Закрыть

Закон электролиза формула: Ошибка 404: страница не найдена

Содержание

Законы электролиза Фарадея и их применение для расчета количественных характеристик процесса электролиза

Электролизомназывается совокупность электрохимических окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. При этом на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде – окисления. Катионы восстанавливаются в ионы более низкой степени окисления или в атомы, например:

Fe3+ + e → Fe2+ ; (3.54)

Cu2+ + 2 e → Cu. (3.55)

Нейтральные молекулы могут участвовать в превращениях на катоде непосредственно или взаимодействовать с продуктами катодного процесса, которые рассматриваются в этом случае как промежуточные вещества.

Например, восстановление воды:

2 H2O + 2 e → H2 + 2 OH. (3.56)

На аноде окисляются ионы или молекулы, поступающие из объема электролита, например:

4 OH – 4 e → 2 H2O + H2; (3.57)

2 Cl – 2 e → Cl2,– (3.58)

или принадлежащие материалу анода. в последнем случае анод растворяется, например:

Cu – 2 e Cu2+ (растворение медного анода). (3.59)

Протекание электродных реакций зависит от состава и концентрации электролита, материала электродов, электродного потенциала, температуры, гидродинамических условий.

Процессы электролиза описываются законами Фарадея, которые в объединенной форме читаются следующим образом: массы веществ, испытавших электрохимические превращения на электродах, прямо пропорциональны количеству протекшего через электролит электричества и электрохимическим эквивалентам этих веществ:

(3.60)

где m – масса вещества, превратившегося на электроде (выделившегося на электроде),

электрохимический эквивалент – величина характеризующая массу продуктов электролиза, выделившихся на электродах при прохождении через электролит 1 Кл электричества;

Э – химический эквивалент вещества (эквивалентная масса вещества) при окислительно-восстановительном превращении, г/экв;

q – количество прошедшего электричества, Кл;

F – число Фарадея (96485 Кл/г-экв) – количество электричества, необходимое для химического превращения (выделения на электроде) 1 г-экв вещества.

Так как q = I · τ (I – сила тока, А;

τ – продолжительность электролиза, с), то уравнение закона Фарадея может быть записано следующим образом:

(3.61)

Химический эквивалент вещества (эквивалентная масса вещества) при окислительно-восстановительном превращении рассчитывается по формуле:

, (3.62)

где М– молярная масса вещества, претерпевающего превращение на электроде, г/моль;

n– количество электронов, участвующих в одном акте химического превращения.

При электрохимических процессах часто наблюдаются отклонения от законов Фарадея: масса действительно полученного или разложившегося продукта не соответствует теоретической. Эти отклонения – кажущиеся и возникают за счет одновременного протекания побочных электрохимических процессов; химических реакций, в которые вступает продукт; потерь продукта и потерь электроэнергии на преодоление сопротивления электролизера. Эффективность электрохимического процесса оценивается выходом по току Вт:

(3.63)

Эта величина может быть выражена в процентах:

. (3.64)

Тогда практическое количество вещества, образующееся при электролизе рассчитывается по формуле:

. (3.65)

П р и м е р 3.18. Какое количество алюминия выделится при электролизе за время 12 ч, если сила тока I =2,5 A, а выход по току составляет 88 %. Молярная масса алюминия М, равная его грамм-атомной массе А, составляет 26,98 г/моль.

Р е ш е н и е

Выделение алюминия при электролизе происходит на катоде при прохождении следующей реакции восстановления:

Al3+ + 3 e = Al; n = 3.

Химический эквивалент алюминия рассчитываем по формуле (3.62):

Э = М / 3 = 26,98 / 3 = 8,99 г/экв.

Продолжительность электролиза τ = 12 час = 12 · 3600 = 43200 с.

По объединенному закону Фарадея (3.61) находим теоретическое количество алюминия, выделяющееся при электролизе в указанных условиях:

г.

Практическое количество выделившегося при электролизе алюминия находим с учетом величины ВТ по формуле (3.65):

П р и м е р 3.19. Определить время, необходимое для выделения при электролизе 1,2 г меди, если сила тока I = 2 A, а выход по току ВТ = 96 %.

Р е ш е н и е

На основании формулы (3.64) находим, на какое теоретическое количество меди необходимо рассчитывать продолжительность электролиза:

Выделение меди при электролизе происходит на катоде при прохождении следующей реакции восстановления:

Сu2+ + 2 e = Cu; n = 2.

Химический эквивалент меди рассчитываем по формуле (3.62):

Э = М / 2 = 63,54 / 2 = 31,77 г/экв.

Из уравнения закона Фарадея (3.61) находим время процесса:

Законы электролиза Фарадея

 

Первый закон Фарадея 

Как уже известно, при электролизе на электродах происходит выделение вещества. Попробуем выяснить, от чего будет зависеть масса это вещества. Масса выделившегося вещества m будет равна произведению массы одного иона m0i на число ионов Ni, которые достигли электрода за промежуток времени равный ∆t: m = m0i*Ni. Масса иона m0i будет вычисляться по следующей формуле:

где М - молярная масса вещества, а Na - постоянная Авогадро.

Число ионов, которые достигнут электрода, вычисляется по следующей формуле:

где ∆q = I*∆t - заряд, прошедший через электролит за время, равное ∆t, q0i - заряд иона.

Для того, чтобы определить заряд иона, используется следующая формула:

где n - валентность, e - элементарный заряд.

Собирая воедино все представленные формулы, получаем формулу для вычисления массы выделившегося на электроде вещества:

Теперь обозначим через k коэффициент пропорциональности между массой вещества и зарядом ∆q.

Этот коэффициент k будет зависеть от природы вещества. Тогда формулу массы вещества можно переписать в следующем виде:

Второй закон Фарадея

Масса вещества, выделившегося на электроде за время, равное ∆t, при прохождении электрического тока пропорциональна силе тока и времени. Коэффициент k называют электрохимическим эквивалентом данного вещества. Единицей измерения служит кг/Кл. Разберемся с физическим смыслом электрохимического эквивалента. Так как:

то формулу электрохимического эквивалента можно переписать в следующем виде:

Таким образом, k - отношение массы иона к заряду этого иона.

