Demuestre que en un espacio métrico la métrica es continua. Distancia (métrica). Espacio métrico. Teoría de conjuntos en espacios métricos

Cuando los iones del electrolito llegan a los electrodos conectados a los polos de la fuente de corriente continua, los iones positivos reciben los electrones faltantes del electrodo negativo y, durante la reacción de reducción, se convierten en átomos (moléculas) neutros; Los iones negativos donan electrones al electrodo positivo y se convierten en átomos neutros durante una reacción de oxidación. El fenómeno de liberación de una sustancia sobre los electrodos durante una reacción redox cuando la corriente pasa a través del electrolito se llama electrólisis. La electrólisis fue observada por primera vez en 1803 en San Petersburgo por V.P. En 1833-1834. El físico inglés M. Faraday descubrió las leyes de la electrólisis, que establecen de qué y cómo depende la masa de una sustancia liberada durante la electrólisis.

saltando intervalos iguales En el tiempo, la corriente de la misma fuerza a través de diferentes electrolitos, Faraday estableció que en este caso, las emisiones se liberan en los electrodos. varias cantidades sustancias. Entonces, la corriente en 1 un para 1 segundo Se libera de una solución de nitrato de plata. 1.118mg plata, de una solución de sulfato de cobre - 0,328 mg cobre Esto significa que la masa de la sustancia liberada durante la electrólisis depende de la sustancia. Cantidad escalar medida por la masa de una sustancia liberada durante la electrólisis por la corriente en1 unpara1 segundo, llamado equivalente electroquímico(denotado k). El equivalente electroquímico tiene el nombre kg / a*seg, o kg/kg.

Si pasa una pequeña corriente a través de una solución de sulfato de cobre durante un tiempo t, entonces el cátodo está débilmente recubierto de cobre, y si la corriente es mayor, durante el mismo tiempo se liberará cobre en el cátodo. más cobre Dejemos la fuerza actual igual, pero ahora aumentemos el tiempo. Notamos que se libera aún más cobre. Al pasar diferentes corrientes a través de diferentes electrolitos y medir cuidadosamente la masa de la sustancia liberada en los electrodos de cada electrolito, Faraday descubrió la primera ley de la electrólisis: la masa de la sustancia liberada durante la electrólisis en los electrodos es directamente proporcional al producto de la intensidad de la corriente y el tiempo que pasa a través del electrolito.

Actual en 1 un en 1 segundo durante la electrólisis, se liberan kg de sustancia en el electrodo y la corriente es yo un a tiempo t seg-V Él veces más:

m = klt, o m = kq.

Estas son las fórmulas de la primera ley de Faraday para la electrólisis.

Cada ion lleva consigo una determinada masa de sustancia y una cantidad de carga, por lo que cuantos más iones se acercan al electrodo, es decir, cuanto más fuerte es la corriente en el electrolito, más sustancia se libera en el electrodo.

Faraday, haciendo pasar la misma corriente sucesivamente a través de varios electrolitos diferentes, notó que la masa de la sustancia liberada sobre los electrodos no era la misma, aunque la fuerza de la corriente y el tiempo de su paso a través de los diferentes electrolitos eran los mismos (Fig. 109). Después de pesar con precisión las sustancias liberadas, Faraday se dio cuenta de que su peso no era accidental, sino que dependía de la naturaleza química de la sustancia. Por cada gramo de hidrógeno liberado, siempre resultó 107,9 gramos plata; 31,8 gramos cobre; 29,35 gramos níquel Después de introducir el equivalente químico, la relación entre la masa atómica (peso) y la valencia, resultó que estos números son los equivalentes químicos de estas sustancias. Dado que la masa atómica A y la valencia n son números abstractos, entonces la relación es un número abstracto.

Al dividir los equivalentes electroquímicos de sustancias en sus equivalentes químicos, (k/M), obtenemos:

es decir el mismo numero 1036*10 -11 kg/a*seg o 1036*10 -11 kg/k. Denotando este número constante con la letra C, escribimos: C = 1036*10-11 kg/a*seg. Por lo tanto, de ahí el equivalente electroquímico.

k = CM.

