törvényei elektrolízis (Faraday-törvény) - studopediya
Elektrokémiai reakciók mennek végbe a elektród (vezetőt az első fajta) - elektrolit (vezeték a második fajta). Ezek miatt képtelen a elektronok - a vivőanyagok az elektródák, hogy szabadon mozogjanak az elektrolitban. Ezek a reakciók az elektron közötti az elektróda és az ionok (molekulák) az oldatban. A katódon elektronok át az elektród a ion (vagy molekula) az anódon - a ion (molekulák), hogy az elektróda, az ionok (molekulák) elveszíti, vagy megváltoztatni az elektromos töltés. Ez - a primer elektrokémiai reakció. termékek, amelyek gyakran lépnek további reakciókban nem kapcsolódik közvetlenül az aktuális által szállított ionok. Példák a katódos reakciók a következő reakciók:
Fe 3+ + e ® Fe 2+ (2)
Az anódon áramolhat típusú reakció:
Fe2 + ® Fe 3+ + E (5)
Az elektród anyaga részt vehet az elektrokémiai reakció [reakció (7)], de lehet egy inert (a többi reakció). Az utóbbi esetben, a felület elektród kialakítható fémből [(1) reakció], vagy gázok [reakció (3, 4, 6)]. Végül, elektrokémiai reakció végbemehet hiányában egy átmeneti ionok az oldatból, hogy az elektróda és fordítva. Ezekben az esetekben, erőátvitel végezzük csak azok az elektronok, de az elektród felületén az oldatban változó vegyértéke ionok [reakció (2) és (5)]. Állítsa be a két elektrohimicheskihreaktsy. amelyek közül az egyik történik a katód, és a másik - az anódon, ad egy kémiai reakció vagy elektrolízis reakciók az elektrokémiai cella:
Cu 2+ + 2Cl - ® Cu (t) + Cl2 (1) + (6)
Mivel az átfolyó villamos áram segítségével az elektrokémiai rendszer miatt kémiai átalakítások között a villamosenergia-mennyiség áramlik összeg és egy bizonyos kapcsolat létezzen, nem reagált anyagok. Ezt fedezte fel Faraday fejeztük az első mennyiségi törvényei elektrokémiai, ezt követően az úgynevezett Faraday-törvény.
Az első törvénye Faraday. A mennyiségű anyagok, transzformált elektrolízis során arányos a villamos energia mennyisége áthaladt az elektrolit.
Dm - mennyisége a reagálatlan anyag; ke - néhány arányosság együttható; q - a villamosenergia-mennyiség megegyezik a termék az aktuális I t időpontban. Ha q = It = 1, akkor Dm = ke. azaz ke is olyan tényező, az anyag mennyiségét eredményeként az áramlás a reagált villamos mennyiség egységet. ke tényező az úgynevezett elektrokémiai egyenértékű.
A második törvénye Faraday tükrözi kapcsolat áll fenn, hogy az összeg nem reagált anyag és annak jellege. állandó mennyiségű villamos telt tömegek különböző anyagok tapasztal konverzió az elektródák (kiválasztás egy oldatot vegyérték változás) arányos a kémiai ekvivalens ezen anyagok:
Akkor mindkét Faraday-törvény formájában általános törvény. elválasztásra vagy átalakítása a jelenlegi 1 ekvivalens bármely anyag (1 / z mol anyag) kell mindig az azonos mennyiségű villamos energia, a hívott szám Faraday (vagy Faraday).
Hasonlóképpen, a mért érték a Faraday
F = 96484,52 ± 0,038 K / ekv
Ez a töltés által hordozott egy gramm ekvivalens ionok bármilyen. Megszorozva ezt a számot, amelyet a Z (ion számú elemi díjak), megkapjuk a villamos energia mennyisége, amely hordozza 1 g-ion. Elosztjuk a Faraday által az Avogadro-szám, megkapjuk egy vegyértékű ion díj megegyezik az elektron töltése:
e = 96484,52 / (6,022035 × 23 októberben) = 1,6021913 × 10 -19
Törvényeket. Faraday felfedezése 1833-ban szigorúan be kell tartani a vezetékek a második fajta. A megfigyelt eltérések Faraday törvényei nyilvánvalóvá. Gyakran társul jelenlétében nem regisztrált párhuzamos elektrokémiai reakciók. Eltérések a Faraday-törvény az ipari létesítményekben kapcsolódó szivárgási áram, fogyasztószer permetezés közben a megoldást, stb
A műszaki berendezések terméket mennyiség arányban nyert elektrolízis egy olyan összeg alapján számítják ki Faraday-törvény, a kisebb egységek úgynevezett kimeneti áram.
Gondos laboratóriumi mérések elektrokémiai fellépő egyedi kimeneti áram értéke az egység (a kísérleti hibahatáron belül). Faraday-törvény pontosan megfigyelhető, de ez az alapja a legpontosabb mérési módszerét a villamosenergia-mennyiséget áthaladó áramkör, a szám a kiválasztott elektród anyaga. Ezeknél a méréseknél használatával ezüst vagy réz és jód gáz, és coulometry (coulometry).
Arrhenius elmélete elektrolitos disszociáció. Az elektrolitok csökkenti a fagyasztási hőmérséklet és az ozmotikus nyomás lényegesen nagyobb, mint a megfelelő értékek a nem-elektrolitok. Az egyenlet az ozmotikus nyomás p van't Hoff bevezetett empirikus tényező i> 1, a fizikai jelentését, amely világossá vált a megjelenése elektrolitos disszociáció elmélet:
Az elektrolitos disszociáció elméletének javasolta Arrhenius (1884-1887), hogy dolgozzon ki az egyes nyilatkozatok számos tudós.
A főbb rendelkezések az Arrhenius-elmélet:
Sók, savak, bázisok, ha vízben oldjuk, és néhány más poláros oldószerek, részben vagy teljesen szétesnek (disszociált) ionokra. Ezek ionok vannak oldatban függetlenül az elektromos áram halad át az oldatot, vagy sem. Következésképpen, a több egymástól függetlenül mozgó az oldott részecskék nagyobb, mint annak hiányában a disszociációs és kolligatív tulajdonságai nagyságrendű növekedés egyenesen arányos a részecskék számát.
Együtt a disszociációs folyamat az oldatban egy fordított folyamat - az egyesület ionok a molekulában. Mint elektrolit disszociációs cselekvési Arrhenius bevezetett disszociációs fokú értéke egy, meghatározott frakciója molekulák, törött ionokra:
Minden reverzibilis reakcióját elektrolitos disszociáció:
összege n + + n- n egyenlő a teljes száma ionok által termelt disszociációs egy molekula, amely egyenlő az együttható a van't Hoff i:
Miután meghatározták a faktor i. lehet megfelelően ez az egyenlet kiszámításához disszociációs mértéke egy, ha az ismert érték n.
Mivel a hígítási tényező van't Hoff közeledik egyszerű egész szám (2, 3, 4 - attól függően, hogy az ionok száma kialakítva egy molekula az anyag).
Disszociációja oldott ionok engedelmeskedik az ugyanezen törvény kémiai egyensúly, és más reakciók .:
ahol Kd - disszociációs állandó. kifejezett koncentráció.
Disszociációja az erős elektrolit 100%, vagy közel 100%, úgy, hogy az ion-koncentráció lehet tekinteni egyenlő a molaritása az oldott anyag, szorozva z. A disszociációs Valamely gyenge elektrolit egyensúly jön létre a disszociálatlan molekulák és ionok. Tekintsünk egy egyszerű példát. ha a molekula osztja két ion:
Az utolsó egyenlőség a legegyszerűbb formája a törvény Ostwald hígításban (1888). Minél több Ks. A nagyobb mértékű a disszociációs. így Kc érték az a sav erőssége, azaz a intézkedés a savasság. A közepesen erős elektrolitok (. H3 PO4 - első szakasz, Ca (OH) 2 COOH SNSl2) Kc értékek közötti tartományba esik a 10 -2 és 10 -4; gyenge elektrolitok (CH3COOH, NH 4OH) R c = 10 -5 - 10 -9; Kc <10 -10 электролит считается очень слабым (Н2 О, С6 Н5 ОН, С6 Н5 NН2. НСN).
Ha egy nagyon kicsi, el lehet hanyagolni, mint 1, és a képlet a következő lesz:
Ha az elektrolit lebontja több mint két ion, a függőség Kc egy bonyolultabb:
CaCl2 Û Ca 2+ + 2Cl -
Az érték a Kc állandó csak nagyon híg oldatok, az együtthatókat, amelyek aktivitást lehet tekinteni, mint egyenlő 1. Általában a Kc (mint egy) koncentrációjától függ az oldat; Kc néha klasszikus disszociációs állandó.
A Kc (a) is függ a hőmérséklettől. Kc függőség gyenge savak a víz megy át a legnagyobb. Ez azzal magyarázható, hogy a befolyása két ellentétes hatás. Az egyik elem. minden disszociáció történik hőabszorpcióval, és így növekvő T egyensúlyi kell felé tolódott nagyobb disszociációs. C. és munkatársai. Art. T növekvő dielektromos állandója a víz, amely oldószerként szolgál csökken, és ez hozzájárul az egyesíteni ionok. Kc maximális a T-t, amely a befolyása a második tényező a meghatározó. Általában változtatni cd növekvő T kicsi.