Математичний запис об'єднаного закону фарадея для електролізу. Закони Фарадея в хімії та фізиці - коротке пояснення простими словами

Закони електролізу (закони Фарадея)

Оскільки проходження електричного струмучерез електрохімічні системи пов'язано з хімічними перетвореннями, між кількістю протікає електрики і кількістю речовин, що прореагували, повинна існувати певна залежність. Вона була відкрита Фарадеєм і отримала своє вираження у перших кількісних законах електрохімії, названих згодом законами Фарадея.

Перший закон Фарадея . Кількості речовин, перетворених при електролізі, пропорційні кількості електрики, що пройшла через електроліт:

Dm = kе q = kе It ,

Dm - кількість речовини, що прореагувала; kе – деякий коефіцієнт пропорційності; q – кількість електрики, що дорівнює добутку сили струму I на час t. Якщо q = It = 1, тоDm = kе., тобто коефіцієнт kе є кількість речовини, що прореагував в результаті протікання одиниці кількості електрики. Коефіцієнт kеназивається електрохімічним еквівалентом .

Другий закон Фарадея відображає зв'язок, що існує між кількістю речовини, що прореагувала, і її природою: при постійній кількості минулої електрики маси різних речовин, що зазнають перетворення у електродів (виділення з розчину, зміна валентності), пропорційні хімічним еквівалентам цих речовин:

Dm i/A i= const .

Можна об'єднати обидва закони Фарадея як одного загального закону: виділення або перетворення за допомогою струму 1 г-екв будь-якої речовини (1/zмолячи речовини) необхідно завжди одне і те ж кількість електрики, зване числом Фарадея (або фарадеєм ):

Dm =It=It .

Точно виміряне значення числа Фарадея

F = 96484,52 ± 0,038Кл/г-екв.

Такий заряд, який несе одним грам-еквівалентом іонів будь-якого виду. Помноживши це число наz (число елементарних зарядів іона), отримаємо кількість електрики, яка несе 1 г-іон . Розділивши число Фарадея на число Авогадро, отримаємо заряд одного одновалентного іона, що дорівнює заряду електрона:

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

Закони, відкриті Фарадеєм в 1833, суворо виконуються для провідників другого роду. Відхилення від законів Фарадея, що спостерігаються, здаються. Вони часто пов'язані з наявністю неврахованих паралельних електрохімічних реакцій. Відхилення від закону Фарадея в промислових установкахпов'язані з витоками струму, втратами речовини при розбризкуванні розчину і т.д. У технічних установках відношення кількості продукту, отриманого при електролізі, до кількості, обчисленої на основі закону Фарадея, менше одиниці і називається виходом по струму :

Т = = .

При ретельних лабораторних вимірахдля електрохімічних реакцій, що однозначно протікають, вихід по струму дорівнює одиниці(В межах помилок досвіду). Закон Фарадея точно дотримується, тому він лежить в основі найточнішого методу вимірювання кількості електрики, що пройшов через ланцюг, за кількістю виділеної на електроді речовини. Для таких вимірів використовують кулонометри . Як кулонометри використовують електрохімічні системи, в яких немає паралельних електрохімічних та побічних хімічних реакцій. За методами визначення кількості речовин, що утворюються кулонометри поділяють на електрогравіметричні, газові та титраційні.. Прикладом електрогравіметричних кулонометрів є срібний та мідний кулонометри. Дія срібного кулонометра Річардсона, що є електролізером.

(–) Agï AgNO 3× aqï Ag (+) ,

засноване на зважуванні маси срібла, що осіла на катоді під час електролізу. При пропущенні 96500 Кл (1 фарадея) електрики на катоді виділиться 1 г-екв срібла (107 г). При пропущенніn F електрики на катоді виділяється експериментально певна маса (Dmдо). Число пропущених фарадеїв електрики визначається із співвідношення

n = Dm /107 .

Аналогічний принцип дії мідного кулонометра.

У газових кулонометрах продуктами електролізу є гази, і кількості речовин, що виділяються на електродах, визначають вимірюванням їх обсягів. Прикладом такого типу є газовий кулонометр, заснований на реакції електролізу води. При електролізі на катоді виділяється водень:

2Н 2 Про+2 е– =2ОН – +Н 2 ,

а на аноді – кисень:

Н 2 Про = 2Н + + ½ Про 2 +2 е – V- Сумарний обсяг виділеного газу, м3.

