Закон электролиза: Ошибка 404: страница не найдена

Законы электролиза Фарадея • Джеймс Трефил, энциклопедия «Двести законов мироздания»

При электролизе масса превращенного вещества прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролитическую ячейку.

При прохождении через электролит одного и того же количества электричества масса превращенного вещества зависит от массы и заряда ионов вещества.

Два закона электролиза — это всего лишь небольшая часть вклада Майкла Фарадея в науку. Электролиз — это совокупность процессов, происходящих при пропускании электрического тока через электролит — плавленое ионное вещество (например, плавленая соль) или раствор, в котором присутствуют ионы. Электрический ток проходит через электролит от одного электрода к другому. Положительно заряженные ионы при этом движутся к отрицательному электроду, катоду, а отрицательно заряженные — к положительному электроду, аноду. Химические реакции происходят на электродах. Фарадей провел фундаментальные исследования электролитов и создал законы, в которых говорится, что химические превращения связаны с потоком электронов (то есть электрическим током): чем больше электронов, тем больше химических превращений.

Электролиз — это важный промышленный процесс, используемый как при получении определенных металлов, так и при конечной обработке поверхностей методом нанесения гальванического покрытия. Примером электролиза в действии может быть электролитическое рафинирование меди после ее выделения из руды. Выступающие в качестве катода тонкие листы чистой меди опускают в электролит, содержащий раствор сульфата меди и серную кислоту, а слитки неочищенной меди подвешивают в этом же растворе, и они действуют как анод. При пропускании электрического тока анод начинает растворяться, и ионы меди, вместе с некоторым количеством ионов железа и цинка, поступают в электролит. Остальные спутники меди, содержавшиеся в слитках (включая значительное количество серебра, золота и платины), выпадают в осадок и накапливаются на дне электролитической ванны. Ионы меди через электролит направляются к катоду и осаждаются на нем. Цинк и железо остаются в растворе.

В промышленных масштабах в подобных ваннах за месяц можно очистить всего несколько тонн меди, но при этом получается продукт 99,96-процентной чистоты. Более того, благодаря извлечению из осадка благородных металлов окупается весь процесс очистки. Кроме меди, электролитическим методом в промышленных масштабах очищаются также магний, натрий и алюминий.

В описанном выше процессе рафинирования меди атом меди переходит в электролит в виде иона, теряя два электрона. Следовательно, на аноде он принимает два электрона, и ион снова превращается в нейтральный атом меди (можно представить себе, что эти два электрона бегут по проводу, как электрический ток). Согласно первому закону Фарадея, для того чтобы очистить в два раза больше меди, необходимо в два раза больше электронов.

Законы электролиза Фарадея – это… Что такое Законы электролиза Фарадея?

Майкл Фарадей, портрет Томаса Филипса, 1841-1842

Зако́ны электро́лиза Фараде́я

являются количественными соотношениями, основанными на электрохимических исследованиях, опубликованных Майклом Фарадеем в 1836 году.^[1]

Формулировка законов

В учебниках и научной литературе можно найти несколько версий формулировки законов. В наиболее общем виде законы формулируются следующим образом:

• Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

• Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

Математический вид

Законы Фарадея можно записать в виде следующей формулы:

где:

• m — масса осаждённого на электроде вещества в граммах
• Q — полный электрический заряд, прошедший через вещество
• F = 96 485,3383(83) Кл·моль⁻¹ — постоянная Фарадея
• M — молярная масса вещества
• z — валентное число ионов вещества (число электронов на один ион).

Заметим, что M/z — это эквивалентная масса осаждённого вещества.

Для первого закона Фарадея M, F и z являются константами, так что чем больше величина Q, тем больше будет величина m.

Для второго закона Фарадея Q, F и z являются константами, так что чем больше величина M/z (эквивалентная масса), тем больше будет величина m.

В простейшем случае постоянного тока электролиза приводит к:

и тогда

где:

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q тока I() суммируется за время :

Здесь t — полное время электролиза. Обратите внимание, что тау используется в качестве переменной, ток I является функцией от тау.^[2]

Примечания

1. ↑ Ehl, Rosemary Gene; Ihde, Aaron (1954). «Faraday’s Electrochemical Laws and the Determination of Equivalent Weights». Journal of Chemical Education 31 (May): 226–232. DOI:10.1021/ed031p226. Bibcode: 1954JChEd..31..226E.
2. ↑ For a similar treatment, see Strong, F. C. (1961). «Faraday’s Laws in One Equation». Journal of Chemical Education 38 (2): 98. DOI:10.1021/ed038p98.

Ссылки

• Serway, Moses, and Moyer, Modern Physics, third edition (2005).

См. также

Богданов К.Ю. – учебник по физике для 10 класса

§ 46. ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК В ЖИДКОСТЯХ. ЗАКОН ЭЛЕКТРОЛИЗА ФАРАДЕЯ.

Прохождение тока через электролит сопровождается химическими реакциями на электродах, в результате которых выделяются элементы, входящие в состав электролита.

Жидкости, как и твёрдые тела, могут проводить электрический ток. Если переносчиками тока в жидкости служат ионы, то её проводимость называют ионной, а такую жидкость – электролитом.

Ионы при растворении вещества появляются из-за того, что ещё до растворения у многих молекул одна часть обладает избыточным числом электронов, а в другой части их не хватает. Такая молекула, бывшая до растворения электрически нейтральной, при растворении распадается (диссоциирует) на два иона, заряженные равными по модулю, но противоположными по знаку зарядами. Способствуют этому процессу, названному электролитической диссоциацией, полярные молекулы растворителя (например, воды), разрывающие на части (ионы) молекулы растворённого вещества.

Одновременно с электролитической диссоциацией идёт процесс

рекомбинации – образование из ионов нейтральных молекул растворённого вещества. Если условия, в которых находится электролит, остаются неизменны, то скоро наступает момент, когда число молекул, распадающихся на ионы в единицу времени, становится равным числу молекул, образовавшихся из ионов в процессе рекомбинации. Таким образом, наступает динамическое равновесие между диссоциацией и рекомбинацией, при котором концентрация ионов остаётся постоянной. При росте температуры динамическое равновесие смещается в сторону электролитической диссоциации и концентрация ионов в электролите растёт.

Положительные и отрицательные ионы в электролите способны перемещаться независимо друг от друга, участвуя, например, в тепловом движении (рис. 46а). Однако при таком беспорядочном движении ионов ток через электролит остаётся равным нулю. Для пропускания тока через электролит в него погружают проводники (рис. 46б), которые называют электродами, создавая с их помощью в электролите электрическое поле. При этом положительный электрод называют

анодом, а отрицательный – катодом. Когда между электродами возникает разность потенциалов, движение ионов становится упорядоченным: отрицательные ионы движутся к аноду, а положительные – к катоду.

В отличие от электронной, ионная проводимость сопровождается, переносом вещества (ионов). Соприкасаясь с катодом, положительные ионы получают от него недостающие электроны и становятся электрически нейтральными. При соприкосновении отрицательных ионов с анодом они теряют лишние электроны и тоже становятся нейтральными атомами или молекулами. Таким образом, ток, проходя через электролит, приводит к выделению на электродах веществ, входящих в состав электролита.  Это явление и сопровождающий его процесс разложения электролита при пропускании электрического тока называют электролизом.

Впервые электролиз исследовал М. Фарадей, который экспериментально доказал, что масса, выделяющегося на электроде вещества, пропорциональна величине заряда, протекающего через электролит. Это заключение называют

законом электролиза Фарадея, который сейчас можно легко вывести теоретически. Пусть в электролите присутствуют положительные и отрицательные ионы с валентностью n. Тогда заряд каждого положительного иона будет равен ne (e – элементарный заряд). Если при электролизе через электролит прошёл заряд q, то очевидно, что число N положительных ионов, достигших катода равно:

N=q/ne.                              (46.1)

Каждый из положительных ионов, соприкоснувшись с катодом, превращается в нейтральную молекулу (или атом). Если молярная масса вещества, выделяющегося на катоде равна M, то масса m_i одной молекулы, ставшей нейтральной на катоде, равна:

m_i =M/N_A

   ,                  (46.2)

где N_A – постоянная Авогадро. Из (46.1) и (46.2) следует, что масса m вещества, выделившегося на катоде, равна:

Очевидно, что (46.3) является математической формой записи закона электролиза Фарадея (K – электрохимический эквивалент вещества).

Электролиз широко применяется для очистки металлов от примесей. Таким образом очищают медь и получают алюминий. Кроме того, используя электролиз, можно покрыть металлические предметы тонким слоем другого металла (никелирование, хромирование и т.п.).

Вопросы для повторения:

·        Что такое электролитическая диссоциация и электролиз?

·        Сформулируйте закон электролиза Фарадея.

 

Рис. 46. Хаотичное (а) и упорядоченное движение ионов электролита в электрическом поле (

б).

Законы Фарадея в физике

Законы электролиза

При прохождении электрического тока через электролиты происходит процесс разложения вещества, который называют электролизом. При этом проводники, которые погружены в раствор, называют анодом (положительный электрод) и катодом (отрицательный электрод).

При помощи электролиза получают различные вещества, например, хлор, фтор, щелочи и т.д. При помощи данного процесса производят переработку сырья, которое содержит металлы, очищают металлы. Используя процессы электролиза, наносят тонкие металлические покрытия на разные металлические поверхности.

Формулировка первого закона Фарадея

Масса вещества, которое выделяется на электроде, прямо пропорциональна заряду, который прошел через электролит. В виде формулы данный закон можно представить как:

   

где — полный заряд, который проходит через электролит, за времяt. — сила тока. — коэффициент пропорциональности (электрохимический эквивалент вещества ()), равный массе вещества, которая выделится при прохождении через электролит заряда равного 1 Кл. Величина является характеристикой вещества.

Первый закон для электролиза был получен Фарадеем экспериментально.

Формулировка второго закона Фарадея

Электрохимический эквивалент пропорционален молярной массе вещества () и обратно пропорционален величине его химической валентности (). В математическом виде второй закон Фарадея записывают как:

   

где Кл/моль — постоянная Фарадея, полученная эмпирически. Величину называют химическим эквивалентом вещества, она показывает, какая масса вещества требуется для замещения одного моля водорода в химических соединениях.

Иногда второй закон Фарадея формулируют так:

Электрохимические эквиваленты веществ пропорциональны их химическим эквивалентам.

Второй закон Фарадея также относят к эмпирическим законам.

Объединенный закон Фарадея для электролиза

Объединенный закон Фарадея записывают в виде:

   

Физический смысл выражения (3) заключен в том, что постоянная Фарадея количественно равна заряду, который следует пропустить через всякий электролит для того, чтобы на электродах выделилось вещество в количестве, равном одному химическому эквиваленту.

Примеры решения задач

Законы электролиза – Энциклопедия по машиностроению XXL

Закон электролиза. Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вода и кристаллы хлорида меди практически не проводят электрический ток. Раствор хлорида меди в воде является хорошим проводником. При прохождении электрического тока через водный раствор хлорида меди у положительного электрода, называемого анодом, выделяется газообразный хлор. На отрицательном электроде, называемом катодом, выделяется медь.  [c.163]
Выражения (47.1) или (47.2) называются законом электролиза. Коэффициент пропорциональности k в этих выражениях называется электрохимическим эквивалентом вещества.  [c.163]

По закону электролиза Фарадея, количество электричества е, прошедшего через элемент, пропорционально числу п прореагировавших молей электролита и валентности Z иона, переносящего заряд  [c.180]

Электрохимическая обработка металлов основывается на законах электролиза, установленных Фарадеем, и на явлении поляризации. Закон Фарадея количественно выражается уравнением  [c.59]

Для анализа процессов, происходящих в гальваническом элементе, необходимы сведения о том, как связаны между собой величины количества электричества, прошедшего через элемент, и количества прореагировавшего при этом вещества электролита (т. е. количества вещества, выделяющегося в результате реакции). Напомним в этой связи, что в соответствии с законами электролиза количество электричества (заряд), прошедшего через гальванический элемент, пропорционально количеству молей прореагировавшего вещества электролита  [c.221]

Электродвижущая сила ТЭ определяется исходя из законов электролиза из уравнения  [c.279]

Второй закон Фарадея (второй закон электролиза)  [c.97]

Особенность процесса коррозии металла в поле блуждающих токов заключена в том, что это электролитический процесс, протекающий по законам электролиза.  [c.209]

Прохождение тока через растворы электролитов сопровождается переносом вещества. Явления, имеющие место при прохождении тока, подчиняются особым законам электролиза, открытым Фарадеем.  [c.16]

На катоде (в процессе электролиза и при разряде гальванического элемента) протекают реакции восстановления, а на аноде — реакции окисления. Законы электролиза применимы как к явлениям разложения электролитов, так и к процессам, протекающим в гальваническом элементе.  [c.18]

Первый закон электролиза количество вещества, выделившегося или растворившегося на электродах, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит.  [c.18]

Второй закон электролиза при прохождении некоторого определенного количества электричества через электролит количество выделившихся или растворившихся веш еств на электродах пропорционально их химическим эквивалентам.  [c.18]

Можно записать основной закон электролиза металлов в дифференциальной форме  [c.216]

Особенно быстрое электрохимическое разрушение металлов наступает при их погружении в электролит или влажную среду. Из двух разных металлов, погруженных в электролит, один, менее благородный , будет переходить постепенно в раствор по законам электролиза, предохраняя тем самым другой, более благородный , от воздействия электролита. Таким образом, два разных металла в электролите образуют гальваническую пару.  [c.246]

Электрохимическая коррозия подчиняется законам электролиза, и количество прокорродировавшего металла Q пропорционально величине коррозионного тока (г)  [c.49]

На законах электролиза и явлениях поляризации основан также метод электролитического полирования, при котором поляризационная пленка, образовавшаяся на выпуклых местах поверхности, удаляется силами электрического поля. Как и для обыкновенного механического полирования, поверхности перед этим шлифуют.  [c.109]

Электролитическое осаждение металлов основано на законах электролиза. В электролите образуются молекулы, расщепленные (диссоциированные) на электрически заряженные частицы — ионы, которые могут быть представлены атомами или группами атомов. Под действием электрического тока, пропускаемого через электролит, положительные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательные ионы — к аноду. Положительные ионы представлены металлом, входящим в электролит (хромом, никелем и др.), и водородом На, а отрицательные — кислотными остатками, например 804, и водными остатками ОН.  [c.317]

Сравнение энергозатрат при электролитическом и вакуумном методах нанесения покрытий показывает, что по расходу энергии на единицу массы покрытия (без учета потерь) преимущество на стороне вакуумного метода, так как теплота испарения большинства металлов меньше энергии, необходимой для перемещения ионов этих же металлов в электролите от анода к катоду. Из законов электролиза следует, что особенно велики расходы энергии при электролитическом нанесении металлов с малой относительной атомной массой и высокой валентностью.  [c.217]

Процесс электролитического осаждения металла основан на законах электролиза, т. е. прохождения постоянного тока через электролиты. Прохождение тока через электролит связано с передвижением электрически заряженных частиц — ионов. Ток посту-  [c.269]

Процесс электролитического осаждения хрома. Процесс хромирования основан на законах электролиза, т. е. прохождения постоянного тока через электролиты.  [c.118]

Еще Фарадеем были исследованы законы электролиза, причем была обнаружена сугубо линейная зависимость количества ионов, выделившихся из растворов на электродах, от величины электрического заряда, прошедшего через раствор.  [c.155]

Законы электролиза. Дискретность  [c.230]

Опсрытие электрона. Установление закона электролиза еще не доказало строго, что в природе существуют элементарные электрические заряды. Можно, например, предположить, что все одновалентные ионы имеют различные электрические заряды, но их среднее значение равно элементарному заряду с.  [c.165]

Во времена Фарадея никому не пришла мысль воспользоваться открытыми им законами электролиза для выяснения природы электричества. Интерес к ним возродился в конце столетия в связи с успехами атомно-молекулярной теории. Законы электролиза легко интерпретировались, если предположить, что в растворе, например, Na l в воде с каждым атомом связан определенный заряд, причем эти заряды одинаковы и противоположны по знаку Na” и С1 . Тогда при прохождении через раствор одного и того же количества электричества, равного 96484 Кл. на электродах выделится по молю вещества, т. е. по Л а = 610 атомов.  [c.98]

Ф. п. применяется в электрохим. расчётах. Названа в честь М. Фарадея (М. Faraday), открывшего осн. законы электролиза. Значение F определялось на основе измерений эл.-хим. эквивалента серебра.  [c.275]

При восстановлении изношенных деталей используют закономерности электрохимических процессов, относящиеся к превращению электрической энергии в химическую. К ним относятся законы электролиза, термодинамические и кинетические закономерности электрохимических процессов. Теоретическое значение массы вещества т (в фаммах), выделившегося на электроде, определяется с помощью объединенного закона М. Фарадея  [c.408]

Исключительное значение для обоснования электрохимического механизма коррозии имели работы выдающихся ученых Деви и Фарадея, устан01вивших законы электролиза, швейцарского химика Де-ля-Рива, объяснившего растворение цинка в кислоте действием микро-гальваничес ких элементов, русских физико-химиков Н. Н. Бекетова, исследо1вавшего в 1865 г, явления вытеснения из растворов одних металлов другими, и Н. Н. Каяндера, пришедшего в 1881 г. к выводу, что растворенные вещества распадаются на составные части, а также шведского химика Аррениуса, сформулировавшего в 1887 г. теорию электролитической диссоциации, и немецкого физико-химика Нернста, опубликовавшего в 1888 г. теорию электродных и диффузионных потенциалов.  [c.5]

Исключительное значение для обоснования электрохимического механизма коррозии имели работы выдающегося английского ученого М. Фарадея, установившего законы электролиза, швейцарского химика А. Де-ля-Рива, объяснившего растворение цинка в кислоте действием микрогальванических элементов, русских фи-зико-химиков Н. Н. Бекетова, исследовавшего в 1865 г. явления вытеснения из растворов одних металлов другими и И. Н. Каян-дера, пришедшего в 1881 г. к выводу, что растворенные вещества распадаются на составные части, а также шведского химика  [c.9]

Об экономичности работы ванны судят но выходу металла по току (отношение ко. шчества фактически осажденного на катоде или растворенного на аноде металла к теоретическому количеству, подсчитанному на основе законов электролиза).  [c.558]

В 30-х годах прошлого столетия великий английский физик М. Фарадей открыл законы электролиза и ввел соответствующую терминологию в эту область. Первую теорию электролиза предложил в 1885 г. литовский физик Т. Гроттус, она используется и сейчас для объяснения прохождения тока через растворы кислот и щелочей.  [c.66]

Важным вкладом в развитие теории электрохимической коррозии были работы английского ученого Фарадея, установившего основные законы электролиза и выдвинувшего, для объяснении явления пассивности металлов, гипотезу о существовании тонкой невидимой пленки, и швейцарского ученого Де Ла Рива, выдвинувшего гипотезу о существовании микрогальваниче-ского элемента.  [c.50]

Фарадей (Faraday) Майкл (1791-1867) — английский физик, основоположник учения об электромагнитном поле. Учился самостоятельно. Ввел основные понятия электромагнитного поля, высказал идею существования электромагнитных волн. Идею электромагнитного поля А. Эйнштейн рассматривал как самое важное открытие со времен Ньютона и в связи с этим писал Надо иметь могучий дар научного предвидения, чтобы распознать, что в описании электрических явлений не заряды и не частицы описывают суть явлений, а скорее пространство между зарядами и частицами . Открыл электромагнитную индукцию. Установил законы электролиза, названные его именем, открыл вращение плоскости поляризации света в магнитном поле (эффект Фарадея). Ввел понятие диэлектрической проницаемости, экспериментально доказал закон сохранения электрического заряда.  [c.28]

Хромирование применяется как защитно-декоративное покрытие для износоустойчивости и для восстановления изношенных поверхностей деталей до номинальных размеров. Хромированием восстанавливаются поршневые пальцы, шкворни, опорные шейки распределительного вала, толкатели, стержни клапанов и дрзтие детали. Нанесенный на поверхность слой хрома обладает высокой твердостью и износостойкостью. Сущность хромирования основана на законах электролиза. Если через электролит, содержащий ионы металла, пропускать постоянный ток, то из электролита будет выделяться и осаждаться на отрицательном электроде чистый металл.  [c.335]

Электролитический метод восстановления деталей. Электролитический метод восстановления деталей оснп-ван на законах электролиза. Электролиз представляет собой процесс, протекающий в электролитах при пропускании через них электрического тока. Процесс электролитического нанесения металла подчиняется закону Фарадея и определяется по формуле  [c.209]

Электродвижущая сила и КПД топливного элемента. Процесс в гальваническом, а следовательно, и в топливном элементе может считаться обратимьш, если протекающий в замкнутой цепи электрический ток достаточно мал, т. е. внешнее сопротивление велико (при этом джоулева теплота, пропорциональная квадрату плотности тока f, пренебрежимо мала по сравнению с полезной работой, пропорциональной / другие источники необратимости здесь не рассматриваются). В этом случае полезная внешняя работа макс (отнесенная к единице площади рабочей поверхности элемента) за время т равна произведению электродвижущей силы е на электрический заряд — /т, протекающий через элемент акс = вр . По законам электролиза = Fa MZ, где М — число ионов, переносящих заряд Z — валентность иона Fa — коэффициент пропорциональности, называемый константой Фарадея (96 540 кулон моль). Таким образом, макс = Fa MZ. Но согласно уравнению -Тиббса— Гельмгольца при Т = onst, р — onst акс = Л — /2 + + Т ( акс/ Лр.  [c.172]

---

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Как и другие тела, жидкости могут являться проводниками, полупроводниками и диэлектриками. Например, дистиллированная вода является диэлектриком. Это легко подтверждается с помощью опыта. Поместим два электрода в ванну с водой. Эти электроды мы подсоединим к источнику тока, а также включим в цепь лампочку и выключатель. Как и всегда, с помощью выключателя мы можем замыкать и размыкать цепь, ну а лампочка будет служить индикатором того, что по цепи протекает электрический ток.

Итак, если мы замкнем цепь, то никакого электрического тока мы не получим: ведь дистиллированная вода является диэлектриком. Разомкнем цепь и насыплем в ванну некоторое количество самой обычной поваренной соли. Подождав, пока соль растворится, снова замкнем цепь. В этом случае, лампочка загорится, что будет означать протекание электрического тока по всей цепи. Давайте разберемся, как же соль могла повлиять на проводимость воды.

После того, как мы насыпали соль в ванну, там образовался солевой раствор. Как вы знаете из курса химии, молекулы воды являются полярными, так же, как и молекулы поваренной соли. Центр распределения положительного заряда в поваренной соли приходится на ион натрия, а центр распределения отрицательного заряда приходится на ион хлора. В результате, молекулы воды ориентируются таким образом, что вокруг иона натрия скапливаются отрицательные полюса молекул воды, а вокруг иона хлора — скапливаются положительные полюса молекул воды.

В этом случае, действие кулоновских сил достаточно велико, чтобы расщепить молекулу поваренной соли. То есть, молекула распадается на ион натрия и ион хлора.

Таким образом, в растворе возникают заряженные частицы — ионы. В результате, отрицательные ионы (в данном случае ионы хлора), начинают двигаться к аноду, а положительные ионы (в данном случае ионы натрия) начинают двигаться к катоду. Это есть не что иное, как упорядоченное движение заряженных частиц, то есть электрический ток.

Процесс расщепления молекулы на ионы называется электролитической диссоциацией. То есть при электролитической диссоциации полярные молекулы распадаются под влиянием кулоновских сил. После распада молекулы, положительные ионы электролитов называются катионами, а отрицательные — анионами. Конечно, не все молекулы распадаются. Процент распавшихся молекул будет зависеть от концентрации раствора, температуры и, конечно, свойств самого электролита.

Таким образом, в водных растворах и расплавах электролитов возникает ионная проводимость. То есть, ионная проводимость — это проводимость, возникающая в результате переноса электрического заряда ионами. С ионной проводимостью связано понятие электролиза. Электролиз — это процесс выделения вещества на электроде в результате окислительно-восстановительных реакций.

Изучением данных вопросов активно занимался уже известный нам ученый Майкл Фарадей. Именно Фарадей впервые ввел такие термины, как электролиты, катионы и анионы, катод и анод.

Фарадей задался вопросом о том, как вычислить массу вещества, выделившегося на электроде в результате протекания электрического тока через электролит. Эту массу можно вычислить:

Именно к такому выводу и пришел Фарадей, установив, что масса вещества, выделившегося на электроде прямо пропорциональна силе тока, протекающего через электролит и времени протекания тока. Этот закон получил название закона Фарадея или закона электролиза. Как мы видим, в формуле есть несколько констант, которые было решено заменить на одну константу: 𝑚=𝑘𝐼𝑡.  Эта константа называется электрохимическим эквивалентом.

 

Если мы выразим электрохимический эквивалент из формулы, описывающей закон электролиза, то убедимся, что он измеряется в килограммах на кулон:

Иногда электрохимический эквивалент разделяют на две константы: число Фарадея (равного произведению элементарного заряда и числа Авогадро) и химический эквивалент (равный отношению молярной массы вещества к его валентности):

Электрохимические эквиваленты сведены в таблицы:

Но, даже если у вас нет этой таблицы, вы все равно сможете вычислить электрохимический эквивалент любого элемента, используя таблицу Менделеева. Для примера возьмем серебро:

Кстати говоря, закон электролиза можно использовать, для экспериментального определения заряда электрона. Силу тока, протекающего через электролит, мы можем измерить, так же как и время протекания тока. Массу выделившегося на электроде вещества измерить тоже несложно. Таким образом, закон электролиза позволяет определить элементарный заряд:

Электролиз широко используется в промышленности. Например, он используется для очистки металлов от примести, или, наоборот, для покрытия поверхности каким-то металлом. Такие процессы, как никелирование, хромирование, оцинковка или омеднение осуществляются благодаря открытию электролиза.

Пример решения задачи.

Задача. Для никелирования детали площадью 0,3 м², на деталь требуется нанести слой толщиной 0,08 мм. Плотность никеля равна 8900 кг/м³. Какой ток нужно пустить через электролитическую ванну, чтобы полностью закончить никелирование за 3 часа?

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

«Один опыт я ставлю выше,

чем тысячу мнений,

рождённых только воображением»

Михаил Ломоносов

Задача 1. Найдите энергию, затрачиваемую на рафинирование 2 т меди, если по техническим нормам напряжение на электролитической ванне должно составлять 0,4 В.

ДАНО:	РЕШЕНИЕ Работа электрического тока равна Применим закон электролиза, согласно которому масса выделившегося на катоде вещества пропорциональна силе тока и времени протекания тока Из этой формулы можно выразить произведение силы тока и времени

Ответ: 2,4 ГДж.

Задача 2. С помощью электролиза получили 3 кг меди. Сколько серебра можно получить, если пропустить то же количество электричества через соответствующий электролит?

ДАНО:	РЕШЕНИЕ Запишем закон электролиза, на основании которого можно рассчитать массу выделившегося вещества Сила тока определяет скорость прохождения электрического заряда В соответствии с этой формулой, запишем выражения для массы меди и массы серебра Найдём соотношение масс Тогда масса серебра

Ответ: 10 кг.

Задача 3. При силе тока 10 А, никелирование детали занимает 3 часа. Известно, что деталь покрывают слоем толщиной  0,02 мм. Найдите площадь поверхности данной детали.

ДАНО:	СИ	РЕШЕНИЕ Запишем закон электролиза Масса можно определить по формуле Тогда искомая площадь поверхности детали равна

Ответ: 0,18 м².

Задача 4. Последовательно с электролитической ванной в цепь включен резистор с сопротивление 2 Ом, а к резистору подключен вольтметр, который показывает 17 В. Известно, что за полтора часа на катоде выделилось 50 г серебра. Оцените погрешность вольтметра.

ДАНО:

РЕШЕНИЕ Запишем закон электролиза, из которого выразим силу тока При последовательном соединении Запишем закон Ома для участка цепи Приравняем выражения для определения силы тока Тогда напряжение на резисторе Вспомним теперь, как записывается любая величина с погрешностью Погрешность равна абсолютному значению разности между показаниями измерительного прибора и реального значения величины Тогда погрешность вольтметра

Ответ: погрешность вольтметра составляет около 1%.

Задача 5. Через электролитическую ванну проходит ток 0,2 кА. Найдите количество серебра, которое выделится на катоде по прошествии часа.

ДАНО:	СИ	РЕШЕНИЕ Запишем закон электролиза Электрохимический эквивалент определяется по формуле где M —молярная масса, n — валентность. Постоянная Фарадея Перепишем закон электролиза с учётом электрохимического эквивалента Тогда количество серебра

Ответ: 7,46 моль.

Законов Фарадея электролиза – Первый закон, Второй закон и его приложения

Законы Фарадея электролиза – это фундаментальные законы, которые описывают значение электролитических эффектов. В этом посте будет обсуждаться, что такое электролиз, каковы законы электролиза Фарадея (первый и второй закон), его применение, преимущества и недостатки.

Подробнее о законах электролиза Фарадея

Майкл Фарадей известен своим вкладом в области электрохимии.Он открыл два закона электролиза, согласно которым величина химического изменения или разложения точно пропорциональна количеству электричества, которое передается в растворе.

Рис.1 – Введение в законы электролиза Фарадея

Во время этого химического изменения (окисления или восстановления) количество осажденного или растворенного вещества пропорционально их химическому эквивалентному весу. Количество заряда, необходимого для достижения этого, равно заряду одного моля электронов, известному как 1 Фарадея, что равно 96 500 кулонам.Законы в основном устанавливают количественные аспекты электролиза, основанные на электрохимических исследованиях, опубликованных Майклом Фарадеем в 1833 году.

Рис.2 – Изображение Майкла Фарадея

Что такое электролиз

Процесс, в котором электрическая энергия вызывает несамопроизвольную химическую реакцию, известен как электролиз. Электролиз лежит в основе электросинтеза химических соединений. В этом процессе химические изменения происходят через реакции на электродах, которые контактируют с электролитом, когда через него проходит электрический ток.

Во время этого процесса положительно заряженные ионы дрейфуют к отрицательному электроду, а отрицательно заряженные ионы дрейфуют к положительному электроду. Положительно заряженные ионы получают электроны, тогда как отрицательно заряженные ионы теряют электроны. Окисление происходит на аноде, а восстановление происходит на катоде.

Рассмотрим Рис. 3, где электроды погружены в водный раствор хлорида натрия. Когда электричество проходит через раствор хлорида натрия, газообразный водород образуется на отрицательном электроде, а газообразный хлорид окисляется до хлора на положительном электроде.

Рис. 3 – Электролиз хлорида натрия

Законы электролиза Фарадея

Два закона электролиза:

• Первый закон электролиза Фарадея
• Второй закон электролиза Фарадея

Первый закон электролиза Фарадея

Первый закон в законах электролиза Фарадея гласит, что «количество химической реакции, происходящей на любом электроде из-за воздействия электрической энергии, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит».

Предположим, что количество вещества, осажденного или растворенного на электродах, равно «m», а «Q» – это количество заряда (электричества), прошедшего через электролит. Согласно Первому закону Фарадея:

, где Z = электрохимический эквивалент

Связь между химическим эквивалентом (E), константой Фарадея (F) и электрохимическим эквивалентом (Z) определяется уравнением:

Мы знаем, что Q = I x t

Где,

• Q = количество заряда (электричества) в кулонах (Q),
• I = ток в амперах (A),
• t = время (секунды)

Следовательно, уравнение m = ZQ можно также записать как:

Второй закон электролиза Фарадея

Второй закон в законах электролиза Фарадея гласит: «Масса вещества, которое откладывается, когда такое же количество заряда (электричества) проходит через раствор электролита, прямо пропорциональна их химическому эквивалентному весу».

Математически этот закон можно представить как:

где,

• m = Масса вещества
• E = эквивалентная масса вещества

Его также можно выразить как:

Эквивалентный вес или химический эквивалент вещества можно определить как соотношение его веса и валентности.

Применение законов электролиза Фарадея

Приложения законов электролиза Фарадея включают:

• Законы Фарадея помогают в определении эквивалентных масс элементов.
• На основании законов электролиза получают неметаллы, такие как водород, фтор, хлор.
• Они также применяются в области электронной металлургии для получения металлов, таких как натрий, калий.
• Процесс гальваники включает электролиз.
• Электролизное рафинирование металлов осуществляется методом электролиза.
• Электролиз – это ответ на возобновляемые источники хранения электроэнергии.

Фиг.4 – Завод электролизного рафинирования меди

Преимущества электролиза

К преимуществам можно отнести:

• Промышленные химикаты легко производятся с помощью процесса электролиза.
• Процесс эффективен и экономичен.

Недостатки электролиза

Недостатки:

• Требуемая энергия высока.
• На предприятиях, основанных на электролизе, образуется большое количество сточных вод в виде отходов.
• Отходы этих предприятий способствуют загрязнению окружающей среды.

  Также читают: 
  Законы Де Моргана - Первый и Второй закон, проверка и применение 
  Электрическое поле - закон Гаусса и Кулона, Линии электрического поля, приложения 
  Закон Ома - соотношение напряжения, тока и сопротивления, когда не применимо 
  Законы Кирхгофа тока и напряжения - применение, преимущества, ограничения  

законов Фарадея

с общим потенциалом –1.23 вольта. Обладая отрицательным потенциалом, он требует внешнего электрического тока для разложения воды указанной реакцией. На рисунке 1 показаны два платиновых электрода в воде, содержащей небольшое количество соли или кислоты, так что раствор может проводить электричество.

Рисунок 1. Электролиз воды.

Восстановление на катоде дает газ H ₂ , а окисление на аноде дает газ O ₂ . Обратите внимание, что на рисунке показано, что объем водорода в два раза больше объема кислорода – посмотрите на пузырьки.Молярные коэффициенты в реакции разложения подразумевают 2 объема газа H ₂ на каждый 1 объем газа O ₂ .

Электролиз используется для разложения многих соединений на составляющие их элементы. Вы видели этот процесс с водой. Другой пример – электролиз расплавленного хлорида натрия с получением расплавленного металлического натрия и газообразного хлора:

Химики девятнадцатого века открыли новые элементы в результате электролитического разложения многих соединений.

Количественные законы электрохимии были открыты Майклом Фарадеем из Англии. В его статье 1834 года по электролизу были введены многие термины, которые вы видели в этой книге, в том числе ион, катион, анион, электрод, катод, анод, и электролит . Он обнаружил, что масса вещества, образующегося в результате окислительно-восстановительной реакции на электроде, пропорциональна количеству электрического заряда, прошедшего через электрохимическую ячейку. Для элементов с разной степенью окисления одно и то же количество электричества производит меньше молей элемента с более высокой степенью окисления.

Базовая единица электрического заряда, используемая химиками, соответственно называется фарадея , которая определяется как заряд одного моля электронов (6 × 10 ²³ электронов). Кстати, обратите внимание, что химики расширили первоначальное определение моля как единицы массы до соответствующего числа (числа Авогадро) частиц. Используйте электролиз расплавленного хлорида натрия, чтобы увидеть взаимосвязь между фарадеями электричества и молями продуктов разложения.

Полуреакция восстановления составляет

.

, поэтому для производства 1 моля металлического натрия требуется 1 моль электронов, поэтому 1 фарадей заряда должен пройти через элемент.

Полуреакция окисления

, а для производства 1 моля газообразного хлора через устройство должно пройти 2 фарада электрического заряда. Обратите внимание, как количество электронов в окислительно-восстановительных реакциях определяет количество электричества, необходимое для реакции.

Сумма этих полуреакций с общей реакцией в электролитической ячейке:

Прохождение заряда в 2 фарада дает 2 моля металлического натрия и 1 моль газообразного хлора.

Первый из законов Фарадея гласит, что масса производимого вещества пропорциональна количеству электричества. Применение этого закона к примеру с NaCl, где 1 моль Cl ₂ был произведен за 2 фарада, означает, что для производства 10 моль Cl ₂ требуется прохождение через устройство 20 фарадеев.

Второй из законов Фарадея гласит, что данное количество электричества производит меньше молей веществ с более высокими степенями окисления.Сравните уменьшение ионов натрия и кальция:

Для производства 1 моля металлического кальция требуется вдвое больше электроэнергии, чем для производства 1 моля металлического натрия.

Электролитическое разложение хлорида натрия и оксида кальция выглядит одинаково:

, но для разложения NaCl требуется перенос только половины электронов, чем для разложения CaO. Для электролиза NaCl ранее было рассчитано, что прохождение 20 фарадей электрического заряда дает 20 моль металлического натрия и 10 моль газообразного хлора.Такое же количество электрического заряда, проходящего через ячейку CaO, дает только 10 моль металлического кальция и 5 моль газообразного кислорода.

Полуреакция восстановления со сбалансированными коэффициентами:

Полуреакция окисления со сбалансированными коэффициентами:

• Металлический алюминий получают электролизом расплавленного криолита, Na ₃ AlF ₆ . Сколько фарадей электрического заряда нужно для производства 1 килограмма алюминия?

Законы электролиза Фарадея – Oxford Reference

Страница из

НАПЕЧАТАНО ИЗ СПРАВОЧНИКА ОКСФОРДА (www.oxfordreference.com). (c) Авторские права Oxford University Press, 2021. Все права защищены. В соответствии с условиями лицензионного соглашения, отдельный пользователь может распечатать PDF-файл одной записи из справочного материала в операционной для личного использования (подробности см. В Политике конфиденциальности и Правовом уведомлении).

дата: 08 августа 2021 г.

Источник:

Словарь химической инженерии

Автор (ы):

Карл Шашке

Законы, которые были определены Майклом Фарадеем (1791–1867) для описания процесс электролиза.Первый закон гласит, что масса данного элемента, высвобождаемого во время электролиза, прямо пропорциональна величине установившегося тока, потребляемого во время электролиза, и времени, в течение которого проходит ток. Второй закон гласит, что когда одно и то же количество электричества проходит через разные электролиты, массы различных высвобождаемых веществ прямо пропорциональны массам веществ, для нейтрализации которых требуется один моль электронов (1 фарадей).Передача 1 моля электронов соответствует прохождению приблизительно 96 500 кулонов электричества, что известно как постоянная Фарадея. Кулон эквивалентен прохождению 1 ампера за 1 секунду …. …

Для доступа к полному контенту Oxford Reference требуется подписка или покупка. Общедоступные пользователи могут искать на сайте и просматривать аннотации и ключевые слова для каждой книги и главы без подписки.

Пожалуйста, подпишитесь или войдите, чтобы получить доступ к полному тексту.

Если вы приобрели печатное издание, содержащее токен доступа, просмотрите этот токен для получения информации о том, как зарегистрировать свой код.

По вопросам доступа или устранения неполадок, пожалуйста, ознакомьтесь с нашими часто задаваемыми вопросами, а если вы не можете найти там ответ, свяжитесь с нами.

Проверка второго закона электролиза Фарадея

Проверка второго закона электролиза Фарадея

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что когда одно и то же количество электричества проходит через несколько электролитов, масса осаждаемых веществ составляет пропорциональны их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентной массе.Итак, здесь четко указывается, что «масса сущности, оседающей или просветленной на любом электроде при прохождении определенного количества заряда, прямо сравнивается с ее равным химическим весом».

Масса химического вещества, отложившегося в результате электролиза, не только пропорциональна количеству электричества, проходящего от конца к концу электролита, но также зависит от некоторых других аспектов. У каждой сущности будет свой атомный вес. Таким образом, при одинаковом количестве атомов разные вещества будут иметь разные массы.Массы различных ресурсов, образованных или потребляемых одинаковым количеством электричества, проходящего через разнородные электролиты, соединенные последовательно, сопоставимы 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 очищаются, сушатся, взвешиваются и затем вставляются в соответствующие ячейки. Течение проходит какое-то время. Затем катоды вынимают, промывают, сушат и взвешивают. Следовательно, массы осажденных меди и серебра находятся как m ₁ и m ₂ .

Установлено, что

м ₁ / м ₂ = E ₁ / E ₂

где E ₁ и E ₂ – химические эквиваленты меди и серебра соответственно. .

m α E

Таким образом, второй закон подтверждается.

Сравнимая масса вещества в граммах – это масса эссенции, которая имеет способность терять или приобретать один моль электронов в ходе химической реакции.

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

Итак, для подобной меры электричества или обвинения проходит от конца к концу разнородных электролитов, масса нанесенного 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)

«Когда одинаковое количество электричества передается из конца в конец. разнородных электролитов, массы разнородных ионов, высвобождаемых на электродах, прямо сопоставимы с их химическими эквивалентами (эквивалентными массами) ». то есть, или

Таким образом, электрохимический эквивалент (Z) элемента прямолинейен по сравнению с его равным весом (E), т.е.е.,

где, постоянная Фарадея (F)

Итак, 1 Фарадея = 1F = Электрический заряд, переносимый одним мольом электронов.

1F = заряд электрона × число Авогадро.

1F = Число Фарадея.

Законы Фарадея по химии электролиза Учебник

Ключевые концепции

• Первый закон:

  Масса вещества, полученного при электролизе, пропорциональна количеству используемого электричества.

  Пример: электролиз жидкого хлорида натрия дает жидкий металлический натрий и газообразный хлор.

  Количество потребляемой электроэнергии (кв.)	Масса произведенного натрия (м)	Кв / м
  28950 кулонов	6,9 г	28,950 / 6,9 = 4196	Увеличение количества электричества (Q) производит больше граммов натрия (m). Q / m в этом случае всегда равно 4196. Q / м – постоянная величина. Q пропорционален m , то есть Q ∝ m
  96 500 кулонов	23,0 г	96 500 / 23,0 = 4196
  482 500 кулонов	115,0 г	482 500 / 115,0 = 4196

  Это означает, что для электролитического производства большего количества вещества мы должны использовать больше электричества.

• Второй закон:

  ¹ Количество электричества в кулонах, необходимое для производства 1 моля вещества, представляет собой простое целое число, кратное ² 96 500

  То есть количество электричества (Q) в кулонах, разделенное на 96 500, является простым целым числом.

  Для получения 1 моля подчеркнутого вещества	необходимое количество электроэнергии (Q)	Q / 96,500
  Na + + e – → Na	96 500 кулонов	96 500/96 500 = 1	В каждом примере Q / 96 500 – простое целое число. Если n представляет это простое целое число, и Q – количество электричества в кулонах, тогда n = Q / 96 500
  Cu 2+ + 2e – → Cu	193000 кулонов	193 000/96 500 = 2
  Fe 3+ + 3e – → Fe	289 500 кулонов	289 500/96 500 = 3

  Количеству 96 500 присвоено имя Фарадея (или Константа Фарадея) и символ F.

  F равно количеству электричества, переносимому одним мольом электронов:
  F = Число Авогадро × заряд электрона в кулонах
  = 6.022 × 10 ²³ моль ^-1 × 1.602192 × 10 ^-19 С
  = 96,484 C · моль ^-1 (обычно округляется до 96,500 C · моль ^-1 в химии средней школы)

• Законы Фарадея для расчетов электролиза:

  Q = n (e ^– ) × F

  Q = количество электричества, измеренное в кулонах (C)
  n (e ^– ) = использованные моль электронов
  F = Фарадея (постоянная Фарадея) = 96,500 Кл моль ^-1

  Мы можем рассчитать массу вещества, полученного во время эксперимента по электролизу, следующим образом:

  i) вычисление используемых молей электронов: n (e ^– ) = Q / F

  ii) использование молей электронов для расчета количества молей образующегося вещества с использованием уравнения сбалансированной полуреакции восстановления (или окисления)

  iii) использование молей вещества для расчета массы вещества:
  масса = моль × молярная масса

Пожалуйста, не блокируйте рекламу на этом сайте.
Без рекламы = для нас нет денег = для вас нет бесплатных вещей!

Рабочие примеры: Q = n (e

^– ) F вычисления

Вопрос 1. Рассчитайте количество электричества, полученного из 2 молей электронов.

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать количество электроэнергии
   Q =? C

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   моль электронов = n (e ^– ) = 2 моль
   Постоянная Фарадея = F = 96,500 C моль ^-1 (технический паспорт)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Напишите уравнение:
   Q = n (e ^– ) × F

4. Подставьте значения в уравнение и решите относительно Q:
   Q = 2 × 96 500 = 193 000 С
5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение Q и постоянную Фарадея F, чтобы вычислить количество молей электронов и сравнить его со значением, указанным в вопросе.
   Q = n (e ^– ) F
   193 000 = n (e ^– ) × 96 500
   n (e) = 193,000 ÷ 96,500 = 2
   Поскольку нам сказали, что в вопросе 2 моля электронов, мы достаточно уверены, что наше значение Q является правильным.

6. Назовите свое решение проблемы:

   Q = 193 000 ° C

Вопрос 2. Вычислите количество молей электронов, полученных из 250 C электричества.

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Вычислить моль электронов
   n (e ^– ) =? моль

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   Q = 250 С
   F = 96,500 C моль ^-1 (технический паспорт)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Напишите уравнение:
   Q = n (e ^– ) × F
   Перепишите уравнение, чтобы найти число молей электронов, n (e ^– ):
   n (e ^– ) = Q ÷ F

4. Подставьте значения в уравнение и решите относительно n (e ^– ):

   n (e ^– ) = 250 ÷ 96 500 = 2.59 × 10 ^-3 моль

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение n (e ^– ) и постоянную Фарадея F, чтобы рассчитать необходимое количество заряда (Q) и сравнить его со значением, указанным в вопросе.
   Q = n (e ^– ) × F
   Q = 2,59 × 10 ^-3 × 96,500 = 250 ° C
   Поскольку это значение Q совпадает с приведенным в вопросе, мы достаточно уверены, что наше значение для n (e ^– ) является правильным.

6. Назовите свое решение проблемы:

   n (e ^– ) = 2,59 × 10 ^-3 моль

Рабочие примеры: Расчет количества депонированного вещества

Вопрос 1: Вычислите количество молей металлической меди, которое может быть произведено электролизом расплавленного сульфата меди с использованием электричества 500 ° C.

Решение:

(На основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Расчет молей металлической меди
   n (Cu _(s) ) =? моль

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   электролит: CuSO _{4 (л)}
   Q = 500 C
   F = 96,500 C моль ^-1 (технический паспорт)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Напишите уравнение реакции восстановления для получения металлической меди из расплавленного сульфата меди:
   Cu ²⁺ + 2e ^– → Cu _(т)

   Вычислить моль электронов, n (e ^– ):

   n (e ^– ) = Q ÷ F
   = 500 ÷ 96 500
   = 5.18 × 10 ^-3 моль

4. Определите количество молей Cu _(s) , полученных с использованием сбалансированного уравнения реакции восстановления (мольное соотношение):

   1 моль электронов дает ½ моля Cu _(s)
   Следовательно, 5,18 × 10 ^-3 моль электронов дает ½ × 5,18 × 10 ^-3
   n (Cu _(s) ) = 2,59 × 10 ^-3 моль

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение n (Cu _(s) ) и постоянную Фарадея F, чтобы рассчитать необходимое количество заряда (Q) и сравнить его со значением, указанным в вопросе.
   Q = n (e ^– ) F
   n (e ^– ) = 2 × n (Cu) = 2 × 2,59 × 10 ^-3 = 5,18 × 10 ^-3 моль
   Ж = 96 500
   Q = 5,18 × 10 ^-3 × 96,500 = 500 ° C
   Поскольку это значение Q такое же, как указанное в вопросе, мы достаточно уверены, что наше рассчитанное значение для молей осажденной меди является правильным.

6. Назовите свое решение проблемы:

   n (Cu _(s) ) = 2.59 × 10 ^-3 моль

Вопрос 2. Рассчитайте массу серебра, которая может быть произведена электролизом 1 моль л. ^-1 AgCN _(вод.) с использованием электричества 800 C

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать массу наплавленного серебра.
   м (Ag _(s) ) =? г

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   электролит: AgCN _(водн.)
   [AgCN _(водн.) ] = 1 моль л ^-1 (стандартный раствор)
   Q = 800 ° C
   F = 96,500 C моль ^-1 (технический паспорт)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Напишите уравнение реакции восстановления для получения металлического серебра из водного раствора:
   Ag ⁺ _(водн.) + e ^– → Ag _(s)

   Вычислить моль электронов, n (e ^– ):
   n (e ^– ) = Q ÷ F
   n (e ^– ) = 800 ÷ 96 500 = 8.29 × 10 ^-3 моль

   Определите количество молей полученного Ag _(s) , используя уравнение сбалансированной реакции восстановления (мольное соотношение):
   1 моль электронов дает 1 моль Ag _(s)
   Следовательно, 8,29 × 10 ^-3 моль электронов дает 8,29 × 10 ^-3 моль Ag _(s)

4. Рассчитать массу Ag _(т)
   моль (Ag) = масса (Ag) ÷ молярная масса (Ag)
   Итак, масса (Ag) = моль (Ag) × молярная масса (Ag)

   моль (Ag) = 8.29 × 10 ^-3 моль
   молярная масса (Ag) = 107,9 г моль ^-1 (из периодической таблицы)

   масса (Ag) = 8,29 × 10 ^-3 моль × 107,9 г моль ^-1
   = 0,894 г

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение m (Ag _(s) ) и постоянную Фарадея F, чтобы рассчитать необходимое количество заряда (Q) и сравнить его со значением, указанным в вопросе.
   n (e ^– ) = n (Ag) = масса ÷ молярная масса = 0,894 ÷ 107,9 = 8,29 × 10 ^-3 моль
   Q = n (e ^– ) F = 8,29 × 10 ^-3 моль × 96,500 = 800 C
   Поскольку это значение Q совпадает с приведенным в вопросе, мы достаточно уверены, что наша расчетная масса серебра верна.

6. Назовите свое решение проблемы:

   м (Ag _(s) ) = 0.894 г

рабочих примеров: Q = n (e

^– ) F и Q = It

Вопрос 1. Какую массу меди можно было бы отложить из раствора сульфата меди (II) при токе 0,50 А в течение 10 секунд?

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать массу осажденной меди
   м (Cu _(s) ) =? г

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   электролит: раствор сульфата меди (II), CuSO ₄
   ток: I = 0.50 А
   время: t = 10 секунд
   F = 96,500 C моль ^-1 (технический паспорт)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Рассчитайте количество электроэнергии:
   Q = I x t
   I = 0,50 А
   t = 10 секунд
   Q = 0,50 × 10 = 5,0 ° C

   Вычислить моль электронов:
   n (e ^– ) = Q ÷ F
   Q = 5.0 С
   F = 96,500 C моль ^-1
   n (e ^–) = 5,0 ÷ 96,500
   = 5,18 × 10 ^-5 моль

   Рассчитайте количество молей меди, используя уравнение сбалансированной половины реакции восстановления:
   Cu ²⁺ + 2e ^– → Cu (т)
   1 моль меди осаждается из 2 моль электронов (мольное соотношение)
   моль (Cu) = ½n (e ^– )
   = ½ × 5,18 × 10 ^-5
   = 2.59 × 10 ^-5 моль

4. Рассчитать массу меди:

   масса = моль × молярная масса
   моль (Cu) = 2,59 × 10 ^-5 моль
   молярная масса (Cu) = 63,55 г моль ^-1 (из Периодической таблицы)
   масса (Cu) = (2,59 × 10 ^-5 ) × 63,55
   = 1,65 × 10 ^-3 г
   = 1,65 мг

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение m (Cu _(s) ) и постоянную Фарадея F, чтобы рассчитать необходимое количество заряда (Q _(b) ), и сравните это со значением Q _(a) = Он задан. в вопросе.
   Q _(а) = It = 0,50 × 10 = 5 ° C

   Q _(б) = n (e ^– ) F
   n (e ^– ) = 2 × n (Cu) = 2 × [m (Cu) ÷ M _r (Cu)] = 2 × [(1,65 × 10 ^-3 ) ÷ 63,55] = 2 × 2,6 × 10 ^-5 = 5,2 × 10 ^-5 моль
   Q = 5,2 × 10 ^-5 × 96,500 = 5

   Поскольку Q _(a) = Q _(b) = 5 C, мы достаточно уверены, что наша расчетная масса меди верна.

6. Назовите свое решение проблемы:

   м (Cu _(s) ) = 1,65 × 10 ^-3 г (или 1,65 мг)

Вопрос 2. Рассчитайте время, необходимое для осаждения 56 г серебра из раствора нитрата серебра, используя ток 4,5 А.

Решение:

(На основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать необходимое время
   т =? секунды

2. Какие данные (информацию) вы указали в вопросе?

   Извлеките данные из вопроса:
   масса серебра = m (Ag _(s) ) = 56 г
   ток = I = 4,5 А
   F = 96,500 C моль ^-1 (из техпаспорта)

3. Какая связь между тем, что вы знаете, и тем, что вам нужно выяснить?

   Рассчитайте количество осажденных молей серебра:
   моль (Ag) = масса (Ag) ÷ молярная масса (Ag)
   Масса нанесенного Ag = 56 г
   молярная масса = 107.9 г моль ^-1 (из таблицы Менделеева)
   моль (Ag) = 56 ÷ 107,9
   = 0,519 моль

   Рассчитайте количество молей электронов, необходимых для реакции:
   Напишите уравнение реакции восстановления:
   Ag ⁺ + e ^– → Ag (т)
   Из уравнения 1 моль Ag откладывается на 1 моль электронов (мольное соотношение)
   , следовательно, 0,519 моль Ag (ов) откладывается 0,519 моль электронов.
   n (e ^– ) = 0.519 моль

   Рассчитайте необходимое количество электроэнергии:
   Q = n (e ^– ) × F
   n (e ^– ) = 0,519 моль
   F = 96,500 ° C моль ^-1
   Q = 0,519 × 96,500 = 50,083,5 ° C

4. Рассчитать необходимое время:
   Q = I × т
   Перепишите уравнение, чтобы найти t:
   т = Q ÷ I
   Q = 50 083.5 С
   I = 4,5 А
   т = 50 083,5 ÷ 4,5
   = 11,129,67 секунды
   t = 11,129,67 ÷ 60 = 185,5 минут
   t = 185,5 ÷ 60 = 3,1 часа
5. Правдоподобен ли ваш ответ?

   Используйте рассчитанное вами значение времени в секундах, постоянную Фарадея F и ток, указанный в вопросе, чтобы вычислить массу Ag, которую вы можете внести, и сравнить ее со значением, указанным в вопросе.
   Q = It = 4,5 × 11,129,67 = 50083,5 С
   Q = n (e ^– ) F
   так, n (e ^– ) = Q ÷ F = 50083,5 ÷ 96,500 = 0,519 моль
   n (Ag) = n (e ^– ) = 0,519 моль
   m (Ag) = n (Ag) × M _r (Ag) = 0,519 × 107,9 = 56 г
   Поскольку это значение массы серебра такое же, как и в вопросе, мы достаточно уверены, что время в секундах, которое мы рассчитали, является правильным.

6. Назовите свое решение проблемы:

   т = 11,129.67 секунд (или 185,5 минут, или 3,1 часа)

---

1. Более формально мы говорим, что для данного количества электричества количество произведенного вещества пропорционально его эквивалентному весу.

2. Цифра ближе к 96 484, но обычно округляется до 96 500 для школьных расчетов по химии.

Справка по назначению растворов электролитов

| Справка по химии | Справка по основам химии | Законы электролиза

9.10 законов электролиза

Законы, которые регулируют осаждение веществ (в форме ионов) на электродах при прохождении электрического тока, называются законом электролиза Фарадея.

Первый закон Фарадея

Масса иона, выделяемого во время электролиза, пропорциональна количеству переданного электричества. математически

Вт µ Q

, где W = масса высвобожденных ионов в граммах, Q = количество переданного электричества в кулонах.

Но мы знаем, что Q = ток в амперах (I) × время в секундах (t)

\ W µ I × t или W = Z × I × t

Если дан КПД по току (ч), тогда

W µ Z

Таким образом, электрохимический эквивалент может быть определен как масса иона, осажденного при пропускании тока в один ампер в течение одной секунды (т.е.е. , передавая кулоны электричества). Его единица – грамм на кулон.

Второй закон Фарадея

Когда одно и то же количество электричества проходит через разные электролиты, массы различных ионов, высвобождаемых на электродах, прямо пропорциональны их химическим эквивалентам (эквивалентным массам). Предположим, что W1 и W2 – это веса элементов, осажденных при пропускании определенного количества электричества через их солевые растворы, а E1 и E2 – их соответствующие эквивалентные веса, тогда

\

Таким образом, электрохимический эквивалент (Z) элемента равен прямо пропорционально его эквивалентному весу (E), т.е.е.,

E µ Z или E = FZ

Где F снова является константой пропорциональности и, как было установлено, составляет 96540 кулонов. Это называется фарадей.

Таким образом, E = 96540 × Z

1 Фарадей = 96500 × кулон.

Помните, что c (кул или C) – это наименьшая единица электричества. Это количество электричества, прошедшего через проводник / электролит, когда в течение 1 секунды протекает ток силой 1 ампер.,

Кулон = Амперы × Секунды с 96500 кулонов = 6.023 × 1023 электронов

Помощь в назначении по электронной почте в законах электролиза

Мы являемся ведущим поставщиком онлайн-справки по выполнению заданий. Найдите ответы на все свои сомнения относительно законов электролиза в химии. Мы в assignmenthelp.net предоставляем домашние задания и помощь в выполнении заданий студентам школы, колледжа или университета. Наши опытные онлайн-преподаватели помогут вам разобраться в законах электролиза. Наши услуги ориентированы на: своевременную доставку, высокое качество, креативность и оригинальность.

Запланировать сеанс обучения по химии «Законы электролиза» Онлайн-чат
Чтобы отправить задание «Законы химии при электролизе», нажмите здесь.

Ниже приведены некоторые из тем электрохимии, по которым мы предоставляем помощь:

Законов Фарадея электролиза – Учебный материал для IIT JEE

Соотношение между количеством электрического заряда, прошедшего через электролит, и количеством вещества, осажденного на электродах, было представлено Фарадеем в 1834 году в форме законов электролиза.

Первый закон Фарадея

Этот закон гласит, что «масса вещества, осажденного или высвободившегося на любом электроде, прямо пропорциональна количеству прошедшего заряда» то есть waq (где w – масса осажденного или высвобожденного вещества, а q – величина сумма пройденного заряда). Эту пропорциональность можно превратить в равенство: w = zq

где z – константа пропорциональности, называемая электрохимическим эквивалентом.Это масса вещества в граммах, выпавшего или высвободившегося при прохождении одного кулона заряда.

Второй закон Фарадея

Этот закон гласит, что «масса вещества, оседающего или высвобождающегося на любом электроде при прохождении определенного количества заряда, прямо пропорциональна его химическому эквивалентному весу» .

То есть w a E, где w – масса вещества в граммах, а E – его химический эквивалентный вес в граммах на эквивалент =.

Этот закон можно объяснить следующим образом.

Рассмотрим три реакции, например:

Na ⁺ + e ^– → Na

Cu ²⁺ + 2e ^–- → Cu

Al ³⁺ + 3e ^– → Al

Предположим, что эти три реакции происходят в трех отдельных электролитических ячейках, соединенных последовательно.

Когда x моль электронов проходит через три ячейки, масса осажденных Na, Cu и Al составляет 23 x г, 31.75 x г и 9 x г соответственно.

Мы видим, что 23, 31,75 и 9 г / экв – химические эквивалентные веса трех элементов.

w = моль электронов E

Заряд, которым обладает 1 моль электронов

= 1,6 10 ^–19 6,023 x 10 ²³ ≈ 96500 C

Этот заряд называется 1 Фарадея .

Если мы пройдем один фарадеевский заряд, это означает, что мы проходим один моль электрона, и при прохождении 1 фарадея заряда 1 г эквивалентного веса вещества откладывается или высвобождается.

Объединив первый и второй закон, получаем

Примечание: Следует пояснить, что катод – это электрод, в котором протекает реакция (ы) восстановления, а анод – это электрод, в котором протекает реакция (ы) окисления. Не связывайте знак (положительный или отрицательный) электрода с его характером.

Кулон – единица электрического заряда. Это количество заряда, которое проходит мимо, может дать точку в цепи, когда ток в 1 ампер подается в течение одной секунды.

В течение какого времени необходимо пропустить ток в три ампера через раствор AgNO 3 , чтобы покрыть металлическую поверхность площадью 80 см 2 площадью 0,005 мм толстый слой? Плотность серебра 10.5 г / куб.см и атомный вес Ag составляет 108 г / моль. Решение: Предполагая, что покрытие должно быть нанесено только на одной стороне поверхности, объем Ag, необходимый для покрытия = (800x 0,005) / 10 = 0,04 куб. См. Масса серебра = 10,5 0,04 = 0,42 г Моль серебра = 0,42 / 108 = 0,00389 Молей электронов = 0,00389 (поскольку Ag + + e – → Ag) Заряд прошел = 0.00389 96500 = 375,385 кулонов Время = 375,385 / 3 = 125,1212 сек.

Раствор соли металла с атомной массой « x » подвергали электролизу в течение 150 минут при токе 0,15 А. Вес наплавленного металла 0,783 г. Найдите x . Удельная теплоемкость металла = 0,057 кал / г ° С. Согласно закону Дюлонга-Пети, приблизительный атомный вес металла ´ удельная теплоемкость = 6.4 Решение: Мы можем использовать этот закон, чтобы сначала вычислить приблизительный атомный вес металла. Это равно 6,4 / 0,057 = 112,28 г / моль. Но это не значение x , потому что x – это точный атомный вес. Из приведенных данных можно рассчитать точное значение эквивалентный вес, как, Масса наплавленного металла = 0.783 г Пройденный заряд = 0,15 150 60 = 1350 кулонов Эквиваленты заряда = 1350/96500 = 0,014 Эквивалентный вес = 0,783 / 0,014 = 55,93 Теперь, если мы разделим приблизительный атомный вес на точный эквивалентный вес, мы получим приблизительную валентность металла в соли. ок. валентность = 112,28 / 55,93 = 2,007 Поскольку валентность должна быть целым числом, n = 2 Точный атомный вес = 55.93 2 = 111,86 г / моль.

Вопрос 1. Какие из следующих уравнений представляют закон электролиза Фарадея 1 ^st ?

а. ш = zq

г.

г.

г.

Вопрос 2: Заряд, которым обладает 1 моль электронов =

а. 1 F

г. 1 С

г.96500 С

г. 96500 F

Вопрос 3: 1 Фарадей =.

а. 92365 С

б.96500 В

c.92100 C

д. 99500 C

Вопрос 4: Какое из следующих уравнений является комбинацией первого и второго закона электролиза?

а. ш = zq

г.

г.

г.

Связанные ресурсы

Чтобы узнать больше, купите учебные материалы по электрохимии, включая учебные заметки, заметки о пересмотре, видеолекции, решенные вопросы за предыдущий год и т. Д.Также поищите здесь дополнительные учебные материалы по химии.

.