Esta es la fórmula de la segunda ley de Faraday para la electrólisis, que dice: Los equivalentes electroquímicos de sustancias son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos.

Reemplazando el equivalente electroquímico en la fórmula de la primera ley de Faraday, obtenemos la fórmula de la ley de Faraday generalizada para la electrólisis:

Las masas de sustancias liberadas durante la electrólisis son directamente proporcionales a sus pesos atómicos y a la carga que pasa a través del electrolito, e inversamente proporcionales a la valencia de la sustancia.

Las leyes de Faraday son consecuencia de la conductividad iónica de la corriente en el electrolito. Expliquemos esto con los siguientes ejemplos. Supongamos que se llevó a cabo la electrólisis de sustancias monovalentes, por ejemplo, soluciones de NaCl y AgNO 3. Las cargas de los iones Na y Ag son las mismas. Cuando los iones transfieren cargas de igual magnitud, tanto en una como en otra solución, el mismo número de iones se acercará a los electrodos correspondientes. Pero con un número igual de iones acercándose, las masas de las sustancias Na y Ag depositadas no serán las mismas, ya que las masas de los átomos de Na y Ag son diferentes. El sodio tiene una masa atómica de 22,997; para plata - 107,88; por tanto, se liberará casi cinco veces más plata. Esto significa que la cantidad de sustancia liberada durante la electrólisis es directamente proporcional a su masa atómica, como lo establece la ley de Faraday.

En el caso de que en la electrólisis intervengan iones de diferentes valencias, por ejemplo Al, que tiene una valencia de 3, y Na, que tiene una valencia de 1, el número de iones de Al y Na que llevan la misma carga será diferente. Cuanto mayor es la valencia del ion, es decir, cuanto mayor es su carga, menos iones se necesitan para transferir una carga determinada (por ejemplo, los iones Al se necesitan tres veces menos que los iones Na). Esta relación entre la valencia y la carga del ion explica el hecho de que la masa de la sustancia liberada durante la electrólisis es inversamente proporcional a su valencia.

Debido a la simplicidad, bajo costo y alta pureza de los productos resultantes, la electrólisis ha ganado amplia aplicación en la industria para extraer aluminio de minerales de bauxita, purificar metales (por ejemplo, cobre, zinc, oro, plata) de impurezas, recubrir objetos metálicos con una capa de otro metal para protegerlos de la oxidación, dar dureza a su superficie (niquelado, cromado), para la fabricación de decoraciones (plateado, dorado), obtención de copias metálicas de objetos en relieve (por ejemplo, en la fabricación de discos de gramófono, matrices, clichés).

Problema 30. Plomo de alta pureza utilizado en energía nuclear, obtenido por electrorrefinado. Calcule la masa de plomo liberada durante 1 hora densidad de corriente 0,02 a/cm2 y tensión 0,5 pulg. Eficiencia actual 95%. ¿Cuál es el consumo de energía para aislar? 1 kilogramo¿dirigir? El área de la sección transversal total de los cátodos sobre los que se deposita el plomo es 10 m2.

Cuando la eficiencia del baño electrolítico es del 100% debido a toda la electricidad consumida A = UIt el plomo sería liberado m = klt, para resaltar 1 kilogramo energía consumida o

calculemos

Respuesta: M≈7,5 kg; A 1 ≈ 470 kJ/kg.

Electrolitos

Definición 1

El fenómeno de la liberación de sustancias químicas por la corriente eléctrica. componentes conductor cuando pasa corriente se llama electrólisis.

Es posible que la electrólisis no ocurra en todos los conductores. Los conductores en los que no se produce la electrólisis incluyen metales, carbón y otros compuestos (estos son conductores del primer tipo). Los conductores en los que es posible la electrólisis se denominan conductores del segundo tipo o electrolitos. Los electrolitos incluyen gran número Soluciones acuosas de ácidos, sales, algunos compuestos líquidos y sólidos.

El fenómeno de la electrólisis suele ir acompañado de reacciones químicas (reacciones secundarias) que no están asociadas al paso de corriente. Durante la electrólisis, los metales y el hidrógeno siempre se liberan en el polo negativo (cátodo) y el resto del compuesto químico siempre se libera en el polo positivo (ánodo). Los componentes del electrolito se liberan únicamente en los electrodos. M. Faraday estudió el fenómeno de la liberación de componentes electrolíticos en los electrodos durante el paso de una corriente eléctrica.

Las leyes de la electrólisis de Faraday no deben confundirse con la ley inducción electromagnética Faraday mirando circuito electrico y la fuerza en ello. Esta ley habla de la dependencia de los campos electromagnéticos de la tasa de cambio del flujo magnético.

El fenómeno de la electrólisis refleja el hecho de que las moléculas de soluto en un electrolito existen en dos partes: un ion positivo y un ion negativo. Bajo la influencia de factores externos. campo eléctrico estos iones se mueven: iones positivos hacia el cátodo, iones negativos hacia el ánodo. Así, cuando el ion negativo llega al ánodo, cede su carga al electrodo, lo que provoca un cambio en su carga. En consecuencia, un cierto número de electrones pasan por el circuito externo. El ion se vuelve neutro y se libera en el ánodo como átomo o molécula. El ion positivo toma una cierta cantidad de electrones del cátodo (tanto como necesita para neutralizarse), lo que provoca su liberación en el cátodo.

Nota 1

Los iones con un signo de carga negativo se liberan en el ánodo; Faraday los llamó aniones y los iones con carga positiva, cationes.

las leyes de faraday

Faraday estableció experimentalmente dos leyes básicas de la electrólisis. De acuerdo con la primera ley, la masa de sustancia $(m)$, que se libera sobre uno de los electrodos, es directamente proporcional a la carga $(q)$ que pasó a través del electrolito:

$m=Kq\izquierda(1\derecha),$

donde $K$ es el equivalente electroquímico, que difiere para diferentes electrolitos. $K$ es igual a la masa del electrolito, que se libera cuando pasa una carga $q=1Kl$. La unidad básica de medida para el coeficiente electroquímico es $\frac(kg)(C)$.

Además, Faraday notó que el equivalente electroquímico es siempre proporcional a la masa molar de la sustancia ($\mu $) e inversamente proporcional a la valencia $(Z)$. La relación $\frac(\mu )(Z)$ se llama equivalente químico de la sustancia.

De acuerdo con la segunda ley de Faraday: el equivalente electroquímico es directamente proporcional al equivalente químico de la sustancia seleccionada:

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

• $C=\frac(1)(F)$ es un valor constante para todas las sustancias,
• $F$ es la constante de Faraday.

La primera y segunda leyes de la electrólisis de Faraday a menudo se expresan mediante la misma fórmula, a saber:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\left(3\right).$

Se encontró empíricamente que en SI $F=9.65(\cdot 10)^4\frac(C)(mol)$ es una constante física fundamental, que refleja la relación entre electroquímica y propiedades fisicas sustancias. Además, se sabe que:

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

• $q_e$ - carga de electrones,
• $N_A$ es la constante de Avogadro.

Las leyes de Faraday se pueden explicar en términos de conductividad iónica. Supongamos que la cantidad de iones que se libera en uno de los electrodos durante la electrólisis es $\nu $, la carga de uno de los iones es $q_1$. En consecuencia, la carga total que pasó a través del electrolito, sobre el que actuó un campo eléctrico externo, es igual a:

$q=q_1\nu \izquierda(5\derecha).$

Sea la masa de un ion igual a $m_1$, entonces la masa de la sustancia que se libera en el electrodo es igual a:

$m=m_1\nu \izquierda(6\derecha).$

Expresando $\nu $ de (5), obtenemos:

$\nu =\frac(q)(q_1)\left(7\right).$

Sustituyendo (7) en (6), tenemos:

$m=\frac(m_1)(q_1)q\izquierda(8\derecha).$

La expresión (8) no es más que la primera ley de Faraday, donde:

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

Comparemos las expresiones (2) y (9), obtenemos que:

$q_1=\frac(ZF)(N_A)\izquierda(10\derecha).$

En la expresión (10) encontramos que la carga del ion en el electrolito es proporcional a la valencia de la sustancia $(Z)$. Este resultado muestra que las cantidades cargas electricas Los iones son múltiplos entre sí. Los iones de sustancias monovalentes tienen una carga mínima igual a la carga de un electrón.

