„Elektrolízis” változatai közötti eltérés

Laptörténet interaktív böngészése

[ellenőrzött változat]

← Régebbi szerkesztés Újabb szerkesztés →

Tartalom törölve Tartalom hozzáadva

VizuálisWikiszöveges

Sorban

A lap 2020. október 2., 02:03-kori változata

Az elektrolízis az elektromos áram hatására végbemenő elektrokémiai folyamat.

Az egyenáram hatására redoxireakciók mennek végbe, tehát elektromos energia alakul át kémiai energiává.

Az elektrolízis során végbemenő reakciók energiaigényes folyamatok, melyek önként nem mennek végbe.

Az elektrolizáló cella

Az elektrolizáló cella egy elektrolit oldatból vagy olvadékból, és két elektródból (anód és katód) áll, melyekre a megfelelő galvánelem elektromotoros erejénél nagyobb feszültségű egyenáramot kapcsolnak.

Ha az elektrolitoldatba vagy olvadékba két elektródot helyezünk, majd egyenáramot kötünk rá, az ionok az elektromos erőtér hatására az elektródok felé áramlanak:

- a pozitív ionok vagy kationok az elektronfelesleggel rendelkező, negatív töltésű katód felé vándorolnak, és ott redukálódnak (egy vagy több elektront vesznek fel).

- a negatív ionok vagy anionok az elektronhiánnyal rendelkező, pozitív töltésű anód felé vándorolnak, és ott oxidálódnak (egy vagy több elektront adnak le).

A fémionok például fématomok formájában leválnak a katódon, a többi ionfajta másodlagos kémiai reakcióba léphet az elektrolit vagy az elektród anyagával.

Ha szabad atomok keletkeznek (H, Cl stb.) azok vagy molekulákká egyesülnek, vagy reakcióba lépnek az elektródtérben levő anyagfajtákkal.

A fémek és a hidrogén mindig a katódon, az oxigén vagy a savmaradék az anódon válik ki.

Például HCl oldatban, grafitelektródok segítségével végbemenő elektrolízis során a következő folyamatok játszódnak le:

- a katódon: K(-): 2 H⁺ + 2e⁻ → H₂ (redukció)

- az anódon: A(+): 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ (oxidáció)

A víz elektrolízise során a katódon mindig hidrogén, az anódon pedig oxigén keletkezik, 2:1 arányban.

Törvényei

Az elektrolízissel Faraday kísérletezett. Az egyik kísérletében sorba kötött három elektrolitot, mindegyik különböző koncentrációjú és hőmérsékletű volt. A kísérlet végén azt figyelte meg, hogy az elektródokon lerakódott anyagmennyiség mindegyiknél ugyanannyi volt. Ebből azt a következtetést vonta le, hogy az elektrolízis sebessége nem függ az elektrolit koncentrációjától vagy hőmérsékletétől. Ez az elektrolízis első törvénye. Egy másik kísérletében azt vizsgálta, mi történik akkor, ha különböző áramerősségekre, s mindig t ideig végzi az elektrolízist. Empirikus vizsgálataiból arra következtetett, hogy a lerakódott anyagmennyiség, m ~ I vel. Utána állandó áramerősségen, különböző ideig végezte a kísérleteket, és arra következtetett, hogy m ~ t. Matematikailag úgy foglalható össze ez a két következtetés, ha azt írjuk, hogy m = K I t, ahol K az anyagra jellemző elektrokémiai egyenérték. Faraday törvényével is lehet számolni: $n={\frac {It}{zF}}$ ahol n a mólok száma, I az áramerősség, z az ion töltése, F pedig a Faraday-állandó.

Lásd még

Galvanizálás

További információk

A Wikimédia Commons tartalmaz Elektrolízis témájú médiaállományokat.

Ez a kémiai tárgyú lap egyelőre csonk (erősen hiányos). Segíts te is, hogy igazi szócikk lehessen belőle!

Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap

@@ 1. sor: / 1. sor: @@
-Az '''elektrolízis''' az [[elektromos áram]] hatására  végbemenő [[elektrokémia]]i folyamat.
+Az '''elektrolízis''' az [[elektromos áram]] hatására végbemenő [[elektrokémia]]i folyamat.
-Az [[egyenáram]] hatására [[oxidáció|redoxi reakciók]] mennek végbe, tehát ''[[elektromos energia]]'' alakul át ''[[kémiai energia|kémiai energiává]]''.
+Az [[egyenáram]] hatására [[redoxireakció]]<nowiki/>k mennek végbe, tehát [[elektromos energia]] alakul át [[kémiai energia|kémiai energiává]].
-Az elektrolízis során végbemenő reakciók  energiaigényes folyamatok, melyek önként nem mennek végbe.
+Az elektrolízis során végbemenő reakciók energiaigényes folyamatok, melyek önként nem mennek végbe.
 == Az elektrolizáló cella ==
+Az ''elektrolizáló cella'' egy [[elektrolit]] oldatból vagy olvadékból, és két elektródból (anód és katód) áll, melyekre a megfelelő [[galvánelem]] [[elektromotoros erő|elektromotoros erejénél]] nagyobb [[Elektromos feszültség|feszültségű]] [[egyenáram]]ot kapcsolnak.
+Ha az elektrolitoldatba vagy olvadékba két [[elektród]]ot helyezünk, majd egyenáramot kötünk rá, az [[ion]]ok az [[Elektromos mező|elektromos erőtér]] hatására az elektródok felé áramlanak:
-Az ''elektrolizáló cella'' egy [[elektrolit]] oldatból vagy olvadékból és két elektródból (anód és katód) áll, melyekre a megfelelő [[galvánelem]] [[elektromotoros erő|elektromotoros erejénél]] nagyobb [[Elektromos feszültség|feszültségű]] [[egyenáram]]ot kapcsolnak.
-Ha az elektrolit oldatba vagy olvadékba két [[elektród]]ot helyezünk, majd egyenáramot kötünk rá, az [[ion]]ok az elektromos erőtér hatására az elektródok felé áramlanak:
 :- a pozitív [[ion]]ok vagy ''kationok'' az elektronfelesleggel rendelkező, negatív töltésű [[katód]] felé vándorolnak, és ott ''redukálódnak'' (egy vagy több elektront vesznek fel).
 :- a negatív ionok vagy ''anionok'' az elektronhiánnyal rendelkező, pozitív töltésű [[anód]] felé vándorolnak, és ott ''oxidálódnak'' (egy vagy több elektront adnak le).
@@ 17. sor: / 16. sor: @@
 :A fémek és a [[hidrogén]] mindig a katódon, az [[oxigén]] vagy a savmaradék az anódon válik ki.
-Például HCl oldatban, grafit  elektródok segítségével, végbemenő elektrolízis során a következő folyamatok játszódnak le:
+Például HCl oldatban, grafitelektródok segítségével végbemenő elektrolízis során a következő folyamatok játszódnak le:
 :- a katódon:  K(-):  2 H<sup>+</sup> + 2e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub> (redukció)
 :- az anódon:  A(+):  2 Cl<sup>−</sup> → Cl<sub>2</sub> + 2e<sup>−</sup> (oxidáció)
@@ 24. sor: / 23. sor: @@
 == Törvényei ==
-Az elektrolízissel [[Michael Faraday|Faraday]] kísérletezett. Az egyik kísérletében sorba kötött három elektrolitet, mindegyik különböző koncentrációjú, s hőmérsékletű volt. A kísérlet végén azt figyelte meg, hogy az elektródokon lerakódott anyagmennyiség mindegyiknél ugyanannyi volt. Ebből azt a következtetést vonta le, hogy az '''elektrolízis sebessége nem függ az elektrolit koncentrációjától vagy hőmérsékletétől'''. Ez az elektrolízis első törvénye. Egy másik kísérletében azt vizsgálta, mi történik akkor, ha különböző áramerősségekre, s mindig t ideig végzi az elektrolízist. Empirikus vizsgálataiból arra következtetett, hogy a lerakódott anyagmennyiség, m ~ I vel. Utána állandó áramerősségen, s különböző ideig végezte a kísérleteket, s arra következtetett, hogy m ~ t. Matematikailag úgy foglalhatjuk össze ezt a két következtetést, ha azt írjuk, hogy m = K I t, ahol K az anyagra jellemző elektrokémiai egyenérték. Faraday törvényével is lehet számolni: <math>n = \frac{It}{zF}</math> ahol n a mólok száma, I az áramerősség, z az ion töltése, F pedig a [[Faraday-állandó]].
+Az elektrolízissel [[Michael Faraday|Faraday]] kísérletezett. Az egyik kísérletében sorba kötött három elektrolitot, mindegyik különböző koncentrációjú és hőmérsékletű volt. A kísérlet végén azt figyelte meg, hogy az elektródokon lerakódott anyagmennyiség mindegyiknél ugyanannyi volt. Ebből azt a következtetést vonta le, hogy az elektrolízis sebessége nem függ az elektrolit koncentrációjától vagy hőmérsékletétől. Ez az elektrolízis első törvénye. Egy másik kísérletében azt vizsgálta, mi történik akkor, ha különböző áramerősségekre, s mindig t ideig végzi az elektrolízist. Empirikus vizsgálataiból arra következtetett, hogy a lerakódott anyagmennyiség, m ~ I vel. Utána állandó áramerősségen, különböző ideig végezte a kísérleteket, és arra következtetett, hogy m ~ t. Matematikailag úgy foglalható össze ez a két következtetés, ha azt írjuk, hogy m = K I t, ahol K az anyagra jellemző elektrokémiai egyenérték. Faraday törvényével is lehet számolni: <math>n = \frac{It}{zF}</math> ahol n a mólok száma, I az áramerősség, z az ion töltése, F pedig a [[Faraday-állandó]].
 == Lásd még ==
-* [[Elektrokémia]]
 * [[Galvanizálás]]
@@ 41. sor: / 39. sor: @@
 {{csonk-dátum|csonk-kém|2007 februárjából}}
 {{Nemzetközi katalógusok}}
+{{portál|kémia}}
 [[Kategória:Elektrokémia]]