Notazione matematica della legge unificata di Faraday per l'elettrolisi. Le leggi di Faraday in chimica e fisica: una breve spiegazione in parole semplici

Leggi dell'elettrolisi (leggi di Faraday)

Perché il passaggio corrente elettrica attraverso i sistemi elettrochimici è associato a trasformazioni chimiche, deve esserci una certa relazione tra la quantità di elettricità che scorre e la quantità di sostanze reagite. Fu scoperto da Faraday e fu espresso nelle prime leggi quantitative dell'elettrochimica, in seguito chiamate leggi di Faraday.

La prima legge di Faraday . Le quantità di sostanze convertite durante l'elettrolisi sono proporzionali alla quantità di elettricità che è passata attraverso l'elettrolita:

Dm = K eq = K e esso ,

Dm è la quantità della sostanza reagita; K e - un certo coefficiente di proporzionalità; q è la quantità di elettricità uguale al prodotto dell'intensità della corrente I e del tempo t. Se q = It = 1, alloraDm = K ehm, cioè il coefficiente K e è la quantità di sostanza che ha reagito come risultato del flusso di una quantità unitaria di elettricità. Coefficiente K ehmchiamato equivalente elettrochimico .

La seconda legge di Faraday riflette la relazione che esiste tra la quantità della sostanza reagita e la sua natura: con una quantità costante di elettricità di massa passata varie sostanze, sperimentando la trasformazione agli elettrodi (isolamento dalla soluzione, cambiamento di valenza), proporzionale agli equivalenti chimici di queste sostanze:

Dm io/UN io= cost .

È possibile combinare entrambe le leggi di Faraday sotto forma di una legge generale: per escrezione o trasformazione con corrente 1 g-eq qualsiasi sostanza (1/zmole di una sostanza) necessita sempre della stessa quantità di elettricità, chiamata numero di Faraday (o faraday ):

Dm = esso=Esso .

Valore misurato con precisione del numero di Faraday

F = 96484,52 ± 0,038 C/g-eq.

Tale è la carica trasportata da un grammo equivalente di ioni di qualsiasi tipo. Moltiplicando questo numero perz (il numero di cariche elementari dello ione), otteniamo la quantità di elettricità che trasporta 1 g-ione . Dividendo il numero di Faraday per il numero di Avogadro, otteniamo la carica di uno ione univalente, uguale alla carica dell'elettrone:

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

Le leggi scoperte da Faraday nel 1833 sono rigorosamente osservate per i conduttori del secondo tipo. Le deviazioni osservate dalle leggi di Faraday sono evidenti. Sono spesso associati alla presenza di reazioni elettrochimiche parallele non contabilizzate. Deviazioni dalla legge di Faraday stabilimenti industriali associato a dispersione di corrente, perdita di sostanza durante la spruzzatura della soluzione, ecc. In ambito tecnico, il rapporto tra la quantità di prodotto ottenuto per elettrolisi e la quantità calcolata sulla base della legge di Faraday è minore dell'unità ed è chiamato uscita di corrente :

BT = = .

Con attenzione misurazioni di laboratorio per reazioni elettrochimiche inequivocabili efficienza di corrente uguale a uno(entro l'errore sperimentale). La legge di Faraday è rigorosamente osservata, quindi è la base del metodo più accurato per misurare la quantità di elettricità che è passata attraverso il circuito, dalla quantità di sostanza rilasciata all'elettrodo. Per queste misurazioni, utilizzare colometri . I sistemi elettrochimici sono usati come coulometri, in cui non ci sono reazioni elettrochimiche parallele e chimiche collaterali. Secondo i metodi per determinare la quantità di sostanze formate i coulometri si dividono in elettrogravimetrici, a gas e a titolazione. Esempi di coulometri elettrogravimetrici sono i coulometri in argento e rame. L'azione del coulometro d'argento di Richardson, che è un elettrolizzatore

(–) Agï AgNO3× aqï Ag (+) ,

si basa sulla pesatura della massa di argento depositata sul catodo durante l'elettrolisi. Quando si superano 96500 C (1 faraday) di elettricità, al catodo verrà rilasciato 1 g-eq di argento (107 g). Quando passan F di elettricità, una massa determinata sperimentalmente viene rilasciata al catodo (Dm a). Il numero di faraday passati di elettricità è determinato dal rapporto

n = Dm /107 .

Il principio di funzionamento di un coulometro in rame è simile.

