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:
- m0i = M/Na,
где М - молярная масса вещества, а Na - постоянная Авогадро.
Число ионов, которые достигнут электрода, вычисляется по следующей формуле:
- Ni = ∆q/q0i,
где ∆q = I*∆t - заряд, прошедший через электролит за время, равное ∆t, q0i - заряд иона.
Для того, чтобы определить заряд иона, используется следующая формула:
- q0i = n*e,
где n - валентность, e - элементарный заряд.
Собирая воедино все представленные формулы, получаем формулу для вычисления массы выделившегося на электроде вещества:
- m = (M*I*∆t)/(n*e*Na).
Теперь обозначим через k коэффициент пропорциональности между массой вещества и зарядом ∆q.
- k = M/(e*n*Na).
Этот коэффициент k будет зависеть от природы вещества. Тогда формулу массы вещества можно переписать в следующем виде:
- m = k*I*∆t.
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:
- M/Na = m0i,
- e*n = qi,
то формулу электрохимического эквивалента можно переписать в следующем виде:
- k = m0i/q0i.
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.
Все три емкости заполнены одинаковым электролитическим раствором. Через них будут протекать различные электрические токи, причем I1 = I2+I3. После включения установки в цепь подождем некоторое время. Потом отключим её и измерим массы веществ, выделившихся на электродах в каждом из сосудов m1, m2, m3. Можно будет убедиться, что массы веществ будут пропорциональны силам тока, которые проходили через соответствующий сосуд.
Из формулы
- m = (M*I*∆t)/(n*e*Na)
можно выразить значение заряда электрона
- e = (M*I*∆t)/(n*m*Na).
Батарейки используются в системе сигнализации, фонарях, часах, калькуляторах, аудиосистемах, игрушках, радио, автооборудовании, пультах дистанционного управления.
Аккумуляторы используются для запуска двигателей машин, возможно так же и применение в качестве временных источников электроэнергии в местах, удаленных от населенных пунктов.
Топливные элементы применяются в производстве электрической энергии (на электрических станциях), аварийных источниках энергии, автономном электроснабжении, транспорте, бортовом питании, мобильных устройствах.
Электролиз
Электро́лиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита .
Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами - проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом - отрицательный . Положительные ионы - катионы - (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) - движутся к катоду, отрицательные ионы - анионы - (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) - движутся к аноду.
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений [ источник не указан 1854 дня ] , диоксида марганца , пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также, электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Первый закон Фарадея
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит: если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональностиназываетсяэлектрохимическим эквивалентом вещества . Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
Второй закон Фарадея
Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты .
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент
где F - постоянная Фарадея .
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде
где М(г/моль) - молярная масса данного вещества, образовавшегося в результате электролиза; I(A) - сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ; дельта t(c)- время, в течение которого проводился электролиз; F (Кл·моль −1) - постоянная Фарадея; n - число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного).
Что может быть лучше, чем вечером понедельника почитать про основы электродинамики . Правильно, можно найти множество вещей, которые будут лучше. Тем не менее, мы все равно предлагаем Вам прочесть эту статью. Времени занимает не много, а полезная информация останется в подсознании. Например, на экзамене, в условиях стресса, можно будет успешно извлечь из недр памяти закон Фарадея. Так как законов Фарадея несколько, уточним, что здесь мы говорим о законе индукции Фарадея.
Электродинамика – раздел физики, изучающий электромагнитное поле во всех его проявлениях.
Это и взаимодействие электрического и магнитного полей, электрический ток, электро-магнитное излучение, влияние поля на заряженные тела.
Здесь мы не ставим целью рассмотреть всю электродинамику. Упаси Боже! Рассмотрим лучше один из основных ее законов, который называется законом электромагнитной индукции Фарадея .
История и определение
Фарадей, параллельно с Генри, открыл явление электромагнитной индукции в 1831 году. Правда, успел опубликовать результаты раньше. Закон Фарадея повсеместно используется в технике, в электродвигателях, трансформаторах, генераторах и дросселях. В чем суть закона Фарадея для электромагнитной индукции, если говорить просто? А вот в чем!
При изменении магнитного потока через замкнутый проводящий контур, в контуре возникает электрический ток. То есть, если мы скрутим из проволоки рамку и поместим ее в изменяющееся магнитное поле (возьмем магнит, и будем крутить его вокруг рамки), по рамке потечет ток!
Этот ток Фарадей назвал индукционным, а само явление окрестил электромагнитной индукцией.
Электромагнитная индукция – возникновение в замкнутом контуре электрического тока при изменении магнитного потока, проходящего через контур.
Формулировка основного закона электродинамики – закона электромагнитной индукции Фарадея, выглядит и звучит следующим образом:
ЭДС , возникающая в контуре, пропорциональна скорости изменения магнитного потока Ф через контур.
А откуда в формуле минус, спросите Вы. Для объяснения знака минус в этой формуле есть специальное правило Ленца . Оно гласит, что знак минус, в данном случае, указывает на то, как направлена возникающая ЭДС. Дело в том, что создаваемое индукционным током магнитное поле направлено так, что препятствует изменению магнитного потока, который вызвал индукционный ток.
Примеры решения задач
Вот вроде бы и все. Значение закона Фарадея фундаментально, ведь на использовании данного закона построена основа почти всей электрической промышленности. Чтобы понимание пришло быстрее, рассмотрим пример решения задачи на закон Фарадея.
И помните, друзья! Если задача засела, как кость в горле, и нет больше сил ее терпеть - обратитесь к нашим авторам! Теперь вы знаете . Мы быстро предоставим подробное решение и разъясним все вопросы!
Электролит всегда имеет определённое количество ионов со знаками "плюс" и "минус", получившихся в результате взаимодействия молекул растворённого вещества с растворителем. Когда в нем возникает электрическое поле, ионы начинают двигаться к электродам, положительные устремляются к катоду, отрицательные - к аноду. Дойдя до электродов, ионы отдают им свои заряды, превращаются в нейтральные атомы и отлагаются на электродах. Чем больше ионов подойдёт к электродам, тем больше будет отложено на них вещества.
К этому заключению мы можем прийти и опытным путём. Пропустим ток через водный раствор и будем наблюдать за выделением меди на угольном катоде. Мы обнаружим, что вначале он покроется едва заметным слоем меди, затем по мере пропускания тока он будет увеличиваться, а при долговременном пропускании тока можно получить на значительной толщины слой меди, к которому легко припаять, например, медный провод.
Явление выделения вещества на электродах во время прохождения тока сквозь электролит называется электролизом.
Пропуская через разные электролизы различные токи и тщательно измеряя массу вещества, выделяющегося на электродах из каждого электролита, английский в 1833 - 1834 гг. открыл два закона для электролиза.
Первый закон Фарадея устанавливает зависимость между массой выделившегося вещества при электролизе и величиной заряда, который прошел через электролит.
Закон этот формулируется следующим образом: масса вещества, которая выделилась при электролизе, на каждом электроде прямо пропорциональна величине заряда, который прошел сквозь электролит:
где m - масса вещества, которое выделилось, q - заряд.
Величина k - электрохимическимй эквивалент вещества. Она характерна для каждого вещества, выделяющегося при электролите.
Если в формуле принять q = 1 кулону, тогда k = m, т.е. электрохимический эквивалент вещества будет численно равняться массе вещества, выделенного из электролита при прохождении заряда в один кулон.
Выражая в формуле заряд через ток I и время t, получим:
Первый закон Фарадея проверяется на опыте следующим образом. Пропустим ток через электролиты А, В и С. Если все они одинаковые, то массы выделенного вещества в А, В и С будут относиться как токи I, I1, I2. При этом количество вещества, выделенного в А, будет равно сумме объемов, выделенных в В и С, так как ток I= I1+ I2.
Второй закон Фарадея устанавливает зависимость электрохимического эквивалента от атомного веса вещества и его валентности и формулируется следующим образом: электрохимический эквивалент вещества будет пропорционален их атомному весу, а также обратно пропорционален его валентности.
Отношение атомного веса вещества к его валентности называется химическим эквивалентом вещества. Введя эту величину, второй закон Фарадея сформулировать можно иначе: электрохимические эквиваленты вещества пропорциональны их собственным химическим эквивалентам.
Пусть электрохимические эквиваленты разных веществ соответственно равны k1 и k2, k3, …, kn, химические же эквиваленты тех же веществ x1 и x2, x23, …, xn, тогда k1 /k2 = x1 /x2, или k1/x1 = k2/x2 = k3/ x3 = … = kn/ xn.
Иначе говоря, отношение величины электрохимического эквивалента вещества к величине того же вещества есть величина постоянная, имеющая для всех веществ одно и то же значение:
Отсюда следует, что отношение k/x является постоянным для всех веществ:
k/x=c = 0, 01036 (мг-экв)/к.
Величина с показывает, сколько миллиграмм-эквивалентов вещества выделяется на электродах во время прохождения через электролит равно 1 кулону. Второй закон Фарадея представлен формулой:
Подставляя полученное выражение для k в первый закон Фарадея, оба можно объединить в одном выражении:
где с - универсальная постоянная, равная 0, 00001036 (г-экв)/к.
Эта формула показывает, что, пропуская одинаковые токи в течение одного и того же промежутка времени через два различных электролита, мы выделим из обоих электролитов количества веществ, относящихся как химические эквиваленты таковых.
Так как x=A/n, то можно написать:
т.е., масса вещества, выделенного на электродах при электролизе, будет прямо пропорциональна его току, времени и обратно пропорциональна валентности.
Второй закон Фарадея для электролиза, так же, как и первый, непосредственно вытекает из ионного характера тока в растворе.
Закон Фарадея, Ленца, а также многих других выдающихся физиков сыграл огромную роль в истории становления и развития физики.
Окислительно-восстановительный процесс, принудительно протекающий под действием электрического тока, называется электролизом.
Электролиз проводят в электролизере, заполненном электролитом, в который погружены электроды, подсоединенные к внешнему источнику тока.
Электрод, подсоединенный к отрицательному полюсу внешнего источника тока, называется катодом . На катоде протекают процессы восстановления частиц электролита. Электрод, подсоединенный к положительному полюсу источника тока, называется анодом . На аноде протекают процессы окисления частиц электролита или материала электрода.
Анодные процессы зависят от природы электролита и материала анода. В связи с этим различают электролиз с инертным и растворимым анодом.
Инертным называется анод, материал которого не окисляется в ходе электролиза. К инертным электродам относятся, например, графитовый (угольный) и платиновый.
Растворимым называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. Большинство металлических электродов являются растворимыми.
В качестве электролита могут быть использованы растворы или расплавы. В растворе или расплаве электролита ионы находятся в хаотичном движении. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, а анионы - к аноду и, соответственно, на электродах они могут разряжаться.
При электролизе расплавов с инертными электродами на катоде возможно восстановление только катионов металла, а на аноде − окисление анионов.
При электролизе водных растворов на катоде кроме катионов металла, могут восстанавливаться молекулы воды, а в кислых растворах - ионы водорода Н + . Таким образом, на катоде возможны следующие конкурирующие реакции:
(-) К: Ме n + + nē → Me
2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2 OH -
2Н + + 2 ē
→ Н 2 
На катоде в первую очередь протекает реакция с наибольшим значением электродного потенциала.
При электролизе водных растворов с растворимым анодом , кроме окисления анионов, возможны реакции окисления самого электрода, молекул воды и в щелочных растворах гидроксид-ионов (ОН -):
(+) А: Me - n ē → Ме n +
окисление аниона Е 0
2H 2 O – 4 ē
O 2 + 4 H + 
4OH – - 4 ē
= O 2 +2H 2 O 
На аноде в первую очередь протекает реакция с наименьшим значением электродного потенциала.
Для электродных реакций приведены равновесные потенциалы в отсутствии электрического тока.
Электролиз - процесс неравновесный, поэтому потенциалы электродных реакций под током отличаются от своих равновесных значений. Смещение потенциала электрода от его равновесного значения под влиянием внешнего тока называется электродной поляризацией. Величина поляризации называется перенапряжением. На величину перенапряжения влияют многие факторы: природа материала электрода, плотность тока, температура, рН-среды и др.
Перенапряжения катодного выделения металлов сравнительно невелики.
С высоким перенапряжением, как правило, протекает процесс образования газов, таких как водород и кислород. Минимальное перенапряжение водорода на катоде в кислых растворах наблюдается на Pt (h=0,1 В), а максимальное −на свинце, цинке, кадмии и ртути. Перенапряжение изменяется при замене кислых растворов на щелочные. Например, на платине в щелочной среде перенапряжение водорода h=0,31 В (см. приложение).
Анодное выделение кислорода также связано с перенапряжением. Минимальное перенапряжение выделения кислорода наблюдается на Pt-электродах (h=0,7 В), а максимальное − на цинке, ртути и свинце (см. приложение).
Из вышеизложенного следует, что при электролизе водных растворов:
1) на катоде восстанавливаются ионы металлов, электродные потенциалы которых больше потенциала восстановления воды (-0,82В). Ионы металлов, имеющие более отрицательные электродные потенциалы чем -0,82В, не восстанавливаются. К ним относятся ионы щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия.
2) на инертном аноде с учетом перенапряжения кислорода протекает окисление тех анионов, потенциал которых меньше потенциала окисления воды (+1,23В). К таким анионам относятся, например, I - , Br - , Cl - , NO 2 - , ОН - . Анионы СO 3 2- , РO 4 3- , NO 3 - , F - - не окисляемы.
3) при электролизе с растворимым анодом, в нейтральных и кислых средах растворяются электроды из тех металлов, электродный потенциал которых меньше +1,23В, а в щелочных – меньше, чем +0,413В.
Суммарными продуктами процессов на катоде и аноде являются электронейтральные вещества.
Для осуществления процесса электролиза на электроды необходимо подать напряжение. Напряжение электролиза U эл-за – это разность потенциалов, необходимая для протекания реакций на катоде и аноде. Теоретическое напряжение электролиза (U эл-за, теор) без учета перенапряжения, омического падения напряжения в проводниках первого рода и в электролите
U эл-за, теор = E а – E к, (7)
где E а, E к - потенциалы анодных и катодных реакций.
Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества и количеством прошедшего через электролит тока выражается двумя законами Фарадея.
I закон Фарадея. Количество вещества, образовавшегося на электроде при электролизе, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшему через раствор (расплав) электролита:
где k – электрохимический эквивалент, г/Кл или г/А·ч; Q – количество электричества, Кулон, Q =It ; t -время, с; I -ток, А; F = 96500 Кл/моль (А·с/моль) = 26,8 А·ч/моль – постоянная Фарадея; Э- эквивалентная масса вещества, г/моль.
В электрохимических реакциях эквивалентная масса вещества определяется:
n –число электронов, участвующих в электродной реакции образования этого вещества.
II закон Фарадея. При прохождении через разные электролиты одного и того же количества электричества массы веществ, выделившихся на электродах, пропорциональны их эквивалентным массам:
где m 1 и m 2 – массы веществ 1 и 2, Э 1 и Э 2, г/моль – эквивалентные массы веществ 1 и 2.
На практике часто вследствие протекания конкурирующих окислительно-восстановительных процессов на электродах образуется меньше вещества, чем соответствует прошедшему через раствор электричеству.
Для характеристики потерь электричества при электролизе введено понятие «Выход по току». Выходом по току В т
называется выраженное в процентах отношение количества фактически полученного продукта электролиза m
факт. к теоретически рассчитанному m
теор: 
Пример 10 . Какие процессы будут протекать при электролизе водного раствора сульфата натрия с угольным анодом? Какие вещества будут выделяться на электродах, если угольный электрод заменить на медный?
Решение: В растворе сульфата натрия в электродных процессах могут участвовать ионы натрия Na + , SO 4 2- и молекулы воды. Угольные электроды относятся к инертным электродам.
На катоде возможны следующие процессы восстановления:
(-) К: Na + + ē
→ Na 
2H 2 O + 2 ē
→ H 2 + 2 OH - 
На катоде в первую очередь протекает реакция с наибольшим значением электродного потенциала. Поэтому на катоде будет происходить восстановление молекул воды, сопровождающееся выделением водорода и образованием в прикатодном пространстве гидроксид- ионов ОН - . Имеющиеся у катода ионы натрия Na + совместно с ионами ОН - будут образовывать раствор щелочи NaOH.
(+)А: 2 SO 4 2- - 2 ē
→ S 2 O 8 2- 
2 H 2 O - 4 ē
→ 4H + + O 2 
.
На аноде в первую очередь протекает реакция с наименьшим значением электродного потенциала. Поэтому на аноде будет протекать окисление молекул воды с выделением кислорода, а в прианодном пространстве накапливаются ионы Н + . Имеющиеся у анода ионы SO 4 2- с ионами Н + будут образовывать раствор серной кислоты H 2 SO 4 .
Суммарная реакция электролиза выражается уравнением:
2 Na 2 SO 4 + 6H 2 O = 2H 2 + 4 NaOH + O 2 + 2H 2 SO 4 .
катодные продукты анодные продукты
При замене угольного (инертного) анода на медный на аноде становится возможным протекание еще одной реакции окисления – растворение меди:
Cu – 2 ē
→ Cu 2+ 
Этот процесс характеризуется меньшим значением потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе Na 2 SO 4 с медным анодом на аноде пройдет окисление меди, а в анодном пространстве будет накапливаться сульфат меди CuSO 4 . Cуммарная реакция электролиза выразится уравнением:
Na 2 SO 4 + 2H 2 O + Cu = H 2 + 2 NaOH + CuSO 4 .
катодные продукты анодный продукт
Пример 11 . Составьте уравнение процессов, протекающих при электролизе водного раствора хлорида никеля NiCl 2 с инертным анодом.
Решение: В растворе хлорида никеля в электродных процессах могут участвовать ионы никеля Ni 2+ , Cl - и молекулы воды. В качестве инертного анода можно использовать графитовый электрод.
На катоде возможны следующие реакции:
(-) К: Ni 2+ + 2 ē
→ Ni 
2H 2 O + 2 ē
→ H 2 + 2 OH - 
Потенциал первой реакции выше, поэтому на катоде протекает восстановление ионов никеля.
На аноде возможны следующие реакции:
(+) А: 2 Cl - - 2 ē
→ Cl 2 
2H 2 O – 4 ē
O 2 + 4 H + 
.
Согласно величинам стандартных электродных потенциалов на аноде
должен выделяться кислород. В действительности, из-за высокого перенапряжения кислорода на электроде выделяется хлор. Величина перенапряжения зависит от материала, из которого изготовлен электрод. Для графита перенапряжение кислорода составляет 1,17 В при плотности тока равной 1а/см 2 , что повышает потенциал окисления воды до 2,4 В.
Следовательно, электролиз раствора хлорида никеля протекает с образованием никеля и хлора:
Ni 2+ + 2Cl - = Ni + Cl 2 .
на катоде на аноде
Пример 12 . Вычислить массу вещества и объем газа, выделившихся на инертных электродах при электролизе водного раствора нитрата серебра AgNO 3 , если время электролиза составляет 25 мин, а сила тока 3 А.
Решение. При электролизе водного раствора AgNO 3 в случае с нерастворимым анодом (например, графитовый) на электродах протекают процессы:
(-) К: Ag + + ē
→ Ag 
,
2H 2 O + 2 ē → H 2 + 2OH - .
Потенциал первой реакции выше, поэтому на катоде протекает восстановление ионов серебра.
(+) A: 2H 2 O – 4 ē
O 2 + 4 H + 
,
анион NO 3 - не окисляем.
Г или в литрах 
л.
Задания
5. Записать реакции электролиза на инертных электродах и вычислить массу вещества, полученного на катоде, и объем газа, выделившегося на аноде, при электролизе растворов электролитов, если время электролиза 20 минут, сила тока I =2А, если выход по току В т =100%. Какие вещества будут выделяться на электродах при замене инертного анода на металлический, указанный в задании?
| №№ | Электролит | Металлический электрод |
| CuSO 4 | Cu | |
| MgCl 2 | Ni | |
| Zn(NO 3) 2 | Zn | |
| SnF 2 | Sn | |
| CdSO 4 | Cd | |
| FeCl 2 | Fe | |
| AgNO 3 | Ag | |
| HCl | Co | |
| CoSO 4 | Co | |
| NiCl 2 | Ni |
Окончание таблицы