Przeczytaj

bg‑lime

Prawa elektrolizy

W tym miejscu warto przypomnieć, czym są prawa elektrolizy. Podstawowe prawa elektrolizy zostały sformułowane przez Michaela Faraday'a. Określają one związek pomiędzy ładunkiem elektrycznym, przepływającym przez roztwór, a masą substancji wydzielonej na elektrodach w wyniku oddziaływania ładunków z substancją.

I prawo elektrolizy

Masa substancji wydzielonej na elektrodzie, w wyniku procesu elektrolizy, jest wprost proporcjonalna do ładunku przepływającego przez elektrolit.

m = k · I · t = k · Q

gdzie:

k – równoważnik elektrochemiczny;
I – natężenie prądu elektrycznego [A];
t – czas trwania elektrolizy [s];
m – masa substancji wydzielonej na elektrodzie [g];
Q – ładunek elektryczny [C] (Q = I ⋅ t).

II prawo elektrolizy

Masy różnych substancji wydzielone na elektrodach podczas przepływu jednakowego ładunku elektrycznego są proporcjonalne do ich równoważników elektrochemicznych.

\frac{m_{1}}{m_{2}} = \frac{k_{1}}{k_{2}}

gdzie:

$m_{1}$ – masa pierwszej substancji wydzielonej na elektrodzie;
$m_{2}$ – masa drugiej substancji wydzielonej na elektrodzie;
$k_{1}$ – równoważnik elektrochemiczny pierwszej substancji;
$k_{2}$ – równoważnik elektrochemiczny drugiej substancji.

bg‑lime

Obliczenia na podstawie praw elektrolizy

m = k \cdot I \cdot t = k \cdot Q = \frac{M}{n \cdot F} \cdot Q

I \cdot t = Q

k = \frac{M}{n \cdot F}

gdzie:

m – masa substancji wydzielona na elektrodzie [g];
k – równoważnik elektrochemiczny;
I – natężenie prądu elektrycznego [A];
t – czas trwania elektrolizy [s];
Q – ładunek elektryczny [C];
M – masa molowa wydzielonej substancji [ $\frac{g}{mol}$ ];
n – liczba moli elektronów biorących udział w reakcji;
F – stała Faradaya (96500 $\frac{C}{mol}$ ).

Ważne!

Pamiętaj, że 1 C = 1 A · 1 s

Przykład 1

Oblicz masę żelaza wytworzonego w ciągu doby na katodzie podczas elektrolizyelektrolizaelektrolizy wodnego roztworu chlorku żelaza(II) ${FeCl}_{2}$ prowadzonej prądem o natężeniu 5 A.

RmM7mmcQ4RgCA

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu

K (-) {Fe}^{2 +} + 2 e^{-} \to Fe

Oznacza to, że 2 mole elektronów biorą udział w reakcji., Etap 2. Wypisanie danych

M_{Fe} = 56 \frac{g}{mol}

n = 2

I = 5 A

t = 24 h = 24 \cdot 3600 s = 86400 s

m_{Fe} = ?

, Etap 3. Podstawienie do wzoru

m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t = \frac{56 \frac{g}{mol}}{2 \cdot 96500 \frac{C}{mol}} \cdot 5 A \cdot 86400 s

m = 125 \frac{g \cdot A \cdot s}{C} = 125 \frac{g \cdot A \cdot s}{A \cdot s} = 125 g

, Odpowiedź W ciągu doby na katodzie wytworzyło się 125 g żelaza.

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu

K "("-")" {Fe}^{2 +} + 2 e^{-} \to Fe

Oznacza to, że 2 mole elektronów biorą udział w reakcji.

Etap 2. Wypisanie danych
$M_{Fe} = 56 \frac{g}{mol}$
$n = 2$
$I = 5 A$
$t = 24 h = 24 \cdot 3600 s = 86400 s$
$m_{Fe} = ?$

Etap 3. Podstawienie do wzoru
$m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t = \frac{56 \frac{g}{mol}}{2 \cdot 96500 \frac{C}{mol}} \cdot 5 A \cdot 86400 s$
$m = 125 \frac{g \cdot A \cdot s}{C} = 125 \frac{g \cdot A \cdot s}{A \cdot s} = 125 g$

Odpowiedź
W ciągu doby na katodzie wytworzyło się 125 g żelaza.

Przykład 2

Jak długo musi przepływać prąd o natężeniu 4 A przez 300 ${cm}^{3}$ elektrolituelektrolitelektrolitu ${NiSO}_{4}$ o stężeniu 0,2 M, aby nikiel wydzielił się z niego całkowicie?

R1ctxhbQ0PCtn

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu

K (-) {Ni}^{2 +} + 2 e^{-} \to Ni

, Etap 2. Wypisanie danych

M_{Ni} = 59 \frac{g}{mol}

n = 2

I = 4 A

V = 300 {cm}^{3} = 0,3 {dm}^{3}

C_{{NiSO}_{4}} = 0,2 \frac{mol}{{dm}^{3}}

m_{Ni} = ?

t = ?

, Etap 3. Wyznaczenie masy wydzielonego niklu

0,2 mol {NiSO}_{4} - 1 {dm}^{3}

x - 0,3 {dm}^{3}

x = \frac{0,2 mol \cdot 0,3 {dm}^{3}}{1 {dm}^{3}} = 0,06 mol

Masa wydzielonego glinu:

1 mol {NiSO}_{4} - 59 g Ni

0,06 mol {NiSO}_{4} - y

y = \frac{0,6 mol \cdot 59 g}{1 mol} = 3,54 g

, Etap 4. Przekształcenie wzoru i podstawienie danych

m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t

t = \frac{m \cdot n \cdot F}{M \cdot I}

t = \frac{3,54 g \cdot 2 \cdot 96500 \frac{C}{mol}}{59 \frac{g}{mol} \cdot 4 A} = \frac{683220 \frac{g \cdot C}{mol}}{236 \frac{A \cdot g}{mol}} = 2895 \frac{g \cdot A \cdot s}{mol} \cdot \frac{mol}{A \cdot g} = 2895 s

t = 2895 s = 48 \min 15 s

, Odpowiedź Prąd musi przepływać przez 2 895 s (48 minut i 15 sekund).

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu
$K (-) {Ni}^{2 +} + 2 e^{-} \to Ni$

Etap 2. Wypisanie danych
$M_{N i}$ = 59 [ $\frac{g}{mol}$ ]
n = 2
I = 4 A
V = 300 ${cm}^{3}$ = 0,3 ${dm}^{3}$
$C_{{NiSO}_{4}}$ = 0,2 M = 0,2 $\frac{mol}{{dm}^{3}}$
$m_{N i}$ = ?
t = ?

Etap 3. Wyznaczenie masy wydzielonego niklu
0,2 mola NiSO₄ znajduje się w 1 ${dm}^{3}$ roztworu
x mol NiSO₄ znajduje się w 0,3 ${dm}^{3}$ roztworu
$x = \frac{0, 2 mol \cdot 0, 3 {dm}^{3}}{1 {dm}^{3}} = 0, 06 mol$
1 mol NiSO₄ to 59 g Ni
0,06 mola NiSO₄ to y g Ni
$y = \frac{0, 06 mol \cdot 59 g}{1 mol} = 3, 54 g$

Etap 4. Przekształcenie wzoru i podstawienie danych
$m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t$

$t = \frac{m \cdot n \cdot F}{M \cdot I}$

$t = \frac{3, 54 g \cdot 2 \cdot 96500 \frac{C}{mol}}{59 \frac{g}{mol} \cdot 4 A} = \frac{683220 g \cdot \frac{C}{mol}}{236 \frac{g}{mol} \cdot A} = 2895 \frac{g \cdot \frac{A \cdot s}{mol}}{\frac{g}{mol} \cdot A} = 2895 s$

$t = 2 895 s = 48 \min 15 s$

Odpowiedź
Prąd musi przepływać przez 2 895 s (48 minut i 15 sekund).

Przykład 3

Jaki ładunek musi przepłynąć przez wodny roztwór siarczanu(VI) miedzi ${CuSO}_{4}$ , aby na anodzie wydzieliło się 450 ${cm}^{3}$ tlenu $O_{2}$ ?

