Prawa Faradaya

Prawa Faradaya , nazwane na cześć ich odkrywcy Michaela Faradaya , opisują związek między ładunkiem elektrycznym a metabolizmem w reakcjach elektrochemicznych, np. B. w elektrolizie . Są to zatem podstawowe prawa elektrochemii i elektrolizy. Tradycyjnie prawa te nazywane są prawami elektrolizy Faradaya, ale mają również zastosowanie do metabolizmu w ogniwach galwanicznych , tj. H. Baterie , akumulatory i ogniwa paliwowe , ważne. Odrębne od tego jest prawo indukcji Faradaya, które odnosi się do indukcji elektromagnetycznej ; zobacz uwagę ujednoznaczniającą na początku artykułu.

Podstawowe pojęcia elektrolizy

Elektroliza , metoda elektrochemii , pozostawiono w wieku 19, po raz pierwszy, niektóre nowo odkryte metale reprezentować w postaci elementarnej. Prąd elektryczny jest przepuszczany przez stopu wykonane związków tych metali. Faraday nazwał tę metodę elektrolizą (z greckiego wyrażenia „wyzwolić za pomocą elektryczności”).

Faraday zwany ciecz lub roztwór, który miał przewodność elektryczna jest elektrolitem . Nazwał metalowe pręty zanurzone w płynnych lub roztworowych elektrodach (od greckiego słowa oznaczającego „ulicę elektryczności”). Nazwał elektrodę, do której płynie prąd zewnętrzny, anodą (ἄνοδος „ascent”). W związku z tym nazwał elektrodę, z której wypływa prąd, katodą (κάϑοδος „ścieżka w dół”).

Faraday porównał przepływ prądu elektrycznego do wody płynącej z góry (w przypadku prądu elektrycznego z anody) w dół (do katody). Poszedł za przykładem Franklina , który zdefiniował przepływ prądu od dodatniego do ujemnego. Taki jest też kierunek transportu ładunków naładowanych dodatnio; definicja obecnego kierunku nic nie mówi o znaku ładunku na nośnikach ładunku. W elektrolitach występują dodatnie i ujemne nośniki ładunku zwane jonami , podczas gdy w przewodnikach metalicznych nośnikami ładunku są ujemnie naładowane elektrony . Jony naładowane dodatnio nazywane są kationami, a jony naładowane ujemnie . Nazwa pochodzi od nazwy elektrody z przeciwnym znakiem, na którym osadzają się te jony.

Prawa Faradaya

Michael Faraday na obrazie olejnym powstałym około 1841/42 roku

W 1834 roku Faraday opublikował podstawowe prawa elektrolizy, obecnie znane jako prawa Faradaya :

1. Prawo Faradaya

Ilość substancji osadza się na elektrodzie podczas elektrolizy jest proporcjonalne do ładunku elektrycznego , który jest przesyłany przez elektrolit. (n ~ Q)

2. Prawo Faradaya

Masa pierwiastka osadzonego przez pewną ilość ładunku jest proporcjonalna do masy atomowej osadzonego pierwiastka i odwrotnie proporcjonalna do jego wartościowości (czyli liczby atomów jednowartościowych, które mogą łączyć się z tym pierwiastkiem).

Dzisiejsze sformułowanie

Aby osadzić elektrolitycznie jeden mol jednowartościowego jonu, wymagana _jest ilość ładunku lub ładunku Q ₁ :

${\ Displaystyle {\ Frac {Q_ {1}} {\ tekst {1 mol}}} = e \ cdot N _ {\ mathrm {A}} = F}$

Tutaj, e jest ładunek elementarny i N jest stałą Avogadro , która mówi ile istnieją cząstki w mol. F to stała Faradaya 96485 C / mol i jest równa ładunkowi wymaganemu do osadzenia jednego mola jednowartościowej substancji. Jest również równa ilości ładunku jednego mola elektronów, który jest wymagany lub uwolniony do osadzenia.

Aby osadzić elektrolitycznie dowolną ilość substancji jonu walencyjnego Z, potrzebuje ładunku:

${\ Displaystyle Q = n \ cdot z \ cdot F}$

z numerem ładowania dla jonów zastosowanego w ilości substancji n i stałej Faradaya F .

Ze względu na definicję masy molowej M za masę m substancji można zapisać :

${\ Displaystyle m = M \ cdot n}$

z masą m substancji, masą molową M i ilością substancji n substancji. Jeśli drugie równanie zostanie teraz zamienione na n i wstawione do równania na masę m , to wygląda to następująco:

${\ displaystyle m = {M \ cdot Q \ ponad z \ cdot F}}$

Tutaj masa m jest masą substancji osadzonej w wyniku elektrolizy.

To równanie podsumowuje dwa prawa Faradaya w w związku. Dlatego takie równania można również nazwać terminem pojedynczym „prawo Faradaya” .

Jeśli jeden Definiuje elektrochemiczny równoważne Ä _e

${\ displaystyle {\ ddot {A}} _ {e} = {\ frac {M} {z \ cdot F}}}$

więc otrzymujemy równanie

${\ displaystyle m = {\ ddot {A}} _ {e} Q}$.

To równanie wynika z pierwszego prawa Faradaya, ale wyraża proporcjonalność ładunku do masy substancji.

Przekształcając powyższe równanie, uzyskuje się ładunek Q , który jest niezbędny do osadzenia określonej masy m substancji przez elektrolizę:

${\ displaystyle Q = {m \ cdot z \ cdot F \ ponad M}}$

Przy stałym prądzie I ładunek Q jest proporcjonalny do czasu elektrolizy t :

${\ displaystyle Q = ja \ cdot t}$

Jeśli wstawimy to do równania na masę m substancji osadzonej elektrolitycznie, to wynika z tego:

${\ Displaystyle m = {M \ cdot ja \ razy t \ ponad z \ razy F}}$

Równanie to określa, jak duża jest osadzona masa m substancji jako funkcja (stałej) siły prądu i czasu elektrolizy. Gdzie M i F są stałymi. Przekształcając to równanie, otrzymujemy czas elektrolizy t :

${\ displaystyle t = {m \ cdot z \ cdot F \ ponad M \ cdot I}}$

Równanie to określa, jak długo musi trwać elektroliza, aby elektrolitycznie osadzić pewną masę osadzonej substancji przy danej stałej sile prądu.

Aplikacje

Prawa Faradaya służą jako wsparcie dla teorii atomowej , tj. Jako silna wskazówka, że ​​istnieją atomy i jony: Jak wiadomo z eksperymentu Millikana , ładunek elektryczny jest kwantowany, tj. Oznacza to, że istnieje najmniejszy ładunek elektryczny, ładunek elementarny. Ponieważ zgodnie z prawami Faradaya ilość substancji jest proporcjonalna do ładunku, natychmiast wynika z tego, że substancje są przekształcane w najmniejszych porcjach podczas elektrolizy, a dokładnie w atomach lub jonach, które niosą ładunek odpowiadający ładunkowi elementarnemu lub wielokrotność tego.

Innymi historycznie ważnymi zastosowaniami są określanie względnych mas molowych M i liczb ładunków z . W tym celu zastosowano np. Dwa ogniwa elektrolityczne połączone szeregowo, przy czym w jednej z nich dwie srebrne elektrody zanurzone były w roztworze soli srebra. Ponieważ ogniwa są połączone szeregowo, ten sam ładunek przepływa przez oba ogniwa, a jeśli jeden mol srebra zostanie przekształcony w jedno, 1 mol / z zostanie przekształcony w drugim .

Prawa Faradaya znajdują również zastosowanie w galwanotechnice , gdzie są m.in. B. pozwalają na oszacowanie grubości warstwy d przy znanej geometrycznej powierzchni A przedmiotu obrabianego . Zgodnie z definicją gęstości ( ) mamy ${\ displaystyle \ varrho}$

${\ Displaystyle \ varrho = {m \ ponad V} = {m \ ponad d \ cdot A}}$.

Więc masz

${\ Displaystyle d = {M \ cdot Q \ ponad z \ cdot A \ cdot \ varrho \ cdot F} = {M \ cdot I \ cdot t \ ponad z \ cdot A \ cdot \ varrho \ cdot F}.}$

Historyczny

W 1833 roku Michael Faraday doniósł, że ilość przekształconej substancji nie jest proporcjonalna do aktualnej mocy, ale do ładunku („Kiedy ma miejsce rozkład elektrochemiczny, istnieją powody, by sądzić, że ilość rozłożonej materii nie jest proporcjonalna do intensywność, ale do ilości przepuszczanej energii elektrycznej ”). W swojej pracy podsumowującej z 1834 r. Wyjaśnił prawa. Chociaż niektórzy naukowcy wkrótce rozpoznali znaczenie i poprawność praw Faradaya, zostały one w dużej mierze zlekceważone między 1834 a 1880 rokiem, zwłaszcza że uznany chemik Jöns Jakob Berzelius uważał, że się mylili, ponieważ nie rozróżnił prawidłowo natężenia i ładunku.

Prawa Faradaya mogły zostać odkryte niezależnie przez Carlo Matteucciego . Sam Matteucci napisał w 1839 r., Że odkrył go na własną rękę. Jednak ponieważ jego praca została opublikowana w październiku 1834 lub 1835 roku, więc nie można wykluczyć, że znał wcześniej opublikowane wyniki Faradaya, Faraday jest uważany za odkrywcę, więc prawa noszą tylko jego imię.

Od 1881 roku prawa Faradaya były szeroko stosowane w nauce i technologii, w szczególności elektroliza była również wykorzystywana do określania ładunków i prądów w obwodach prądu stałego. Urządzenia używane do tego celu w XIX wieku nazywane były woltametrami , później kulometrami. Od 1938 r. Do analizy ilościowej stosowano pomiar ładunku, metoda nazywana kulometrią .

Indywidualne dowody

1. ^ ^{A b c} Michael Faraday: Experimental Research in Electricity. Siódma seria . W: Philosophical Transactions of the Royal Society of London . taśma 124 , styczeń 1834, s. 77-122 , doi : 10.1098 / rstl.1834.0008 . 
2. ↑ Frederick C. Strong: Prawa Faradaya w jednym równaniu . W: Journal of Chemical Education . taśma 38 , nie. 2 , 1961, s. 98 , doi : 10.1021 / ed038p98 . 
3. ^ William B. Jensen: Prawa Faradaya czy prawo Faradaya? W: Journal of Chemical Education . taśma 89 , nie. 9 , maj 2012, s. 1208-1209 , doi : 10.1021 / ed101193q . 
4. ↑ Michael Faraday: Eksperymentalne badania w elektryczności. Trzecia seria . W: Philosophical Transactions of the Royal Society of London . taśma 123 , styczeń 1833, §7 Identyfikacja energii elektrycznej pochodzącej z różnych źródeł. II Zwykła energia elektryczna. 329., s. 23-54 , doi : 10.1098 / rstl.1833.0006 . 
5. ↑ ^{a b c d} Rosemary Gene Ehl, Aaron J. Ihde: Faraday's Electrochemical Laws and the Determination of Equivalent Weights . W: Journal of Chemical Education . taśma 31 , nie. 5 , maj 1954, s. 226–232 , doi : 10.1021 / ed031p226 . 
6. ^ Charles Matteucci: Sur la Force eléctro-chimique de la pile . W: Annales de chimie et de physique . taśma 58 , 1835, s. 75–88 (właściciel oryginału: Bayerische Staatsbibliothek).