„Elektrolízis” változatai közötti eltérés

Laptörténet interaktív böngészése

[ellenőrzött változat]

[nem ellenőrzött változat]

← Régebbi szerkesztés Újabb szerkesztés →

Tartalom törölve Tartalom hozzáadva

VizuálisWikiszöveges

Sorban

A lap 2021. március 1., 20:30-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 kapcsoln

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

@@ 6. sor: / 6. sor: @@
 == 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.
+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 kapcsoln
+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]].
-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:
-:- 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).
-: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<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)
-A víz elektrolízise során a katódon mindig hidrogén, az anódon pedig oxigén keletkezik, 2:1 arányban.
-== Törvényei ==
-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 ==