Закрыть

Закон электролиза формула: Закон Фарадея для электролиза – формула и примеры

Содержание

Законы электролиза Фарадея — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

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:

m   =   ( Q F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({Q \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

где:

Заметим, что M / z {\displaystyle M/z}  — это эквивалентная масса осаждённого вещества.

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

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

В простейшем случае постоянного тока электролиза Q = I t {\displaystyle Q=It} приводит к:

m   =   ( I t F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({It \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

и тогда

n   =   ( I t F ) ( 1 z ) , {\displaystyle n\ =\ \left({It \over F}\right)\left({1 \over z}\right),}

где:

  • n {\displaystyle n}  — выделенное количество вещества («количество молей»): n = m / M {\displaystyle n=m/M} ,
  • t {\displaystyle t}  — время действия постоянного тока.

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q {\displaystyle Q} тока I ( τ ) {\displaystyle I(\tau )} суммируется за время τ {\displaystyle \tau } :

Q = ∫ 0 t I   d τ . {\displaystyle Q=\int _{0}^{t}I\ d\tau .}

Здесь t {\displaystyle t}  — полное время электролиза. Обратите внимание, что τ {\displaystyle \tau } используется в качестве переменной, ток I {\displaystyle I} является функцией от τ {\displaystyle \tau } .[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

⛭

Электролитические процессы


Закон Фарадея для электролиза ℹ️ определение, физический смысл, химические реакции на электродах и их уравнения, формулы, применение, решение задач

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:

  1. 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.
  2. 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:

  1. Catha означает «вниз». Здесь имеется в виду движение электронов в сторону уменьшения свободной энергии системы.
  2. 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:

  1. «Анод» и «окисление» — оба слова начинаются с гласных букв. Поскольку этот процесс сопровождается отдачей электронов электроду, значит, последний является положительным.
  2. «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:

  1. 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.
  2. 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:

  1. 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.
  2. 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:

  1. Для анода получается: 2*Cl- - 2*e = Cl2. m (Cl2) = (I*t/F)*(M/z) = (5*7200/96500)*(0,0355/1) = 13,2 грамма.
  2. 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.


Законы электролиза Фарадея — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

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:

m   =   ( Q F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({Q \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

где:

Заметим, что M / z {\displaystyle M/z}  — это эквивалентная масса осаждённого вещества.

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

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

В простейшем случае постоянного тока электролиза Q = I t {\displaystyle Q=It} приводит к:

m   =   ( I t F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({It \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

и тогда

n   =   ( I t F ) ( 1 z ) , {\displaystyle n\ =\ \left({It \over F}\right)\left({1 \over z}\right),}

где:

  • n {\displaystyle n}  — выделенное количество вещества («количество молей»): n = m / M {\displaystyle n=m/M} ,
  • t {\displaystyle t}  — время действия постоянного тока.

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q {\displaystyle Q} тока I ( τ ) {\displaystyle I(\tau )} суммируется за время τ {\displaystyle \tau } :

Q = ∫ 0 t I   d τ . {\displaystyle Q=\int _{0}^{t}I\ d\tau .}

Здесь t {\displaystyle t}  — полное время электролиза. Обратите внимание, что τ {\displaystyle \tau } используется в качестве переменной, ток I {\displaystyle I} является функцией от τ {\displaystyle \tau } .[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

⛭

Электролитические процессы


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 tполное 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

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Подробности
Просмотров: 397

«Физика - 10 класс»

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

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

Электролитическая диссоциация.

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

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

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

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

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

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

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

Ионная проводимость.

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

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

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

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

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

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

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

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

m = m0iNi.         (16.3)

Масса иона m0i равна:

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

Число ионов, достигших электрода, равно:

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

Закон Фарадея.

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

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

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

m = kIΔt.         (16.8)

Закон электролиза Фарадея:

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

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

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

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

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

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

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

Определение заряда электрона.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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



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

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

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 Ni в 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:
  • Сформулювати перший закон фарадея для електролізу

  • Законы фарадея физика

  • Закон фарадея решение задач с кобольтом

  • Формула закона фарадея

  • 2 закон фарадея формула

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

  • Запишите формулы объединенного закона электролиза.

