قوانین فارادی الکترولیز – قانون اول و دوم (معادلات و تعریف)

قانون فاراداي للإلكتروليز

قبل فهم قوانين فاراداي للإلكتروليز، يجب علينا أولاً فهم عملية الإلكتروليز لمحلول سلفات المعدن.

كلما تم تخفيف كهربائي مثل سلفات المعدن في الماء، تنقسم جزيئاته إلى أيونات موجبة وسالبة. تتحرك الأيونات الموجبة (أو أيونات المعدن) نحو الأقطاب المتصلة بالطرف السالب من البطارية حيث تأخذ هذه الأيونات الموجبة الإلكترونات منها، وتتحول إلى معدن خالص ذرة وتترسب على القطب.

تنتقل الأيونات السالبة (أو أيونات الكبريت) إلى القطب المتصل بالطرف الموجب من البطارية، حيث تتخلى هذه الأيونات السالبة عن إلكتروناتها الإضافية وتصبح راديكالية SO4. بما أن SO4 لا يمكنها الوجود في حالة كهربائية محايدة، ستهاجم القطب الموجب المعدني - مما يشكل سلفات معدنية ستنحل مرة أخرى في الماء.

قوانين فاراداي للإلكتروليز هي علاقات كمية (رياضية) تصف هذين الظاهرتين.

قانون فاراداي الأول للإلكتروليز

من الشرح المختصر أعلاه، من الواضح أن تدفق التيار الكهربائي عبر الدائرة الخارجية لـ البطارية يعتمد بشكل كامل على عدد الإلكترونات التي يتم نقلها من القطب السالب أو الكاثود إلى الأيونات الموجبة للمعدن أو الكاتيونات. إذا كانت الكاتيونات ذات قيمة التكافؤ اثنين مثل Cu++ فإنه لكل كاتيون سيكون هناك إلكترونين يتم نقلهما من الكاثود إلى الكاتيون. نعلم أن كل إلكترون له شحنة كهربائية سالبة – 1.602 × 10-19 كولوم وليكن – e. لذلك، لكل ذرة Cu تترسب على الكاثود، سيكون هناك – 2.e من الشحنات المنقولة من الكاثود إلى الكاتيون.

والآن لنفترض أنه خلال فترة زمنية t سيتم ترسيب عدد n من ذرات النحاس على الكاثود، فإن الشحنة الكلية المنقولة ستكون – 2.n.e كولوم. كتلة m للنحاس المرسب هي بالطبع دالة على عدد الذرات المرسبة. لذا يمكن الاستنتاج أن كتلة النحاس المرسب تكون متناسبة طردياً مع كمية الشحنة الكهربائية التي تمر عبر الكهربائي. وبالتالي فإن كتلة النحاس المرسب m ∝ Q كمية الشحنة الكهربائية التي تمر عبر الكهربائي.

قانون فاراداي الأول للإلكتروليز ينص على أن الترسيب الكيميائي نتيجة لتدفق التيار الكهربائي عبر الكهربائي يكون متناسبًا طرديًا مع كمية الكهرباء (كولوم) التي تمر عبره.

أي أن كتلة الترسيب الكيميائي:

حيث Z هو ثابت التناسب ويعرف بمعادل الكهروكيميائي للمادة.

إذا وضعنا Q = 1 كولوم في المعادلة أعلاه، سنحصل على Z = m مما يعني أن معادل الكهروكيميائي لأي مادة هو كمية المادة المرسبة عند مرور 1 كولوم عبر محلولها. هذا الثابت من مرور معادل الكهروكيميائي يتم عادةً التعبير عنه بوحدات مليغرام لكل كولوم أو كيلوغرام لكل كولوم.

قانون فاراداي الثاني للإلكتروليز

حتى الآن، تعلمنا أن كتلة المادة الكيميائية المرسبة بسبب الإلكتروليز تكون متناسبة طردياً مع كمية الكهرباء التي تمر عبر الكهربائي. كتلة المادة الكيميائية المرسبة بسبب الإلكتروليز ليست فقط متناسبة طردياً مع كمية الكهرباء التي تمر عبر الكهربائي، بل تعتمد أيضًا على بعض العوامل الأخرى. لكل مادة وزن ذري خاص بها. لذا، بالنسبة لنفس عدد الذرات، ستكون كتل المواد المختلفة مختلفة.

مرة أخرى، عدد الذرات المرسبة على الأقطاب يعتمد أيضًا على قيمة التكافؤ الخاصة بها. إذا كانت قيمة التكافؤ أعلى، فسوف يكون عدد الذرات المرسبة أقل بالنسبة لكمية الكهرباء نفسها، بينما إذا كانت قيمة التكافؤ أقل، فسوف يكون عدد الذرات المرسبة أكبر بالنسبة لكمية الكهرباء نفسها.

لذا، بالنسبة لكمية الكهرباء أو الشحنة نفسها التي تمر عبر كهربائيات مختلفة، تكون كتلة المادة الكيميائية المرسبة متناسبة طردياً مع وزنها الذري ومعكوسة طردياً مع قيمة تكافؤها.

قانون فاراداي الثاني للإلكتروليز ينص على أن، عندما تمر نفس كمية الكهرباء عبر عدة كهربائيات، تكون كتلة المواد المرسبة متناسبة طردياً مع معادلات كيميائية خاصة بها أو الوزن المكافئ لها.

المعادل الكيميائي أو الوزن المكافئ

يمكن تحديد المعادل الكيميائي أو الوزن المكافئ للمادة بواسطة قوانين فاراداي للإلكتروليز، وهو يعرف بأنه وزن تلك المادة التي ستجمع أو تزاحم وزن الوحدة من الهيدروجين.

المعادل الكيميائي للهيدروجين هو، بالتالي، الوحدة. بما أن قيمة التكافؤ للمادة تساوي عدد ذرات الهيدروجين التي يمكن استبدالها أو الجمع معها، يمكن تعريف المعادل الكيميائي للمادة بأنه نسبة وزنها الذري إلى قيمة تكافؤها.

من اكتشف قوانين فاراداي للإلكتروليز؟

تم نشر قوانين فاراداي للإلكتروليز بواسطة مايكل فاراداي في عام 1834. كان مايكل فاراداي مسؤولاً أيضاً

بالإضافة إلى اكتشاف هذه القوانين للإلكتروليز، كان مايكل فاراداي مسؤولاً أيضاً عن توطين مصطلحات مثل الأقطاب والأيونات والأقطاب الموجبة والسالبة.

بيان: احترام الأصلي، المقالات الجيدة مستحقة النشر، إذا كان هناك انتهاك للحقوق يرجى الاتصال لحذف.