У титраційних кулонометрах кількість речовини, що утворився в процесі електролізу, титриметрично визначають. До цього типу кулонометрів відноситься титраційний кулонометр Кістяковського, що є електрохімічною системою.

(–) Ptï KNO 3 , HNO 3ï Ag (+) .

У процесі електролізу срібний анод розчиняється, утворюючи іони срібла, які відтитрують. Число фарадеїв електрики визначають за формулою

n = mVc ,

де m- Маса розчину, г; V- Об'єм титранта, що пішов на титрування 1 г анодної рідини; c -Концентрація титранта, г-екв/см 3 .

Основи > Завдання та відповіді

Електроліз. Закони Фарадея

1 Знайти електрохімічний еквівалент натрію. Молярна маса натрію m = 0,023 кг/моль, його валентність z=1. Постійна Фарадея

Рішення:

2 Цинковий анод маси m = 5 г поставлений в електролітичну ванну, якою проходить струм I =2 А. Через який час t анод повністю витрачається на покриття металевих виробів? Електрохімічний еквівалент цинку

Рішення:

3 Знайти постійну Фарадея, якщо при проходженні через електролітичну ванну заряду q = 7348 Кл на катоді виділилася маса золота m = 5 г. Хімічний еквівалент золота А = 0,066 кг/моль.

Рішення:
Відповідно до об'єднаного закону Фарадея

звідси

4 Знайти елементарний електричний заряде, якщо маса речовини, чисельно рівна хімічному еквіваленту, містить N o =N A /z атомів чи молекул.

Рішення:
Іони у розчині електроліту несуть у собі число елементарних зарядів, рівне валентності z. При виділенні маси речовини, чисельно рівної його хімічному еквіваленту, через розчин проходить заряд, чисельно дорівнює постійної Фарадея, тобто.

Отже, елементарний заряд

5 Молярна маса срібла m 1 =0,108 кг/моль, його валентність z 1 = 1 та електрохімічний еквівалент. Знайти електрохімічний еквівалент золота к2, якщо молярна масазолота m 2 = 0,197 кг/моль, його валентність z2 = 3.

Рішення:
За другим законом Фарадея маємо

звідси електрохімічний еквівалент золота

6 Знайти маси речовин, що виділилися за час t =10ч на катодах трьох електролітичних ванн, включених послідовно в мережу постійного струму. Аноди у ваннах - мідний, нікелевий та срібний - опущені відповідно до розчинів CuS O 4, NiS0 4 та AgN0 3 . Щільність струму при електролізі j =40 А/м2, площа катода у кожній ванні S = 500 см. Електрохімічні еквіваленти міді, нікелю та срібла

Рішення:
Струм у ваннах I=jS. За першим законом Фарадея маси речовин, що виділилися при електролізі речовин

7 При нікелюванні виробів протягом часу t = 2 год відклався шар нікелю товщини l = 0,03 мм.
Знайти густину струму при електролізі. Електрохімічний еквівалент нікелю, його щільність

Рішення:

8 Амперметр, включений послідовно з електролітичною ванною, показує струм Io = 1,5А. Яку поправку треба внести на показання амперметра, якщо за час t =10хв на катоді відклалася маса міді m = 0,316 р? Електрохімічний еквівалент міді.

Рішення:
За першим законом Фарадея m = kI t , де I-струм у ланцюгу; звідси I = m/k t =1,6 А, тобто. на показання амперметра треба внести поправку

9 Бажаючи перевірити правильність показань вольтметра, його підключили паралельно до резистора з відомим опором R = 30 Ом. Послідовно до загального ланцюга включили електролітичну ванну, в якій ведеться електроліз срібла. За час t =5 хв у цій ванні виділилася маса срібла m = 55,6 мг. Вольтметр показував напругу Vo = 6 В. Знайти різницю між показанням вольтметра та точним значеннямпадіння напруги на резисторі. Електрохімічний еквівалент срібла.

Рішення:
За першим законом Фарадея m = kl t , де I-струм у ланцюгу. Точне значення падіння напруги на опорі V = IR = mR/k t = 4,91 В. Різниця між показанням вольтметра та точним значенням падіння напруги

10 Для сріблення ложок через розчин солі срібла протягом часу t =5 год пропускається струм I = 1,8 А. Катодом служать n =12 ложок, кожна з яких має площу поверхні S = 50 см2. Якої товщини шар срібла відкладеться на ложках? Молярна маса срібла m = 0,108 кг/моль, його валентність z= 1 та щільність .

