Elektriskā strāva elektrolītos

Elektriskā strāva elektrolītos vienmēr ir saistīta ar vielas pārnesi. Metālos un pusvadītājos, piemēram, viela, kad caur tiem iet strāva, netiek pārnesta, jo šajos medijos elektroni un caurumi ir strāvas nesēji, bet elektrolītos tie tiek pārnesti. Tas ir tāpēc, ka elektrolītos vielas pozitīvi un negatīvi lādētie joni darbojas kā brīvo lādiņu nesēji, nevis elektroni vai caurumi.

Daudzu metālu izkausēti savienojumi, kā arī dažas cietas vielas pieder pie elektrolītiem. Bet galvenie šāda veida vadu pārstāvji, kurus plaši izmanto tehnoloģijā, ir neorganisko skābju, bāzu un sāļu ūdens šķīdumi.

Viela, kad elektriskā strāva iet caur elektrolīta vidi, tiek atbrīvota uz elektrodiem. Šo fenomenu sauc elektrolīze… Kad elektriskā strāva iet caur elektrolītu, vielas pozitīvi un negatīvi lādētie joni vienlaikus pārvietojas pretējos virzienos.

Negatīvi lādētie joni (anjoni) steidzas uz strāvas avota (anoda) pozitīvo elektrodu, bet pozitīvi lādētie joni (katjoni) - uz tā negatīvo polu (katodu).

Jonu avoti skābju, bāzu un sāļu ūdens šķīdumos ir neitrālas molekulas, no kurām dažas sadalās pieliktā elektriskā spēka ietekmē. Šo neitrālu molekulu sadalīšanas fenomenu sauc par elektrolītisko disociāciju. Piemēram, vara hlorīds CuCl2 sadalās pēc disociācijas ūdens šķīdumā hlorīda jonos (negatīvi lādētos) un varos (pozitīvi lādētos).

Kad elektrodi ir savienoti ar strāvas avotu, elektriskais lauks sāk iedarboties uz šķīdumā vai kausē esošajiem joniem, jo ​​hlora anjoni pārvietojas uz anodu (pozitīvs elektrods), bet vara katjoni uz katodu (negatīvais elektrods).

Sasniedzot negatīvo elektrodu, pozitīvi lādētie vara joni tiek neitralizēti ar liekajiem elektroniem pie katoda un kļūst par neitrāliem atomiem, kas tiek nogulsnēti uz katoda. Sasniedzot pozitīvo elektrodu, negatīvi lādētie hlora joni mijiedarbības laikā ar pozitīvo lādiņu uz anoda ziedo katrs vienu elektronu. Šajā gadījumā izveidotie neitrālie hlora atomi apvienojas pa pāriem, veidojot Cl2 molekulas, un hlors izdalās gāzes burbuļu veidā pie anoda.

Bieži vien elektrolīzes procesu pavada disociācijas produktu mijiedarbība (to sauc par sekundārajām reakcijām), kad uz elektrodiem izdalītie sadalīšanās produkti mijiedarbojas ar šķīdinātāju vai tieši ar elektroda materiālu. Ņemiet, piemēram, vara sulfāta (vara sulfāta — CuSO4) ūdens šķīduma elektrolīzi.Šajā piemērā elektrodi būs izgatavoti no vara.

Vara sulfāta molekula disociējas, veidojot pozitīvi lādētu vara jonu Cu + un negatīvi lādētu sulfāta jonu SO4-. Neitrālie vara atomi tiek nogulsnēti kā cieta nogulsne uz katoda. Tādā veidā tiek iegūts ķīmiski tīrs varš.

Sulfāta jons ziedo divus elektronus pozitīvajam elektrodam un kļūst par neitrālu radikāli SO4, kas nekavējoties reaģē ar vara anodu (sekundārā anoda reakcija). Reakcijas produkts pie anoda ir vara sulfāts, kas nonāk šķīdumā.

Izrādās, ka, elektriskā strāva izejot cauri vara sulfāta ūdens šķīdumam, vara anods vienkārši pamazām izšķīst un varš nogulsnējas uz katoda.Šajā gadījumā vara sulfāta ūdens šķīduma koncentrācija nemainās.

1833. gadā angļu fiziķis Maikls Faradejs, veicot eksperimentālu darbu, izveidoja elektrolīzes likumu, kas tagad nosaukts viņa vārdā.

Faradeja likums ļauj noteikt primāro produktu daudzumu, kas elektrolīzes laikā izdalās uz elektrodiem. Likums nosaka sekojošo: "Vielas masa m, kas elektrolīzes laikā izdalās uz elektroda, ir tieši proporcionāla lādiņam Q, kas izgājis caur elektrolītu."

Proporcionalitātes koeficientu k šajā formulā sauc par elektroķīmisko ekvivalentu.

Vielas masa, kas elektrolīzes laikā izdalās uz elektroda, ir vienāda ar visu jonu kopējo masu, kas nonāca uz šo elektrodu:

Formula satur lādiņu q0 un jona masu m0, kā arī lādiņu Q, kas izgāja caur elektrolītu. N ir jonu skaits, kas nonāca elektrodā, kad lādiņš Q izgāja caur elektrolītu.Tāpēc jona masas m0 attiecību pret tā lādiņu q0 sauc par k elektroķīmisko ekvivalentu.

Tā kā jona lādiņš ir skaitliski vienāds ar vielas valences un elementārā lādiņa reizinājumu, ķīmisko ekvivalentu var attēlot šādā formā:

Kur: Na ir Avogadro konstante, M ir vielas molārā masa, F ir Faradeja konstante.

Faktiski Faradeja konstanti var definēt kā lādiņa daudzumu, kas jāiziet caur elektrolītu, lai uz elektroda atbrīvotu vienu molu monovalentas vielas. Faradeja elektrolīzes likumam ir šāda forma:

Elektrolīzes fenomens tiek plaši izmantots mūsdienu ražošanā. Piemēram, alumīniju, varu, ūdeņradi, mangāna dioksīdu un ūdeņraža peroksīdu ražo rūpnieciski ar elektrolīzi. Daudzus metālus iegūst no rūdām un apstrādā ar elektrolīzi (elektrorafinēšana un elektroekstrakcija).

Turklāt, pateicoties elektrolīzei, ķīmiskie strāvas avoti… Elektrolīzi izmanto notekūdeņu attīrīšanā (elektroekstrakcija, elektrokoagulācija, elektroflotācija). Daudzas vielas (metāli, ūdeņradis, hlors u.c.) iegūst elektrolīzes ceļā galvanizācijai un galvanizācijai.

Skatīt arī:Ūdeņraža iegūšana ar ūdens elektrolīzi — tehnoloģija un aprīkojums