Nei coulometri a gas, i prodotti dell'elettrolisi sono gas e le quantità di sostanze rilasciate sugli elettrodi sono determinate misurando i loro volumi. Un esempio di un dispositivo di questo tipo è un coulometro a gas basato sulla reazione di elettrolisi dell'acqua. Durante l'elettrolisi, l'idrogeno viene rilasciato al catodo:

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

e ossigeno all'anodo:

H 2 O \u003d 2H + +½ O 2 +2 e – Vè il volume totale di gas rilasciato, m3.

Nei coulometri a titolazione, la quantità di una sostanza formata durante l'elettrolisi è determinata titrimetricamente. Questo tipo di coulometro include il coulometro di titolazione Kistyakovsky, che è un sistema elettrochimico

(–) ptï KNO3, HNO3ï Ag (+) .

Durante l'elettrolisi, l'anodo d'argento si dissolve, formando ioni d'argento, che vengono titolati. Il numero di faraday di elettricità è determinato dalla formula

n = mVc ,

dove mè la massa della soluzione, g; Vè il volume di titolante utilizzato per la titolazione di 1 g di liquido anodico; c – concentrazione del titolante, g-eq/cm3.

Fondamenti > Compiti e risposte

Elettrolisi. Le leggi di Faraday

1 Trova l'equivalente elettrochimico del sodio. Massa molare di sodio m \u003d 0,023 kg / mol, la sua valenza z \u003d 1. Costante di Faraday

Soluzione:

2 Massa dell'anodo di zinco m \u003d 5 g vengono posti in un bagno elettrolitico attraverso il quale passa una corrente io \u003d 2 A. Dopo che ora t l'anodo sarà completamente utilizzato per il rivestimento di prodotti in metallo? Equivalente elettrochimico dello zinco

Soluzione:

3 Trova la costante di Faraday se, passando attraverso il bagno elettrolitico di carica q = 7348 C al catodo è stata rilasciata una massa d'oro m \u003d 5 g Equivalente chimico dell'oro A \u003d 0,066 kg / mol.

Soluzione:
Secondo la legge combinata di Faraday

da qui

4 Trova elementare carica elettrica e, se la massa della sostanza, numericamente uguale all'equivalente chimico, contiene N o = NA /z atomi o molecole.

Soluzione:
Gli ioni in una soluzione elettrolitica portano un numero di cariche elementari pari alla valenza z. Quando viene rilasciata una massa di una sostanza numericamente uguale al suo equivalente chimico, una carica passa attraverso la soluzione che è numericamente uguale alla costante di Faraday, cioè

Pertanto, la carica elementare

5 Massa molare d'argento m 1 \u003d 0,108 kg / mol, la sua valenza z 1 = 1 ed equivalente elettrochimico. Trova l'equivalente elettrochimico dell'oro k2 se massa molare oro m2 \u003d 0,197 kg / mol, la sua valenza z2 = 3.

Soluzione:
Secondo la seconda legge di Faraday, abbiamo

da qui l'equivalente elettrochimico dell'oro

6 Trova le masse di sostanze rilasciate nel tempo t \u003d 10 h sui catodi di tre bagni elettrolitici collegati in serie alla rete corrente continua. Gli anodi nei bagni - rame, nichel e argento - vengono calati rispettivamente in soluzioni di CuS O 4, NiS0 4 e AgN0 3 . Densità di corrente di elettrolisi j =40 A/m2, area catodica in ogni bagno S = 500 cm Equivalenti elettrochimici di rame, nichel e argento

Soluzione:
La corrente nei bagni I=jS. Secondo la prima legge di Faraday, le masse di sostanze rilasciate durante l'elettrolisi

7 Quando prodotti di nichelatura nel tempo t = 2 h di spessore dello strato di nichel depositato l =0,03 mm.
Trova la densità di corrente durante l'elettrolisi. Equivalente elettrochimico del nichel, la sua densità

Soluzione:

8 Un amperometro in serie con la cella elettrolitica indica la corrente io \u003d 1,5 A. Quale correzione dovrebbe essere apportata alla lettura dell'amperometro, se durante il tempo t \u003d 10 min una massa di rame è stata depositata sul catodo m = 0,316 g? Equivalente elettrochimico del rame.

Soluzione:
Secondo la prima legge di Faraday m = kI t , dove I è la corrente nel circuito; da qui io = m/kt \u003d 1,6 A, cioè La lettura dell'amperometro deve essere corretta.