Ejemplo 1

Ejercicio: Encuentre la velocidad $v,$ con la que la capa de una sustancia conductora del segundo tipo sobre la superficie plana del electrodo aumenta durante la electrólisis cuando pasa una corriente cuya densidad es $j$. Supongamos que el electrolito tiene una valencia igual a $Z$, densidad $\rho,\molar\mass\\mu .$

Solución:

Como base para resolver el problema, aplicamos la ley combinada de Faraday:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\left(1.1\right),$

donde $q=It$, $I$ es la fuerza de la corriente que fluye a través del electrolito, $t$ es el tiempo que fluyó la corriente. Si suponemos que la deposición de níquel se produce uniformemente sobre la superficie del metal, entonces escribimos la masa de la sustancia liberada como:

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

donde $\rho$ es la densidad del níquel, $S$ es el área de superficie del metal, $h$ es el espesor de la capa de níquel. Expresamos la fuerza actual a través de su densidad:

$I=jS\izquierda(1.3\derecha).$

Sustituyamos la intensidad actual de (1.3) y la masa de (1.2) en la expresión (1.1), obtenemos:

$\rho Sh=\frac(\mu)(Z)\frac(jSt)(F)\to \rho h=\frac(\mu)(Z)\frac(jt)(F)\left(1.4\ derecha).$

Si la densidad de corriente es constante, entonces la tasa ($v=\frac(h)(t)$) de aumento de la capa de níquel también es constante. Dividiendo ambos lados de la expresión (1.4) por el tiempo, tenemos:

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

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

Ejemplo 2

Ejercicio: Una corriente de fuerza $I$ fluyó a través de la solución electrolítica durante un tiempo $t$. ¿Qué cantidad de sustancia $(\nu)$ se liberará en el cátodo, cuál es el número de átomos $(N)$ de la sustancia en este caso, si el metal tiene valencia $Z$?

Solución:

Tomemos como base para resolver el problema la ley combinada de Faraday:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\left(2.1\right),$

donde $q=It$, $I$ es la fuerza de la corriente que fluye a través del electrolito, $t$ es el tiempo que fluyó la corriente. Al mismo tiempo sabemos que:

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

Dividamos los lados derecho e izquierdo de la expresión (2.1) por la masa molar ($\mu $) de la sustancia electrolítica, obtenemos:

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

donde $q=It.$ El número de átomos del precipitado se encuentra mediante la fórmula:

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

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

Existe una relación entre la masa de la sustancia convertida durante la electrólisis y la cantidad de electricidad que pasa a través del electrolito, que se refleja en las dos leyes de Faraday.

La primera ley de Faraday. Para cualquier proceso de electrodo dado, la masa de la sustancia convertida es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través del electrolito:

m = kQ,(2.10)

Dónde metro- masa de la sustancia convertida, g; q- la cantidad de electricidad (C) igual al producto de la intensidad actual ( I, A) por un tiempo ( t, Con); k- Equivalente electroquímico de una sustancia, que expresa el número de gramos de ella convertidos en un culombio de electricidad.

Ley II de Faraday. Cuando se hacen pasar cantidades iguales de electricidad a través de soluciones de diferentes electrolitos, la masa de cada una de las sustancias en transformación es proporcional a su equivalente químico t 1:t 2:metro 3 ... = metro e1: metro e2: metro e3...(donde metro e es la masa equivalente de la sustancia). Si la masa de una de las sustancias convertidas durante el paso una cierta cantidad la electricidad resultó ser igual a su masa equivalente ( t 1 = metro e1) , entonces las igualdades también serán válidas para otras sustancias metro 2 = metro e2, metro 3 = metro e3, etc.

