl veya Hidroklorik Asit HCl, lamba parlak bir şekilde parlıyor, bu da

çözünme mükemmel bir iletkendir. Öte yandan, Asetik Asit CH kullanarak₃Konsantre COOH, çözelti akımı kötü iletir, ancak Asit Su H ile seyreltildiğinde₂Veya elektriksel iletkenliği artar.

Akımın farklı çözeltilerden geçişi sırasında elektrotlarda farklı ürünler elde edilir.

Elektroliz üzerine yaptığı çalışmalar sırasında Faraday aşağıdaki yasaları çıkardı:

1. Kanun: Bir elektrotta kimyasal dönüşümü olan madde miktarı, çözeltiden geçen elektrik miktarı ile orantılıdır.

2. Kanun: Farklı çözeltilerden aynı miktarda elektrik geçerse maddelerin ağırlıkları farklı elektrotlar üzerinde ayrışmış veya birikmiş, söz konusu elektrotların eşdeğer ağırlıkları ile orantılıdır. maddeler.

Örnek vermek gerekirse:

Beş farklı elektrolitik hücreniz olduğu varsayılacaktır. ile ilk Hidroklorik Asit HCl, ile ikinci Bakır Sülfat CuSO₄, ile üçüncü Antimon Klorür SbCl₃ile dördüncü Kalay Klorür SnCl₂ ve beşinci ile Stannik Klorür SnCl₄.

Aynı akım, 1.008 gram Hidrojen salınana kadar bir dizi elektrolitik hücreden geçirilir (bir Hidroklorik Asit çözeltisinin eşdeğer Hidrojen ağırlığı, aynı zamanda salınan diğer ürünlerin ağırlıkları (gram olarak) Onlar:

Eşdeğer ağırlık değeri var Elementin Atom Ağırlığı, Elementin Valencia'sına bölünür.

Herhangi bir öğenin eşdeğer Ağırlığını serbest bırakmak için, 96500 Coulomb. Bu elektrik miktarına denir. 1 Faraday.

Faraday Birimi

Amper, bir Gümüş Nitrat (AgNO) çözeltisinden 0.0001118 gram gümüş (Ag) biriktiren tek tip bir akım olarak tanımlanır.₃) bir saniye içinde. Gümüşün Atom ağırlığı 107.88 g/mol olduğundan, oran 107.88 / 0.0001118 verir Amper-saniye veya Coulomb sayısı elektrik gerekli Gümüşün kimyasal eşdeğerini biriktirmek. Bu miktar 96494 Coulomb'dur (96500 değeri daha basit hesaplamalar için kabadır) ve 1 Faraday Elektrik olarak adlandırılır.

elektrotlar

Faraday aradı Anottan Pozitif Elektrota ve Katottan Negatif Elektrota. Elektroliz sırasında sırasıyla anotta ve katotta görünen maddelere uygulanan Anyon ve Katyon terimlerini de yarattı.

Şu anda, Elektrotlar için başka bir tanım:

Anot: Elektron kaybı veya oksidasyonun olduğu elektrot.

Katot: Elektron kazancı veya azalması olan elektrot.

Elektrolitler ve Elektrolit Olmayanlar

Elektrik akımının çözeltiler yoluyla iletimi, Svante Arrhenius'un teorisini açıkladığı 1887 yılına kadar tatmin edici bir şekilde açıklanamadı. Arrhenius teorisini takdir etmeden ve anlamadan önce, ilk olarak Arrhenius onu formüle ettiğinde bilimin bildiği bazı gerçekleri ortaya koyduk:

Elektrolit Olmayan Çözümler Raoult kanunu uygulanarak hesaplanabilen özelliklere sahiptirler. Bu çözeltilerin buhar basınçları ve gözlemlenen Kaynama ve Donma Noktaları hesaplanan değerlerle pratik olarak aynıdır.

Raoult Yasası Çözeltideki her Çözünen Buhar Basıncının, içindeki kendi mol fraksiyonunun saf haldeki Buhar Basıncı ile çarpımına bağlı olduğunu açıklar.

Raoult Yasası, Sudaki Elektrolit Çözeltilerine uygulandığında başarısız olur. Buhar basıncının ve Kaynama ve Donma Noktalarının varyasyonları, her zaman yukarıda belirtilen yasanın öngördüğünden daha büyüktür ve ayrıca seyreltme sırasında artarlar.

Bu tür sapmalar, donma noktasında gözlemlenen varyasyonun donma noktasında hesaplanan varyasyon arasındaki oranı olan i değeri ile temsil edilir:

i değeri, Raoult Yasasından sapmanın bir ölçüsüdür ve sapma olmadığında 1'e eşittir.

Elektrolitlerin elektriksel iletkenliği

Arrhenius, elektrolit konsantrasyonu ile iletkenliğin nasıl değiştiğini bulmak için sulu elektrolit çözeltilerinin iletkenliğini araştırdı.

Molar İletkenliği ölçtü (bu, bir mol çözünmüş Elektrolite karşılık gelen İletkenliktir; yani özgül iletkenlik bir mol olarak ifade edildi ve seyreltme ile arttığı bulundu.

Arrhenius, sonuçlarını Raoult Yasasından sapma ölçümleriyle karşılaştırdı ve bunlar ile molar iletkenlik arasında yakın bir ilişki buldu. Teorisinde elektrolitlerin davranışı açıklanmıştır:

Elektrolit Molekülleri, iyon adı verilen elektrik yüklü parçacıklara ayrışır. Çözünme tamamlanmamıştır ve moleküller ile iyonları arasında bir denge vardır. İyonlar çözelti içinde hareket ederken akımı iletirler”.

Raoult Yasasından sapmalar, moleküllerin kısmi ayrışmasından kaynaklanan parçacıkların sayısındaki artıştan kaynaklanır.

Elektroliz Örnekleri

Elektrolit gibi davranan, yani Elektroliz kapasitesine sahip olan bazı çözeltiler şunlardır:

Sodyum Klorür NaCl

Hidroklorik Asit HCl

Sodyum Sülfat Na₂GB₄

Sülfürik Asit H₂GB₄

Sodyum Hidroksit NaOH

Amonyum Hidroksit NH₄Ah

Sodyum Karbonat Na₂CO₃

Sodyum Bikarbonat NaHCO₃

Nitrik Asit HNO₃

Gümüş Nitrat AgNO₃

Çinko Sülfat ZnSO₄