อิเล็กโทรไลซิสคืออะไร

ในวิชาเคมี อิเล็กโทรลิซิส เป็นปรากฏการณ์ที่ กระแสไฟฟ้าไหลผ่านสารละลายที่เป็นน้ำของสารประกอบไอออนิก, และเริ่ม กำกับไอออน (อนุภาคที่มีประจุ) ของสารประกอบ a สองอิเล็กโทรด, บวก (ขั้วบวกดึงดูดประจุลบที่มีประจุลบ) และประจุลบ (แคโทดดึงดูดไอออนบวกที่มีประจุบวก) ปรากฏการณ์นี้อยู่ภายใต้กฎของไฟฟ้าสถิตซึ่งบ่งชี้ว่าประจุที่ตรงข้ามกันจะดึงดูดกัน

อิเล็กโทรไลต์

ในปี พ.ศ. 2426 ไมเคิล ฟาราเดย์ พบว่าสารละลายในน้ำของสารบางชนิดนำกระแสไฟฟ้า ในขณะที่สารละลายของสารอื่นๆ ไม่นำไฟฟ้า

เพื่อทดสอบว่าสารละลายในน้ำนำกระแสไฟฟ้าหรือไม่ ฟาราเดย์ได้ออกแบบเครื่องมืออย่างง่ายที่ประกอบด้วยa วงจรไฟฟ้ากระแสตรง 110 โวลต์, โคมไฟ, Y เชื่อมต่ออิเล็กโทรดโลหะหรือกราไฟต์สองอัน ไปยังแหล่งที่มาปัจจุบัน

ถ้าอิเล็กโทรดจุ่มอยู่ในน้ำ ปริมาณกระแสไฟที่ไหลจะน้อยจนหลอดไฟไม่สว่าง เช่นเดียวกันหากจุ่มลงในสารละลายน้ำตาล

ในทางตรงกันข้าม หากแช่อยู่ในสารละลายของ โซเดียมคลอไรด์ NaCl หรือจาก กรดไฮโดรคลอริก HCล. ตะเกียงส่องสว่างซึ่งพิสูจน์ว่า that การละลายเป็นตัวนำที่ดีเยี่ยม. ในทางกลับกัน การใช้กรดอะซิติก CH₃COOH เข้มข้น สารละลายนำกระแสไม่ดี แต่เมื่อกรดเจือจางด้วยน้ำ H₂หรือค่าการนำไฟฟ้าเพิ่มขึ้น

ในระหว่างการไหลผ่านของกระแสผ่านสารละลายต่างๆ ขั้วไฟฟ้าจะได้รับผลิตภัณฑ์ที่แตกต่างกัน

ในการศึกษาของเขาเกี่ยวกับกระแสไฟฟ้า Faraday อนุมานกฎหมายต่อไปนี้:

กฎหมายที่ 1: ปริมาณของสารที่มีการเปลี่ยนแปลงทางเคมีในอิเล็กโทรดเป็นสัดส่วนกับปริมาณไฟฟ้าที่ไหลผ่านสารละลาย

กฎหมายที่ 2: ถ้าปริมาณไฟฟ้าเท่ากันถูกส่งผ่านสารละลายต่างๆ น้ำหนักของสาร สลายหรือสะสมบนอิเล็กโทรดต่าง ๆ เป็นสัดส่วนกับน้ำหนักที่เท่ากันของ of สาร

เพื่อยกตัวอย่าง:

จะถือว่าคุณมีเซลล์อิเล็กโทรไลต์ที่แตกต่างกันห้าเซลล์ ครั้งแรกกับ กรดไฮโดรคลอริก HClที่สองด้วย คอปเปอร์ซัลเฟต CuSO₄ที่สามด้วย แอนติโมเนียสคลอไรด์ SbCl₃ที่สี่ด้วย สแตนนัสคลอไรด์ SnCl₂ และที่ห้าด้วย สแตนนิกคลอไรด์ SnCl₄.

กระแสเดียวกันจะถูกส่งผ่านชุดเซลล์อิเล็กโทรไลต์ จนกระทั่งไฮโดรเจน 1,008 กรัมถูกปลดปล่อยออกมา (a น้ำหนักเทียบเท่าไฮโดรเจน) ของสารละลายกรดไฮโดรคลอริก น้ำหนัก (กรัม) ของผลิตภัณฑ์อื่นๆ ที่ปล่อยออกมาพร้อมกัน พวกเขาเป็น:

น้ำหนักเท่ากัน มีค่าของ น้ำหนักอะตอมของธาตุหารด้วยวาเลนเซียแห่งธาตุ.

หากต้องการปล่อยน้ำหนักที่เท่ากันของไอเท็มใดๆ คุณต้องมี 96500 คูลอมบ์. ไฟฟ้าจำนวนนี้เรียกว่า 1 ฟาราเดย์.