  • Что такое постоянная Фарадея?

Законы электролиза Фарадея — Википедия. Что такое Законы электролиза Фарадея


Материал из Википедии — свободной энциклопедии 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:

m   =   ( Q F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({Q \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

где:

Заметим, что M / z {\displaystyle M/z}  — это эквивалентная масса осаждённого вещества.

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

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

В простейшем случае постоянного тока электролиза Q = I t {\displaystyle Q=It} приводит к:

m   =   ( I t F ) ( M z ) , {\displaystyle m\ =\ \left({It \over F}\right)\left({M \over z}\right),}

и тогда

n   =   ( I t F ) ( 1 z ) , {\displaystyle n\ =\ \left({It \over F}\right)\left({1 \over z}\right),}

где:

  • n {\displaystyle n}  — выделенное количество вещества («количество молей»): n = m / M {\displaystyle n=m/M} ,
  • t {\displaystyle t}  — время действия постоянного тока.

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q {\displaystyle Q} тока I ( τ ) {\displaystyle I(\tau )} суммируется за время τ {\displaystyle \tau } :

Q = ∫ 0 t I   d τ . {\displaystyle Q=\int _{0}^{t}I\ d\tau .}

Здесь t {\displaystyle t}  — полное время электролиза. Обратите внимание, что τ {\displaystyle \tau } используется в качестве переменной, ток I {\displaystyle I} является функцией от τ {\displaystyle \tau } .[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

⛭

Электролитические процессы

Основные расчеты электролиза

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

 

Кулоны

кулон - это мера количества электроэнергии. 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 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 терминах 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 фарадеем электричества - другими словами, 96500 кулонами.

,

Законов Фарадея электролиза - Учебный материал для IIT JEE

 


Взаимосвязь между количеством электрического заряда, прошедшего через электролит, и количеством вещества, осажденного на электродах, была представлена ​​Фарадеем в 1834 году в форме законов электролиза.

Faraday’s Laws of Electrolysis

Faraday’s First Law

Первый закон Фарадея

Этот закон гласит, что «масса вещества, осажденного или высвобожденного 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, осаждаемого 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 = \frac{W_1}{W_2}=\frac{E_1}{E_2}.

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.

Eelectrolytic cells connected in series.

Michael Faraday Когда x моль электронов проходят 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 \times E

Заряд, которым обладает 1 моль электронов

= 1,6 \times 10 –19 \times 6,023 x 10 23 ≈ 96500 C

Этот заряд называется 1 Фарадея .

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

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

Объединив первый и второй закон, получаем

Z=\frac{E}{96500}

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 природой электрода.

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.

Z=\frac{E}{96500}

Как долго нужно пропустить ток в три ампера через раствор AgNO 3 , чтобы покрыть металлическую поверхность площадью 80 см 2 0.005 мм
толстый слой? Плотность серебра 10,5 г / куб.см, 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 \times 0,04 = 0,42 г

Молей серебра = 0,42 / 108 = 0,00389

Молей электронов = 0.00389 (начиная с Ag + + e - → Ag)

Пройденный заряд = 0,00389 \times 96500 = 375,385 кулонов

Время = 375,385 / 3 = 125,1212 сек.

\times

Раствор соли металла с атомным весом « x » подвергали электролизу в течение 150 минут при 0.15А тока. 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 примерный 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 представленных данных можно рассчитать точное значение
эквивалентный вес, как,

Масса наплавленного металла = 0,783 г

Пройденный заряд = 0,15 \times 150 \times 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 \times 2 = 111,86 г / моль.

