Lleis de Faraday de l'electròlisi

Les lleis de l'electròlisi de Faraday són relacions quantitatives basades en la investigació electroquímica de Michael Faraday, que va publicar el 1836.

Aquestes lleis determinen la relació entre la quantitat de substàncies alliberades durant l'electròlisi i la quantitat d'electricitat que passa per l'electròlit. Les lleis de Faraday són dues. A la literatura científica i als llibres de text, hi ha diferents formulacions d'aquestes lleis.

Electròlisi — Alliberament de l'electròlit de les seves substàncies constitutives durant el pas electricitat… Per exemple, quan un corrent elèctric travessa aigua lleugerament acidificada, l'aigua es descomposa en els seus components: gasos (oxigen i hidrogen).

La quantitat de substància alliberada de l'electròlit és proporcional a la quantitat d'electricitat que passa per l'electròlit, és a dir, el producte de la força del corrent per el temps durant el qual flueix aquest corrent. Per tant, el fenomen de l'electròlisi pot servir per mesurar la força del corrent i determinar-la unitats actuals.

Electròlit — una solució i, en general, un líquid complex que condueix un corrent elèctric.A les bateries, l'electròlit és una solució d'àcid sulfúric (en plom) o una solució de potassa càustica o sosa càustica (en ferro-níquel). A les cèl·lules galvàniques, les solucions de qualsevol compost químic (amoníac, sulfat de coure, etc.) també serveixen d'electròlit.

Michael Faraday (1791-1867)

Miquel Faraday (1791 — 1867) — Físic anglès, fundador de la doctrina moderna dels fenòmens electromagnètics. Va començar la seva vida laboral com a aprenent en un taller d'enquadernació. Va rebre només una educació elemental, però va estudiar ciències de manera independent i va treballar com a ajudant de laboratori per al químic Devi, es va convertir en un gran científic, un dels més grans físics experimentals.

Farraday es va obrir fenomen de la inducció electromagnètica, les lleis de l'electròlisi, van desenvolupar la doctrina dels camps elèctrics i magnètics i van posar Fonaments dels conceptes moderns de camp electromagnètic… Va ser el primer científic que va tenir la idea de la naturalesa vibracional i ondulatòria dels fenòmens electromagnètics.

Primera llei de l'electròlisi de Faraday

La massa d'una substància que precipitarà sobre un elèctrode durant l'electròlisi és directament proporcional a la quantitat d'electricitat transferida a aquest elèctrode (que passa a través de l'electròlit). La quantitat d'electricitat es refereix a la quantitat de càrrega elèctrica, normalment mesurada en penjolls.

Segona llei de Faraday de l'electròlisi

Per a una quantitat determinada d'electricitat (càrrega elèctrica), la massa d'un element químic que es dipositarà en un elèctrode durant l'electròlisi és directament proporcional a la massa equivalent d'aquest element. La massa equivalent d'una substància és la seva massa molar dividida per un nombre sencer, depenent de la reacció química en la qual està implicada la substància.

O

La mateixa quantitat d'electricitat condueix a l'alliberament de masses equivalents de diferents substàncies als elèctrodes durant l'electròlisi. Per alliberar un mol de l'equivalent de qualsevol substància, cal gastar la mateixa quantitat d'electricitat, és a dir, 96485 C. Aquesta constant electroquímica s'anomena Número de Faraday.

Les lleis de Faraday en forma matemàtica

• m és la massa de la substància dipositada a l'elèctrode;

• Q és el valor de la càrrega elèctrica total dels penjolls, passat durant l'electròlisi;

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

• M és la massa molar de l'element en g/mol;

• z — nombre de valència d'ions d'una substància (electrons per ió);

• M / z - massa equivalent de la substància aplicada a l'elèctrode.

Aplicada a la primera llei de l'electròlisi de Faraday, M, F i z són constants, de manera que com més Q, més m serà.

En termes de la segona llei de l'electròlisi de Faraday, Q, F i z són constants, de manera que com més M / z, més m serà.

Per corrent continu tenim

• n és el nombre de mols (quantitat de substància) alliberats a l'elèctrode: n = m / M.

• t és el temps de pas del corrent continu a través de l'electròlit. Per al corrent altern, la càrrega total es suma al llarg del temps.

• t és el temps total d'electròlisi.

Un exemple d'aplicació de les lleis de Faraday

Cal escriure l'equació dels processos electroquímics al càtode i ànode durant l'electròlisi d'una solució aquosa de sulfat de sodi amb un ànode inert. La solució al problema serà la següent. En solució, el sulfat de sodi es dissociarà segons l'esquema següent:

El potencial d'elèctrode estàndard en aquest sistema és el següent:

Aquest és un nivell de potencial molt més negatiu que per a un elèctrode d'hidrogen en un medi neutre (-0,41 V). Per tant, a l'elèctrode negatiu (càtode), la dissociació electroquímica de l'aigua començarà amb l'alliberament d'ions d'hidrogen i hidròxid segons l'esquema següent:

I els ions de sodi carregats positivament que s'acosten al càtode carregat negativament s'acumularan prop del càtode, a la part adjacent de la solució.

L'oxidació electroquímica de l'aigua es produirà a l'elèctrode positiu (ànode), que donarà lloc a l'alliberament d'oxigen, segons l'esquema següent:

En aquest sistema, el potencial de l'elèctrode estàndard és de +1,23 V, que està molt per sota del potencial de l'elèctrode estàndard que es troba al sistema següent:

Els ions sulfat carregats negativament que es mouen cap a l'ànode carregat positivament s'acumularan a l'espai proper a l'ànode.