Matematisk notation av Faradays enhetliga lag för elektrolys. Faradays lagar i kemi och fysik - en kort förklaring i enkla ord

Elektrolyslagar (Faradays lagar)

Eftersom passagen elektrisk ström genom elektrokemiska system förknippas med kemiska omvandlingar måste det finnas ett visst samband mellan mängden el som strömmar och mängden reagerade ämnen. Det upptäcktes av Faraday och uttrycktes i elektrokemins första kvantitativa lagar, senare kallade Faradays lagar.

Faradays första lag . Mängden ämnen som omvandlas under elektrolys är proportionell mot mängden elektricitet som har passerat genom elektrolyten:

Dm = k e q = k e det ,

Dm är mängden av den reagerade substansen; k e - någon proportionalitetskoefficient; q är mängden elektricitet lika med produkten av strömstyrkan I och tiden t. Om q = It = 1, dåDm = k eh, det vill säga koefficienten k e är mängden ämne som reagerade som ett resultat av flödet av en enhetsmängd el. Koefficient k ehkallad elektrokemisk motsvarighet .

Faradays andra lag återspeglar förhållandet som finns mellan mängden av det reagerade ämnet och dess natur: med en konstant mängd passerad masselektricitet olika ämnen, upplever transformation vid elektroderna (isolering från lösning, förändring i valens), proportionell mot dessa ämnens kemiska ekvivalenter:

Dm i/A i= konst .

Det är möjligt att kombinera båda Faradays lagar i form av en allmän lag: för utsöndring eller transformation med ström 1 g-ekv något ämne (1/zmol av ett ämne) behöver alltid samma mängd elektricitet, som kallas Faraday nummer (eller faraday ):

Dm = det=Det .

Noggrant uppmätt värde på Faraday-numret

F = 96484,52 ± 0,038 C/g-ekv.

Sådan är laddningen som bärs av en gramekvivalent joner av något slag. Multiplicera detta tal medz (antalet elementära laddningar av jonen), får vi mängden elektricitet som bär 1 g-jon . Om vi ​​dividerar Faraday-talet med Avogadro-talet får vi laddningen av en envärd jon, lika med laddningen av elektronen:

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

Lagarna som upptäcktes av Faraday 1833 följs strikt för konduktörer av det andra slaget. Observerade avvikelser från Faradays lagar är uppenbara. De är ofta förknippade med närvaron av oöverskådliga parallella elektrokemiska reaktioner. Avvikelser från Faradays lag industriella plantor i samband med strömläckage, förlust av ämne vid sprutning av lösningen etc. I tekniska inställningar är förhållandet mellan mängden produkt som erhålls genom elektrolys och mängden beräknad på grundval av Faradays lag mindre än enhet och kallas strömutgång :

B T = = .

Med försiktig laboratoriemätningar för entydiga elektrokemiska reaktioner strömeffektivitet lika med ett(inom experimentfelet). Faradays lag följs strikt, så det är grunden för den mest exakta metoden för att mäta mängden elektricitet som har passerat genom kretsen, med mängden ämne som frigörs vid elektroden. För dessa mätningar, använd kulometrar . Elektrokemiska system används som kulometrar, där det inte finns några parallella elektrokemiska och sidokemiska reaktioner. Enligt metoderna för att bestämma mängden bildade ämnen coulometrar är indelade i elektrogravimetri, gas och titrering. Exempel på elektrogravimetriska kulometrar är silver- och kopparcoulometrar. Handlingen av Richardsons silvercoulometer, som är en elektrolysör

(–) Agï AgNO3× aqï Ag (+) ,

baseras på att väga massan av silver som avsatts på katoden under elektrolys. När man passerar 96500 C (1 faradag) elektricitet kommer 1 g-eq silver (107 g) att frigöras vid katoden. När du passerarn F av elektricitet frigörs en experimentellt bestämd massa vid katoden (Dm till). Antalet passerade faradagar elektricitet bestäms utifrån förhållandet

n = Dm /107 .

Funktionsprincipen för en kopparcoulometer är liknande.

