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

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.

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⁺

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;

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 В_т:

(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 В_Т 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 В_Т = 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^–

= 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?

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

Исходя из современных представлений, закон для электролиза можно установить тео­ретически. Пусть за время Δt через электро­лит переносится заряд q. Заряд одного иона q_0i = ne, где n — валентность иона, а e — значение элементарного электрического заря­да. Следовательно, q = neN_i, где N_i — коли­чество ионов, которые достигли электрода.

С другой стороны, масса вещества, выде­ляющегося на электроде m = m_0iN_i, где m_0i — масса иона, которая может быть определена по молярной массе вещества M и постоян­ной Авогадро N_A:

m_0i = M / N_A; m = (M / N_A) • N_i.

Из уравнения для заряда q = neN_i можно определить N_i: N_i = q / ne. Подставив значения N_iв выражение для массы, получаем:

m = (M / neN_A) • q,

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

k = M / neN_A,

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 = eN_A.

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.

• Закон електролізу формула

• Напишите формулу объединенного закона фарадея для электролиза

• Электролиз закон фарадея реферат по теме

• Формула и формулировка законов фарадея для электролиза

• Сформулируйте и запишите формулу первого закона фарадея для электролиза?

• 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

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

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

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

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

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

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

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

Электролиты, закон Фарадея

Электролиты

Определение 1

Явление выделения электрическим током химических составных частей проводника при прохождении тока называется электролизом.

Электролиз может протекать не во всех проводниках. К числу проводников, в которых электролиз не протекает, относят металлы, уголь и другие соединения (Это проводники первого рода). Проводники, в которых электролиз возможен, называют проводниками второго рода или электролитами. К электролитам относят большое количество водных растворов кислот, солей, некоторые жидкие и твердые соединения.

Явление электролиза часто сопровождается химическими реакциями (вторичные реакции), которые не связаны с прохождением тока. В ходе электролиза на отрицательном полюсе (катоде) всегда выделяются металлы и водород, на положительном полюсе (аноде) — остаток химического соединения. Составные части электролита выделяются только на электродах. Явление выделения составных частей электролита на электродах при прохождении электрического тока было исследовано М. Фарадеем.

Готовые работы на аналогичную тему

Законы электролиза Фарадея не стоит путать с законом электромагнитной индукции Фарадея, рассматривающим электрический контур и силы в нём. В этом законе говорится о зависимости ЭДС от скорости изменения магнитного потока.

Явление электролиза отражает тот факт, что молекулы растворенного вещества в электролите существуют как две части: ион с положительным знаком и ион с отрицательным знаком. Под воздействием внешнего электрического поля эти ионы движутся: положительные ионы в сторону катода, отрицательные ионы в сторону анода. Таким образом, когда отрицательный ион достигнет анода, то он отдает свой заряд электроду, что ведёт к изменению его заряда. Следовательно, некоторое количество электронов проходят по внешней цепи. Ион становится нейтральным и выделяется на аноде, как атом или молекула. Положительный ион забирает у катода некоторое количество электронов (столько, сколько ему требуется для нейтрализации), что порождает его выделение на катоде.

Замечание 1

Ионы, знак заряда при которых отрицательный, выделяются на аноде, они были названы Фарадеем анионами, а положительно заряженные ионы получили название катионов.

Законы Фарадея

Фарадей установил экспериментальным путем два основных закона электролиза. В соответствии с первым законом, масса вещества $(m)$, которая выделяется на одном из электродов, прямо пропорциональна заряду $(q)$, который прошел через электролит:

$m=Kq\left(1\right),$

где $K$ — электрохимический эквивалент, который отличается для разных электролитов. $K$ равен массе электролита, которая выделяется при прохождении заряда $q=1Kл$. Основной единицей измерения электрохимического коэффициента является $\frac{кг}{Кл}$.

Кроме того, Фарадей заметил, что электрохимический эквивалент всегда пропорционален молярной массе вещества ($\mu $) и обратно пропорционален валентности $(Z)$. 4\frac{Кл}{моль}$ — фундаментальная физическая постоянная, отражающая отношение электрохимических и физических свойств вещества. Причем известно, что:

$F=q_eN_A\left(4\right),$ где:

• $q_e$ — заряд электрона,
• $N_A$ — постоянная Авогадро.

Объяснить законы Фарадея можно с точки зрения ионной проводимости. Допустим, что количество ионов, которое выделяется на одном из электродов при электролизе равно $\nu $, заряд одного из ионов равен $q_1$. Следовательно, суммарный заряд, который прошел через электролит, на который действовало внешнее электрическое поле, равен:

$q=q_1\nu \left(5\right).$

Пусть масса одного иона равна $m_1$, тогда масса вещества, которая выделяется на электроде, равна:

$m=m_1\nu \left(6\right).$

Выразим из (5) $\nu $, получим:

$\nu =\frac{q}{q_1}\left(7\right).$

Подставим (7) в (6), имеем:

$m=\frac{m_1}{q_1}q\left(8\right).$

Выражение (8) не что иное как первый закон Фарадея, где:

$K=\frac{m_1}{q_1}=\frac{m_1N_A}{q_1N_A}=\frac{\mu }{q_1N_A}\left(9\right). $

Сравним выражения (2) и (9), получим, что:

$q_1=\frac{ZF}{N_A}\left(10\right).$

В выражении (10) мы получили, что заряд иона в электролите пропорционален валентности вещества $(Z)$. Этот результат показывает, что величины электрических зарядов ионов кратны между собой. Минимальный заряд, равный заряду электрона, имеют ионы одновалентных веществ.

Пример 1

Задание: Найдите скорость $v,$ с которой увеличивается слой вещества, являющегося проводником второго рода на плоской поверхности электрода в процессе электролиза при прохождении тока, плотность которого равна $j$. Считать, что электролит имеет валентность равную $Z$, плотность $\rho ,\ молярную\ массу\ \mu .$

Решение:

В качестве основы решения задачи применим объединенный закон Фарадея:

$m=\frac{\mu }{Z}\frac{q}{F}\left(1.1\right),$

где $q=It$, $I$ — сила тока, текущего через электролит, $t$ — время, которое тек ток. Если считать, что осаждение никеля идет равномерно по поверхности металла, то массу выделившегося вещества запишем как:

$m=\rho Sh\ \left(1. 2\right),$

где $\rho $ — плотность никеля, $S$ — площадь поверхности металла, $h$ — толщина слоя никеля. Силу тока, выразим через его плотность:

$I=jS\left(1.3\right).$

Подставим в выражение (1.1) силу тока из (1.3) и массу из (1.2), получим:

$\rho Sh=\frac{\mu}{Z}\frac{jSt}{F}\to \rho h=\frac{\mu}{Z}\frac{jt}{F}\left(1.4\right).$

В том случае, если плотность тока постоянна, то скорость ($v=\frac{h}{t}$) увеличения слоя никеля так же постоянна. Разделим обе части выражения (1.4) на время, имеем:

$\rho \frac{h}{t}=\frac{\mu }{Z}\frac{j}{F}\to v=\frac{\mu }{Z}\frac{j}{\rho F}.$

Ответ: $v=\frac{\mu }{Z}\frac{j}{\rho F}.$

Пример 2

Задание: Через раствор электролита ток силой $I$ тек в течение времени $t$. Какое количество вещества $(\nu)$ выделится на катоде, каково число атомов $(N)$ вещества при этом, если металл имеет валентность $Z$.

