Содержание

Фарадея законы – Справочник химика 21

    Наряду с системами, для которых законы Фарадея оправдываются количественно, существуют и такие, где возможны отклонения от этих законов. Так, например, расчеты по законам Фарадея окажутся ошибочными в случае электролитической ванны, состоящей из двух платиновых электродов, погруженных в растнор металлического калия в жидком аммиаке. Такой раствор, как проводник со смешанной электропроводностью, обладает заметной металлической проводимостью, и значительная доля электронов в процессе электролиза способна непосредственно переходить с электрода в раствор, не вызывая никакого химического превращения. Подобные же явления наблюдаются при прохождении тока через газы. Одиако такие системы уже не будут истинными электрохимическими системами, состоящими только из проводников первого и второго рода. В истинных электрохимических системах переход электронов с электрода в раствор и из раствора на электрод обязательно связан с химическим превращением и, следовательно, полностью подчиняется законам Фарадея.
Законы Фарадея, являясь, таким образом, естественным и неизбежным результатом самой природы электрохимического превращения, должны в то же время рассматриваться как наиболее надежный критерий истинности электрохимических систем. [c.282]
    Открытие М. Фарадеем законов электролиза позволило организовать в конце девятнадцатого века в относительно малых объемах получение каустической соды, алюминия и другие электрохимические производства,в частности получение хлора. [c.13]

    ФАРАДЕЯ ЗАКОНЫ — основные законы электролиза, выражающие связь между количеством электричества, прошедшего через электролит, количеством образовавшегося или разложившегося на электродах вещества и природой этих веществ. В соответствии с Ф. з. количество вещества т, выделившееся при электролизе, прямо пропорционально его химическому эквиваленту Е и количеству электричества, прошедшего через электролит, q = т  

[c. 259]

    Из установленных Фарадеем законов электролиза вытекало, что электричество, подобно веществу, обусловлено существованием, движением и взаимодействием мельчайших частиц (см. гл. 5). Фарадей вел речь об ионах, которые можно рассматривать как частицы, переносящие элекфичество через раствор. Однако в течение следующего полустолетия ни он и никто другой не занимался серьезно изучением природы таких ионов, хотя работы в этом направлении вообще-то велись. В 1853 г. немецкий физик Иоганн Вильгельм Гитторф (1824—1914) установил, что одни ионы перемещаются быстрее других. Это наблюдение привело к появлению понятия число переноса — характеристики, зависящей от скорости, с которой отдельные ноны переносят электрический ток. Однако даже после того, как химики научились рассчитывать эту скорость, вопрос о природе ионов оставался открытым. 

[c.118]

    ФАРАДЕЯ ЗАКОНЫ, основные законы электролиза, отражающие общий закон сохранения в-ва в условиях протекания электрохим. р-ции. Установлены М. Фарадеем в 1833-34, Согласно 1-му закону, масса в-ва т, прореагировавшего в процессе электролиза, прямо пропорциональна силе тока I и времени электролиза г, т. е, кол-ву пропущенного электричества Q=lt (предполагается, что I не зависит от Р, в противном [c.57]

    Обычно на электродах имеют место одновременно несколько электрохимических реакций, поэтому лишь некоторые электрохимические системы можно иопользовать для измерения количества электричества с помощью /специальных приборов — кулонометров, принцип действия которых основан на пр(имене-нии закона Фарадея. Уже Гельмгольц высоко оценил значение открытия Фарадеем закона электролиза, поскольку благодаря этому открытию и используя атомно-молекулярные представления были сделаны выводы о корпускулярных свойствах электричества . 

[c.309]

    Законы Фарадея. Течение анодных и катодных реакций подчиняется определенным закономерностям, открытым Фарадеем (законы Фарадея)  [c. 337]

    Зависимость между количеством прошедшего через раствор электричества и массой прореагировавшего на электроде вещества устанавливается законами Фарадея (законы электролиза). [c.28]

    ФАРАДЕЯ ЗАКОНЫ 1) количество в-ва, прореагировавшего на электроде при пропускании пост, электрич. тока, пропорционально силе тока и длительности электролиза 2) при пост, кол-ве пропущенного через электрод электричества массы прореагировавших в-в пропорциональны их хим. эквивалентам. Оба закона можно выразить ф-лой т = kq = (MIFn)q, где т — масса в-ва, выделившегося на электроде, k а М — соотв. электрохим. эквивалент и мол. масса этого в-ва, п — число электронов, участвующих в р-ции, q — электрич. заряд, пропущенный через электролит, F — число Фарадея, равное (96484,56 0,27) Кл/моль. 

[c.609]


    Открытый в 1834 г. Фарадеем закон, устанавливающий зависимость между количеством электричества, необходимым для электрохимического превращения вещества в процессе окисления или восстановления на электроде, и массой образовавшегося продукта, был положен в свое время в основу кулонометрии – метода электрохимического анализа, название которого связано с единицей измерения электрического заряда.[c.516]

    Кулонометрия включает группу методов, основанных на измерении количества электричества, необходимого для электрохимического превращения определяемого вещества [12]. В основе метода лежит открытый в 30-х годах прошлого века Фарадеем закон, устанавливающий связь между количеством вещества Р и количеством израсходованного электричества Q  

[c.304]

    КУЛОНОМЕТРИЯ, электрохимический метод исследования и анализа, основанный на измерении кол-ва электричества Q, прошедшего через. электролизер при электрохим. окислении или восстановлении в-ва. Согласно Фарадея закону, Q связано с кoл-вo f электрохимически превращаемого в-ва Р ур-нием Р = 0 /96500, где А — электрохим. эквивалент этого в-ва. Различают прямую К., когда в электродной р-ции участвует только определяемое в-во, к-рое электрохимически активно до конца электролиза, и косвенную К., или кулонометрич. титрование (К. т.), при к-рой, независимо от электрохим. активности определяемого в-ва, в электролизер вводят электрохимически активный вспомогат. реактив, продукт превращения к-рого (кулонометрич. титрант) химически взаимодействует с определяемым в-вом. При определении к-т и оснований вспомогат. реактив не вводят, т. к. соответствующие титранты (ОН иН + ) образуются при электролизе воды в присут. инертных электролитов, обеспечивающих электрич. проводимость р-ра. 

[c.292]

    ЭЛЕКТРОЛИЗ, химические р-ции, протекающие под действием электрич. тока на электродах, помещенных в р-р, расплав или тв. электролит. В электрич. поле положительно заряж. ионы (катионы) движутся к катоду, отрицательно заряженные (анионы) — к аноду. На катоде происходит восстановление, на аноде — окисление ионов или молекул, входящих в состав электролита. Кол-во образовавшихся на электродах в-в и кол-во пропущенного электричества связаны Фарадея законами. Если на каждом из электродов одновременно образуется ряд продуктов, доля тока (в %), идущая на образование одного из них, наз. выходом данного продукта по току. Обычно Э. осуществляют в электролитич.

ячейках — электролизерах. Миним. напряжение, к-рое надо приложить к электродам электролизера, чтобы осуществить Э., наз. напряжением разложения. Напряжение разложения превышает разность термодинамич. потенциалов обоих электродов на величину электродной поляризации и омич, падения напряжения в электролизере. Для достилвысоких скоростей Э. к электродам прикладывают напряжение более высокое, чем напряжение разложения. При этом энергия, затраченная на компенсацгпо электродной поляризации и омич, потерь в различных участках электрической цепи, превращается в тепло. [c.699]

    Э. возникла на рубеже 18 и 19 вв. благодаря работам Л. Гальвани и А. Вольта, в результате к-рых был создан первый химический источник тока — вольтов столб . Используя хим. источники тока, Г. Дэви в нач. 19 в. осуществил электролиз многих в-в. Законы электролиза были установлены М. Фарадеем в ЗО-х гг. 19 в. (см. Фарадея законы). В 1887 С. Аррениус сформулировал основы теории электролитической диссоциации.

В 20-х гг. 20 в. зта теория была дополнена П. Дебаем и Э. Хюккелем, к-рые учли электростатич. взаимод. между ионами. В дальнейшем на основе Дебая — Хюккеля теории были развиты представления о механизме электропроводности электролитов (Л. Онсагер, 1926). Во 2-й пол. 19 в. благодаря работам В. Нернста, Дж. Гиббса и Г. Гельмгольца были установлены осн. термодинамич. соотношения Э., к-рые позволили связать здс злектрохим. цепи с тепловым эффектом протекающей на электродах р-ции. Модельные представления о строении границы между электродом и р-ром, [c.705]

    КУКУРУЗНОЕ МАСЛО, см. Растительные масла. КУЛОНОМЁТРЙЯ, эле1строхим метод исследоваиия и анализа, основанный на измерени кол-ва электричества (Q), прошедшего через электролизер при электрохим, окислении илн восстановлении в-ва на рабочем электроде. Согласно объединенному Фарадея закону, масса электрохимически превращенного в-ва (Р) в г связана с 0 в Кл соотношением Р = QM/Fn, где М – молекулярная или атомная масса в-ва, п-число электронов, вовлеченных в электрохим.

превращение одной молекулы (атома) в-ва (М/п – электрохим. эквивалент в-ва), f-постоянная Фарадея. К.-единственный физ.-хим. метод аиализа, в к-ром не требуются стандартные образцы. [c.553]

    В 1807 Г. Дэви электрохи1кШчески разложил гидроксиды натрия и калия и ввел в практику новый метод выделения простых в-в в 1834 М. Фарадей опубликовал осн. законы электрохимии (см. Фарадея законы). [c.211]

    ФАРАДЕЯ ПОСТОЯННАЯ, F, фувдам. физ. константа, равная произведению величины элементарного заряда на Авогад-ро постоянную F = eN. – 96484,56 Кл/моль. Ф. п. может быть найдена двумя способами 1) из приведенного выше соотношения 2) из ур-ния F= QMIzm, вытекающего из Фарадея законов. Здесь Q – кол-во электричества, пропущенного через кулонометр, т – масса выделившегося при электролизе в-ва, М – его мол. м., г – число элементарных зарядов, участвующих в образовании одной молекулы этого в-ва. В пределах достигнутой точности измерений ( 0,01 Кл/моль) оба способа дают совпадающие результаты.

Б. б. Дамаскин. ФАРАДЕЯ ЭФФЕКТ, заключается во вращении плоскости поляризации линейно поляризованного света, распространяющегося в в-ве вдоль постоянного магн. поля, в к-ром находится в-во. [c.58]


    Другая проблема, возникшая с момента создания первого гальванич. элемента, заключается в выяснении того, какое действие оказывает прохождение электрич. тока через р-ры к-т и солей. Уже первые опыты в нач. 19 в. показали, что при пропускании электрич. тока через проводники П рода (носители заряда – ионы) происходят хим. превращения с выделением продуктов р-ции на электродах, получившие назв. э.пек-тролиза. Электролизом было осуществлено разложение воды на водород и кислород (А. Карлейль и У. Никольсон, 1800), а электролизом слегка смоченных водой твердых гидроксидов NaOH и КОН впервые получены металлич. Na и К (Г. Дэви, 1807). В 30-х гг. 19 в. благодаря работам М. Фарадея были установлены количеств, законы алектролиза (см. Фарадея законы). [c.465]

    Фарадея законы (1833 г.) — основные количественные законы электролиза, согласно которым количество вещества (т), выделившегося при электролизе, прямо пропорционально его химическому эквиваленту(Э) и количеству прошедшего элек-Э [c.141]

    Открытые Фарадеем законы находят практическое использовапие в устройствах, с помощью которых измеряется количество прошедшего через электрическую цепь электричества. Такие устройства назьшаются кулонометрами. В кулонометрах состав раствора, электроды и параметры процесса выбираются таким образом, чтобы на электродах протекала только одна какая-либо реакция, выделялось одно вещество. Тогда, определив массу образовавшегося на электроде вещества, мо жно рассчитать количество прошедшего электричества. [c.30]


Общая химия (1984) — [ c.300 ]

Теоретические основы аналитической химии 1987 (1987) — [ c. 274 ]

Общая и неорганическая химия 1997 (1997) — [ c.184 ]

Пособие по химии для поступающих в вузы 1972 (1972) — [ c.130 ]

Электроосаждение металлических покрытий (1985) — [ c.11 ]

Химический энциклопедический словарь (1983) — [ c.609 ]

Основы аналитической химии Часть 2 (1965) — [ c.314 , c.315 ]

Общая и неорганическая химия (2004) — [ c.184 ]

Большой энциклопедический словарь Химия изд.2 (1998) — [ c.609 ]

Каталитические, фотохимические и электролитические реакции (1960) — [ c.313 ]

Электрохимия растворов издание второе (1966) — [ c. 13 , c.20 ]

Краткий курс физической химии Изд5 (1978) — [ c.439 , c.441 ]

Современная аналитическая химия (1977) — [ c.429 ]

Курс общей химии (1964) — [ c.171 , c.172 ]

Теоретическая электрохимия (1965) — [ c.284 ]

Теоретическая электрохимия Издание 2 (1969) — [ c.279 ]

Теоретическая электрохимия Издание 3 (1975) — [ c.297 , c.303 ]

Введение в электрохимию (1951) — [ c.30 ]

Курс теоретической электрохимии (1951) — [ c. 35 ]

Количественный анализ (1963) — [ c.509 ]

Техно-химические расчёты Издание 2 (1950) — [ c.343 ]

Техно-химические расчёты Издание 4 (1966) — [ c.242 ]

Аккумулятор знаний по химии (1977) — [ c.96 ]

Основы аналитической химии Книга 2 (1961) — [ c.417 ]

Технология содопродуктов (1972) — [ c.196 ]

Курс технологии минеральных веществ Издание 2 (1950) — [ c.123 ]

Теоретическая электрохимия (1981) — [ c.15 , c.18 ]

Количественный анализ (0) — [ c.499 ]

Теоретические основы физико-химических методов анализа (1979) — [ c. 137 ]

Основы общей химической технологии (1963) — [ c.119 ]

Общая химическая технология Том 1 (1953) — [ c.549 , c.552 ]

Руководство по аналитической химии (1975) — [ c.147 ]

Основы аналитической химии Издание 3 (1971) — [ c.401 ]

Основы аналитической химии Кн 2 (1965) — [ c.314 , c.315 ]

Краткий справочник химика Издание 4 (1955) — [ c.389 ]

Краткий справочник химика Издание 7 (1964) — [ c.436 ]

Физическая химия Издание 2 1967 (1967) — [ c.423 ]


définition de %d0%97%d0%b0%d0%ba%d0%be%d0%bd%d1%8b%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%ba%d1%82%d1%80%d0%be%d0%bb%d0%b8%d0%b7%d0%b0%20%d0%a4%d0%b0%d1%80%d0%b0%d0%b4%d0%b5%d1%8f et synonymes de %d0%97%d0%b0%d0%ba%d0%be%d0%bd%d1%8b%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%ba%d1%82%d1%80%d0%be%d0%bb%d0%b8%d0%b7%d0%b0%20%d0%a4%d0%b0%d1%80%d0%b0%d0%b4%d0%b5%d1%8f (russe)



%d0%97%d0%b0%d0%ba%d0%be%d0%bd%d1%8b%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%ba%d1%82%d1%80%d0%be%d0%bb%d0%b8%d0%b7%d0%b0%20%d0%a4%d0%b0%d1%80%d0%b0%d0%b4%d0%b5%d1%8f : définition de %d0%97%d0%b0%d0%ba%d0%be%d0%bd%d1%8b%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%ba%d1%82%d1%80%d0%be%d0%bb%d0%b8%d0%b7%d0%b0%20%d0%a4%d0%b0%d1%80%d0%b0%d0%b4%d0%b5%d1%8f et synonymes de %d0%97%d0%b0%d0%ba%d0%be%d0%bd%d1%8b%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%ba%d1%82%d1%80%d0%be%d0%bb%d0%b8%d0%b7%d0%b0%20%d0%a4%d0%b0%d1%80%d0%b0%d0%b4%d0%b5%d1%8f (russe)

Contenu de sensagent

  • définitions
  • synonymes
  • antonymes
  • encyclopédie
  • определение
  • синоним

dictionnaire et traducteur pour sites web

Alexandria

Une fenêtre (pop-into) d’information (contenu principal de Sensagent) est invoquée un double-clic sur n’importe quel mot de votre page web. LA fenêtre fournit des explications et des traductions contextuelles, c’est-à-dire sans obliger votre visiteur à quitter votre page web !

Essayer ici, télécharger le code;

Solution commerce électronique

Augmenter le contenu de votre site

Ajouter de nouveaux contenus Add à votre site depuis Sensagent par XML.

Parcourir les produits et les annonces

Obtenir des informations en XML pour filtrer le meilleur contenu.

Indexer des images et définir des méta-données

Fixer la signification de chaque méta-donnée (multilingue).

Renseignements suite à un email de description de votre projet.

Lettris

Lettris est un jeu de lettres gravitationnelles proche de Tetris. Chaque lettre qui apparaît descend ; il faut placer les lettres de telle manière que des mots se forment (gauche, droit, haut et bas) et que de la place soit libérée.

boggle

Il s’agit en 3 minutes de trouver le plus grand nombre de mots possibles de trois lettres et plus dans une grille de 16 lettres. Il est aussi possible de jouer avec la grille de 25 cases. Les lettres doivent être adjacentes et les mots les plus longs sont les meilleurs. Participer au concours et enregistrer votre nom dans la liste de meilleurs joueurs ! Jouer

Dictionnaire de la langue française
Principales Références

La plupart des définitions du français sont proposées par SenseGates et comportent un approfondissement avec Littré et plusieurs auteurs techniques spécialisés.
Le dictionnaire des synonymes est surtout dérivé du dictionnaire intégral (TID).
L’encyclopédie française bénéficie de la licence Wikipedia (GNU).

Traduction

Changer la langue cible pour obtenir des traductions.
Astuce: parcourir les champs sémantiques du dictionnaire analogique en plusieurs langues pour mieux apprendre avec sensagent.

 

6890 visiteurs en ligne

calculé en 0,109s

allemand anglais arabe bulgare chinois coréen croate danois espagnol espéranto estonien finnois français grec hébreu hindi hongrois islandais indonésien italien japonais letton lituanien malgache néerlandais norvégien persan polonais portugais roumain russe serbe slovaque slovène suédois tchèque thai turc vietnamien

allemand anglais arabe bulgare chinois coréen croate danois espagnol espéranto estonien finnois français grec hébreu hindi hongrois islandais indonésien italien japonais letton lituanien malgache néerlandais norvégien persan polonais portugais roumain russe serbe slovaque slovène suédois tchèque thai turc vietnamien

Математическая запись объединенного закона фарадея для электролиза.

Законы Фарадея в химии и физике — краткое объяснение простыми словами

Законыэлектролиза (законыФарадея)

Поскольку прохождение электрического тока через электрохимические системы связано с химическими превращениями, между количеством протекающего электричества и количеством прореагировавших веществ должна существовать определенная зависимость. Она была открыта Фарадеем и получила свое выражение в первых количественных законах электрохимии, названных впоследствии законами Фарадея.

Первый закон Фарадея . Количества веществ, превращённых при электролизе, пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит :

D m =k э q =k э It ,

D m – количество прореагировавшего вещества; k э – некоторый коэффициент пропорциональности; q – количество электричества, равное произведению силы тока I на время t . Еслиq = It = 1, то D m = k э, то есть коэффициент k э представляет собой количество вещества, прореагировавшего в результате протекания единицы количества электричества. Коэффициент k э называется электрохимическим эквивалентом .

Второй закон Фарадея отражает связь, существующую между количеством прореагировавшего вещества и его природой: при постоянном количестве прошедшего электричества массы различных веществ, испытывающие превращение у электродов (выделение из раствора, изменение валентности), пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ :

D m i /A i = const .

Можно объединить оба закона Фарадея в виде одного общего закона : для выделения или превращения с помощью тока 1 г-экв любого вещества (1/z моля вещества) необходимо всегда одно и то же количество электричества, называемое числом Фарадея (или фарадеем ):

D m =It = It .

Точно измеренное значение числа Фарадея

F = 96484,52 ± 0,038Кл/г-экв.

Таков заряд, несомый одним грамм-эквивалентом ионов любого вида. Умножив это число на z (число элементарных зарядов иона), получим количество электричества, которое несёт 1 г-ион . Разделив число Фарадея на число Авогадро, получим заряд одного одновалентного иона, равный заряду электрона:

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

Законы, открытые Фарадеем в 1833 г., строго выполняются для проводников второго рода. Наблюдаемые отклонения от законов Фарадея являются кажущимися . Они часто связаны с наличием неучтённых параллельных электрохимических реакций. Отклонения от закона Фарадея в промышленных установках связаны с утечками тока, потерями вещества при разбрызгивании раствора и т.д. В технических установках отношение количества продукта, полученного при электролизе, к количеству, вычисленному на основе закона Фарадея, меньше единицы и называется выходом по току :

В Т = = .

При тщательных лабораторных измерениях для однозначно протекающих электрохимических реакций выход по току равен единице (в пределах ошибок опыта). Закон Фарадея точно соблюдается, поэтому он лежит в основе самого точного метода измерения количества электричества, прошедшего через цепь, по количеству выделенного на электроде вещества. Для таких измерений используюткулонометры . В качестве кулонометров используют электрохимические системы, в которых нет параллельных электрохимических и побочных химических реакций. По методам определения количества образующихся веществ кулонометры подразделяют на электрогравиметрические, газовые и титрационные . Примером электрогравиметрических кулонометров являются серебряный и медный кулонометры. Действие серебряного кулонометра Ричардсона, представляющего собой электролизер

(–) Ag ï AgNO 3 × aq ï Ag (+) ,

основано на взвешивании массы серебра, осевшей на катоде во время электролиза. При пропускании 96500 Кл (1 фарадея) электричества на катоде выделится 1 г-экв серебра (107 г). При пропускании n F электричества на катоде выделяется экспериментально определенная масса (D m к ). Число пропущенных фарадеев электричества определяется из соотношения

n = D m /107 .

Аналогичен принцип действия медного кулонометра.

В газовых кулонометрах продуктами электролиза являются газы, и количества выделяющихся на электродах веществ определяют измерением их объемов. Примером прибора такого типа является газовый кулонометр, основанный на реакции электролиза воды. При электролизе на катоде выделяется водород:

2Н 2 О+2е – =2ОН – +Н 2 ,

а на аноде – кислород:

Н 2 О=2Н + +½ О 2 +2е – V – суммарный объем выделенного газа, м 3 .

В титрационных кулонометрах количество вещества, образовавшегося в процессе электролиза, определяют титриметрически. К этому типу кулонометров относится титрационный кулонометр Кистяковского, представляющий собой электрохимическую систему

(–) Pt ï KNO 3 , HNO 3 ï Ag (+) .

В процессе электролиза серебряный анод растворяется, образуя ионы серебра, которые оттитровывают. Число фарадеев электричества определяют по формуле

n = mVc ,

где m – масса раствора, г;V – объем титранта, пошедший на титрование 1 г анодной жидкости;c –концентрация титранта, г-экв/см 3 .

Основы > Задачи и ответы

Электролиз. Законы Фарадея


1 Найти электрохимический эквивалент натрия. Молярная масса натрия m = 0,023 кг/моль, его валентность z=1. Постоянная Фарадея

Решение:

2 Цинковый анод массы m = 5 г поставлен в электролитическую ванну, через которую проходит ток I =2 А. Через какое время t анод полностью израсходуется на покрытие металлических изделий? Электрохимический эквивалент цинка

Решение:

3 Найти постоянную Фарадея, если при прохож-дении через электролитическую ванну заряда q = 7348 Кл на катоде выделилась масса золота m = 5 г. Химический эквивалент золота А = 0,066 кг/моль.

Решение:
Согласно объединенному закону Фарадея

отсюда

4 Найти элементарный электрический заряд е, если масса вещества, численно равная химическому эквиваленту, содержит N o =N A /z атомов или молекул.

Решение:
Ионы в растворе электролита несут на себе число элементарных зарядов, равное валентности z. При выделении массы вещества, численно равной его химическому эквиваленту, через раствор проходит заряд, численно равный постоянной Фарадея, т. е.

Следовательно, элементарный заряд

5 Молярная масса серебра m 1 =0,108 кг/моль, его валентность z 1 = 1 и электрохимический эквивалент . Найти электрохимический эквивалент золота к2, если молярная масса золота m 2 = 0,197 кг/моль, его валентность z 2 = 3.

Решение:
По второму закону Фарадея имеем

отсюда электрохимический эквивалент золота

6 Найти массы веществ, выделившихся за время t =10ч на катодах трех электролитических ванн, вклю-ченных последовательно в сеть постоянного тока. Аноды в ваннах – медный, никелевый и серебряный – опущены соответственно в растворы CuS O 4, NiS0 4 и AgN0 3 . Плотность тока при электролизе j =40 А/м2, площадь катода в каждой ванне S = 500 см. Электрохимические эквиваленты меди, никеля и серебра

Решение:
Ток в ваннах I=jS. По первому закону Фарадея массы выделившихся при электролизе веществ

7 При никелировании изделий в течение времени t = 2 ч отложился слой никеля толщины l =0,03 мм.
Найти плотность тока при электролизе. Электрохимический эквивалент никеля , его плотность

Решение:

8 Амперметр, включенный последовательно с электролитической ванной, показывает ток Io =1,5А. Какую поправку надо внести в показание амперметра, если за время t =10мин на катоде отложилась масса меди m = 0,316 г? Электрохимический эквивалент меди .

Решение:
По первому закону Фарадея m = kI t , где I-ток в цепи; отсюда I = m /k t =1,6 А, т.е. в показание амперметра надо внести поправку

9 Желая проверить правильность показаний вольтметра, его подключили параллельно резистору с известным сопротивлением R = 30 Ом. Последовательно в общую цепь включили электролитическую ванну, в которой ведется электролиз серебра. За время t =5 мин в этой ванне выделилась масса серебра m = 55,6 мг. Вольтметр показывал напряжение Vo = 6 В. Найти разность между показанием вольтметра и точным значением падения напряжения на резисторе. Электрохимический эквивалент серебра .

Решение:
По первому закону Фарадея m = kl t , где I-ток в цепи. Точное значение падения напряжения на сопротивлении V=IR = mR/k t = 4,91 В. Разность между показанием вольтметра и точным значением падения напряжения

10 Для серебрения ложек через раствор соли серебра в течение времени t =5 ч пропускается ток I =1,8 А. Катодом служат n =12 ложек, каждая из которых имеет площадь поверхности S =50 см2. Какой толщины слой серебра отложится на ложках? Молярная масса серебра m = 0,108 кг/моль, его валентность z= 1 и плотность .

Решение:
Толщина слоя

11 Две электролитические ванны включены последовательно. В первой ванне находится раствор хлористого железа (FeCl 2 ), во второй – раствор хлорного железа (FeCl 3 ). Найти массы выделившегося железа на катодах и хлора на анодах в каждой ванне при прохождении через ванну заряда . Молярные массы железа и хлора .

Решение:
В первой ванне железо двухвалентно (z1=2), во второй – трехвалентно (z2 = 3). Поэтому при прохождении через растворы одинаковых зарядов выделяются различные массы железа на катодах: в первой ванне

во второй ванне

Так как валентность атомов хлора z=1, то на аноде каждой ванны выделяется масса хлора

12 При электролизе раствора серной кислоты (CuS O 4 ) расходуется мощность N=37 Вт. Найти со-противление электролита, если за время t = 50 мин выделяется масса водорода m = 0,3 г. Молярная масса водорода m = 0,001 кг/моль, его валентность z= 1 .

Решение:

13 При электролитическом способе получения никеля на единицу массы расходуется W m = 10 кВт Ч ч/кг электроэнергии. Электрохимический эквивалент никеля . При каком напряжении производится электролиз?

Решение:

14 Найти массу выделившейся меди, если для ее получения электролитическим способом затрачено W= 5 кВт Ч ч электроэнергии. Электролиз проводится при напряжении V =10 В, к.п.д. установки h =75%. Электрохимический эквивалент меди .

Решение:
К. п.д. установки

где q-заряд, прошедший через ванну. Масса выделившейся меди m=kq; отсюда

15 Какой заряд проходит через раствор серной кислоты (CuS O 4 ) за время t =10с, если ток за это время равномерно возрастает от I 1 =0 до I 2 = 4А? Какая масса меди выделяется при этом на катоде? Электрохимический эквивалент меди .

Решение:
Средний ток

Заряд, протекший через раствор,

Нахождение заряда графическим путем показано на рис. 369. На графике зависимости тока от времени заштрихованная площадь численно равна заряду. Масса меди, выделившейся на катоде,

16 При рафинировании меди с помощью электролиза к последовательно включенным электролитическим ваннам, имеющим общее сопротивление R = 0,5 Ом, подведено напряжение V=10 В. Найти массу чистой меди, выделившейся на катодах ванны за время t =10ч. Э.д.с. поляризации e = 6 В. Электрохимический эквивалент меди .

Решение:

17 При электролизе воды через электролитическую ванну в течение времени t = 25 мин шел ток I =20 А. Какова температура t выделившегося кислорода, если он находится в объеме V= 1 л под давлением р = 0,2 МПа? Молярная масса воды m =0,018 кг/моль. Электрохимический эквивалент кислорода .

Решение:

где R= 8,31 Дж/(молъ К)-газовая постоянная.

18 При электролитическом способе получения алюминия на единицу массы расходуется W 1 m = 50 кВт Ч ч/кг электроэнергии. Электролиз проводится при напряжении V1 = 1 6,2 В. Каким будет расход электроэнергии W 2m на единицу массы при напряжении V2 = 8, 1 В?
Решение:

Окислительно-восстановительный процесс, принудительно протекающий под действием электрического тока, называется электролизом.

Электролиз проводят в электролизере, заполненном электролитом, в который погружены электроды, подсоединенные к внешнему источнику тока.

Электрод, подсоединенный к отрицательному полюсу внешнего источника тока, называется катодом . На катоде протекают процессы восстановления частиц электролита. Электрод, подсоединенный к положительному полюсу источника тока, называется анодом . На аноде протекают процессы окисления частиц электролита или материала электрода.

Анодные процессы зависят от природы электролита и материала анода. В связи с этим различают электролиз с инертным и растворимым анодом.

Инертным называется анод, материал которого не окисляется в ходе электролиза. К инертным электродам относятся, например, графитовый (угольный) и платиновый.

Растворимым называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. Большинство металлических электродов являются растворимыми.

В качестве электролита могут быть использованы растворы или расплавы. В растворе или расплаве электролита ионы находятся в хаотичном движении. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, а анионы – к аноду и, соответственно, на электродах они могут разряжаться.

При электролизе расплавов с инертными электродами на катоде возможно восстановление только катионов металла, а на аноде − окисление анионов.

При электролизе водных растворов на катоде кроме катионов металла, могут восстанавливаться молекулы воды, а в кислых растворах – ионы водорода Н + . Таким образом, на катоде возможны следующие конкурирующие реакции:

(-) К: Ме n + + → Me

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH –

2Н + + 2 ē → Н 2

На катоде в первую очередь протекает реакция с наибольшим значением электродного потенциала.

При электролизе водных растворов с растворимым анодом , кроме окисления анионов, возможны реакции окисления самого электрода, молекул воды и в щелочных растворах гидроксид-ионов (ОН -):

(+) А: Me – n ē → Ме n +

окисление аниона Е 0

2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H +

4OH – – 4 ē = O 2 +2H 2 O

На аноде в первую очередь протекает реакция с наименьшим значением электродного потенциала.

Для электродных реакций приведены равновесные потенциалы в отсутствии электрического тока.

Электролиз – процесс неравновесный, поэтому потенциалы электродных реакций под током отличаются от своих равновесных значений. Смещение потенциала электрода от его равновесного значения под влиянием внешнего тока называется электродной поляризацией. Величина поляризации называется перенапряжением. На величину перенапряжения влияют многие факторы: природа материала электрода, плотность тока, температура, рН-среды и др.

Перенапряжения катодного выделения металлов сравнительно невелики.

С высоким перенапряжением, как правило, протекает процесс образования газов, таких как водород и кислород. Минимальное перенапряжение водорода на катоде в кислых растворах наблюдается на Pt (h=0,1 В), а максимальное −на свинце, цинке, кадмии и ртути. Перенапряжение изменяется при замене кислых растворов на щелочные. Например, на платине в щелочной среде перенапряжение водорода h=0,31 В (см. приложение).

Анодное выделение кислорода также связано с перенапряжением. Минимальное перенапряжение выделения кислорода наблюдается на Pt-электродах (h=0,7 В), а максимальное − на цинке, ртути и свинце (см. приложение).

Из вышеизложенного следует, что при электролизе водных растворов:

1) на катоде восстанавливаются ионы металлов, электродные потенциалы которых больше потенциала восстановления воды (-0,82В). Ионы металлов, имеющие более отрицательные электродные потенциалы чем -0,82В, не восстанавливаются. К ним относятся ионы щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия.

2) на инертном аноде с учетом перенапряжения кислорода протекает окисление тех анионов, потенциал которых меньше потенциала окисления воды (+1,23В). К таким анионам относятся, например, I – , Br – , Cl – , NO 2 – , ОН – . Анионы СO 3 2- , РO 4 3- , NO 3 – , F – – не окисляемы.

3) при электролизе с растворимым анодом, в нейтральных и кислых средах растворяются электроды из тех металлов, электродный потенциал которых меньше +1,23В, а в щелочных – меньше, чем +0,413В.

Суммарными продуктами процессов на катоде и аноде являются электронейтральные вещества.

Для осуществления процесса электролиза на электроды необходимо подать напряжение. Напряжение электролиза U эл-за – это разность потенциалов, необходимая для протекания реакций на катоде и аноде. Теоретическое напряжение электролиза (U эл-за, теор) без учета перенапряжения, омического падения напряжения в проводниках первого рода и в электролите

U эл-за, теор = E а – E к, (7)

где E а, E к – потенциалы анодных и катодных реакций.

Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества и количеством прошедшего через электролит тока выражается двумя законами Фарадея.

I закон Фарадея. Количество вещества, образовавшегося на электроде при электролизе, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшему через раствор (расплав) электролита:

где k – электрохимический эквивалент, г/Кл или г/А·ч; Q – количество электричества, Кулон, Q =It ; t -время, с; I -ток, А; F = 96500 Кл/моль (А·с/моль) = 26,8 А·ч/моль – постоянная Фарадея; Э- эквивалентная масса вещества, г/моль.

В электрохимических реакциях эквивалентная масса вещества определяется:

n –число электронов, участвующих в электродной реакции образования этого вещества.

II закон Фарадея. При прохождении через разные электролиты одного и того же количества электричества массы веществ, выделившихся на электродах, пропорциональны их эквивалентным массам:

где m 1 и m 2 – массы веществ 1 и 2, Э 1 и Э 2, г/моль – эквивалентные массы веществ 1 и 2.

На практике часто вследствие протекания конкурирующих окислительно-восстановительных процессов на электродах образуется меньше вещества, чем соответствует прошедшему через раствор электричеству.

Для характеристики потерь электричества при электролизе введено понятие «Выход по току». Выходом по току В т называется выраженное в процентах отношение количества фактически полученного продукта электролиза m факт. к теоретически рассчитанному m теор:

Пример 10 . Какие процессы будут протекать при электролизе водного раствора сульфата натрия с угольным анодом? Какие вещества будут выделяться на электродах, если угольный электрод заменить на медный?

Решение: В растворе сульфата натрия в электродных процессах могут участвовать ионы натрия Na + , SO 4 2- и молекулы воды. Угольные электроды относятся к инертным электродам.

На катоде возможны следующие процессы восстановления:

(-) К: Na + + ē → Na

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH –

На катоде в первую очередь протекает реакция с наибольшим значением электродного потенциала. Поэтому на катоде будет происходить восстановление молекул воды, сопровождающееся выделением водорода и образованием в прикатодном пространстве гидроксид- ионов ОН – . Имеющиеся у катода ионы натрия Na + совместно с ионами ОН – будут образовывать раствор щелочи NaOH.

(+)А: 2 SO 4 2- – 2 ē → S 2 O 8 2-

2 H 2 O – 4 ē → 4H + + O 2 .

На аноде в первую очередь протекает реакция с наименьшим значением электродного потенциала. Поэтому на аноде будет протекать окисление молекул воды с выделением кислорода, а в прианодном пространстве накапливаются ионы Н + . Имеющиеся у анода ионы SO 4 2- с ионами Н + будут образовывать раствор серной кислоты H 2 SO 4 .

Суммарная реакция электролиза выражается уравнением:

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

катодные продукты анодные продукты

При замене угольного (инертного) анода на медный на аноде становится возможным протекание еще одной реакции окисления – растворение меди:

Cu – 2 ē → Cu 2+

Этот процесс характеризуется меньшим значением потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе Na 2 SO 4 с медным анодом на аноде пройдет окисление меди, а в анодном пространстве будет накапливаться сульфат меди CuSO 4 . Cуммарная реакция электролиза выразится уравнением:

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

катодные продукты анодный продукт

Пример 11 . Составьте уравнение процессов, протекающих при электролизе водного раствора хлорида никеля NiCl 2 с инертным анодом.

Решение: В растворе хлорида никеля в электродных процессах могут участвовать ионы никеля Ni 2+ , Cl – и молекулы воды. В качестве инертного анода можно использовать графитовый электрод.

На катоде возможны следующие реакции:

(-) К: Ni 2+ + 2 ē → Ni

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH –

Потенциал первой реакции выше, поэтому на катоде протекает восстановление ионов никеля.

На аноде возможны следующие реакции:

(+) А: 2 Cl – – 2 ē → Cl 2

2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H + .

Согласно величинам стандартных электродных потенциалов на аноде

должен выделяться кислород. В действительности, из-за высокого перенапряжения кислорода на электроде выделяется хлор. Величина перенапряжения зависит от материала, из которого изготовлен электрод. Для графита перенапряжение кислорода составляет 1,17 В при плотности тока равной 1а/см 2 , что повышает потенциал окисления воды до 2,4 В.

Следовательно, электролиз раствора хлорида никеля протекает с образованием никеля и хлора:

Ni 2+ + 2Cl – = Ni + Cl 2 .

на катоде на аноде

Пример 12 . Вычислить массу вещества и объем газа, выделившихся на инертных электродах при электролизе водного раствора нитрата серебра AgNO 3 , если время электролиза составляет 25 мин, а сила тока 3 А.

Решение. При электролизе водного раствора AgNO 3 в случае с нерастворимым анодом (например, графитовый) на электродах протекают процессы:

(-) К: Ag + + ē → Ag ,

2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2OH – .

Потенциал первой реакции выше, поэтому на катоде протекает восстановление ионов серебра.

(+) A: 2H 2 O – 4 ē O 2 + 4 H + ,

анион NO 3 – не окисляем.

Г или в литрах л.

Задания

5. Записать реакции электролиза на инертных электродах и вычислить массу вещества, полученного на катоде, и объем газа, выделившегося на аноде, при электролизе растворов электролитов, если время электролиза 20 минут, сила тока I =2А, если выход по току В т =100%. Какие вещества будут выделяться на электродах при замене инертного анода на металлический, указанный в задании?

№№ Электролит Металлический электрод
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

Окончание таблицы

Для описания процессов в физике и химии есть целый ряд законов и соотношений, полученных экспериментальным и расчетным путем. Ни единого исследования нельзя провести без предварительной оценки процессов по теоретическим соотношениям. Законы Фарадея применяются и в физике, и в химии, а в этой статье мы постараемся кратко и понятно рассказать о всех знаменитых открытиях этого великого ученого.

История открытия

Закон Фарадея в электродинамике был открыт двумя ученными: Майклом Фарадеем и Джозефом Генри, но Фарадей опубликовал результаты своих работ раньше – в 1831 году.

В своих демонстрационных экспериментах в августе 1831 г. он использовал железный тор, на противоположные концы которого был намотан провод (по одному проводу на стороны). На концы одного первого провода он подал питание от гальванической батареи, а на выводы второго подключил гальванометр. Конструкция была похожа на современный трансформатор. Периодически включая и выключая напряжение на первом проводе, он наблюдал всплески на гальванометре.

Гальванометр — это высокочувствительный прибор для измерения силы токов малой величины.

Таким образом было изображено влияние магнитного поля, образовавшегося в результате протекания тока в первом проводе, на состояние второго проводника. Это воздействие передавалось от первого ко второму через сердечник – металлический тор. В результате исследований было обнаружено и влияние постоянного магнита, который двигается в катушке, на её обмотку.

Тогда Фарадей объяснял явление электромагнитной индукции с точки зрения силовых линий. Еще одной была установка для генерирования постоянного тока: медный диск вращался вблизи магнита, а скользящий по нему провод был токосъёмником. Это изобретение так и называется — диск Фарадея.

Ученные того периода не признали идеи Фарадея, но Максвелл взял исследования для основы своей магнитной теории. В 1836 г. Майкл Фарадей установил соотношения для электрохимических процессов, которые назвали Законами электролиза Фарадея. Первый описывает соотношения выделенной на электроде массы вещества и протекающего тока, а второй соотношения массы вещества в растворе и выделенного на электроде, для определенного количества электричества.

Электродинамика

Первые работы применяются в физике, конкретно в описании работы электрических машин и аппаратов (трансформаторов, двигателей и пр. ). Закон Фарадея гласит:

Для контура индуцированная ЭДС прямо пропорциональна величине скорости магнитного потока, который перемещается через этот контур со знаком минус.

Это можно сказать простыми словами: чем быстрее магнитный поток движется через контур, тем больше на его выводах генерируется ЭДС.

Формула выглядит следующим образом:

Здесь dФ – магнитный поток, а dt – единица времени. Известно, что первая производная по времени – это скорость. Т.е скорость перемещения магнитного потока в данном конкретном случае. Кстати перемещаться может, как и источник магнитного поля (катушка с током – электромагнит, или постоянный магнит), так и контур.

Здесь же поток можно выразить по такой формуле:

B – магнитное поле, а dS – площадь поверхности.

Если рассматривать катушку с плотнонамотанными витками, при этом в количестве витков N, то закон Фарадея выглядит следующим образом:

Магнитный поток в формуле на один виток, измеряется в Веберах. Ток, протекающий в контуре, называется индукционным.

Электромагнитная индукция – явление протекания тока в замкнутом контуре под воздействием внешнего магнитного поля.

В формулах выше вы могли заметить знаки модуля, без них она имеет слегка иной вид, такой как было сказано в первой формулировке, со знаком минус.

Знак минус объясняет правило Ленца. Ток, возникающий в контуре, создает магнитное поле, оно направлено противоположно. Это является следствием закона сохранения энергии.

Направление индукционного тока можно определить по правилу правой руки или , мы его рассматривали на нашем сайте подробно.

Как уже было сказано, благодаря явлению электромагнитной индукции работают электрические машины трансформаторы, генераторы и двигатели. На иллюстрации показано протекание тока в обмотке якоря под воздействием магнитного поля статора. В случае с генератором, при вращении его ротора внешними силами в обмотках ротора возникает ЭДС, ток порождает магнитное поле направленное противоположно (тот самый знак минус в формуле). Чем больше ток, потребляемый нагрузкой генератора, тем больше это магнитное поле, и тем больше затрудняется его вращение.

И наоборот — при протекании тока в роторе возникает поле, которое взаимодействует с полем статора и ротор начинает вращаться. При нагрузке на вал ток в статоре и в роторе повышается, при этом нужно обеспечить переключение обмоток, но это уже другая тема, связанная с устройством электрических машин.

В основе работы трансформатора источником движущегося магнитного потока является переменное магнитное поле, возникающее в следствие протекания в первичной обмотке переменного тока.

Если вы желаете более подробно изучить вопрос, рекомендуем просмотреть видео, на котором легко и доступно рассказывается Закон Фарадея для электромагнитной индукции:

Электролиз

Кроме исследований ЭДС и электромагнитной индукции ученный сделал большие открытия и в других дисциплинах, в том числе химии.

При протекании тока через электролит ионы (положительные и отрицательные) начинают устремляться к электродам. Отрицательные движутся к аноду, положительные к катоду. При этом на одном из электродов выделяется определенная масса вещества, которое содержится в электролите.

Фарадей проводил эксперименты, пропуская разный ток через электролит и измеряя массу вещества отложившегося на электродах, вывел закономерности.

m – масса вещества, q – заряд, а k – зависит от состава электролита.

А заряд можно выразить через ток за промежуток времени:

I=q/t , тогда q = i*t

Теперь можно определить массу вещества, которое выделится, зная ток и время, которое он протекал. Это называется Первый закон электролиза Фарадея.

Второй закон:

Масса химического элемента, который осядет на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента (молярной массе разделенной на число, которое зависит от химической реакции, в которой участвует вещество).

С учетом вышесказанного эти законы объединяются в формулу:

m – масса вещества, которое выделилось в граммах, n – количество переносимых электронов в электродном процессе, F=986485 Кл/моль – число Фарадея, t – время в секундах, M молярная масса вещества г/моль.

В реальности же из-за разных причин, масса выделяемого вещества меньше чем расчетная (при расчетах с учетом протекающего тока). Отношение теоретической и реальной масс называют выходом по току:

B т = 100% * m расч /m теор

Законы Фарадея внесли существенный вклад в развитие современной науки, благодаря его работам мы имеем электродвигатели и генераторы электроэнергии (а также работам его последователей). Работа ЭДС и явления электромагнитной индукции подарили нам большую часть современного электрооборудования, в том числе и громкоговорители и микрофоны, без которых невозможно прослушивание записей и голосовая связь. Процессы электролиза применяются в гальваническом методе покрытия материалов, что несет как декоративную ценность, так и практическую.

Похожие материалы:

Нравится(0 ) Не нравится(0 )

Рекомендуем также

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Электрический ток в жидкостях.

Закон электролиза
Подробности
Просмотров: 628

«Физика – 10 класс»

Каковы носители электрического тока в вакууме?
Каков характер их движения?

Жидкости, как и твёрдые тела, могут быть диэлектриками, проводниками и полупроводниками. К диэлектрикам относится дистиллированная вода, к проводникам — растворы и расплавы электролитов: кислот, щелочей и солей. Жидкими полупроводниками являются расплавленный селен, расплавы сульфидов и др.

Электролитическая диссоциация.

При растворении электролитов под влиянием электрического поля полярных молекул воды происходит распад молекул электролитов на ионы.

Распад молекул на ионы под влиянием электрического поля полярных молекул воды называется электролитической диссоциацией.

Степень диссоциации — доля в растворённом веществе молекул, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации зависит от температуры, концентрации раствора и электрических свойств растворителя.

С увеличением температуры степень диссоциации возрастает и, следовательно, увеличивается концентрация положительно и отрицательно заряженных ионов.

Ионы разных знаков при встрече могут снова объединиться в нейтральные молекулы.

При неизменных условиях в растворе устанавливается динамическое равновесие, при котором число молекул, распадающихся за секунду на ионы, равно числу пар ионов, которые за то же время вновь объединяются в нейтральные молекулы.

Ионная проводимость.

Носителями заряда в водных растворах или расплавах электролитов являются положительно и отрицательно заряженные ионы.

Если сосуд с раствором электролита включить в электрическую цепь, то отрицательные ионы начнут двигаться к положительному электроду — аноду, а положительные — к отрицательному — катоду. В результате по цепи пойдёт электрический ток.

Проводимость водных растворов или расплавов электролитов, которая осуществляется ионами, называют ионной проводимостью.

Жидкости могут обладать и электронной проводимостью. Такой проводимостью обладают, например, жидкие металлы.

Электролиз. При ионной проводимости прохождение тока связано с переносом вещества. На электродах происходит выделение веществ, входящих в состав электролитов. На аноде отрицательно заряженные ионы отдают свои лишние электроны (в химии это называется окислительной реакцией), а на катоде положительные ионы получают недостающие электроны (восстановительная реакция).

Жидкости могут обладать и электронной проводимостью. Такой проводимостью обладают, например, жидкие металлы.

Процесс выделения на электроде вещества, связанный с окислительновосстановительными реакциями, называют электролизом.

От чего зависит масса вещества, выделяющегося за определённое время? Очевидно, что масса m выделившегося вещества равна произведению массы m0i одного иона на число Ni ионов, достигших электрода за время Δt:

m = m0iNi.         (16.3)

Масса иона m0i равна:

где М — молярная (или атомная) масса вещества, a NA — постоянная Авогадро, т. е. число ионов в одном моле.

Число ионов, достигших электрода, равно:

где Δq = IΔt — заряд, прошедший через электролит за время Δt; q0i — заряд иона, который определяется валентностью n атома: q0i = пе (е — элементарный заряд). При диссоциации молекул, например КВr, состоящих из одновалентных атомов (n = 1), возникают ионы К+ и Вr. Диссоциация молекул медного купороса ведёт к появлению двухзарядных ионов Си2+ и SO2-4 (n = 2). Подставляя в формулу (16.3) выражения (16.4) и (16.5) и учитывая, что Δq = IΔt, a q0i = nе, получаем

Закон Фарадея.

Обозначим через k коэффициент пропорциональности между массой m вещества и зарядом Δq = IΔt, прошедшим через электролит:

где F = eNA = 9,65 • 104 Кл/моль — постоянная Фарадея.

Коэффициент k зависит от природы вещества (значений М и n). Согласно формуле (16.6) имеем

m = kIΔt.         (16.8)

Закон электролиза Фарадея:

Масса вещества, выделившегося на электроде за время Δt. при прохождении электрического тока, пропорциональна силе тока и времени.

Это утверждение, полученное теоретически, впервые было установлено экспериментально Фарадеем.

Величину k в формуле (16.8) называют электрохимическим эквивалентом данного вещества и выражают в килограммах на кулон (кг/Кл).

Из формулы (16.8) видно, что коэффициент к численно равен массе вещества, выделившегося на электродах, при переносе ионами заряда, равного 1 Кл.

Электрохимический эквивалент имеет простой физический смысл. Так как M/NA = m0i и еn = q0i, то согласно формуле (16.7) k = rn0i/q0i, т. е. k — отношение массы иона к его заряду.

Измеряя величины m и Δq, можно определить электрохимические эквиваленты различных веществ.

Убедиться в справедливости закона Фарадея можно на опыте. Соберём установку, показанную на рисунке (16.25). Все три электролитические ванны заполнены одним и тем же раствором электролита, но токи, проходящие через них, различны. Обозначим силы токов через I1, I2, I3. Тогда I1 = I2 + I3. Измеряя массы m1, m2, m3 веществ, выделившихся на электродах в разных ваннах, можно убедиться, что они пропорциональны соответствующим силам токов I1, I2, I3.

Определение заряда электрона.

Формулу (16.6) для массы выделившегося на электроде вещества можно использовать для определения заряда электрона. Из этой формулы вытекает, что модуль заряда электрона равен:

Зная массу m выделившегося вещества при прохождении заряда IΔt, молярную массу М, валентность п атомов и постоянную Авогадро NA, можно найти значение модуля заряда электрона. Оно оказывается равным e = 1,6 • 10-19 Кл.

Именно таким путём и было впервые в 1874 г. получено значение элементарного электрического заряда.

Применение электролиза. Электролиз широко применяют в технике для различных целей. Электролитическим способом покрывают поверхность одного металла тонким слоем другого (никелирование, хромирование, позолота и т. п.). Это прочное покрытие защищает поверхность от коррозии. Если обеспечить хорошее отслаивание электролитического покрытия от поверхности, на которую осаждается металл (этого достигают, например, нанося на поверхность графит), то можно получить копию с рельефной поверхности.

Процесс получения отслаиваемых покрытий — гальванопластика — был разработан русским учёным Б. С. Якоби (1801—1874), который в 1836 г. применил этот способ для изготовления полых фигур для Исаакиевского собора в Санкт-Петербурге.

Раньше в полиграфической промышленности копии с рельефной поверхности (стереотипы) получали с матриц (оттиск набора на пластичном материале), для чего осаждали на матрицы толстый слой железа или другого вещества. Это позволяло воспроизвести набор в нужном количестве экземпляров.

При помощи электролиза осуществляют очистку металлов от примесей. Так, полученную из руды неочищенную медь отливают в форме толстых листов, которые затем помещают в ванну в качестве анодов. При электролизе медь анода растворяется, примеси, содержащие ценные и редкие металлы, выпадают на дно, а на катоде оседает чистая медь.

При помощи электролиза получают алюминий из расплава бокситов. Именно этот способ получения алюминия сделал его дешёвым и наряду с железом самым распространённым в технике и быту.

С помощью электролиза получают электронные платы, служащие основой всех электронных изделий. На диэлектрик наклеивают тонкую медную пластину, на которую наносят особой краской сложную картину соединяющих проводов. Затем пластину помещают в электролит, где вытравливаются не закрытые краской участки медного слоя. После этого краска смывается, и на плате появляются детали микросхемы.

Источник: «Физика – 10 класс», 2014, учебник Мякишев, Буховцев, Сотский



Электрический ток в различных средах – Физика, учебник для 10 класса – Класс!ная физика

Электрическая проводимость различных веществ. Электронная проводимость металлов — Зависимость сопротивления проводника от температуры. Сверхпроводимость — Электрический ток в полупроводниках. Собственная и примесная проводимости — Электрический ток через контакт полупроводников с разным типом проводимости. Транзисторы — Электрический ток в вакууме. Электронно-лучевая трубка — Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза — Электрический ток в газах. Несамостоятельный и самостоятельный разряды — Плазма — Примеры решения задач по теме «Электрический ток в различных средах»

Закон Фарадея для электролиза – формула и примеры


4.3

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 184.

4.3

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 184.

В 1836 году Майкл Фарадей опубликовал выведенные математически количественные характеристики электролиза. Обнаруженные взаимосвязи между количеством прошедшего через электролит электричества и количеством выделившегося при этом вещества впоследствии были названы законами Фарадея для электролиза.

Первый закон

Если пропускать через раствор медного купороса электрический ток в течение определённого количества времени, то на катоде выделяется небольшое количество меди. Однако если пустить ток большей силы, за такое же количество времени на катоде образуется большее количество меди. При увеличении времени и одинаковой силе тока также увеличивается количество меди.


Рис. 1. Майкл Фарадей.

Фарадей установил взаимосвязь массы вещества, силы тока и времени. Математически эта взаимосвязь выражается следующим образом:

m = kIt,

где:

  • m – масса вещества;
  • k – электрохимический эквивалент;
  • I – сила тока;
  • t – время.

Электрохимический эквивалент – это масса вещества, образованная при прохождении через электролит тока в 1 А за одну секунду. Выражается как соотношение массы вещества к количеству электричества или г/Кл.

Произведение силы тока и времени выражает количество электричества: q = It. Это электрический заряд, измеряемый в кулонах (один ампер к одной секунде). Электрический заряд отражает способность тела быть источником электромагнитного поля и принимать участие в электромагнитном взаимодействии.

Соответственно, уравнение Фарадея приобретает вид:

m = kq.


Рис. 2. Первый закон Фарадея.

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, выделившегося при электролизе, прямо пропорциональна количеству электрического тока, пропущенного через электролит.

Суть процесса электролиза

Электролизом называются процессы окислительно-восстановительных реакций, протекающие под принудительным воздействием электрического тока. Для его выполнения используется специальная емкость с электролитическим раствором, куда погружаются металлические штыри, соединенные с наружным источником питания.

Электрод, соединенный с полюсом отрицательного значения источника тока, считается катодом. Именно в данном месте частицы электролита восстанавливаются. Другой электрод подключается к плюсовому полюсу и носит название анода. На этом участке вещество электрода или частицы электролита окисляются. Химические реакции на этом участке происходят по-разному, в зависимости от материала анода и состава электролитического раствора. Поэтому, как утверждает химия, электроды по отношению к электролиту могут быть инертными или растворимыми.

К категории инертных относятся аноды, изготовленные из материала, не окисляющегося во время электролиза. В качестве примера можно привести графитовые или платиновые электроды. Растворимыми являются практически все остальные виды металлических анодов, подверженных окислению в ходе электролитической реакции.

Электролитами чаще всего служат различные виды растворов или расплавов, внутри которых происходит хаотичное движение заряженных частиц – ионов. Когда на них воздействует электрический ток, они начинают двигаться в определенном направлении: катионы – к катоду, анионы – к аноду. Попадая на электроды, они теряют свои заряды и оседают на них.

Второй закон

Фарадей, пропуская электрический ток одинаковой силы через различные электролиты, заметил, что массы веществ на электродах неодинаковы. Взвесив выделившиеся вещества, Фарадей сделал вывод, что вес зависит от химической природы вещества. Например, на каждый грамм выделенного водорода приходилось 107,9 г серебра, 31,8 г меди, 29,35 г никеля.

На основе полученных данных Фарадей вывел второй закон электролиза: для определённого количества электричества масса химического элемента, образовавшегося на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Она равна массе одного эквивалента – количеству вещества, реагирующему или замещающему 1 моль атомов водорода в химических реакциях:

μeq = μ/z,

где:

  • μ – молярная масса вещества;
  • z – число электронов на один ион (валентное число ионов).

Для выделения одного моля эквивалента затрачивается одинаковое количество электричества – 96485 Кл/моль. Это число называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Согласно второму закону, электрохимический эквивалент прямо пропорционален эквивалентной массе вещества:

k = (1/F) μeq или k = (1/zF)μ.


Рис. 3. Второй закон Фарадея.

Два закона Фарадея можно привести к общей формуле: m = (q / F) ∙ (μ/z).

Приложения постоянной Фарадея

Если вам интересно, что практическое применение У вас может быть эта постоянная Фарадея, правда в том, что у вас их довольно много, вот некоторые примеры:

  • Гальваника / анодирование: для процессов в металлургической промышленности, где один металл покрывается другим путем электролиза. Например, когда сталь оцинкована слоем цинка, чтобы придать ей большую устойчивость к коррозии. В этих процессах покрываемый металл используется в качестве анода, а электролит представляет собой растворимую соль анодного материала.
  • Очистка металлов: он также может применяться к формулам, используемым для очистки металлов, таких как медь, цинк, олово и т. д. Также с помощью процедур электролиза.
  • Химическое производство: для образования химических соединений также обычно используется эта константа.
  • Химический анализ: с помощью электролиза также может быть определен химический состав.
  • Добыча газа: газы, такие как кислород или водород, полученные из воды путем электролиза, также используют эту константу для расчетов.
  • Медицина и эстетикаЭлектролиз также можно использовать для стимуляции определенных нервов или лечения определенных проблем в дополнение к удалению нежелательных волос. Без константы невозможно было бы разработать множество инструментов этого типа.
  • Печать: В принтерах для некоторых элементов также используются процессы электролиза.
  • Электролитические конденсаторы: хорошо известный электронный компонент, состоящий из тонкой пленки оксида алюминия и алюминиевого анода между электродами. Электролит представляет собой смесь борной кислоты, глицерина и гидроксида аммония. И вот как достигаются эти великие способности …

Что мы узнали?

Фарадей, проводя реакцию электролиза разных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону, масса вещества, осевшего на электрод, прямо пропорциональная количеству электричества, пропущенного через электролит: m = kq. Второй закон отражает взаимосвязь электрохимического эквивалента и эквивалентной массы вещества: k = (1/F) μeq. Электрохимический эквивалент – количество выделившегося вещества при прохождении единицы электричества. Эквивалентная масса – количество вещества, реагирующее с 1 молем водорода.

Кулонометры. Классификация кулонометров.

Наиболее точное определение количества электричества, проходящего через электрохимическую систему можно получить с помощью серебряного кулонометра. В этом случае точность определения составляет 0,005% .
В серебряном кулонометре определяется масса серебра, выделяющаяся из водного раствора нитрата серебра. Платиновая чаша служит Имеются системы, в которых весь ток расходуется только на одну электрохимическую реакцию. Такие электрохимические системы используются для измерения количества электричества и называются кулонометрами.

Известны три основных типа кулонометров: весовые (гравиметрические), объемные (волюметрические) и титрационные.

В весовых кулонометрах (к ним относятся серебряные и медные) количество прошедшего в них электричества рассчитывается по изменению массы катода или анода. В объемных кулонометрах расчет производится на основании измерения объема получающихся веществ (газа в водородном кулонометре, жидкой ртути в ртутном кулонометре). В титрационныхкулонометрах количествоэлектричества определяется по данным титрования веществ, образующихся в растворе в результате электродной реакции.

Медный кулонометр наиболее распространен в практике лабораторных исследований, т.к. он является простым в изготовлении и достаточно точным. Точность определения количества электричества составляет 0,1 %. Кулонометр состоит из двух медных анодов и катода из тонкой медной фольги, расположенного между ними. Электролитом в медном кулонометре служит водный раствор состава: CuSO4 ∙ 5h3O, h3SO4 и этанол C2H5OH. Серная кислота повышает электрическую проводимость электролита и, кроме того, препятствует образованию основных соединений меди в прикатодном пространстве, которые могут адсорбироваться на катоде, увеличивая тем самым его массу. h3SO4в электролите медного кулонометра необходима для предотвращения накопления соединений Cu1+, которые могут образовываться в результате реакции диспропорционирования:

Cu0+ Cu2+ → 2Cu+

Этиловый спирт добавляют в электролит для получения более мелкокристаллических, компактных катодных осадков и с целью предотвращения окисления медных электродов кулонометра.

О количестве прошедшего электричества судят по изменению массы катода, до и после электролиза. Катодом, а анод готовится из чистого серебра.

В качестве электролита в серебряном кулонометре используется нейтральный или слабокислый 30% раствор нитрата серебра.

Газовый водородно-кислородный кулонометр применяется для приближенных измерений малых количеств электричества. В нем измеряют общий объем водорода и кислорода, выделяющихся при электролизе водного раствора h3SO4или NaOH, а из этой величины вычисляют количество прошедшего электричества. Применяют эти кулонометры сравнительно редко, т.к. точность их небольшая, а в работе они менее удобны, чем весовые кулонометры.

К объемным кулонометрам относится также ртутный кулонометр. Он применяется главным образом в промышленности для измерений количества электричества. Точность ртутного кулонометра составляет 1%, но он может работать при больших плотностях тока. Анодом служит ртуть. Уголь – катод. Электролитом служит раствор иодида ртути и иодида калия. По уровню ртути в трубке рассчитывают количество электричества.

Наиболее распространенные из титрационных кулонометров – йодный и кулонометр Кистяковского.

Йодныйкулонометр представляет собой сосуд с разделенными катодным и анодным пространствами платиново-иридиевыми электродами. В анодное отделение вводят концентрированный раствор иодида калия с добавлением соляной кислоты, в катодное отделение – раствор соляной кислоты. При пропускании тока на аноде выделяется йод, который затем титруют тиосульфатом натрия (Na2S2O3). По результатам титрования рассчитывают количество электричества.

Кулонометр Кистяковского — это стеклянный сосуд. Анодом служит серебряная проволока, впаянная в стеклянную трубку со ртутью, для обеспечения контакта. Сосуд заполняют раствором нитрата калия (15-20%). В этот раствор погружают платиново-иридиевый катод. При пропускании тока происходит анодное растворение серебра. И также по результатам титрования раствора рассчитывают количество электричества.

Правило Ленца

Чтобы определить направление индукционного тока, нужно воспользоваться правилом Ленца.

Академически это правило звучит следующим образом: индукционный ток, возбуждаемый в замкнутом контуре при изменении магнитного потока, всегда направлен так, что создаваемое им магнитное поле препятствует изменению магнитного потока, вызывающего индукционный ток.

Давайте попробуем чуть проще: катушка в данном случае — это недовольная бабуля. Забирают у нее магнитный поток — она недовольна и создает магнитное поле, которое этот магнитный поток хочет обратно отобрать.

Дают ей магнитный поток, забирай, мол, пользуйся, а она такая — «Да зачем сдался мне ваш магнитный поток!» и создает магнитное поле, которое этот магнитный поток выгоняет.

Джеймс Клерк Максвелл математически описал основные законы электричества и магнетизма

Джеймс Клерк Максвелл

Математическая формулировка электромагнитной индукции была разработана немецким физиком и математиком Францем Эрнстом Нейманом (1798-1895) в 1945 году. Эти открытия проложили путь к фундаментальной теоретической композиции, выполненной Джеймсом Клерком Максвеллом (1831-1879), начиная с “силовых линий Фарадея”. Однако работа Максвелла изначально вызывала недоверие у большинства физиков и игнорировалась инженерами.

Только к концу XIX века, после памятного эксперимента с электромагнитными волнами, проведенного Генрихом Герцем в 1887 году, теория Максвелла стала общепринятой и позволила обратиться как к физике, так и к технике.

Электролиз. Законы Фарадея для электролиза.

Физика 11 класс профильный уровень.

Методическая разработка к уроку по физике по теме: Электролиз.

Цели урока:

Оборудование: аппарат электролизер, гальванометр, источник постоянного электрического тока, соединительные провода.

Электролиз – совокупность процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника тока присоединяют катод, а к положительному – анод и погружают их в электролит. При прохождении тока через электролит катионы под действием электрического поля движутся к катоду, а анионы – положительному электроду – аноду. Например, при электролизе расплава MgCl2 катионы магния, подойдя к катоду, взаимодействуют с приходящими по внешней цепи электронами, восстанавливаются:

К «-» Mg2+ + 2е → Mg.

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является окисление ионов хлора:

А «+» 2Cl – 2е 2Cl0 ,

а вторичным – связывание образующихся атомов хлора в молекулы 2Cl → Cl2.

Складывая уравнения электродных процессов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электролизе расплава MgCl2:

Mg2+ + 2Cl → Mg + Cl2.

Эта реакция не может протекать самопроизвольно, энергия необходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока. В ходе этой реакции электрическая энергия превращается в химическую.

Другими словами электролиз включает два процесса: миграцию реагирующих частиц под действием электрического поля к поверхности электрода и переход заряда с частицы на электрод или с электрода на частицу. Миграция ионов определяется их подвижностью и числами переноса. Процесс переноса нескольких электрических зарядов осуществляется, как правило, в виде последовательности одноэлектродных реакций, т.е. постадийно, с образованием промежуточных частиц (ионов или радикалов), которые некоторое время могут существовать на электроде в адсорбированном состоянии.

Скорости электродных реакций зависят от состава и концентрации электролита, материала электродов, электродного потенциала, температуры и гидродинамических условий. Мерой скорости служит плотность тока – это количество переносимых электрических зарядов через единицу площади поверхности электрода в единицу времени.

При рассмотрении электролиза водных растворов необходимо помнить, что кроме ионов электролита во всяком водном растворе есть еще ионы Н+ и ОН – продукты диссоциации воды. В электрическом поле ионы Н+ перемещаются к катоду, а ионы ОН к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. У анода может происходить разряд как анионов электролита, так и гидроксид ионов. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальными затратами энергии.

Рассмотрим последовательность разряда ионов при электролизе водных растворов электролитов.

Рассмотрим электролиз раствора сульфата калия с графитовыми электродами:

K2SO4 → 2K+ + SO4 2-

(H2O)

«–» Катод ← К+ SO42- → Анод «+»

H2O H2O

φ0K+ / K = -2,925В φ0Al+ / Al , следовательно, ионы К+ относятся 1-ой группе катионов и на катоде происходит выделение водорода:

К «-»2О +4е → 4Н0 + 4ОН – первичный процесс;

4Н → 2Н2 – вторичный процесс.

Анод из графита окислению не подвергаются. В растворе присутствуют ионы SO42- , которые также не будут подвергаться электрохимическому окислению. Происходит выделение кислорода:

А «+»2О – 4е → 4Н+ – 2О – первичный процесс;

2О → О2 – вторичный процесс.

На катоде выделится водород, а на аноде – кислород, следовательно происходит электрохимическое разложение воды. Вблизи катода образуется гидроксид калия, а вблизи анода – серная кислота.

Демонстрация электролиза водного раствора хлорида меди

Ученики  наблюдают выделение чистой меди и газообразного хлора на электродах при прохождении постоянного тока через раствор.

а) уравнения электролитической диссоциации (образование ионов в растворе):

CuCl2  Cu2+ + 2Cl
H2O = H+ + ОН

б) восстановительные процессы на катоде (К–):

Cu2+ + 2e = Cu0

в) окислительные процессы на аноде (А+):

2Сl – 2e = 2Cl0

г) суммарное уравнение электролиза:

CuCl2 + H2O = Сu + Cl2 + H2O
CuCl2  Сu2+ + 2Cl

Из описанного выше видно, что прохождение электрического тока  через электролиты сопровождается химическими превращениями вещества и выделением газообразного хлора на аноде и чистой меди – на катоде.

3) Ученик на доске под руководством учителя химии составляет уравнение электролиза водного раствора сульфата меди.

Или:

CuSO4  Cu2+ + SO2–4
H2O H+ + ОН 
б) К(–): Cu2+ + 2e = Cuo (восстановление)          |  2
в) A(+): 4ОН – 4e = O2 + 2H2O (окисление)      |  1

Суммарное уравнение электролиза:

г)  2Cu SO4 + 2H2O = 2Сu + O2 + 2H2SO4

Законы электролиза

Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества количеством прошедшего через электролит электричества выражается законами Фарадея.

Первый закон Фарадея: массы веществ, выделившиеся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества прошедшего через электролит, т. е.

m = k · I · Δt,

где m – масса вещества, образовавшегося на электроде или у электрода, г.

k – электрохимический эквивалент вещества;

А – молярная масса вещества;

z – валентность;

F = 96487 Кл или F = 26,8 А/ч – постоянная Фарадея;

Δt – время проведения электролиза.

Второй закон Фарадея (закон эквивалентов для электрохимических реакций): одинаковые количества электричества выделяют на электродах при электролизе эквивалентные массы различных веществ:

,

где М – молярная масса данного вещества, образовавшегося после электролиза; I- сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ; Δt – время, в течении которого проводится электролиз; n –число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе.

Отношение количества электричества (q), необходимого для выделения данной массы вещества, ко всему количеству прошедшего через электролит электричества (Q), называется выходом по току данного вещества и обычно выражается в процентах:

или

Далее предлагается рассчитать, сколько времени будет продолжаться электролиз при силе тока I = 1A, 2A, 4А.

Из 1-го закона Фарадея: m = KI   =  = 26 . 10c = 7,2 час.

При I = 2A  

Учитель  предлагает рассчитать расход электрической энергии.

A = I U t (кВт/час)

Далее ученикам, объединенным в малые группы (4 чел), предлагается решить по выбору пять комбинированных задач:

а) Сколько времени длилось никелирование, если на изделие осел слой никеля массой 1,8 г. Сила тока 2А. Составьте химическое уравнение электролиза.

б) Последовательно с электролитической ванной, заполненной солью никеля, включена ванна, которой находится соль хрома. После размыкания цепи в первой ванне выделилось 10 г никеля. Сколько хрома выделилось во второй ванне. Напишите уравнение электролиза.

в) Аэростат объемом 250 см3 заполняют водородом при температуре 27 oС и давлении 2 атм. Какой заряд надо пропустить при электролизе через слабый раствор серной кислоты, чтобы получить нужное количество водорода? Напишите химическое уравнение электролиза.

г) Для серебрения ложек ток 1,8А пропускался через раствор соли серебра в течение 5 ч. Катодом служит 12 ложек, каждая из которых имеет площадь поверхности 50 см3. Какой толщины слой серебра отложится на ложках? Каков расход электрической энергии, если напряжение на электролитической ванне равно 0,5В?

д) При электролизе раствора серной кислоты расходуется мощность 37Вт. Определите сопротивление электролита, если за время 50 мин выделяется 0,3 г водорода. Напишите химическое уравнение электролиза.

е) При электролизе водного раствора гидроксида калия с инертными электродами на катоде выделился молекулярный водород, объем которого при нормальных условиях равен 11,2 л. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде?

ж) При электролизе водного раствора сульфата никеля (II) на катоде получили никель массой 177 г, выход которого составил 75%. Какой объем газа выделится при этом? Выход газа считать количественным.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ  ЭКВИВАЛЕНТЫ,   мг/К 

Серебро               1,12
Хром                    0,18
Алюминий          0,093
Никель                 0,30
Кислород             0,085

Подведение итогов урока

Оценивание учащихся по решению расчетных задач.

Законы Фарадея – no-regime.com

Законы Фарадея, названные в честь их первооткрывателя Майкла Фарадея, описывают взаимосвязь между электрическим зарядом и метаболизмом в электрохимических реакциях, например Б. в электролизе . Следовательно, они являются основными законами электрохимии и электролиза. Традиционно эти законы называются законами электролиза Фарадея, но они также применимы к метаболизму в гальванических элементах, т. Е. ЧАС. Аккумуляторы, аккумуляторы и топливные элементы, действительны. Отдельно от этого закона индукции Фарадея, который относится к электромагнитной индукции ; см. примечание о значениях в начале статьи.

Основные понятия электролиза

Электролиз, метод электрохимии, позволил в 19 веке впервые, некоторые вновь обнаруженные металлы представляют собой в элементарной форме. Пропускают электрический ток через расплав из соединений этих металлов. Фарадей назвал этот метод электролизом (от греческого выражения «высвободить с помощью электричества»).

Фарадей называется жидкость или раствор, который имел электропроводность в электролит . Он назвал металлические стержни, которые были погружены в жидкость или раствор, электродами (от греческого слова «улица электричества»). Он назвал электрод, в который протекает внешний ток, анодом (ἄνοδος «восхождение»). Соответственно, он назвал электрод, с которого течет ток, катодом (κάϑοδος «нисходящий путь»).

Фарадей сравнил поток электричества с водой, текущей сверху (в случае электричества от анода) вниз (к катоду). Он последовал примеру Франклина, который определил поток электричества от положительного к отрицательному. Это также направление транспорта положительно заряженных носителей заряда; определение направления тока ничего не говорит о знаке заряда на носителях заряда. В электролитах есть положительные и отрицательные носители заряда, называемые ионами, а в металлических проводниках носителями заряда являются отрицательно заряженные электроны . Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженными анионами . Название происходит от названия электрода с противоположным знаком, на котором осаждаются эти ионы.

Законы Фарадея

Майкл Фарадей на картине маслом, созданной около 1841/42 гг.

В 1834 году Фарадей опубликовал Основные законы электролиза, ныне известные как законы Фарадея :

1. Закон Фарадея
Количество вещества, нанесенное на электроде в процессе электролиза пропорционально к электрическому заряду, который передается через электролит. (п ~ Q)
2. Закон Фарадея.
Масса элемента, нанесенного определенным зарядом, пропорциональна атомной массе нанесенного элемента и обратно пропорциональна его валентности (то есть количеству одновалентных атомов, которые могут соединяться с этим элементом).

Сегодняшняя формулировка

Для того, чтобы электролитический депозит один моль иона одновалентного, на величину заряда или заряд Q 1 необходимо:

Q11 мользнак равное⋅NА.знак равноФ.{\ displaystyle {\ frac {Q_ {1}} {\ text {1 mol}}} = e \ cdot N _ {\ mathrm {A}} = F}

Здесь е элементарный заряд и N является постоянная Авогадро, который говорит, сколько частиц есть в моле. F – постоянная Фарадея, равная 96485 Кл / моль, и она равна заряду, необходимому для осаждения одного моля одновалентного вещества. Он также равен количеству заряда одного моля электронов, который требуется или высвобождается для осаждения.

Для электролитического осаждения любого количества вещества z-валентного иона ему необходим заряд:

Qзнак равноп⋅z⋅Ф. {\ Displaystyle Q = п \ CDOT Z \ CDOT F}

с номером заряда для иона используется, количество вещества, п и постоянной Фарадея F .

Из-за определения молярной массы M для массы m вещества можно записать следующее :

мзнак равноМ.⋅п{\ displaystyle m = M \ cdot n}

с массой m вещества, молярной массой M и количеством вещества n вещества. Если второе уравнение теперь преобразовать в n и вставить в уравнение для массы m, получится:

мзнак равноМ.⋅Qz⋅Ф.{\ Displaystyle м = {М \ cdot Q \ над z \ cdot F}}

Здесь масса m – масса вещества, нанесенного электролизом.

Это уравнение обобщает два закона Фарадея в виде отношений. Поэтому такие уравнения также можно обозначать сингулярным термином «закон Фарадея» .

Если определить электрохимический эквивалент Ä e

А.¨езнак равноМ.z⋅Ф.{\ displaystyle {\ ddot {A}} _ {e} = {\ frac {M} {z \ cdot F}}}

так что получается уравнение

мзнак равноА. ¨еQ{\ displaystyle m = {\ ddot {A}} _ {e} Q}.

Это уравнение следует из первого закона Фарадея, но оно выражает пропорциональность заряда массе вещества.

Изменив приведенное выше уравнение, можно получить заряд Q, необходимый для осаждения определенной массы m вещества посредством электролиза:

Qзнак равном⋅z⋅Ф.М.{\ Displaystyle Q = {м \ cdot z \ cdot F \ над M}}

При постоянном токе I заряд Q пропорционален времени электролиза t :

Qзнак равноЯ.⋅т{\ displaystyle Q = I \ cdot t}

Если это ввести в уравнение для массы m электроосажденного вещества, получится:

мзнак равноМ.⋅Я.⋅тz⋅Ф.{\ displaystyle m = {M \ cdot I \ times t \ over z \ times F}}

Это уравнение указывает, насколько велика осажденная масса m вещества в зависимости от (постоянной) силы тока и времени электролиза. Где M и F – константы. Изменив это уравнение, для времени электролиза t получим :

тзнак равном⋅z⋅Ф. М.⋅Я.{\ Displaystyle Т = {м \ CDOT Z \ CDOT F \ над М \ CDOT I}}

Это уравнение указывает, как долго должно быть время электролиза для электролитического осаждения определенной массы осажденного вещества при заданной постоянной силе тока.

Приложения

Законы Фарадея служат опорой для теории атома, то есть убедительным указанием на то, что существуют атомы и ионы: как известно из эксперимента Милликена, электрический заряд квантуется, т. Е. То есть есть мельчайший электрический заряд, элементарный заряд. Поскольку, согласно законам Фарадея, количество вещества пропорционально заряду, немедленно следует, что вещества превращаются в мельчайших порциях во время электролиза, именно атомы или ионы, несущие заряд, соответствующий либо элементарному заряду, либо кратное им.

Другими исторически важными приложениями являются определение относительных молярных масс M и зарядовых чисел z . Для этого, например, использовались две последовательно соединенные электролизеры, причем два серебряных электрода в одном из них были погружены в раствор соли серебра. Поскольку ячейки соединены последовательно, одинаковый заряд проходит через обе ячейки, и если один моль серебра превращается в одну, 1 моль / г преобразуется в другую .

Законы Фарадея также используются в гальванике, где они, например, B. позволяют оценить толщину слоя d с известной геометрической поверхностью A детали . Согласно определению плотности ( ) имеем ϱ{\ displaystyle \ varrho}

ϱзнак равномВ.знак равномd⋅А.{\ displaystyle \ varrho = {m \ over V} = {m \ over d \ cdot A}}.

Итак, вы получаете

dзнак равноМ.⋅Qz⋅А.⋅ϱ⋅Ф.знак равноМ.⋅Я.⋅тz⋅А.⋅ϱ⋅Ф..{\ displaystyle d = {M \ cdot Q \ over z \ cdot A \ cdot \ varrho \ cdot F} = {M \ cdot I \ cdot t \ over z \ cdot A \ cdot \ varrho \ cdot F}.}

Исторический

В 1833 году Майкл Фарадей сообщил, что количество преобразованного вещества пропорционально не силе тока, а заряду («Когда происходит электрохимическое разложение, есть веские основания полагать, что количество разложившегося вещества не пропорционально величине заряда». интенсивность, а количество пропущенной электроэнергии »). В своем подведении итогов 1834 года он разъяснил законы. Хотя некоторые ученые вскоре осознали значение и правильность законов Фарадея, в период с 1834 по 1880 год они в значительной степени игнорировались, особенно с учетом того, что признанный химик Йонс Якоб Берцелиус считал, что они ошибались, потому что он неправильно различал силу тока и заряд.

Возможно, законы Фарадея были открыты независимо Карло Маттеуччи . Сам Маттеуччи писал в 1839 году, что открыл его самостоятельно. Однако, поскольку его работа была опубликована в октябре 1834 или 1835 года, так что нельзя исключать, что он знал ранее опубликованные результаты Фарадея, Фарадей считается первооткрывателем, поэтому законы носят только его имя.

С 1881 года законы Фарадея широко использовались в науке и технике, в частности, электролиз также использовался для определения зарядов и токов в цепях постоянного тока. Используемые для этого устройства в XIX веке назывались вольтаметрами, позже – кулонометрами. Чарльз Маттеуччи: Sur la Force eléctro-chimique de la pile . В: Анналы химии и тела . Лента 58, 1835, стр. 75–88 (владелец оригинала: Bayerische Staatsbibliothek).

Первый и второй законы электролиза Фарадея

Законы электролиза Фарадея

Прежде чем понять законы электролиза Фарадея , мы должны сначала понять процесс электролиза сульфата металла.

Всякий раз, когда электролит, такой как сульфат металла, растворяется в воде, его молекулы расщепляются на положительные и отрицательные ионы. Положительные ионы (или ионы металла) перемещаются к электродам, соединенным с отрицательной клеммой батареи, где эти положительные ионы забирают у нее электроны, превращаясь в атом чистого металла и оседая на электроде.

Отрицательные ионы (или сульфионы) перемещаются к электроду, соединенному с положительной клеммой батареи, где эти отрицательные ионы отдают свои дополнительные электроны и становятся радикалами SO 4 . Поскольку SO 4 не может существовать в электрически нейтральном состоянии, он воздействует на металлический положительный электрод, образуя сульфат металла, который снова растворяется в воде.

Законы электролиза Фарадея представляют собой количественные (математические) соотношения, описывающие два вышеуказанных явления.

Первый и второй законы электролиза Фарадея

Первый закон электролиза Фарадея

Из приведенного выше краткого пояснения становится ясно, что протекание тока через цепь внешней батареи полностью зависит от того, сколько электронов передается от отрицательного электрода или катода к положительный ион металла или катионы. Если катионы имеют валентность два, как Cu ++ , то для каждого катиона будет два электрона, перешедших с катода на катион. Мы знаем, что каждый электрон имеет отрицательный электрический заряд – 1.602 × 10 -19 кулонов и скажем, что это – e. Таким образом, для размещения каждого атома Cu на катоде будет – 2. e переноса заряда с катода на катион.

Теперь предположим, что за время t на катоде будет осаждаться n атомов меди, поэтому общий переданный заряд составит – 2,н.э. Кулона. Масса m осажденной меди, очевидно, является функцией числа осажденных атомов. Таким образом, можно сделать вывод, что масса осажденной меди прямо пропорциональна количеству электрического заряда, прошедшего через электролит.Следовательно, масса осажденной меди m ∝ Q количества электрического заряда, прошедшего через электролит.

Первый закон электролиза Фарадея гласит, что химическое осаждение из-за протекания тока через электролит прямо пропорционально количеству электричества (кулоны), прошедшего через него.

т.е. масса химического осаждения:

Где Z является константой пропорциональности и известен как электрохимический эквивалент вещества.

Если мы положим Q = 1 кулон в вышеприведенное уравнение, мы получим Z = m, что означает, что электрохимический эквивалент любого вещества – это количество вещества, осажденное при прохождении 1 кулона через его раствор. Эта константа прохождения электрохимического эквивалента обычно выражается в миллиграммах на кулон или килограммах на кулон.

Второй закон электролиза Фарадея

Итак, мы узнали, что масса химического вещества, осажденного в результате электролиза, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит. Масса химического вещества, осажденного в результате электролиза, не только пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит, но и зависит от некоторых других факторов.Каждое вещество будет иметь свой атомный вес. Таким образом, при одном и том же числе атомов разные вещества будут иметь разную массу.

Опять же, количество атомов, осажденных на электродах, также зависит от их числа валентности. Если валентность больше, то при том же количестве электричества количество осажденных атомов будет меньше, а если валентность меньше, то при том же количестве электричества будет осаждено большее количество атомов.

Таким образом, при прохождении одного и того же количества электричества или заряда через разные электролиты масса осажденного химического вещества прямо пропорциональна его атомному весу и обратно пропорциональна его валентности.

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что при пропускании одного и того же количества электричества через несколько электролитов масса осаждающихся веществ пропорциональна их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентному весу.

Химический эквивалент или эквивалентная масса

Химический эквивалент или эквивалентная масса вещества может быть определена по законам электролиза Фарадея и определяется как масса субаренды, которая соединяется с единицей массы водорода или замещает ее .

Таким образом, химический эквивалент водорода равен единице. Так как валентность вещества равна числу атомов водорода, которые оно может заменить или с которыми может соединиться, то химический эквивалент вещества, следовательно, может быть определен как отношение его атомного веса к его валентности.

Кто изобрел законы электролиза Фарадея?

Законы электролиза Фарадея были опубликованы Майклом Фарадеем в 1834 году. .

Законы электролиза и расчеты Фарадея Химия

Поток заряда при электролизе

Кулон – электролитическая единица заряда. Ток в один ампер — это скорость потока заряда, равная одному кулону в секунду.

Заряд рассчитывается исходя из количества секунд, в течение которых проходит постоянный ток.

Следовательно, заряд = количество электричества (Q) = I × t

Q = I × t

Поток заряда, необходимый для высвобождения 1 моля элемента во время электролиза

Электролиз всегда вызывает химические реакции.Рассмотрим реакцию (на катоде), в которой один моль ионов серебра Ag + разряжается и осаждается.

Ag +  + e –  → Ag (s)

В этом случае для разряда 1 моля Ag +

моль ионов требуется 1 моль электронов (e

) атомов серебра (Ag (s) ). 1 моль электронов – это большой заряд и опыты показывают, что он равен 96500 кулонам.

Следовательно, 1 моль электронов = 96500 кулонов.Это называется фарадей.

Количество фарадеев (молей электронов), необходимое для высвобождения 1 моля элемента при электролизе, определяется из уравнения электродной реакции.

Примеры

То есть 1 фарадей необходим для осаждения 1 моля атомов натрия (23 г), 3 фарадея для осаждения 1 моля атомов алюминия (27 г) и 2 фарадея для выделения 1 моля газообразного хлора (71 г) .

  • Масса элемента, высвобождаемая при электролизе при 1 кулоне электричества, называется электрохимическим эквивалентом этого элемента.
  • Масса элемента, осажденного или высвобожденного при 1 фарадее во время электролиза, называется химическим эквивалентом этого элемента.

ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА ФАРАДЕЯ

Законы, выражающие количественные результаты электролиза, были впервые сформулированы британским химиком Майклом Фарадеем. Законы утверждают, что количество (выраженное в молях) элемента, выделяющегося при электролизе, зависит от:

  1. времени пропускания установившегося тока;
  2. величина пройденного установившегося тока; и
  3. заряд иона элемента.

Первый закон

То, что количество вещества, выделяющегося при электролизе, зависит от этих факторов, можно доказать путем проведения экспериментов. Произведение времени (измеряемого в секундах) и протекающего тока (измеряемого в амперах) дает меру электричества, известную как количество электричества.

Количество электричества (Q) = Тока (I) × Время (t)

(кулоны) (ампер) (секунды)

q = i × t

из-за этого отношения, факторы (1) и (2) могут быть включены в один и тот же эксперимент.Эксперимент по определению влияния времени на количество отложившегося или высвобожденного элемента проводят, пропуская постоянный ток через раствор соединения этого элемента в течение различных промежутков времени.

В следующей таблице приведены результаты испытаний образцов, полученных при пропускании постоянного тока (0,21 А) через раствор сульфата меди (II) в течение 15, 30, 45 и 60 минут. В последнем столбце указана масса осажденной меди.

Таблица 61.1 Результаты электролиза сульфата меди (II)

Соотношение между количеством осажденной меди и количеством пропущенного электричества можно оценить, рассмотрев значения в последних двух столбцах таблицы.Эти данные могут быть представлены в виде графика, показанного на рисунке 6.4. Форма графика представляет собой прямую линию, проходящую через начало координат. Из этого факта ясно, что масса осажденной меди прямо пропорциональна количеству пропущенного электричества. Это соответствует тому, что Фарадей сформулировал в своем Первом законе.

Первый закон электролиза Фарадея гласит, что масса вещества, выделяющегося на электроде (или растворяющегося в нем) во время электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.

Количество электричества измеряется в кулонах, где кулон – это прохождение электрического тока силой один ампер в течение одной секунды. Пусть

m  — масса выделившегося вещества;

 – пропущенный ток в амперах; а

t — время в секундах. Таким образом, мы можем математически представить первый закон в виде: .Электрохимический эквивалент – это масса вещества (элемента), выделяющаяся при электролизе 1 кулона электричества.

Второй закон

Третий (3) фактор, упомянутый ранее как влияющий на количество вещества, выделяющегося при электролизе, также может быть исследован экспериментально. Поскольку нас интересует влияние заряда на ионы, присутствующие в растворе, нам необходимо поддерживать фиксированное количество электричества, изменяя при этом типы ионов в растворе.Этого можно достичь, пропуская одинаковое количество электричества через две ячейки с ионами с разными зарядами в каждой ячейке.

Эксперимент проводится с использованием двух вольтметров. Два вольтметра соединены последовательно, как показано на рисунке. Первый — медный вольтаметр, второй — серебряный вольтаметр.

Медный вольтаметр имеет медных электродов  в растворе сульфата меди (II) . Следовательно, в этом вольтаметре ионы меди разряжаются и осаждаются на катоде.

Серебряный вольтамперометр имеет серебряных электродов  в растворе азотнокислого серебра . Разряженные ионы серебра осаждаются на катоде.

Перед началом эксперимента каждый катодный электрод в вольтаметрах очищают, сушат и взвешивают. Затем электроды подключаются к цепи, после чего в течение определенного периода времени пропускают подходящий ток.

После этого из вольтаметров снимают катод, очищают, сушат и повторно взвешивают.Увеличение массы двух катодных электродов представляет собой соответствующее количество меди и серебра, осажденных на катодах. Количество электричества, необходимое для осаждения одного моля каждого элемента, рассчитывается с использованием второго закона электролиза Фарадея.

Образец результатов

Текущий течет = 0,45a
Продолжительность текущего потока = 25 минут
Масса меди депозитана = 0. 221 г
Масса осажденного серебра = 0,755 г

Сравнение количеств каждого из осаждаемых элементов можно упростить, рассчитав число молей атомов каждого осаждаемого элемента.

Таким образом: Количество осажденной меди = моль = 0,0035 моль

Количество осажденного серебра = моль = 0.0070 моль

Видно, что атомов серебра осаждается вдвое больше, чем атомов меди. Разница в количестве каждого осажденного элемента возникает из-за разницы в зарядах ионов соответствующего элемента.

Изменение для иона меди (Cu 2+ ) в два раза больше, чем для иона серебра  (Ag + ), поэтому для высвобождения одного моля меди потребуется в два раза больше электричества, чем для высвобождения одного моль серебра.

Эта зависимость соответствует второму закону электролиза Фарадея, который описывает зависимость между количеством осажденного элемента и зарядом ионов этого элемента.

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что при пропускании одного и того же количества электричества через растворы различных электролитов относительное количество молей осажденных элементов обратно пропорционально зарядам ионов каждого из элементов соответственно.

Чтобы разрядить один моль одновалентных ионов, таких как H + , Na + , Ag +  и Cl , требуется 96500 C электричества.Это количество электричества было определено экспериментально и известно как постоянная Фарадея.

Представляет собой один моль электронов, что соответствует количеству электронов, необходимому для разряда одного моля ионов Ag + с образованием одного моля атома серебра. Справедливость второго закона Фарадея об электролизе очевидна из следующих наблюдений:

  1. Один фарадей (IF) разряжает один моль H + , Na + , Ag + , Cl и OH ионов.
  2. Два Фарадея (2F) разряжают один моль ионов Cu 2+ , Pb 2+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Fe 2+ и т. д.
  3. Три Фарадея (3F) разряжают один моль ионов Al 3+ , Fe 3+ и т. д.

Обобщая два закона электролиза

– Химический эквивалент элемента =

– Электрохимический эквивалент элемента, Z =

Следовательно, электрохимический эквивалент, Z =

– Масса выделившегося вещества ) = ZQ

м = Z × I × T

с Z =, затем м =

, но F = 96500 C

Следовательно, м =

=

=

m  =

Соотношение суммирует два закона электролиза.

Расчеты по электролизу

  1. Через водный раствор сульфата меди (II) в течение 1800 секунд пропускают постоянный ток силой 4 ампера с использованием платиновых электродов. Рассчитайте:
  1. Масса меди депонированного
  2. Масса кислорода освобождена

Дана : атомный вес меди = 63,5

атомной массы кислорода = 16

1 Faraday = 96500 C

Ключ : На катоде осаждается медь, а на аноде выделяется кислород.

Раствор

  1. Катодная реакция: Cu 2+ + 2e → CU (S) → CU (S)

В этом случае 2 фарадес электроэнергии необходимы для размещения одного моля атома меди. 63,5г.

Это означает, что 2 × 96500 C высвобождает 63,5 г меди.

  • Количество переданного электричества = I×t = 4×1800C. Таким образом, если 2×96500°C высвобождает 63,5 г, то 4×1800°C высвобождает = 2,4 г меди.

Следовательно, масса осажденной меди = 2.4G

  1. Анодная реакция: 4OH → 2H 2 O (L) + O 2 (G) + 4E

Раствор

Реакция показывает, что 4 моли электронов (=4 Фарадея) теряются в процессе реакции.

Следовательно, для высвобождения одного моля (32 г) кислорода необходимо 4 × 96500 C.

Т. е. 4 × 96500 32 г газообразного кислорода

  • Количество протекающего электричества = 4 × 1800 Кл

Таким образом, если 4 × 96500 Кл = 32 г, то

4 × 1800 Кл =   = 0.6 г

Следовательно, масса выделившегося кислорода = 0,6 г

  1. Через плавленый оксид алюминия пропускали ток силой 3,2 ампера в течение 10 минут. Объем кислорода, выделившегося на аноде, составил 112 см 3  , измеренный при ст.ст. Вычислить:
  1. масса осажденного алюминия
  2. заряд одного моля электронов (Фарадея)

(O=16, Al = 27, молярный объем = 22,4 дм 3 9 07 04

Примечание:

1 моль (32 г) кислорода при с.т.п. Оцены 22400CM 3

(i), если 32 кислорода занимают = 22400 см 3 , то вес кислорода, который будет заниматься 112см 3 = = 0,16 г

высвобожденного кислорода будет M 1  и алюминия будет M 2  и их химические эквиваленты будут E 1  и E 2  соответственно.

Тогда, применяя второй закон Фарадея электролиз, у нас есть отношение

, но химический эквивалент =

, следовательно, E 1 =

E 2 =

Data

M 1  = 016         E 1  = 8

M 2  = ? E 2  = 9

Подставляя соотношение в формулу

, получаем

M 2  =

= 0.18 г

\ Масса осажденного алюминия = 0,18 г

(ii) В этом случае мы можем использовать массу осажденного алюминия или выделившегося кислорода, чтобы найти заряд одного моля электронов (Фарадея):

– Масса выделившегося кислорода = 0,16 г

– Масса осажденного алюминия = 0,18 г

– Поток заряда = ампер × секунды = (3,21 × 10 × 60)C

Альтернатива 1: с использованием массы алюминия депонированный.

3 моля электронов требуется для осаждения 1 моля (27 г) атомов алюминия

Al 3+  + 3e  → Al

Если 3 моля электронов осаждают 27 г, то 1 моль осаждает г

Но каков заряд этого 1 моля электронов?

Решение

Если 0. 18 г Al осаждаются (3,21 × 10 × 60) C, тогда 9 г потребуется

Альтернатива 2: использование массы высвобожденного кислорода

2 моля электронов требуется для осаждения одного моля (16 г) атомов кислорода

O 2-  → 2e- + O

Если 2 моля электронов откладывают 16 г атомов кислорода, то 1 моль откладывает 8 г.

Решение

Если для 0,16 г требуется (3,21 × 10 × 60)C, то для 8 г потребуется

Таким образом, вы можете видеть, что оба случая дают одинаковый ответ (96300C).Однако помните, что получить точную постоянную Фарадея (996500°С) в обычных практических условиях сложно.

ОЦЕНКА

1,0,222 г двухвалентного металла осаждается при пропускании тока силой 0,45 А через раствор его соли в течение 25 минут. Рассчитайте относительную атомную массу металла.

  1. Рассчитайте массу алюминия, осажденного при пропускании тока силой 3,0 ампера через алюминиевый электролит в течение 2 часов (Al=27,1 Фарадея=96500c).
Присоединяйтесь к дискуссионному форуму и выполняйте задание : Найдите вопросы в конце каждого урока. Нажмите здесь, чтобы обсудить свои ответы на форуме

По вопросам размещения рекламы/партнерства пишите [email protected]

Загрузите наше бесплатное мобильное приложение для Android : Сохраняйте свои данные при использовании нашего бесплатного приложения. Нажмите на картинку, чтобы скачать. Нет подписки.

Мы заинтересованы в продвижении БЕСПЛАТНОГО обучения. Расскажите своим друзьям о Stoplearn.com.Нажмите кнопку «Поделиться» ниже!

Родственные

Электролиз и закон Фарадея – AP Chemistry

Если вы считаете, что контент, доступный с помощью Веб-сайта (как это определено в наших Условиях обслуживания), нарушает одно или более ваших авторских прав, пожалуйста, сообщите нам, предоставив письменное уведомление («Уведомление о нарушении»), содержащее в информацию, описанную ниже, назначенному агенту, указанному ниже. Если университетские наставники примут меры в ответ на ан Уведомление о нарушении, он предпримет добросовестную попытку связаться со стороной, предоставившей такой контент средства самого последнего адреса электронной почты, если таковой имеется, предоставленного такой стороной Varsity Tutors.

Ваше Уведомление о нарушении может быть направлено стороне, предоставившей контент, или третьим лицам, таким как так как ChillingEffects.org.

Обратите внимание, что вы будете нести ответственность за ущерб (включая расходы и гонорары адвокатов), если вы существенно искажать информацию о том, что продукт или деятельность нарушают ваши авторские права. Таким образом, если вы не уверены, что содержимое находится на Веб-сайте или на который ссылается Веб-сайт, нарушает ваши авторские права, вам следует сначала обратиться к адвокату.

Чтобы подать уведомление, выполните следующие действия:

Вы должны включить следующее:

Физическая или электронная подпись владельца авторских прав или лица, уполномоченного действовать от его имени; Идентификация авторских прав, которые, как утверждается, были нарушены; Описание характера и точного местонахождения контента, который, как вы утверждаете, нарушает ваши авторские права, в \ достаточно подробно, чтобы преподаватели университета могли найти и точно идентифицировать этот контент; например, мы требуем а ссылку на конкретный вопрос (а не только название вопроса), который содержит содержание и описание к какой конкретной части вопроса — изображению, ссылке, тексту и т. д. — относится ваша жалоба; Ваше имя, адрес, номер телефона и адрес электронной почты; а также Заявление от вас: (а) что вы добросовестно полагаете, что использование контента, который, как вы утверждаете, нарушает ваши авторские права не разрешены законом или владельцем авторских прав или его агентом; б) что все информация, содержащаяся в вашем Уведомлении о нарушении, является точной, и (c) под страхом наказания за лжесвидетельство вы либо владельцем авторских прав, либо лицом, уполномоченным действовать от их имени.

Отправьте жалобу нашему назначенному агенту по адресу:

Чарльз Кон Varsity Tutors LLC
101 S. Hanley Rd, Suite 300
St. Louis, MO 63105

Или заполните форму ниже:

 

Подтверждение второго закона электролиза Фарадея

Подтверждение второго закона электролиза Фарадея

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что при пропускании одного и того же количества электричества через несколько электролитов масса осажденных веществ равна пропорциональны их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентному весу. Итак, здесь четко указано, что «масса вещества, осевшего или просветившегося на любом электроде при прохождении определенного количества заряда, прямо пропорциональна его химическому равному весу».

Масса химиката, осажденного в результате электролиза, не только пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит из конца в конец, но также зависит от некоторых других аспектов. Каждая сущность будет иметь свой собственный атомный вес. Таким образом, при одинаковом числе атомов разные вещества будут иметь разные массы.Массы различных ресурсов, образованных или потребленных одинаковым количеством электричества, которое проходит в разнородных электролитах, соединенных последовательно, сравнимы с их равными массами, Масса ∝ Эквивалентный вес.

Две электролитические ячейки, содержащие разные электролиты, раствор CuSO 4 и раствор AgNO 3 , соединены последовательно с батареей, реостатом и амперметром (рисунок). Медные электроды вставлены в CuSO 4 , а серебряные электроды вставлены в AgNO 3 .

Катоды очищают, сушат, взвешивают и затем вставляют в соответствующие ячейки. Ток проходит какое-то время. Затем катоды вынимают, промывают, сушат и взвешивают. Следовательно, массы осажденных меди и серебра находятся как m 1 и m 2 .

Найдено, что

м 1 / м 2 = E 2 = E 1 / E 2

, где E 1 и E 2 являются химическими эквиваленты меди и серебра соответственно .

m α E

Таким образом, второй закон проверен.

Масса материала, сопоставимая с граммом, представляет собой массу вещества, которое имеет свойство терять или приобретать один моль электронов в ходе химической реакции.

Эквивалентная масса в граммах = атомная масса в граммах/количество зарядов на аспекте.

Таким образом, для одинаковой меры электричества или заряда, проходящего из конца в конец разнородных электролитов, масса осажденного химического вещества прямо пропорциональна его атомному весу и обратно пропорциональна его валентности.

(Масса первого аспекта/масса второго элемента) = (Эквивалентная масса первого элемента/эквивалентная масса второго элемента)

«При пропускании аналогичного количества электричества из конца в конец разнородных электролитах, массы разнородных ионов, высвобождаемых на электродах, напрямую сравниваются с их химическими эквивалентами (эквивалентными массами)». т. е. или

Таким образом, электрохимический эквивалент (Z) элемента прямо пропорционален его равному весу (Е), т.е.е.,

где, постоянная Фарадея (Ф)

Итак, 1 Фарадей = 1Ф = Электрический заряд, переносимый одним молем электронов.

1F = заряд электрона × число Авогадро.

1F = Число Фарадея.

Второй закон электролиза Фарадея. Учебные заметки по химии

Согласно основной программе JEE 2020, закон электролиза Фарадея является очень важной темой. Сегодня мы обсудим второй закон Фарадея об электролизе. Чтобы узнать, что утверждает этот закон Фарадея, мы должны сначала узнать, что такое электролит? Читайте дальше, чтобы узнать больше!

Что такое электролиз?

Электролиз — это способ разделения жидкости на химические части путем пропускания через нее постоянного электрического тока. Электролиз имеет коммерческое значение при разделении элементов из природных источников, таких как руды, с помощью электролизера.

Всякий раз, когда электролит растворяется в воде, его молекулы расщепляются на ионы (положительные и отрицательные). Положительные ионы перемещаются к электродам, соединенным с отрицательной клеммой батареи, где эти положительные ионы притягивают от нее электроны, превращаясь в атом чистого металла и оседая на электроде.

Отрицательные ионы перемещаются к электроду, соединенному с положительной клеммой батареи, где эти отрицательные ионы отдают свои дополнительные электроны.Но SO4 не может существовать в электрически нейтральном состоянии, он воздействует на металлический положительный электрод и образует сульфат металла, который снова растворяется в воде.

Мы изучали электролиз. Теперь перейдем к законам электролиза Фарадея. Прежде чем изучать второй закон Фарадея, давайте взглянем на первый закон Фарадея электролиза.

Первый закон Фарадея

Он гласит, что химическое осаждение из-за протекания тока через электролит прямо пропорционально количеству прошедшего через него электричества. т.е.

         m = Z.Q

Где m — масса химического разложения, Z — константа пропорциональности, а Q — количество электричества.

Теперь давайте изучим второй закон электромагнитной индукции Фарадея.

Второй закон Фарадея

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что при пропускании одного и того же количества электричества через разные электролиты массы различных ионов, высвобождающихся на электродах, прямо пропорциональны их химическим эквивалентным весам.

То есть W пропорциональна E, где W — масса вещества в граммах, а E — его химический эквивалентный вес в граммах на эквивалент

Химический эквивалент

Мы можем определить химический эквивалент или эквивалентный вес вещества по законам электролиза Фарадея, и он определяется как вес той субаренды, которая будет соединяться с единицей веса водорода или вытеснять ее.

Химический эквивалент водорода равен единице.Поскольку валентность вещества равна числу атомов водорода, которые можно заменить или соединить, химический эквивалент вещества можно определить как отношение его атомного веса к его валентности.

Мы надеемся, что эта статья поможет вам подготовиться к основному экзамену JEE. Приближается последняя дата ЕГЭ. Убедитесь, что вы правильно заполнили форму заявки JEE Main 2020!

Читайте наши блоги на различные темы, связанные с наукой

Создайте бесплатную учетную запись, чтобы продолжить чтение

  • Получайте мгновенные оповещения о вакансиях бесплатно!

  • Получите ежедневные общие сводки и сводки текущих событий и PDF-файлы

  • Получите более 100 бесплатных пробных тестов и викторин


Подпишись бесплатно У вас уже есть аккаунт? Войти

Следующее сообщение

Закон Фарадея об электролизе — MyRank

Фарадея Закон электролиза

Процесс проведения неспонтанных реакция под действием электрической энергии называется электролизом.То зависимость между количеством электрического заряда, прошедшего через электролита, а количество вещества, осаждающегося на электродах, представлены Фарадеем в 1834 г. в виде законов электролиза.

Первый закон Фарадея: Он гласит, что масса осажденного вещества на катоде при электролизе прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит, т.е. \(m\propto q\) (или) \(m=zq=zit\), где константа пропорциональности \(z\) называется электрохимическим эквивалентом вещества.

Следовательно, мы имеем \(m=zit\). Если \(q=1C\), то мы имеем \(m=z\times 1\)  (или) \(z=m\) . Следовательно, электрохимический эквивалент вещества можно определить как массу его вещества, осевшего на катоде, при прохождении через электролит заряда в один кулон.

Второй закон Фарадея: Если проходит одинаковое количество электричества через разные электролиты, массы вещества, осажденного на соответствующие катоды прямо пропорциональны их химическим эквивалентам я.е. \(m\propto E\стрелка вправо \frac{{{m}_{1}}}{{{m}_{2}}}=\frac{{{E}_{1}}}{{{E}_{2}}}\ )

Пусть \(m\) – масса выделившихся ионов вещества, химический эквивалент которого равен E. Тогда, согласно второму закону электролиза Фарадея, \(m\propto E\) (или) \(m= Постоянная\раз E\) (или) \(\frac{m}{E}=Constant\).

Соотношение между химическим эквивалентом и электрохимическим эквивалентом: Предположим, что при пропускании одного и того же количества электричества q через два разных электролита массы двух выделившихся веществ равны \({{m}_{1}}\) и \({{ м}_{2}}\).Если \({{E}_{1}}\) и \({{E}_{2}}\) являются их химическими эквивалентами, то из второго закона Фарадея имеем: \(\frac{{{m }_{1}}}{{{m}_{2}}}=\frac{{{E}_{1}}}{{{E}_{2}}}\) ; также из первого закона Фарадея \(\frac{{{m}_{1}}}{{{m}_{2}}}=\frac{{{z}_{1}}}{{{ z}_{2}}}\) Итак, \(\frac{{{z}_{1}}}{{{z}_{2}}}=\frac{{{E}_{1} }}{{{E}_{2}}}\Rightarrow z\propto E\)

Постоянная Фарадея: Как мы знаем, \(E\propto z\) \(E\propto z\Rightarrow E=Fz\Rightarrow z=\frac{E}{F}=\frac{A}{VF} \) ; \(F\) – константа пропорциональности, называемая константой Фарадея.Так как \(z=\frac{E}{F}\) и \(z=\frac{m}{Q}\) итак, \(\frac{E}{F}=\frac{m}{ Q}\) следовательно, если \(Q=1\,Фарадей\) тогда \(E=m\) т. е. если электричество, подаваемое на вольтамперметр, составляет 1 Фарадей, то количество выделившегося или осажденного вещества равно химическому эквиваленту.

Учебное пособие по химии -9.4 Законы электролиза Фарадея


9.4 Законы Фарадея для электролиза

Законы электролиза Фарадея дают соотношение между количеством материала, выделяющегося на электроде и количество электрической энергии, прошедшей через электролит.

Первый закон электролиза: Он гласит, что количество любого вещества, которое выделяется на электроде во время электролиз прямо пропорционален количеству электричества прошел через электролит.

Вт Q \ Q = I т

\ В И т

Следовательно, W = Z I t

Где W = масса вещества, осевшего или выделившегося на электроде

Z = константа (электрохимический эквивалент)

I = сила тока в амперах

t = время в секундах


Второй закон электролиза: Он гласит, что когда одно и то же количество электричества проходит через разные электролиты, количество различных веществ, отложившихся или выделившихся прямо пропорциональны эквивалентному весу веществ. Рассмотрим две последовательно соединенные ячейки, содержащие медный купорос. и нитрат серебра, и если электрический ток проходит через оба ячейки тогда,

вес нанесенного серебра Эквивалентный вес серебра

и масса осажденной меди Эквивалентная масса меди

\WAg EAg

WCu =

ECu

Основная единица электрического заряда называется Фарадея и определяется как заряд одного моля электронов.Электролиз раствора йодида натрия для определения Фарадея можно провести следующим образом:

Na ( л ) + e-® Na ( л ) Сокращение

2 I – ( l ) ® I2(s) + 2e- Окисление

Чистая реакция 2Na( 1 ) + 2I-( 1 ) ® 2Na( 1 ) + I2 (с) (редокс)

При прохождении заряда 1 Фарадей образуется 1 моль металлического натрия, а при заряде 2 Фарадея образуется 1 моль йода.

Прохождение заряда 2 Фарадея даст 2 моля металлического натрия и 1 моль йода.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.