R1UshLvR0u0El

Etap 1. Zapis równania anodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu

A (+) : 6 H_{2} O \to O_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 4 e^{-}

, Etap 2. Obliczenie masy wydzielonego tlenu

M_{O_{2}} = 32 \frac{g}{mol}

V = 450 {cm}^{3} = 0,45 {dm}^{3}

1 mol O_{2} - 22,4 {dm}^{3} - 32 g

0,45 {dm}^{3} - x

x = \frac{0,45 {dm}^{3} \cdot 32 g}{22,4 {dm}^{3}} = 0,64 g

, Etap 3. Wypisanie danych

M_{O_{2}} = 32 \frac{g}{mol}

n = 4

m_{O_{2}} = 0,64 g

Q = ?

, Etap 4. Przekształcenie wzoru i podstawienie danych

m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot Q

Q = \frac{m \cdot n \cdot F}{M} = \frac{0,64 g \cdot 4 \cdot 96500 \frac{C}{mol}}{32 \frac{g}{mol}} = 7720 C

, Odpowiedź Przez roztwór musi przepłynąć ładunek 7720 C.

Etap 1. Zapis równania anodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu
$A (+) : 6 H_{2} O \to O_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 4 e^{-}$

Etap 2. Obliczenie masy wydzielonego tlenu
M_tlenu = 32 $\frac{g}{mol}$
V = 450 cm³ = 0,45 dm³
1 mol O₂ – 22,4 dm³ – 32g
0,45 dm³ – x
$x = \frac{0, 45 {dm}^{3} \cdot 32 g}{22, 4 {dm}^{3}} = 0, 64 g$

Etap 3. Wypisanie danych
$M_{O_{2}}$ = 32 $\frac{g}{mol}$
n = 4
$m_{O_{2}}$ = 0,64 g
Q = ?

Etap 4. Przekształcenie wzoru i podstawienie danych
$m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot Q$

$Q = \frac{m \cdot n \cdot F}{M} = \frac{0, 64 g \cdot 4 \cdot 96500 \frac{C}{mol}}{32 \frac{g}{mol}} = 7720 C$

Odpowiedź
Przez roztwór musi przepłynąć ładunek 7720 C.

Przykład 4

Podczas elektrolizy stopionego ${PbCl}_{2}$ na anodzie wydzieliło się 0,672 ${dm}^{3}$ chloru w warunkach normalnych. Ile gramów ołowiu wydzieliło się na katodzie?

R1Jy4m9C7iBDU

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu

K (-) : {Pb}^{2 +} + 2 e^{-} \to Pb

A (+) : 2 {Cl}^{-} \to {Cl}_{2} + 2 e^{-}

, Etap 2. Wypisanie danych

M_{Pb} = 207 \frac{g}{mol}

n = 2

V_{{Cl}_{2}} = 0,672 {dm}^{3}

m_{Pb} = ?

, Etap 3. Obliczanie liczby moli wydzielonego na anodzie chloru

1 mol {Cl}_{2} - 22,4 {dm}^{3}

x - 0,672 {dm}^{3}

x = \frac{1 mol \cdot 0,672 {dm}^{3}}{22,4 {dm}^{3}} = 0,03 mol

, Etap 4. Obliczanie liczby moli wydzielonego na katodzie ołowiu

1 mol Pb - 1 mol {Cl}_{2}

y - 0,03 mol {Cl}_{2}

y = \frac{1 mol \cdot 0,03 mol}{1 mol} = 0,03 mol

, Etap 5. Obliczanie masy ołowiu wydzielonej na katodzie

1 mol Pb - 207 g

0,03 mol Pb - z

z = \frac{0,03 mol \cdot 207 g}{1 mol} = 6,21 g

, Odpowiedź Na katodzie wydzieliło się 6,21 g ołowiu.

Etap 1. Zapis równania katodowej reakcji połowicznej tworzenia produktu
$K (-) {Pb}^{2 +} + 2 e^{-} \to Pb$
$A (+) 2 {Cl}^{-} \to {Cl}_{2} + 2 e^{-}$

Etap 2. Wypisanie danych
$M_{Pb}$ = 207 $\frac{g}{mol}$
n = 2
$V_{{Cl}_{2}}$ = 0,672 ${dm}^{3}$
$m_{Pb}$ = ?

Etap 3. Obliczanie liczby moli wydzielonego na anodzie chloru
1 mol ${Cl}_{2}$ – 22,4 ${dm}^{3}$
x moli ${Cl}_{2}$ – 0,672 ${dm}^{3}$
$x = \frac{1 mol \cdot 0, 672 {dm}^{3}}{22, 4 {dm}^{3}} = 0, 03 mol$

Etap 4. Obliczanie liczby moli wydzielonego na katodzie ołowiu
1 mol Pb – 1 mol ${Cl}_{2}$
y mol Pb – 0,03 mol ${Cl}_{2}$
$y = \frac{1 mol \cdot 0, 03 mol}{1 mol} = 0, 03 mol$

Etap 5. Obliczanie masy ołowiu wydzielonej na katodzie
1 mol Pb – 207 g
0,03 mol Pb – m
$m = \frac{0, 03 mol \cdot 207 g}{1 mol} = 6, 21 g$

Odpowiedź
Na katodzie wydzieliło się 6,21 g ołowiu.

Przykład 5

Ile moli chromu i srebra wydzieli się na katodzie, jeżeli przez roztwór zawierający 1 mol $Cr ({NO}_{3})_{3}$ i 1 mol ${AgNO}_{3}$ podczas elektrolizy przepuszczono ładunek 3 F? Pamiętaj, że jednostka F, czyli faradaj, to jednostka ładunku elektrycznego równa ładunkowi jednego mola elektronów.

1 F to 96500 $\frac{C}{mol}$ . Jeżeli przez roztwór przepływa ładunek 1 F to na elektrodzie:

Dla jonów jednododatnich lub jednoujemnych – wydziela się 1 mol tych jonów.
Dla jonów dwudodatnich lub dwuujemnych – wydziela się $\frac{1}{2}$ mola tych jonów.
Dla jonów trójdodatnich lub trójujemnych – wydziela się $\frac{1}{3}$ mola tych jonów.

W roztworze znajdują się jony jednododatnie ${Ag}^{+}$ i trójdodatnie ${Cr}^{3 +}$ . Srebro ma wyższy potencjał standardowy (0,8 eV) niż chrom (-0,9 eV), co oznacza, że srebro wydzieli się na katodzie jako pierwsze. Do wydzielenia na katodzie 1 mola srebra potrzeba ładunku 1 F. Po wydzieleniu się srebra, pozostaje ładunek 2 F (3 F - 1 F).

Do wydzielenia na katodzie 1 mola chromu potrzeba 3 F, a dostępny jest tylko 2 F. Z tego wynika, że chromu wydzieli się 0,67 mola.

1 mol Cr - 3 F

x - 2 F

x = \frac{1 mol \cdot 2 F}{3 F} = 0,67 mol

Odpowiedź: Po przepuszczeniu ładunku 3 F wydzieli się 1 mol srebra i 0,67 mola chromu.

Słownik

elektrolit

substancja jonowa przewodząca prąd elektryczny

elektroliza

proces polegający na przemianach chemicznych przebiegających na elektrodach pod wpływem przepływu prądu elektrycznego przez elektrolit

równoważnik elektrochemiczny

miara liczności materii odpowiadająca ilości substancji uczestniczącej w reakcji elektrochemicznej (redukcji lub utlenienia) wywołanej przepływem ładunku 1 kulomba (C)

Bibliografia

Jones L., Atkins P., Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, Warszawa 2012.

Klimaszewska M., Chemia od A do Z - repetytorium - matura, egzaminy na wyższe uczelnie, Warszawa 1996.

Litwin M., Styska‑Wlazło Sz., Szymońska J., To jest chemia 1. Podręcznik dla liceum ogólnokształcącego i technikum. Zakres rozszerzony, Warszawa 2012.

Wprowadzenie

Film samouczek

Prawa elektrolizy

I prawo elektrolizy

II prawo elektrolizy

Obliczenia na podstawie praw elektrolizy

Słownik

Bibliografia