Faraday'ın elektroliz yasaları

Faraday'ın elektroliz yasaları, Michael Faraday'ın 1836'da yayınladığı elektrokimyasal araştırmasına dayanan nicel ilişkilerdir.

Bu yasalar, salınan maddelerin miktarı arasındaki ilişkiyi belirler. elektroliz sırasında ve elektrolitten geçen elektrik miktarı. Faraday'ın yasaları iki tanedir. Bilimsel literatürde ve ders kitaplarında bu yasaların farklı formülasyonları vardır.

Elektroliz - geçiş sırasında onu oluşturan maddelerin elektrolitten salınması elektrik… Örneğin, bir elektrik akımı hafif asitlenmiş sudan geçtiğinde, su bileşenlerine ayrışır - gazlar (oksijen ve hidrojen).

Elektrolitten salınan madde miktarı, elektrolitten geçen elektrik miktarı ile orantılıdır, yani akım kuvveti ile bu akımın aktığı sürenin çarpımıdır. Bu nedenle, elektroliz fenomeni, akımın gücünü ölçmeye ve belirlemeye hizmet edebilir. mevcut birimler.

Elektrolit — bir çözelti ve genellikle elektrik akımını ileten karmaşık bir sıvı.Pillerde elektrolit, bir sülfürik asit çözeltisi (kurşun içinde) veya bir kostik potas veya kostik soda çözeltisidir (demir-nikel içinde). Galvanik hücrelerde, herhangi bir kimyasal bileşiğin (amonyak, bakır sülfat vb.) Çözeltileri de elektrolit görevi görür.

Michael Faraday (1791 - 1867)

Michael Faraday (1791 — 1867) — İngiliz fizikçi, modern elektromanyetik fenomen doktrininin kurucusu. Çalışma hayatına bir cilt atölyesinde çırak olarak başladı. Yalnızca bir temel eğitim aldı, ancak bağımsız olarak bilim okudu ve kimyager Devi için laboratuvar asistanı olarak çalıştı, büyük bir bilim adamı, en büyük deneysel fizikçilerden biri oldu.

Farraday açıldı elektromanyetik indüksiyon olgusu, elektroliz yasaları, elektrik ve manyetik alan doktrinini geliştirdi ve koydu modern elektromanyetik alan kavramlarının temelleri… Elektromanyetik fenomenlerin titreşimsel, dalgalı doğası fikrine sahip olan ilk bilim adamıydı.

Faraday'ın birinci elektroliz yasası

Elektroliz sırasında bir elektrot üzerinde çökelecek bir maddenin kütlesi, o elektrota aktarılan (elektrolitten geçen) elektrik miktarı ile doğru orantılıdır. Elektrik miktarı, genellikle pandantiflerde ölçülen elektrik yükü miktarını ifade eder.

Faraday'ın ikinci elektroliz yasası

Belirli bir elektrik miktarı (elektrik yükü) için, elektroliz sırasında bir elektrot üzerinde biriken bir kimyasal elementin kütlesi, o elementin eşdeğer kütlesi ile doğru orantılıdır. Bir maddenin eşdeğer kütlesi, maddenin katıldığı kimyasal reaksiyona bağlı olarak molar kütlesinin bir tam sayıya bölünmesidir.

Veya

Aynı miktarda elektrik, elektroliz sırasında elektrotlar üzerinde eşdeğer kütlelerde farklı maddelerin salınmasına yol açar. Herhangi bir maddenin eşdeğerinin bir molünü serbest bırakmak için aynı miktarda elektriği, yani 96485 C'yi harcamak gerekir. Bu elektrokimyasal sabite denir. faraday numarası.

Faraday kanunları matematiksel formda

• m, elektrot üzerinde biriken maddenin kütlesidir;

• Q, elektroliz sırasında geçen pandantiflerdeki toplam elektrik yükünün değeridir;

• F = 96485,33 (83) C / mol — Faraday sayısı;

• M, elementin g/mol cinsinden molar kütlesidir;

• z - bir maddenin iyonlarının değerlik sayısı (iyon başına elektron);

• M / z — elektroda uygulanan maddenin eşdeğer kütlesi.

Faraday'ın birinci elektroliz yasasına uygulandığında, M, F ve z sabittir, dolayısıyla Q ne kadar fazlaysa m de o kadar fazla olacaktır.

Faraday'ın ikinci elektroliz yasası açısından Q, F ve z sabittir, yani M/z ne kadar fazlaysa m de o kadar fazla olacaktır.

Doğru akım için elimizdeki

• n, elektrot üzerinde salınan mol sayısıdır (madde miktarı): n = m / M.

• t, doğru akımın elektrolitten geçiş süresidir. Alternatif akım için, toplam yük zamanla toplanır.

• t toplam elektroliz süresidir.

Faraday yasalarının uygulanmasına bir örnek

İnert bir anot ile sulu bir sodyum sülfat çözeltisinin elektrolizi sırasında katot ve anottaki elektrokimyasal süreçlerin denklemini yazmak gerekir. Sorunun çözümü aşağıdaki gibi olacaktır. Çözeltide, sodyum sülfat aşağıdaki şemaya göre ayrışır:

Bu sistemdeki standart elektrot potansiyeli aşağıdaki gibidir:

Bu, nötr bir ortamdaki (-0,41 V) bir hidrojen elektrodundan çok daha negatif bir potansiyel seviyesidir. Bu nedenle, negatif elektrotta (katot), suyun elektrokimyasal ayrışması, aşağıdaki şemaya göre hidrojen ve hidroksit iyonunun salınmasıyla başlayacaktır:

Ve negatif yüklü katoda yaklaşan pozitif yüklü sodyum iyonları, çözeltinin bitişik kısmında katodun yakınında birikecektir.

Pozitif elektrotta (anot) suyun elektrokimyasal oksidasyonu, aşağıdaki şemaya göre oksijenin salınmasına yol açacaktır:

Bu sistemde, standart elektrot potansiyeli +1,23 V'tur ve bu, aşağıdaki sistemde bulunan standart elektrot potansiyelinin oldukça altındadır:

Pozitif yüklü anoda doğru hareket eden negatif yüklü sülfat iyonları anoda yakın boşlukta birikecektir.