Corrent elèctric en electròlits
El corrent elèctric en els electròlits sempre està relacionat amb la transferència de matèria. En els metalls i els semiconductors, per exemple, la matèria quan els passa corrent no es transfereix, perquè en aquests mitjans els electrons i els forats són portadors de corrent, però en els electròlits es transfereixen. Això es deu al fet que en els electròlits, els ions carregats positivament i negativament de la substància actuen com a portadors de càrregues lliures, no electrons ni forats.
Els compostos fosos de molts metalls, així com alguns sòlids, pertanyen als electròlits. Però els principals representants d'aquest tipus de conductors, que s'utilitzen àmpliament en tecnologia, són les solucions aquoses d'àcids inorgànics, bases i sals.
La substància, quan un corrent elèctric travessa el medi electròlit, s'allibera sobre els elèctrodes. Aquest fenomen s'anomena electròlisi… Quan un corrent elèctric travessa l'electròlit, els ions carregats positivament i negativament de la substància es mouen simultàniament en direccions oposades.
Els ions carregats negativament (anions) es dirigeixen cap a l'elèctrode positiu de la font de corrent (ànode), i els ions carregats positivament (cations) al seu pol negatiu (càtode).
Les fonts d'ions en solucions aquoses d'àcids, bases i sals són molècules neutres, algunes de les quals es divideixen sota l'acció d'una força elèctrica aplicada. Aquest fenomen de divisió de molècules neutres s'anomena dissociació electrolítica. Per exemple, el clorur de coure CuCl2 es descompon en dissociació en solució aquosa en ions clorur (càrrega negativa) i coure (càrrega positiva).
Quan els elèctrodes estan connectats a una font de corrent, el camp elèctric comença a actuar sobre els ions en una solució o es fon, ja que els anions de clor es mouen a l'ànode (elèctrode positiu) i els cations de coure al càtode (elèctrode negatiu).
En arribar a l'elèctrode negatiu, els ions de coure carregats positivament són neutralitzats per l'excés d'electrons al càtode i es converteixen en àtoms neutres que es dipositen al càtode. En arribar a l'elèctrode positiu, els ions de clor carregats negativament donen un electró cadascun durant la interacció amb la càrrega positiva de l'ànode. En aquest cas, els àtoms de clor neutres formats es combinen en parells per formar molècules de Cl2, i el clor s'allibera en forma de bombolles de gas a l'ànode.
Sovint, el procés d'electròlisi va acompanyat de la interacció de productes de dissociació (això s'anomenen reaccions secundàries), quan els productes de descomposició alliberats als elèctrodes interaccionen amb el dissolvent o directament amb el material de l'elèctrode. Preneu, per exemple, l'electròlisi d'una solució aquosa de sulfat de coure (sulfat de coure - CuSO4).En aquest exemple, els elèctrodes seran de coure.
La molècula de sulfat de coure es dissocia per formar un ió de coure Cu + carregat positivament i un ió sulfat de càrrega negativa SO4-. Els àtoms de coure neutres es dipositen com un dipòsit sòlid al càtode. D'aquesta manera s'obté coure químicament pur.
L'ió sulfat dona dos electrons a l'elèctrode positiu i es converteix en el radical neutre SO4, que reacciona immediatament amb l'ànode de coure (reacció de l'ànode secundari). El producte de reacció a l'ànode és sulfat de coure, que passa a la solució.
Resulta que quan un corrent elèctric passa per una solució aquosa de sulfat de coure, l'ànode de coure simplement es dissol gradualment i el coure precipita sobre el càtode.En aquest cas, la concentració de la solució aquosa de sulfat de coure no canvia.
El 1833, el físic anglès Michael Faraday, en el curs del treball experimental, va establir la llei de l'electròlisi, que ara porta el seu nom.
La llei de Faraday permet determinar la quantitat de productes primaris que s'alliberen als elèctrodes durant l'electròlisi. La llei estableix el següent: "La massa m de la substància alliberada a l'elèctrode durant l'electròlisi és directament proporcional a la càrrega Q que ha passat per l'electròlit".
El factor de proporcionalitat k en aquesta fórmula s'anomena equivalent electroquímic.
La massa de la substància que s'allibera a l'elèctrode durant l'electròlisi és igual a la massa total de tots els ions que van arribar a aquest elèctrode:
La fórmula conté la càrrega q0 i la massa m0 d'un ió, així com la càrrega Q que va passar per l'electròlit N és el nombre d'ions que van arribar a l'elèctrode quan la càrrega Q va passar per l'electròlit.Per tant, la relació entre la massa de l'ió m0 i la seva càrrega q0 s'anomena equivalent electroquímic de k.
Com que la càrrega d'un ió és numèricament igual al producte de la valència de la substància per la càrrega elemental, l'equivalent químic es pot representar de la següent forma:
On: Na és la constant d'Avogadro, M és la massa molar de la substància, F és la constant de Faraday.
De fet, la constant de Faraday es pot definir com la quantitat de càrrega que ha de passar per l'electròlit per alliberar un mol de substància monovalent a l'elèctrode. Aleshores, la llei de Faraday de l'electròlisi pren la forma:
El fenomen de l'electròlisi s'utilitza àmpliament en la producció moderna. Per exemple, l'alumini, el coure, l'hidrogen, el diòxid de manganès i el peròxid d'hidrogen es produeixen industrialment per electròlisi. Molts metalls s'extreuen dels minerals i es processen per electròlisi (electrorefinació i electroextracció).
A més, gràcies a l'electròlisi, fonts de corrent químic… L'electròlisi s'utilitza en el tractament d'aigües residuals (electroextracció, electrocoagulació, electroflotació). Per electròlisi s'obtenen moltes substàncies (metalls, hidrogen, clor, etc.). per galvanoplastia i galvanoplastia.
Vegeu també:Producció d'hidrogen per electròlisi de l'aigua — tecnologia i equips