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[notes.git] / chem / electrochemistry.md
index e439add9587c3d23697fcda047b94e9a57229244..7996a2413f22f323a1230efcc614987089246082 100644 (file)
@@ -56,6 +56,8 @@ Usually one member of pair is used as electrode (except for *inert electrodes*,
 
 ## Electrochemical/galvanic cells
 
+Spontaneous reaction
+
 1. Find two half reactions involved (between electrode and solution)
 2. Higher equation will proceed left to right
 3. Lower equation will proceed right to left
@@ -80,3 +82,41 @@ Used for vehicles/long-lasting applications. ce{H2} may be replenished.
 - **Alkaline fuel cell** - ce{KOH(aq)} electrolyte, ce{H2(g)} from tank, ce{O2(g)} from atmosphere, water out of hydrogen side
 - **Acid fuel cell** - ce{H3PO4} electrolyte, water out of oxygen side
 
+## Electrolysis reactions
+
+- Occurs when electricity passes through ionic compound or electrolyte solution
+- Opposite of reactions in electrochemical (galvanic) cells
+- Non-spontaneous
+- Electrical energy $\rightarrow$ chemical energy
+- Anode +ve; cathode -ve
+- Cathode & anode swap relative to galvanic cell
+- Molten e.g. ce{Na+(l)} vs electrolyte e.g. ce{Na+(aq)}
+- Molten - use echem series to determine probability of electrolyssis of solution or water
+- Min voltage = e_oxidising - e_reducing
+
+### Factors affecting electrolysis
+
+- concentration of electrolyte
+- - e- values must be "close" for electrolysis rxn to prevail over \ce{H2O}
+- nature of electrodes
+
+### Electroplating
+
+- For each ion going into plated object, an ion is replaced from the anode (+ve)
+- Electrolyte balances charges
+
+### Coulomb's law
+
+$$Q=It$$
+
+### Faraday's first law
+
+$$m \propto Q$$
+
+i.e. mass produced at cathode is proportional to charge supplied
+
+*Faraday* - charge on 1 mol of electrons = 96500 C.
+
+### Faraday's second law
+
+> To produce one mole of substance by electrolysis, a whole number of mole of electrons is needed