De este modo, para transformar una masa equivalente de cualquier sustancia, se requiere la misma cantidad de electricidad, llamada constante de Faraday F(96494 C/mol). La constante de Faraday es la carga transportada por un mol de electrones o un mol de iones con carga única (es decir, 6,02 · 1023 electrones o iones con carga única).

La segunda ley de Faraday también se puede escribir de la siguiente manera: Para descargar un mol de iones en un electrodo, es necesario hacer pasar tantos Faradays de electricidad a través de la solución como número de cargas elementales tenga un ion determinado.

Basándonos en la ley II de Faraday, podemos escribir

k = metro mi/ F.(2.11)

De las relaciones (2.10) y (2.11) se obtiene la ecuación combinada de las leyes de Faraday:

metro =(metro mi/ F)q =(metro mi/ F)Él.(2.12)

Es ampliamente utilizado para diversos cálculos en electroquímica. En particular, lo más manera exacta medir la cantidad de electricidad que pasa por un circuito. Consiste en determinar la masa de la sustancia liberada durante la electrólisis sobre el electrodo. Para ello se utilizan instrumentos llamados coulómetros. En la práctica de laboratorio se utiliza un coulómetro de cobre, en el que se somete a electrólisis una solución acidificada de CuSO 4 con electrodos de cobre. Es importante que sólo se produzca una reacción electroquímica en el electrodo del coulómetro y que el producto resultante pueda cuantificarse con precisión. Por ejemplo, toda la electricidad que pasa a través de un coulómetro de cobre se gasta en transferir cobre del ánodo al cátodo, donde su masa se determina mediante el método gravimétrico.

Para fines de investigación se utiliza un coulómetro de plata o gas, en el que se mide el volumen de una mezcla (2H 2 + O 2) obtenida por electrólisis de una solución acuosa de KOH.

El uso de coulómetros permite determinar la proporción de corriente útilmente gastada (es decir, la corriente gastada para obtener un producto útil), que se caracteriza por la salida de corriente. La salida de corriente es la relación entre la sustancia realmente obtenida durante la electrólisis y la calculada teóricamente. Normalmente, la eficiencia actual η se expresa como porcentaje. Entonces:

η = ( metro práctico / metro teóricamente) 100%. (2.13)

Puedes abordar el cálculo de η de manera diferente. Si determinamos a partir de la masa realmente liberada de la sustancia sobre la base de (2.12) la cantidad de electricidad gastada útilmente q’ entonces η se expresará como la relación entre la electricidad útil y su cantidad total que pasa por el circuito:

η = ( q’/q)100%. (2.14)

Las leyes de Faraday establecieron la idea de la naturaleza atómica de la electricidad. Estas ideas formaron la base para el cálculo de la constante más importante: la constante de Avogadro. Relación entre la constante de Faraday F, Avo Gadro norte y la carga del electrón mi se sigue de la relación:

F/e = norte A (2.15)

Aplicación de la electrólisis. La electrólisis con un ánodo soluble se utiliza para purificar metales ( electrorefinación). Al electrorefinar cobre, se colocan placas de cobre purificado en el electrolizador como ánodo (cátodo: placas de cobre previamente purificado electrolíticamente). En el ánodo y el cátodo tienen lugar los siguientes procesos, respectivamente:

Сu (contaminado) – 2 ē = Cu2+,

Cu 2+ + 2 ē = Cu (puro).

Durante el electrorefinado del cobre, los contaminantes de metales más nobles como Ag o Au no pasan a la solución y se acumulan en el fondo del electrolizador. Los contaminantes procedentes de metales menos nobles como Pb, Fe, Zn, como el propio cobre, se disuelven, pero no se depositan en el cátodo y por tanto no contaminan el cobre depositado sobre él. Además del cobre, como ánodos solubles se pueden utilizar níquel, cadmio, aluminio y otros metales.

La electrólisis con un ánodo soluble se utiliza en galvanoplastia para recubrir algunos metales con capas delgadas de otros ( galvanoplastia). En este caso, los productos recubiertos con metal sirven como cátodo durante la electrólisis y el metal de recubrimiento se utiliza como ánodo. Tecnológicamente, esto es muy conveniente, ya que las concentraciones de iones (sales) en la solución de electrólisis no cambian. Los revestimientos decorativos resistentes a la corrosión que endurecen la superficie (cromado) se aplican electroquímicamente. Con la ayuda de recubrimientos, se restauran (reparan) las dimensiones de las piezas. Para que el recubrimiento se mantenga firmemente, la superficie del metal antes de aplicar el recubrimiento se limpia a fondo (se muele, se pule) y se desengrasa (se trata con una solución de soda caliente, se frota con tiza mezclada con álcali, etc.). Para eliminar los óxidos, la superficie del metal se graba con una solución de ácido sulfúrico al 15...20% durante 10...15 minutos. Para remoción permanente películas de óxido la pieza se limpia decapado, conectando antes de la galvanización a poco tiempo al ánodo. La mejor adherencia del recubrimiento a la superficie del metal se observa en los recubrimientos cristalinos finos. La estructura de recubrimiento deseada se logra cambiando la composición del electrolito y el modo de electrólisis: ---------

Como ya se sabe, durante la electrólisis se libera una sustancia sobre los electrodos. Intentemos averiguar de qué dependerá la masa de esta sustancia. La masa de la sustancia liberada m será igual al producto de la masa de un ion m0i por el número de iones Ni que alcanzaron el electrodo en un período de tiempo igual a ∆t: m = m0i*Ni. La masa del ion m0i se calculará mediante la siguiente fórmula:

• m0i = M/Na,

donde M es la masa molar de la sustancia y Na es la constante de Avogadro.

El número de iones que llegarán al electrodo se calcula mediante la siguiente fórmula:

• Ni = ∆q/q0i,

donde ∆q = I*∆t es la carga que pasa por el electrolito en un tiempo igual a ∆t, q0i es la carga del ion.

Para determinar la carga de un ion se utiliza la siguiente fórmula:

• q0i = n*e,

donde n es valencia, e es carga elemental.

Juntando todas las fórmulas presentadas, obtenemos una fórmula para calcular la masa de la sustancia liberada sobre el electrodo:

• m = (M*I*∆t)/(n*e*Na).

Ahora denotamos por k el coeficiente de proporcionalidad entre la masa de la sustancia y la carga ∆q.

• k = M/(e*n*Na).

Este coeficiente k dependerá de la naturaleza de la sustancia. Entonces la fórmula para la masa de una sustancia se puede reescribir de la siguiente manera:

• metro = k*I*∆t.

Segunda ley de Faraday

La masa de la sustancia liberada sobre el electrodo durante un tiempo igual a ∆t durante el paso de una corriente eléctrica es proporcional a la intensidad de la corriente y al tiempo. El coeficiente k se denomina equivalente electroquímico de una sustancia determinada. La unidad de medida es kg/Cl. Veamos el significado físico del equivalente electroquímico. Porque:

• M/Na = m0i,
• e*n = qi,

entonces la fórmula del equivalente electroquímico se puede reescribir de la siguiente manera:

• k = m0i/q0i.

Por tanto, k es la relación entre la masa de un ion y la carga de ese ion.

Para verificar la validez de la ley de Faraday, se puede realizar un experimento. La configuración del laboratorio necesaria para ello se muestra en la siguiente figura.

Los tres contenedores están llenos de la misma solución electrolítica. Varios fluirán a través de ellos. corrientes electricas y I1 = I2+I3. Después de conectar la instalación al circuito esperar un rato. Luego lo apagamos y medimos las masas de sustancias liberadas sobre los electrodos en cada uno de los vasos m1, m2, m3. Se podrá comprobar que las masas de sustancias serán proporcionales a las fuerzas actuales que atravesaron el recipiente correspondiente.

De la fórmula

• m = (M*I*∆t)/(n*e*Na)

podemos expresar el valor de la carga del electrón

• e = (M*I*∆t)/(n*m*Na).

