Elektrochemie voor MBO/Elektrolyse

---

---

Elektrolyse

Michael Faraday

De fundamentele ontdekkingen in de elektrochemie dateren uit de eerste helft van de 19e eeuw. In die tijd had Alessandro Volta zijn uitvinding de "Zuil van Volta" ontwikkeld, waarmee veel experimenten met elektriciteit mogelijk werden, waaronder de elektrolyse. Humphry Davy kon met behulp daarvan de reactieve aardalkali- en alkalimetalen uit hun gesmolten zouten vrijmaken. Michael Faraday, een student van Davy, was vervolgens in staat de kwalitatieve resultaten van Davy "als er stroom door een gesmolten zout gaat ontstaat een metaal" te vangen in een wiskundige formule. Helaas voor Faraday, gelukkigf voor ons, is ons begrip over hoe atomen, moleculen en zouten zijn opgebouwd pas ontstaan op basis van het werk van Faraday zelf. Nu kunnen we de wetmatigheden die hij ontdekte makkelijk verklaren. We moeten ons echter wel realiseren dat juist het zien van die wetmatigheden de grote verdienste van Faraday geweest is.

In de volgende alinea's wordt op basis van wat we nu weten over de bouw van atomen en ionen de elektrolysewet van Faraday afgeleid. Als voorbeelden kijken we naar de reacties van zilvernitraat, kopersulfaat en aluminiumchloride. In alle gevallen gaat het steeds over de reactie die aan de negatieve pool optreedt:

${\ce {Ag^{+}\ +\ e^{-}\ ->Ag^{o}v}}$

${\ce {Cu^{2+}\ + \ 2 e^{-}\ -> Cu^{o}v}}$

${\ce {Al^{3+}\ + \ 3e^{-}\ -> Al^{o}v}}$

Faraday

Antiek elektrolyse-apparaat

Tijd

Als er stroom door een oplossing of een gesmolten gaat, betekent dat niet dat er losse elektronen van de ene elektrode naar de andere onderweg zijn. In een metaaldraad is dat mogelijk, in een oplossing of in een gesmolten zout niet. Het betekent is die gevallen dat er ionen onderweg zijn. Bij de elektrode aangekomen nemen ze dan een elektron op, of staan het af. Een van de eerste dingen die duidelijk werden was dat de tijd dat de stroom liep, van invloed was op de hoeveelheid neergeslagen metaal:

$m_{metaal}\ \sim t$

Verg. 1

Tijd

Stroomsterkte

Stroomsterkte is een maat voor de hoeveelheid lading die in één seconde door een draad gaat. Lading en elektronen is niet hetzelfde, maar als er meer lading door een draad gaat gaan er ook meer elektronen doorheen. Meer elektronen betekent dat er meer ionen elektronen kunnen opnemen, dus zal de massa evenredig zijn met de stroomsterkte.

$m_{metaal}\ \sim I$

Verg. 2

Stroomsterkte

Ionlading

Kijkend naar de reactie-vergekijkingen zal het duidelijk zijn dat een zelfde hoeveelheid lading veel meer zilver-ionen zal omzetten in zilver dan koper-ionen in metallisch koper. Er zijn voor koper twee keer zoveel elektronen nodig om het zelfde aantal ionen in metaal om te zetten dan voor zilver. Voor aluminium geldt dat er drie keer zoveel elektronen nodig zijn om het zelfde aantal ionen om te zetten. Dit betekent dat de massa van het gevormde metaal omgekeerd evenredig zal zijn met de lading van het ion, in formulevortm:

$m_{metaal}\ \sim {\frac {1}{n}}$

Verg. 3

ionlading

Atomaire massa

Vanuit de molberekingen weet je dat de massa van een aantal atomen afhankelijk is van de molaire massa. De laatste afhankelijkheid die Faraday gebruikte was de equivalente massa, wat tegenwoordig molaire massa heet:

$m_{metaal}\ \sim M$

Verg. 4

Molaire massa

De vergeklijkingen 1 tot en met 4 kunnen nu gecombineerd worden:

$m_{metaal}\ \sim {\frac {M\times I\times t}{n}}$

Verg. 5

Combinatie

Wet van Faraday voor Elektrolyse

Vergelijking 5 geeft wel aan welke factoren van invloed zijn op de massa van het neergeslagen metaal, maar ermee rekenen kan nog niet: de massa is evenredig met het product van molaire massa, stroomsterkte en tijd gedeeld door de ionlading. Er is nog een constante nodig om er een echte formule van te maken. Deze constante wordt ter ere van Michael Faraday de Faraday-constante genoemd en aangegeven met een hoofdletter "F'. Het is gebruikelijk de constante in dit geval in de noemer van de breuk te noteren. Vergelijking 5 wordt dan:

$m_{metaal}\ ={\frac {M\times I\times t}{n\times F}}$

Verg. 6

In deze vergelijking is

m	:	de massa van het gevormde metaal in gram. (g)
M	:	de molaire massa van het metaal in gram per mol (g/mol)
I	:	de stroomsterkte in Ampère (A = C/s)
t	:	de tijd in seconde (s)
n	:	het aantal elektronen dat nodig is om één ion te neutraliseren (dimensieloos)
F	:	de Faraday-constante in Coulomb/mol (C/mol)

Wet van Faraday

In bovenstaande formule zijn steeds de SI-eenheden gebruikt. Dat dit terecht is, blijkt als je de eenheden in de formule invult (in plaats van getallen):

$g\ ={\frac {({\tfrac {g}{mol}})\times ({\tfrac {C}{s}})\times s}{1\times ({\tfrac {C}{mol}})}}$

Verg. 7

Eenheden

Onder de deelstreep staat een dimensieloze factor en een breuk. Delen door een breuk is vermenigvuldigen met het omgekeerde zodat vergelijking 7 overgaat in:

$g\ =({\frac {g}{mol}})\times ({\frac {C}{s}})\times s\times ({\frac {mol}{C}})$

Verg. 8

Netjes wegdelen van de gelijke factoren aan de rechterkant laat daar alleen de g voor gram staan, wat gelijk is aan de grammen aan de linkerzijde voor de massa.

---

---