Ο Νόμος της Ηλεκτρόλυσης του Faraday

Δύο ποσοτικοί κανόνες που χρησιμοποιούνται στη χημεία για να εκφράσουν τα μεγέθη των ηλεκτρολυτικών επιδράσεων, περιγράφηκαν για πρώτη φορά από τον Άγγλο επιστήμονα Michael Faraday το 1833 και δημοσιεύτηκαν στο περιοδικό του Faraday's laws of electrolysis το 1834. Σύμφωνα με τους νόμους της χημείας, (1) η ποσότητα του Η χημική μεταβολή που παράγεται από το ρεύμα σε ένα όριο ηλεκτροδίου-ηλεκτρολύτη είναι ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που χρησιμοποιείται και (2) τα ποσά της χημικής μεταβολής που παράγονται από την ίδια ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας σε διαφορετικές ουσίες είναι ανάλογες με τα ισοδύναμα βάρη τους Οι ηλεκτρολυτικές αντιδράσεις περιλαμβάνουν μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, και το ισοδύναμο βάρος μιας ουσίας είναι το βάρος του τύπου σε γραμμάρια που σχετίζεται με τη μεταφορά ή την απώλεια ενός ηλεκτρονίου. Για ουσίες με σθένη δύο ή περισσότερα, το βάρος του τύπου διαιρείται με τον αριθμό των σθένων στο υλικό. Η ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για τη δημιουργία μιας χημικής αλλαγής σε μία ισοδύναμη μονάδα βάρους έχει χαρακτηριστεί ως ποσότητα Faraday. Ένα κουλόμπ ηλεκτρικής ενέργειας ισούται με 96.485,3321233 κουλόμπ ενέργειας. Για παράδειγμα, στην ηλεκτρόλυση του τηγμένου χλωριούχου μαγνησίου, MgCl2, μία faraday ηλεκτρικής ενέργειας θα εναποθέσει 24,305/2 g μαγνησίου στο αρνητικό ηλεκτρόδιο (επειδή το μαγνήσιο έχει ατομικό βάρος 24,305 και σθένος 2, που σημαίνει ότι μπορεί να κερδίσει δύο ηλεκτρόνια) και ελευθερώνουν 35,453 g χλωρίου στο θετικό ηλεκτρόδιο (επειδή το χλώριο έχει ατομικό βάρος 35,453).

Πρώτος νόμος του Faraday 

Στο νόμο περί ηλεκτρόλυσης ορίζεται ότι η ποσότητα της αντίδρασης που λαμβάνει χώρα, μετρούμενη ως προς τη μάζα των ιόντων που παράγονται ή απελευθερώνονται από έναν ηλεκτρολύτη, είναι ανάλογη με την ποσότητα του ηλεκτρικού ρεύματος που μεταφέρεται μέσω αυτού. Το ηλεκτρικό ρεύμα (αμπέρ) ορίζεται ως ο αριθμός των κουλόμπ (Q) που διέρχονται από ένα κύκλωμα σε ένα δευτερόλεπτο.

Η μάζα των ιόντων που παράγονται ή αντιδρούν (m) είναι ίση με το ηλεκτρικό ρεύμα Q

m ∝ Q 

m =ZQ.

Σε αυτήν την περίπτωση, το Z είναι μια σταθερά αναλογικότητας, επίσης γνωστή ως το χημικό ισοδύναμο του εν λόγω στοιχείου.

Για μια ροή ενός Coulomb φορτίων για ένα δευτερόλεπτο, το m =Z είναι ίσο με τον ρυθμό ροής.

Σε αυτήν την περίπτωση, το Z είναι μια σταθερά αναλογικότητας, επίσης γνωστή ως το χημικό ισοδύναμο του εν λόγω στοιχείου.

Για μια ροή ενός Coulomb φορτίων για ένα δευτερόλεπτο, το m =Z είναι ίσο με τον ρυθμό ροής.

Η μάζα του υλικού που συμμετέχει στην αντίδραση είναι ίδια με τη σταθερά αναλογικότητας στην εξίσωση. Η ηλεκτροχημική ισοδύναμη μάζα του φορτίου ενός κουλόμπ συμβολίζεται με το σύμβολο Z.

Ένα κουλόμπ φορτίου είναι ίσο με μια συγκρίσιμη μάζα ως προς το βάρος.

Ο δεύτερος νόμος της ηλεκτρόλυσης του Faraday

Όταν η ίδια ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας διέρχεται από το ηλεκτρολυτικό διάλυμα, ο αριθμός των διακριτών ουσιών που απελευθερώνονται είναι ανάλογος με τα χημικά ισοδύναμα βάρη των ουσιών που απελευθερώνονται κατά τη διάρκεια της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης (Ισοδύναμο βάρος ορίζεται ως ο λόγος της ατομικής μάζας του μετάλλου και του αριθμός ηλεκτρονίων που απαιτούνται για την αναγωγή του κατιόντος).

Μπορούμε να συμπεράνουμε από αυτές τις εξισώσεις ηλεκτρόλυσης ότι η ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για την οξείδωση-αναγωγή εξαρτάται από τη στοιχειομετρία της αντίδρασης του ηλεκτροδίου, η οποία συζητείται περισσότερο παρακάτω.

Για παράδειγμα,

N a+ +   e-   → N a

Όπως μπορούμε να δούμε, ένα mole ηλεκτρονίων απαιτείται για την αναγωγή ενός mole ιόντων νατρίου, που είναι μονάδα μέτρησης.

Ως αποτέλεσμα, το φορτίο σε ένα γραμμομόριο ηλεκτρονίων είναι ίσο με το εξής:N

NA X 1,6021 X10-19 C=6,02 X1023mol-1X 1,6021 X10-19C =96487 C mol-1

Το Faraday ορίζεται ως η ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που μεταφέρεται ανά μονάδα mole ηλεκτρονίων και συμβολίζεται με το γράμμα F. Κατά συνέπεια, ένα Faraday ορίζεται ως το φορτίο που μεταφέρεται ανά μονάδα mole ηλεκτρονίων.

Εξαρτάται από τη φύση της ουσίας που ηλεκτρολύεται και τον τύπο των ηλεκτροδίων που χρησιμοποιούνται για να καθοριστεί ποιο θα είναι το προϊόν μιας ηλεκτρολυτικής αντίδρασης. Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι ένα αδρανές ηλεκτρόδιο, όπως η πλατίνα ή ο χρυσός, είναι ένα ηλεκτρόδιο που δεν συμμετέχει στη χημική διαδικασία και αντ 'αυτού χρησιμεύει αποκλειστικά ως πηγή ή βυθίζεται για ηλεκτρόνια κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Στην περίπτωση ενός αντιδρώντος ηλεκτροδίου, από την άλλη πλευρά, το ηλεκτρόδιο συμμετέχει στην ίδια την αντίδραση.

Ως αποτέλεσμα, δημιουργούνται διαφορετικές ενώσεις από την ηλεκτρόλυση ανάλογα με το αν τα ηλεκτρόδια είναι αντιδραστικά ή αδρανή. Επιπλέον, τα οξειδωτικά και αναγωγικά είδη που υπάρχουν στο ηλεκτρολυτικό στοιχείο, καθώς και το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου τους, έχουν επίδραση στα προϊόντα που προέρχονται από την ηλεκτρόλυση.

Συμπέρασμα

Κάθε ηλεκτροχημική διεργασία, είτε αυθόρμητη είτε επαγόμενη, περιλαμβάνει τη μεταφορά ορισμένης ποσότητας ηλεκτρικού φορτίου κατά την οξείδωση και την αναγωγή μιας ουσίας. Όλες οι ημι-αντιδράσεις που έχουμε δημιουργήσει για τις διαδικασίες ηλεκτροδίων λαμβάνουν υπόψη τα ηλεκτρόνια που είναι υπεύθυνα για τη μεταφορά αυτού του φορτίου. Ο νόμος του Faraday για την ηλεκτρόλυση δηλώνει ότι η ποσότητα του υλικού που παράγεται σε κάθε ηλεκτρόδιο είναι ευθέως ανάλογη με την ποσότητα φορτίου που διέρχεται από το στοιχείο κατά τη διάρκεια της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης. Ουσίες με ευδιάκριτες αλλαγές οξείδωσης/αναγωγής όσον αφορά τα ηλεκτρόνια/άτομα ή τα ιόντα δεν θα δημιουργηθούν στις ίδιες μοριακές ποσότητες με ουσίες με τις ίδιες αλλαγές οξείδωσης/αναγωγής. Ωστόσο, όταν λαμβάνονται υπόψη αυτές οι πρόσθετες αναλογίες, ο νόμος είναι σωστός σε κάθε περίπτωση.