Решение:

За основу решения задачи примем объединенный закон Фарадея:

$m=\frac{\mu }{Z}\frac{q}{F}\left(2. 1\right),$

где $q=It$, $I$ — сила тока, текущего через электролит, $t$ — время, которое тек ток. При этом нам известно, что:

$\nu =\frac{m}{\mu }\left(2.2\right).$

Разделим правую и левую части выражения (2.1) на молярную массу ($\mu $) вещества электролита, получим:

$\nu =\frac{1}{Z}\frac{q}{F}=\frac{It}{ZF}\left(2.3\right),$

где $q=It.$ Количество атомов осадка найдем, используя формулу:

$N=\nu \cdot N_A=\frac{It}{ZF}N_A.$

Ответ: $\nu =\frac{It}{ZF},\ N=\frac{It}{ZF}N_A.$

Учебник по химии электролиза по законам Фарадея

Ключевые концепции

• Первый закон:

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

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

  Количество потребляемой электроэнергии (кв.)	Масса произведенного натрия (м)	Кв / м
  28 950 кулонов	6. 9 г	28 950 / 6,9 = 4196	Увеличение количества электричества (Q) производит больше граммов натрия (m). Q / m в этом случае всегда равно 4196. Q / м — постоянная величина. Q пропорционален m , то есть Q ∝ m
  96 500 кулонов	23,0 г	96 500 / 23,0 = 4196
  482 500 кулонов	115.0 г	482 500 / 115,0 = 4196

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

• Второй закон:

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

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

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

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

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

• Законы Фарадея для расчетов электролиза:

  Q = n (e ^— ) × F

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

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

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

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

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

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

Рабочие примеры: Q = n (e

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

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать количество электроэнергии
   Q =? C

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

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

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

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

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

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

6. Назовите свое решение проблемы:

   Q = 193 000 ° C

Вопрос 2. Вычислите моль электронов, полученных из 250 C электричества.

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

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

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

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

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

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

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

   n (e ^— ) = 250 ÷ 96 500 = 2. 59 × 10 ^-3 моль

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

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

6. Назовите свое решение проблемы:

   n (e ^— ) = 2,59 × 10 ^-3 моль

Рабочие примеры: Расчет количества депонированного вещества

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

Решение:

(На основе подхода StoPGoPS к решению проблем. )

1. Что вас просят сделать?

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

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

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

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

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

   Вычислить моль электронов, n (e ^— ):

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

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

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

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

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

6. Назовите свое решение проблемы:

   n (Cu _(s) ) = 2.59 × 10 ^-3 моль

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

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

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

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

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

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

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

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

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

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

   моль (Ag) = 8. 29 × 10 ^-3 моль
   молярная масса (Ag) = 107,9 г моль ^-1 (из периодической таблицы)

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

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

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

6. Назовите свое решение проблемы:

   м (Ag _(s) ) = 0.894 г

Рабочие примеры: Q = n (e

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

Решение:

(на основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

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

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

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

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

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

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

   Рассчитайте количество молей меди, используя уравнение сбалансированной половины реакции восстановления:
   Cu ²⁺ + 2e ^— → Cu (т)
   1 моль меди осаждается из 2 моль электронов (мольное соотношение)
   моль (Cu) = ½n (e ^— )
   = ½ × 5,18 × 10 ^-5
   = 2. 59 × 10 ^-5 моль

4. Рассчитать массу меди:

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

5. Правдоподобен ли ваш ответ?

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

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

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

6. Назовите свое решение проблемы:

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

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

Решение:

(На основе подхода StoPGoPS к решению проблем.)

1. Что вас просят сделать?

   Рассчитать необходимое время
   т =? секунды

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

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

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

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

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

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

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

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

6. Назовите свое решение проблемы:

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

Электролиз — определение, формула, примеры, применение

Что такое электролиз?

Электролиз — это процесс, при котором на электродах (катоде или аноде) происходят химические изменения из-за прохождения электричества через раствор электролита.В химии процесс электролиза осуществляется путем окислительно-восстановительной или окислительно-восстановительной реакции, при которой вещество теряет или приобретает электроны. Технология электролиза — это коммерчески важный процесс извлечения или очистки металлов (меди, никеля, серебра, золота) из природных руд или минералов с использованием реакции в электролитической ячейке.

Электролиз соляной кислоты

Процесс электролиза и механизм электропроводности раствора соляной кислоты определяют избыток электронов на катоде и недостаток электронов на аноде.

Ион водорода (H ⁺ ) в растворе движется к катоду за счет кулоновской силы притяжения и принимает один электрон, чтобы сформировать атом водорода. Аналогичным образом ион хлора из раствора движется к аноду, уходит один электрон, образуя нейтральный атом хлора. Следовательно, одноэлектронный перенос от катода к аноду с помощью растворов соляной кислоты или среды, и из-за проводимости электрического тока или электролиза ионы разлагаются на электроде.Два атома водорода образуют газообразный водород, а два атома хлора образуют молекулу хлора, покидая электролитический раствор.

Закон электролиза Фарадея формула

Первый закон электролиза Фарадея

Первый закон электролиза Фарадея гласит, что степень разложения на электроде (w) прямо пропорциональна количеству пропущенного электрического тока или электричества (Q). Математическая формула первого закона w = ZQ, где w = электрохимическая эквивалентность разлагающихся веществ.Опять же, w = ZIt, где I = сила тока или количество электричества, проходящего в единицу времени, t = время протекания электричества и Z = электрохимический эквивалент.

Второй закон электролиза Фарадея

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что масса различных веществ, разложившихся на разных электродах под действием данного электричества, пропорциональна их эквивалентной массе. Математическая формула второго закона электролиза, w ₁ / w ₂ = E ₁ / E ₂ , где w ₁ и w ₂ = масса разложившегося вещества, а E ₁ и E ₂ = эквивалентные веса.

Что такое один фарадей электричества?

Один фарадей определяет количество электричества, необходимое для разложения одного грамма эквивалента электролитического вещества в химии или химической науке, а числовое значение 1F = 96496 кулонов ≈ 96500 кулонов.

Электрохимический эквивалент серебра (атомная масса = 108), Z _Ag = 108/96500 = 0,001118 г / кулон. Этот закон использовался для создания кулонометра прибора для определения количества электричества, проходящего через цепь, путем определения количества вещества, разлагающегося на электроде в растворе для электролиза.

Расчет числа Авогадро

При изучении химии второй закон Фарадея помогает определить число Авогадро (N ₀ ). Для разложения 1 моля вещества на электроде требуется электричество ZF и количество заряда 1 моль вещества ZeN ₀ . Следовательно, ZeN ₀ = ZF или N ₀ = F / e. Числовое значение числа Авогадро = 96500 / 1,6 × 10 ^-19 = 6,023 × 10 ²³ .

Применение электролиза

• Процесс электролиза имеет множество важных промышленных применений для извлечения (электровыделение) или очистки (электролитическое рафинирование) металлов и неметаллов (алюминия, лития, натрия, магния, меди, серебра, золота, фтора, хлора) из руд или соединений. .
• Используется для нанесения покрытий на металлы или гальваники.
• Расплавленный хлорид натрия дает металлический натрий и молекулу хлора, но электролиз водного раствора хлорида натрия дает гидроксид натрия и газообразный хлор. Этот процесс используется для производства водорода и кислорода из водного раствора.
В формуле электролиза
• используются топливные элементы, которые производят химическую энергию путем сжигания таких топлив, как водород, окись углерода, метан, пропан, метиловый спирт.Он непосредственно преобразуется в электрическую энергию, используемую в качестве экологически чистого постоянного источника энергии в космических кораблях и атомных подводных лодках.

Закон Фарадея — Chemistry LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Участники и авторства

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 диаграмме 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), в то время как 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.

Авторы и ссылки

Стивен Р.Марсден

Основные расчеты электролиза

Постоянная Фарадея — 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 кулон. 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 электрон. 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 кулон

= 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 фарадеем электричества — другими словами, 96500 кулонами.

Законы Фарадея электролиза — Первый закон, Второй закон и его приложения

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

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