Электролиты, закон фарадея — справочник студента

Часть 3 ЭЛЕКТРИЧЕСТВО И МАГНЕТИЗМ

Раздел 8 ЭЛЕКТРИЧЕСТВО

8.10. Электропроводность электролитов. Законы Фарадея

Электролиты — растворы солей, кислот, щелочей в жидкостях — являются хорошими проводниками электрического тока. Ток в электролитах сопровождается электролизом — выделением на электродах, погруженных в раствор, составных частей электролита.

В отличие от металлов, которым свойственна электронная проводимость, ток в электролитах обусловлен напрямленим движением ионов. Ионы возникают в результате взаимодействия молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Процесс расщепления молекул растворимого вещества на ионы называют електролітичною диссоциацией.

Положительные ионы движутся к катоду, называют катионами, а отрицательные ионы движутся к аноду, — анионами (рис. 8.6).

Рис. 8.6

Если в электролит погрузить два электроды и создать между ними разность потенциалов, то возникнет упорядоченное движение ионов или сольватів (сольват состоит из иона и сольватної оболочки, содержит несколько слоев молекул растворителя).

Пусть в единице объема содержится n+ положительных и n- отрицательных носителей электрического заряда. Абсолютное значение носителей зарядов равна соответственно q+ и q-.

Если под действием поля носители приобретают скоростей υ+ и υ-, то за единицу времени через единичную плоскость пройдет n+υ+ положительных носителей, которые перенесут заряд q+n+υ+.

Аналогично отрицательные носители переносить заряд q-n-υ-. Следовательно, плотность тока будет определяться по формуле:

• 
• Из закона сохранения электрического заряда (условие электронейтральности раствора электролита) вытекает равенство суммарных положительных и отрицательных зарядов:
• 
• где n — количество диссоциированных молекул для одно-одновалентных солей; n0 — концентрация молекул растворенного вещества; α — коэффициент диссоциации, равен отношению концентрации ионов одного знака к концентрации молекул растворенного вещества. Тогда плотность тока
• 

Скорость упорядоченного движения ионов (сольватів) можно найти из следующих соображений. На отдельный ион действует сила со стороны электрического поля и сила трения Стокса (r — радиус иона; и — скорость движения иона; — коэффициент вязкости жидкости).

1. Ион будет двигаться равномерно, если сила η равна силе Отсюда получим выражение для скорости иона
2. 
3. а для его подвижности
4. 

Из формул (8.57) и (8.59) следует, что для электролитов закон Ома имеет такой вид:

• 
• где σ — электропроводность электролита, что равняется

Электропроводность электролитов значительно меньше, чем электропроводность металлов. С повышением температуры электропроводность электролитов быстро растет, что обусловлено увеличением степени диссоциации раствора и уменьшением вязкости электролита.

Основные законы электролиза экспериментально установил М. Фарадей в 1834 г.

Первый закон Фарадея: масса вещества, которая выделяется на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества q, прошедшего через электролит:

где И — сила тока; t — время прохождения тока. Коэффициент пропорциональности k, который численно равен массе вещества, выделяющегося на электроде при прохождении через электролит единицы количества электричества, называется электрохимическим эквивалентом вещества.

Согласно второму закону Фарадея коэффициент с является универсальной постоянной для всех элементов. Конечно вместо постоянной с пользуются обращенной к ней величине F = , которую называют числом Фарадея.

1. Следовательно,
2. Подставим это выражение в (8.62) и получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея:

Отсюда нетрудно выяснить физический смысл постоянной Фарадея. Действительно, если при электролизе выделяется m / А = 1 / Z молей вещества, то заряд, прошедший через электролит, численно равна F. Опыт показывает, что F = 96485,309 Кл/моль.

Прохождение тока через электролиты неразрывно связано с перемещением вещества.

Отсюда следует, что в электролитах, в отличие от металлических проводников (проводников первого рода), носителями тока являются не свободные электроны, а ионы — заряженные частицы вещества.

Ионы — это атомы или группы атомов, которые имеют избыток или недостаток электронов по сравнению с нейтральными атомами и молекулами.

