Dokažte, že v metrickém prostoru je metrika spojitá. Vzdálenost (metrická). Metrický prostor. Teorie množin v metrických prostorech

Když ionty elektrolytu dosáhnou elektrod připojených k pólům zdroje stejnosměrného proudu, kladné ionty přijímají chybějící elektrony ze záporné elektrody a během redukční reakce se mění na neutrální atomy (molekuly); Záporné ionty darují elektrony kladné elektrodě a během oxidační reakce se stávají neutrálními atomy. Nazýváme jev uvolňování látky na elektrodách během redoxní reakce při průchodu proudu elektrolytem elektrolýza. Elektrolýzu poprvé pozoroval v roce 1803 v Petrohradu V.P Petrov. V letech 1833-1834 Anglický fyzik M. Faraday objevil zákony elektrolýzy, které stanovují, na čem a jak závisí hmotnost látky uvolněné při elektrolýze.

Přeskakování stejné intervalyčasový proud stejné síly různými elektrolyty, Faraday zjistil, že v tomto případě se emise uvolňují na elektrodách různá množství látek. Takže proud dovnitř 1a pro 1 sec uvolňuje z roztoku dusičnanu stříbrného 1,118 mg stříbro, z roztoku síranu měďnatého - 0,328 mg měď To znamená, že hmotnost látky uvolněné při elektrolýze závisí na látce. Skalární veličina měřená hmotností látky uvolněné během elektrolýzy proudem v1apro1 sec, tzv. elektrochemický ekvivalent(označeno k). Elektrochemický ekvivalent má název kg/a*sec, nebo kg/k.

Pokud procházíte malým proudem roztokem síranu měďnatého po dobu t, pak je katoda slabě potažena mědí, a pokud je proud větší, pak se za stejnou dobu uvolňuje měď na katodě. více měď Nechme aktuální sílu stejnou, ale nyní zvyšme čas. Všimli jsme si, že se uvolňuje ještě více mědi. Průchodem různých proudů různými elektrolyty a pečlivým měřením hmotnosti látky uvolněné na elektrodách z každého elektrolytu Faraday objevil první zákon elektrolýzy: hmotnost látky uvolněné během elektrolýzy na elektrodách je přímo úměrná součinu elektrolýzy. síla proudu a doba, po kterou prochází elektrolytem.

Aktuální v 1a za 1 sekundu při elektrolýze uvolní kg látky na elektrodu a proud je Já a včas t sec- V To krát více:

m = klt, nebo m = kq.

Toto jsou vzorce prvního Faradayova zákona pro elektrolýzu.

Každý iont s sebou nese určitou hmotnost látky a množství náboje, takže čím více iontů se přiblíží k elektrodě, tedy čím silnější je proud v elektrolytu, tím více látky se na elektrodě uvolní.

Faraday, procházející stejným proudem postupně několika různými elektrolyty, si všiml, že hmotnost látky uvolněné na elektrodách není stejná, ačkoli síla proudu a doba jeho průchodu různými elektrolyty byly stejné (obr. 109). Po přesném zvážení uvolněných látek si Faraday všiml, že jejich hmotnost nebyla náhodná, ale závisela na chemické povaze látky. Na každý uvolněný gram vodíku to vždy dopadlo 107,9 g stříbro; 31,8 g měď; 29,35 g nikl Po zavedení chemického ekvivalentu – poměru atomové hmotnosti (hmotnosti) k valenci – se ukázalo, že tato čísla jsou chemickými ekvivalenty těchto látek. Protože atomová hmotnost A a valence n jsou abstraktní čísla, pak je poměr abstraktním číslem.

Rozdělením elektrochemických ekvivalentů látek na jejich chemické ekvivalenty, (k/M), dostaneme:

tedy stejné číslo 1036*10-11 kg/a*sec nebo 1036*10-11 kg/k. Označením tohoto konstantního čísla písmenem C píšeme: C = 1036*10-11 kg/a*sec. Proto tedy elektrochemický ekvivalent

k = CM.

Toto je vzorec pro druhý Faradayův zákon pro elektrolýzu, který zní: elektrochemické ekvivalenty látek jsou přímo úměrné jejich chemickým ekvivalentům.

Nahrazením elektrochemického ekvivalentu ve vzorci prvního Faradayova zákona získáme vzorec pro zobecněný Faradayův zákon pro elektrolýzu:

Hmotnosti látek uvolněných během elektrolýzy jsou přímo úměrné jejich atomovým hmotnostem a náboji procházejícímu elektrolytem a nepřímo úměrné mocenství látky.

Faradayovy zákony jsou důsledkem iontové vodivosti proudu v elektrolytu. Vysvětleme si to na následujících příkladech. Předpokládejme, že byla provedena elektrolýza jednomocných látek, např. roztoků NaCl a AgNO 3 . Náboje Na a Ag iontů jsou stejné. Když ionty přenášejí náboje stejné velikosti, jak v jednom, tak v druhém roztoku, stejný počet iontů se přiblíží k odpovídajícím elektrodám. Ale se stejným počtem přibližujících se iontů nebudou hmotnosti deponovaných látek Na a Ag stejné, protože hmotnosti samotných atomů Na a Ag jsou různé. Sodík má atomovou hmotnost 22,997; pro stříbro - 107,88; proto se uvolní téměř pětkrát více stříbra. To znamená, že množství látky uvolněné při elektrolýze je přímo úměrné jejímu atomová hmotnost, jak uvádí Faradayův zákon.

V případě, že se elektrolýzy účastní ionty různých mocenství, například Al, který má mocenství 3, a Na, který má mocenství 1, bude počet iontů Al a Na nesoucích stejný náboj různý. Čím větší je valence iontu, tj. čím větší je jeho náboj, tím méně iontů je potřeba k přenosu daného náboje (například iontů Al je potřeba třikrát méně než iontů Na). Tento vztah mezi mocenstvím a nábojem iontu vysvětluje skutečnost, že hmotnost látky uvolněné během elektrolýzy je nepřímo úměrná jeho mocenství.

Díky jednoduchosti, nízké ceně a vysoké čistotě výsledných produktů získala elektrolýza široké uplatnění v průmyslu k získávání hliníku z bauxitových rud, čištění kovů (například mědi, zinku, zlata, stříbra) od nečistot, potahování kovových předmětů vrstvou jiného kovu na ochranu před korozí, udělování tvrdosti jejich povrchu (niklování, chromování), k výrobě dekorací (stříbření, zlacení), získávání kovových kopií z reliéfních předmětů (např. při výrobě gramofonových desek, matric, klišé).

Problém 30. Vysoce čisté olovo použité v jaderná energie, získaný elektrorafinací. Vypočítejte hmotnost olova uvolněného během 1 hodina proudová hustota 0,02 a/cm2 a napětí 0,5 palce Proudová účinnost 95 %. Jaká je spotřeba energie na izolaci 1 kg vést? Celková plocha průřezu katod, na kterých je uloženo olovo, je 10 m2.

Když je účinnost elektrolytické lázně 100% díky veškeré spotřebované elektřině A = UIt olovo by se uvolnilo m = klt, tak pro zvýraznění 1 kg spotřebovaná olověná energie nebo

Pojďme počítat

Odpověď: M≈7,5 kg; A 1 ≈ 470 kJ/kg.

Elektrolyty

Definice 1

Fenomén uvolňování chemikálií elektrickým proudem komponenty vodič při průchodu proudu se nazývá elektrolýza.

Elektrolýza nemusí nastat ve všech vodičích. Mezi vodiče, ve kterých nedochází k elektrolýze, patří kovy, uhlí a další sloučeniny (jedná se o vodiče prvního druhu). Vodiče, ve kterých je možná elektrolýza, se nazývají vodiče druhého druhu nebo elektrolyty. Elektrolyty zahrnují velký počet vodné roztoky kyselin, solí, některých kapalných a pevných sloučenin.

Fenomén elektrolýzy je často doprovázen chemickými reakcemi (sekundární reakce), které nejsou spojeny s průchodem proudu. Při elektrolýze se kovy a vodík vždy uvolňují na záporném pólu (katodě) a zbytek chemické sloučeniny se vždy uvolňuje na kladném pólu (anodě). Složky elektrolytu se uvolňují pouze na elektrodách. Fenoménem uvolňování složek elektrolytu na elektrodách při průchodu elektrického proudu se zabýval M. Faraday.