Electrólisis- un proceso físico y químico que consiste en la liberación de electrodos constituyentes de sustancias disueltas u otras sustancias resultantes de reacciones secundarias en los electrodos, que ocurre cuando una corriente eléctrica pasa a través de una solución o masa fundida electrólito.

El movimiento ordenado de iones en líquidos conductores se produce en un campo eléctrico que se crea electrodos- conductores conectados a los polos de la fuente energía eléctrica. Ánodo en electrólisis se llama electrodo positivo, cátodo- negativo. iones positivos - cationes- (iones metálicos, iones de hidrógeno, iones de amonio, etc.) - se mueven hacia el cátodo, iones negativos - aniones- (iones de residuos ácidos y grupo hidroxilo) - se mueven hacia el ánodo.

El fenómeno de la electrólisis se utiliza ampliamente en la industria moderna. En particular, la electrólisis es uno de los métodos para la producción industrial de aluminio, hidrógeno, así como hidróxido de sodio, cloro y compuestos organoclorados [ fuente no especificada 1700 días], dióxido de manganeso, peróxido de hidrógeno. Una gran cantidad de metales se extraen de los minerales y se procesan mediante electrólisis (electroextracción, electrorefinación). Además, la electrólisis es el proceso principal mediante el cual funciona una fuente de corriente química.

La electrólisis se utiliza en el tratamiento de aguas residuales (procesos de electrocoagulación, electroextracción, electroflotación). Se utiliza para producir muchas sustancias (metales, hidrógeno, cloro, etc.), para aplicar recubrimientos metálicos (galvanoplastia) y para reproducir la forma de objetos (electroplastia).

La primera ley de Faraday

Primera ley de electrólisis de Faraday: la masa de la sustancia depositada sobre el electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. Por cantidad de electricidad nos referimos a la carga eléctrica, normalmente medida en culombios.

En 1832, Faraday estableció que la masa m de una sustancia liberada en el electrodo es directamente proporcional a la carga eléctrica q que pasa a través del electrolito: si pasa a través del electrolito durante un tiempo t CORRIENTE CONTINUA. con fuerza actual I. El coeficiente de proporcionalidad se llama equivalente electroquímico de la sustancia. Es numéricamente igual a la masa de la sustancia liberada cuando una sola carga eléctrica pasa a través del electrolito y depende de la naturaleza química de la sustancia.

Derivación de la ley de Faraday

Dónde z- valencia del átomo (ion) de la sustancia, mi- carga de electrones (5)

Sustituyendo (2)-(5) en (1), obtenemos

¿Dónde está la constante de Faraday?

Segunda ley de Faraday

Segunda ley de la electrólisis de Faraday: Para una cantidad determinada de electricidad, la masa de un elemento químico depositado sobre el electrodo es directamente proporcional a la masa equivalente del elemento. La masa equivalente de una sustancia es su masa molar dividida por un número entero, dependiendo de la reacción química en la que participa la sustancia.

Los equivalentes electroquímicos de diversas sustancias se denominan sus equivalentes químicos.

Equivalente químico El ion se llama relación. masa molar A de un ion a su valencia z. Por lo tanto el equivalente electroquímico

¿Dónde está la constante de Faraday?

La segunda ley de Faraday se escribe de la siguiente manera:

¿Dónde se forma la masa molar de una determinada sustancia (sin embargo, no necesariamente se libera; podría entrar en alguna reacción inmediatamente después de su formación) como resultado de la electrólisis, g/mol? - intensidad de la corriente que pasa a través de una sustancia o mezcla de sustancias (solución, masa fundida), A; - tiempo durante el cual se realizó la electrólisis, s; -Constante de Faraday, C mol −1 ; - el número de electrones que participan en el proceso, que, a valores de corriente suficientemente grandes, es igual al valor absoluto de la carga del ion (y su contraión) que participó directamente en la electrólisis (oxidado o reducido). Sin embargo, este no es siempre el caso; por ejemplo, durante la electrólisis de una solución de sal de cobre(II), no sólo se puede formar cobre libre, sino también iones de cobre(I) (a baja corriente).