Для того, чтобы удостовериться в справедливости закона Фарадея, можно провести опыт. Лабораторная установка, необходимая для него, показана на следующем рисунке.(-19) Кл.

Именно таким способом было впервые получено значение элементарного электрического заряда.

Нужна помощь в учебе?



Предыдущая тема: Электрический ток в жидкостях: ионная проводимость и электролиз
Следующая тема:&nbsp&nbsp&nbspЭлектрический ток в газах: опыт и проводимость газа

Законы электролиза Фарадея | Физика. Закон, формула, лекция, шпаргалка, шпора, доклад, ГДЗ, решебник, конспект, кратко

В 1833 г. М. Фарадей установил:

Масса вещества, которое выделяется при прохож­дении электрического тока в электролитах на аноде или катоде, прямо пропорциональна заряду, который при этом переносится иона­ми через электролит:

m = kq,

где m — масса вещества, кг; q — заряд, Кл.

Коэффициент пропорциональности k = m / q называется электрохимическим эквивален­том данного вещества.

Электрохимический эквивален­т вещества показывает, какая масса вещества в килограммах выделяется на электроде при прохождении тока, пере­носящего заряд, равный одному кулону:

k = m / q

Если иметь в виду, что при постоянном токе в цепи q = IΔt, где I — сила тока (ам­пер), а Δt — время прохождения тока (се­кунд), то закон Фарадея можно записать в виде

m = kIΔt.

Исходя из современных представлений, закон для электролиза можно установить тео­ретически. Пусть за время

Δt через электро­лит переносится заряд q. Заряд одного иона q0i = ne, где n — валентность иона, а e — значение элементарного электрического заря­да. Следовательно, q = neNi, где Ni — коли­чество ионов, которые достигли электрода.

С другой стороны, масса вещества, выде­ляющегося на электроде m = m0iNi, где m0iмасса иона, которая может быть определена по молярной массе вещества M и постоян­ной Авогадро NA:

m0i = M / NA; m = (M / NA) • Ni.

Из уравнения для заряда q = neNi можно определить Ni: Ni = q / ne. Подставив значения Niв выражение для массы, получаем:

m = (M / neNA) •

q,

что также является законом Фарадея для электролиза. Итак, электрохимический эквивалент вещества

k = M / neNA,

где все величины для данного вещества являются постоянными.

В последней формуле значение элемен­тарного заряда e и постоянная Авогадро одинаковы для всех веществ. Их произве­дение назвали постоянной Фарадея:

F = eNA.

Значение постоянной Фарадея:

F = 1,6 • 10-19 Кл • 6,023 • 1023 моль-1 = -9,65 • 104 Кл/моль.

Теперь для электрохимического эквивалента вещества имеем Материал с сайта http://worldofschool.ru

k = (1 / F) • (M / n),

что и является вторым законом для электролиза.

Второй закон электролиза. Электро­химические эквиваленты веществ прямо про­порциональны массам их молей и обратно пропорциональны их валентностям.

Чтобы удобно было решать многие зада­чи, оба закона можно объединить в одном выражении (объединенный закон электролиза):

m = (1 / F) • (M / n) • q,

или

m = (1 / F) • (M / n) • IΔt.

На этой странице материал по темам:
  • Формула закона фарадея

  • Урок физики законы фарадея электролиз видео

  • Второй закон электролиза формула на картинке

  • Сформулируйте и запишите формулу первого закона фарадея для электролиза?

  • Закон электролизу фарадея физика

Вопросы по этому материалу:
  • Сформулируйте закон Фарадея для электролиза, запишите его формулу.

  • Запишите формулы объединенного закона электролиза.

  • Что такое постоянная Фарадея?

Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ

Пример 19. К зажимам электролитической ванны, предназначенной для никелирования изделий, подведено напряжение 1,8 В. Ванна заполнена раствором электролита сопротивлением 3,7 Ом. В процессе электролиза на электродах выделяется двухвалентный никель с молярной массой 59 г/моль, плотность никеля составляет 8,9 г/см3. В раствор помещают некоторое изделие с площадью поверхности 1,2 дм2. Рассчитать, за какое время изделие покроется слоем никеля толщиной 30 мкм. Какая энергия будет израсходована при этом?

Решение. 1. Воспользуемся обобщенным законом Фарадея для электролиза:

m=1F⋅AnIt,

где m — масса никеля, выделившегося на поверхности изделия; A — атомная масса никеля (совпадает с молярной массой, так как никель является одноатомным), A = 59 г/моль; F — постоянная Фарадея, F = 9,65 ⋅ 104 Кл/моль; n — валентность никеля, n = 2; I — сила тока в электролитической ванне; t — время никелирования изделия.

Из данного закона следует, что для расчета времени никелирования изделия

t=nmFAI

необходимо знать силу тока в электролите и массу выделившегося никеля.

Силу тока найдем из закона Ома для участка цепи:

I=UR,

где U — напряжение на зажимах ванны, U = 1,8 В; R — сопротивление электролита, R = 3,7 Ом.

Массу определим с помощью произведения:

m = ρV = ρSh,

где ρ — плотность никеля, ρ = 8,9 г/см3; V — объем никеля, выделившегося на поверхности изделия, V = Sh; S — площадь поверхности изделия, S = 1,20 дм2; h — толщина покрытия, h = 30 мкм.

Подставим выражения для I и m в формулу, определяющую время никелирования изделия:

t=nρShFRAU,

и рассчитаем искомое время:

t=2⋅8,9⋅103⋅1,2⋅10−2⋅30⋅10−6⋅9,65⋅104⋅3,759⋅10−3⋅1,8=6,0 ч.

2. При электролизе расходуется энергия, которую можно найти по формуле

E=U2Rt,

или с учетом формулы для времени никелирования —

E=U2RnρShFRAU=UnρShFA.

Выполним расчет:

E=1,8⋅2⋅8,9⋅103⋅1,2⋅10−2⋅30⋅10−6⋅9,65⋅10459⋅10−3=19 кДж.

Для покрытия изделия слоем никеля указанной толщины требуется 6,0 ч; при этом расходуется электроэнергия 19 кДж.

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

Закон Фарадея для электролиза - формулы, уравнения и задачи

При изучении физико-химических процессов важное значение имеет исследование свойств электролитов при прохождении через них электрического заряда. Этот процесс носит название электролиза. Формула закона Фарадея для него используется физиками и химиками для определения количества полученного при реакции вещества.

Понятие об электролитах

Прежде чем говорить об уравнении Фарадея, следует изучить свойства веществ, которые называют электролитами. Определение в химии для них дается простое: это любые соединения, раствор или расплав которых способен проводить электрический ток.

Для существования направленного движения зарядов внутри какой-либо субстанции необходимо выполнение двух обязательных условий:

  • Наличие пространственной разницы потенциалов электрического поля внутри субстанции. Эта разница может создаваться за счет электрических батарей, например, внутри аккумуляторов. Ток должен быть постоянным, а не переменным.
  • Существования свободных заряженных частиц. Если раствор или расплав являются нейтральными, то они образованы как положительными (катионы), так и отрицательными (анионы) частицами. Важным моментом является их способность свободно перемещаться внутри субстанции при приложении к ней некоторой разницы потенциалов.
  • К электролитам относятся растворы практически всех растворимых солей (NaCl, K2SO4), кислот (HCl, h3SO4) и щелочей (Mg (OH)2, KOH). Любопытным является случай с h3O.

    Дело в том, что дистиллированная (абсолютно чистая) вода не проводит электричество, однако, уже незначительное количество примесей в ней делает ее хорошим проводником. Поскольку она также является замечательным растворителем благодаря полярному строению ее молекул, то часто применяется для приготовления растворов электролитов.

    Процесс электролиза

    Чтобы ясно понять суть законов Фарадея, следует разобраться с процессом, для которого они применяются. Электролизом принято называть разложение соединений в их расплавах или растворах под действием проходящего электрического тока. Поскольку речь идет об электрохимическом процессе, то в его результате происходит два типа реакций: окисление и восстановление. Для их существования необходимо наличие двух электродов: катода и анода.

    Два электрода

    Если к отрицательной клемме электрической батареи присоединить электрод, то называться он будет катодом. Второй электрод, который подсоединяется к положительному полюсу батареи, — это анод. Оба слова имеют древнегреческие корни:

  • Catha означает «вниз». Здесь имеется в виду движение электронов в сторону уменьшения свободной энергии системы.
  • Anas — это «вверх».
  • Часто школьники и студенты путаются в знаке заряда этих электродов. Чтобы исключить ошибки, существует простой метод запоминания: катионы или положительные ионы вещества всегда движутся к катоду, то есть он является отрицательным электродом. В свою очередь, анионы или отрицательные ионы направляются под действием электрического поля к аниону, поэтому он является положительным.

    Имеется еще один способ определения знака электродов. Поскольку на каждом из них проходит один из двух противоположных химических процессов (окисление или восстановление), то этот факт можно использовать таким образом:

  • «Анод» и «окисление» — оба слова начинаются с гласных букв. Поскольку этот процесс сопровождается отдачей электронов электроду, значит, последний является положительным.
  • «Катод» и «восстановление» — оба слова начинаются на букву согласную. Так как процесс восстановления сопровождается присоединением к иону электронов, значит, электрод должен их отдать, то есть он является носителем отрицательного заряда.
  • Окислительно-восстановительные реакции

    Именно благодаря им происходит выделение или растворение веществ на электродах. Реакция окисления часто приводит к образованию пузырьков газов на аноде. Процессы же восстановления на катоде сопровождаются присоединением к катионам электронов и образованием твердых веществ из растворов и расплавов. Следует для ясности привести несколько примеров:

  • Водный раствор поваренной соли (NaCl). Если через него пропускать ток с использованием углеродных электродов, то к аноду (+) будут идти анионы Cl-, на нем они будут окисляться до атомарного хлора, который будет образовывать пузырьки газа ядовитого Cl2. Катионы Na+ будут двигаться и оседать на электроде-катоде (-). Получая от него недостающие электроны для строительства внешней оболочки, будут образовываться в результате реакции восстановления атомы щелочного металла Na.
  • Водный раствор медного купороса CuSO4. Здесь тип происходящих реакций будет зависеть от материала, из которого изготовлен электрод-анод. Реакция восстановления на катоде будет приводить к выделению меди на нем, однако, на аноде возможны разные варианты. Если этот электрод является платиновым, то на нем происходит выделение кислорода и образование H+ за счет окисления молекул h3O, а не анионов (SO4)2-. Если же анод будет медным, то происходит его собственное окисление и растворение.
  • Тип конкретной химической реакции на электродах определяется степенью «легкости» ее осуществления с энергетической точки зрения.

    Применение в промышленности

    Практически все активные химические элементы не содержатся в природе в чистом виде. Ввиду этого применение электролиза является достаточно полезным методом для получения многих металлов и газов:

    • производство чистых алюминия, натрия, калия и магния;
    • получение концентрированных растворов щелочей и кислот;
    • производство водорода, например, с помощью разложения воды;
    • анодирование — покрытие изделий тонкой пленкой различных соединений для их защиты от коррозии.

    Законы Майкла Фарадея

    В результате проведения многих исследований в 1834 году английский физикохимик Майкл Фарадей (в его честь названа единица измерения электрической емкости — фарада) вывел два закона, которые способны количественно описать процесс электролиза. Хотя сам факт разложения соединений под действием проходящего электричества через их растворы был открыт задолго до Фарадея. В 1800 году другой английский ученый Уильям Николсон установил экспериментально этот факт.