Рішення:
Товщина шару

11 Дві електролітичні ванни послідовно включені. У першій ванні знаходиться розчин хлористого заліза (FeCl 2 ), у другій - розчин хлорного заліза (FeCl 3 ). Знайти маси заліза, що виділився на катодах і хлору на анодах в кожній ванні при проходженні через ванну заряду. Молярні маси заліза та хлору.

Рішення:
У першій ванні залізо двовалентне (z1 = 2), у другій - тривалентно (z2 = 3). Тому при проходженні через розчини однакових зарядів виділяються різні маси заліза на катодах: у першій ванні

у другій ванні

Оскільки валентність атомів хлору z=1, то на аноді кожної ванни виділяється маса хлору

12 При електролізі розчину сірчаної кислоти (CuS O 4 ) Витрачається потужність N = 37 Вт. Знайти опір електроліту, якщо за час t = 50 хв виділяється маса водню m = 0,3 г. Молярна маса водню m = 0,001 кг/моль, його валентність z= 1 .

Рішення:

13 При електролітичному способі одержання нікелю на одиницю маси витрачається W m = 10 кВт год ч/кг електроенергії. Електрохімічний еквівалент нікелю. За якої напруги виробляється електроліз?

Рішення:

14 Знайти масу міді, що виділилася, якщо для її отримання електролітичним способом витрачено W= 5 кВтЧ год електроенергії. Електроліз проводиться при напрузі V =10, к.п.д. установки h =75%. Електрохімічний еквівалент міді.

Рішення:
К.п.д. установки

де q-заряд, що пройшов через ванну. Маса міді, що виділилася m=kq; звідси

15 Який заряд проходить через розчин сірчаної кислоти (CuS O 4) за час t =10с, якщо струм цей час поступово зростає від I 1 = 0 до I 2 = 4А? Яка маса міді виділяється у своїй на катоді? Електрохімічний еквівалент міді.

Рішення:
Середній струм

Заряд, що протік через розчин,

Знаходження заряду графічним шляхом показано на рис. 369. На графіку залежності струму від часу заштрихована площа чисельно дорівнює заряду. Маса міді, що виділилася на катоді,

16 При рафінуванні міді за допомогою електролізу до послідовно включених електролітичних ванн, що мають загальний опір R = 0,5 Ом, підведено напругу V = 10 В. Знайти масу чистої міді, що виділилася на катодах ванни за час t =10ч. Е.Д.С. поляризації e = 6 В. Електрохімічний еквівалент міді.

Рішення:

17 При електролізі води через електролітичну ванну протягом часу t = 25 хв йшов струм I =20 А. Яка температура t кисню, що виділився, якщо він знаходиться в об'ємі V= 1 л під тиском р = 0,2 МПа? Молярна маса води m =0,018 кг/моль. Електрохімічний еквівалент кисню.

Рішення:

де R = 8,31 Дж/(мол К)-газова постійна.

18 При електролітичному способі одержання алюмінію на одиницю маси витрачається W 1 m = 50 кВт год ч/кг електроенергії. Електроліз проводиться при напрузі V1 = 1 6,2 В. Якою буде витрата електроенергії W 2m на одиницю маси при напрузі V2 = 8, 1 У?
Рішення:

Окисно-відновний процес, примусовопротікає під впливом електричного струму, називається електролізом.

Електроліз проводять в електролізері, заповненому електролітом, який занурені електроди, приєднані до зовнішнього джерела струму.

Електрод, приєднаний до негативного полюса зовнішнього джереластруму, називається катодом. На катоді протікають процеси відновлення частинок електроліту. Електрод, приєднаний до позитивного полюса джерела струму, називається анодом. На аноді протікають процеси окиснення частинок електроліту чи матеріалу електрода.

Анодні процеси залежать від природи електроліту та матеріалу анода. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертним та розчинним анодом.

Інертним називається анод, матеріал якого не окислюється під час електролізу. До інертних електродів відносяться, наприклад, графітовий (вугільний) та платиновий.

Розчинним називається анод, матеріал якого може окислюватися під час електролізу. Більшість металевих електродів є розчинними.

Як електроліт можуть бути використані розчини або розплави. У розчині чи розплаві електроліту іони перебувають у хаотичному русі. Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: катіони рухаються до катода, а аніони - до анода і, відповідно, на електродах вони можуть розряджатися.

При електролізі розплавів з інертними електродамина катоді можливе відновлення лише катіонів металу, а на аноді – окислення аніонів.

При електролізі водних розчинівна катоді крім катіонів металу, можуть відновлюватися молекули води, а кислих розчинах - іони водню Н + . Таким чином, на катоді можливі наступні конкуруючі реакції:

(-) К: Ме n + + nē→ Me

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH -

2Н + + 2 ē → Н 2

На катоді в першу чергу протікає реакція з найбільшим значеннямелектродного потенціалу

При електролізі водних розчинів з розчинним анодомкрім окислення аніонів, можливі реакції окислення самого електрода, молекул води та в лужних розчинах гідроксид-іонів (ОН -):

(+) А: Me - n→ Ме n +

окиснення аніону Е 0

2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H +

4OH – - 4 ē = O 2 +2H 2 O

На аноді в першу чергу протікає реакція з найменшим значеннямелектродного потенціалу

Для електродних реакцій наведені рівноважні потенціали без електричного струму.

Електроліз - процес нерівноважний, тому потенціали електродних реакцій під струмом від своїх рівноважних значень. Зміщення потенціалу електрода з його рівноважного значення під впливом зовнішнього струму називається електродної поляризацією. Величина поляризації називається перенапругою. На величину перенапруги впливають багато факторів: природа матеріалу електрода, щільність струму, температура, рН-середовища та ін.

Перенапруження катодного виділення металів порівняно невеликі.

З високим перенапругою, як правило, протікає процес утворення газів, таких як водень та кисень. Мінімальна перенапруга водню на катоді в кислих розчинах спостерігається на Pt (h=0,1 В), а максимальне на свинці, цинку, кадмії та ртуті. Перенапруження змінюється заміні кислих розчинів на лужні. Наприклад, на платині в лужному середовищі перенапруга водню h = 0,31 (див. додаток).

Анодне виділення кисню також пов'язане з перенапругою. Мінімальна перенапруга виділення кисню спостерігається на Pt-електродах (h=0,7 В), а максимальне – на цинку, ртуті та свинці (див. додаток).

З вищевикладеного слід, що з електролізі водних розчинів:

1) на катоді відновлюються іони металів, електродні потенціали яких більші за потенціал відновлення води (-0,82В). Іони металів, які мають негативні електродні потенціали ніж -0,82В, не відновлюються. До них відносяться іони лужних і лужноземельних металівта алюмінію.

2) на інертному аноді з урахуванням перенапруги кисню протікає окислення тих аніонів, потенціал яких менший за потенціал окислення води (+1,23В). До таких аніонів відносяться, наприклад, I-, Br-, Cl-, NO 2-, ОН-. Аніони 3 2 - , Р 4 3 - , NO 3 - , F - - не окислювані.

3) при електролізі з розчинним анодом, у нейтральних та кислих середовищах розчиняються електроди з тих металів, електродний потенціал яких менше +1,23В, а в лужних – менше, ніж +0,413В.

Сумарними продуктами процесів на катоді та аноді є електронейтральні речовини.

Для здійснення процесу електролізу на електроди необхідно подати напругу. Напруга електролізу Uел-за - це різниця потенціалів, необхідна для протікання реакцій на катоді та аноді. Теоретична напруга електролізу ( Uел-за, теор) без урахування перенапруги, омічного падіння напруги в провідниках першого роду та в електроліті

Uел-за, теор = Eа – Eдо, (7)

де Eа, Eдо - потенціали анодних та катодних реакцій.

Зв'язок між кількістю речовини, що виділився при електролізі, і кількістю струму, що пройшов через електроліт, виражається двома законами Фарадея.

I закон Фарадея.Кількість речовини, що утворився на електроді при електролізі, прямо пропорційно кількості електрики, що пройшла через розчин (розплав) електроліту:

де k- електрохімічний еквівалент, г/Кл або г/А·год; Q– кількість електрики, Кулон, Q=It; t-час, з; I-Струм, А; F= 96500 Кл/моль (Ас/моль) = 26,8 Ач/моль - постійна Фарадея; Е-еквівалентна маса речовини, г/моль.

