Elektroliz Hesaplayıcı - Kütle Çökeltme (Faraday Yasası)

Elektroliz hesaplayıcı nedir?

Elektroliz hesaplayıcı, elektroliz sırasında bir elektrotta biriken veya çözünen metalin kütlesini bulur. Elektroliz, kendiliğinden gerçekleşmeyecek bir kimyasal tepkimeyi zorlamak için elektrik akımı kullanan bir işlemdir. Hesaplayıcı, akımı, süreyi ve seçilen metalin özelliklerini kullanarak Faraday elektroliz yasasını uygular.

Elektroliz kütlesi nasıl hesaplanır: Faraday yasası formülü

Faraday yasasına göre, bir elektrotta oluşan maddenin kütlesi içinden geçen elektrik yükü miktarıyla orantılıdır. Yük, akım ile sürenin çarpımına eşittir; bu nedenle formül genellikle şöyle yazılır:

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

• m — oluşan veya çözünen maddenin gram cinsinden kütlesi
• I — amper (A) cinsinden akım
• t — saniye (s) cinsinden süre
• M — mol başına gram (g/mol) cinsinden maddenin molar kütlesi
• z — değerlik; iyon başına aktarılan elektron sayısı
• F — Faraday sabiti, mol başına 96.485 coulomb (C/mol)

Faraday sabiti, İngiliz bilim insanı Michael Faraday'ın adını taşır. Bir mol elektronun taşıdığı elektrik yüküdür.

Değerlik neden önemlidir?

Değerlik, iyonun yüküne bağlıdır. Bir bakır iyonunun, Cu²⁺, bakır atomuna dönüşmesi için iki elektrona ihtiyacı vardır; bu nedenle değerliği 2'dir. Bir gümüş iyonunun, Ag⁺, yalnızca bir elektrona ihtiyacı vardır; bu nedenle değerliği 1'dir. Bir altın iyonunun, Au³⁺, üç elektrona ihtiyacı vardır; bu nedenle değerliği 3'tür. Daha yüksek değerlik, atom başına daha fazla elektron gerektiği anlamına gelir; bu nedenle aynı yük miktarı için daha az kütle birikir.

Yaygın metallerin molar kütlesi ve değerliği

Çözümlü örnek

1 amperlik bir akım, 1 saat boyunca bir bakır sülfat çözeltisinden geçiyor (3.600 saniye). İndirgenmenin gerçekleştiği elektrot olan katotta ne kadar bakır birikir?

• I = 1 A
• t = 3.600 s
• M = 63,55 g/mol (bakır)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96.485 C/mol

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

Yaklaşık 1,19 gram bakır birikir.

İkinci bir örnek: 2 amperlik bir akım, 10 dakika boyunca bir gümüş nitrat çözeltisinden geçiyor (600 saniye). Gümüşün molar kütlesi 107,87 g/mol, değerliği ise 1'dir.

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

Yaklaşık 1,34 gram gümüş birikir; bu miktar bakır örneğindekinden fazladır ve bunun başlıca nedeni gümüşün değerliğinin daha düşük olmasıdır.

Hesap makinesi nasıl kullanılır?

Akımı amper cinsinden ve süreyi saniye cinsinden girin, ardından listeden bir metal seçin. Sonuç otomatik olarak güncellenir. Yaygın süre dönüşümleri: 1 dakika = 60 saniye, 1 saat = 3.600 saniye, 1 gün = 86.400 saniye.

Elektrolizin uygulamaları

Elektrokaplama, bir metali başka bir metalin ince bir tabakasıyla kaplar; örneğin takılar altınla, çelik parçalar ise korozyona direnç kazanmaları için nikel ile kaplanır. Metal arıtma, metalleri saflaştırmak için elektrolizden yararlanır; bu yöntemle arıtılan bakırın saflığı %99,9 değerinin üzerine çıkabilir. Elektrokazanım, çinko gibi metalleri kırılmış cevherden hazırlanan bir çözeltiden çeker. Alüminyum da aynı şekilde, ancak su yerine erimiş tuz banyosunda çözünmüş alüminadan üretilir. Suyun elektrolizi, suyu hidrojen ve oksijen gazlarına ayırır; bu yöntem hidrojen yakıtı üretiminde kullanılır.