หน่วยฟาราเดย์

แอมแปร์ถูกกำหนดให้เป็นกระแสสม่ำเสมอที่ฝากเงิน 0.001118 กรัม (Ag) จากสารละลายของซิลเวอร์ไนเตรต (AgNO₃) ในไม่กี่วินาที เนื่องจากน้ำหนักอะตอมของเงินเท่ากับ 107.88 g / mol อัตราส่วน 107.88 / 0.001118 ให้ จำนวนแอมแปร์-วินาทีหรือคูลอมบ์ ต้องใช้ไฟฟ้า เพื่อฝากสารเคมีเทียบเท่าเงิน. ปริมาณนี้คือ 96494 คูลอมบ์ (ค่า 96500 เป็นค่าประมาณสำหรับการคำนวณที่ง่ายกว่า) และเรียกว่า 1 ฟาราเดย์แห่งไฟฟ้า

อิเล็กโทรด

ฟาราเดย์เรียกว่า แอโนดเป็นอิเล็กโทรดบวก และแคโทดเป็นอิเล็กโทรดลบ. นอกจากนี้ เขายังได้สร้างคำว่า Anion และ Cation ซึ่งใช้กับสารที่ปรากฏตามลำดับที่ขั้วบวกและขั้วลบระหว่างอิเล็กโทรไลซิส

ปัจจุบัน คำจำกัดความอื่นสำหรับอิเล็กโทรดคือ:

ขั้วบวก: อิเล็กโทรดที่มีการสูญเสียอิเล็กตรอนหรือออกซิเดชัน

แคโทด: อิเล็กโทรดซึ่งมีการเพิ่มหรือลดอิเล็กตรอน

อิเล็กโทรไลต์และไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์

การนำกระแสไฟฟ้าผ่านสารละลายไม่สามารถอธิบายได้อย่างน่าพอใจจนถึงปี พ.ศ. 2430 เมื่อสวานเต อาร์เรเนียสทำให้ทฤษฎีของเขาเป็นที่รู้จัก ก่อนที่เราจะเข้าใจและเข้าใจทฤษฎีของอาร์เรเนียส อันดับแรกเราได้ระบุข้อเท็จจริงบางประการที่นักวิทยาศาสตร์ทราบเมื่ออาร์เรเนียสกำหนดมันขึ้นมา:

ดิ โซลูชันที่ไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์ มีคุณสมบัติที่สามารถคำนวณได้โดยใช้กฎของราอูลท์ แรงดันไอและจุดเดือดและจุดเยือกแข็งที่สังเกตพบของสารละลายเหล่านี้แทบจะเหมือนกับค่าที่คำนวณได้

กฎของราอูลท์ อธิบายว่าแรงดันไอของตัวถูกละลายแต่ละตัวในสารละลายขึ้นอยู่กับเศษส่วนของโมลในตัวมัน คูณด้วยแรงดันไอของตัวถูกละลายในสถานะบริสุทธิ์

กฎของ Raoult ล้มเหลวเมื่อนำไปใช้กับสารละลายอิเล็กโทรไลต์ในน้ำ ความแปรผันของความดันไอและจุดเดือดและจุดเยือกแข็งนั้นมากกว่าที่คาดการณ์ไว้ในกฎดังกล่าวเสมอ และยิ่งกว่านั้น จะเพิ่มขึ้นเมื่อทำการเจือจาง

ความเบี่ยงเบนดังกล่าวแสดงโดยค่า i ซึ่งเป็นอัตราส่วนของการเปลี่ยนแปลงที่สังเกตพบในจุดเยือกแข็งระหว่างรูปแบบที่คำนวณในจุดเยือกแข็ง:

ค่าของ i คือการวัดความเบี่ยงเบนจากกฎของราอูลต์ ซึ่งเท่ากับ 1 เมื่อไม่มีการเบี่ยงเบน

ค่าการนำไฟฟ้าของอิเล็กโทรไลต์

Arrhenius ได้ตรวจสอบค่าการนำไฟฟ้าของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ในน้ำเพื่อค้นหาว่าค่าการนำไฟฟ้าแปรผันตามความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์อย่างไร

มันวัดค่าการนำไฟฟ้าโมลาร์ (ซึ่งเป็นค่าการนำไฟฟ้าที่สอดคล้องกับอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายน้ำหนึ่งโมล กล่าวคือ ค่าการนำไฟฟ้าจำเพาะหมายถึงโมลหนึ่งตัว และพบว่ามีค่าเพิ่มขึ้นด้วยการเจือจาง

Arrhenius เปรียบเทียบผลลัพธ์ของเขากับการวัดความเบี่ยงเบนจากกฎของ Raoult และพบว่ามีความสัมพันธ์ที่ใกล้ชิดระหว่างค่าเหล่านี้กับค่าการนำไฟฟ้าเชิงกราม ในทฤษฎีของเขาอธิบายพฤติกรรมของอิเล็กโทรไลต์:

“โมเลกุลของอิเล็กโทรไลต์แยกตัวเป็นอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าที่เรียกว่าไอออน การละลายไม่สมบูรณ์และมีความสมดุลระหว่างโมเลกุลกับไอออนของพวกมัน ไอออนนำกระแสในขณะที่มันเคลื่อนที่ภายในสารละลาย”

การเบี่ยงเบนจากกฎของราอูลท์เกิดจากการเพิ่มขึ้นของจำนวนอนุภาคที่เกิดจากการแยกตัวของโมเลกุลบางส่วน

ตัวอย่างของอิเล็กโทรลิซิส

สารละลายบางอย่างที่มีลักษณะเหมือนอิเล็กโทรไลต์ กล่าวคือ มีความสามารถในการอิเล็กโทรไลซิส ได้แก่

โซเดียมคลอไรด์ NaCl

กรดไฮโดรคลอริก HCl

โซเดียมซัลเฟต Na₂SW₄

กรดกำมะถัน H₂SW₄

โซเดียมไฮดรอกไซด์ NaOH

แอมโมเนียมไฮดรอกไซด์ NH₄โอ้

โซเดียมคาร์บอเนต Na₂CO₃

โซเดียมไบคาร์บอเนต NaHCO₃

กรดไนตริก HNO₃

ซิลเวอร์ไนเตรต AgNO₃

สังกะสีซัลเฟต ZnSO₄