    Заслуги Фарадея в исследовании электролиза огромны. Он ввел в физикохимию основные термины, которые до сих пор используются для описания этого процесса. Два закона ученого в современной формулировке представляются следующим образом:

  • Масса вещества, которая оседает на электроде в процессе электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, проходящему через рассматриваемый электрод. Под количеством электричества понимается заряд, который в системе СИ измеряется в кулонах.
  • Для постоянного количества электричества масса химического соединения, которая образуется в ходе электролиза на электроде, является прямо пропорциональной величиной эквиваленту этого вещества. Под эквивалентом полагается отношение молярной массы к количеству молей электронов, участвующих в реакции. Это число совпадает с валентностью элемента, например, для Al3+ оно равно 3, а для H+ составляет 1.
  • Математическая формула

    Оба закона получены Фарадеем экспериментальным путем. Их словесные формулировки можно легко объединить и перевести на математический язык. Общее уравнение, которое удобно использовать при решении любых практических задач, принимает следующую форму:

    m = (Q/F)*(M/z).

    Здесь m — масса образующегося вещества на электроде, Q — заряд, прошедший через электрод в процессе реакции, F — коэффициент пропорциональности, который называют постоянной Фарадея, M — молярная масса вещества, участвующего в химической реакции, z — его валентность (безразмерное число).

    Первый множитель этого уравнения математически отражает сформулированный первый закон Фарадея, соответственно, второй множитель является выражением пропорциональности массы вещества его эквиваленту (M/z).

    Эту формулу можно преобразовать, если вспомнить из курса общей физики, что заряд вычисляется по формуле:

    Q = I*t.

    Здесь I — электрический ток в амперах, t — время его прохождения через электролит. Подставив это выражение в математический закон Фарадея, и преобразуя его, можно получить следующие формулы:

    m = kIt = (I*t/F)*(M/z) ==>

    n*z*F = I*t.

    Буквой n здесь обозначено количество выделившегося вещества на электроде в молях (n = m/M).

    Значение постоянной F

    Численное значение постоянной Фарадея составляет приблизительно 96500 Кл/моль. Физический смысл этой величины заключается в том, что она говорит, какое количество электричества необходимо пропустить через раствор, чтобы выделилось на электроде 1 моль одновалентного вещества.

    Величина F тесно связана с постоянной Авогадро NA и с элементарным зарядом электрона e следующим выражением:

    F = NA*e.

    Эта формула в XIX веке была использована учеными для точного определения числа NA. Сам Фарадей определил постоянную, носящую его фамилию, благодаря изучению процесса электролиза серебряного раствора.

    В настоящее время проводятся эксперименты с целью точного определения величины F (а значит, NA), чтобы ее использовать для переопределения единицы измерения массы — килограмма.

    Пример решения задачи

    Рассмотрим электролиз хлорида кальция в водном растворе. Химическая формула соединения CaCl2. В воде оно хорошо растворяется с образованием ионов Ca2+ и Cl-. Пусть через этот раствор пропустили постоянный ток 5 ампер в течение 2 часов. Необходимо определить массы газообразного хлора и твердого кальция, которые выделятся на аноде и катоде, соответственно.

    Известные данные задачи позволяют без проведения промежуточных вычислений провести расчет по современной формуле Фарадея:

  • Для анода получается: 2*Cl- — 2*e = Cl2. m (Cl2) = (I*t/F)*(M/z) = (5*7200/96500)*(0,0355/1) = 13,2 грамма.
  • Для катода получается: Ca2+ + 2*e = Ca. m (Ca) = (I*t/F)*(M/z) = (5*7200/96500)*(0,040/2) = 7,5 грамма.
  • Для проведения расчетов использовались молярные массы химических элементов Ca и Cl из таблицы Д. И. Менделеева.

    Таким образом, законы Майкла Фарадея являются универсальными для их практического применения к любым химическим веществам, которые участвуют в процессах электролиза. Они позволяют количественно выразить результаты реакций на электродах.

    Предыдущая

    ХимияЗакон сохранения массы веществ в химии - формулировка, значение и примеры уравнений

    Следующая

    ХимияУксусный альдегид - структурная формула, свойства и применение

    Электролиз. Законы Фарадея

    5 Молярная масса серебра μ1 =0,108 кг/моль, его валентность z1 = 1 и электрохимический эквивалент . Найти электрохимический эквивалент золота k2, если молярная масса золота μ2 = 0,197 кг/моль, его валентность z2 = 3.

    Решение:
    По второму закону Фарадея имеем

    отсюда электрохимический эквивалент золота

    6 Найти массы веществ, выделившихся за время τ = 10 ч на катодах трех электролитических ванн, включенных последовательно в сеть постоянного тока. Аноды в ваннах — медный, никелевый и серебряный — опущены соответственно в растворы CuSO4, NiSО4 и AgNО3. Плотность тока при электролизе j=40 А/м2, площадь катода в каждой ванне S= 500 см2. 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 τ = 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 I0=1,5А. Какую поправку надо внести в показание амперметра, если за время τ = 10 мин на катоде отложилась масса меди m= 0,316 г? Электрохимический эквивалент меди .

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

    10 Для серебрения ложек через раствор соли серебра в течение времени τ = 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 μ = 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 (FeCl2), во второй — раствор хлорного железа (FeCl3). 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

    Первый и Второй законы электролиза Фарадея

    Законы электролиза Фарадея

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

    Когда электролит, такой как сульфат металла, разбавляется водой, его молекулы расщепляются на положительные и отрицательные ионы. Положительные ионы (или ионы металлов) перемещаются к электродам, соединенным с отрицательной клеммой батареи, где эти положительные ионы забирают от нее электроны, превращаясь в чистый атом металла и осаждаясь на электроде.

    Отрицательные ионы (или сульфионы) перемещаются к электроду, соединенному с положительным выводом батареи, где эти отрицательные ионы отдают свои лишние электроны и превращаются в радикал SO 4 . Поскольку SO 4 не может существовать в электрически нейтральном состоянии, он атакует металлический положительный электрод, образуя сульфат металла, который снова растворяется в воде.

    Законы электролиза Фарадея - это количественные (математические) соотношения, которые описывают два вышеупомянутых явления.