В електрохімічних реакціях еквівалентна маса речовини визначається:

n-число електронів, що у електродної реакції утворення цієї речовини.

ІІ закон Фарадея.При проходженні через різні електроліти однієї й тієї ж кількості електрики маси речовин, що виділилися на електродах, пропорційні їх еквівалентним масам:

де m 1 та m 2 – маси речовин 1 та 2, Е 1 та Е 2, г/моль – еквівалентні маси речовин 1 та 2.

Насправді часто внаслідок протікання конкуруючих окислювально-відновних процесів на електродах утворюється менше речовини, ніж відповідає електриці, що пройшла через розчин.

Для характеристики втрат електрики при електролізі запроваджено поняття «Вихід струмом». Виходом по струму В тназивається виражене у відсотках відношення кількості фактично одержаного продукту електролізу mфакт. до теоретично розрахованого mтеор:

Приклад 10. Які процеси протікатимуть при електролізі водного розчину сульфату натрію з вугільним анодом? Які речовини виділятимуться на електродах, якщо вугільний електрод замінити на мідний?

Рішення:У розчині сульфату натрію в електродних процесах можуть брати участь іони натрію Na + , SO 4 2 - молекули води. Вугільні електроди відносяться до інертних електродів.

На катоді можливі такі процеси відновлення:

(-) К: Na + + ē → Na

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH -

На катоді насамперед протікає реакція з максимальним значенням електродного потенціалу. Тому на катоді відбуватиметься відновлення молекул води, що супроводжується виділенням водню та утворенням в прикатодному просторі гідроксид-іонів ВІН-. Наявні у катода іони натрію Na + разом із іонами ВІН - утворюватимуть розчин лугу NaOH.

(+)А: 2 SO 4 2- - 2 ē → S 2 O 8 2-

2 H 2 O - 4 ē → 4H + + O 2 .

На аноді в першу чергу відбувається реакція з найменшим значенням електродного потенціалу. Тому на аноді протікатиме окислення молекул води з виділенням кисню, а в прианодному просторі накопичуються іони Н+. Наявні в анода іони SO 4 2- з іонами Н + утворюватимуть розчин сірчаної кислоти H 2 SO 4 .

Сумарна реакція електролізу виражається рівнянням:

2 Na 2 SO 4 + 6H 2 O = 2H 2 + 4 NaOH + O 2 + 2H 2 SO 4 .

катодні продукти анодні продукти

При заміні вугільного (інертного) аноду на мідний на аноді стає можливим перебіг ще однієї реакції окиснення – розчинення міді:

Cu - 2 ē → Cu 2+

Цей процес характеризується меншим значенням потенціалу, ніж інші можливі анодні процеси. Тому при електролізі Na 2 SO 4 з мідним анодом на аноді пройде окислення міді, а в анодному просторі накопичуватиметься сульфат міді CuSO 4 . Сумарна реакція електролізу виразиться рівнянням:

Na 2 SO 4 + 2H 2 O + Cu = H 2 + 2 NaOH + CuSO 4 .

катодні продукти анодний продукт

Приклад 11. Складіть рівняння процесів, що протікають при електролізі водного розчину нікелю хлориду NiCl 2 з інертним анодом.

Рішення:У розчині хлориду нікелю в електродних процесах можуть брати участь іони нікелю Ni 2+ , Cl - молекули води. Як інертний анод можна використовувати графітовий електрод.

На катоді можливі наступні реакції:

(-) До: Ni 2+ + 2 ē → Ni

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH -

Потенціал першої реакції вище, тому на катоді відбувається відновлення іонів нікелю.

На аноді можливі наступні реакції:

(+) А: 2 Cl - - 2 ē → Cl 2

2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H + .

Відповідно до величин стандартних електродних потенціалів на аноді

має виділятися кисень. Насправді, через високу перенапругу кисню на електроді виділяється хлор. Розмір перенапруги залежить від матеріалу, з якого виготовлений електрод. Для графіту перенапруга кисню становить 1,17 при щільності струму рівної 1а/см 2 , що підвищує потенціал окислення води до 2,4 В.