Faradayovy zákony elektrolýzy by neměly být zaměňovány se zákonem elektromagnetická indukce Faraday se dívá elektrický obvod a síla v něm. Tento zákon hovoří o závislosti EMF na rychlosti změny magnetického toku.

Fenomén elektrolýzy odráží skutečnost, že molekuly rozpuštěné látky v elektrolytu existují jako dvě části: kladný iont a záporný iont. Pod vlivem vnějších elektrické pole tyto ionty se pohybují: kladné ionty směrem ke katodě, záporné ionty směrem k anodě. Když tedy záporný ion dorazí k anodě, předá svůj náboj elektrodě, což vede ke změně jeho náboje. V důsledku toho projde vnějším obvodem určitý počet elektronů. Ion se stává neutrálním a uvolňuje se na anodě jako atom nebo molekula. Kladný iont odebere z katody určitý počet elektronů (tolik, kolik potřebuje k neutralizaci), což způsobí jeho uvolnění na katodě.

Poznámka 1

Ionty se záporným znaménkem náboje se uvolňují na anodě, Faraday je nazval anionty a kladně nabité ionty kationty.

Faradayovy zákony

Faraday experimentálně stanovil dva základní zákony elektrolýzy. V souladu s prvním zákonem je hmotnost látky $(m)$, která se uvolňuje na jedné z elektrod, přímo úměrná náboji $(q)$, který prošel elektrolytem:

$m=Kq\vlevo(1\vpravo), $

kde $K$ je elektrochemický ekvivalent, který se liší pro různé elektrolyty. $K$ se rovná hmotnosti elektrolytu, který se uvolní při průchodu náboje $q=1Kl$. Základní jednotkou měření elektrochemického koeficientu je $\frac(kg)(C)$.

Faraday si navíc všiml, že elektrochemický ekvivalent je vždy úměrný molární hmotnosti látky ($\mu $) a nepřímo úměrný valenci $(Z)$. Poměr $\frac(\mu )(Z)$ se nazývá chemický ekvivalent látky.

Podle druhého Faradayova zákona: elektrochemický ekvivalent je přímo úměrný chemickému ekvivalentu pro vybranou látku:

$K=\frac(C\mu )(Z)=\frac(\mu )(FZ)\left(2\right),$, kde:

• $C=\frac(1)(F)$ je konstantní hodnota pro všechny látky,
• $F$ je Faradayova konstanta.

Faradayův první a druhý zákon elektrolýzy jsou často vyjádřeny stejným vzorcem, a to:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\levá(3\vpravo).$

Empiricky bylo zjištěno, že v SI $F=9,65(\cdot 10)^4\frac(C)(mol)$ je základní fyzikální konstanta odrážející poměr elektrochemických a fyzikální vlastnosti látek. Navíc je známo, že:

$F=q_eN_A\left(4\right),$ kde:

• $q_e$ - elektronový náboj,
• $N_A$ je Avogadrova konstanta.

Faradayovy zákony lze vysvětlit pomocí iontové vodivosti. Předpokládejme, že počet iontů, které se při elektrolýze uvolní na jednu z elektrod, je $\nu $, náboj jednoho z iontů je $q_1$. V důsledku toho se celkový náboj, který prošel elektrolytem, ​​na který působilo vnější elektrické pole, rovná:

$q=q_1\nu \left(5\right).$

Nechť je hmotnost jednoho iontu rovna $m_1$, pak se hmotnost látky, která se uvolní na elektrodě, rovná:

$m=m_1\nu \left(6\right).$

Vyjádřením $\nu $ z (5) dostaneme:

$\nu =\frac(q)(q_1)\levá(7\vpravo).$

Nahrazením (7) za (6) máme:

$m=\frac(m_1)(q_1)q\vlevo(8\vpravo).$

Výraz (8) není nic jiného než první Faradayův zákon, kde:

$K=\frac(m_1)(q_1)=\frac(m_1N_A)(q_1N_A)=\frac(\mu )(q_1N_A)\left(9\vpravo).$

Porovnejme výrazy (2) a (9), dostaneme, že:

$q_1=\frac(ZF)(N_A)\levá(10\vpravo).$

Ve výrazu (10) jsme zjistili, že náboj iontu v elektrolytu je úměrný mocenství látky $(Z)$. Tento výsledek ukazuje, že množství elektrické náboje ionty jsou navzájem násobky. Ionty jednomocných látek mají minimální náboj rovný náboji elektronu.