    Первый и Второй законы электролиза Фарадея

    Первый закон электролиза Фарадея

    Из приведенного выше краткого объяснения 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, перенесенных с катода на катион. Мы знаем, что каждый электрон имеет отрицательный электрический заряд - 1.602 × 10 -19 Кулонов и скажем так - эл. Таким образом, для размещения каждого атома Cu на катоде будет происходить передача заряда с катода на катион.

    Теперь предположим, что в течение t времени на катоде будет всего n атомов меди, поэтому общий переданный заряд будет - 2 н. Е. Кулонов. Очевидно, масса осажденной меди m зависит от числа осажденных атомов. Таким образом, можно сделать вывод, что масса осажденной меди прямо пропорциональна количеству электрического заряда, проходящего через электролит.Следовательно, масса осажденной меди m Q количество электрического заряда проходит через электролит.

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

    , т.е. масса химического осаждения:

    Где Z - коэффициент пропорциональности, известный как электрохимический эквивалент вещества.

    Если мы положим Q = 1 кулон в приведенное выше уравнение, мы получим Z = m, что означает, что электрохимический эквивалент любого вещества - это количество вещества, осажденного при прохождении 1 кулона через его раствор.Эта постоянная прохождения электрохимического эквивалента обычно выражается в миллиграммах на кулон или килограмм на кулон.

    Второй закон электролиза Фарадея

    До сих пор мы узнали, что масса химического вещества, отложившегося в результате электролиза, пропорциональна количеству электричества, которое проходит через электролит. Масса химического вещества, отложившегося в результате электролиза, не только пропорциональна количеству электричества, проходящего через электролит, но также зависит от некоторых других факторов.У каждого вещества будет свой атомный вес. Таким образом, при одинаковом количестве атомов разные вещества будут иметь разные массы.

    Опять же, количество атомов, нанесенных на электроды, также зависит от их количества валентностей. Если валентность больше, то для того же количества электричества количество отложенных атомов будет меньше, тогда как если валентность меньше, то для того же количества электричества будет отложено большее количество атомов.

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

    Второй закон электролиза Фарадея гласит, что, когда одно и то же количество электричества проходит через несколько электролитов, масса осажденных веществ пропорциональна их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентной массе.

    Химический эквивалент или эквивалентный вес

    Химический эквивалент или эквивалентный вес вещества может быть определен Законом электролиза Фарадея , и он определяется как вес этой субаренды, которая будет сочетаться с или замещать единицу веса водорода. .

    Таким образом, химический эквивалент водорода равен единице. Поскольку валентность вещества равна количеству атомов водорода, которые оно может заменить или с которыми оно может объединить, химический эквивалент вещества 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. Майкл Фарадей также был ответственным

    Майкл Фарадей

    Помимо открытия этих законов электролиза, Майкл Фарадей также отвечает за популяризацию таких терминов, как электроды, ионы, аноды и катоды. .

    Закон электролиза Фарадея - обзор

    21.2.1 Электрические элементы

    Схема ячейки Даниэля показана на рис. 21.5. Это может быть представлено условным обозначением

    Рисунок 21.5. Принципиальная схема ячейки Даниэля.

    (21,1) Zn | ZnSO4 | CuSO4 | Cu

    где | представляет интерфейс или фазовую границу. При таком представлении ячеек принято считать, что электрод в правой части уравнения (21.1) заряжен положительно по сравнению с электродом слева, если реакция протекает спонтанно.

    Чтобы понять, как ячейка Даниэля производит потенциал и ток, необходимо рассмотреть основную реакцию, а именно

    (21.2) Zn + CuSO4 (водн.) → Cu + ZnSO4 (водн.)

    , что указывает на то, что цинк реагирует с раствором сульфата меди с образованием раствора сульфата меди и цинка. Обозначение aq указывает на водный раствор соли. Если реакция в уравнении (21.2) происходит в контейнере постоянного объема с использованием 1 кмоль Zn (45 кг Zn), то 214 852 кДж тепла должно быть передано из контейнера для поддержания температуры системы на уровне 25 ° C.Эта реакция аналогична реакции горения и должна подчиняться Первому закону термодинамики

    (21.3) δQ = dU + δW

    , где δ W = 0 в этом случае.

    Следовательно,

    (21,4) δQoc = −214852 кДж / кмolZn = uCu + uZnSO4 (водный) −uZn − uCuSO4 (водный)

    Реакция, описанная выше, в основном представляет собой реакцию разомкнутого цикла для ячейки Даниэля и δ Q oc представляет собой выделенную энергию холостого хода. Если, как это обычно бывает, реакция происходит во время выполнения работы от элемента, то предположим, что ток I течет в течение времени, t , тогда, согласно законам электролиза Фарадея, соотношение количества вещества ( Zn), растворенный до валентности элемента, n / z , пропорционален прошедшему электрическому заряду, т.е.е.

    (21,5) n / z∝Q, ien / z = FQ

    Когда n / z = 1 кмоль, Q = 96485 кКл (где кКл означает килокуллон), и, следовательно, F = 96485 кКл / кмоль. Это известно как постоянная Фарадея и является произведением числа Авогадро и заряда протона. Теперь, если потенциал между электродами равен E oc , то проделанная работа составит

    (21,6) δW = 2EocFvolt.kC / кмоль = 2EocFkJ / кмоль

    В ячейке Даниэля потенциал на нуле текущий (т.е. на разомкнутой цепи), которая называется электродвижущей силой ( ЭДС ) , E oc = 1,107 В при 25 ° C. Если предположить, что ячейка может поддерживать этот потенциал при малых токах, то

    δW = 2 × 1,107 × 96485 = 213618 кДж / кмоль.

    Если описанная выше реакция протекает изотермически в замкнутой системе, то она должна подчиняться Первому закону, который на этот раз применяется к замкнутой системе и дает

    (21,7) dU = δQ − δW = δQR − δW = δQR − 213618 кДж / кмоль

    Теперь изменение внутренней энергии просто связано с происходящими химическими изменениями, и для изотермической реакции оно должно быть равно δ Q oc , определенному в уравнении (21.4), что дает

    (21,8) δQR = −214852 + 213618 = −1234 кДж / кмоль.

    Это означает, что тепло должно передаваться от ячейки для поддержания постоянной температуры. Эта теплопередача является мерой изменения энтропии, содержащейся в связях продукта (ZnSO 4 ) по сравнению с реагентом (CuSO 4 ), и

    (21,9) ΔS = -1230 / 298 = -4,141 кДж / К.

    При таком подходе ячейка Даниэля рассматривалась как термодинамическая система - черный ящик.Этот подход можно развить дальше, чтобы оценить электрические характеристики элемента. Предположим, что некоторое количество вещества Zn, d n , входит в раствор на отрицательном полюсе, тогда оно будет нести с собой заряд zF d n , где z - валентность (или число заряда реакции в ячейке) Zn, и в данном случае составляет 2. Кулоновские силы в ячейке таковы, что равный и противоположный заряд должен поглощаться медным электродом, и это достигается за счет поглощения ионами меди электронов, которые обтекали внешнюю цепь.Максимальная работа, которую можно выполнить, достигается, если ячейка обратима, а потенциал равен потенциалу холостого хода; таким образом,

    (21.10) δW = zFEⅆn

    Однако общая работа, которую можно было бы получить от ячейки, если бы она изменила объем, составила бы

    (21.11) δW = zFEdn + pdV

    , таким образом, применяя Первый закон и предполагая процессы обратимы, дает

    (21.12) dU = δQ − δW = TdS − pdV − zFEdn

    и, следовательно, выходная электрическая работа составляет

    (21.13) −zFEⅆn = ⅆU + pⅆV − Tⅆs = ⅆG = G2 − G1

    Для элемента, который самопроизвольно разряжается G 2 < G 1 , и, следовательно,

    (21,14) δW = −ⅆG

    Выведенные выше уравнения определяют работу ячейки Даниэля с макроскопической точки зрения. Поучительно изучить процессы, которые происходят на трех интерфейсах, показанных в уравнении (21.1). Следовательно,

    (21,15) Zn → Zn +++ 2eatzinceэлектродZn +++ CuSO4 → ZnSO4 + Cu ++ в растворе Cu +++ 2e → Cuatcopperelectrode.}

    Это означает, что цинк «растворяется» серной кислотой на цинковом электроде, и в раствор входит анион цинка. Между тем, на цинковом электроде остаются два электрона (поскольку валентность цинка равна 2), и они могут свободно перемещаться по цепи, но заставляют цинковый электрод находиться под отрицательным потенциалом, то есть это катод. Анион цинка реагирует с сульфатом меди в растворе с образованием сульфата цинка и высвобождает ион меди, который мигрирует к медному электроду, где он забирает электроны с электрода, придавая ему положительный потенциал.Следовательно, ячейка Даниэля состоит из электронов (отрицательных зарядов), перемещающихся по внешней цепи, от катода к аноду, в то время как положительные ионы перемещаются через раствор от катода к аноду. [Примечание: обычно положительный электрический ток идет в направлении, противоположном потоку электронов; считается, что ток течет от анода к катоду.] В результате разность потенциалов между электродами остается постоянной для любого заданного тока: это состояние динамического равновесия.Можно видеть, что электрохимическая ячейка - это ситуация, управляемая термодинамическим равновесием и установившейся (необратимой) термодинамикой (см. Главу 20).

    В результате реакций, определенных в уравнении (21.15), электроны текут от цинка к меди (это можно определить как ток, текущий от меди (анода) к цинку (катоду)), и потенциал на аноде будет быть выше катода. Если ячейка была подключена к источнику потенциала (например, зарядному устройству) так, что разность потенциалов источника была немного выше, чем ЭДС ячейки, то ток можно было бы изменить, и реакция стала бы

    (21.16) Cu → Cu +++ 2eatCuelectrodeCu +++ ZnSO4 → Zn +++ CuSO4insolutionZn +++ 2e → ZnatZnelectrode}

    Следовательно, ячейка Даниэля является обратимой , , если ток, потребляемый (или поданный), равен небольшой. Ячейку Даниэля можно использовать для «выработки» электричества, потребляя электрод, или для хранения электричества.

    Хотя ячейка Даниэля была одним из первых примеров устройства для выработки электричества, ее относительно сложно анализировать термодинамически, поскольку в ней используются электроды из разных материалов.Ниже будет рассмотрено более простое устройство для разработки уравнений, определяющих работу таких ячеек, но сначала необходимо ввести еще одно свойство.

    Закон Фарадея - Chemistry LibreTexts

    1. Последнее обновление
    2. Сохранить как PDF
    1. Участники и атрибуты

    В каждом электрохимическом процессе, спонтанном или нет, определенное количество электрического заряда передается во время окисления и восстановления.Полураакции, которые мы написали для электродных процессов, включают электроны, несущие этот заряд. Скорость передачи заряда можно измерить с помощью устройства, называемого амперметром.

    Амперметр измеряет ток, протекающий в цепи. Единицы измерения тока - амперы (А) (для краткости амперы). В отличие от вольтметра, амперметры позволяют электронам проходить и, по сути, «синхронизируют» их. Затем количество электрического заряда, прошедшего через цепь, можно рассчитать с помощью простого соотношения:

    Заряд = ток x время ИЛИ Кулоны = амперы x секунды

    Это позволяет связать стехиометрию реакции с электрическими измерениями.Принципы, лежащие в основе этих отношений, были разработаны в первой половине XIX века английским ученым Майклом Фарадеем.

    На схеме показано, как можно измерить напряжение и ток для типичного гальванического элемента, но расположение одинаково для любого электрохимического элемента. Обратите внимание, что вольтметр помещается поперек канала для электронов (т. Е. Провода), а амперметр является частью этого канала. Таким образом можно использовать вольтметр хорошего качества, даже если может показаться, что он «замыкает» цепь.Поскольку электроны не могут проходить через вольтметр, они просто продолжают движение по проводу.