Из законов Фарадея следует, что любой электрический заряд состоит из целого числа элементарных зарядов — «атомов электричества». На это впервые обратил внимание Г. Гельмгольц в 1881 г.

в речи, посвященной памяти Фарадея, где он подчеркнул, что, принимая существование атомов химических элементов, нельзя избежать дальнейшего выводу о атомність электричества.

Действительно, для выделения на электроде одного моля одновалентної вещества нужно, чтобы через электролит прошло количество электричества, которое равно числу Фарадея F.

Если вещество имеет валентность Z, то для выделения на электроде одного моля нужное количество электричества, равно ZF. Поскольку при этом переносится то же число NА
частиц (ионов) вещества (число Авогадро), то на отдельную частицу Z-валентной вещества приходится заряд

• а в случае одновалентної вещества

Отсюда можно сделать два вывода: 1) заряды Z-валентных ионов разные, но среднее значение их равно (подобно до того, как молекулы газа имеют разную кинетическую энергию поступательного движения, а
среднее значение ее равен ; 2) каждый iон имеет определенный заряд Причем заряды ионов могут отличаться лишь на значения, кратные элементарному заряда, равную заряду одновалентного иона Второй вывод эквивалентен предположению об атомной («зернистую») строение всех электрических зарядов. Опыты подтвердили справедливость такого вывода.

Источник: http://na-uroke.in.ua/87-59.html

Природа электрического тока в растворах и расплавах электролитов. Явление электролиза. Закон электролиза Фарадея. Применение электролиза

Природа электрического тока в растворах и расплавах электролитов
Электролиты — жидкие проводники, в которых подвижными носителями зарядов являются ионы (проводники 2-го рода).
Электролитическая диссоциация. С. Аррениус (1877 г.): под действием полярных молекул растворителя (воды, ε=81) или при нагревании молекулы щелочей, кислот, солей разделяются на ионы. (При растворении Еп уменьшается и становится меньше Ек хаотического движения ионов. При нагревании — Ек увеличивается и становится больше Еп электрического взаимодействия ионов). Одновременно с диссоциацией наблюдается рекомбинация. Интенсивность электролитической диссоциации зависит: 1. От температуры раствора.  2. От концентрации раствора. 3. От рода раствора (его диэлектрической проницаемости).
Явление электролиза.
Электролизом называется процесс выделения на электродах вещества, связанный с окислительно-восстановительными реакциями при прохождении тока через электролит.
Вольтамперная характеристика для электролитов. За счет явления поляризации график смещен. ЭДС поляризации имеет знак, противоположный знаку напряжения на электродах.
Ионная проводимость: прохождение тока связано с переносом вещества.
Сопротивление растворов электролитов
Уменьшается R с повышением температуры. Справедлив закон Ома при неизменной концентрации раствора и постоянной температуре.
Закон электролиза Фарадея
, где  m0i и q0i — соответственно масса и заряд иона; М — молярная масса; Ni — число ионов, достигших электрода, n — валентность; Таким образом, , но  — электро­химический эквивалент вещества. Он зависит от  рода вещества.
В Международной системе единиц СИ: . Т.к. процесс электролиза медленный, то на практике применяют единицу
Следовательно,
Обозначим  — число Фарадея Физический смысл: Для выде­ления 1 моль одновалентного вещества необходимо пропустить через электролит заряд 96500 Кл.
Закон электролиза:  масса вещества, выделившегося на электродах прямо пропорциональна силе тока, идущего через электролит и времени прохождения тока (т.к. q=I.Δt, то: прямо пропорциональна заряду, прошедшему через электролит)
Определение заряда электрона Из закона электролиза:
Применение электролиза
Катодные процессы : В гальваностегии (никелирование, серебрение). В гальванопластике  (изготовление копий);  1838 г., Б. С. Якоби. Получение чистых металлов (медь, алюминий). Электрометаллургия расплавов.  Очистка металлов, полученных при выплавке из руды, от посторонних примесей.	Анодные процессы: Промышленный способ получения кислорода и водорода. Оксидирование алюминия Электрополировка поверхностей. (электроискровая обработка, электрозаточка). Электрогравировка.