Příklad 1

Cvičení: Najděte rychlost $v,$, s jakou se vrstva látky, která je vodičem druhého druhu, na rovném povrchu elektrody zvětšuje při elektrolýze při průchodu proudu, jehož hustota je $j$. Předpokládejme, že elektrolyt má valenci rovnou $Z$, hustotu $\rho,\molární\hmotnost\\mu .$

Řešení:

Jako základ pro řešení problému používáme kombinovaný Faradayův zákon:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\levá(1.1\vpravo),$

kde $q=It$, $I$ je síla proudu protékajícího elektrolytem, ​​$t$ je doba, po kterou proud protékal. Pokud předpokládáme, že k ukládání niklu dochází rovnoměrně po povrchu kovu, zapíšeme hmotnost uvolněné látky jako:

$m=\rho Sh\ \left(1.2\right),$

kde $\rho$ je hustota niklu, $S$ je povrchová plocha kovu, $h$ je tloušťka vrstvy niklu. Sílu proudu vyjadřujeme jeho hustotou:

$I=jS\levá(1.3\vpravo).$

Dosadíme proudovou sílu z (1.3) a hmotnost z (1.2) do výrazu (1.1), dostaneme:

$\rho Sh=\frac(\mu)(Z)\frac(jSt)(F)\to \rho h=\frac(\mu)(Z)\frac(jt)(F)\left(1,4\ vpravo). $

Jestliže proudová hustota je konstantní, pak rychlost ($v=\frac(h)(t)$) zvětšování vrstvy niklu je také konstantní. Vydělením obou stran výrazu (1.4) časem máme:

$\rho \frac(h)(t)=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(F)\to v=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(\rho F).$

Odpověď: $v=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(\rho F).$

Příklad 2

Cvičení: Proud síly $I$ protékal roztokem elektrolytu po dobu $t$. Jaké množství látky $(\nu)$ se uvolní na katodě, jaký je počet atomů $(N)$ látky v tomto případě, má-li kov valenci $Z$.

Řešení:

Vezměme kombinovaný Faradayův zákon jako základ pro řešení problému:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\levá(2.1\vpravo),$

kde $q=It$, $I$ je síla proudu protékajícího elektrolytem, ​​$t$ je doba, po kterou proud protékal. Zároveň víme, že:

$\nu =\frac(m)(\mu )\left(2.2\right).$

Vydělme pravou a levou stranu výrazu (2.1) molární hmotností ($\mu $) elektrolytové látky, získáme:

$\nu =\frac(1)(Z)\frac(q)(F)=\frac(It)(ZF)\left(2.3\right),$

kde $q=It.$ Počet atomů precipitátu se zjistí pomocí vzorce:

$N=\nu \cdot N_A=\frac(It)(ZF)N_A.$

Odpověď: $\nu =\frac(It)(ZF),\ N=\frac(It)(ZF)N_A.$

Existuje vztah mezi hmotností látky přeměněné během elektrolýzy a množstvím elektřiny procházející elektrolytem, ​​což se odráží ve dvou Faradayových zákonech.

Faradayův první zákon. Pro jakýkoli daný elektrodový proces je hmotnost přeměněné látky přímo úměrná množství elektřiny procházející elektrolytem:

m = kQ,(2.10)

Kde m- hmotnost přeměněné látky, g; Q- množství elektřiny (C) rovné součinu síly proudu ( já, A) na chvíli ( t, S); k- elektrochemický ekvivalent látky, vyjadřující počet jejích gramů přeměněných na jeden coulomb elektřiny.