9 Volendo verificare la correttezza delle letture del voltmetro, è stato collegato in parallelo con un resistore di resistenza nota R=30 Ohm. In serie, nel circuito comune è stato incluso un bagno elettrolitico, in cui l'argento viene elettrolizzato. In occasione t \u003d 5 min in questo bagno, spiccava una massa d'argento m = 55,6 mg. Il voltmetro ha mostrato la tensione Vo \u003d 6 V. Trova la differenza tra la lettura del voltmetro e valore esatto caduta di tensione attraverso il resistore. Equivalente elettrochimico dell'argento.

Soluzione:
Secondo la prima legge di Faraday m = kl t , dove I è la corrente nel circuito. Il valore esatto della caduta di tensione ai capi della resistenza V=IR = mR/k t \u003d 4,91 V. La differenza tra la lettura del voltmetro e il valore esatto della caduta di tensione

10 Per argentare i cucchiai attraverso una soluzione di sale d'argento nel tempo t \u003d Sono passate 5 h di corrente io \u003d 1.8 A. Il catodo lo è n \u003d 12 cucchiai, ognuno dei quali ha una superficie S =50 cm2. Quanto è spesso lo strato d'argento depositato sui cucchiai? Massa molare d'argento m \u003d 0,108 kg / mol, la sua valenza z \u003d 1 e densità .

Soluzione:
Spessore dello strato

11 Due bagni elettrolitici sono collegati in serie. Il primo bagno contiene una soluzione di cloruro ferrico (FeCl 2 ), nel secondo - una soluzione di cloruro ferrico (FeCl 3 ). Trova le masse di ferro rilasciato sui catodi e di cloro sugli anodi in ogni bagno mentre la carica passa attraverso il bagno. Masse molari di ferro e cloro.

Soluzione:
Nel primo bagno il ferro è bivalente (z1=2), nel secondo bagno è trivalente (z2 = 3). Pertanto, passando attraverso soluzioni di cariche identiche, sui catodi vengono rilasciate diverse masse di ferro: nel primo bagno

nel secondo bagno

Poiché la valenza degli atomi di cloro è z = 1, all'anodo di ciascun bagno viene rilasciata una massa di cloro

12 Durante l'elettrolisi di una soluzione di acido solforico (CuS O 4 ) potenza assorbita N=37 W. Trova la resistenza dell'elettrolita, se nel tempo t = 50 min di massa di idrogeno viene rilasciata m = 0,3 g Massa molare dell'idrogeno m \u003d 0,001 kg / mol, la sua valenza z \u003d 1 .

Soluzione:

13 Nel metodo elettrolitico di produzione del nichel, W viene consumato per unità di massa m = 10 kWh h/kg di elettricità. Equivalente elettrochimico del nichel. A quale voltaggio viene eseguita l'elettrolisi?

Soluzione:

14 Trova la massa di rame liberato se W = 5 kW è stato speso per ottenerlo con il metodo elettrolitico H h elettricità. L'elettrolisi viene eseguita a una tensione V =10 V, efficienza installazioni h =75%. Equivalente elettrochimico del rame.

Soluzione:
efficienza installazioni

dove q è la carica che passa attraverso il bagno. Massa di rame rilasciato m=kq; da qui

15 Quale carica passa attraverso una soluzione di acido solforico (CuS O 4 ) nel tempo t \u003d 10 s, se la corrente durante questo periodo aumenta uniformemente da I 1 =0 a I 2 = 4A? Quale massa di rame viene rilasciata al catodo in questo caso? Equivalente elettrochimico del rame.

Soluzione:
Corrente media

La carica che scorre attraverso la soluzione

Trovare graficamente l'addebito è mostrato in fig. 369. Sul grafico della corrente rispetto al tempo, l'area ombreggiata è numericamente uguale alla carica. La massa di rame depositata al catodo,

16 Quando si raffina il rame per elettrolisi, ai bagni elettrolitici collegati in serie, aventi una resistenza totale R = 0,5 Ohm, viene applicata una tensione V=10 V. Trovare la massa di rame puro rilasciata sui catodi del bagno nel tempo t = 10 ore fem polarizzazione e = 6 V. Equivalente elettrochimico del rame.

Soluzione:

17 Durante l'elettrolisi dell'acqua attraverso un bagno elettrolitico per un certo tempo t = 25 min corrente I \u003d 20 A. Qual è la temperatura t ossigeno rilasciato, se è in un volume V = 1 l sotto pressione p = 0,2 MPa? Massa molare dell'acqua m \u003d 0,018 kg / mol. Equivalente elettrochimico di ossigeno.

Soluzione:

dove R \u003d 8,31 J / (mol K) è la costante del gas.

18 Nel metodo elettrolitico di produzione dell'alluminio, W viene consumato per unità di massa 1 m = 50 kWh h/kg di elettricità. L'elettrolisi viene effettuata alla tensione V1 = 1 6,2 V. Quale sarà il consumo energetico W 2m per unità di massa alla tensione V2 = 8, 1 V?
Soluzione:

processo redox, forzatamente che scorre sotto l'influenza di una corrente elettrica è chiamato elettrolisi.

L'elettrolisi viene effettuata in una cella elettrolitica riempita di elettrolita, in cui sono immersi gli elettrodi collegati a una sorgente di corrente esterna.

Elettrodo collegato al polo negativo fonte esterna viene chiamata corrente catodo. Al catodo avvengono i processi di riduzione delle particelle elettrolitiche. Viene chiamato un elettrodo collegato al polo positivo di una sorgente di corrente anodo. I processi di ossidazione delle particelle elettrolitiche o del materiale dell'elettrodo hanno luogo sull'anodo.

I processi anodici dipendono dalla natura dell'elettrolita e dal materiale dell'anodo. A questo proposito, l'elettrolisi si distingue con un anodo inerte e solubile.

Un anodo è chiamato inerte, il cui materiale non viene ossidato durante l'elettrolisi. Gli elettrodi inerti includono, ad esempio, grafite (carbonio) e platino.

Un anodo è chiamato solubile, il cui materiale può essere ossidato durante l'elettrolisi. La maggior parte degli elettrodi metallici sono solubili.

Come elettrolita possono essere utilizzate soluzioni o fusi. In una soluzione elettrolitica o in una fusione, gli ioni sono in movimento caotico. Sotto l'azione di una corrente elettrica, gli ioni acquisiscono un movimento diretto: i cationi si muovono verso il catodo e gli anioni - verso l'anodo e, di conseguenza, possono essere scaricati sugli elettrodi.

Con elettrolisi fonde con elettrodi inerti solo i cationi metallici possono essere ridotti al catodo e gli anioni possono essere ossidati all'anodo.

Durante l'elettrolisi dell'acqua soluzioni sul catodo, oltre ai cationi metallici, si possono ridurre le molecole d'acqua e, in soluzioni acide, gli ioni idrogeno H+. Pertanto, al catodo sono possibili le seguenti reazioni concorrenti:

(-) K: Io n + + n→ Io

2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -

2H + + 2 ē → H2

Il catodo reagisce per primo con valore più alto potenziale dell'elettrodo.

Durante l'elettrolisi dell'acqua soluzioni con anodo solubile, oltre all'ossidazione degli anioni, sono possibili reazioni di ossidazione dell'elettrodo stesso, delle molecole d'acqua e in soluzioni alcaline di ioni idrossido (OH -):

(+) A: Io - n→ Io n +

ossidazione anionica e 0

2H2O-4 ē O2+4H+

4OH - - 4 ē \u003d O 2 + 2H 2 O

All'anodo, la prima reazione è con il valore più piccolo potenziale dell'elettrodo.

Per le reazioni degli elettrodi, i potenziali di equilibrio sono dati in assenza di corrente elettrica.

L'elettrolisi è un processo di non equilibrio, quindi i potenziali delle reazioni degli elettrodi sotto corrente differiscono dai loro valori di equilibrio. Lo spostamento del potenziale dell'elettrodo dal suo valore di equilibrio sotto l'influenza di una corrente esterna è chiamato polarizzazione dell'elettrodo. La quantità di polarizzazione è chiamata sovratensione. L'entità della sovratensione è influenzata da molti fattori: la natura del materiale dell'elettrodo, la densità di corrente, la temperatura, il pH dell'ambiente, ecc.

Le sovratensioni della precipitazione catodica dei metalli sono relativamente piccole.

Con un'elevata sovratensione, di norma, procede il processo di formazione di gas, come idrogeno e ossigeno. La sovratensione minima dell'idrogeno al catodo in soluzioni acide si osserva per Pt (h=0,1 V) e la massima per piombo, zinco, cadmio e mercurio. La sovratensione cambia quando le soluzioni acide vengono sostituite con soluzioni alcaline. Ad esempio, sul platino in un ambiente alcalino, la sovratensione dell'idrogeno è h = 0,31 V (vedi Appendice).

L'evoluzione dell'ossigeno anodico è anche associata alla sovratensione. La sovratensione minima di evoluzione dell'ossigeno si osserva sugli elettrodi Pt (h=0,7 V) e la massima si osserva su zinco, mercurio e piombo (vedi Appendice).

Da quanto precede ne consegue che durante l'elettrolisi di soluzioni acquose:

1) gli ioni metallici sono ridotti al catodo, i cui potenziali degli elettrodi sono maggiori del potenziale di riduzione dell'acqua (-0,82V). Gli ioni metallici con potenziali elettrodi più negativi di -0,82 V non vengono ridotti. Questi includono alcali e metalli alcalino terrosi e alluminio.

2) su un anodo inerte, tenendo conto della sovratensione dell'ossigeno, si verifica l'ossidazione di quegli anioni il cui potenziale è inferiore al potenziale di ossidazione dell'acqua (+1,23 V). Tali anioni includono, per esempio, I - , Br - , Cl - , NO 2 - , OH - . Gli anioni CO 3 2-, PO 4 3-, NO 3 -, F - - non vengono ossidati.

3) durante l'elettrolisi con un anodo solubile, gli elettrodi di quei metalli vengono disciolti in mezzi neutri e acidi, il cui potenziale dell'elettrodo è inferiore a + 1,23 V e in alcali - inferiore a + 0,413 V.

I prodotti totali dei processi al catodo e all'anodo sono sostanze elettricamente neutre.

Per eseguire il processo di elettrolisi, è necessario applicare tensione agli elettrodi. Tensione di elettrolisi u el-za è la differenza di potenziale necessaria affinché le reazioni avvengano al catodo e all'anodo. Tensione di elettrolisi teorica ( u el-za, theor) senza tener conto di sovratensione, caduta di tensione ohmica nei conduttori del primo tipo e nell'elettrolita

u el-za, theor = e un - e k, (7)

dove e un, e k - potenziali delle reazioni anodiche e catodiche.

La relazione tra la quantità di una sostanza rilasciata durante l'elettrolisi e la quantità di corrente che passa attraverso l'elettrolita è espressa da due leggi di Faraday.

La legge di Faraday. La quantità di sostanza formata sull'elettrodo durante l'elettrolisi è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità che è passata attraverso la soluzione (fusione) dell'elettrolita:

dove Kè l'equivalente elettrochimico, g/C o g/Ah; Qè la quantità di elettricità, Coulomb, Q=Esso; t-tempo, s; io- corrente, A; F\u003d 96500 C / mol (A s / mol) \u003d 26,8 A h / mol - Costante di Faraday; E è la massa equivalente di una sostanza, g/mol.

Nelle reazioni elettrochimiche, la massa equivalente di una sostanza è determinata da:

nè il numero di elettroni coinvolti nella reazione dell'elettrodo della formazione di questa sostanza.

II Legge di Faraday. Quando la stessa quantità di elettricità passa attraverso elettroliti diversi, le masse delle sostanze rilasciate sugli elettrodi sono proporzionali alle loro masse equivalenti:

dove m 1 e m 2 – masse delle sostanze 1 e 2, E 1 ed E 2, g/mol – masse equivalenti delle sostanze 1 e 2.

In pratica, spesso a causa del verificarsi di processi redox concorrenti, sugli elettrodi si forma meno sostanza di quanta corrisponda all'elettricità che è passata attraverso la soluzione.

Per caratterizzare la perdita di elettricità durante l'elettrolisi, viene introdotto il concetto di "uscita di corrente". uscita di corrente In tè il rapporto espresso in percentuale della quantità del prodotto di elettrolisi effettivamente ottenuto m fatto. a quello teoricamente calcolato m teoria:

Esempio 10. Quali processi avverranno durante l'elettrolisi di una soluzione acquosa di solfato di sodio con un anodo di carbonio? Quali sostanze verranno rilasciate sugli elettrodi se l'elettrodo di carbonio viene sostituito con uno di rame?

Soluzione: In una soluzione di solfato di sodio, gli ioni sodio Na + , SO 4 2- e le molecole d'acqua possono partecipare ai processi degli elettrodi. Gli elettrodi di carbonio sono elettrodi inerti.

Sul catodo sono possibili i seguenti processi di recupero:

(-) K: Na + + ē → Na

2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -

Al catodo procede per prima la reazione con il valore più alto del potenziale dell'elettrodo. Pertanto, la riduzione delle molecole d'acqua avverrà al catodo, accompagnata dal rilascio di idrogeno e dalla formazione di ioni idrossido OH - nello spazio vicino al catodo. Gli ioni sodio Na + presenti al catodo insieme agli ioni OH - formeranno una soluzione alcalina NaOH.

(+)A: 2 SO 4 2- - 2 ē → S 2 O 8 2-

2 H 2 O - 4 ē → 4H + + O 2 .

All'anodo, procede per prima la reazione con il valore più basso del potenziale dell'elettrodo. Pertanto, l'ossidazione delle molecole d'acqua con il rilascio di ossigeno procederà all'anodo e gli ioni H + si accumulano nello spazio dell'anodo. Gli ioni SO 4 2- presenti all'anodo con ioni H + formeranno una soluzione di acido solforico H 2 SO 4 .

La reazione complessiva dell'elettrolisi è espressa dall'equazione:

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

prodotti catodici prodotti anodici

Quando si sostituisce un anodo di carbonio (inerte) con uno di rame, diventa possibile un'altra reazione di ossidazione sull'anodo: la dissoluzione del rame:

Cu-2 ē → Cu2+

Questo processo è caratterizzato da un valore potenziale inferiore rispetto ad altri possibili processi anodici. Pertanto, durante l'elettrolisi di Na 2 SO 4 con un anodo di rame, il rame verrà ossidato all'anodo e il solfato di rame CuSO 4 si accumulerà nello spazio dell'anodo. La reazione totale dell'elettrolisi è espressa dall'equazione:

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

prodotti catodici prodotto anodico

Esempio 11. Fare un'equazione per i processi che si verificano durante l'elettrolisi di una soluzione acquosa di cloruro di nichel NiCl 2 con un anodo inerte.

Soluzione: Gli ioni di nichel Ni 2+, Cl - e le molecole d'acqua possono partecipare ai processi degli elettrodi in una soluzione di cloruro di nichel. Un elettrodo di grafite può essere utilizzato come anodo inerte.

Al catodo sono possibili le seguenti reazioni:

(-) K: Ni 2+ + 2 ē → Ni

2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -

Il potenziale della prima reazione è maggiore, quindi gli ioni nichel sono ridotti al catodo.

All'anodo sono possibili le seguenti reazioni:

(+) A: 2 Cl - - 2 ē →Cl2

2H2O-4 ē O2+4H+ .

Secondo i potenziali standard dell'elettrodo all'anodo

l'ossigeno deve essere rilasciato. Infatti, a causa dell'elevata sovratensione di ossigeno all'elettrodo, viene rilasciato cloro. L'entità della sovratensione dipende dal materiale di cui è composto l'elettrodo. Per la grafite, la sovratensione dell'ossigeno è di 1,17 V con una densità di corrente di 1 A / cm 2, che aumenta il potenziale di ossidazione dell'acqua a 2,4 V.

Pertanto, l'elettrolisi di una soluzione di cloruro di nichel procede con la formazione di nichel e cloro:

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

al catodo all'anodo

Esempio 12. Calcolare la massa della sostanza e il volume di gas rilasciato su elettrodi inerti durante l'elettrolisi di una soluzione acquosa di nitrato d'argento AgNO 3 se il tempo di elettrolisi è di 25 minuti e la forza della corrente è 3 A.

Soluzione. Durante l'elettrolisi di una soluzione acquosa di AgNO 3 nel caso di un anodo insolubile (ad esempio grafite), si verificano i seguenti processi sugli elettrodi:

(-) K: Ag + + ē → Ag ,

2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -.

Il potenziale della prima reazione è maggiore, quindi la riduzione degli ioni d'argento avviene al catodo.

(+) A: 2H 2 O - 4 ē O2+4H+ ,

anione NO 3 - non ossidato.

g o litri l.

Compiti

5. Annotare le reazioni di elettrolisi su elettrodi inerti e calcolare la massa della sostanza ottenuta al catodo e il volume di gas rilasciato all'anodo durante l'elettrolisi delle soluzioni elettrolitiche, se il tempo di elettrolisi è di 20 minuti, la forza attuale io\u003d 2A se l'uscita di corrente è V t \u003d 100%. Quali sostanze verranno rilasciate sugli elettrodi quando si sostituisce un anodo inerte con un anodo metallico specificato nell'incarico?

№№	elettrolita	elettrodo metallico
	CuSO4	Cu
	MgCl 2	Ni
	Zn(NO 3) 2	Zn
	snf 2	sn
	CdSO4	CD
	FeCl2	Fe
	AgNO3	Ag
	HCl	co
	CoSO4	co
	NiCl2	Ni

Fine della tavola

Per descrivere i processi in fisica e chimica, ci sono un certo numero di leggi e relazioni ottenute sperimentalmente e mediante calcolo. Non un singolo studio può essere condotto senza una valutazione preliminare dei processi secondo relazioni teoriche. Le leggi di Faraday sono applicate sia in fisica che in chimica, e in questo articolo cercheremo di parlare brevemente e chiaramente di tutte le famose scoperte di questo grande scienziato.

Storia della scoperta

La legge di Faraday nell'elettrodinamica è stata scoperta da due scienziati: Michael Faraday e Joseph Henry, ma Faraday ha pubblicato i risultati del suo lavoro in precedenza, nel 1831.

Nei suoi esperimenti dimostrativi nell'agosto 1831, usò un toro di ferro, alle estremità opposte del quale era avvolto un filo (un filo per lato). Alle estremità di un primo filo, forniva alimentazione da una batteria galvanica e collegava un galvanometro alle conclusioni del secondo. Il design era simile a un moderno trasformatore. Accendendo e spegnendo periodicamente la tensione sul primo filo, osservava scoppi sul galvanometro.

Un galvanometro è uno strumento altamente sensibile per misurare piccole correnti.

Così è stata mostrata l'influenza campo magnetico, formato come risultato del flusso di corrente nel primo filo, sullo stato del secondo conduttore. Questo impatto è stato trasmesso dal primo al secondo attraverso il nucleo: un toro di metallo. Come risultato della ricerca, è stata anche scoperta l'influenza di un magnete permanente che si muove nella bobina sul suo avvolgimento.

Poi Faraday ha spiegato il fenomeno induzione elettromagnetica in termini di linee di forza. Un altro era un'installazione per la generazione di corrente continua: un disco di rame ruotava vicino a un magnete e un filo che scorreva lungo di esso fungeva da collettore di corrente. Questa invenzione è chiamata il disco di Faraday.

Gli scienziati di quel periodo non accettarono le idee di Faraday, ma Maxwell prese la ricerca per formare la base della sua teoria magnetica. Nel 1836, Michael Faraday stabilì relazioni per i processi elettrochimici, che chiamarono leggi dell'elettrolisi di Faraday. La prima descrive il rapporto tra la massa della sostanza rilasciata sull'elettrodo e la corrente che scorre, la seconda descrive il rapporto tra la massa della sostanza in soluzione e la massa della sostanza rilasciata sull'elettrodo, per una certa quantità di elettricità.

Elettrodinamica

I primi lavori trovano applicazione in fisica, in particolare nella descrizione del funzionamento di macchine e apparati elettrici (trasformatori, motori, ecc.). La legge di Faraday dice:

Per un circuito, la fem indotta è direttamente proporzionale all'ampiezza della velocità flusso magnetico, che si muove attraverso questo contorno con un segno meno.

Si può dire in parole povere: più velocemente il flusso magnetico si muove attraverso il circuito, più EMF viene generato ai suoi terminali.

La formula si presenta così:

Qui dФ è il flusso magnetico e dt è l'unità di tempo. È noto che la derivata prima rispetto al tempo è la velocità. Cioè, la velocità di movimento del flusso magnetico in questo caso particolare. A proposito, può muoversi, come una fonte di campo magnetico (una bobina con corrente - un elettromagnete, o magnete permanente) e il contorno.

Qui, il flusso può essere espresso dalla seguente formula:

B è il campo magnetico e dS è la superficie.

Se consideriamo una bobina con spire densamente avvolte, mentre il numero di spire è N, la legge di Faraday si presenta così:

Il flusso magnetico nella formula per un giro è misurato in Webers. La corrente che scorre nel circuito è chiamata induttiva.

L'induzione elettromagnetica è il fenomeno del flusso di corrente in un circuito chiuso sotto l'influenza di un campo magnetico esterno.

Nelle formule sopra, potresti aver notato i segni del modulo, senza di essi ha una forma leggermente diversa, come si diceva nella prima formulazione, con il segno meno.

Il segno meno spiega la regola di Lenz. La corrente che si verifica nel circuito crea un campo magnetico, è diretta nella direzione opposta. Questa è una conseguenza della legge di conservazione dell'energia.

Direzione corrente di induzione può essere determinato dalla regola mano destra oppure, lo abbiamo considerato in dettaglio sul nostro sito web.

Come già accennato, per il fenomeno dell'induzione elettromagnetica funzionano macchine elettriche, trasformatori, generatori e motori. L'illustrazione mostra il flusso di corrente nell'avvolgimento dell'indotto sotto l'influenza del campo magnetico dello statore. Nel caso di un generatore, quando il suo rotore ruota a causa di forze esterne, si crea un EMF negli avvolgimenti del rotore, la corrente genera un campo magnetico diretto in senso opposto (lo stesso segno meno nella formula). Maggiore è la corrente assorbita dal carico del generatore, maggiore è questo campo magnetico e più difficile è la rotazione.

E viceversa: quando la corrente scorre nel rotore, si forma un campo che interagisce con il campo dello statore e il rotore inizia a ruotare. Quando l'albero è carico, la corrente nello statore e nel rotore aumenta, ed è necessario garantire la commutazione degli avvolgimenti, ma questo è un altro argomento legato alla progettazione di macchine elettriche.

Al centro del funzionamento del trasformatore, la sorgente del flusso magnetico in movimento è un campo magnetico alternato che si verifica come risultato del flusso di corrente alternata nell'avvolgimento primario.

Se vuoi approfondire la questione, ti consigliamo di guardare un video che spieghi facilmente e chiaramente la legge di Faraday per l'induzione elettromagnetica:

Elettrolisi

Oltre alla ricerca sui campi elettromagnetici e sull'induzione elettromagnetica, lo scienziato ha fatto grandi scoperte in altre discipline, inclusa la chimica.

Quando la corrente scorre attraverso l'elettrolita, gli ioni (positivi e negativi) iniziano a precipitare verso gli elettrodi. I negativi si muovono verso l'anodo, i positivi verso il catodo. Allo stesso tempo, una certa massa di una sostanza viene rilasciata su uno degli elettrodi, che è contenuto nell'elettrolita.

Faraday ha condotto esperimenti, facendo passare diverse correnti attraverso l'elettrolita e misurando la massa della sostanza depositata sugli elettrodi, ha dedotto schemi.

m è la massa della sostanza, q è la carica e k dipende dalla composizione dell'elettrolita.

E la carica può essere espressa in termini di corrente per un periodo di tempo:

I=q/t, poi q = i*t

Ora puoi determinare la massa della sostanza che verrà rilasciata, conoscendo la corrente e il tempo in cui è fluita. Questa è chiamata la prima legge dell'elettrolisi di Faraday.

Seconda legge:

Il peso elemento chimico, che si depositerà sull'elettrodo, è direttamente proporzionale alla massa equivalente dell'elemento (la massa molare divisa per un numero che dipende da reazione chimica in cui è coinvolta la sostanza).

Alla luce di quanto sopra, queste leggi sono combinate nella formula:

m è la massa della sostanza che è stata rilasciata in grammi, n è il numero di elettroni trasferiti nel processo dell'elettrodo, F=986485 C/mol è il numero di Faraday, t è il tempo in secondi, M è la massa molare di la sostanza g/mol.

In realtà, a causa di motivi diversi, la massa della sostanza rilasciata è inferiore a quella calcolata (nel calcolo tenendo conto della corrente che scorre). Il rapporto tra le masse teoriche e reali è chiamato output di corrente:

B t \u003d 100% * m calc / m theor

Le leggi di Faraday hanno dato un contributo significativo allo sviluppo scienza moderna, grazie al suo lavoro abbiamo motori elettrici e generatori di energia elettrica (oltre al lavoro dei suoi seguaci). Il lavoro dell'EMF e i fenomeni dell'induzione elettromagnetica ci hanno fornito la maggior parte delle moderne apparecchiature elettriche, compresi altoparlanti e microfoni, senza i quali è impossibile ascoltare registrazioni e la comunicazione vocale. I processi di elettrolisi sono utilizzati nel metodo galvanico dei materiali di rivestimento, che ha un valore sia decorativo che pratico.

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