Отже, електроліз розчину хлориду нікелю протікає з утворенням нікелю та хлору:

Ni 2+ + 2Cl - = Ni + Cl2.

на катоді на аноді

Приклад 12. Обчислити масу речовини та обсяг газу, що виділилися на інертних електродах при електролізі водного розчину нітрату срібла AgNO 3 якщо час електролізу становить 25 хв, а сила струму 3 А.

Рішення.При електролізі водного розчину AgNO 3 у випадку з нерозчинним анодом (наприклад, графітовий) на електродах протікають процеси:

(-) К: Ag + + ē → Ag ,

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2OH-.

Потенціал першої реакції вище, тому на катоді відбувається відновлення іонів срібла.

(+) A: 2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H + ,

аніон NO 3 – не окислюємо.

Г або у літрах л.

Завдання

5. Записати реакції електролізу на інертних електродах і обчислити масу речовини, отриманої на катоді, та об'єм газу, що виділився на аноді, при електролізі розчинів електролітів, якщо час електролізу 20 хвилин, сила струму I=2А, якщо вихід струму В т =100%. Які речовини виділятимуться на електродах при заміні інертного анода на металевий, вказаний у завданні?

№№	Електроліт	Металевий електрод
	CuSO 4	Cu
	MgCl 2	Ni
	Zn(NO 3) 2	Zn
	SnF 2	Sn
	CdSO 4	Cd
	FeCl 2	Fe
	AgNO 3	Ag
	HCl	Co
	CoSO 4	Co
	NiCl 2	Ni

Закінчення таблиці

Для опису процесів у фізиці та хімії є цілий ряд законів та співвідношень, отриманих експериментальним та розрахунковим шляхом. Жодного дослідження не можна провести без попередньої оцінки процесів з теоретичних співвідношень. Закони Фарадея застосовуються і у фізиці, і в хімії, а в цій статті ми постараємося коротко і зрозуміло розповісти про всі відомі відкриття цього великого вченого.

Історія відкриття

Закон Фарадея в електродинаміці було відкрито двома вченими: Майклом Фарадеєм та Джозефом Генрі, але Фарадей опублікував результати своїх робіт раніше – у 1831 році.

У своїх демонстраційних експериментах у серпні 1831 р. він використав залізний тор, на протилежні кінці якого було намотано провід (по одному дроту на сторони). На кінці першого проводу він подав живлення від гальванічної батареї, а на висновки другого підключив гальванометр. Конструкція була схожа на сучасний трансформатор. Періодично включаючи та вимикаючи напругу на першому дроті, він спостерігав сплески на гальванометрі.

Гальванометр це високочутливий прилад для вимірювання сили струмів малої величини.

Таким чином було зображено вплив магнітного поля, що утворився в результаті протікання струму в першому дроті, стан другого провідника. Це вплив передавалося від першого до другого через сердечник - металевий тор. В результаті досліджень було виявлено і вплив постійного магніту, що рухається в котушці, на її обмотку.

Тоді Фарадей пояснював явище електромагнітної індукціїз погляду силових ліній. Ще однією була установка для генерування постійного струму: мідний диск обертався поблизу магніту, а провід, що ковзає по ньому, був струмозйомником. Цей винахід так і називається – диск Фарадея.

Вчені того періоду не визнали ідеї Фарадея, але Максвел взяв дослідження для основи своєї магнітної теорії. В 1836 Майкл Фарадей встановив співвідношення для електрохімічних процесів, які назвали Законами електролізу Фарадея. Перший описує співвідношення виділеної на електроді маси речовини і струму, що протікає, а другий співвідношення маси речовини в розчині і виділеного на електроді, для певної кількості електрики.

Електродинаміка

Перші роботи використовуються у фізиці, саме в описі роботи електричних машин та апаратів (трансформаторів, двигунів та ін.). Закон Фарадея каже:

Для контуру індукована ЕРС прямо пропорційна величині швидкості магнітного потоку, який переміщується через цей контур зі знаком мінус.

Це можна сказати простими словами: що швидше магнітний потік рухається через контур, то більше в його висновках генерується ЭРС.

Формула виглядає так:

Тут dФ - магнітний потік, а dt - одиниця часу. Відомо, що перша похідна за часом – це швидкість. Тобто швидкість переміщення магнітного потоку в даному конкретному випадку. До речі, може переміщатися, як і джерело магнітного поля (котушка зі струмом – електромагніт, або постійний магніт), і контур.

Тут же потік можна висловити за такою формулою:

B – магнітне поле, а dS – площа поверхні.

Якщо розглядати котушку з щільно намотаними витками, при цьому в кількості витків N, то закон Фарадея виглядає таким чином:

Магнітний потік у формулі однією виток, вимірюється у Веберах. Струм, що протікає в контурі, називається індукційним.

Електромагнітна індукція – явище перебігу струму у замкнутому контурі під впливом зовнішнього магнітного поля.

У формулах вище ви могли помітити знаки модуля, без них вона має трохи інший вигляд, такий, як було сказано в першому формулюванні, зі знаком мінус.

Знак мінус пояснює правило Ленца. Струм, що виникає в контурі, створює магнітне поле, воно спрямоване протилежно. Це є наслідком закону збереження енергії.

Напрямок індукційного струмуможна визначити за правилом правої рукиабо ми його розглядали на нашому сайті докладно.

Як було зазначено, завдяки явищу електромагнітної індукції працюють електричні машини трансформатори, генератори і двигуни. На ілюстрації показано протікання струму в обмотці якоря під впливом статора магнітного поля. У випадку з генератором, при обертанні його ротора зовнішніми силами в обмотках ротора виникає ЕРС, струм породжує магнітне поле спрямоване протилежно (цей знак мінус у формулі). Чим більше струм, споживаний навантаженням генератора, тим більше це магнітне поле, і тим більше утрудняється його обертання.

І навпаки - при протіканні струму в роторі виникає поле, яке взаємодіє з полем статора, і ротор починає обертатися. При навантаженні на вал струм у статорі і в роторі підвищується, при цьому потрібно забезпечити перемикання обмоток, але це інша тема, пов'язана з пристроєм електричних машин.

В основі роботи трансформатора джерелом магнітного потоку, що рухається, є змінне магнітне поле, що виникає в наслідок протікання в первинній обмотці змінного струму.

Якщо ви бажаєте детальніше вивчити питання, рекомендуємо переглянути відео, на якому легко та доступно розповідається Закон Фарадея для електромагнітної індукції:

Електроліз

Окрім досліджень ЕРС та електромагнітної індукції вчений зробив великі відкриття та в інших дисциплінах, у тому числі хімії.

При протіканні струму через електроліт іони (позитивні та негативні) починають прямувати до електродів. Негативні рухаються до анода, позитивні до катода. При цьому на одному з електродів виділяється певна маса речовини, що міститься в електроліті.

Фарадей проводив експерименти, пропускаючи різний струм через електроліт і вимірюючи масу речовини, що відклалася на електродах, вивів закономірності.

m – маса речовини, q – заряд, а k – залежить від складу електроліту.

А заряд можна виразити через струм за проміжок часу:

I=q/tтоді q = i * t

Тепер можна визначити масу речовини, яка виділиться, знаючи струм і час, який він протікав. Це називається Першим Законом електролізу Фарадея.

Другий закон:

Маса хімічного елемента, що осяде на електроді, прямо пропорційна еквівалентній масі елемента (молярній масі розділеній на число, що залежить від хімічної реакції, у якій бере участь речовина).

З урахуванням вищесказаного ці закони об'єднуються у формулу:

m – маса речовини, що виділилося в грамах, n – кількість електронів, що переносяться в електродному процесі, F=986485 Кл/моль – число Фарадея, t – час у секундах, M молярна маса речовини г/моль.

Насправді ж через різних причин, маса речовини, що виділяється менше ніж розрахункова (при розрахунках з урахуванням струму, що протікає). Ставлення теоретичної та реальної мас називають виходом по струму:

B т = 100% * m розр /m теор

Закони Фарадея зробили істотний внесок у розвиток сучасної науки, завдяки його роботам ми маємо електродвигуни та генератори електроенергії (а також роботам його послідовників). Робота ЕРС та явища електромагнітної індукції подарували нам більшу частину сучасного електрообладнання, у тому числі й гучномовці та мікрофони, без яких неможливе прослуховування записів та голосовий зв'язок. Процеси електролізу застосовуються в гальванічному методі покриття матеріалів, що несе як декоративну цінність, і практичну.

Схожі матеріали:

Подобається( 0 ) Не подобається( 0 )