I gascoulometrar är elektrolysprodukterna gaser, och mängden ämnen som frigörs på elektroderna bestäms genom att mäta deras volymer. Ett exempel på en anordning av denna typ är en gascoulometer baserad på reaktionen av elektrolys av vatten. Under elektrolys frigörs väte vid katoden:

2H2O+2 e- \u003d 2OH - + H 2,

och syre vid anoden:

H2O \u003d 2H + +½ O2+2 e – Vär den totala volymen frigjord gas, m3.

I titreringscoulometrar bestäms mängden av ett ämne som bildas under elektrolys titrimetriskt. Denna typ av coulometer inkluderar Kistyakovsky titreringscoulometer, som är ett elektrokemiskt system

(–) Ptï KNO3, HNO3ï Ag (+) .

Under elektrolys löses silveranoden upp och bildar silverjoner som titreras. Antalet faradagar elektricitet bestäms av formeln

n = mVc ,

var mär lösningens massa, g; Vär volymen titrant som används för titrering av 1 g anodvätska; c – titrantkoncentration, g-eq/cm3.

Grunder > Uppgifter och svar

Elektrolys. Faradays lagar

1 Hitta den elektrokemiska motsvarigheten till natrium. Molar massa av natrium m \u003d 0,023 kg / mol, dess valens z \u003d 1. Faraday konstant

Beslut:

2 Zinkanodmassa m \u003d 5 g placeras i ett elektrolytiskt bad genom vilket en ström passerar jag \u003d 2 A. Efter vilken tid t kommer anoden att vara helt förbrukad för beläggning av metallprodukter? Elektrokemisk motsvarighet till zink

Beslut:

3 Hitta Faraday-konstanten om, när du passerar genom det elektrolytiska laddningsbadet q = 7348 C vid katoden släpptes en massa guld m \u003d 5 g. Kemisk motsvarighet till guld A \u003d 0,066 kg / mol.

Beslut:
Enligt Faradays kombinerade lag

härifrån

4 Hitta elementärt elektrisk laddning e, om ämnets massa, numeriskt lika med den kemiska ekvivalenten, innehåller N o = N A /z atomer eller molekyler.

Beslut:
Joner i en elektrolytlösning bär ett antal elementära laddningar lika med valensen z. När en massa av ett ämne frigörs som numeriskt är lika med dess kemiska ekvivalent, passerar en laddning genom lösningen som numeriskt är lika med Faraday-konstanten, d.v.s.

Därför den elementära laddningen

5 Molar massa av silver m 1 \u003d 0,108 kg / mol, dess valens z 1 = 1 och elektrokemisk ekvivalent. Hitta den elektrokemiska motsvarigheten till guld k2 if molär massa guld- m2 \u003d 0,197 kg / mol, dess valens z2 = 3.

Beslut:
Enligt Faradays andra lag har vi

därav den elektrokemiska motsvarigheten till guld

6 Hitta massorna av ämnen som frigörs över tiden t \u003d 10 timmar på katoderna i tre elektrolytiska bad kopplade i serie till nätverket likström. Anoderna i baden - koppar, nickel och silver - sänks ner i CuS-lösningar. O4, NiSO4 och AgNO3 . Elektrolysströmtäthet j =40 A/m2, katodarea i varje bad S = 500 cm Elektrokemiska ekvivalenter av koppar, nickel och silver

Beslut:
Strömmen i baden I=jS. Enligt Faradays första lag, de massor av ämnen som frigörs under elektrolys

7 Vid förnickling av produkter över tid t = 2 h avsatt nickelskikttjocklek l =0,03 mm.
Hitta strömtätheten under elektrolys. Elektrokemisk motsvarighet till nickel, dess densitet

Beslut:

8 En amperemeter i serie med elektrolyscellen anger strömmen io \u003d 1,5A. Vilken korrigering bör göras på amperemeteravläsningen, om under tiden t \u003d 10 min avsattes en massa koppar på katoden m = 0,316 g? Elektrokemisk motsvarighet till koppar.

