EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

PLUS 150 150 Elektrolytische Abscheidung von Massen und Volumina 6.7 Das Gesetz von Faraday Michael Faraday (1791 – 1867) beschäftigte sich im letzten Jahrhundert mit Elek- trolyse-Experimenten. Seine Beobachtungen und Schlussfolgerungen waren zu seiner Zeit bahnbrechend. Seine quantitativen Betrachtungen über die Menge der bei der Elektrolyse abgeschiedenen Stoffe werden als Faraday-Gesetze be- zeichnet. Seine Überlegungen sind heute allerdings nur eine Folge der Elektro- nentheorie und lassen sich durch eine einzige Beziehung wiedergeben, dem Faraday-Gesetz. Die verwendeten Größen: n … abgeschiedene Stoffmenge in mol I … Stromstärke in A t … Zeit in s z … Zahl der übertragenen Elektronen F … Faraday Konstante (= Ladung von 1 mol e – ) 96 485 As/mol Das Faraday-Gesetz für abgeschiedene Massen Durch Einsetzen der Beziehung n = m / M ergibt sich das Faraday-Gesetz in fol- gender Form: Beispiele #1 Berechne die Masse an Kupfer, die sich bei der Elektrolyse einer Kupfer(II)- Lösung mit 10 A nach 10 Minuten an der Katode abscheidet. Elektrodenreaktion : Cu 2+ + 2 e – → Cu #2 Nach welcher Zeit hat sich bei der Aluminiumelektrolyse 1 t Aluminium ab- geschieden, wenn mit einer Stromstärke von 140000 A gearbeitet wird? Elektrodenreaktion : Al 3+ + 3 e – → Al Das Faraday-Gesetz für abgeschiedenes Volumen Durch Einsetzen der Beziehung n = V / V M ergibt sich das Faraday-Gesetz in fol- gender Form: Beispiele #3 Berechne das Volumen von Wasserstoff und Sauerstoff, das im hoffmann- schen Apparat gebildet wird! Die Stromstärke beträgt 1 A, die Elektrolysen- dauer 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 – Das Molvolumen bei diesen Bedingungen: Katode: Anode: Nach dem Gesetz von Avogadro ist das Volumen von H 2 doppelt so groß wie das Volumen von O 2 . Abb. 108–2: Säurekonstante einer schwachen Säure Abb. 150–2: Faraday-Gesetz für die technisch- praktische Anwendung n = I • t z • F m = M • I • t z • F m = = 1,98 g 63,55 • 10 • 600 2 • 96485 t = m • z • F M • I = = 7,66 • 10 4 s = 21,27 h 1 • 10 6 • 3 • 96485 27 • 140000 V = V M • I • t z • F V M = n • R * • T p = = 24,78 1 • 0,08314 • 298 1 mol L V = = 3,85 • 10 –2 L = 38,5mL 24,78 • 1 • 300 2 • 96485 V = = 1,93 • 10 –2 L = 19,3mL 24,78 • 1 • 300 4 • 96485 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 – Abb. 150–1: Metallabscheidung 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 • Elektrolyse 100-y % y % Zugeführte Ladung genutzt zur Stoffabscheidung Verluste durch Nebenreaktionen 100-y 100 100 % = Üb Übung 150.1 Berechne folgende Elektrolyseprobleme: a) Berechne die Stromstärke, wenn sich aus einer Silbernitratlösung (AgNO 3 ) nach 15 Minuten 0,872 g Silber abge- schieden haben. b) Aus einer Metallchloridschmelze MeCl 2 werden elektrolytisch in 80 Minuten bei einer Stromstärke von 10 A 6,05g des Metalls abgeschieden. Um welches Metall handelt es sich? Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv