Notation mathématique de la loi unifiée de Faraday pour l'électrolyse. Les lois de Faraday en chimie et physique - une brève explication en mots simples

Lois de l'électrolyse (lois de Faraday)

Parce que le passage courant électriqueà travers les systèmes électrochimiques est associée à des transformations chimiques, il doit y avoir une certaine relation entre la quantité d'électricité circulant et la quantité de substances ayant réagi. Il a été découvert par Faraday et s'est exprimé dans les premières lois quantitatives de l'électrochimie, plus tard appelées lois de Faraday.

Première loi de Faraday . Les quantités de substances converties lors de l'électrolyse sont proportionnelles à la quantité d'électricité qui a traversé l'électrolyte :

rém = k e q = k et il ,

rém est la quantité de substance ayant réagi ; k e - un certain coefficient de proportionnalité ; q est la quantité d'électricité égale au produit de l'intensité du courant I et du temps t. Si q = It = 1, alorsrém = k euh, c'est-à-dire le coefficient k e est la quantité de substance qui a réagi à la suite du flux d'une quantité unitaire d'électricité. Coefficient k euhappelé équivalent électrochimique .

Deuxième loi de Faraday reflète la relation qui existe entre la quantité de la substance qui a réagi et sa nature : avec une quantité constante d'électricité massique passée diverses substances, subissant une transformation au niveau des électrodes (isolement de la solution, changement de valence), proportionnelle aux équivalents chimiques de ces substances:

rém je/UNE je= constante .

Il est possible de combiner les deux lois de Faraday sous la forme d'une loi générale: pour excrétion ou transformation avec le courant 1 g-eq toute substance (1/zmole d'une substance) a toujours besoin de la même quantité d'électricité, appelée Numéro de Faraday (ou Faraday ):

rém = ça=Ce .

Valeur mesurée avec précision du nombre de Faraday

F = 96484,52 ± 0,038 C/g-éq.

Telle est la charge portée par un gramme équivalent d'ions de toute nature. En multipliant ce nombre parz (le nombre de charges élémentaires de l'ion), on obtient la quantité d'électricité que transporte 1 g-ion . En divisant le nombre de Faraday par le nombre d'Avogadro, on obtient la charge d'un ion univalent, égale à la charge de l'électron :

e = 96484,52 / (6,022035 × 10 23) = 1,6021913 × 10–19 s.

Les lois découvertes par Faraday en 1833 sont strictement observées pour les conducteurs de seconde espèce. Les écarts observés par rapport aux lois de Faraday sont apparents. Ils sont souvent associés à la présence de réactions électrochimiques parallèles non comptabilisées. Déviations de la loi de Faraday installations industrielles liés à une fuite de courant, une perte de substance lors de la pulvérisation de la solution, etc. Dans les milieux techniques, le rapport de la quantité de produit obtenu par électrolyse à la quantité calculée sur la base de la loi de Faraday est inférieur à l'unité et s'appelle sortie courant :

B T = = .

Avec attention mesures de laboratoire pour des réactions électrochimiques non ambiguës efficacité du courant égal à un(dans les limites de l'erreur expérimentale). La loi de Faraday est strictement observée, c'est donc la base de la méthode la plus précise de mesure de la quantité d'électricité qui a traversé le circuit, par la quantité de substance libérée au niveau de l'électrode. Pour ces mesures, utilisez coulomètres . Les systèmes électrochimiques sont utilisés comme coulomètres, dans lesquels il n'y a pas de réactions électrochimiques parallèles et chimiques secondaires. Selon les méthodes de détermination de la quantité de substances formées les coulomètres sont divisés en électrogravimétrique, gaz et titrage. Des exemples de coulomètres électrogravimétriques sont les coulomètres en argent et en cuivre. L'action du coulomètre d'argent de Richardson, qui est un électrolyseur

(–) AGï AgNO3× aqï AG (+) ,

repose sur la pesée de la masse d'argent déposée sur la cathode lors de l'électrolyse. En passant 96500 C (1 faraday) d'électricité, 1 g-eq d'argent (107 g) sera libéré à la cathode. Au passagen F d'électricité, une masse déterminée expérimentalement est libérée à la cathode (rém pour). Le nombre de faradays d'électricité passés est déterminé à partir du rapport

n = rém /107 .

Le principe de fonctionnement d'un coulomètre en cuivre est similaire.

Dans les coulomètres à gaz, les produits de l'électrolyse sont des gaz et les quantités de substances libérées sur les électrodes sont déterminées en mesurant leurs volumes. Un exemple de dispositif de ce type est un coulomètre à gaz basé sur la réaction d'électrolyse de l'eau. Lors de l'électrolyse, de l'hydrogène est libéré à la cathode :

2H 2 O+2 e- \u003d 2OH - + H 2,

et de l'oxygène à l'anode :

H 2 O \u003d 2H + +½ O 2 +2 e – Vest le volume total de gaz libéré, m3.

Dans les coulomètres de titrage, la quantité d'une substance formée lors de l'électrolyse est déterminée par titrimétrie. Ce type de coulomètre comprend le coulomètre de titrage Kistyakovsky, qui est un système électrochimique

(–) Ptï KNO3, HNO3ï AG (+) .

Lors de l'électrolyse, l'anode d'argent se dissout, formant des ions d'argent, qui sont titrés. Le nombre de faradays d'électricité est déterminé par la formule

n = mVc ,

où m est la masse de la solution, g; V est le volume de titrant utilisé pour le titrage de 1 g de liquide d'anode ; c – concentration de titrant, g-eq/cm3.

Fondamentaux > Tâches et réponses

Électrolyse. Les lois de Faraday

1 Trouver l'équivalent électrochimique du sodium. Masse molaire de sodium m \u003d 0,023 kg / mol, sa valence z \u003d 1. Constante de Faraday

Solution:

2 Masse d'anode de zinc m \u003d 5 g sont placés dans un bain électrolytique traversé par un courant je \u003d 2 A. Après quelle heure t l'anode sera-t-elle entièrement utilisée pour le revêtement de produits métalliques ? Équivalent électrochimique du zinc

Solution:

3 Trouver la constante de Faraday si, lors du passage dans le bain électrolytique de charge q = 7348 C à la cathode une masse d'or a été libérée m \u003d 5 g. Équivalent chimique de l'or A \u003d 0,066 kg / mol.

Solution:
Selon la loi combinée de Faraday

d'ici

4 Trouver élémentaire charge électrique e, si la masse de la substance, numériquement égale à l'équivalent chimique, contient N o = N A /z atomes ou molécules.

Solution:
Les ions dans une solution d'électrolyte portent un nombre de charges élémentaires égal à la valence z. Lorsqu'une masse d'une substance est libérée qui est numériquement égale à son équivalent chimique, une charge traverse la solution qui est numériquement égale à la constante de Faraday, c'est-à-dire

Par conséquent, la charge élémentaire

5 Masse molaire d'argent m 1 \u003d 0,108 kg / mol, sa valence z 1 = 1 et équivalent électrochimique. Trouver l'équivalent électrochimique de l'or k2 si masse molaire or m2 \u003d 0,197 kg / mol, sa valence z2 = 3.

Solution:
D'après la seconde loi de Faraday, on a

d'où l'équivalent électrochimique de l'or

6 Trouver les masses de substances libérées au fil du temps t \u003d 10 h sur les cathodes de trois bains électrolytiques connectés en série au réseau courant continu. Les anodes des bains - cuivre, nickel et argent - sont respectivement descendues dans des solutions CuS O 4, NiS0 4 et AgN0 3 . Densité de courant d'électrolyse j =40 A/m2, surface cathodique dans chaque bain S = 500 cm Équivalents électrochimiques du cuivre, du nickel et de l'argent

Solution:
Le courant dans les bains I=jS. Selon la première loi de Faraday, les masses de substances libérées lors de l'électrolyse

7 Lorsque les produits de nickelage au fil du temps t = 2 h d'épaisseur de couche de nickel déposée je =0,03 mm.
Trouver la densité de courant pendant l'électrolyse. Équivalent électrochimique du nickel, sa densité

Solution:

8 Un ampèremètre en série avec la cellule électrolytique indique le courant io \u003d 1,5A. Quelle correction doit être apportée à la lecture de l'ampèremètre, si pendant le temps t \u003d 10 min une masse de cuivre se dépose sur la cathode m = 0,316g ? Équivalent électrochimique du cuivre.

Solution:
D'après la première loi de Faraday m = kI t , où I est le courant dans le circuit ; d'ici je = m/kt \u003d 1,6 A, c'est-à-dire La lecture de l'ampèremètre doit être corrigée.

9 Voulant vérifier l'exactitude des lectures du voltmètre, il a été connecté en parallèle avec une résistance avec une résistance connue R=30 Ohm. En série, un bain électrolytique a été inclus dans le circuit commun, dans lequel l'argent est électrolysé. Durant t \u003d 5 min dans ce bain, une masse d'argent se détacha m = 55,6 mg. Le voltmètre a montré la tension Vo \u003d 6 V. Trouvez la différence entre la lecture du voltmètre et valeur exacte chute de tension aux bornes de la résistance. Équivalent électrochimique de l'argent.

Solution:
D'après la première loi de Faraday m = kl t , où I est le courant dans le circuit. La valeur exacte de la chute de tension aux bornes de la résistance V=IR = mR/k t \u003d 4,91 V. La différence entre la lecture du voltmètre et la valeur exacte de la chute de tension

10 Pour argenter les cuillères grâce à une solution de sel d'argent dans le temps t \u003d 5 h de courant sont passés je \u003d 1,8 A. La cathode est n \u003d 12 cuillères, chacune ayant une surface S =50 cm2. Quelle est l'épaisseur de la couche d'argent déposée sur les cuillères ? Masse molaire d'argent m \u003d 0,108 kg / mol, sa valence z \u003d 1 et densité .

Solution:
Épaisseur de couche

11 Deux bains électrolytiques sont connectés en série. Le premier bain contient une solution de chlorure ferrique (FeCl 2 ), dans le second - une solution de chlorure ferrique (FeCl 3 ). Trouver les masses de fer libérées sur les cathodes et de chlore sur les anodes dans chaque bain lorsque la charge passe à travers le bain. Masses molaires du fer et du chlore.

Solution:
Dans le premier bain, le fer est bivalent (z1=2), dans le deuxième bain il est trivalent (z2 = 3). Ainsi, lors du passage dans des solutions de charges identiques, différentes masses de fer sont libérées sur les cathodes : dans le premier bain

dans le deuxième bain

Puisque la valence des atomes de chlore est z = 1, alors une masse de chlore est libérée à l'anode de chaque bain

12 Lors de l'électrolyse d'une solution d'acide sulfurique (CuS O 4 ) consommation électrique N=37 W. Trouver la résistance de l'électrolyte, si dans le temps t = 50 min masse d'hydrogène est libéré m = 0,3 g. Masse molaire de l'hydrogène m \u003d 0,001 kg/mol, sa valence z \u003d 1 .

Solution:

13 Dans la méthode électrolytique de production de nickel, W est consommé par unité de masse m = 10 kWh h/kg d'électricité. Équivalent électrochimique du nickel. A quelle tension l'électrolyse est-elle effectuée ?

Solution:

14 Trouver la masse de cuivre libérée si W = 5 kW a été dépensé pour l'obtenir par la méthode électrolytique H h électricité. L'électrolyse est réalisée à une tension V =10 V, efficacité installations h =75%. Équivalent électrochimique du cuivre.

Solution:
Efficacité installations

où q est la charge traversant le bain. Masse de cuivre libéré m=kq ; d'ici

15 Quelle charge traverse une solution d'acide sulfurique (CuS O 4 ) au temps t \u003d 10 s, si le courant pendant ce temps augmente uniformément de I 1 =0 à je 2 = 4A ? Quelle masse de cuivre est libérée à la cathode dans ce cas ? Équivalent électrochimique du cuivre.

Solution:
Courant moyen

La charge traversant la solution

La recherche graphique de la charge est illustrée à la fig. 369. Sur le graphique du courant en fonction du temps, la zone ombrée est numériquement égale à la charge. La masse de cuivre déposée à la cathode,

16 Lors de l'affinage du cuivre par électrolyse, une tension V = 10 V est appliquée à des bains électrolytiques connectés en série, ayant une résistance totale R = 0,5 Ohm. Trouver la masse de cuivre pur libérée sur les cathodes du bain pendant le temps t =10h fem polarisation e = 6 V. Équivalent électrochimique du cuivre.

Solution:

17 Au cours de l'électrolyse de l'eau à travers un bain électrolytique pendant un certain temps t = 25 min courant I \u003d 20 A. Quelle est la température t oxygène libéré, s'il est dans un volume V = 1 l sous pression p = 0,2 MPa ? Masse molaire de l'eau m \u003d 0,018 kg / mol. Équivalent électrochimique de l'oxygène.

Solution:

où R \u003d 8,31 J / (mol K) est la constante des gaz.

18 Dans la méthode électrolytique de production d'aluminium, W est consommé par unité de masse 1 m = 50 kWh h/kg d'électricité. L'électrolyse est réalisée à la tension V1 = 1 6,2 V. Quelle sera la consommation électrique W 2m par unité de masse à la tension V2 = 8, 1V ?
Solution:

processus redox, de force circulant sous l'influence d'un courant électrique s'appelle l'électrolyse.

L'électrolyse est réalisée dans une cellule d'électrolyse remplie d'électrolyte, dans laquelle plongent des électrodes reliées à une source de courant externe.

Électrode connectée au pôle négatif source externe le courant s'appelle cathode. A la cathode, les processus de réduction des particules d'électrolyte ont lieu. Une électrode connectée au pôle positif d'une source de courant est appelée anode. Les processus d'oxydation des particules d'électrolyte ou du matériau d'électrode ont lieu à l'anode.

Les processus d'anode dépendent de la nature de l'électrolyte et du matériau de l'anode. À cet égard, l'électrolyse se distingue par une anode inerte et soluble.

Une anode est dite inerte, dont le matériau n'est pas oxydé lors de l'électrolyse. Les électrodes inertes comprennent, par exemple, le graphite (carbone) et le platine.

Une anode est dite soluble, dont le matériau peut être oxydé lors de l'électrolyse. La plupart des électrodes métalliques sont solubles.

Des solutions ou des masses fondues peuvent être utilisées comme électrolyte. Dans une solution électrolytique ou fondue, les ions sont en mouvement chaotique. Sous l'action d'un courant électrique, les ions acquièrent un mouvement dirigé: les cations se déplacent vers la cathode et les anions - vers l'anode et, en conséquence, ils peuvent être déchargés aux électrodes.

Avec électrolyse fond avec des électrodes inertes seuls les cations métalliques peuvent être réduits à la cathode et les anions peuvent être oxydés à l'anode.

Lors de l'électrolyse de l'eau solutions sur la cathode, en plus des cations métalliques, les molécules d'eau peuvent être réduites et, dans les solutions acides, les ions hydrogène H +. Ainsi, les réactions concurrentes suivantes sont possibles à la cathode :

(-) K : Moi n + + ne→ Moi

2H2O+2 ē → H2 + 2OH-

2H + + 2 ē → H 2

La cathode réagit d'abord avec valeur la plus élevée le potentiel de l'électrode.

Lors de l'électrolyse de l'eau solutions avec anode soluble, en plus de l'oxydation des anions, des réactions d'oxydation de l'électrode elle-même, des molécules d'eau et dans des solutions alcalines d'ions hydroxyde (OH -) sont possibles :

(+) R : Moi - n ē→ Moi n +

oxydation anionique E 0

2H2O-4 ē O2+4H+

4OH - - 4 ē \u003d O2 + 2H2O

A l'anode, la première réaction se fait avec la plus petite valeur le potentiel de l'électrode.

Pour les réactions d'électrode, les potentiels d'équilibre sont donnés en l'absence de courant électrique.

L'électrolyse est un processus hors d'équilibre, par conséquent, les potentiels des réactions d'électrode sous courant diffèrent de leurs valeurs d'équilibre. Le déplacement du potentiel d'électrode de sa valeur d'équilibre sous l'influence d'un courant externe est appelé polarisation d'électrode. La quantité de polarisation est appelée surtension. L'amplitude de la surtension est influencée par de nombreux facteurs : la nature du matériau de l'électrode, la densité de courant, la température, les environnements de pH, etc.

Les surtensions de précipitation cathodique des métaux sont relativement faibles.

Avec une surtension élevée, en règle générale, le processus de formation de gaz, tels que l'hydrogène et l'oxygène, se poursuit. La surtension minimale d'hydrogène à la cathode dans les solutions acides est observée pour le Pt (h = 0,1 V), et la maximale pour le plomb, le zinc, le cadmium et le mercure. La surtension change lorsque les solutions acides sont remplacées par des solutions alcalines. Par exemple, sur du platine en milieu alcalin, la surtension d'hydrogène est de h = 0,31 V (voir annexe).

Le dégagement d'oxygène anodique est également associé à une surtension. La surtension minimale de dégagement d'oxygène est observée sur les électrodes Pt (h=0,7 V), et la maximale est observée sur le zinc, le mercure et le plomb (voir annexe).

De ce qui précède, il résulte que lors de l'électrolyse de solutions aqueuses :

1) les ions métalliques sont réduits à la cathode dont les potentiels d'électrode sont supérieurs au potentiel de réduction de l'eau (-0,82V). Les ions métalliques ayant des potentiels d'électrode plus négatifs que -0,82 V ne sont pas réduits. Ceux-ci comprennent les alcalis et métaux alcalino-terreux et alu.

2) sur une anode inerte, compte tenu de la surtension d'oxygène, il se produit l'oxydation de ces anions dont le potentiel est inférieur au potentiel d'oxydation de l'eau (+1,23V). De tels anions comprennent, par exemple, I-, Br-, Cl-, NO2-, OH-. Les anions CO 3 2-, PO 4 3-, NO 3 -, F - - ne sont pas oxydés.

3) lors de l'électrolyse avec une anode soluble, les électrodes de ces métaux sont dissoutes dans des milieux neutres et acides, dont le potentiel d'électrode est inférieur à + 1,23 V, et alcalin - inférieur à + 0,413 V.

Les produits totaux des processus à la cathode et à l'anode sont des substances électriquement neutres.

Pour effectuer le processus d'électrolyse, une tension doit être appliquée aux électrodes. Tension d'électrolyse tu el-za est la différence de potentiel nécessaire pour que les réactions se produisent à la cathode et à l'anode. Tension d'électrolyse théorique ( tu el-za, theor) sans tenir compte de la surtension, de la chute de tension ohmique dans les conducteurs du premier type et dans l'électrolyte

tu el-za, théor = E mais - E k, (7)

où E mais, E k - potentiels de réactions anodiques et cathodiques.

La relation entre la quantité d'une substance libérée lors de l'électrolyse et la quantité de courant traversant l'électrolyte est exprimée par deux lois de Faraday.

La loi de Faraday. La quantité de substance formée sur l'électrode pendant l'électrolyse est directement proportionnelle à la quantité d'électricité qui a traversé la solution d'électrolyte (fondu) :

où k est l'équivalent électrochimique, g/C ou g/A h ; Q est la quantité d'électricité, Coulomb, Q=Ce; t-temps, s ; je- courant, A ; F\u003d 96500 C / mol (A s / mol) \u003d 26,8 A h / mol - Constante de Faraday; E est la masse équivalente d'une substance, g / mol.

Dans les réactions électrochimiques, la masse équivalente d'une substance est déterminée par :

n est le nombre d'électrons impliqués dans la réaction d'électrode de la formation de cette substance.

Loi de Faraday. Lorsqu'une même quantité d'électricité traverse différents électrolytes, les masses de substances libérées sur les électrodes sont proportionnelles à leurs masses équivalentes :

où m 1 et m 2 – masses des substances 1 et 2, E 1 et E 2, g/mol – masses équivalentes des substances 1 et 2.

En pratique, souvent en raison de l'apparition de processus redox concurrents, il se forme moins de substance sur les électrodes que ne correspond l'électricité qui a traversé la solution.

Pour caractériser la perte d'électricité lors de l'électrolyse, le concept de "Current Output" est introduit. sortie courant En t est le rapport exprimé en pourcentage de la quantité de produit d'électrolyse réellement obtenu m fait. au calcul théorique m théorie:

Exemple 10. Quels processus auront lieu lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de sodium avec une anode en carbone ? Quelles substances seront libérées sur les électrodes si l'électrode en carbone est remplacée par une électrode en cuivre ?

Solution: Dans une solution de sulfate de sodium, les ions sodium Na + , SO 4 2- et les molécules d'eau peuvent participer aux processus d'électrode. Les électrodes en carbone sont des électrodes inertes.

Les processus de récupération suivants sont possibles sur la cathode :

(-) K : Na++ ē → Na

2H2O+2 ē → H2 + 2OH-

A la cathode, la réaction avec la valeur la plus élevée du potentiel d'électrode se déroule en premier. Par conséquent, la réduction des molécules d'eau se produira à la cathode, accompagnée de la libération d'hydrogène et de la formation d'ions hydroxyde OH - dans l'espace proche de la cathode. Les ions sodium Na + présents à la cathode avec les ions OH - formeront une solution alcaline NaOH.

(+)A : 2 SO 4 2- - 2 ē → S 2 O 8 2-

2H2O-4 ē → 4H + + O 2 .

A l'anode, la réaction avec la valeur la plus basse du potentiel d'électrode se déroule en premier. Par conséquent, l'oxydation des molécules d'eau avec libération d'oxygène se poursuivra à l'anode et les ions H + s'accumuleront dans l'espace anodique. Les ions SO 4 2- présents à l'anode avec les ions H + formeront une solution d'acide sulfurique H 2 SO 4 .

La réaction globale d'électrolyse est exprimée par l'équation :

2 Na 2 SO 4 + 6H 2 O \u003d 2H 2 + 4 NaOH + O 2 + 2H 2 SO 4.

produits cathodiques produits anodiques

Lors du remplacement d'une anode en carbone (inerte) par une anode en cuivre, une autre réaction d'oxydation devient possible sur l'anode - la dissolution du cuivre :

Cu-2 ē → Cu2+

Ce processus est caractérisé par une valeur de potentiel plus faible que d'autres processus anodiques possibles. Par conséquent, lors de l'électrolyse de Na 2 SO 4 avec une anode en cuivre, le cuivre sera oxydé à l'anode et le sulfate de cuivre CuSO 4 s'accumulera dans l'espace anodique. La réaction totale d'électrolyse s'exprime par l'équation :

Na 2 SO 4 + 2H 2 O + Cu \u003d H 2 + 2 NaOH + CuSO 4.

produit cathodique produit anodique

Exemple 11. Faire une équation pour les processus se produisant lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de nickel NiCl 2 avec une anode inerte.

Solution: Les ions nickel Ni 2+ , Cl - et les molécules d'eau peuvent participer aux processus d'électrode dans une solution de chlorure de nickel. Une électrode en graphite peut être utilisée comme anode inerte.

Les réactions suivantes sont possibles à la cathode :

(-) K : Ni 2+ + 2 ē → Ni

2H2O+2 ē → H2 + 2OH-

Le potentiel de la première réaction est plus élevé, par conséquent, les ions nickel sont réduits à la cathode.

Les réactions suivantes sont possibles à l'anode :

(+) A : 2 Cl - - 2 ē →Cl2

2H2O-4 ē O2+4H+ .

Selon les potentiels d'électrode standard à l'anode

l'oxygène doit être libéré. En effet, du fait de la forte surtension d'oxygène au niveau de l'électrode, du chlore est libéré. L'amplitude de la surtension dépend du matériau à partir duquel l'électrode est fabriquée. Pour le graphite, la surtension d'oxygène est de 1,17 V à une densité de courant de 1 A/cm 2, ce qui augmente le potentiel d'oxydation de l'eau à 2,4 V.

Ainsi, l'électrolyse d'une solution de chlorure de nickel procède à la formation de nickel et de chlore :

Ni 2+ + 2Cl - \u003d Ni + Cl 2.

à la cathode à l'anode

Exemple 12. Calculez la masse de la substance et le volume de gaz libéré sur des électrodes inertes lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate d'argent AgNO 3 si le temps d'électrolyse est de 25 minutes et l'intensité du courant est de 3 A.

Solution. Lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'AgNO 3 dans le cas d'une anode insoluble (par exemple du graphite), les processus suivants se produisent sur les électrodes :

(-) K : Ag++ ē → Ag ,

2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -.

Le potentiel de la première réaction est plus élevé, par conséquent, la réduction des ions argent se produit à la cathode.

(+) A : 2H 2 O - 4 ē O2+4H+ ,

anion NO 3 - non oxydé.

g ou litres l.