\times

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

а. ш = zq

г.W=\frac{q}{96500}\times E

г. Z=\frac{E}{96500}

г. \frac{W_1}{W_2}=\frac{E_1}{E_2}

Вопрос 2: Заряд, которым обладает 1 моль электронов =

а. 1 F

г. 1 С

c. 96500 С

д. 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. W=\frac{q}{96500}\times E

г. Z=\frac{E}{96500}

г. \frac{W_1}{W_2}=\frac{E_1}{E_2}

\frac{W_1}{W_2}=\frac{E_1}{E_2}

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 просмотрите дополнительные учебные материалы по химии здесь.

\frac{W_1}{W_2}=\frac{E_1}{E_2}

Особенности курса

  • 731 Видео-лекции
  • Примечания к редакции
  • Документы за предыдущий год
  • Интеллектуальная карта
  • Планировщик учебы
  • Решения NCERT
  • Обсуждение Форум
  • Тестовая бумага с видео-решением

,

Электролиз растворов

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

 

Эта страница посвящена электролизу водных растворов соединений. Большинство людей встретили довольно много этого на курсах химии для 14 - 16 лет.

 

Основные идеи

Роль воды в электролизе водных растворов электролитов

Ситуация более сложна, когда вы электролизируете раствор, а не расплав, из-за присутствия воды.

Сама вода является очень слабым электролитом, потому что она в очень малой степени расщепляется на ионы водорода и гидроксид-ионы.


Примечание: Я упрощаю это, конечно. Вы должны знать, что ион водорода не существует сам по себе в этих обстоятельствах - он фактически соединяется с другой молекулой воды, давая ион гидроксония, H 3 O + . Государственный символ (aq) подразумевает это.


Это означает, что на каждый электрод может приходить более одного иона, и может быть выбор, который разряжается.

Например, если вы электролизуете раствор хлорида натрия, ионы натрия и ионы водорода (из воды) притягиваются к катоду, а ионы хлорида и ионы гидроксида (из воды) притягиваются к аноду

 

Электрохимическая серия

В таблице ниже перечислены несколько металлов (и водород), показывающие их склонность терять электроны. Чем более отрицательное значение E ° (обычно читаемое как «E-ноль»), тем дальше слева находится положение равновесия.

Это означает, что чем больше отрицательное значение E °, тем больше склонность одного из этих элементов терять электроны и образовывать свои ионы.

Это также означает, что что-то вроде лития будет иметь небольшую тенденцию собирать электроны для образования атомов после ионизации.

В отличие от этого, что-то с положительным значением E ° будет неохотно терять электроны, чтобы сформировать ионы, но будет довольно легко заставить один из его ионов взять электроны, чтобы сделать нейтральный элемент снова.

Так что золото не будет очень реактивным, потому что оно имеет очень положительное значение E °. Нелегко будет удалить электроны, чтобы получить ионы золота, но будет легко превратить ионы золота обратно в металл золота.

Электрохимический ряд можно рассматривать как расширенный и слегка модифицированный ряд реактивности.

Все, что вам действительно нужно знать, что касается электролиза, это:

  • Чем выше по электрохимическому ряду находится что-то в правой части равновесия, тем легче оно теряет электроны.

  • Чем ниже электрохимический ряд в левой части равновесия, тем легче он будет захватывать электроны.


Примечание: Для целей электролиза вам не нужно понимать, откуда берутся эти числа или к чему конкретно относятся равновесия.

Если вы хотите узнать больше об электрохимическом ряду, включая происхождение этих чисел, вы найдете его по этой ссылке.Это вторая страница в серии страниц о окислительно-восстановительных потенциалах, и вам, вероятно, также понадобится прочитать первую страницу. Это не обязательно для отслеживания остальной части текущей страницы.



Подводя итог, что происходит

Я хочу обобщить результаты этого, прежде чем рассматривать конкретные примеры в деталях. Важно, чтобы вы помнили шаблоны, приведенные в следующем бите.

Что происходит на катоде?

Положительные ионы притягиваются к катоду, где они улавливают один или несколько электронов и разряжаются.

Либо металл осаждается, либо вы получаете водород из воды. То, что вы получите, зависит от положения металла в электрохимическом ряду и, в некоторых случаях, от концентрации раствора.

  • Если металл ниже водорода в электрохимическом ряду (если он имеет положительное значение E °), то вы получаете металл. Такие металлы включают медь и серебро.

  • Если металл находится высоко в электрохимическом ряду (если он имеет довольно отрицательное значение E °), то вы получаете водород.Такие металлы включают магний и натрий.

  • Металлы, скажем, из свинца в цинк в электрохимическом ряду являются более сложными. Что вы получите, зависит от концентрации раствора. Если раствор достаточно сконцентрирован, вы получите металл на хранение. Если раствор очень разбавлен, то вы получите водород. При промежуточных концентрациях вы можете получить и то, и другое.

Чем выше элемент в электрохимическом ряду, тем легче он теряет электроны и тем труднее забирает их обратно.Гораздо проще убедить медь забрать электроны, чтобы превратить ион в атом, чем, скажем, сделать то же самое с литием.

Что происходит на аноде?

Использование инертных электродов, таких как платина или углерод

Как правило, если у вас есть галоген, вы получите галоген. Со всеми другими общими анионами (отрицательными ионами) вы получите кислород из воды.

Но концентрация здесь играет роль.Например, если у вас есть концентрированный раствор хлорида натрия, вы получите в основном хлор на аноде. Чем больше разбавленных растворов, тем меньше хлора и кислорода. Очень, очень разбавленные растворы будут давать в основном кислород.

Где анод не инертен

Сложность возникает, если анод не инертен, и мы рассмотрим несколько примеров этого ниже на странице.

 

Некоторые примеры

Электролиз раствора сульфата меди (II) с использованием углеродных электродов

Медь ниже уровня водорода в электрохимическом ряду, и поэтому, используя приведенную выше сводку, можно предсказать, что медь будет выделяться на катоде.

При использовании приведенного выше резюме вы можете предсказать, что кислород будет выделяться на аноде, потому что галогена нет.

Именно так и происходит.

На катоде

Ионы меди (II) и ионы водорода притягиваются к отрицательному катоду. Медь находится ниже уровня водорода в электрохимическом ряду, и именно медь принимает электроны от катода.

Катод покрывается медью.

На аноде

Сульфат-ионы и гидроксид-ионы притягиваются к положительному катоду, но очень сложно убедить сульфат-ионы отказаться от электронов.

Теперь все усложняется, потому что есть два способа описания анодной реакции в подобных случаях. Самый простой способ - думать об этом с точки зрения гидроксид-ионов.

Предполагается, что гидроксид-ионы выбрасываются

Кислород испускается.

Проблема заключается в том, что в растворе сульфата меди (II) будет очень мало гидроксид-ионов. Вы можете обойти это, отметив, что реакция воды, которая производит водород и гидроксид-ионы, является равновесной. Когда вы выбрасываете гидроксид-ионы, равновесие смещается, чтобы заменить их.

Получение кислорода непосредственно из молекул воды

Общий эффект точно такой же, как если бы вы разряжали гидроксид-ионы, и водное равновесие сместилось, чтобы заменить их.Смещение равновесия также будет производить ионы водорода. Они, конечно, будут отталкиваться от анода.

Так что же правильно?

Это почти наверняка зависит от рН раствора. В этом конкретном случае раствор сульфата меди (II) является умеренно кислым, что означает, что гидроксид-ионов присутствует даже меньше, чем в чистой воде, поэтому второе (водное) уравнение, вероятно, будет более точным.


Примечание: Что вы делаете с этим для экзаменационных целей? Вам нужно выяснить, какую версию этих уравнений используют ваши экзаменаторы, а затем придерживаться ее - не беспокойтесь об изменении ее из примера в пример.Вам нужно проверить, что они используют в своих прошлых работах, и какая форма предпочтительна в их схемах отметок. Вполне вероятно, что они примут либо, но вы должны быть уверены.


Похожие случаи

Любой раствор, содержащий сульфат-ионы (который включает в себя разбавленную серную кислоту), будет вести себя одинаково на инертном аноде - кислород будет выделяться.

Нитрат-ионы также будут производить кислород. Выгрузить гидроксид-ионы из воды (или самой воды, если вы используете это уравнение) легче, чем выбросить нитрат-ионы.

 

Электролиз раствора хлорида натрия с использованием углеродных электродов

Натрий намного выше водорода в электрохимическом ряду, и поэтому, используя приведенную выше сводку, можно предсказать, что водород будет выделяться на катоде.

При использовании приведенного выше резюме вы можете предсказать, что хлор (галоген) будет выделяться на аноде.

Оказывается, этот случай несколько сложнее, потому что результат на аноде зависит от концентрации раствора.

На катоде

Ионы натрия и ионы водорода (из воды) поступают, но натрий настолько высок в электрохимическом ряду, что его ионы не разряжаются там, где есть выбор.

Если вы электролизуете расплавленный хлорид натрия, то выбора нет - вы должны разряжать ионы натрия. Но в решении у вас есть альтернатива. К сожалению, есть два разных взгляда на это, похожие на проблему с анодом, описанную выше.

Предполагая, что ионы водорода разряжены

Водород выделяется.

Вы можете преодолеть тот факт, что в растворе не очень много ионов водорода, помня, что когда вода ионизируется с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов, это равновесие. Как только ионы водорода разряжаются, больше воды расщепляется, чтобы заменить их.

Получение водорода непосредственно из молекул воды

Как и в рассмотренном выше случае с аналогичным анодом, независимо от того, как вы на него смотрите, общий эффект точно такой же.Вы получаете газообразный водород и образование гидроксид-ионов - вместе с ионами водорода, когда водное равновесие смещается, чтобы заменить выброшенные ионы водорода.

Итак, какое уравнение вы должны использовать?

Вы должны руководствоваться тем уравнением, которое используют ваши экзаменаторы, либо в своих вопросах, либо в схемах их оценок. На практике они могут принять либо.

Похожие случаи

Каждый раз, когда вы электролизируете соединение металла над водородом в электрохимическом ряду и получаете водород, выделяется тот же аргумент.Тем не менее, в некоторых случаях водород не выделяется при этих обстоятельствах, и мы рассмотрим их ниже.

На аноде

Хлорид-ионы и гидроксид-ионы притягиваются к положительному аноду. На самом деле гидроксид-ионы немного легче разряжаются, но в основном получается хлор.

  • Если раствор хлорида натрия достаточно концентрирован, вы получите в основном хлор.

  • Если раствор хлорида натрия очень разбавлен , вы получите в основном кислород.

  • При промежуточных концентрациях вы получите смесь обоих.


Примечание: На этом уровне это то, что вы в основном просто должны принять. Не существует простого объяснения , которое я могу добавить, не делая эту длинную и часто сложную страницу еще хуже. Я думаю, что очень маловероятно, что вам когда-либо придется объяснять причину этого на экзамене по химии на этом уровне.

Если вы сталкиваетесь с вопросами от ваших экзаменаторов, которые, кажется, нуждаются в надлежащих объяснениях для этого, пожалуйста, сообщите мне об этом по адресу, указанному на странице этого сайта.Было бы полезно, если бы вы также могли сказать мне, что именно ваши экзаменаторы ожидают от вас.



Образование хлора дается уравнением:

И образование кислорода задается одним из уравнений:

или:

Водные растворы бромидов и йодидов

В обоих этих случаях вы можете предположить, что вы получаете бром или йод, вырабатываемый на аноде.Уравнения так же, как разряда хлорид-ионов выше.

 

Электролиз раствора хлорида натрия с использованием ртутного катода

Это хороший пример случая, когда природа электрода имеет огромное значение.

Когда-то это был основной промышленный метод производства раствора гидроксида натрия, а также хлора и водорода, но его в значительной степени заменили более экологичные методы. В прошлом были серьезные примеры опасного загрязнения вследствие утечки ртути в окружающую среду.