    И вольтметр, и амперметр поляризованы. На них нанесены отрицательные и положительные клеммы. Электроны «ожидаются» только в одном направлении. Это важно при измерениях постоянного тока (DC), например, выходящего из (или входящего) электрохимических ячеек.

    Закон электролиза Фарадея можно сформулировать так: количество вещества, производимого на каждом электроде, прямо пропорционально количеству заряда, протекающего через элемент.Конечно, это своего рода упрощение. Вещества с различными изменениями окисления / восстановления в отношении электронов / атома или иона не будут производиться в одинаковых молярных количествах. Но если учесть эти дополнительные соотношения, закон верен во всех случаях.

    Пример 1

    Пример 2

    Пример 3

    Пример 4

    Пример 5

    Авторы и ссылки

    Стивен Р.Марсден

    Основные расчеты электролиза

    Постоянная Фарадея - единственный самый важный бит информации в расчетах электролиза. Убедитесь, что вы действительно понимаете следующую часть.

     

    Кулоны

    кулон - это мера количества электричества. Если в течение 1 секунды протекает ток в 1 ампер, значит, прошел 1 кулон электричества.

    Это означает, что вы можете вычислить, сколько электричества прошло за заданное время, умножив ток в амперах на время в секундах.

    Количество кулонов = ток в амперах x время в секундах

    Если вам дано время в минутах, часах или днях, тогда вы должны преобразовать это время в секунды, прежде чем делать что-либо еще.

    Например, если в течение часа течет ток 2 ампера, то:

    Количество кулонов = 2 x 60 x 60 = 7200

    (60 минут в час; 60 секунд в каждой минуте)

    Это просто!

     

    Фарадей

    Электричество - это поток электронов.Для целей расчетов нам нужно знать, как связать количество молей электронов, которые текут, с измеренным количеством электричества.

    Заряд, который несет каждый электрон, составляет 1,60 x 10 -19 кулонов. Если вам когда-нибудь понадобится использовать его на экзамене, вам будет дана ценность.

    1 моль электронов содержит постоянную Авогадро, L, электронов - то есть 6,02 x 10 23 электронов. Вам также дадут это на экзамене, если вам нужно его использовать.

    Это означает, что 1 моль электронов должен нести

    6.02 x 10 23 x 1,60 x 10 -19 кулонов

    = 96320 кулонов

    Это значение известно как постоянная Фарадея.

    Вы можете встретить формулу F = Le , где F - постоянная Фарадея, L - постоянная Авогадро, а e - заряд электрона (в единицах количества кулонов, которые он несет). Мы только что использовали это, фактически не заявляя об этом - это в основном очевидно!

     

    Числа, которые мы здесь используем, округлены.Расчет просто показывает вам, как это решить, если вам нужно, но не дает обычно используемого значения. Для целей экзамена значение постоянной Фарадея обычно принимается равным 9,65 x 10 4 C моль -1 (кулонов на моль). Это еще одно число, которое вам вряд ли придется запоминать.

    То есть 96500 кулонов на моль.

    Итак, 96500 кулонов называется 1 фарадей . Обратите внимание на маленькую букву «f», когда она используется как единица измерения.

    Всякий раз, когда у вас есть уравнение, в котором имеется 1 моль электронов, это представлено в электрической цепи 1 фарадем электричества - другими словами, 96500 кулонами.

    Стехиометрия электролиза | Введение в химию

    Цель обучения
    • Предсказать, сколько кулонов потребуется для данной электрохимической реакции

    Ключевые моменты
      • С точки зрения источника напряжения и цепи вне электродов, поток электронов обычно описывается в терминах электрического тока с использованием кулонов и ампер в единицах СИ.
      • Требуется 96 485 кулонов, чтобы составить моль электронов, единицу, известную как фарадей (F).
      • Эквивалентная масса вещества определяется как молярная масса, деленная на количество электронов, необходимых для окисления или восстановления каждой единицы вещества.

    Условия
    • фарадей Количество электричества, необходимое для депонирования или высвобождения 1 грамма эквивалентного веса вещества во время электролиза; приблизительно 96 487 кулонов.
    • кулонов В Международной системе единиц - производная единица электрического заряда; количество электрического заряда, переносимого током в 1 ампер, протекающим в течение 1 секунды. Символ: C.

    Стехиометрия электролитической ячейки

    Степень химического изменения, происходящего в электролитической ячейке, стехиометрически зависит от количества молей электронов, проходящих через ячейку. С точки зрения источника напряжения и цепи вне электродов, поток электронов обычно описывается в терминах электрического тока с использованием единиц СИ - кулонов и ампер.Чтобы составить моль электронов, требуется 96 485 кулонов - единица, известная как фарадей (F).

    Это соотношение было впервые сформулировано Майклом Фарадеем в 1832 году в форме двух законов электролиза:

    1. Вес веществ, образующихся на электроде во время электролиза, прямо пропорционален количеству электричества, которое проходит через электролит.
    2. Вес различных веществ, образованных при прохождении одного и того же количества электричества, пропорционален эквивалентному весу каждого вещества.- \ rightarrow V [/ latex]).

      Большинство стехиометрических задач, связанных с электролизом, могут быть решены без явного использования законов Фарадея. «Химия» в этих задачах обычно очень элементарна; основные трудности обычно возникают из-за незнания основных электрических устройств:

      • ток (в амперах) - это скорость переноса заряда: 1 ампер = 1 [латекс] \ frac {Coulombs} {second} [/ latex].
      • Мощность
      • (в ваттах) - это скорость производства или потребления энергии: 1 Вт = 1 [латекс] \ frac {Джоуль} {секунда} [/ латекс].-} = 1184 \ Coulombs [/ latex]

        1,5 часа эквивалентно 5400 секундам:

        [латекс] \ frac {1184 \ Coulombs} {5400 \ секунды} = 0,22 \ ампер [/ латекс]

        Показать источники

        Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

        Законы электролиза Фарадея - Первый закон и Второй закон

        Что такое электролиз?

        Электролиз - это использование электрического тока для стимуляции несамопроизвольной химической реакции.При электролизе электрический ток пропускается через раствор электролита, чтобы стимулировать поток ионов, чтобы вызвать химические изменения. Электролит - это жидкость (или обычно солевой раствор металла), которая проводит электричество.

        Что такое электрод?

        Электрод можно определить как точку, в которой ток входит или выходит из электролита или цепи. Когда ток покидает электрод, он известен как катод, а когда ток входит в электрод, он известен как анод.

        Электроды - основной компонент электрохимических ячеек. Необходимо, чтобы электрод хорошо проводил электричество. Хотя существуют и инертные электроды, не участвующие в реакции. Электрод может быть из золота, платины, углерода, графита, металла и т. Д. Электрод обеспечивает поверхность для окислительно-восстановительных реакций в ячейках.

        Электроды в основном бывают двух типов - реактивные электроды и инертные электроды.

        Реактивные электроды - это те электроды, которые участвуют в реакции, происходящей в ячейке, и могут растворяться в электролите.Пример реактивного электрода - медный электрод, серебряный электрод, цинковый электрод, медный электрод и т. Д. Они в основном используются в потенциометрической работе.

        Инертные электроды - это электроды, не участвующие в реакции. Примеры инертных электродов - угольный электрод, платиновый электрод и т. Д.

        Что такое электролитическая ячейка?

        Электролитические ячейки - это те электрохимические ячейки, которые преобразуют электрическую энергию в химическую потенциальную энергию. Поскольку мы обсуждали электролиз выше, вы можете сказать, что электролитические ячейки работают в процессе электролиза.Вторичные элементы или электролитические элементы являются перезаряжаемыми; это означает, что в этих клетках происходят обратимые химические реакции. В этих ячейках анод всегда положительный, а катод всегда отрицательный.

        Законы электролиза Фарадея

        После четкого понимания электролиза, электродов и электролитических ячеек теперь вы можете понять законы электролиза Фарадея. Законы электролиза Фарадея основаны на электрохимических исследованиях Майкла Фарадея, которые он опубликовал в 1833 году.Они показывают количественное соотношение между веществом, осажденным на электродах, и количеством переданного электрического заряда или электричества.

        Первый закон электролиза Фарадея

        Первый закон электролиза Фарадея гласит, что «масса вещества, осажденного на любом электроде, прямо пропорциональна количеству прошедшего заряда». Математически это может быть выражено следующим образом -

        m ∝ Q ---------- (1)

        Где m = масса вещества (в граммах), отложившегося или высвободившегося на электроде

        Q = количество заряда (в кулонах) или электричества, прошедшего через него

        При удалении пропорциональности в уравнении (1) -

        m = ZQ

        Где Z - константа пропорциональности.Его единица - грамм на кулон (г / Кл). Его также называют электрохимическим эквивалентом. Z - масса вещества, осаждающегося на электродах во время электролиза при прохождении заряда в 1 кулон.

        Второй закон электролиза Фарадея

        Второй закон электролиза Фарадея гласит, что «масса вещества, оседающего на любом электроде при прохождении определенного количества заряда, прямо пропорциональна его химическому эквивалентному весу». Или «когда одно и то же количество электричества проходит через несколько электролитов, масса осажденных веществ пропорциональна их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентной массе».Математически это можно представить следующим образом -

        w ∝ E

        Где w = масса вещества

        E = эквивалентная масса вещества

        Это также можно выразить как - \ [\ frac {{{w_1}} } {{{w_2}}} = \ frac {{{E_1}}} {{{E_2}}} \]

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

        \ [Equivalent {\ text {}} weight = \ frac {{Atomic {\ text {}} weight}} {{Valency}} \]

        Второй закон электролиза Фарадея можно пояснить на следующем примере -

        Рассмотрим три разные химические реакции, протекающие в трех отдельных электролитических ячейках, соединенных последовательно.{- 19}} C) = 96500 {\ text {}} C \]

        Этот заряд (96500 C) называется 1 Фарадеем.

        Если мы пропустим 1 фарадеевский заряд в электролитической ячейке, то осядет 1 г эквивалентного веса вещества. Итак, мы можем написать -

        \ [w = \ frac {Q} {{96500}} \ times E \]

        Объединяя 1-й и 2-й закон, получаем -

        \ [Z = \ frac {E} {{96500}} \]

        Это все о законах электролиза Фарадея. Если вы ищете заметки по различным темам химии, войдите на сайт Веданту или загрузите обучающее приложение Веданту.Таким образом вы получите доступ к решениям NCERT, заметкам об исследованиях, заметкам о редакциях, пробным тестам и многому другому.

        Второй закон электролиза Фарадея - QuantumStudy

        Второй закон:

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

        То есть $ \ large w \ propto E $

        , где w - масса вещества в граммах, а E - его химический эквивалент i.е. 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 молей электронов проходят через три ячейки, масса осажденных Na, Cu и Al составляет 23x граммов, 31.75x граммов и 9x граммов 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 Кл

        Этот заряд называется 1 Фарадеем.

        Если мы пропускаем один фарадеевский заряд, это означает, что мы пропускаем один моль электрона, и при прохождении 1 фарадеевского заряда 1 грамм эквивалентного веса вещества откладывается или высвобождается.

        $ \ large W = \ frac {q} {96500} \ times E $

        $ \ large W = \ frac {E i t} {96500}

        долларов США

        $ \ large W = \ frac {M i t} {n \ times 96500}

        долларов США

        $ \ large \ frac {W} {M} (моль) = \ frac {i t} {n \ times 96500}

        долларов США

        (n = n-фактор) Комбинируя первый и второй закон, мы получаем

        $ \ large Z = \ frac {E} {96500}

        долларов США

        Примечание. Следует пояснить, что катод - это электрод, в котором протекает реакция (ы) восстановления, а анод - это электрод, в котором протекает реакция (ы) окисления.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *