Elektroliza

Elektroliza - jest to zbiór zmian fizykochemicznych, zachodzących w ciele pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego. Elektrolizie towarzyszyć może (choć nie musi) szereg dodatkowych zjawisk, takich jak dysocjacja elektrolityczna, transport jonów do elektrod, wtórne przemiany jonów na elektrodach i inne.

I prawo Faradaya - masa substancji wydzielonej podczas elektrolizy jest proporcjonalna do ładunku, który przepłynął przez elektrolit.

\[ m = Q ⋅ k = I ⋅ t ⋅ k \]

gdzie m jest masą substancji wydzielonej na elektrodzie, Q to ładunek, który przepłynął przez elektrolit, I jest to natężenie prądu, t - czas w którym płynął prąd, zaś k to równoważnik elektrolityczny.

Równoważnik elektrolityczny - masa substancji wydzielonej przy przepływie przez elektrolit ładunku elektrycznego 1 C.

II prawo Faradaya - ładunek Q potrzebny do wydzielenia lub wchłonięcia masy m jest dany zależnością:

\[ Q = \frac{Fmz}{M} \]

gdzie m jest masą substancji wydzielonej na elektrodzie, Q to ładunek, który przepłynął przez elektrolit, F to stała Faradaya, M - masa molowa jonu, zaś z - jego ładunek.

Przykład 1

Oblicz masę miedzi wydzielonej na katodzie, jeżeli przez elektrodę w czasie 500 s przepłynął prąd o natężeniu 4 A.

1. Zaczynamy od zapisania równania reakcji. \[ Cu^{2+} + 2 e^{-} → Cu \]
2. Obliczamy wartość współczynnika proporcjonalności. \[ k = \frac{M}{nF}\\ k = \frac{63,5\; \frac{g}{mol}}{2⋅96500\frac{F}{mol}}=3,3⋅10^{-4} \frac{g}{F} \]
3. Na podstawie prawa Faradaya wyznaczamy masę miedzi. \[ m = k ⋅ I ⋅ t\\ m = 3,3 ⋅ 10^{-4} F ⋅ 500 s ⋅ 4 A = 0,66 g \]
4. Odpowiedź: wydzieliło się 0,66 g miedzi.

Przykład 2

Elektroliza roztworu siarczanu(VI) sodu trwała godzinę i użyto do niej prądu o natężeniu 2 A. Oblicz objętość wydzielonych gazów, mierzoną w warunkach normalnych.

1. Zaczynamy od równania reakcji elektrolizy. \[ Anoda:\;\;2 H_{2}O → O_{2}↑ + 4 e^{-} + 4 H^{+}\\ Katoda:\;\;2 H_{2}O + 2 e^{-} → H_{2}↑ + 2 OH^{-} \]
2. Obliczamy masę tlenu wydzielonego na katodzie, korzystają z prawa Faradaya. \[ k = \frac{32\;\frac{g}{mol}}{4⋅96500\frac{F}{mol}} = 8,3⋅10^{-4}\frac{g}{F}\\ m = k I t = 8,3⋅10^{-4}\frac{g}{F} ⋅ 3600 s ⋅2A = 0,6g \]
3. Przeliczamy masę tlenu na jego objętość. \[ n = \frac{0,6g}{32\frac{g}{mol}} = 0,019 mola\\ V = 22,4 \frac{dm^{3}}{mol} ⋅ 0,019 mola = 0,4 dm^{3} \]
4. Czas na sumaryczne równanie elektrolizy \[ 2H_{2}O → 2 H_{2}↑ + O_{2}↑ \]
5. Na podstawie tego równania reakcji obliczamy objętość wodoru. \[ 1 \;mol \;O_{2} \longrightarrow 2 \;mole \;H_{2}\\ 0,4 \;dm^{3} \;O_{2} \longrightarrow x \;dm^{3} \;H_{2}\\ x = 2 ⋅ 0,4 dm^{3} = 0,8 dm^{3} \]
6. Odpowiedź: Na elektrodach wydzieliło się 0,4 dm³ tlenu oraz 0,8 dm³ wodoru.