На катоде

Когда ионы натрия и ионы водорода попадают на ртутный катод, именно ионы натрия разряжаются в виде металлического натрия. Это растворяется в ртути с образованием раствора, известного как «амальгама натрия».

Амальгама натрия вытекает из электролизера и вступает в реакцию с водой, освобождая ртуть для рециркуляции через элемент и производя раствор гидроксида натрия и водород.

На аноде

Хлор производится так, как и следовало ожидать.

 

Электролиз раствора сульфата цинка с использованием углеродных электродов

Я использую соединение цинка в качестве примера довольно неожиданных результатов, которые вы получаете при электролизе растворов соединений металлов от свинца до цинка в электрохимическом ряду.

Все они выше водорода в электрохимическом ряду, и поэтому вы ожидаете, что водород будет разряжаться на катоде, а не на металле. Это не то, что происходит при любой разумной концентрации растворов солей этих металлов.

На катоде

Ионы цинка захватывают электроны с катода, образуя атомы цинка, которые попадают на катод.

На аноде

Это просто еще один случай электролиза сульфата, и мы подробно рассмотрели этот вопрос на странице, посвященной электролизу раствора сульфата меди (II).


Примечание: Опять же, нет быстрого и простого способа объяснить, почему разряжаются ионы цинка, а не ионы водорода, и очень маловероятно, что вас попросят объяснить это на экзамене такого уровня.

Если вы хотите узнать больше, вы можете Google перенапряжения . Вы можете встретить фразы, такие как "большой перенапряжение водорода". Использование слова «перенапряжение» фактически ничего не объясняет. Все, что на самом деле говорит о том, что водород труднее разряжать, чем вы ожидаете от его положения в электрохимическом ряду, - и мы знаем это, потому что экспериментально, в случае, если мы говорим о том, что вы получаете цинк, а не водород.

Итак, если вы хотите продолжить это (почти наверняка не обязательно для химических экзаменов на этом уровне), поищите объяснения, которые объясняют, почему значение E ° водорода не применяется в реальной ситуации электролиза раствора сульфата цинка.



Электролиз раствора нитрата серебра с использованием серебряного анода

Это пример случая, когда вы используете электрод, который химически участвует в реакции.

На катоде

Если вы электролизируете раствор нитрата серебра, используя серебро в качестве анода, серебро наносится на любой материал, из которого сделан катод, как и следовало ожидать.

Это может быть использовано при серебрении.

На аноде

Но на аноде, вместо чего-либо из выпускаемого раствора, серебро с анода переходит в раствор в виде ионов серебра, оставляя электроны на аноде.

Анод теряет серебро, а чистая замена - это просто перенос серебра с анода на катод.

 

Электролиз раствора сульфата меди (II) с использованием медного анода

Аналогичное изменение происходит, если электролизировать раствор сульфата меди (II) с помощью медных электродов.Медь осаждается на катоде, как и следовало ожидать, но вместо кислорода на аноде ионы меди (II) переходят в раствор. Опять же, есть чистая передача меди от анода к катоду.

Это используется для очистки меди, и вы можете узнать больше об этом, прочитав часть страницы о меди. Вам не нужна вся страница - только раздел об очистке.

 

Некоторые практические детали

Разумеется, можно электролизировать раствор, поместив его в химический стакан с двумя угольными электродами и подключив электроды к источнику постоянного тока, такому как аккумулятор.

Однако вы можете собирать любые газы, выделяемые для испытания, и, возможно, измерять их объем. Последний фрагмент этой страницы рассматривает два простых устройства, которые позволят вам сделать это.

Сбор любых газов, чтобы вы могли проверить их

Если у вас есть газы, выходящие из обоих электродов, вы должны держать их отдельно, а также собирать их. Это дешевый и простой способ сделать это.

Первоначально обе маленькие пробирки заполнены любым раствором, который вы, возможно, электролизуете.Газы, испускаемые двумя электродами, не будут смешиваться, и при наличии двух газов оба могут быть испытаны по отдельности.

