Elemente und Moleküle, Schulbuch

79 Faraday-Gesetze Michael Faraday (1791–1867) beschäftigte sich im 19. Jahrhundert mit Elektrolyse- Experimenten. Seine Beobachtungen und Schlussfolgerungen waren zu seiner Zeit bahnbrechend. Seine quantitativen Betrachtungen über die Menge der bei der Elek- trolyse abgeschiedenen Stoffe werden als Faraday-Gesetze bezeichnet. Seine Über- legungen sind heute allerdings nur eine Folge der Elektronentheorie und lassen sich durch eine einzige Beziehung wiedergeben (Faraday-Gesetz). Für die Ableitung des Faraday-Gesetzes in der modernen Fassung betrachten wir die Abscheidung eines Metalls an der Katode. 1. Um ein Mol eines Metalls abzuscheiden, benötigt man je nach Ladung des Kat- ions z Mol Elektronen. Ag + + 1 e – → Ag z = 1 Cu 2+ + 2 e – → Cu z = 2 2. Ein Mol Elektronen besitzen eine Ladung von 96 487 As ( Faraday-Konstante F ). Um ein Mol eines beliebigen Metalles abzuscheiden, benötigt man daher eine Strommenge (= Ladung Q ) von z • F As. Um n Mol Metall abzuscheiden, benötigt man die Strommenge (= Ladung) von n • z • F As. Q = I • t = n • z • F ⇒ 3. Die Masse (gemessen in Gramm) des abgeschiedenen Metalls ist von der Mol- masse und Molanzahl abhängig ( m = M • n ). Durch Substitution von n erhält man das Faraday-Gesetz in folgender Fassung: Das Faraday-Gesetz gilt auch für Anodenreaktionen; hier entspricht z der abgege- benen Elektronenzahl. ZB: 2 H 2 O → O 2 + 4 H + + 4 e – z = 4 Da an der Anode häufig Gase entstehen, kann man das Faraday-Gesetz auch über Gasgesetze formulieren. Das abgeschiedene Volumen (gemessen in Liter) ist vom Molvolumen und von der Molanzahl abhängig ( V = V m • n ). Durch Substitution von n erhält man das Faraday-Gesetz in folgender Fassung: Beispiele: 1. Nach welcher Zeit hat sich bei der Aluminiumelektrolyse 1 t Aluminium abge- schieden, wenn mit einer Stromstärke von 140 000 A gearbeitet wird? Elektrodenreaktion : Al 3+ + 3 e – → Al 2. Berechne das Volumen von Wasserstoff und Sauerstoff, das im Hoffmann´schen Apparat gebildet wird! Die Stromstärke beträgt 1 A, die Elektrolysendauer 5 min, der Luftdruck 1 bar und die Temperatur 25 °C. Katode: 2 H + + 2 e – → H 2 Anode: 2 H 2 O → O 2 + 4 H + + 4 e – 4.3 reDOX-reaKTiOnen Ag + Cu 2+ Al 3+ Ag Cu Al + 1 e – + 2 e – + 3 e – 1 Mol Ag + 1 Mol Cu 2+ 1 Mol Al 3+ 1 Mol Ag 1 Mol Cu 1 Mol Al + 1 Mol e – + 2 Mol e – + 3 Mol e – Elektrolyse 100-y % y % Zugeführte Ladung genutzt zur Stoffabscheidung Verluste durch Nebenreaktionen η 100-y 100 = 100 % n = I • t z • F m = M • I • t z • F V = V m • I • t z • F t = m • z • F M • I = 10 6 • 3 • 96 487 27 • 140 000 = 76 576,98 s = 21,27 h . V m = V° m • p° • T T° • p = 22,7 • 1 • 298 273 • 1 = 24,77 Liter V (H 2 ) = V m • I • t z • F = 24,77 • 1 • 300 2 • 96 487 = 0,038 Liter = 2 • V (O 2 ) Abb. 79.1: Metallabscheidung I Abb. 79.2: Metallabscheidung II Abb. 79.3: Faraday-Gesetz für die technisch-prak- tische Anwendung Da ein Teil des eingesetzten Stromes bei der praktischenAnwendungdurchNebenreaktionen verloren geht, wird obiger Ausdruck im Faraday-Gesetz noch mit dem Faktor η – der Stromausbeute – multipliziert. m = M • I • t z • F • η Themenbereiche und Selbsttest zu Kapitel 4 siehe Seite 267 kk Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv