Elektrolízis Kalkulátor - Tömeg Lerakódás (Faraday Törvénye)

Mi az elektrolíziskalkulátor?

Az elektrolíziskalkulátor meghatározza az elektródon elektrolízis közben leváló vagy feloldódó fém tömegét. Az elektrolízis olyan folyamat, amely elektromos árammal kényszerít ki egy magától nem végbemenő kémiai reakciót. A kalkulátor az elektrolízis Faraday-törvényét alkalmazza a választott fém áramerőssége, időtartama és tulajdonságai alapján.

Az elektrolízis tömegének kiszámítása: a Faraday-törvény képlete

Faraday törvénye szerint az elektródon keletkező anyag tömege arányos az azon áthaladó elektromos töltés mennyiségével. A töltés az áramerősség és az idő szorzata, ezért a képletet általában így írják fel:

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

• m — a keletkező vagy feloldódó anyag tömege grammban
• I — áramerősség amperben (A)
• t — idő másodpercben (s)
• M — az anyag moláris tömege grammban mólonként (g/mol)
• z — vegyérték, az iononként átadott elektronok száma
• F — a Faraday-állandó, 96 485 coulomb mólonként (C/mol)

A Faraday-állandót Michael Faraday angol tudósról nevezték el. Ez az egy mól elektron által hordozott elektromos töltés.

Miért fontos a vegyérték?

A vegyérték az ion töltésétől függ. Egy rézionnak, a Cu²⁺-ionnak két elektronra van szüksége ahhoz, hogy rézatommá váljon, ezért vegyértéke 2. Egy ezüstionnak, az Ag⁺-ionnak csak egy elektronra van szüksége, ezért vegyértéke 1. Egy aranyionnak, az Au³⁺-ionnak három elektronra van szüksége, ezért vegyértéke 3. Nagyobb vegyérték esetén atomonként több elektronra van szükség, ezért azonos töltésmennyiség mellett kisebb tömeg válik le.

Gyakori fémek moláris tömege és vegyértéke

Megoldott példa

1 amper erősségű áram halad át réz-szulfát-oldaton 1 órán (3 600 másodpercen) keresztül. Mennyi réz válik le a katódon, vagyis azon az elektródon, ahol redukció megy végbe?

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

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

Körülbelül 1,19 gramm réz válik le.

Egy második példa: 2 amper erősségű áram halad át ezüst-nitrát-oldaton 10 percen (600 másodpercen) keresztül. Az ezüst moláris tömege 107,87 g/mol, vegyértéke pedig 1.

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

Körülbelül 1,34 gramm ezüst válik le, ami több, mint a réz esetében, főként azért, mert az ezüst vegyértéke kisebb.

A kalkulátor használata

Adja meg az áramerősséget amperben és az időt másodpercben, majd válasszon ki egy fémet a listából. Az eredmény automatikusan frissül. Gyakori időátváltások: 1 perc = 60 másodperc, 1 óra = 3 600 másodperc, 1 nap = 86 400 másodperc.

Az elektrolízis alkalmazásai

A galvanizálás során az egyik fémet egy másik vékony rétegével vonják be, például az ékszereket arannyal, illetve az acélalkatrészeket korrózióállóság céljából nikkellel. A fémfinomítás elektrolízissel tisztítja a fémeket; az így finomított réz tisztasága meghaladhatja a 99,9%-ot. Az elektrolitikus fémkinyerés során a cinkhez hasonló fémeket zúzott ércből készített oldatból nyerik ki. Az alumíniumot ugyanígy állítják elő, de víz helyett olvadt sófürdőben feloldott timföldből. A víz elektrolízise a vizet hidrogén- és oxigéngázra bontja; ezt az eljárást hidrogén üzemanyag előállítására használják.

Faraday törvénye az elméletileg maximális tömeget adja meg. A valós folyamatokban általában valamivel kevesebb anyag válik le, mert az áram egy része a főreakció helyett mellékreakciókat hajt végre. Ezt az arányt áramhatásfoknak nevezik, és ipari galvanizálásnál jellemzően 90–98%.

A Faraday-törvény története

1800-ban Alessandro Volta megépítette az első telepet, így a tudósok először jutottak egyenletes elektromosáram-forráshoz. William Nicholson és Anthony Carlisle ugyanebben az évben ezt használta a víz hidrogénre és oxigénre bontására, ami az elektrolízis korai bemutatása volt. 1807 és 1808 között Humphry Davy elektrolízissel több elemet, köztük káliumot és nátriumot választott le.

Michael Faraday, aki korábban Davy asszisztenseként dolgozott, az 1830-as évek elején gondos elektrolíziskísérleteket végzett. 1832-ben és 1834-ben két törvényt tett közzé, amelyek leírták az elektromos töltés és a keletkező anyag tömege közötti pontos összefüggést. Bevezette az elektród, az anód, a katód és az ion szakkifejezéseket is, amelyek ma is használatosak a kémiában.

Gyakran ismételt kérdések

Hogyan számítható ki az elektrolízis során leváló tömeg? A teljes töltés megkapásához szorozza meg az áramerősséget az idővel, ezt szorozza meg az anyag moláris tömegével, majd ossza el a vegyérték és a Faraday-állandó szorzatával: m = (I × t × M) / (z × F).

Mi a Faraday-állandó? Az egy mól elektron által hordozott elektromos töltés, amely körülbelül 96 485 coulomb mólonként.

Mi a különbség az anód és a katód között? Az anód az az elektród, ahol oxidáció megy végbe és elektronok távoznak. A katód az az elektród, ahol redukció megy végbe és elektronok kerülnek felvételre. Amikor oldatból fém válik le, az a katódon képződik.

Befolyásolja-e a hőmérséklet a számítás eredményét? A hőmérséklet nem szerepel Faraday törvényében, ezért nem változtatja meg a kiszámított tömeget. A folyamat tényleges hatásfokát befolyásolhatja, mivel a magasabb hőmérséklet gyakran felgyorsítja a mellékreakciókat.

Mely fémeket támogatja ez a kalkulátor? A rezet, az ezüstöt, az aranyat, a cinket, a nikkelt, a vasat és az alumíniumot, mindegyikhez a standard moláris tömeg és vegyérték van beépítve. Bármely más fém esetében is használható ugyanaz a képlet, ha ismert a moláris tömeg és a vegyérték.

Miért térhet el a ténylegesen leváló tömeg a számított értéktől? Faraday törvénye azt feltételezi, hogy az egész áram a főreakcióban vesz részt. A gyakorlatban az áram egy része mellékreakciók vagy ellenállás miatt elvész, ezért a tényleges lerakódás általában valamivel kisebb a számított értéknél. A tényleges és az elméleti tömeg arányát áramhatásfoknak nevezik.

Hivatkozások

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 (2. kiadás). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P. és de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. kiadás). Oxford University Press.