Beslut:
Enligt Faradays första lag m = kI t , där I är strömmen i kretsen; härifrån I = m/kt \u003d 1,6 A, dvs. Amperemeteravläsningen måste korrigeras.

9 För att kontrollera korrektheten av voltmeteravläsningarna, kopplades den parallellt med ett motstånd med känt motstånd R=30 Ohm. I serie ingick ett elektrolytiskt bad i den gemensamma kretsen, i vilket silver elektrolyseras. Under t \u003d 5 minuter i det här badet stod en massa silver ut m = 55,6 mg. Voltmeter visade spänning Vo \u003d 6 V. Hitta skillnaden mellan voltmeteravläsningen och exakt värde spänningsfall över motståndet. Elektrokemisk motsvarighet till silver.

Beslut:
Enligt Faradays första lag m = kl t , där I är strömmen i kretsen. Det exakta värdet på spänningsfallet över resistansen V=IR = mR/k t \u003d 4,91 V. Skillnaden mellan voltmeteravläsningen och det exakta värdet på spänningsfallet

10 För att försilvra skedar genom en silversaltlösning över tid t \u003d 5 h ström passerar jag \u003d 1,8 A. Katoden är n \u003d 12 skedar, som var och en har en yta S =50 cm2. Hur tjockt är lagret av silver avsatt på skeden? Molar massa av silver m \u003d 0,108 kg / mol, dess valens z \u003d 1 och densitet .

Beslut:
Skikttjocklek

11 Två elektrolytbad är seriekopplade. Det första badet innehåller en lösning av järnklorid (FeCl 2 ), i den andra - en lösning av järnklorid (FeCl 3 ). Hitta massorna av frigjort järn på katoderna och klor på anoderna i varje bad när laddningen passerar genom badet. Molära massor av järn och klor.

Beslut:
I det första badet är järn bivalent (z1=2), i det andra badet är det trevärt (z2 = 3). Därför, när de passerar genom lösningar med identiska laddningar, frigörs olika massor av järn på katoderna: i det första badet

i det andra badet

Eftersom valensen av kloratomer är z = 1 frigörs en massa klor vid anoden i varje bad

12 Under elektrolysen av en lösning av svavelsyra (CuS O 4 ) strömförbrukning N=37 W. Hitta elektrolytens motstånd, om i tid t = 50 min massa väte frigörs m = 0,3 g. Molär massa av väte m \u003d 0,001 kg / mol, dess valens z \u003d 1 .

Beslut:

13 I den elektrolytiska metoden för framställning av nickel förbrukas W per massenhet m = 10 kWh h/kg el. Elektrokemisk motsvarighet till nickel. Vid vilken spänning utförs elektrolys?

Beslut:

14 Hitta massan av frigjord koppar om W = 5 kW användes för att erhålla den genom elektrolytisk metod H h el. Elektrolys utförs vid en spänning V =10 V, verkningsgrad installationer h =75%. Elektrokemisk motsvarighet till koppar.

Beslut:
effektivitet installationer

där q är laddningen som passerar genom badet. Massa av frigjord koppar m=kq; härifrån

15 Vilken laddning passerar genom en lösning av svavelsyra (CuS O 4 ) i tiden t \u003d 10 s, om strömmen under denna tid ökar jämnt från I 1 = 0 till I 2 = 4A? Vilken massa koppar frigörs vid katoden i detta fall? Elektrokemisk motsvarighet till koppar.

Beslut:
Medelström

Laddningen som flödar genom lösningen

Att hitta laddningen grafiskt visas i fig. 369. På grafen över ström mot tid är det skuggade området numeriskt lika med laddningen. Massan av koppar avsatt vid katoden,

16 Vid raffinering av koppar genom elektrolys läggs en spänning V=10 V på seriekopplade elektrolytbad med en total resistans R = 0,5 Ohm. Ta reda på massan av ren koppar som frigörs på badets katoder under tiden t =10h emf polarisering e = 6 V. Elektrokemisk motsvarighet till koppar.