Faradayův zákon II. Když roztoky různých elektrolytů procházejí stejná množství elektřiny, je hmotnost každé látky, která prochází transformací, úměrná jejímu chemickému ekvivalentu t 1:T 2:m 3 ... = m e1: m e2: m e3... (kde m e je ekvivalentní hmotnost látky). Je-li hmotnost jedné z přeměněných látek při průchodu určitou částku elektřina se ukázala být rovna její ekvivalentní hmotnosti ( T 1 =m e1) , pak budou rovnosti platit i pro ostatní látky m 2 = m e2, m 3 = m e3 atd.

Tedy, k transformaci jedné ekvivalentní hmotnosti jakékoli látky je zapotřebí stejné množství elektřiny, nazývané Faradayova konstanta F(96494 C/mol). Faradayova konstanta je náboj nesený jedním molem elektronů nebo jedním molem jednotlivě nabitých iontů (tj. 6,02 1023 elektronů nebo jednotlivě nabitých iontů).

Faradayův druhý zákon lze také napsat takto: K vybití jednoho molu iontů na elektrodě je nutné projít roztokem tolik Faradayů elektřiny, kolik elementárních nábojů má daný iont.

Na základě Faradayova zákona II můžeme psát

k = m E/ F.(2.11)

Ze vztahů (2.10) a (2.11) vyplývá kombinovaná rovnice Faradayových zákonů:

m =(m E/ F)Q=(m E/ F)To.(2.12)

Je široce používán pro různé výpočty v elektrochemii. Zejména nejvíce přesný způsob měření množství elektřiny procházející obvodem. Spočívá ve stanovení hmotnosti látky uvolněné při elektrolýze na elektrodě. K tomuto účelu se používají přístroje zvané coulometry. V laboratorní praxi se používá měděný coulometr, ve kterém se okyselený roztok CuSO 4 s měděnými elektrodami podrobí elektrolýze. Je důležité, aby na elektrodě v coulometru proběhla pouze jedna elektrochemická reakce a výsledný produkt mohl být přesně kvantifikován. Například celé množství elektřiny procházející měděným coulometrem je vynaloženo na přenos mědi z anody na katodu, kde je gravimetrickou metodou stanovena její hmotnost.

Pro výzkumné účely se používá stříbrný nebo plynový coulometr, ve kterém se měří objem směsi (2H 2 + O 2) získané elektrolýzou vodného roztoku KOH.

Použití coulometrů umožňuje určit podíl využitého užitečného proudu (tj. proudu vynaloženého na získání užitečného produktu), který je charakterizován proudovým výstupem. Proudový výkon je poměr látky skutečně získané při elektrolýze k teoreticky vypočtenému. Typicky je proudová účinnost η vyjádřena v procentech. Pak:

η = ( m praktický / m teoreticky) 100 %. (2.13)

K výpočtu η můžete přistupovat různě. Určíme-li ze skutečně uvolněné hmotnosti látky na základě (2.12) množství užitečně vynaložené el. Q pak η bude vyjádřeno jako poměr užitečné elektřiny k jejímu celkovému množství procházející obvodem:

η = ( Q’/Q)100%. (2.14)

Faradayovy zákony zavedly myšlenku atomové povahy elektřiny. Tyto myšlenky tvořily základ pro výpočet nejdůležitější konstanty – Avogadrovy konstanty. Vztah mezi Faradayovou konstantou F, Avo-gadro N a náboj elektronu E vyplývá ze vztahu:

F/e = N A (2,15)

Aplikace elektrolýzy. Elektrolýza s rozpustnou anodou se používá k čištění kovů ( elektrorafinace). Při elektrorafinaci mědi se do elektrolyzéru vkládají jako anoda desky z vyčištěné mědi (katoda - desky z elektrolyticky předem vyčištěné mědi). Na anodě a katodě probíhají následující procesy:

Сu (znečištěné) – 2 ē = Cu 2+,

Cu 2+ + 2 ē = Cu (čistý).

Při elektrorafinaci mědi nečistoty z ušlechtilejších kovů jako Ag nebo Au nepřecházejí do roztoku a shromažďují se na dně elektrolyzéru. Nečistoty z méně ušlechtilých kovů jako je Pb, Fe, Zn, stejně jako samotná měď, přecházejí do roztoku, ale neukládají se na katodě, a proto nekontaminují měď na ní usazenou. Kromě mědi lze jako rozpustné anody použít nikl, kadmium, hliník a další kovy.

Elektrolýza s rozpustnou anodou se používá při galvanickém pokovování pro potahování některých kovů tenkými vrstvami jiných ( galvanické pokovování). V tomto případě jsou produkty potažené kovem katodou během elektrolýzy a povlakový kov se používá jako anoda. Technologicky je to velmi výhodné, protože koncentrace iontů (solí) v elektrolytickém roztoku se nemění. Dekorativní, korozivzdorné nátěry, které zpevňují povrch (chromování), se nanášejí elektrochemicky. Pomocí nátěrů jsou rozměry dílů obnoveny (oprava). Aby nátěr pevně držel, je kovový povrch před nanesením nátěru důkladně očištěn (broušený, leštěný) a odmaštěný (ošetřován horkým roztokem sody, přetřen křídou smíchanou s alkálií apod.). K odstranění oxidů se povrch kovu leptá 15...20% roztokem kyseliny sírové po dobu 10...15 minut. Pro trvalé odstranění oxidové filmy díl je vyčištěn moření, připojení před galvanizací k krátká doba k anodě. Nejlepší přilnavost povlaku ke kovovému povrchu je pozorována u jemně krystalických povlaků. Požadované struktury povlaku je dosaženo změnou složení elektrolytu a režimu elektrolýzy: ---------

Jak je již známo, při elektrolýze se na elektrodách uvolňuje látka. Zkusme zjistit, na čem bude záviset hmotnost této látky. Hmotnost uvolněné látky m se bude rovnat součinu hmotnosti jednoho iontu m0i počtem iontů Ni, které dosáhly elektrody za časový úsek rovný ∆t: m = m0i*Ni. Hmotnost iontu m0i se vypočítá pomocí následujícího vzorce:

• m0i = M/Na,

kde M je molární hmotnost látky a Na je Avogadrova konstanta.

Počet iontů, které dosáhnou elektrody, se vypočítá podle následujícího vzorce:

• Ni = ∆q/q0i,

kde ∆q = I*∆t je náboj procházející elektrolytem za čas rovný ∆t, q0i je náboj iontu.

K určení náboje iontu se používá následující vzorec:

• q0i = n*e,

kde n je valence, e je elementární náboj.

Sestavením všech uvedených vzorců získáme vzorec pro výpočet hmotnosti látky uvolněné na elektrodě:

• m = (M*I*∆t)/(n*e*Na).

Nyní označme k koeficient úměrnosti mezi hmotností látky a nábojem ∆q.

• k = M/(e*n*Na).

Tento koeficient k bude záviset na povaze látky. Potom lze vzorec pro hmotnost látky přepsat takto:

• m = k*I*∆t.

Druhý Faradayův zákon

Hmotnost látky uvolněné na elektrodě za čas rovný ∆t při průchodu elektrického proudu je úměrná síle proudu a času. Koeficient k se nazývá elektrochemický ekvivalent dané látky. Jednotkou měření je kg/Cl. Podívejme se na fyzikální význam elektrochemického ekvivalentu. Protože:

• M/Na = m0i,
• e*n = qi,

pak vzorec elektrochemického ekvivalentu lze přepsat takto:

• k = m0i/q0i.

K je tedy poměr hmotnosti iontu k náboji tohoto iontu.

Chcete-li ověřit platnost Faradayova zákona, můžete provést experiment. Laboratorní uspořádání, které je k tomu zapotřebí, je znázorněno na následujícím obrázku.

Všechny tři nádoby jsou naplněny stejným elektrolytickým roztokem. Budou jimi proudit různé elektrické proudy a I1 = I2+I3. Po připojení instalace k okruhu chvíli počkejte. Poté vypneme a změříme hmotnosti látek uvolněných na elektrodách v každé z nádob m1, m2, m3. Bude možné ověřit, že hmotnosti látek budou úměrné silám proudu, které procházely příslušnou nádobou.

Ze vzorce

• m = (M*I*∆t)/(n*e*Na)

můžeme vyjádřit hodnotu elektronového náboje

• e = (M*I*∆t)/(n*m*Na).

Elektrolýza- fyzikální a chemický proces sestávající z uvolňování elektrody složky rozpuštěných látek nebo jiných látek vznikajících sekundárními reakcemi na elektrodách, ke kterým dochází při průchodu elektrického proudu roztokem nebo taveninou elektrolyt.

K uspořádanému pohybu iontů ve vodivých kapalinách dochází ve vytvořeném elektrickém poli elektrody- vodiče připojené na póly zdroje elektrická energie. Anoda v elektrolýze se nazývá kladná elektroda, katoda- negativní. Pozitivní ionty - kationtů- (kovové ionty, vodíkové ionty, amonné ionty atd.) - pohyb směrem ke katodě, záporné ionty - anionty- (ionty kyselých zbytků a hydroxylové skupiny) - pohybují se směrem k anodě.

Fenomén elektrolýzy je široce používán v moderním průmyslu. Zejména elektrolýza je jednou z metod průmyslové výroby hliníku, vodíku a také hydroxidu sodného, ​​chloru a organochlorových sloučenin [ zdroj neuveden 1700 dní], oxid manganičitý, peroxid vodíku. Velké množství kovů se získává z rud a zpracovává se pomocí elektrolýzy (elektroextrakce, elektrorafinace). Elektrolýza je také hlavním procesem, jehož prostřednictvím funguje zdroj chemického proudu.

Elektrolýza se používá při čištění odpadních vod (elektrokoagulace, elektroextrakce, elektroflotační procesy). Používá se k výrobě mnoha látek (kovy, vodík, chlór atd.), při nanášení kovových povlaků (galvanické pokovování) a reprodukování tvaru předmětů (elektroplastika).

Faradayův první zákon

První Faradayův zákon elektrolýzy: hmotnost látky usazené na elektrodě během elektrolýzy je přímo úměrná množství elektřiny přenesené na tuto elektrodu. Množstvím elektřiny rozumíme elektrický náboj, obvykle měřený v coulombech.

V roce 1832 Faraday zjistil, že hmotnost m látky uvolněné na elektrodě je přímo úměrná elektrickému náboji q procházejícímu elektrolytem: pokud prochází elektrolytem po dobu t D.C. s proudovou silou I. Koeficient úměrnosti se nazývá elektrochemický ekvivalent látky. Číselně se rovná hmotnosti látky uvolněné při průchodu jediného elektrického náboje elektrolytem a závisí na chemické povaze látky.

Odvození Faradayova zákona

Kde z- valence atomu (iontu) látky, E- elektronový náboj (5)

Dosazením (2)-(5) do (1) dostaneme

kde je Faradayova konstanta.

Druhý Faradayův zákon

Druhý Faradayův zákon elektrolýzy: pro dané množství elektřiny je hmotnost chemického prvku naneseného na elektrodě přímo úměrná ekvivalentní hmotnosti prvku. Ekvivalentní hmotnost látky je její molární hmotnost dělená celým číslem v závislosti na chemické reakci, které se látka účastní.

Elektrochemické ekvivalenty různých látek se označují jako jejich chemické ekvivalenty.

Chemický ekvivalent iont se nazývá poměr molární hmotnost A iontu k jeho valenci z. Proto elektrochemický ekvivalent

kde je Faradayova konstanta.

Druhý Faradayův zákon je napsán takto:

kde je molární hmotnost dané látky vzniklá (ne však nutně uvolněná - mohla by bezprostředně po vzniku vstoupit do nějaké reakce) v důsledku elektrolýzy, g/mol; - proudová síla procházející látkou nebo směsí látek (roztok, tavenina), A; - doba, po kterou byla provedena elektrolýza, s; -Faradayova konstanta, C mol −1 ; - počet elektronů účastnících se procesu, který se při dostatečně velkých hodnotách proudu rovná absolutní hodnotě náboje iontu (a jeho protiiontu), který se přímo účastnil elektrolýzy (oxidovaný nebo redukovaný). To však není vždy případ; například při elektrolýze roztoku měďnaté(II) soli může vzniknout nejen volná měď, ale také ionty mědi(I) (při nízkém proudu).