Faraday yasası teorik maksimum kütleyi verir. Gerçek işlemlerde genellikle biraz daha az birikim olur; çünkü akımın bir kısmı ana tepkime yerine yan tepkimeleri yürütür. Bu oran akım verimi olarak adlandırılır ve endüstriyel kaplamada genellikle 90–98% düzeyindedir.

Faraday yasasının tarihi

1800 yılında Alessandro Volta ilk pili yaptı ve bilim insanlarına ilk kez düzenli bir elektrik akımı kaynağı sağladı. Aynı yıl William Nicholson ve Anthony Carlisle, suyu hidrojen ve oksijene ayırmak için bu pili kullandı; bu, elektrolizin erken bir gösterimiydi. Humphry Davy, 1807 ile 1808 yılları arasında elektroliz kullanarak potasyum ve sodyum da dâhil olmak üzere çeşitli elementleri izole etti.

Davy'nin asistanı olarak çalışmış olan Michael Faraday, 1830'lu yılların başında elektroliz üzerine dikkatli deneyler yürüttü. 1832 ve 1834 yıllarında, elektrik yükü ile oluşan maddenin kütlesi arasındaki kesin ilişkiyi açıklayan iki yasa yayımladı. Ayrıca bugün kimyada hâlâ kullanılan elektrot, anot, katot ve iyon terimlerini ortaya koydu.

Sık sorulan sorular

Elektroliz sırasında biriken kütleyi nasıl hesaplarsınız? Toplam yükü bulmak için akımı süreyle çarpın; çıkan sonucu maddenin molar kütlesiyle çarpıp değerlik ile Faraday sabitinin çarpımına bölün: m = (I × t × M) / (z × F).

Faraday sabiti nedir? Bir mol elektronun taşıdığı elektrik yüküdür; mol başına yaklaşık 96.485 coulomb değerindedir.

Anot ile katot arasındaki fark nedir? Anot, yükseltgenmenin gerçekleştiği ve elektronların kaybedildiği elektrottur. Katot, indirgenmenin gerçekleştiği ve elektronların kazanıldığı elektrottur. Bir metal çözeltiden biriktirildiğinde katotta oluşur.

Sıcaklık hesaplama sonucunu etkiler mi? Sıcaklık Faraday yasasında yer almaz; bu nedenle hesaplanan kütleyi değiştirmez. Gerçek işlem verimini etkileyebilir; çünkü daha yüksek sıcaklıklar çoğu zaman yan tepkimeleri hızlandırır.

Bu hesaplayıcı hangi metalleri destekler? Bakır, gümüş, altın, çinko, nikel, demir ve alüminyum; her birinin standart molar kütlesi ve değerliği hesaplayıcıya eklenmiştir. Başka herhangi bir metal için de molar kütle ve değerlik biliniyorsa aynı formül kullanılabilir.

Gerçekte biriken kütle neden hesaplanan değerden farklı olabilir? Faraday yasası, akımın tamamının ana tepkimeye gittiğini varsayar. Uygulamada akımın bir kısmı yan tepkimeler veya direnç nedeniyle kaybolur; bu nedenle gerçek birikintiler genellikle hesaplanan değerden biraz daha hafiftir. Gerçek kütlenin teorik kütleye oranına akım verimi denir.

Kaynaklar

1. Faraday, M. (1834). "Elektrik Üzerine Deneysel Araştırmalar. Yedinci Seri." Londra Kraliyet Cemiyetinin Felsefi İşlemleri, 124, 77–122.
2. Bard, A. J. ve Faulkner, L. R. (2000). Elektrokimyasal Yöntemler: Temeller ve Uygulamalar (2. baskı). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P. ve de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. baskı). Oxford University Press.