Beslut:

17 Under elektrolys av vatten genom ett elektrolytiskt bad under en tid t = 25 min ström I \u003d 20 A. Vad är temperaturen t frigjort syre, om det är i en volym V = 1 l under tryck p = 0,2 MPa? Molär massa av vatten m \u003d 0,018 kg/mol. Elektrokemisk ekvivalent till syre.

Beslut:

där R \u003d 8,31 J / (mol K) är gaskonstanten.

18 I den elektrolytiska metoden för framställning av aluminium förbrukas W per massenhet 1 m = 50 kWh h/kg el. Elektrolys utförs vid spänning V1 = 1 6,2 V. Vad blir strömförbrukningen W 2m per massaenhet vid spänning V2 = 8, 1 V?
Beslut:

redoxprocess, med våld flyter under påverkan av en elektrisk ström kallas elektrolys.

Elektrolys utförs i en elektrolyscell fylld med elektrolyt, i vilken elektroder anslutna till en extern strömkälla är nedsänkta.

Elektrod ansluten till minuspolen extern källa ström kallas katod. Vid katoden sker processerna för reduktion av elektrolytpartiklar. En elektrod ansluten till den positiva polen på en strömkälla kallas anod. Oxidationsprocesser av elektrolytpartiklar eller elektrodmaterial äger rum vid anoden.

Anodprocesser beror på typen av elektrolyten och anodmaterialet. I detta avseende särskiljs elektrolys med en inert och löslig anod.

En anod kallas inert, vars material inte oxideras under elektrolys. Inerta elektroder inkluderar till exempel grafit (kol) och platina.

En anod kallas löslig, vars material kan oxideras under elektrolys. De flesta metallelektroder är lösliga.

Lösningar eller smältor kan användas som elektrolyt. I en elektrolytlösning eller smälta är joner i kaotisk rörelse. Under inverkan av en elektrisk ström förvärvar joner en riktad rörelse: katjoner rör sig mot katoden och anjoner - mot anoden och följaktligen kan de urladdas vid elektroderna.

Med elektrolys smälter med inerta elektroder endast metallkatjoner kan reduceras vid katoden och anjoner kan oxideras vid anoden.

Under elektrolys av vatten lösningar på katoden, förutom metallkatjoner, kan vattenmolekyler reduceras, och i sura lösningar, vätejoner H +. Således är följande konkurrerande reaktioner möjliga vid katoden:

(-) K: Jag n + + ne→ Jag

2H2O+2 ē → H2 + 2OH -

2H++ 2 ē → H 2

Katoden reagerar först med högsta värde elektrodpotential.

Under elektrolys av vatten lösningar med löslig anod, förutom oxidation av anjoner, är oxidationsreaktioner av själva elektroden, vattenmolekyler och i alkaliska lösningar av hydroxidjoner (OH -) möjliga:

(+) A: Jag - n ē→ Jag n +

anjonoxidation E 0

2H2O-4 ē O2+4H+

4OH - - 4 ē \u003d O2 + 2H2O

Vid anoden är den första reaktionen med det minsta värdet elektrodpotential.

För elektrodreaktioner ges jämviktspotentialer i frånvaro av elektrisk ström.

Elektrolys är en icke-jämviktsprocess, därför skiljer sig potentialerna för elektrodreaktioner under ström från deras jämviktsvärden. Förskjutningen av elektrodpotentialen från dess jämviktsvärde under påverkan av en extern ström kallas elektrodpolarisation. Mängden polarisation kallas överspänning. Storleken på överspänningen påverkas av många faktorer: elektrodmaterialets natur, strömtäthet, temperatur, pH-miljöer, etc.

Överspänningarna för katodisk utfällning av metaller är relativt små.

Med en hög överspänning fortsätter processen för bildning av gaser, såsom väte och syre, som regel. Den lägsta väteöverspänningen vid katoden i sura lösningar observeras för Pt (h=0,1 V), och den maximala för bly, zink, kadmium och kvicksilver. Överspänningen ändras när sura lösningar ersätts med alkaliska. Till exempel, på platina i en alkalisk miljö är väteöverspänningen h = 0,31 V (se bilaga).

Anod syreutveckling är också förknippad med överspänning. Den minsta överspänningen för syreutveckling observeras på Pt-elektroder (h=0,7 V), och den maximala observeras på zink, kvicksilver och bly (se bilaga).

Av det föregående följer att under elektrolysen av vattenhaltiga lösningar:

1) metalljoner reduceras vid katoden, vars elektrodpotentialer är större än vattenreduktionspotentialen (-0,82V). Metalljoner som har fler negativa elektrodpotentialer än -0,82V reduceras inte. Dessa inkluderar alkali och alkaliska jordartsmetaller och aluminium.

2) på en inert anod, med hänsyn till överspänningen av syre, sker oxidationen av dessa anjoner, vars potential är mindre än potentialen för vattenoxidation (+1,23V). Sådana anjoner inkluderar till exempel I-, Br-, Cl-, NO2-, OH-. Anjoner CO 3 2-, PO 4 3-, NO 3 -, F - - oxideras inte.

3) under elektrolys med en löslig anod löses elektroder från dessa metaller i neutrala och sura medier, vars elektrodpotential är mindre än + 1,23V och i alkalisk - mindre än + 0,413V.

De totala produkterna från processerna vid katoden och anoden är elektriskt neutrala ämnen.

För att utföra elektrolysprocessen måste spänning läggas på elektroderna. Elektrolysspänning U el-za är potentialskillnaden som krävs för att reaktionerna ska ske vid katoden och anoden. Teoretisk elektrolysspänning ( U el-za, theor) utan att ta hänsyn till överspänning, ohmskt spänningsfall i ledarna av det första slaget och i elektrolyten

U el-za, teori = E en - E k, (7)

var E en, E k - potentialer för anodiska och katodiska reaktioner.

Förhållandet mellan mängden av ett ämne som frigörs under elektrolys och mängden ström som passerar genom elektrolyten uttrycks av två Faraday-lagar.

I Faradays lag. Mängden ämne som bildas på elektroden under elektrolys är direkt proportionell mot mängden elektricitet som har passerat genom lösningen (smältan) av elektrolyten:

var kär den elektrokemiska ekvivalenten, g/C eller g/Ah; Fär mängden el, Coulomb, F=Det; t-tid, s; jag- ström, A; F\u003d 96500 C / mol (A s / mol) \u003d 26,8 A h / mol - Faradays konstant; E är den ekvivalenta massan av ett ämne, g / mol.

I elektrokemiska reaktioner bestäms den ekvivalenta massan av ett ämne av:

när antalet elektroner som är involverade i elektrodreaktionen vid bildningen av detta ämne.

II Faradays lag. När samma mängd elektricitet passerar genom olika elektrolyter, är massorna av ämnen som frigörs på elektroderna proportionella mot deras ekvivalenta massor:

var m 1 och m 2 – massor av ämnena 1 och 2, E 1 och E 2, g/mol – ekvivalenta massor av ämnena 1 och 2.

I praktiken, ofta på grund av förekomsten av konkurrerande redoxprocesser, bildas mindre substans på elektroderna än vad som motsvarar den elektricitet som passerat genom lösningen.

För att karakterisera förlusten av elektricitet under elektrolys, introduceras begreppet "Current Output". strömutgång I tär förhållandet uttryckt i procent av mängden av den faktiskt erhållna elektrolysprodukten m faktum. till det teoretiskt beräknade m teori:

Exempel 10. Vilka processer kommer att ske under elektrolysen av en vattenlösning av natriumsulfat med en kolanod? Vilka ämnen kommer att frigöras på elektroderna om kolelektroden byts ut mot en koppar?

Beslut: I en lösning av natriumsulfat kan natriumjoner Na +, SO 4 2- och vattenmolekyler delta i elektrodprocesser. Kolelektroder är inerta elektroder.

Följande återvinningsprocesser är möjliga på katoden:

(-) K: Na++ ē → Na

2H2O+2 ē → H2 + 2OH -

Vid katoden fortsätter reaktionen med det högsta värdet av elektrodpotentialen först. Därför kommer reduktionen av vattenmolekyler att ske vid katoden, åtföljd av frigörandet av väte och bildandet av hydroxidjoner OH - i det nära katodutrymmet. Natriumjonerna Na + som finns vid katoden tillsammans med OH-jonerna - kommer att bilda en alkalilösning NaOH.

(+)A: 2 SO 4 2- - 2 ē → S 2 O 8 2-

2H2O - 4 ē → 4H++O2 .

Vid anoden fortsätter reaktionen med det lägsta värdet av elektrodpotentialen först. Därför kommer oxidationen av vattenmolekyler med frisättning av syre att fortgå vid anoden, och H+-joner ackumuleras i anodutrymmet. SO 4 2-jonerna som finns vid anoden med H + joner kommer att bilda en lösning av svavelsyra H 2 SO 4 .

Den övergripande reaktionen av elektrolys uttrycks med ekvationen:

2 Na2SO4 + 6H2O \u003d 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4.

katodprodukter anodprodukter

När en kolanod (inert) ersätts med en kopparanod blir en annan oxidationsreaktion möjlig på anoden - upplösningen av koppar:

Cu-2 ē → Cu2+

Denna process kännetecknas av ett lägre potentialvärde än andra möjliga anodiska processer. Under elektrolysen av Na2SO4 med en kopparanod kommer därför koppar att oxideras vid anoden, och kopparsulfat CuSO4 kommer att ackumuleras i anodutrymmet. Den totala reaktionen av elektrolys uttrycks med ekvationen:

Na2SO4 + 2H2O + Cu \u003d H2 + 2 NaOH + CuSO4.

katodprodukter anodprodukt

Exempel 11. Gör en ekvation för de processer som sker under elektrolysen av en vattenlösning av nickelklorid NiCl 2 med en inert anod.

Beslut: Nickeljoner Ni 2+ , Cl - och vattenmolekyler kan delta i elektrodprocesser i nickelkloridlösning. En grafitelektrod kan användas som en inert anod.

Följande reaktioner är möjliga vid katoden:

(-) K: Ni 2+ + 2 ē → Ni

2H2O+2 ē → H2 + 2OH -

Potentialen för den första reaktionen är högre, därför reduceras nickeljoner vid katoden.

Följande reaktioner är möjliga vid anoden:

(+) A: 2 Cl - - 2 ē →Cl2

2H2O-4 ē O2+4H+ .

Enligt standardelektrodpotentialerna vid anoden

syre måste frigöras. Faktum är att på grund av den höga syreöverspänningen vid elektroden frigörs klor. Storleken på överspänningen beror på materialet som elektroden är gjord av. För grafit är syreöverspänningen 1,17 V vid en strömtäthet på 1 A/cm 2, vilket ökar potentialen för vattenoxidation till 2,4 V.

Därför fortsätter elektrolysen av en nickelkloridlösning med bildandet av nickel och klor:

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

vid katoden vid anoden

Exempel 12. Beräkna massan av ämnet och volymen gas som frigörs på inerta elektroder under elektrolysen av en vattenlösning av silvernitrat AgNO 3 om elektrolystiden är 25 minuter och strömstyrkan är 3 A.

Beslut. Under elektrolysen av en vattenlösning av AgNO 3 i fallet med en olöslig anod (till exempel grafit), sker följande processer på elektroderna:

(-) K: Ag + + ē → Ag ,

2H2O+2 ē → H2 + 2OH-.

Potentialen för den första reaktionen är högre, därför sker reduktionen av silverjoner vid katoden.

(+) A: 2H2O - 4 ē O2+4H+ ,

anjon NO 3 - ej oxiderad.

g eller liter l.

Uppgifter

5. Skriv ner elektrolysreaktionerna på inerta elektroder och beräkna massan av ämnet som erhålls vid katoden och volymen gas som frigörs vid anoden under elektrolysen av elektrolytlösningar, om elektrolystiden är 20 minuter, strömstyrkan jag\u003d 2A om strömutgången är V t \u003d 100%. Vilka ämnen kommer att frigöras på elektroderna vid byte av en inert anod med en metallanod som anges i uppdraget?

№№	Elektrolyt	metallelektrod
	CuSO4	Cu
	MgCl2	Ni
	Zn(NO 3) 2	Zn
	snf 2	sn
	CdS04	CD
	FeCl2	Fe
	AgNO3	Ag
	HCl	co
	CoSO4	co
	NiCl2	Ni

Slut på bordet

För att beskriva processer inom fysik och kemi finns ett antal lagar och samband som erhållits experimentellt och genom beräkning. Inte en enda studie kan genomföras utan en preliminär bedömning av processerna enligt teoretiska samband. Faradays lagar tillämpas både i fysik och i kemi, och i den här artikeln kommer vi att försöka kortfattat och tydligt prata om alla de berömda upptäckterna av denna stora vetenskapsman.

Upptäcktshistoria

Faradays lag inom elektrodynamik upptäcktes av två forskare: Michael Faraday och Joseph Henry, men Faraday publicerade resultaten av sitt arbete tidigare - 1831.

I sina demonstrationsexperiment i augusti 1831 använde han en järntorus, på vars motsatta ändar en tråd lindades (en tråd per sida). I ändarna av en första tråd försörjde han ström från ett galvaniskt batteri och kopplade en galvanometer till slutsatserna från den andra. Designen liknade en modern transformator. Med jämna mellanrum slog han på och av spänningen på den första ledningen och observerade skurar på galvanometern.

En galvanometer är ett mycket känsligt instrument för att mäta små strömmar.

Därmed visades inflytandet magnetiskt fält, bildad som ett resultat av strömflöde i den första tråden, på tillståndet för den andra ledaren. Denna påverkan överfördes från den första till den andra genom kärnan - en metalltorus. Som ett resultat av forskningen upptäcktes också påverkan av en permanentmagnet som rör sig i spolen på dess lindning.

Sedan förklarade Faraday fenomenet elektromagnetisk induktion när det gäller kraftlinjer. En annan var en installation för att generera likström: en kopparskiva roterade nära en magnet och en tråd som glider längs den var en strömavtagare. Denna uppfinning kallas Faraday-skivan.

Forskarna från den perioden accepterade inte Faradays idéer, men Maxwell tog forskningen till grund för sin magnetiska teori. År 1836 etablerade Michael Faraday relationer för elektrokemiska processer, som de kallade Faradays lagar för elektrolys. Den första beskriver förhållandet mellan massan av ämnet som frigörs på elektroden och strömmen, och det andra beskriver förhållandet mellan massan av ämnet i lösning och massan av ämnet som frigörs på elektroden, för en viss mängd elektricitet.

Elektrodynamik

De första verken tillämpas i fysik, särskilt i beskrivningen av driften av elektriska maskiner och apparater (transformatorer, motorer, etc.). Faradays lag säger:

För en krets är den inducerade emk direkt proportionell mot storleken på hastigheten magnetiskt flöde, som rör sig genom denna kontur med ett minustecken.

Det kan sägas med enkla ord: Ju snabbare det magnetiska flödet rör sig genom kretsen, desto mer EMF genereras vid dess terminaler.

Formeln ser ut så här:

Här är dФ det magnetiska flödet, och dt är tidsenheten. Det är känt att den första derivatan med avseende på tid är hastigheten. Det vill säga rörelsehastigheten för det magnetiska flödet i detta speciella fall. Förresten, den kan röra sig, som en källa till ett magnetfält (en spole med ström - en elektromagnet, eller permanentmagnet) och konturen.

Här kan flödet uttryckas med följande formel:

B är magnetfältet och dS är ytarean.

Om vi ​​betraktar en spole med tätt lindade varv, medan antalet varv är N, så ser Faradays lag ut så här:

Det magnetiska flödet i formeln för ett varv mäts i Webers. Strömmen som flyter i kretsen kallas induktiv.

Elektromagnetisk induktion är fenomenet med strömflöde i en sluten krets under påverkan av ett externt magnetfält.

I formlerna ovan kunde man lägga märke till modultecknen, utan dem har den en något annorlunda form, som det sa i den första formuleringen, med ett minustecken.

Minustecknet förklarar Lenz regel. Strömmen som uppstår i kretsen skapar ett magnetfält, det är riktat i motsatt riktning. Detta är en konsekvens av lagen om energibevarande.

Riktning induktionsström kan bestämmas av regeln höger hand eller, vi övervägde det i detalj på vår webbplats.

Som redan nämnts, på grund av fenomenet elektromagnetisk induktion, fungerar elektriska maskiner, transformatorer, generatorer och motorer. Illustrationen visar strömflödet i ankarlindningen under påverkan av statorns magnetfält. När det gäller en generator, när dess rotor roterar av yttre krafter, uppstår en EMF i rotorlindningarna, strömmen genererar ett motsatt riktat magnetfält (samma minustecken i formeln). Ju större ström som dras av generatorbelastningen, desto större är detta magnetfält, och desto svårare är det att rotera.

Och vice versa - när ström flyter i rotorn uppstår ett fält som samverkar med statorfältet och rotorn börjar rotera. När axeln är laddad ökar strömmen i statorn och i rotorn, och det är nödvändigt att säkerställa växlingen av lindningarna, men detta är ett annat ämne relaterat till designen av elektriska maskiner.

I hjärtat av transformatorns drift är källan till det rörliga magnetiska flödet ett växelmagnetiskt fält som uppstår som ett resultat av växelströmsflödet i primärlindningen.

Om du vill studera frågan mer i detalj rekommenderar vi att du tittar på en video som enkelt och tydligt förklarar Faradays lag för elektromagnetisk induktion:

Elektrolys

Förutom forskning om EMF och elektromagnetisk induktion gjorde forskaren stora upptäckter inom andra discipliner, inklusive kemi.

När ström flyter genom elektrolyten börjar joner (positiva och negativa) att rusa till elektroderna. Negativ rör sig mot anoden, positiva mot katoden. Samtidigt frigörs en viss massa av ett ämne på en av elektroderna, som finns i elektrolyten.

Faraday genomförde experiment, passerade olika strömmar genom elektrolyten och mätte massan av ämnet som avsattes på elektroderna, och härledde mönster.

m är ämnets massa, q är laddningen och k beror på elektrolytens sammansättning.

Och laddningen kan uttryckas i termer av ström över en tidsperiod:

I=q/t, då q = i*t

Nu kan du bestämma massan av ämnet som kommer att frigöras, med kännedom om strömmen och tiden då den flödade. Detta kallas Faradays första lag om elektrolys.

Andra lagen:

Vikt kemiskt element, som kommer att sätta sig på elektroden, är direkt proportionell mot den ekvivalenta massan av elementet (molmassan dividerat med ett tal som beror på kemisk reaktion som ämnet är inblandat i).

Med hänsyn till det föregående kombineras dessa lagar i formeln:

m är massan av ämnet som frigörs i gram, n är antalet elektroner som överförs i elektrodprocessen, F=986485 C/mol är Faraday-talet, t är tiden i sekunder, M är molmassan av ämnet g /mol.

I verkligheten, pga olika anledningar, massan av det frigjorda ämnet är mindre än den beräknade (vid beräkning med hänsyn till den strömmande strömmen). Förhållandet mellan de teoretiska och reella massorna kallas strömutgången:

B t \u003d 100% * m beräknat / m teorin

Faradays lagar har gett ett betydande bidrag till utvecklingen modern vetenskap, tack vare hans arbete har vi elektriska motorer och generatorer av el (liksom hans anhängares arbete). Arbetet med EMF och fenomenen elektromagnetisk induktion gav oss det mesta av modern elektrisk utrustning, inklusive högtalare och mikrofoner, utan vilka det är omöjligt att lyssna på inspelningar och röstkommunikation. Elektrolysprocesser används i den galvaniska metoden för beläggning av material, som har både dekorativt och praktiskt värde.

Relaterat innehåll:

Tycka om( 0 ) Jag gillar inte( 0 )