Erimiş AlCl3 tuzunun elektrolizinde 9,0 gram Al metali elde etmek için kaç Faraday elektrik yükü geçirilmelidir? (Al = 27 g/mol)
A) 0,33Sevgili öğrenciler, bu soruda erimiş $AlCl_3$ tuzunun elektroliziyle belirli miktarda alüminyum metali elde etmek için ne kadar elektrik yükü (Faraday cinsinden) gerektiğini bulacağız. Adım adım ilerleyelim:
Erimiş $AlCl_3$ elektroliz edildiğinde, alüminyum iyonları ($Al^{3+}$) katotta elektron alarak metalik alüminyuma ($Al$) dönüşür. Bu indirgenme tepkimesi şu şekildedir:
$$Al^{3+}(l) + 3e^- \rightarrow Al(s)$$
Bu tepkime bize 1 mol $Al$ metali elde etmek için 3 mol elektrona ihtiyaç duyulduğunu gösterir.
Soruda 9,0 gram $Al$ metali elde etmek istediğimiz belirtilmiş ve $Al$'nin molar kütlesi 27 g/mol olarak verilmiştir. Mol sayısını şu formülle bulabiliriz:
$$\text{Mol sayısı} = \frac{\text{Kütle}}{\text{Molar Kütle}}$$
$$\text{Al mol sayısı} = \frac{9,0 \text{ g}}{27 \text{ g/mol}} = 0,333... \text{ mol}$$
Yani yaklaşık olarak $ rac{1}{3}$ mol $Al$ metali elde etmek istiyoruz.
Adım 1'deki yarı tepkimeye göre, 1 mol $Al$ elde etmek için 3 mol elektrona ihtiyaç vardır. Biz 0,333 mol $Al$ elde etmek istediğimize göre, gerekli elektron mol sayısı:
$$\text{Gerekli elektron mol sayısı} = 0,333 \text{ mol Al} \times \frac{3 \text{ mol } e^-}{1 \text{ mol Al}} = 1 \text{ mol } e^-$$
Yani 1 mol elektrona ihtiyacımız var.
Faraday sabiti, 1 mol elektronun taşıdığı elektrik yükünü ifade eder. Tanım gereği:
$$1 \text{ mol } e^- = 1 \text{ Faraday (F)}$$
Bu durumda, 1 mol elektrona ihtiyacımız olduğuna göre, geçirilmesi gereken elektrik yükü 1 Faraday'dır.
Bu adımları takip ettiğimizde, 9,0 gram $Al$ metali elde etmek için 1 Faraday elektrik yükü geçirilmesi gerektiğini buluruz.
Cevap B seçeneğidir.
