Elektrolyysilaskuri - Massan Deponointi (Faradayn Laki)

Mikä on elektrolyysilaskin?

Elektrolyysilaskin selvittää elektrodille saostuvan tai siitä liukenevan metallin massan elektrolyysin aikana. Elektrolyysi on prosessi, jossa sähkövirran avulla pakotetaan aikaan kemiallinen reaktio, joka ei tapahtuisi itsestään. Laskin käyttää Faradayn elektrolyysilakia hyödyntäen virtaa, aikaa ja valitun metallin ominaisuuksia.

Miten elektrolyysin massa lasketaan: Faradayn lain kaava

Faradayn lain mukaan elektrodille syntyvän aineen massa on suoraan verrannollinen sen läpi kulkevaan sähkövarauksen määrään. Varaus on virran ja ajan tulo, joten kaava kirjoitetaan yleensä muodossa:

$m = \frac{I \times t \times M}{z \times F}$

• m: syntyvän tai liukenevan aineen massa, grammoina
• I: virta, ampeereina (A)
• t: aika, sekunteina (s)
• M: aineen moolimassa, grammoina moolia kohti (g/mol)
• z: valenssi, siirtyvien elektronien lukumäärä ionia kohti
• F: Faradayn vakio, 96 485 kulonia moolia kohti (C/mol)

Faradayn vakio on nimetty englantilaisen tutkijan Michael Faradayn mukaan. Se on sähkövaraus, jonka yksi mooli elektroneja kuljettaa.

Miksi valenssi on tärkeä

Valenssi riippuu ionin varauksesta. Kupari-ioni, Cu²⁺, tarvitsee kaksi elektronia muuttuakseen kupariatomiksi, joten sen valenssi on 2. Hopea-ioni, Ag⁺, tarvitsee vain yhden elektronin, joten sen valenssi on 1. Kulta-ioni, Au³⁺, tarvitsee kolme elektronia, joten sen valenssi on 3. Suurempi valenssi tarkoittaa, että atomia kohti tarvitaan enemmän elektroneja, jolloin samalla varausmäärällä saostuu vähemmän massaa.

Yleisten metallien moolimassa ja valenssi

Esimerkkilaskelma

Kuparisulfaattiliuoksen läpi kulkee 1 ampeerin virta 1 tunnin ajan (3 600 sekuntia). Kuinka paljon kuparia saostuu katodille, joka on elektrodi, jolla pelkistyminen tapahtuu?

• I = 1 A
• t = 3 600 s
• M = 63,55 g/mol (kupari)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96 485 C/mol

$m = \frac{1 \times 3600 \times 63.55}{2 \times 96485} = \frac{228780}{192970} \approx 1.18557 \text{ g}$

Kuparia saostuu noin 1,19 grammaa.

Toinen esimerkki: hopeanitraattiliuoksen läpi kulkee 2 ampeerin virta 10 minuutin ajan (600 sekuntia). Hopean moolimassa on 107,87 g/mol ja valenssi 1.

$m = \frac{2 \times 600 \times 107.87}{1 \times 96485} \approx 1.34160 \text{ g}$

Hopeaa saostuu noin 1,34 grammaa, enemmän kuin kuparin tapauksessa, mikä johtuu pääasiassa hopean alhaisemmasta valenssista.

Laskimen käyttö

Syötä virta ampeereina ja aika sekunteina, ja valitse metalli listalta. Tulos päivittyy automaattisesti. Yleisiä ajan muunnoksia: 1 minuutti = 60 sekuntia, 1 tunti = 3 600 sekuntia, 1 vuorokausi = 86 400 sekuntia.

Elektrolyysin sovelluksia

Elektroplatoinnissa yksi metalli päällystetään ohuella kerroksella toista metallia, esimerkiksi koruja kullataan tai teräsosia pinnoitetaan nikkelillä korroosionkestävyyden parantamiseksi. Metallien puhdistuksessa käytetään elektrolyysiä metallien jalostamiseen; tällä tavoin puhdistetun kuparin puhtaus voi ylittää 99,9 %. Elektrouutossa metalleja, kuten sinkkiä, erotetaan murskatusta malmista valmistetusta liuoksesta. Alumiini valmistetaan samalla periaatteella, mutta alumiinioksidista, joka on liuotettu sulaan suolakylpyyn veden sijaan. Veden elektrolyysissä vesi hajotetaan vetykaasuksi ja happikaasuksi, ja tätä menetelmää käytetään vetypolttoaineen tuotantoon.

Faradayn laki antaa teoreettisen enimmäismassan. Todellisissa prosesseissa saostuu tavallisesti hieman vähemmän, koska osa virrasta kuluu pääreaktion sijaan sivureaktioihin. Tätä suhdetta kutsutaan virtahyötysuhteeksi, ja se on teollisessa pinnoituksessa tyypillisesti 90–98 %.

Faradayn lain historia

Vuonna 1800 Alessandro Volta rakensi ensimmäisen akun, minkä ansiosta tutkijoilla oli ensimmäistä kertaa käytössään tasainen sähkövirran lähde. Samana vuonna William Nicholson ja Anthony Carlisle käyttivät sitä veden hajottamiseen vedyksi ja hapeksi, mikä oli varhainen esimerkki elektrolyysistä. Vuosina 1807–1808 Humphry Davy käytti elektrolyysiä useiden alkuaineiden, kuten kaliumin ja natriumin, eristämiseen.

Michael Faraday, joka oli aiemmin työskennellyt Davyn avustajana, teki 1830-luvun alussa huolellisia kokeita elektrolyysistä. Vuosina 1832 ja 1834 hän julkaisi kaksi lakia, jotka kuvaavat tarkasti sähkövarauksen ja syntyvän aineen massan välisen suhteen. Hän otti myös käyttöön termit elektrodi, anodi, katodi ja ioni, joita käytetään kemiassa edelleen.

Usein kysytyt kysymykset

Miten elektrolyysin saostama massa lasketaan? Kerro virta ajalla, jolloin saadaan kokonaisvaraus, kerro tulos aineen moolimassalla ja jaa se valenssin ja Faradayn vakion tulolla: m = (I × t × M) / (z × F).

Mikä on Faradayn vakio? Se on sähkövaraus, jonka yksi mooli elektroneja kuljettaa, noin 96 485 kulonia moolia kohti.

Mikä ero on anodilla ja katodilla? Anodi on elektrodi, jolla tapahtuu hapettuminen ja elektroneja menetetään. Katodi on elektrodi, jolla tapahtuu pelkistyminen ja elektroneja saadaan. Kun metallia saostuu liuoksesta, se muodostuu katodille.

Vaikuttaako lämpötila laskennan tulokseen? Lämpötila ei esiinny Faradayn laissa, joten se ei muuta laskettua massaa. Se voi vaikuttaa prosessin todelliseen hyötysuhteeseen, koska korkeammat lämpötilat usein nopeuttavat sivureaktioita.

Mitä metalleja laskin tukee? Kuparia, hopeaa, kultaa, sinkkiä, nikkeliä, rautaa ja alumiinia, joille on valmiiksi asetettu standardin mukainen moolimassa ja valenssi. Muille metalleille sama kaava toimii, kunhan moolimassa ja valenssi tunnetaan.

Miksi todellinen saostunut massa voi poiketa lasketusta arvosta? Faradayn laki olettaa, että kaikki virta kuluu pääreaktioon. Käytännössä osa virrasta kuluu sivureaktioihin tai vastukseen, joten todellinen saostuma on tavallisesti hieman laskettua arvoa pienempi. Todellisen ja teoreettisen massan suhdetta kutsutaan virtahyötysuhteeksi.

Lähteet

1. Faraday, M. (1834). "Experimental Researches in Electricity. Seventh Series." Philosophical Transactions of the Royal Society of London, 124, 77–122.
2. Bard, A. J., & Faulkner, L. R. (2000). Electrochemical Methods: Fundamentals and Applications (2nd ed.). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press.