Источник: https://www.eduspb.com/node/1769

1.15. Электрический ток в электролитах



Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.

Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.

Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией.

Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:

При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 1.15.1).

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.

Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.

Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме

Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:

Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.

Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.

Рисунок 1.15.1.Электролиз водного раствора хлорида меди

Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:

• Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:
• Величину k называют электрохимическим эквивалентом.
• Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:
  

Здесь m0 и q0 – масса и заряд одного иона, – число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m0 иона данного вещества к его заряду q0.

Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q0 = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде

Здесь NA – постоянная Авогадро, M = m0NA – молярная масса вещества, F = eNA – постоянная Фарадея.

F = eNA = 96485 Кл / моль.

1. Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.
2. Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:
   
3. Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

 

Лучшие школы, лагеря, ВУЗы за рубежом

Источник: https://physics.ru/courses/op25part2/content/chapter1/section/paragraph15/theory.html

Электрический ток в электролитах

Автор статьи — профессиональный репетитор, автор учебных пособий для подготовки к ЕГЭ Игорь Вячеславович Яковлев

Темы кодификатора ЕГЭ: носители свободных электрических зарядов в жидкостях

Электролитом мы называем раствор (или расплав) вещества, через который может идти электрический ток; при этом исходное вещество проводником тока не является.

Например, кристаллы поваренной соли не проводят ток. Дистиллированная вода — тоже диэлектрик. Однако при растворении соли в воде получается среда, через которую ток отлично проходит! Следовательно, солёная вода будет электролитом (Вот почему запрещено купаться во время грозы — в водоёмах всегда растворено некоторое количество солей. При ударе молнии по воде пойдёт электрический ток).

Электролитами оказываются растворы солей, кислот и оснований. Прохождение тока через эти растворы означает, что в них имеются свободные заряды. Откуда же они там берутся, если ни в воде, ни в исходном веществе свободных зарядов не было?

Электролитическая диссоциация

Механизм, обеспечивающий появление свободных зарядов в электролите, называется электролитической диссоциацией. Мы ограничимся рассмотрением электролитической диссоциации в растворах.

Вообще, диссоциация — это распад молекулы на составные части под влиянием тех или иных факторов.В процессе электролитической диссоциации молекулы растворяемого вещества распадаются на положительные и отрицательные ионы в результате действия электрических сил со стороны молекул воды.

Многие свойства воды объясняются тем, что её молекулы являются полярными, то есть в электрическом отношении ведут себя как диполи (напомним, что диполь — это система двух одинаковых по модулю и противоположных по знаку зарядов, расположенных на небольшом расстоянии друг от друга). Полярность молекул обусловлена их геометрическим устройством (рис. 1 (изображение с сайта howyourbrainworks.net)).

Рис. 1. Молекулы воды

Угол, образованный линиями центров атома кислорода и двух атомов водорода, составляет примерно . Кроме того, электронные оболочки смещены в сторону кислорода. В результате центры положительных и отрицательных зарядов оказываются пространственно разделёнными: «минусы» преобладают в кислородной части молекулы воды, а «плюсы» — в водородной части.

Будучи диполями, молекулы воды создают вокруг себя электрическое поле и действуют электрическими силами как друг на друга, так и на молекулы примесей (притягиваясь друг к другу противоположно заряженными частями, молекулы воды создают весьма прочные связи. Вот почему столь велики удельная теплоёмкость и удельная теплота парообразования воды — на разрыв этих связей требуется значительная энергия).

Почему же соли, кислоты и основания распадаются в воде на ионы? Всё дело в том, что молекулы этих веществ также являются полярными. Давайте вернёмся к нашему примеру с растворением поваренной соли .

У атома натрия на внешнем электронном уровне находится один электрон. Он слабо связан с атомом и всегда готов покинуть место своего обитания. У атома хлора на внешнем электронном уровне семь электронов — одного как раз не хватает до полного комплекта. Атом хлора всегда готов захватить себе недостающий электрон.

Поэтому при образовании молекулы внешний электрон атома натрия уходит к атому хлора, и в результате молекула становится полярной — она состоит из положительного иона и отрицательного иона . Эта молекула схематически изображена на рис. 2 (атом хлора крупнее, чем атом натрия).

Рис. 2. Молекула

Иными словами, с электрической точки зрения молекула также оказывается диполем.

Взаимодействие двух сортов диполей — молекул и — как раз и вызывает процесс растворения.

На рис. 3 мы видим, как протекает этот процесс (изображение с сайта intro.chem.okstate.edu). Более крупные зелёные шарики изображают ионы хлора, более мелкие серые — ионы натрия.

Рис. 3. Электролитическая диссоциация: растворение в воде

Левая часть рисунка показывает ситуацию до начала растворения. Крупица соли в виде небольшого кубического кристаллика (Кристаллическая решётка поваренной соли имеет кубическую структуру. В вершинах куба в шахматном порядке, крест-накрест расположены атомы натрия и хлора) только что оказалась в воде.

Сразу же начинается «электрическая атака» со стороны молекул воды.

Отрицательно заряженные (кислородные) части молекул обращаются к положительным ионам натрия, а положительные (водородные) части молекулы воды — к отрицательным ионам хлора.

Молекулы начинают «растягиваться» разнонаправленными электрическими силами притяжения к молекулам-диполям воды, и связь между ионами натрия и хлора, скрепляющая молекулу соли, ослабевает.

В конце концов эта связь становится настолько слабой, что удары соседних частиц, совершающих тепловое движение, разрушают молекулу . Она распадается на положительный ион и отрицательный ион .

В правой части рис. 3 мы видим результат такого распада: вырванные из кристаллической решётки ион хлора и ион натрия отправляются «в свободное плавание», окружённые прицепившимися к ним молекулами воды.

Обратите внимание, что молекулы воды прилипли к отрицательному иону хлора своими положительными водородными частями, а к положительному иону натрия, наоборот, повернулись их отрицательные кислородные части.

Таким образом, при растворении соли в воде появляются свободные заряды: положительные ионы и отрицательные ионы (рис. 4). Это и является необходимым условием прохождения тока через раствор.

Рис. 4. Раствор в воде

Описанный выше процесс растворения совершенно аналогично протекает и в случае других примесей.Так, щёлочь распадается в водном растворе на положительные ионы калия и отрицательные ионы гидроксильной группы .

Все ли молекулы растворяемого вещества распадутся на ионы? Это зависит от ряда условий.

Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся молекул к общему начальному числу молекул. При полном растворении вещества степень диссоциации равна .

Наряду с диссоциацией имеет место и обратный процесс: рекомбинация. А именно, две частицы противоположного знака могут встретиться и снова образовать нейтральную молекулу (рекомбинировать).

С течением времени в растворе устанавливается состояние динамического равновесия: среднее число диссоциаций в единицу времени равно среднему числу рекомбинаций, в результате чего концентрация раствора остаётся неизменной (вспомните аналогичную ситуацию с насыщенным паром: при динамическом равновесии пара и жидкости среднее число вылетевших из жидкости молекул равно среднему числу молекул, вернувшихся обратно из пара в жидкость, так что концентрация насыщенного пара неизменна).

• Процессы диссоциации-рекомбинации записываются в виде следующих уравнений, отражающих состояние динамического равновесия:

Изменение внешних условий может нарушить текущее динамическое равновесие и сместить его в ту или иную сторону. Например, при повышении температуры увеличивается скорость диссоциации, и концентрация положительных и отрицательных ионов в растворе возрастает.

Ионная проводимость

В металлах, как вы помните, имеется лишь один тип свободных зарядов — это свободные электроны. В электролитах ситуация иная: здесь возникают свободные заряды двух типов.

1. Положительные ионы, образовавшиеся из атомов металлов или водорода.

2. Отрицательные ионы — атомные или молекулярные кислотные остатки (например, или ), а также гидроксильная группа .

Второе отличие от металлов заключается в том, что носители свободных зарядов в электролите могут иметь заряд, равный по модулю как элементарному заряду , так и целому числу элементарных зарядов . Здесь — валентность атома или группы атомов; например, при растворении медного купороса имеем .

Если внешнего электрического поля нет, то свободные заряды электролита совершают лишь хаотическое тепловое движение наряду с окружающими молекулами. Но при наложении внешнего поля положительные и отрицательные ионы начинают упорядоченное движение.

Поместим в сосуд с электролитом два электрода; один из электродов присоединим к положительной клемме источника тока, а другой — к отрицательной (рис. 5).

Когда речь идёт о прохождении тока через электролиты, положительный электрод называют анодом, а отрицательный — катодом (Имеется народная мудрость для запоминания знаков анода и катода: Андрей — парень положительный, Катька — девка отрицательная ;-)).

Рис. 5. Ионная проводимость электролита

В электрическом поле, возникшем между электродами, положительные ионы электролита устремляются к «минусу» катода, а отрицательные ионы — к «плюсу» анода.

Таким образом, электрический ток в электролите образуется в результате встречного движения ионов: положительных — к катоду, отрицательных — к аноду.

На положительном аноде имеется недостаток электронов. Отрицательные ионы, достигнув анода, отдают ему свои лишние электроны; эти электроны отправляются по цепи к «плюсу» источника.

Наоборот, на отрицательном катоде — избыток электронов. Положительные ионы, придя на катод, забирают у него электроны, и это количество ушедших электронов немедленно восполняется их доставкой на катод с «минуса» источника.

Таким образом, в той части цепи, которая состоит из источника тока и металлических проводников, возникает циркуляция электронов по маршруту «анод источник катод».

Цепь замыкается электролитом, где электрический ток обеспечивается двусторонним движением ионов.

Электролиз

Положительные и отрицательные ионы, будучи носителями свободных зарядов, в то же время являются частицами вещества. Поэтому важнейшее отличие тока в электролитах от тока в металлах состоит в том, что электрический ток в электролите сопровождается переносом вещества.

Явление переноса вещества при прохождении электрического тока через электролит называется электролизом. Законы электролиза были экспериментально изучены Фарадеем.

В процессе электролиза происходит разложение растворённого вещества на составные части и выделение этих частей на электродах. Так, в растворе медного купороса положительные ионы меди идут на катод, в результате чего катод покрывается медью. Кислотный остаток выделяется на аноде.

Естественным образом возникает вопрос о нахождении массы вещества, выделяющегося на электроде за определённое время . Эта масса, очевидно, совпадает с массой данного вещества, перенесённого током за время через электролит.

Пусть — масса одного иона этого вещества, — заряд иона ( — валентность вещества). Предположим, что за время через электролит прошёл заряд . Число ионов, пришедших на электрод, тогда равно . Масса выделившегося на электроде вещества равна суммарной массе пришедших ионов:

(1)

Величина является характеристикой вещества и называется его электрохимическим эквивалентом. Значения электрохимических эквивалентов различных веществ приводятся в таблицах.

При протекании через электролит постоянного тока за время проходит заряд . Подставляя это в формулу (1), получим первую формулу Фарадея:

(2)

Первый закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества пропорциональна силе тока, протекающего через электролит, и времени прохождения тока.

1. Теперь преобразуем выражение для электрохимического эквивалента, введя молярную массу вещества:
2. Подставляя это выражение в (2), получим вторую формулу Фарадея:
3. (3)

Второй закон Фарадея. Масса выделяющегося на электроде вещества прямо пропорциональна молярной массе этого вещества и обратно пропорциональна его валентности.

• В формуле (3) мы видим произведение двух констант и . Оно также является константой и называется постоянной Фарадея:
• Кл/моль.
• Формула (3) с постоянной Фарадея запишется так:

Источник: https://ege-study.ru/ru/ege/materialy/fizika/elektricheskij-tok-v-elektrolitax/

Закон Фарадея для электролиза

В 1836 году Майкл Фарадей опубликовал выведенные математически количественные характеристики электролиза.

Обнаруженные взаимосвязи между количеством прошедшего через электролит электричества и количеством выделившегося при этом вещества впоследствии были названы законами Фарадея для электролиза.

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

Рис. 1. Майкл Фарадей.

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

где:

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

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

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

Соответственно, уравнение Фарадея приобретает вид:

Рис. 2. Первый закон Фарадея.

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

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

где:

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

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

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

k = (1/F) μeq или k = (1/zF)μ.

Рис. 3. Второй закон Фарадея.

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

Фарадей, проводя реакцию электролиза разных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону, масса вещества, осевшего на электрод, прямо пропорциональная количеству электричества, пропущенного через электролит: m = kq.

Второй закон отражает взаимосвязь электрохимического эквивалента и эквивалентной массы вещества: k = (1/F) μeq. Электрохимический эквивалент – количество выделившегося вещества при прохождении единицы электричества.

Эквивалентная масса – количество вещества, реагирующее с 1 молем водорода.

Средняя оценка: 4.3. Всего получено оценок: 69.

Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/zakon-faradeya-dlya-elektroliza-formula.html

Закон Фарадея для электролиза: формулы

Электрический ток, проходящий через растворы электролитов, способствует разложению веществ и дает возможность получать химически чистые материалы. Данный процесс получил наименование электролиза, нашедшего широкое применение в промышленном производстве.

Физические преобразования проводников, находящихся в жидкости, объясняет закон Фарадея для электролиза, на основании которого анод выполняет функцию положительного электрода, а катод – отрицательного.

С помощью него осуществляется очистка металлов от примесей и выполняется нанесение тонких покрытий, защищающих металлические поверхности.

Суть процесса электролиза

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

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

Таким образом, на катоде и аноде происходит накопление так называемых суммарных продуктов, состоящих из электрически нейтральных веществ. Весь процесс электролиза выполняется под напряжением, подаваемым на электроды.

Данное напряжение Uэл-за является типичным примером разности потенциалов, требующейся для обеспечения нормального течения электролитических реакций.

Чисто теоретически это напряжение принимает вид формулы: Uэл-за = Еа – Ек, в которой Еа и Ек являются потенциалами химических реакций, происходящих на аноде и катоде.

Существует определенная связь между количеством электричества, протекавшего через раствор, и количеством вещества, выделенного в период электролитической реакции. Данное явление было описано английским физиком Фарадеем и оформлено в виде двух законов.

Первый закон Фарадея

Данный закон был выведен ученым экспериментальным путем. Он определяет пропорциональную зависимость между массой вещества, образующегося на электроде и зарядом, проходящим через электролитический раствор.

Эту пропорцию наглядно отображает формула m=k х Q=k х I х t, где k является коэффициентом пропорциональности или электрохимическим эквивалентом, Q – заряд, прошедший через электролит, t – время прохождения заряда, m – масса вещества, образовавшегося на электроде в результате реакции.

Первый закон Фарадея служит для определения количества первичных продуктов, образовавшихся в процессе электролиза на электродах. Масса этого вещества составляет суммарную массу всех ионов, попавших на электрод.

N=Qq0 – определяет количество ионов, попавших на электрод за время прохождения заряда Q через раствор электролита.

Следовательно, величина электрохимического эквивалента k представляет собой соотношение массы иона m0 используемого вещества и заряда q0 этого иона.

Известно, что величина заряда иона составляет произведение валентности n этого вещества и элементарного заряда е, то есть, q0 = n х e. Исходя из этого, электрохимический эквивалент k будет выглядеть следующим образом: k = m0q0 = m0 х NAn х e х NA = 1F х μn.

В этой формуле NA является постоянной Авогадро, μ – молярной массой данного вещества. F = e х NA является постоянной Фарадея и составляет 96485 Кл/моль.

Числовое значение данной величины равняется заряду, который должен быть пропущен через раствор электролита, для того чтобы на электроде выделился 1 моль вещества с одинаковой валентностью. Рассматриваемый закон Фарадея для электролиза примет вид еще одной формулы: m = 1F х μn х I х t.

Сопротивление полупроводников

Второй закон Фарадея

Следующий закон ученого Фарадея описывает, как электрохимический эквивалент будет зависеть от атомной массы вещества и его валентности.

У этого коэффициента будет прямая пропорциональная зависимость с атомным весом и обратно пропорциональная – с валентностью вещества.

С введением данной величины, второй закон Фарадея формулируется как пропорция электрохимических эквивалентов вещества и собственных химических эквивалентов этих веществ.

Если значения электрохимических эквивалентов взять за k1, k2, k3…kn, а химические эквиваленты принять за х1, х2, х3…xn, то k1/x1 = k2/x2 = k3/x3…kn/xn.

Именно такое количество вещества в миллиграмм-эквивалентах выделяется на электродах за период прохождения в электролите электрического заряда, равного одному кулону.

Следовательно, второй закон Фарадея можно представить в виде формулы: k = cx. Если данной выражение использовать вместе с первым законом Фарадея, то в результате получится следующее выражение: m = kq = cxq = cxlt.

Здесь категория с представляет собой универсальную постоянную, в размере 0,00001036 г-экв/к.

Подобная формулировка дает возможность понять, что одни и те же токи, пропущенные через одинаковый промежуток времени в двух различных электролитах, выделят из них вещества с соблюдением рассмотренного химического эквивалента.

Поскольку x = A/n, то масса выделяемого вещества будет выглядеть как m = cA/nlt, с соблюдением прямой пропорции с атомным весом и обратной пропорции с валентностью.

Источник: https://electric-220.ru/news/zakon_faradeja_dlja_ehlektroliza/2018-10-06-1582

Лекция 1. Законы Фарадея

Наиболее точное определение количества электричества, проходящего через электрохимическую систему можно получить с помощью серебряного кулонометра.  В этом случае точность определения составляет 0,005% .

В серебряном кулонометре определяется масса серебра, выделяющаяся

из водного раствора нитрата серебра. Платиновая чаша служит Имеются системы, в которых весь ток расходуется только на одну электрохимическую реакцию. Такие электрохимические системы используются для измерения количества электричества и называются кулонометрами.

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

В объемных кулонометрах расчет производится на основании измерения объема получающихся веществ (газа в водородном кулонометре, жидкой ртути в ртутном кулонометре).

В титрационныхкулонометрах количествоэлектричества определяется по данным титрования веществ, образующихся в растворе в результате электродной реакции.

Медный кулонометр наиболее распространен в практике лабораторных исследований, т.к. он является простым в изготовлении и достаточно точным. Точность определения количества электричества составляет 0,1 %.

Кулонометр состоит из двух медных анодов и катода из тонкой медной фольги, расположенного между ними. Электролитом в медномкулонометре служит водный раствор состава: CuSO4 ∙ 5H2O, H2SO4 и этанол C2H5OH.

Серная кислота повышает электрическую проводимость электролита и, кроме того, препятствует образованию основных соединений меди в прикатодном пространстве, которые могут адсорбироваться на катоде, увеличивая тем самым его массу.

H2SO4в электролите медного кулонометра необходима для предотвращения накопления соединений Cu1+, которые могут образовываться в результате реакции диспропорционирования:

• Cu0+ Cu2+ → 2Cu+
• Этиловый спирт добавляют в электролит для получения более мелкокристаллических, компактных катодных осадков и с целью предотвращения окисления медных электродов кулонометра.
• О количестве прошедшего электричества судят по изменению массы катода, до и после электролиза.
• катодом, а анод готовится из чистого серебра.
• В качестве электролита в серебряном кулонометре используется нейтральный или слабокислый 30% раствор нитрата серебра.

Газовый водородно-кислородный кулонометр применяется для приближенных измерений малых количеств электричества.

В нем измеряют общий объем водорода и кислорода, выделяющихся при электролизе водного раствора H2SO4или NaOH, а из этой величины вычисляют количество прошедшего электричества.

Применяют эти кулонометры сравнительно редко, т.к. точность их небольшая, а в работе они менее удобны, чем весовые кулонометры.

Точность ртутного кулонометра составляет 1%, но он может работать при больших плотностях тока. Анодом служит ртуть. Уголь – катод. Электролитом служит раствор иодида ртути и иодида калия.

По уровню ртути в трубке рассчитывают количество электричества.

Наиболее распространенные из титрационныхкулонометров – йодный

и кулонометрКистяковского.

Йодныйкулонометр представляет собой сосуд с разделенными катодным и анодным пространствами платиновоиридиевыми электродами.

В анодное отделение вводят концентрированный раствор иодида калия с добавлением соляной кислоты, в катодное отделение – раствор соляной кислоты.

При пропускании тока на аноде выделяется йод, который затем титруют тиосульфатом натрия (Na2S2O3). По результатам титрования рассчитывают количество электричества.

Кулонометр Кистяковского — это стеклянный сосуд. Анодом служит серебряная проволока, впаянная в стеклянную трубку со ртутью, для обеспечения контакта.

Сосуд заполняют раствором нитрата калия (15-20%). В этот раствор погружают платиновоиридиевый катод. При пропускании тока происходит анодное растворение серебра.

И также по результатам титрования раствора рассчитывают количество электричества.

Источник: https://moodle.kstu.ru/mod/book/tool/print/index.php?id=11164

Электрический ток в электролитах

Электролиты — вещества, растворы которых проводят электрический ток. Это — класс проводников, в которых прохождение электрического тока всегда сопровождается химическими превращениями.

К электролитам относят, например, растворы солей, кислот и щелочей в воде или других жидкостях, а также расплавленные соли.

В растворах электролитов происходит электролитическая диссоциация — расщепление молекул электролита на положительные и отрицательные ионы под действием растворителя.

Поместим водный раствор поваренной соли в электролитическую ванну (рис.

264) с двумя электродами (проводниками, соединенными с источниками тока) — анодом (положительно заряженный электрод) и катодом (отрицательно заряженный электрод).

Под действием электрического поля (направление вектора напряженности Е указано на рисунке) хаотическое движение ионов, образовавшихся в результате дис-

социации, станет упорядоченным: положительные ионы (катионы) — ионы натрия — будут двигаться к катоду, отрицательные ионы (анионы) — ионы хлора — к аноду. Следовательно, электрический ток в растворах (равно как и в расплавах) электролитов — это упорядоченное (направленное) движение положительных и отрицательных ионов. Таким образом, электролиты обладают ионной проводимостью.

Для электролитов справедлив закон Ома. При прохождении электрического тока через электролит происходит его нагревание, и при этом выполняется закон Джоуля—Ленца.

Прохождение электрического тока через растворы электролитов вызывает выделение веществ, составляющих электролит на электродах. Выделение вещества на электродах при прохождении через раствор (электролит) электрического тока называется электролизом.

Первый закон электролиза (первый закон Фарадея). Масса т вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:

где k — электрохимический эквивалент вещества (определяется массой вещества, выделяющегося на электродах при прохождении через электролит заряда 1 Кл), I — сила тока, t — время пропускания тока через электролит.

Второй закон электролиза (второй закон Фарадея). Электрохимические эквиваленты веществ прямо пропорциональны их химическим эквивалентам:

• (М
• где химический эквивалент — — определяется отноше-
• (п )
• нием молярной массы М данного вещества к его валентности
• п; F — — — постоянная Фарадея.
• с
• Первый (1) и второй (2) законы Фарадея группируются в объединенный закон Фарадея:

откуда следует, что постоянная Фарадея определяется электрическим зарядом, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде массы любого веще-

где Na — постоянная Авогадро, е — элементарный электрический заряд. Постоянная Фарадея

Объединенный закон Фарадея (3) позволяет найти электрический заряд любого иона:

где п — валентность иона, F — постоянная Фарадея, NA — постоянная Авогадро. Если ион одновалентный (п = 1), то его заряд по модулю равен элементарному электрическому заряду, причем заряды ионов (как, впрочем, и любые электрические заряды) могут отличаться лишь на величины, кратные элементарному заряду (см. также п. 8.1).

Источник: https://bstudy.net/748098/spravochnik/elektricheskiy_elektrolitah