Как и газы, любые металлы, осажденные на катоде, могут быть четко видны, как и любые растворы брома или йода, образующиеся на аноде. Раствор брома светло-до оранжево-оранжевого; Цвет раствора йода варьируется в зависимости от концентрации йода, от оранжевого до темно-красного.


Примечание: Вы получили бы йод, только если бы вы электролизировали раствор йодида.Высвобожденный йод фактически реагирует с непрореагировавшими йодид-ионами с образованием растворимого иона I 3 - . Это вызывает красный цвет, который развивается.


Сбор любых газов, чтобы вы могли их измерить

Простой метод - использовать U-образную трубку с боковым рычагом. Вы можете собирать и измерять объем выделяемых газов, собирая их над водой в перевернутые измерительные цилиндры или в газовые шприцы.

Амперметр включен в схему, потому что, если вы измеряете выдаваемые объемы, вы почти наверняка захотите узнать, какой ток протекает, чтобы выполнить какие-либо вычисления. Расчеты описаны на других страницах этого раздела.

 
 

Куда бы вы хотели отправиться сейчас?

В меню Электролиз. , ,

В меню неорганической химии., ,

В главное меню. , ,

 

© Джим Кларк, 2017

.

Учебные материалы по электролизу | учитель естествознания

Рабочие листы и идеи уроков, чтобы побудить учащихся в возрасте от 11 до 16 лет хорошенько подумать об электролизе или расплавленных соединениях и электролизе водных соединений (GCSE и Key Stage 3)

Ключевое понятие: электролиз - это разделение ионного соединения на его элементы с помощью электрического тока. Прежде чем мы сможем начать, ионы должны быть в состоянии двигаться - таять или растворяться в воде.Отрицательные ионы перемещаются к аноду, где они теряют свои электроны, образуя элемент. Положительные ионы движутся к катоду, где они приобретают электроны, чтобы сформировать элемент. Электроны движутся по проводам. Таким образом, электроны отрываются от отрицательных ионов (окисление) и перемещаются в цепь, чтобы заменить электроны, отданные положительным ионам (восстановление) - источником энергии является электронный насос.

Предварительные знания: ионы, последовательные цепи, элементы, соединения, окислительно-восстановительный потенциал, растворы

Заблуждения [научная идея]: NaCl (водный) существует в виде частиц NaCl в растворе [мы получаем ионы натрия и хлора, а также ионы водорода и гидроксида]; электроны движутся в электролите [движутся ионы].


Учебные ресурсы

Наблюдение за электролизом

Студенты поражены тем, что, просто пропуская электричество через расплавленный NaCl, вы можете производить металлический натрий и токсичный газовый хлор - ни один из них не похож на белое твердое вещество, с которого вы начали. Электролиз расплавленного бромида свинца хорошо работает в классе - используйте вытяжной шкаф.

Создание модели электролиза для демонстрации движения электронов

Мероприятие GCSE, где студенты моделируют электролиз расплавленного хлорида натрия.Учащиеся используют критерии успеха из этого рабочего листа и пустой шаблон схемы электролиза для моделирования того, что происходит с ионами во время электролиза с использованием пластилина. (PDF)

Извлечение алюминия

Щелкните здесь, чтобы перейти на страницу о добыче металлов.

Электролиз водных растворов

GCSE деятельность по электролизу водных растворов. Чтобы понять электролиз водных растворов, студентам сначала необходимо точно понять, какие ионы плавают в водном растворе.Затем важно, чтобы они понимали, что менее реактивный элемент будет разряжаться - это потому, что более реактивный элемент будет стабильно существовать в виде иона. Наконец, им нужно понять, что в оставшемся растворе есть ценный продукт - гидроксид натрия. (PDF)

Дополнительная литература

Отличный обзор электролиза расплавленных соединений Джима Кларка.

↵ Вернуться к учебным ресурсам по химии

,

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *