Faradayn kemian ja fysiikan lait - lyhyt selitys yksinkertaisin sanoin. Elektrolyysin lait

1. Faradayn ensimmäinen laki on sähkökemian kvantitatiivinen peruslaki.

2.Sähkökemiallinen vastine.

3. Coulometers. Colourometrien luokitus.

4. Aineen poistuminen virralla.

5. Menetelmät virran ulostulon määrittämiseksi käytettäessä tasa- ja pulssivirtaa.

6. Faradayn toinen laki.

7. Ilmeiset Faradayn laeista poikkeavat tapaukset.

1. Faradayn ensimmäinen laki

Kulonometrejä on kolme päätyyppiä: gravimetriset (gravimetriset), volumetriset (volumetriset) ja titrausmittaimet.

Punnituskulometreissä (näihin kuuluvat hopea ja kupari) niiden läpi kulkevan sähkön määrä lasketaan katodin tai anodin massan muutoksesta. Tilavuuskulometreissä laskenta perustuu tuloksena olevien aineiden tilavuuden mittaamiseen (kaasu vetykulometrissä, nestemäistä elohopeaa elohopeakulometrissä). Titrauskulometreissä sähkön määrä määritetään elektrodireaktion seurauksena liuoksessa muodostuneiden aineiden titraustiedoista.

Kupari coulometri yleisin laboratoriotutkimuskäytännössä, koska se on helppo valmistaa ja melko tarkka. Sähkömäärän määritystarkkuus on 0,1 %. Kulumetri koostuu kahdesta kuparianodista ja niiden välissä olevasta ohuesta kuparikalvokatodista. Kuparikolometrin elektrolyytti on vesiliuos, jonka koostumus on seuraava: CuSO 4 ∙ 5H 2 O, H 2 SO 4 ja etanoli C 2 H 5 OH. Rikkihappo lisääntyy sähkönjohtavuus elektrolyyttiä ja lisäksi estää emäksisten kupariyhdisteiden muodostumisen katoditilaan, jotka voivat adsorboitua katodille, mikä lisää sen massaa. H 2 SO 4 kuparikolonometrin elektrolyytissä on välttämätön Cu 1+ -yhdisteiden kertymisen estämiseksi, joita voi muodostua disproportionaatioreaktion seurauksena:

Cu 0 + Cu 2+ → 2Cu+

Etyylialkoholia lisätään elektrolyyttiin hienojakoisempien, tiiviimpien katodikerrostumien saamiseksi ja coulometrin kuparielektrodien hapettumisen estämiseksi.

Kuljetetun sähkön määrä arvioidaan katodin massan muutoksen perusteella ennen ja jälkeen elektrolyysin.

katodi, ja anodi on valmistettu puhtaasta hopeasta.

Neutraalia tai lievästi hapanta 30 % hopeanitraattiliuosta käytetään elektrolyyttinä hopeakulometrissä.

Kaasu vety-happi kullometri käytetään pienten sähkömäärien likimääräisiin mittauksiin. Se mittaa elektrolyysin aikana vapautuvan vedyn ja hapen kokonaistilavuutta vesiliuos H 2 SO 4 tai NaOH, ja tästä arvosta lasketaan kuljetetun sähkön määrä. Näitä kulometrejä käytetään suhteellisen harvoin, koska Niiden tarkkuus on alhainen, ja niitä on vähemmän kätevä käyttää kuin punnituskulometrejä.

Volumetriset coulometrit sisältävät myös elohopeakulometri. Sitä käytetään pääasiassa teollisuudessa sähkön määrän mittaamiseen. Elohopeakulometrin tarkkuus on 1%, mutta se voi toimia suurilla virrantiheyksillä. Anodi on elohopeaa. Hiili on katodi. Elektrolyytti on elohopeajodidin ja kaliumjodidin liuos. Sähkön määrä lasketaan putken elohopean tasosta.

Yleisin niistä titrauskulometrit-jodi

Ja Kistyakovsky coulometri.

Jodikulometri on astia, jossa on platina-iridium-elektrodit, jotka on erotettu katodi- ja anodivälillä. Ruiskutettu anodiosastoon väkevöity liuos kaliumjodidi lisäämällä kloorivetyhappoa katodiosastoon - suolahappoliuos. Kun virta johdetaan anodin läpi, vapautuu jodia, joka sitten titrataan natriumtiosulfaatilla (Na 2 S 2 O 3). Titraustulosten perusteella lasketaan sähkön määrä.

Kistyakovsky coulometri- Tämä on lasiastia. Anodi on hopealanka, joka on juotettu lasiputkeen elohopealla kontaktin varmistamiseksi. Astia täytetään kaliumnitraattiliuoksella (15-20 %). Platina-iridiumkatodi upotetaan tähän liuokseen. Kun virta kulkee, hopea liukenee anodisesti. Ja myös liuoksen titraustulosten perusteella lasketaan sähkön määrä.

4. Nykyinen lähtö

Zn 2+ +2ē →Zn

Jos elektrodin yli kulkee useita rinnakkaisia ​​sähkövirtoja kemialliset reaktiot, silloin Faradayn ensimmäinen laki on voimassa jokaiselle niistä.

Käytännön syistä, jotta voidaan ottaa huomioon, mikä osa sähkökemiallisen järjestelmän läpi kulkevasta virrasta tai määrästä sähköä kuluu kuhunkin tiettyyn reaktioon, käsite aineen ulostulo virralla.

Siten VT mahdollistaa sen osan sähkökemiallisen järjestelmän läpi kulkevasta sähkömäärästä, joka vastaa tämän sähkökemiallisen reaktion osuutta.

VT:n tuntemus on välttämätöntä sekä teoreettisten kysymysten ratkaisemisessa: esimerkiksi osittaisten polarisaatiokäyrien muodostamisessa ja sähkökemiallisen reaktion mekanismin selvittämisessä, että metallien, ei-metallien, metalliseosten sähkösaostuksen käytännössä, jotta voidaan arvioida osittaispolarisaatiokäyriä. tekninen operaatio. Käytännössä VT määritetään useimmiten jakamalla aineen käytännön massa Faradayn lain määräämällä teoreettisella massalla.

m käytännöllinen – aineen massa, joka käytännössä muuttuu tietyn sähkömäärän läpikulun seurauksena; m teoria on aineen massa, jonka pitäisi teoreettisesti muuttua, kun se kulkee läpi saman määrän sähköä.

Katodilla tapahtuvien prosessien VT ei yleensä ole sama kuin anodisten prosessien VT, joten on tarpeen erottaa katodin ja anodin virran lähtö. Tähän asti olemme tarkastelleet tapauksia VT:n määrittämiseksi, kun tasavirta kulkee ensimmäisen tyypin johtimen ja toisen tyypin johtimen välisen rajapinnan läpi.

5. Menetelmät VT:n määrittämiseksi pulssivirran avulla

Jos pulssivirta kulkee vaiherajapinnan läpi, syntyy suuria vaikeuksia VT:n määrittämisessä. Pulssielektrolyysin aikana ei ole olemassa yhtä menetelmää tai laitetta VT:n määrittämiseksi. VT:n määrittämisen vaikeus pulssielektrolyysiolosuhteissa johtuu siitä, että järjestelmän läpi kulkeva virta ei kulu ainoastaan ​​sähkökemialliseen reaktioon, vaan myös sähköisen kaksoiskerroksen lataamiseen. Rajapinnan läpi kulkevaa sähkövirtaa, joka aiheuttaa sähkökemiallisen muutoksen, kutsutaan usein Faraday-virraksi. Latausvirta kuluu sähköisen kaksoiskerroksen lataamiseen, liuottimen, itse reagenssin, ts. kaikki, mikä luo edellytykset sähkökemiallisen reaktion tapahtumiselle, joten sähkökemiallisen järjestelmän läpi kulkevan kokonaisvirran lauseke on seuraava:

I = Iz + Iph, jossa Iz on latausvirta, Iph on Faradayn virta.

Jos VT:n absoluuttisia arvoja ei ole tarpeen määrittää, niin saostuman liuottamiseen käytetyn sähkön määrän suhdetta sen muodostumiseen käytettyyn sähkömäärään voidaan käyttää kriteerinä pulssielektrolyysin tehokkuuden arvioinnissa. .

6. Faradayn toinen laki.

Matemaattisesti tämä laki ilmaistaan ​​yhtälöllä:

Faradayn toinen laki on suora seuraus ensimmäisestä laista. Faradayn toinen laki heijastaa suhdetta, joka vallitsee reagoineen aineen määrän ja sen kemiallisen luonteen välillä.

Faradayn toisen lain mukaan:

Jos ensimmäisen tyyppisen johtimen ja toisen tyyppisen johtimen rajapinnassa tapahtuu yksi ja vain yksi sähkökemiallinen reaktio, johon osallistuu useita aineita, niin reaktion muunnoksissa olevien massat liittyvät toisiinsa niiden kemialliset vastineet.

7. Ilmeiset Faradayn laeista poikkeavat tapaukset

Faradayn ensimmäinen laki, joka perustuu aineen ja sähkön atomiluonteeseen, on tarkka luonnonlaki. Siitä ei voi olla poikkeamia. Jos laskelmissa havaitaan käytännössä poikkeamia tästä laista, ne johtuvat aina pääsähkökemiallisen reaktion mukana tulevien prosessien puutteellisesta huomioimisesta. Esimerkiksi NaCl:n vesiliuoksen elektrolyysin aikana järjestelmässä, jossa on platinaelektrodit ja anodi- ja katoditilat, jotka on erotettu huokoisella kalvolla, katodissa tapahtuu seuraava reaktio:

2H 2O + 2ē = H2 + 2OH -

ja anodilla: 2Cl - - 2ē = Cl 2

Muodostuvan kloorikaasun määrä on aina pienempi kuin mitä Faradayn lain mukaan seuraa, koska Cl2 liukenee elektrolyyttiin ja käy läpi hydrolyysireaktion:

Cl2 + H20 → HCl+ HClO

Jos otamme huomioon veden kanssa reagoineen kloorin massa, saadaan Faradayn lain mukaan laskettua tulosta vastaava tulos.

Tai monien metallien anodisen liukenemisen aikana tapahtuu kaksi prosessia rinnakkain - normaalivalenssisten ionien muodostuminen ja niin sanotut subionit - ts. pienemmän valenssin ionit, esimerkiksi: Cu 0 - 2ē → Cu 2+ ja

Cu-1ē → Cu +. Siksi Faradayn lain mukainen laskelma olettaen, että muodostuu vain korkeimman valenssin ioneja, osoittautuu virheelliseksi.

Usein elektrodilla ei tapahdu yhtä sähkökemiallista reaktiota, vaan useita itsenäisiä rinnakkaisia ​​reaktioita. Esimerkiksi, kun Zn erotetaan happamasta ZnSO 4 -liuoksesta yhdessä Zn-ionien purkamisen kanssa:

Zn 2+ +2ē →Zn

hydroniumionien pelkistysreaktio tapahtuu: 2H 3 O + +2ē → H 2 + 2H 2 O.

Jos elektrodilla tapahtuu useita rinnakkaisia ​​sähkökemiallisia reaktioita, Faradayn ensimmäinen laki pätee jokaiselle niistä.

Elektrolyysin lait (Faradayn lait)

Koska sähkövirran kulkeminen sähkökemiallisten järjestelmien läpi liittyy kemiallisiin muutoksiin, virtaavan sähkön määrän ja reagoineiden aineiden määrän välillä on oltava tietty suhde. Sen löysi Faraday, ja se ilmaistiin ensimmäisissä sähkökemian kvantitatiivisissa laeissa, joita myöhemmin kutsuttiin Faradayn laeiksi.

Faradayn ensimmäinen laki . Elektrolyysin aikana muuntuvien aineiden määrät ovat verrannollisia elektrolyytin läpi kulkevan sähkön määrään:

Dm = k e q = k uh se ,

Dm on reagoineen aineen määrä; k e – jokin suhteellisuuskerroin; q on sähkön määrä, joka on yhtä suuri kuin virran I ja ajan t tulo. Josq = It = 1, niinDm = k eli kerroin k e edustaa aineen määrää, joka on reagoinut sähkön yksikkömäärän virtauksen seurauksena. Kerroin k uhnimeltään sähkökemiallinen ekvivalentti .

Faradayn toinen laki kuvastaa suhdetta, joka vallitsee reagoineen aineen määrän ja sen luonteen välillä: jatkuvalla sähkömäärällä erilaisten aineiden massat muuttuvat elektrodeilla (vapautuminen liuoksesta, valenssin muutos), ovat verrannollisia näiden aineiden kemiallisiin ekvivalentteihin:

Dm i/A i= vakio .

Molemmat Faradayn lait voidaan yhdistää yhdeksi yleiseksi laiksi: erittää tai muuttaa virran 1 avulla g-ekv mikä tahansa aine (1/zmooli ainetta) vaatii aina saman määrän sähköä, ns Faradayn numero (tai Faraday ):

Dm = Se=Se .

Faraday-luvun tarkasti mitattu arvo

F = 96484,52 ± 0,038 C/g-ekv.

Tämä on varaus, jonka yhden gramman ekvivalentti kaikenlaisia ​​ioneja kuljettaa. Kerrotaan tämä lukuz (määrä perusmaksut ioni), saamme 1:n kuljettaman sähkön määrän g-ioni . Jakamalla Faraday-luvun Avogadron luvulla, saadaan yhden yksiarvoisen ionin varaus, yhtä suuri kuin lataus elektroni:

e = 96484,52 / (6,022035 × 10 23) = 1,6021913 × 10-19 luokka.

Faradayn vuonna 1833 löytämiä lakeja noudatetaan tiukasti toisen tyypin johtimien osalta. Havaitut poikkeamat Faradayn laeista ovat ilmeisiä. Ne liittyvät usein huomioimattomien rinnakkaisten sähkökemiallisten reaktioiden esiintymiseen. Poikkeamat Faradayn laista teollisuusasennuksissa liittyvät virtavuotojin, aineen hävikkiin liuosta ruiskutettaessa jne. SISÄÄN tekniset asennukset elektrolyysillä saadun tuotteen määrän suhde Faradayn lain perusteella laskettuun määrään on pienempi kuin yksikkö ja ns. nykyinen lähtö :

B T = = .

Huolellisilla laboratoriomittauksilla yksiselitteisesti tapahtuville sähkökemiallisille reaktioille virta on yhtä suuri kuin yksikkö (kokeellisten virheiden rajoissa). Faradayn lakia noudatetaan tiukasti, joten se on tarkin menetelmä piirin läpi kulkevan sähkön määrän mittaamiseksi elektrodille kertyneen aineen määrällä. Käytä tällaisiin mittauksiin coulometrit . Kulometreinä käytetään sähkökemiallisia järjestelmiä, joissa ei ole rinnakkaisia ​​sähkökemiallisia ja sivukemiallisia reaktioita. Menetelmillä muodostuneiden aineiden määrän määrittämiseksi coulometrit jaetaan sähkögravimetrisiin, kaasu- ja titrausmittauksiin. Esimerkki sähkögravimetrisistä kulometreistä ovat hopea- ja kuparikolometrit. Richardsonin hopeakulometrin toiminta, joka on elektrolysaattori

(–) Agï AgNO3× aqï Ag (+) ,

perustuu katodille elektrolyysin aikana kertyneen hopean massan punnitsemiseen. Kun katodin läpi johdetaan 96500 C (1 faraday) sähköä, vapautuu 1 g-ekvivalentti hopeaa (107 g). Kun ohitetaann F sähköä, katodilla vapautuu kokeellisesti määritetty massa (Dm Vastaanottaja). Siirrettyjen Faraday-sähkön määrä määritetään suhteesta

n = Dm /107 .

Kuparikolonometrin toimintaperiaate on samanlainen.

Kaasukulometreissä elektrolyysin tuotteet ovat kaasuja, ja elektrodeille vapautuvien aineiden määrät määritetään mittaamalla niiden tilavuudet. Esimerkki tällaisesta laitteesta on veden elektrolyysiin perustuva kaasukulometri. Elektrolyysin aikana katodilla vapautuu vetyä:

2H20+2 e– =2OH – +H2,

ja anodilla - happi:

H20=2H++1/202+2 e – V– vapautuneen kaasun kokonaismäärä, m3.

Titrauskulometreissä elektrolyysin aikana muodostuvan aineen määrä määritetään titrimetrisesti. Tämän tyyppinen kulometri sisältää Kistyakovsky-titrauskulometrin, joka on sähkökemiallinen järjestelmä

(–) Ptï KNO3, HNO3ï Ag (+) .

Elektrolyysiprosessin aikana hopeanodi liukenee muodostaen hopeaioneja, jotka titrataan. Sähkön Faraday-luku määräytyy kaavan mukaan

n = mVc ,

Missä m– liuoksen massa, g; V– 1 gramman anodinestettä titraamiseen käytetyn titrausaineen tilavuus; c – titrausainepitoisuus, g-ekv/cm3.

Mikä olisikaan parempi tapa lukea perusasiat maanantai-iltana? sähködynamiikka. Aivan oikein, voit löytää monia asioita, jotka ovat parempia. Suosittelemme kuitenkin lukemaan tämän artikkelin. Se ei vie paljon aikaa, mutta hyödyllistä tietoa jää alitajuntaan. Esimerkiksi kokeen aikana, stressin alaisena, on mahdollista poimia onnistuneesti Faradayn laki muistin syvyyksistä. Koska Faradayn lakeja on useita, selvennetään, että tässä puhutaan Faradayn induktiolaista.

Elektrodynamiikka– fysiikan haara, joka tutkii sähkömagneettista kenttää sen kaikissa ilmenemismuodoissa.

Tämä sisältää sähkö- ja magneettikenttien vuorovaikutuksen, sähkövirran, sähkömagneettisen säteilyn ja kentän vaikutuksen varautuneisiin kappaleisiin.

Tässä ei pyritä tarkastelemaan kaikkea sähködynamiikkaa. Jumala varjelkoon! Tarkastellaanpa paremmin yhtä sen peruslakeista, jota kutsutaan lain mukaan elektromagneettinen induktio Faraday.

Historia ja määritelmä

Faraday, rinnakkain Henryn kanssa, löysi sähkömagneettisen induktion ilmiön vuonna 1831. Totta, onnistuin julkaisemaan tulokset aiemmin. Faradayn lakia käytetään laajalti tekniikassa, sähkömoottoreissa, muuntajissa, generaattoreissa ja kuristimissa. Mikä on Faradayn sähkömagneettisen induktion lain ydin yksinkertaisesti sanottuna? Tässä on asiaa!

Kun magneettivuo muuttuu suljetun johtavan silmukan kautta, silmukkaan syntyy sähkövirtaa. Eli jos kierrämme kehyksen lankasta ja asetamme sen muuttuvaan magneettikenttään (ota magneetti ja käännä se kehyksen ympärille), virta kulkee kehyksen läpi!

Faraday kutsui tätä virran induktioksi, ja itse ilmiötä kutsuttiin sähkömagneettiseksi induktioksi.

Elektromagneettinen induktio– sähkövirran esiintyminen suljetussa piirissä, kun piirin läpi kulkeva magneettivuo muuttuu.

Sähködynamiikan peruslain - Faradayn sähkömagneettisen induktion lain - muotoilu näyttää ja kuulostaa seuraavalta:

EMF, joka syntyy piirissä, on verrannollinen magneettivuon muutosnopeuteen F piirin kautta.

Mistä kaavan miinus tulee, kysyt? Miinusmerkin selittämiseksi tässä kaavassa on erityinen Lenzin sääntö. Se sanoo, että miinusmerkki tässä tapauksessa osoittaa nousevan emf:n suunnan. Tosiasia on, että induktiovirran luoma magneettikenttä on suunnattu siten, että se estää induktiovirran aiheuttaneen magneettivuon muutoksen.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

Siinä näyttää olevan kaikki. Faradayn lain merkitys on perustavanlaatuinen, koska lähes koko sähköteollisuuden perusta rakentuu tämän lain käyttöön. Jotta ymmärtäisit nopeammin, katsotaanpa esimerkkiä ongelman ratkaisemisesta Faradayn lain avulla.

Ja muistakaa ystävät! Jos tehtävä on jumissa kuin luu kurkkuun, ja ei lisää voimaa sietää sitä - ota yhteyttä kirjoittajiimme! Nyt tiedät . Toimitamme nopeasti yksityiskohtainen ratkaisu ja selitämme kaikki kysymykset!

Elektrolyysi on fysikaalinen ja kemiallinen prosessi, joka suoritetaan eri aineiden liuoksissa elektrodeilla (katodi ja anodi). On monia aineita, jotka hajoavat kemiallisesti komponenteiksi, kun sähkövirta kulkee niiden liuoksen tai sulan läpi. Niitä kutsutaan elektrolyytiksi. Näitä ovat monet hapot, suolat ja emäkset. On olemassa vahvoja ja heikkoja elektrolyyttejä, mutta tämä jako on mielivaltainen. Joissakin tapauksissa heikoilla elektrolyyteillä on vahvojen elektrolyyttien ominaisuuksia ja päinvastoin.

Kun virta johdetaan liuoksen tai sulan elektrolyytin läpi, elektrodeille kerrostuu erilaisia ​​metalleja (happojen tapauksessa vety yksinkertaisesti vapautuu). Tämän ominaisuuden avulla voit laskea vapautuneen aineen massan. Tällaisia ​​kokeita varten käytetään kuparisulfaattiliuosta. Punainen kuparikerrostuma näkyy helposti hiilikatodissa, kun virta kulkee sen läpi. Sen massojen välinen ero ennen koetta ja sen jälkeen on kerrostetun kuparin massa. Se riippuu liuoksen läpi kulkevasta sähkön määrästä.

Faradayn ensimmäinen laki voidaan muotoilla seuraavasti: katodilla vapautuvan aineen m massa on suoraan verrannollinen elektrolyytin liuoksen tai sulatteen läpi kulkevan sähkön määrään (sähkövaraus q). Tämä laki ilmaistaan ​​kaavalla: m=KI=Kqt, missä K on suhteellisuuskerroin. Sitä kutsutaan aineen sähkökemialliseksi vastineeksi. Jokaiselle ottamansa aineelle erilaisia ​​merkityksiä. Hän on numeerisesti yhtä suuri kuin massa ainetta vapautuu elektrodille 1 sekunnissa 1 ampeerin virralla.

Faradayn toinen laki

Erikoistaulukoissa näet eri aineiden sähkökemialliset arvot. Huomaat, että nämä arvot ovat merkittävästi erilaisia. Faraday antoi selityksen tälle erolle. Kävi ilmi, että aineen sähkökemiallinen ekvivalentti on suoraan verrannollinen sen kemialliseen ekvivalenttiin. Tätä väitettä kutsutaan Faradayn toiseksi laiksi. Sen totuus on varmistettu kokeellisesti.

Faradayn toista lakia ilmaiseva kaava näyttää tältä: K=M/F*n, missä M on moolimassa, n on valenssi. Asenne moolimassa valenssia kutsutaan kemialliseksi ekvivalentiksi.

Määrällä 1/F on sama merkitys kaikille aineille. F:tä kutsutaan Faradayn vakioksi. Se on yhtä suuri kuin 96,484 C/mol. Tämä arvo osoittaa sähkömäärän, joka on johdettava liuoksen tai sulan elektrolyytin läpi, jotta yksi mooli ainetta laskeutuu katodille. 1/F näyttää kuinka monta moolia ainetta laskeutuu katodille, kun 1 C:n varaus kulkee läpi.

Elektrolyysin aikana muunnetun aineen massan ja elektrolyytin läpi kulkevan sähkön määrän välillä on suhde, mikä näkyy Faradayn kahdessa laissa.

Faradayn ensimmäinen laki. Missä tahansa elektrodiprosessissa muunnetun aineen massa on suoraan verrannollinen elektrolyytin läpi kulkevan sähkön määrään:

m = kQ,(2.10)

Missä m- muunnetun aineen massa, g; K- sähkön määrä (C) on yhtä suuri kuin virranvoimakkuuden tulo ( minä, A) jonkin aikaa ( t, Kanssa); k- aineen sähkökemiallinen ekvivalentti, joka ilmaisee aineen grammomäärän, joka on muunnettu yhdellä sähkökulolla.

Faradayn II laki. Kun eri elektrolyyttien liuosten läpi johdetaan yhtä suuret määrät sähköä, kunkin muunnettavan aineen massa on verrannollinen sen kemialliseen ekvivalenttiin t 1:T 2:m 3 ... = m e1: m e2: m e3...(missä m e on aineen ekvivalenttimassa). Jos jonkin muunnetun aineen massa, kun se kulkee läpi tietyn määrän sähköä, on yhtä suuri kuin sen ekvivalenttimassa ( T 1 =m e1) , silloin yhtäläisyydet ovat voimassa myös muille aineille m 2 = m e2, m 3 = m e3 jne.

Täten, yhden ekvivalentin massan muuttamiseksi mitä tahansa ainetta tarvitaan sama määrä sähköä, jota kutsutaan Faradayn vakioksi F(96494 C/mol). Faradayn vakio on varaus, jonka kuljettaa yksi mooli elektroneja tai yksi mooli kertavarautuneita ioneja (eli 6,02 1023 elektronia tai kertavarautuneita ioneja).

Faradayn toinen laki voidaan kirjoittaa myös seuraavasti: Yhden moolin ionien purkamiseksi elektrodille on välttämätöntä kuljettaa liuoksen läpi niin monta Faradaya sähköä kuin määrällä on tietyllä ionilla olevia alkuainevarauksia.

Faradayn II lain perusteella voimme kirjoittaa

k = m e/ F.(2.11)

Relaatioista (2.10) ja (2.11) Faradayn lakien yhdistetty yhtälö seuraa:

m =(m e/ F)Q =(m e/ F)Se.(2.12)

Sitä käytetään laajalti erilaisiin sähkökemian laskelmiin. Erityisesti Faradayn lait ovat perusta tarkimmalle tavalle mitata piirin läpi kulkevan sähkön määrä. Se koostuu elektrolyysin aikana vapautuneen aineen massan määrittämisestä elektrodilla. Tätä tarkoitusta varten käytetään kolometreiksi kutsuttuja instrumentteja. Laboratoriokäytännössä käytetään kuparikulometriä, jossa kuparielektrodilla hapotettu CuSO 4 -liuos elektrolyysi suoritetaan. On tärkeää, että kullometrin elektrodilla tapahtuu vain yksi sähkökemiallinen reaktio ja että tuloksena oleva tuote voidaan kvantifioida tarkasti. Esimerkiksi kuparikuulometrin läpi kulkeva koko sähkömäärä kuluu kuparin siirtämiseen anodilta katodille, jossa sen massa määritetään gravimetrisellä menetelmällä.

SISÄÄN tutkimustarkoituksiin He käyttävät hopea- tai kaasukulometriä, jossa ne mittaavat KOH:n vesiliuoksen elektrolyysillä saadun seoksen (2H 2 + O 2) tilavuuden.

Kulometrien käyttö mahdollistaa käytetyn hyötyvirran osuuden määrittämisen (eli kulutetun virran saamiseksi hyödyllinen tuote), jolle on ominaista virransyöttö. Virtateho on elektrolyysin aikana tosiasiallisesti saadun aineen suhde teoreettisesti laskettuun arvoon. Tyypillisesti virran hyötysuhde η ilmaistaan ​​prosentteina. Sitten:

η = ( m käytännöllinen / m teoriassa) 100%. (2.13)

Voit lähestyä η:n laskemista eri tavalla. Jos määritetään aineen tosiasiallisesti vapautuvasta massasta (2.12) perusteella hyödyllisesti kulutetun sähkön määrä K' silloin η ilmaistaan ​​hyötysähkön suhteena sen kokonaismäärä kulkenut piirin läpi:

η = ( K’/K)100%. (2.14)

Faradayn lait vahvistivat ajatuksen sähkön atomisesta luonteesta. Nämä ideat muodostivat perustan tärkeimmän vakion - Avogadron vakion - laskemiselle. Faradayn vakion välinen suhde F, Avo-gadro N ja elektronin varaus e suhteesta seuraa:

F/e = N A (2,15)

Elektrolyysin käyttö. Elektrolyysiä liukoisella anodilla käytetään metallien puhdistamiseen ( sähköpuhdistus). Kun kuparia sähköpuhdistetaan, puhdistetusta kuparista valmistetut levyt asetetaan elektrolysaattoriin anodina (katodi - levyt, jotka on valmistettu elektrolyyttisesti aiemmin puhdistetusta kuparista). Seuraavat prosessit tapahtuvat anodilla ja katodilla, vastaavasti:

Сu (saastunut) – 2 ē = Cu 2+ ,

Cu 2+ + 2 ē = Cu (puhdas).

Kuparin sähköpuhdistuksen aikana jalometallien, kuten Ag tai Au, epäpuhtaudet eivät pääse liuokseen, vaan ne kerääntyvät elektrolysaattorin pohjalle. Vähemmän jalometallien, kuten Pb, Fe, Zn, epäpuhtaudet, kuten itse kupari, liukenevat, mutta eivät kerrostu katodille eivätkä siksi saastuta sille kerrostettua kuparia. Liukoisina anodeina voidaan käyttää kuparin lisäksi nikkeliä, kadmiumia, alumiinia ja muita metalleja.

Elektrolyysiä liukoisella anodilla käytetään galvanoinnissa joidenkin metallien päällystämiseen ohuilla kerroksilla toisia ( galvanointi). Tässä tapauksessa metallilla päällystetyt tuotteet ovat katodit elektrolyysin aikana ja pinnoitemetallia käytetään anodina. Teknologisesti tämä on erittäin kätevää, koska ionien (suolojen) pitoisuudet elektrolyysiliuoksessa eivät muutu. Koristeelliset, korroosionkestävät pintaa kovettavat pinnoitteet (kromipinnoitus) levitetään sähkökemiallisesti. Pinnoitteilla osien mitat palautetaan (korjataan). Jotta pinnoite pysyisi tukevasti paikallaan, metallipinta puhdistetaan perusteellisesti ennen pinnoitteen levittämistä (hiotaan, kiillotetaan) ja rasvat poistetaan (käsitelty kuumalla soodaliuoksella, hierotaan liidulla, johon on sekoitettu alkalia jne.). Oksidien poistamiseksi metallipinta syövytetään 15...20 % rikkihappoliuoksella 10...15 minuutin ajan. Oksidikalvon poistamiseksi kokonaan osa puhdistetaan peittaus, yhdistäminen anodiin lyhyen aikaa ennen galvanointia. Pinnoitteen paras tarttuvuus metallipintaan havaitaan hienokiteisillä pinnoitteilla. Haluttu pinnoiterakenne saavutetaan muuttamalla elektrolyytin koostumusta ja elektrolyysitapaa: ---------