Faradays lover for elektrolyse

Faradays lover for elektrolyse er kvantitative forhold basert på Michael Faradays elektrokjemiske forskning, som han publiserte i 1836.

Disse lovene bestemmer forholdet mellom mengden stoffer som frigjøres under elektrolyse og mengden elektrisitet som passerer gjennom elektrolytten. Faradays lover er to. I vitenskapelig litteratur og i lærebøker er det ulike formuleringer av disse lovene.

Elektrolyse – frigjøring fra elektrolytten av dens bestanddeler under passasjen elektrisitet… For eksempel, når en elektrisk strøm passerer gjennom lett forsuret vann, spaltes vannet til dets komponenter – gasser (oksygen og hydrogen).

Mengden stoff som frigjøres fra elektrolytten er proporsjonal med mengden elektrisitet som passerer gjennom elektrolytten, det vil si produktet av styrken til strømmen ganger tiden denne strømmen flyter. Derfor kan fenomenet elektrolyse tjene til å måle styrken på strømmen og bestemme nåværende enheter.

Elektrolytt — en løsning og generelt en kompleks væske som leder en elektrisk strøm.I batterier er elektrolytten en løsning av svovelsyre (i bly) eller en løsning av kaustisk kalium eller kaustisk soda (i jern-nikkel). I galvaniske celler tjener også løsninger av kjemiske forbindelser (ammoniakk, kobbersulfat, etc.) som en elektrolytt.

Michael Faraday (1791–1867)

Michael Faraday (1791 - 1867) - Engelsk fysiker, grunnlegger av den moderne læren om elektromagnetiske fenomener. Han begynte sitt yrkesaktive liv som lærling på et bokbinderverksted. Han fikk bare en grunnskoleutdanning, men studerte selvstendig naturvitenskap og jobbet som laboratorieassistent for kjemikeren Devi, han ble en stor vitenskapsmann, en av de største eksperimentelle fysikerne.

Farraday åpnet opp fenomenet elektromagnetisk induksjon, elektrolyselovene, utviklet læren om elektriske og magnetiske felt og lagt grunnlaget for moderne elektromagnetiske feltkonsepter… Han var den første vitenskapsmannen som hadde ideen om den vibrasjons-bølgenaturen til elektromagnetiske fenomener.

Faradays første lov om elektrolyse

Massen av et stoff som vil utfelles på en elektrode under elektrolyse er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som overføres til den elektroden (passert gjennom elektrolytten). Mengden elektrisitet refererer til mengden elektrisk ladning, vanligvis målt i anheng.

Faradays andre lov om elektrolyse

For en gitt mengde elektrisitet (elektrisk ladning), er massen av et kjemisk grunnstoff som vil bli avsatt på en elektrode under elektrolyse direkte proporsjonal med den ekvivalente massen til det elementet. Ekvivalentmassen til et stoff er dens molare masse delt på et helt tall, avhengig av den kjemiske reaksjonen stoffet er involvert i.

Eller

Samme mengde elektrisitet fører til frigjøring av ekvivalente masser av forskjellige stoffer på elektrodene under elektrolyse. For å frigjøre en mol av ekvivalenten til et hvilket som helst stoff, er det nødvendig å bruke samme mengde elektrisitet, nemlig 96485 C. Denne elektrokjemiske konstanten kalles Faraday-nummer.

Faradays lover i matematisk form

• m er massen av stoffet avsatt på elektroden;

• Q er verdien av den totale elektriske ladningen i anhengene, passert under elektrolyse;

• F = 96485,33 (83) C / mol — Faradays tall;

• M er den molare massen til grunnstoffet i g/mol;

• z — valensantall av ioner av et stoff (elektroner per ion);

• M / z - ekvivalent masse av stoffet påført elektroden.

Anvendt på Faradays første lov om elektrolyse, er M, F og z konstanter, så jo mer Q, jo mer vil m være.

Når det gjelder Faradays andre lov for elektrolyse, er Q, F og z konstanter, så jo mer M/z, jo mer vil m være.

For likestrøm har vi

• n er antall mol (mengde stoff) som frigjøres på elektroden: n = m / M.

• t er tidspunktet for passering av likestrøm gjennom elektrolytten. For vekselstrøm summeres den totale ladningen over tid.

• t er den totale elektrolysetiden.

Et eksempel på anvendelse av Faradays lover

Det er nødvendig å skrive ligningen for de elektrokjemiske prosessene ved katoden og anoden under elektrolysen av en vandig løsning av natriumsulfat med en inert anode. Løsningen på problemet vil være følgende. I løsning vil natriumsulfat dissosiere i henhold til følgende skjema:

Standardelektrodepotensialet i dette systemet er som følger:

Dette er et mye mer negativt potensialnivå enn for en hydrogenelektrode i et nøytralt medium (-0,41 V). Derfor, på den negative elektroden (katoden), vil den elektrokjemiske dissosiasjonen av vann begynne med frigjøring av hydrogen og hydroksidion i henhold til følgende skjema:

Og de positivt ladede natriumionene som nærmer seg den negativt ladede katoden vil samle seg nær katoden, i den tilstøtende delen av løsningen.

Elektrokjemisk oksidasjon av vann vil skje på den positive elektroden (anode), som vil føre til frigjøring av oksygen, i henhold til følgende skjema:

I dette systemet er standardelektrodepotensialet +1,23 V, som er godt under standardelektrodepotensialet som finnes i følgende system:

Negativt ladede sulfationer som beveger seg mot den positivt ladede anoden vil samle seg i rommet nær anoden.