Faradeja vienotā elektrolīzes likuma matemātiskais apzīmējums. Faradeja likumi ķīmijā un fizikā – īss skaidrojums vienkāršos vārdos
Elektrolīzes likumi (Faraday likumi)
Jo fragments elektriskā strāva caur elektroķīmiskām sistēmām ir saistīta ar ķīmiskām pārvērtībām, ir jābūt noteiktai saistībai starp plūstošās elektroenerģijas daudzumu un izreaģējušo vielu daudzumu. To atklāja Faradejs, un tas tika izteikts pirmajos kvantitatīvos elektroķīmijas likumos, kurus vēlāk sauca par Faradeja likumiem.
Faradeja pirmais likums . Elektrolīzes laikā pārvērsto vielu daudzums ir proporcionāls elektroenerģijas daudzumam, kas izgājis caur elektrolītu:
Dm = k e q = k e Tā ,
Dm ir izreaģējušās vielas daudzums; k e - kāds proporcionalitātes koeficients; q ir elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar strāvas stipruma I un laika t reizinājumu. Ja q = It = 1, tadDm = kē, tas ir, koeficients k e ir vielas daudzums, kas reaģēja elektroenerģijas daudzuma vienības plūsmas rezultātā. Koeficients k uhsauca elektroķīmiskais ekvivalents .
Faradeja otrais likums atspoguļo attiecības, kas pastāv starp izreaģējušās vielas daudzumu un tās raksturu: ar nemainīgu caurlaides masas elektroenerģijas daudzumu dažādas vielas, piedzīvo transformāciju pie elektrodiem (izolācija no šķīduma, valences izmaiņas), proporcionāli šo vielu ķīmiskajiem ekvivalentiem:
Dm i/A i= konst .
Ir iespējams apvienot abus Faradeja likumus viena vispārīga likuma formā: izvadīšanai vai pārveidošanai ar strāvu 1 g-ekv jebkura viela (1/zmols vielas) vienmēr nepieciešams vienāds elektroenerģijas daudzums, ko sauc Faradeja numurs (vai faraday ):
Dm = tā=Tas .
Precīzi izmērīta Faradeja skaitļa vērtība
F = 96484,52 ± 0,038 C/g-ekv.
Tāds ir jebkura veida jonu viena grama ekvivalenta lādiņš. Reizinot šo skaitli arz (jona elementāro lādiņu skaits), mēs iegūstam elektroenerģijas daudzumu, kas pārvadā 1 g-jons . Dalot Faradeja skaitli ar Avogadro skaitli, iegūstam viena vienvērtīga jona lādiņu, kas vienāds ar elektrona lādiņu:
e = 96484,52 / (6,022035 × 10 23) = 1,6021913 × 10-19 C.
Otrā veida diriģentiem stingri tiek ievēroti likumi, ko Faradejs atklāja 1833. gadā. Novērotās novirzes no Faradeja likumiem ir acīmredzamas. Tās bieži ir saistītas ar neuzskaitītu paralēlu elektroķīmisku reakciju klātbūtni. Atkāpes no Faradeja likuma rūpnieciskās iekārtas saistīta ar strāvas noplūdi, vielas zudumu, izsmidzinot šķīdumu utt. Tehniskajos iestatījumos elektrolīzes rezultātā iegūtā produkta daudzuma attiecība pret daudzumu, kas aprēķināts, pamatojoties uz Faradeja likumu, ir mazāka par vienību un tiek saukta strāvas izvade :
B T = = .
Ar piesardzību laboratoriskie mērījumi nepārprotamām elektroķīmiskām reakcijām strāvas efektivitāte vienāds ar vienu(eksperimentālās kļūdas ietvaros). Faradeja likums tiek stingri ievērots, tāpēc tas ir pamatā visprecīzākajai metodei, kā mērīt elektrības daudzumu, kas izgājis cauri ķēdei, pēc elektroda izdalītās vielas daudzuma. Šiem mērījumiem izmantojiet kulonometri . Kā kulonometrus izmanto elektroķīmiskās sistēmas, kurās nenotiek paralēlas elektroķīmiskas un blakus ķīmiskas reakcijas. Saskaņā ar izveidoto vielu daudzuma noteikšanas metodēm kulonometrus iedala elektrogravimetriskajos, gāzes un titrēšanas mērinstrumentos. Elektrogravimetrisko kulonometru piemēri ir sudraba un vara kulonometri. Ričardsona sudraba kulonometra darbība, kas ir elektrolizators
(–) Agï AgNO3× aqï Ag (+) ,
pamatā ir sudraba masas svēršana, kas nogulsnēta uz katoda elektrolīzes laikā. Pārejot 96500 C (1 faradiena) elektrības, katoda izdalīsies 1 g-ekv sudraba (107 g). Ejot garāmn F elektrības, pie katoda tiek atbrīvota eksperimentāli noteikta masa (Dm uz). No koeficienta tiek noteikts novadīto elektrības faradienu skaits
n = Dm /107 .
Vara kulonometra darbības princips ir līdzīgs.
Gāzes kulonometros elektrolīzes produkti ir gāzes, un uz elektrodiem izdalīto vielu daudzumu nosaka, mērot to tilpumus. Šāda veida ierīces piemērs ir gāzes kulonometrs, kura pamatā ir ūdens elektrolīzes reakcija. Elektrolīzes laikā pie katoda izdalās ūdeņradis:
2H 2O+2 e- \u003d 2OH - + H2,
un skābeklis pie anoda:
H 2 O \u003d 2H + +½ O 2 +2 e – Vir kopējais izdalītās gāzes apjoms, m3.
Titrēšanas kulonometros titrimetriski nosaka vielas daudzumu, kas veidojas elektrolīzes laikā. Šis kulonometra veids ietver Kistjakovska titrēšanas kulonometru, kas ir elektroķīmiska sistēma
(–) Ptï KNO3, HNO3ï Ag (+) .
Elektrolīzes laikā sudraba anods izšķīst, veidojot sudraba jonus, kas tiek titrēti. Elektrības faradienu skaitu nosaka pēc formulas
n = mVc ,
kur m ir šķīduma masa, g; V ir titranta tilpums, ko izmanto 1 g anoda šķidruma titrēšanai; c – titranta koncentrācija, g-ekv/cm3.
Pamati > Uzdevumi un atbildes
Elektrolīze. Faradeja likumi
1
Atrodiet nātrija elektroķīmisko ekvivalentu. Nātrija molārā masa m \u003d 0,023 kg / mol, tā valence z \u003d 1. Faraday konstante
Risinājums:
2
Cinka anoda masa m \u003d 5 g ievieto elektrolītiskā vannā, caur kuru iet strāva es \u003d 2 A. Pēc kāda laika t vai anods tiks pilnībā izlietots metāla izstrādājumu pārklāšanai? Cinka elektroķīmiskais ekvivalents
Risinājums: 
3 Atrodiet Faradeja konstanti ja, izejot cauri lādiņa elektrolītiskajai vannai q = 7348 C pie katoda tika atbrīvota zelta masa m \u003d 5 g Zelta A ķīmiskais ekvivalents \u003d 0,066 kg/mol.
Risinājums:
Saskaņā ar Faradeja kombinēto likumu
no šejienes
4 Atrodi elementāru elektriskais lādiņš e, ja vielas masa, kas skaitliski vienāda ar ķīmisko ekvivalentu, satur N o = N A /z atomi vai molekulas.
Risinājums:
Joni elektrolīta šķīdumā satur vairākus elementārus lādiņus, kas vienādi ar valenci z. Kad izdalās vielas masa, kas skaitliski ir vienāda ar tās ķīmisko ekvivalentu, caur šķīdumu iziet lādiņš, kas skaitliski ir vienāds ar Faradeja konstanti, t.i. 
Tāpēc elementārais lādiņš
5
Sudraba molārā masa m 1 \u003d 0,108 kg / mol, tā valence z 1
= 1 un elektroķīmiskais ekvivalents
. Atrodiet zelta k2 elektroķīmisko ekvivalentu, ja molārā masa zelts m2 \u003d 0,197 kg / mol, tā valence z2 = 3.
Risinājums:
Saskaņā ar Faradeja otro likumu mums ir
tātad zelta elektroķīmiskais ekvivalents
6 Atrodiet laika gaitā izdalīto vielu masas t \u003d 10 h uz trīs elektrolītisko vannu katodiem, kas virknē savienotas ar tīklu līdzstrāva. Vannu anodi - varš, niķelis un sudrabs - tiek attiecīgi pazemināti CuS šķīdumos O 4, NiS0 4 un AgN0 3 . Elektrolīzes strāvas blīvums j =40 A/m2, katoda laukums katrā vannā S = 500 cm Vara, niķeļa un sudraba elektroķīmiskie ekvivalenti
Risinājums:
Strāva vannās I=jS. Saskaņā ar Faradeja pirmo likumu, vielu masas, kas izdalās elektrolīzes laikā
7
Kad laika gaitā tiek niķelēti izstrādājumi t = 2 h nogulsnētā niķeļa slāņa biezums l =0,03 mm.
Atrodiet strāvas blīvumu elektrolīzes laikā. Niķeļa elektroķīmiskais ekvivalents, tā blīvums 
Risinājums: 
8
Ampermetrs virknē ar elektrolītisko elementu norāda strāvu io \u003d 1,5A. Kāda korekcija jāveic ampērmetra rādījumā, ja laikā t \u003d 10 min uz katoda tika nogulsnēta vara masa m = 0,316 g? Vara elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums:
Saskaņā ar pirmo Faradeja likumu m = kI t , kur I ir strāva ķēdē; no šejienes I = m/kt \u003d 1,6 A, t.i. Jālabo ampērmetra rādījums.
9
Vēloties pārbaudīt voltmetra rādījumu pareizību, tas tika savienots paralēli ar rezistoru ar zināmu pretestību R=30 Ohm. Sērijveidā kopējā ķēdē tika iekļauta elektrolītiskā vanna, kurā tiek elektrolizēts sudrabs. Laikā t \u003d 5 min šajā vannā izcēlās sudraba masa m = 55,6 mg. Voltmetrs rādīja spriegumu Vo \u003d 6 V. Atrodiet atšķirību starp voltmetra rādījumu un precīza vērtība sprieguma kritums pāri rezistoram. Sudraba elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums:
Saskaņā ar Faradeja pirmo likumu m = kl t , kur I ir strāva ķēdē. Precīza sprieguma krituma vērtība pretestībā V=IR = mR/k t \u003d 4,91 V. Atšķirība starp voltmetra rādījumu un precīzu sprieguma krituma vērtību
10
Sudraba karotes caur sudraba sāls šķīdumu laika gaitā t \u003d 5 h strāva ir pagājusi es \u003d 1,8 A. Katods ir n \u003d 12 karotes, katrai no tām ir virsmas laukums S =50 cm2. Cik biezs sudraba slānis ir nogulsnēts uz karotēm? Sudraba molārā masa m \u003d 0,108 kg / mol, tā valence z \u003d 1 un blīvums 
.
Risinājums:
Slāņa biezums
11 Divas elektrolītiskās vannas ir savienotas virknē. Pirmajā vannā ir dzelzs hlorīda (FeCl 2 ), otrajā - dzelzs hlorīda (FeCl 3 ). Atrodiet atbrīvotās dzelzs masas uz katodiem un hlora masu uz anodiem katrā vannā, kad lādiņš iet caur vannu. Dzelzs un hlora molmasas.
Risinājums:
Pirmajā vannā dzelzs ir divvērtīga (z1=2), otrajā – trīsvērtīgā (z2 = 3). Tāpēc, izejot cauri vienādu lādiņu šķīdumiem, uz katodiem izdalās dažādas dzelzs masas: pirmajā vannā
otrajā vannā
Tā kā hlora atomu valence ir z = 1, tad pie katras vannas anoda izdalās hlora masa
12 Sērskābes šķīduma elektrolīzes laikā (CuS O 4 ) elektroenerģijas patēriņš N=37 W. Savlaicīgi atrodiet elektrolīta pretestību t = izdalās 50 min ūdeņraža masa m = 0,3 g Ūdeņraža molārā masa m \u003d 0,001 kg / mol, tā valence z \u003d 1 .
Risinājums: 
13
Niķeļa ražošanas elektrolītiskajā metodē W tiek patērēts uz masas vienību m = 10 kWh h/kg elektroenerģijas. Niķeļa elektroķīmiskais ekvivalents
. Pie kāda sprieguma tiek veikta elektrolīze?
Risinājums:
14
Atrodiet atbrīvotā vara masu, ja W = 5 kW tika iztērēti, lai to iegūtu ar elektrolītisko metodi H h elektrība. Elektrolīze tiek veikta pie sprieguma V =10 V, efektivitāte instalācijas h =75%. Vara elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums:
efektivitāte instalācijas
kur q ir lādiņš, kas iet cauri vannai. Izdalītā vara masa m=kq; no šejienes
15
Kāds lādiņš iziet cauri sērskābes (CuS O 4 ) laikā t \u003d 10 s, ja strāva šajā laikā vienmērīgi palielinās no I 1 = 0 pret I 2 = 4A? Kāda vara masa šajā gadījumā tiek atbrīvota pie katoda? Vara elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums: 
Vidējā strāva
Lādiņa, kas plūst caur šķīdumu
Lādiņa atrašana grafiski parādīta attēlā. 369. Strāvas un laika grafikā iekrāsotais laukums ir skaitliski vienāds ar lādiņu. uz katoda nogulsnētā vara masa,
16
Attīrot varu ar elektrolīzi, virknē savienotām elektrolītiskām vannām ar kopējo pretestību R = 0,5 omi tiek pielikts spriegums V=10 V. Atrodiet tīrā vara masu, kas laika gaitā izdalās uz vannas katodiem. t =10h emf polarizācija e = 6 V. Vara elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums:
17
Ūdens elektrolīzes laikā caur elektrolītisko vannu uz laiku t = 25 min strāva I \u003d 20 A. Kāda ir temperatūra t izdalītais skābeklis, ja tas atrodas tilpumā V = 1 l zem spiediena p = 0,2 MPa? Ūdens molārā masa m \u003d 0,018 kg / mol. Skābekļa elektroķīmiskais ekvivalents
.
Risinājums:
kur R \u003d 8,31 J / (mol K) ir gāzes konstante.
18
Elektrolītiskajā alumīnija ražošanas metodē W tiek patērēts uz masas vienību 1 m = 50 kWh h/kg elektroenerģijas. Elektrolīzi veic pie sprieguma V1 = 1
6,2 V. Kāds būs elektroenerģijas patēriņš W 2 m uz masas vienību pie sprieguma V2 = 8, 1 V?
Risinājums: 
redoksprocess, piespiedu kārtā plūstot elektriskās strāvas ietekmē sauc par elektrolīzi.
Elektrolīzi veic ar elektrolītu piepildītā elektrolītiskā šūnā, kurā iegremdēti elektrodi, kas savienoti ar ārēju strāvas avotu.
Elektrods savienots ar negatīvo polu ārējais avots strāva tiek saukta katods. Pie katoda notiek elektrolītu daļiņu reducēšanās procesi. Tiek saukts elektrods, kas savienots ar strāvas avota pozitīvo polu anods. Pie anoda notiek elektrolīta daļiņu vai elektrodu materiāla oksidēšanās procesi.
Anoda procesi ir atkarīgi no elektrolīta un anoda materiāla rakstura. Šajā sakarā elektrolīzi izceļ ar inertu un šķīstošu anodu.
Anodu sauc par inertu, kura materiāls elektrolīzes laikā netiek oksidēts. Pie inertiem elektrodiem pieder, piemēram, grafīts (ogleklis) un platīns.
Anodu sauc par šķīstošu, kura materiāls var oksidēties elektrolīzes laikā. Lielākā daļa metāla elektrodu ir šķīstoši.
Kā elektrolītu var izmantot šķīdumus vai kausējumus. Elektrolīta šķīdumā vai kausējumā joni atrodas haotiskā kustībā. Elektriskās strāvas iedarbībā joni iegūst virzītu kustību: katjoni virzās uz katodu, bet anjoni - pret anodu un attiecīgi tos var izlādēt pie elektrodiem.
Ar elektrolīzi kūst ar inertiem elektrodiem tikai metāla katjonus var reducēt pie katoda, bet anjonus var oksidēt.
Ūdens elektrolīzes laikā risinājumus uz katoda papildus metāla katjoniem var tikt reducētas ūdens molekulas, bet skābos šķīdumos - ūdeņraža jonus H +. Tādējādi katodā ir iespējamas šādas konkurējošas reakcijas:
(-) K: Es n + + ne→ Es
2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -
2H++2 ē
→ H 2 
Katods vispirms reaģē ar augstākā vērtība elektrodu potenciāls.
Ūdens elektrolīzes laikā šķīdumi ar šķīstošu anodu, papildus anjonu oksidēšanai ir iespējamas paša elektroda, ūdens molekulu un hidroksīda jonu (OH-) sārmainos šķīdumos oksidēšanās reakcijas:
(+) A: Es - n ē→ Es n +
anjonu oksidēšana E 0
2H2O-4 ē
O2+4H+ 
4OH - - 4 ē
\u003d O 2 + 2H 2 O 
Pie anoda pirmā reakcija ir ar mazākā vērtība elektrodu potenciāls.
Elektrodu reakcijām tiek doti līdzsvara potenciāli, ja nav elektriskās strāvas.
Elektrolīze ir nelīdzsvara process, tāpēc elektrodu reakciju potenciāli strāvā atšķiras no to līdzsvara vērtībām. Elektroda potenciāla nobīdi no tā līdzsvara vērtības ārējās strāvas ietekmē sauc par elektrodu polarizāciju. Polarizācijas lielumu sauc par pārspriegumu. Pārsprieguma lielumu ietekmē daudzi faktori: elektroda materiāla raksturs, strāvas blīvums, temperatūra, pH vide utt.
Metālu katoda izgulsnēšanas pārspriegumi ir salīdzinoši nelieli.
Ar lielu pārspriegumu, kā likums, notiek gāzu, piemēram, ūdeņraža un skābekļa, veidošanās process. Minimālais ūdeņraža pārspriegums katodā skābos šķīdumos tiek novērots Pt (h=0,1 V), bet maksimālais svinam, cinkam, kadmijam un dzīvsudrabam. Pārspriegums mainās, ja skābos šķīdumus aizstāj ar sārmainiem. Piemēram, uz platīna sārmainā vidē ūdeņraža pārspriegums ir h = 0,31 V (skatīt pielikumu).
Anoda skābekļa izdalīšanās ir saistīta arī ar pārspriegumu. Skābekļa izdalīšanās minimālais pārspriegums tiek novērots uz Pt elektrodiem (h=0,7 V), bet maksimālais – uz cinka, dzīvsudraba un svina (sk. pielikumu).
No iepriekš minētā izriet, ka ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā:
1) pie katoda tiek reducēti metālu joni, kuru elektrodu potenciāli ir lielāki par ūdens reducēšanas potenciālu (-0,82V). Metāla joni, kuru negatīvais elektrodu potenciāls ir lielāks par -0,82 V, netiek samazināti. Tie ietver sārmu un sārmzemju metāli un alumīnijs.
2) uz inerta anoda, ņemot vērā skābekļa pārspriegumu, oksidējas tie anjoni, kuru potenciāls ir mazāks par ūdens oksidēšanās potenciālu (+1,23V). Pie šādiem anjoniem pieder, piemēram, I - , Br - , Cl - , NO 2 - , OH - . Anjoni CO 3 2-, PO 4 3-, NO 3 -, F - nav oksidēti.
3) elektrolīzes laikā ar šķīstošo anodu elektrodi no tiem metāliem tiek izšķīdināti neitrālā un skābā vidē, kuru elektrodu potenciāls ir mazāks par + 1,23 V, bet sārmainā - mazāks par + 0,413 V.
Kopējie procesu produkti pie katoda un anoda ir elektriski neitrālas vielas.
Lai veiktu elektrolīzes procesu, elektrodiem jāpieliek spriegums. Elektrolīzes spriegums U el-za ir potenciālu starpība, kas nepieciešama, lai reakcijas notiktu pie katoda un anoda. Teorētiskais elektrolīzes spriegums ( U el-za, teorija), neņemot vērā pārspriegumu, omu sprieguma kritumu pirmā veida vadītājos un elektrolītā
U el-za, teorija = E bet - E k, (7)
kur E bet, E k - anoda un katoda reakciju potenciāli.
Sakarību starp elektrolīzes laikā izdalītās vielas daudzumu un strāvas daudzumu, kas iet caur elektrolītu, izsaka divi Faradeja likumi.
I Faradeja likums. Vielas daudzums, kas veidojas uz elektroda elektrolīzes laikā, ir tieši proporcionāls elektroenerģijas daudzumam, kas izgājis caur elektrolīta šķīdumu (kausējumu):
kur k ir elektroķīmiskais ekvivalents, g/C vai g/Ah; J ir elektroenerģijas daudzums, Kulons, J=Tas; t-laiks, s; es- strāva, A; F\u003d 96500 C / mol (A s / mol) \u003d 26,8 A h / mol - Faradeja konstante; E ir ekvivalenta vielas masa, g/mol.
Elektroķīmiskajās reakcijās vielas ekvivalento masu nosaka:
n ir elektronu skaits, kas iesaistīti šīs vielas veidošanās elektrodu reakcijā.
II Faradeja likums. Kad vienāds elektroenerģijas daudzums iziet cauri dažādiem elektrolītiem, uz elektrodiem izdalīto vielu masas ir proporcionālas to ekvivalentajām masām:
kur m 1 un m 2 – 1. un 2. vielu masas, E 1 un E 2, g/mol – 1. un 2. vielu ekvivalentās masas.
Praksē bieži vien konkurējošu redoksprocesu rašanās dēļ uz elektrodiem veidojas mazāk vielas, nekā atbilst elektrībai, kas izgājusi cauri šķīdumam.
Lai raksturotu elektroenerģijas zudumus elektrolīzes laikā, tiek ieviests jēdziens "Strāvas izvade". strāvas izvade In t ir attiecība, kas izteikta procentos no faktiski iegūtā elektrolīzes produkta daudzuma m fakts. uz teorētiski aprēķināto m teorija: 
10. piemērs. Kādi procesi notiks nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā ar oglekļa anodu? Kādas vielas izdalīsies uz elektrodiem, ja oglekļa elektrods tiks aizstāts ar vara elektrodu?
Risinājums: Nātrija sulfāta šķīdumā elektrodu procesos var piedalīties nātrija joni Na + , SO 4 2- un ūdens molekulas. Oglekļa elektrodi ir inerti elektrodi.
Katodā ir iespējami šādi atkopšanas procesi:
(-) K: Na + + ē
→ Na 
2H2O+2 ē
→ H 2 + 2OH - 
Katodā vispirms notiek reakcija ar lielāko elektroda potenciāla vērtību. Tāpēc ūdens molekulu reducēšanās notiks pie katoda, ko pavada ūdeņraža izdalīšanās un hidroksīda jonu veidošanās OH - katoda tuvumā. Nātrija joni Na +, kas atrodas pie katoda, kopā ar OH joniem veidos sārmu NaOH šķīdumu.
(+)A: 2 SO 4 2- - 2 ē
→ S 2 O 8 2- 
2 H 2 O - 4 ē
→ 4H + + O 2 
.
Pie anoda vispirms notiek reakcija ar zemāko elektroda potenciāla vērtību. Tāpēc ūdens molekulu oksidēšanās ar skābekļa izdalīšanos notiks pie anoda, un H + joni uzkrājas anoda telpā. SO 4 2- joni, kas atrodas pie anoda ar H + joniem, veidos sērskābes H 2 SO 4 šķīdumu.
Elektrolīzes kopējo reakciju izsaka ar vienādojumu:
2 Na 2 SO 4 + 6H 2 O \u003d 2H 2 + 4 NaOH + O 2 + 2H 2 SO 4.
katoda izstrādājumi anoda izstrādājumi
Nomainot oglekļa (inerto) anodu ar vara, uz anoda kļūst iespējama cita oksidācijas reakcija - vara šķīdināšana:
Cu-2 ē
→ Cu2+ 
Šim procesam ir raksturīga zemāka potenciālā vērtība nekā citiem iespējamiem anodiskajiem procesiem. Tāpēc, veicot Na 2 SO 4 elektrolīzi ar vara anodu, varš oksidēsies pie anoda, un anoda telpā uzkrāsies vara sulfāts CuSO 4. Kopējo elektrolīzes reakciju izsaka ar vienādojumu:
Na 2 SO 4 + 2H 2 O + Cu \u003d H 2 + 2 NaOH + CuSO 4.
katoda izstrādājumi anoda izstrādājums
11. piemērs. Izveidojiet vienādojumu procesiem, kas notiek niķeļa hlorīda NiCl 2 ūdens šķīduma elektrolīzes laikā ar inertu anodu.
Risinājums: Niķeļa joni Ni 2+ , Cl - un ūdens molekulas var piedalīties elektrodu procesos niķeļa hlorīda šķīdumā. Grafīta elektrodu var izmantot kā inertu anodu.
Katodā ir iespējamas šādas reakcijas:
(-) K: Ni 2+ + 2 ē
→ Ni 
2H2O+2 ē
→ H 2 + 2OH - 
Pirmās reakcijas potenciāls ir lielāks, tāpēc niķeļa joni tiek samazināti pie katoda.
Pie anoda ir iespējamas šādas reakcijas:
(+) A: 2 Cl - - 2 ē
→Cl2 
2H2O-4 ē
O2+4H+ 
.
Atbilstoši standarta elektrodu potenciāliem pie anoda
jāatbrīvo skābeklis. Faktiski, pateicoties lielajam skābekļa pārspriegumam pie elektroda, izdalās hlors. Pārsprieguma lielums ir atkarīgs no materiāla, no kura izgatavots elektrods. Grafītam skābekļa pārspriegums ir 1,17 V pie strāvas blīvuma 1 A / cm 2, kas palielina ūdens oksidācijas potenciālu līdz 2,4 V.
Tāpēc niķeļa hlorīda šķīduma elektrolīze notiek, veidojot niķeli un hloru:
Ni 2+ + 2Cl - \u003d Ni + Cl 2.
pie katoda pie anoda
12. piemērs. Aprēķina vielas masu un gāzes tilpumu, kas izdalās uz inertiem elektrodiem sudraba nitrāta AgNO 3 ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, ja elektrolīzes laiks ir 25 minūtes un strāvas stiprums ir 3 A.
Risinājums. AgNO 3 ūdens šķīduma elektrolīzes laikā nešķīstoša anoda (piemēram, grafīta) gadījumā uz elektrodiem notiek šādi procesi:
(-) K: Ag + + ē
→ Ag 
,
2H2O+2 ē → H 2 + 2OH -.
Pirmās reakcijas potenciāls ir lielāks, tāpēc pie katoda notiek sudraba jonu reducēšana.
(+) A: 2H2O-4 ē
O2+4H+ 
,
anjons NO 3 - nav oksidēts.
g vai litri 
l.
Uzdevumi
5. Pierakstiet elektrolīzes reakcijas uz inertiem elektrodiem un aprēķiniet pie katoda iegūtās vielas masu un pie anoda izdalītās gāzes tilpumu elektrolītu šķīdumu elektrolīzes laikā, ja elektrolīzes laiks ir 20 minūtes, strāvas stiprumu. es\u003d 2A, ja strāvas izvade ir V t \u003d 100%. Kādas vielas izdalīsies uz elektrodiem, nomainot inerto anodu pret uzdevumā norādīto metāla anodu?
| №№ | Elektrolīts | metāla elektrods |
| CuSO4 | Cu | |
| MgCl 2 | Ni | |
| Zn(NO3)2 | Zn | |
| snf 2 | sn | |
| CdSO4 | CD | |
| FeCl2 | Fe | |
| AgNO3 | Ag | |
| HCl | co | |
| CoSO4 | co | |
| NiCl2 | Ni |
Tabulas beigas
Lai aprakstītu procesus fizikā un ķīmijā, ir vairāki likumi un sakarības, kas iegūtas eksperimentāli un aprēķinos. Nevienu pētījumu nevar veikt bez procesu iepriekšēja novērtējuma pēc teorētiskajām sakarībām. Faradeja likumi tiek piemēroti gan fizikā, gan ķīmijā, un šajā rakstā mēs centīsimies īsi un skaidri runāt par visiem šī lieliskā zinātnieka slavenajiem atklājumiem.
Atklājumu vēsture
Faradeja likumu elektrodinamikā atklāja divi zinātnieki: Maikls Faradejs un Džozefs Henrijs, bet Faradejs sava darba rezultātus publicēja agrāk – 1831. gadā.
Savos demonstrācijas eksperimentos 1831. gada augustā viņš izmantoja dzelzs toru, kura pretējos galos bija uztīts vads (viens vads katrā pusē). Viena pirmā vada galos viņš piegādāja strāvu no galvaniskā akumulatora un pieslēdza galvanometru otrā vadu secinājumiem. Dizains bija līdzīgs mūsdienu transformatoram. Periodiski ieslēdzot un izslēdzot spriegumu pirmajā vadā, viņš novēroja galvanometra pārrāvumus.
Galvanometrs ir ļoti jutīgs instruments mazu strāvu mērīšanai.
Tādējādi tika parādīta ietekme magnētiskais lauks, veidojas strāvas plūsmas rezultātā pirmajā vadā, uz otrā vadītāja stāvokļa. Šis trieciens tika pārnests no pirmā uz otro caur serdi - metāla toru. Pētījuma rezultātā tika atklāta arī pastāvīgā magnēta, kas kustas spolē, ietekme uz tās tinumu.
Tad Faradejs izskaidroja šo fenomenu elektromagnētiskā indukcija spēka līniju izteiksmē. Vēl viena bija instalācija līdzstrāvas ģenerēšanai: pie magnēta griezās vara disks, un gar to slīdošais vads bija strāvas savācējs. Šo izgudrojumu sauc par Faradeja disku.
Tā laika zinātnieki nepieņēma Faradeja idejas, bet Maksvels izmantoja pētījumus, lai veidotu savas magnētiskās teorijas pamatu. 1836. gadā Maikls Faradejs nodibināja elektroķīmisko procesu attiecības, ko viņi sauca par Faradeja elektrolīzes likumiem. Pirmais apraksta uz elektroda izdalītās vielas masas un plūstošās strāvas attiecību, bet otrais apraksta šķīdumā esošās vielas masas un uz elektroda izdalītās vielas masas attiecību noteiktam daudzumam elektrība.
Elektrodinamika
Pirmie darbi tiek pielietoti fizikā, konkrēti elektrisko mašīnu un aparātu (transformatoru, motoru u.c.) darbības aprakstā. Faradeja likums saka:
Ķēdei inducētais emf ir tieši proporcionāls ātruma lielumam magnētiskā plūsma, kas pārvietojas pa šo kontūru ar mīnusa zīmi.
Tā var teikt vienkāršos vārdos: jo ātrāk magnētiskā plūsma pārvietojas pa ķēdi, jo vairāk EML tiek ģenerēts tās spailēs.
Formula izskatās šādi:
Šeit dФ ir magnētiskā plūsma, un dt ir laika vienība. Ir zināms, ka pirmais atvasinājums attiecībā pret laiku ir ātrums. Tas ir, magnētiskās plūsmas kustības ātrums šajā konkrētajā gadījumā. Starp citu, tas var pārvietoties kā magnētiskā lauka avots (spole ar strāvu - elektromagnēts vai pastāvīgais magnēts) un kontūru.
Šeit plūsmu var izteikt ar šādu formulu:
B ir magnētiskais lauks un dS ir virsmas laukums.
Ja ņemam vērā spoli ar blīvi savītiem pagriezieniem, kamēr apgriezienu skaits ir N, tad Faradeja likums izskatās šādi:
Magnētiskā plūsma formulā vienam pagriezienam tiek mērīta Webers. Strāvu, kas plūst ķēdē, sauc par induktīvu.
Elektromagnētiskā indukcija ir strāvas plūsmas parādība slēgtā ķēdē ārējā magnētiskā lauka ietekmē.
Iepriekš minētajās formulās varēja pamanīt moduļa zīmes, bez tām tai ir nedaudz cita forma, kā tas tika teikts pirmajā formulējumā, ar mīnusa zīmi.
Mīnusa zīme izskaidro Lenca likumu. Strāva, kas rodas ķēdē, rada magnētisko lauku, tā ir vērsta pretējā virzienā. Tās ir enerģijas nezūdamības likuma sekas.
Virziens indukcijas strāva var noteikt ar noteikumu labā roka vai arī mēs to detalizēti izskatījām savā tīmekļa vietnē.
Kā jau minēts, elektromagnētiskās indukcijas fenomena dēļ darbojas elektriskās mašīnas, transformatori, ģeneratori un motori. Attēlā parādīta strāvas plūsma armatūras tinumā statora magnētiskā lauka ietekmē. Ģeneratora gadījumā, kad tā rotors griežas ar ārējiem spēkiem, rotora tinumos rodas EML, strāva ģenerē magnētisko lauku, kas vērsts pretēji (tā pati mīnusa zīme formulā). Jo lielāku strāvu velk ģeneratora slodze, jo lielāks ir šis magnētiskais lauks, un jo grūtāk to pagriezt.
Un otrādi - kad rotorā plūst strāva, rodas lauks, kas mijiedarbojas ar statora lauku un rotors sāk griezties. Noslogojot vārpstu, palielinās strāva statorā un rotorā, un ir jānodrošina tinumu pārslēgšana, bet šī ir vēl viena tēma, kas saistīta ar elektrisko mašīnu konstrukciju.
Transformatora darbības centrā kustīgās magnētiskās plūsmas avots ir mainīgs magnētiskais lauks, kas rodas maiņstrāvas plūsmas rezultātā primārajā tinumā.
Ja vēlaties sīkāk izpētīt šo jautājumu, iesakām noskatīties video, kurā viegli un skaidri izskaidrots Faradeja likums par elektromagnētisko indukciju:
Elektrolīze
Papildus EML un elektromagnētiskās indukcijas pētījumiem zinātnieks veica lieliskus atklājumus arī citās disciplīnās, tostarp ķīmijā.
Kad strāva plūst caur elektrolītu, joni (pozitīvie un negatīvie) sāk plūst uz elektrodiem. Negatīvie virzās uz anodu, pozitīvie pret katodu. Tajā pašā laikā uz viena no elektrodiem izdalās noteikta vielas masa, kas atrodas elektrolītā.
Faradejs veica eksperimentus, izlaižot dažādas strāvas caur elektrolītu un izmērot uz elektrodiem nogulsnētās vielas masu, un secināja modeļus.
m ir vielas masa, q ir lādiņš, un k ir atkarīgs no elektrolīta sastāva.
Un maksu var izteikt kā strāvu noteiktā laika periodā:
I=q/t, tad q = i*t
Tagad jūs varat noteikt izdalītās vielas masu, zinot strāvu un laiku, kad tā plūda. To sauc par Faradeja pirmo elektrolīzes likumu.
Otrais likums:
Svars ķīmiskais elements, kas nosēssies uz elektroda, ir tieši proporcionāls elementa ekvivalentajai masai (molmasa dalīta ar skaitli, kas ir atkarīgs no ķīmiskā reakcija kurā viela ir iesaistīta).
Ņemot vērā iepriekš minēto, šie likumi ir apvienoti formulā:
m ir izdalītās vielas masa gramos, n ir elektrodu procesā pārnesto elektronu skaits, F=986485 C/mol ir Faradeja skaitlis, t ir laiks sekundēs, M ir vielas molārā masa g /mol.
Realitātē sakarā ar dažādu iemeslu dēļ, izdalītās vielas masa ir mazāka par aprēķināto (aprēķinot, ņemot vērā plūstošo strāvu). Teorētiskās un reālās masas attiecību sauc par strāvas izvadi:
B t \u003d 100% * m aprēķins / m teor
Faradeja likumi ir devuši būtisku ieguldījumu attīstībā mūsdienu zinātne, pateicoties viņa darbam, mums ir elektromotori un elektroenerģijas ģeneratori (kā arī viņa sekotāju darbs). EMF darbs un elektromagnētiskās indukcijas parādības deva mums lielāko daļu mūsdienu elektroiekārtu, tostarp skaļruņus un mikrofonus, bez kuriem nav iespējams klausīties ierakstus un balss saziņu. Elektrolīzes procesi tiek izmantoti pārklājuma materiālu galvaniskajā metodē, kam ir gan dekoratīva, gan praktiska vērtība.
Saistīts saturs:
Patīk( 0 ) Man nepatīk( 0 )
Notiek ielāde...