Tâches

5. Notez les réactions d'électrolyse sur des électrodes inertes et calculez la masse de la substance obtenue à la cathode et le volume de gaz libéré à l'anode lors de l'électrolyse des solutions d'électrolyte, si le temps d'électrolyse est de 20 minutes, l'intensité du courant je\u003d 2A si la sortie de courant est V t \u003d 100%. Quelles substances seront libérées sur les électrodes lors du remplacement d'une anode inerte par une anode métallique spécifiée dans la mission ?

№№	Électrolyte	électrode métallique
	CuSO4	Cu
	MgCl2	Ni
	Zn(NO 3) 2	Zn
	snf 2	sn
	CdSO4	CD
	FeCl2	Fe
	AgNO3	AG
	HCl	co
	CoSO4	co
	NiCl2	Ni

Fin de tableau

Pour décrire les processus en physique et en chimie, il existe un certain nombre de lois et de relations obtenues expérimentalement et par calcul. Aucune étude ne peut être menée sans une évaluation préalable des processus selon des relations théoriques. Les lois de Faraday sont appliquées à la fois en physique et en chimie, et dans cet article, nous essaierons de parler brièvement et clairement de toutes les découvertes célèbres de ce grand scientifique.

Historique de la découverte

La loi de Faraday en électrodynamique a été découverte par deux scientifiques : Michael Faraday et Joseph Henry, mais Faraday a publié les résultats de ses travaux plus tôt - en 1831.

Dans ses expériences de démonstration en août 1831, il utilise un tore de fer, aux extrémités opposées duquel un fil est enroulé (un fil de chaque côté). Aux extrémités d'un premier fil, il alimentait une batterie galvanique, et connectait un galvanomètre aux conclusions du second. La conception était similaire à un transformateur moderne. Allumant et éteignant périodiquement la tension sur le premier fil, il a observé des éclats sur le galvanomètre.

Un galvanomètre est un instrument très sensible pour mesurer de petits courants.

Ainsi, l'influence a été démontrée champ magnétique, formé à la suite de la circulation du courant dans le premier fil, sur l'état du deuxième conducteur. Cet impact a été transmis du premier au second à travers le noyau - un tore métallique. À la suite de la recherche, l'influence d'un aimant permanent qui se déplace dans la bobine sur son enroulement a également été découverte.

Alors Faraday a expliqué le phénomène induction électromagnétique en termes de lignes de force. Une autre était une installation de génération de courant continu : un disque de cuivre tournait près d'un aimant, et un fil coulissant le long de celui-ci était un collecteur de courant. Cette invention s'appelle le disque de Faraday.

Les scientifiques de cette période n'ont pas accepté les idées de Faraday, mais Maxwell a pris la recherche pour former la base de sa théorie magnétique. En 1836, Michael Faraday a établi des relations pour les processus électrochimiques, qu'ils ont appelés les lois de Faraday sur l'électrolyse. Le premier décrit le rapport de la masse de la substance libérée sur l'électrode et le courant circulant, et le second décrit le rapport de la masse de la substance en solution et de la masse de la substance libérée sur l'électrode, pour une certaine quantité de électricité.

Électrodynamique

Les premiers travaux sont appliqués en physique, plus précisément dans la description du fonctionnement des machines et appareils électriques (transformateurs, moteurs, etc.). La loi de Faraday dit :

Pour un circuit, la force électromotrice induite est directement proportionnelle à l'amplitude de la vitesse Flux magnétique, qui parcourt ce contour avec un signe moins.

On peut le dire en termes simples: plus le flux magnétique se déplace rapidement dans le circuit, plus la force électromagnétique est générée à ses bornes.

La formule ressemble à ceci :

Ici dФ est le flux magnétique et dt est l'unité de temps. On sait que la dérivée première par rapport au temps est la vitesse. C'est-à-dire la vitesse de déplacement du flux magnétique dans ce cas particulier. Soit dit en passant, il peut se déplacer, comme une source de champ magnétique (une bobine avec du courant - un électroaimant, ou aimant permanent) et le contour.

Ici, le débit peut être exprimé par la formule suivante :

B est le champ magnétique et dS est la surface.

Si nous considérons une bobine avec des spires densément enroulées, alors que le nombre de spires est N, alors la loi de Faraday ressemble à ceci :

Le flux magnétique dans la formule pour un tour est mesuré en Webers. Le courant circulant dans le circuit est dit inductif.

L'induction électromagnétique est le phénomène de circulation du courant dans un circuit fermé sous l'influence d'un champ magnétique extérieur.

