Що таке електроліз

У хімії, Електроліз є явищем, при якому електричний струм проходить через водний розчин іонної сполуки, і починається спрямовувати іони (заряджені частинки) сполуки а два електроди, позитивний (Анод, притягує негативно заряджені аніони) і негативний (Катод, привертає позитивно заряджені катіони). Це явище регулюється законом Електростатики, який вказує на те, що залучаються протилежні заряди.

Електроліти

У 1883 р. Майкл Фарадей виявили, що водні розчини деяких речовин проводять електричний струм, тоді як розчини інших речовин - ні.

Щоб перевірити, чи проводить водний розчин електричний струм, Фарадей розробив простий апарат, що складається з Ланцюг постійного струму 110 вольт, лампа, Y два металевих або графітових електрода, підключених до поточного джерела.

Якщо електроди занурити у воду, кількість струму, що протікає, настільки мала, що лампа не світиться; те саме справедливо, якщо їх занурити в розчин цукру.

Навпаки, якщо вони занурені в розчин Хлорид натрію NaCl або від Соляна кислота HC

l, лампа яскраво світить, що доводить, що розчинення є чудовим провідником. З іншого боку, використання оцтової кислоти СН₃Концентрований COOH, розчин погано проводить струм, але коли кислота розбавляється водою H₂Або його електропровідність зростає.

Під час проходження струму через різні розчини на електродах отримують різні продукти.

В ході своїх досліджень з питань електролізу Фарадей вивів такі закони:

1-й закон: Кількість речовини, яка має своє хімічне перетворення в електроді, пропорційна кількості електрики, яка проходить через розчин.

2-й закон: Якщо однакова кількість електроенергії пропускається через різні розчини, то ваги речовин розкладені або нанесені на різні електроди пропорційні еквівалентній вазі зазначеного речовини.

Наведемо приклад:

Передбачається, що у вас є п’ять різних електролітичних елементів. Перший с Соляна кислота HCl, другий с Сульфат міді CuSO₄, третя с Антимонічний хлорид SbCl₃, четвертий с Хлорид олова SnCl₂ і п'ятий с Станічний хлорид SnCl₄.

Той самий струм пропускається через ряд електролітичних елементів, поки не виділиться 1008 грамів водню (a Еквівалентна маса Гідрогену) розчину соляної кислоти, ваги (у грамах) інших продуктів, що виділяються в той же час Вони є:

Еквівалентна вага має значення Атомна вага елемента, поділена на Валенсію елемента.

Щоб випустити еквівалентну вагу будь-якого предмета, вам потрібно 96500 Кулони. Ця кількість електроенергії називається 1 Фарадей.

Підрозділ Фарадея

Ампер визначається як рівномірний потік, який відкладає 0,001118 грамів срібла (Ag) з розчину нітрату срібла (AgNO₃) за секунду. Оскільки атомна маса срібла становить 107,88 г / моль, співвідношення 107,88 / 0,001118 дає кількість ампер-секунд або кулонів необхідна електроенергія внести хімічний еквівалент срібла. Ця кількість становить 96494 кулонів (значення 96500 є досить приблизним для більш простих розрахунків) і називається 1 Фарадеєм електроенергії.

Електроди

- подзвонив Фарадей Анод до позитивного електрода, а катод до негативного електрода. Він також створив терміни "аніон" і "катіон", застосовувані до речовин, які з'являються відповідно на аноді та катоді під час електролізу.

В даний час іншим визначенням для електродів є:

Анод: Електрод, в якому відбувається втрата електронів або окислення.

Катод: Електрод, в якому відбувається приріст або відновлення електронів.

Електроліти та неелектроліти

Проведення електричного струму через розчини не було задовільно пояснене до 1887 р., Коли Сванте Арреній зробив свою теорію відомою. Перш ніж оцінити і зрозуміти теорію Арреніуса, ми спочатку виклали деякі факти, відомі науці, коли Арреній формулював її:

Неелектролітні розчини вони мають властивості, які можна обчислити, застосовуючи закон Рауля. Тиск пари та спостережувані точки кипіння та замерзання цих розчинів практично однакові з розрахунковими значеннями.

Закон Рауля пояснює, що тиск пари кожної розчиненої речовини у розчині залежить від власної мольної частки в ній, помноженої на тиск пари у чистому стані.

Закон Рауля зазнає невдачі при застосуванні до розчинів електролітів у воді. Варіації тиску пари та точок кипіння та замерзання завжди більші, ніж передбачені вищезазначеним законом, і, крім того, вони збільшуються при розведенні.

Такі відхилення представлені значенням i, яке є відношенням зміни, що спостерігається в точці замерзання, між варіацією, обчисленою в точці замерзання:

Значення i є мірою відхилення від закону Рауля, яке дорівнює 1, коли відхилення відсутнє.

Електропровідність електролітів

Арреніус досліджував провідність водних розчинів електролітів, щоб з'ясувати, як змінюється провідність із концентрацією електролітів.

Він вимірював молярну провідність (яка є провідністю, що відповідає одному молю розчиненого електроліту; тобто питома провідність, що відноситься до одного моля, і виявила, що вона збільшується при розведенні.

Арреніус порівняв свої результати з вимірами відхилень від закону Рауля і виявив тісний взаємозв'язок між ними та молярною провідністю. У його теорії пояснюється поведінка електролітів:

«Молекули електролітів дисоціюють на електрично заряджені частинки, які називаються іонами. Розчинення є неповним, і між молекулами та їх іонами існує рівновага. Іони проводять струм, коли рухаються всередині розчину ”.

Відхилення від закону Рауля зумовлені збільшенням кількості частинок в результаті часткової дисоціації молекул.

Приклади електролізу

Деякі розчини, які ведуть себе як електроліти, тобто вони здатні до електролізу:

Хлорид натрію NaCl

Соляна кислота HCl

Сульфат натрію Na₂SW₄

Сірчана кислота H₂SW₄

Гідроксид натрію NaOH

Гідроксид амонію NH₄О

Карбонат натрію Na₂CO₃

Бікарбонат натрію NaHCO₃

Азотна кислота HNO₃

Нітрат срібла AgNO₃

Сульфат цинку ZnSO₄