Lleis de l'electròlisi de Faraday – Primera i segona llei (equacions i definició)

Lleis de Faraday de l'electròlisi

Abans d'entendre les lleis de Faraday de l'electròlisi, hem d'entendre primer el procés d'electròlisi d'un sulfat metàl·lic.

Quan un electròlit com un sulfat metàl·lic es dilue en aigua, les seves molècules es dividixen en ions positius i negatius. Els ions positius (o ions metàl·lics) es mouen cap a les electrodos connectades amb el terminal negatiu de la bateria, on aquests ions positius agafen electrons, convertint-se en metall pur àtom i s'acumulen a l'electroda.

Els ions negatius (o sulfió) es mouen cap a l'electroda connectada amb el terminal positiu de la bateria, on aquests ions negatius ceden els seus electrons extra i es converteixen en SO4 radical. Com que el SO4 no pot existir en un estat elèctricament neutre, atacarà l'electroda metàl·lica positiva – formant un sulfat metàl·lic que tornarà a dissoldre's en l'aigua.

Les lleis de Faraday de l'electròlisi són relacions quantitatives (matemàtiques) que descriuen aquests dos fenòmens.

Primera Llei de Faraday de l'Electròlisi

A partir de la breu explicació anterior, és clar que el flux de corrent a través del circuit extern de la bateria depèn completament de quants electrons es transfereixin de l'electroda negativa o catòdica a l'ió metàl·lic positiu o cations. Si els cations tenen valència de dos com Cu++, llavors per cada cation, hi hauria dos electrons transferits del catòd al cation. Sabem que cada electron té càrrega elèctrica negativa – 1.602 × 10-19 Coulombs i diguem que és – e. Així, per la disposició de cada àtom de Cu a l'electroda catòdica, hi hauria una transferència de càrrega de – 2.e.

Ara, diguem que per t temps, hi hauria un total de n nombres d'àtoms de cobre depositats a l'electroda catòdica, així que la càrrega total transferida seria – 2.n.e Coulombs. La massa m del cobre depositat és obviament una funció del nombre d'àtoms depositats. Així, es pot concluir que la massa del cobre depositat és directament proporcional a la quantitat de càrrega elèctrica que passa a través de l'electròlit. Per tant, la massa de cobre depositat m ∝ Q quantitat de càrrega elèctrica que passa a través de l'electròlit.

La Primera Llei de Faraday de l'Electròlisi estableix que la deposició química deguda al flux de corrent a través d'un electròlit és directament proporcional a la quantitat d'electricitat (Coulombs) que passa a través d'ell.

és a dir, la massa de la deposició química:

On, Z és una constant de proporcionalitat i es coneix com a equivalent electroquímica de la substància.

Si posem Q = 1 coulomb a l'equació anterior, obtindrem Z = m, el que implica que l'equivalent electroquímica de qualsevol substància és la quantitat de la substància depositada al passar 1 coulomb a través de la seva solució. Aquesta constant de l'equivalent electroquímica es expressa generalment en termes de mil·ligrams per coulomb o quilograms per coulomb.

Segona Llei de Faraday de l'Electròlisi

Fins ara hem après que la massa de la substància, depositada deguda a l'electròlisi, és proporcional a la quantitat d'electricitat que passa a través de l'electròlit. La massa de la substància, depositada deguda a l'electròlisi, no només és proporcional a la quantitat d'electricitat que passa a través de l'electròlit, sinó que també depèn d'altres factors. Cada substància tindrà el seu propi pes atòmic. Així, per al mateix nombre d'àtoms, diferents substàncies tindran masses diferents.

Novament, el nombre d'àtoms depositats a les electrodos també depèn de la seva valència. Si la valència és més gran, llavors per la mateixa quantitat d'electricitat, el nombre d'àtoms depositats serà menor, mentre que si la valència és menor, llavors per la mateixa quantitat d'electricitat, es depositaran més àtoms.

Per tant, per la mateixa quantitat d'electricitat o càrrega que passa a través de diferents electròlits, la massa de la substància depositada és directament proporcional al seu pes atòmic i inversament proporcional a la seva valència.

La segona llei de Faraday de l'electròlisi estableix que, quan es passa la mateixa quantitat d'electricitat a través de diversos electròlits, la massa de les substàncies depositades són proporcionals als seus respectius equivalents químics o pesos equivalents.

Equivalent Químic o Pes Equivalent

L'equivalent químic o pes equivalent d'una substància es pot determinar mitjançant les lleis de Faraday de l'electròlisi, i es defineix com el pes d'aquesta subtenància que combinarà o desplaçarà el pes unitari d'hidrogen.

L'equivalent químic de l'hidrogen és, així, la unitat. Com que la valència d'una substància és igual al nombre d'àtoms d'hidrogen que pot reemplaçar o amb què pot combinar, l'equivalent químic d'una substància, per tant, es pot definir com la raó entre el seu pes atòmic i la seva valència.

Qui Va Inventar les Lleis de Faraday de l'Electròlisi?

Les Lleis de Faraday de l'Electròlisi van ser publicades per Michael Faraday el 1834. Michael Faraday també va ser responsable

A més de descobrir aquestes lleis de l'electròlisi, Michael Faraday també va popularitzar terminologies com electrodos, ions, anodes i catòdes.

Declaració: Respecte l'original, els bons articles meriteixen ser compartits, si hi ha infracció contacteu per eliminar-lo.