Az elektrolízist általában az elektrokémiában vizsgálják, mint olyan rendszert, amely egy kádat vagy elektrolit cellát (tartályt) tartalmaz folyékony anyaggal vagy oldatban, amelyben két elektróda van (a katód vagy negatív pólus és az anód vagy pólus) pozitív). Az ilyen elektródák egy generátorhoz (cellához vagy elemhez) vannak csatlakoztatva, amely bekapcsolt állapotban áramot vezet a elektródát a folyadékon keresztül egy másikba, oxidációs-redukciós reakciókat okozva, amelyek az elektromos energiát energiává alakítják kémia.
Ha azonban az elektrolízist az iparban alkalmazzák, a gyakorlatban ez nem csak két elektródával ellátott elektrokémiai kád; hanem sokkal több, egymás után összekapcsolt hatalmas tartály, amint az a nyitóképen látható. Ezenkívül csak egy elég kapacitású generátort használnak ezeknek a tartályoknak a kiszolgálására, mert ha minden tankhoz generátort használnának, a gazdasági veszteség megvalósíthatatlanná tenné a termelést ipari.
A szövegben Az elektrolízis mennyiségi szempontjai
kimutatták, hogy az elektromos töltési képlet segítségével (Q = i. t) és a Faraday-állandó (96500 C) viszonya az anyagok moláris tömegével és a félreakciókkal kiegyensúlyozott katódos és anódos, meg lehet határozni a kádban feldolgozott vagy előállított anyag tömegét elektrolitikus.Ez történhet soros elektrolízis esetén is. Két tényezőt kell azonban figyelembe venni:
1. Mivel a generátor egy az összes elektrolitikus cellához, az idő (t) és az elektromos áram intenzitása (i) minden cellában azonos lesz. Ebből kifolyólag, az elektromos töltés (Q) is minden cellának azonos lesz;
2. Az egyes sejtekben kapott vagy transzformált tömeg eltérő lesz, mivel mindegyikben található anyagok különböznek egymástól. Ennek oka, hogy például a Zn ion2+ kétszer annyi elektronra van szükség, mint az Ag ionra1+. Ezeket a tömegeket három szabály alapján vagy közvetlenül az alábbi képlet segítségével lehet kiszámítani:
m = __M. Q__
q. 96500
Mire:
M = az egyes anyagok moláris tömege;
Q = a rendszer elektromos töltése;
q = ion töltések, pl. ha az ionok Ag-k1+, q értéke 1 lesz.
Lásd egy példát az ilyen típusú számítás végrehajtására:
Példa: Három elektrolitkád van sorba kötve, mindegyik AgNO-t tartalmaz3, CuSO4 és ZnCℓ2. Tudva, hogy az első kádban 108 g fémes ezüst került lerakásra, arra lehet következtetni, hogy a következőket is lerakták:
a) 31,75 g fémréz.
b) 65,4 g fémes cink.
c) 63,5 g fémréz.
d) 108 g fémréz.
e) 108 g fémcink.
(Atomtömegek: Ag = 108; Cu = 63,5; Zn = 65,4).
Felbontás:
Az első elektrolitikus cellában található tömegből felfedezhetjük a rendszer elektromos töltését, amely minden cellának azonos:
Ag+ + 1e-→ Ag
↓ ↓
1 mol 1 mol
1mol. 96500 C 108 g (moláris tömeg)
Q 108 g (kapott tömeg)
Q = 96500C
Ezzel az értékkel a kezében felfedezhetjük más fémek tömegét. Ez megtehető a három szabály vagy a korábban megadott képlet segítségével:
- Három szabály szerint:
2. elektrolitikus tál: 3. elektrolitikus tál:
Szamár2+ + 2e-→ Cu Zn+2 + 2e-→ Zn
↓ ↓ ↓ ↓
2 mol 1 mol 2 mol 1 mol
2. 96500 C 63,5 g 2. 96500 ° C 65,4 g
96500 cmSzamár 96500 cmZn
mSzamár = 31,75 gmZn = 32,7 g
- A képlet szerint: m = __M. Q__
q. 96500
2. elektrolitikus tál: 3. elektrolitikus tál:
mSzamár = (63,5). (96500) mZn = (32,7). (96500)
2. 96500 1. 96500
mSzamár = 31,75 gmZn = 32,7 g
Ezért a helyes alternatíva az „a” betű.
Írta: Jennifer Fogaça
Kémia szakon végzett
Forrás: Brazil iskola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-serie.htm