Dans les formules ci-dessus, vous pouvez remarquer les signes de module, sans eux, il a une forme légèrement différente, comme il a été dit dans la première formulation, avec un signe moins.

Le signe moins explique la règle de Lenz. Le courant qui se produit dans le circuit crée un champ magnétique, il est dirigé dans le sens opposé. C'est une conséquence de la loi de conservation de l'énergie.

Direction courant d'induction peut être déterminé par la règle main droite ou, nous l'avons examiné en détail sur notre site Web.

Comme déjà mentionné, en raison du phénomène d'induction électromagnétique, les machines électriques, les transformateurs, les générateurs et les moteurs fonctionnent. L'illustration montre le flux de courant dans l'enroulement d'induit sous l'influence du champ magnétique du stator. Dans le cas d'un générateur, lorsque son rotor tourne sous l'effet de forces externes, une FEM apparaît dans les enroulements du rotor, le courant génère un champ magnétique dirigé de manière opposée (le même signe moins dans la formule). Plus le courant consommé par la charge du générateur est important, plus ce champ magnétique est important et plus il est difficile de le faire tourner.

Et vice versa - lorsque le courant circule dans le rotor, un champ apparaît qui interagit avec le champ du stator et le rotor commence à tourner. Lorsque l'arbre est chargé, le courant dans le stator et dans le rotor augmente, et il faut assurer la commutation des bobinages, mais c'est un autre sujet lié à la conception des machines électriques.

Au cœur du fonctionnement du transformateur, la source du flux magnétique en mouvement est un champ magnétique alternatif résultant de la circulation d'un courant alternatif dans l'enroulement primaire.

Si vous souhaitez étudier la question plus en détail, nous vous recommandons de regarder une vidéo qui explique facilement et clairement la loi de Faraday pour l'induction électromagnétique :

Électrolyse

En plus des recherches sur les CEM et l'induction électromagnétique, le scientifique a fait de grandes découvertes dans d'autres disciplines, dont la chimie.

Lorsque le courant traverse l'électrolyte, les ions (positifs et négatifs) commencent à se précipiter vers les électrodes. Les négatifs se dirigent vers l'anode, les positifs vers la cathode. En même temps, une certaine masse d'une substance est libérée sur l'une des électrodes, qui est contenue dans l'électrolyte.

Faraday a mené des expériences, faisant passer différents courants à travers l'électrolyte et mesurant la masse de la substance déposée sur les électrodes, et en a déduit des motifs.

m est la masse de la substance, q est la charge et k dépend de la composition de l'électrolyte.

Et la charge peut être exprimée en termes de courant sur une période de temps :

je=q/t, ensuite q = je*t

Vous pouvez maintenant déterminer la masse de la substance qui sera libérée, en connaissant le courant et le temps qu'il a parcouru. C'est ce qu'on appelle la première loi de l'électrolyse de Faraday.

Deuxième loi :

Poids élément chimique, qui va se déposer sur l'électrode, est directement proportionnelle à la masse équivalente de l'élément (la masse molaire divisée par un nombre qui dépend de réaction chimique dans lequel la substance est impliquée).

Compte tenu de ce qui précède, ces lois sont combinées dans la formule :

m est la masse de la substance libérée en grammes, n est le nombre d'électrons transférés dans le processus d'électrode, F=986485 C/mol est le nombre de Faraday, t est le temps en secondes, M est la masse molaire de la substance g /mol.

En réalité, en raison de des raisons différentes, la masse de la substance libérée est inférieure à celle calculée (lors du calcul en tenant compte du courant circulant). Le rapport des masses théoriques et réelles est appelé la sortie de courant :

B t \u003d 100% * m calc / m théorie

Les lois de Faraday ont apporté une contribution significative au développement science moderne, grâce à son travail nous avons des moteurs électriques et des générateurs d'électricité (ainsi que le travail de ses disciples). Le travail de l'EMF et les phénomènes d'induction électromagnétique nous ont donné la plupart des équipements électriques modernes, y compris les haut-parleurs et les microphones, sans lesquels l'écoute des enregistrements et la communication vocale sont impossibles. Les procédés d'électrolyse sont utilisés dans la méthode galvanique de revêtement des matériaux, qui a une valeur à la fois décorative et pratique.

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