Faradeja elektrolīzes likumi

Faradeja elektrolīzes likumi ir kvantitatīvās attiecības, kuru pamatā ir Maikla Faradeja elektroķīmiskie pētījumi, kurus viņš publicēja 1836. gadā.

Šie likumi nosaka attiecības starp izdalīto vielu daudzumu elektrolīzes laikā un caur elektrolītu izvadītās elektroenerģijas daudzums. Faradeja likumi ir divi. Zinātniskajā literatūrā un mācību grāmatās ir dažādi šo likumu formulējumi.

Elektrolīze — to sastāvā esošo vielu izdalīšanās no elektrolīta caurbraukšanas laikā elektrība… Piemēram, kad elektriskā strāva iet cauri nedaudz paskābinātam ūdenim, ūdens sadalās tā sastāvdaļās – gāzēs (skābeklī un ūdeņradi).

No elektrolīta izdalītās vielas daudzums ir proporcionāls elektroenerģijas daudzumam, kas iet caur elektrolītu, tas ir, strāvas stipruma reizinājums ar laiku, kurā šī strāva plūst. Tāpēc elektrolīzes fenomens var kalpot, lai izmērītu strāvas stiprumu un noteiktu pašreizējās vienības.

Elektrolīts — šķīdums un parasti sarežģīts šķidrums, kas vada elektrisko strāvu.Baterijās elektrolīts ir sērskābes šķīdums (svinā) vai kaustiskā potaša vai kaustiskā soda (dzelzs-niķeļa) šķīdums. Galvaniskajās šūnās kā elektrolīts kalpo arī jebkuru ķīmisku savienojumu (amonjaka, vara sulfāta uc) šķīdumi.

Maikls Faradejs (1791-1867)

Maikls Faradejs (1791 — 1867) — angļu fiziķis, mūsdienu elektromagnētisko parādību doktrīnas pamatlicējs. Savu darba dzīvi viņš sāka kā māceklis grāmatsiešanas darbnīcā. Viņš ieguva tikai pamatizglītību, bet patstāvīgi studēja zinātni un strādāja par ķīmiķa Devi laborantu, viņš kļuva par lielisku zinātnieku, vienu no lielākajiem eksperimentālajiem fiziķiem.

Farraday atvērās elektromagnētiskās indukcijas parādība, elektrolīzes likumus, izstrādāja elektrisko un magnētisko lauku doktrīnu un noteica mūsdienu elektromagnētiskā lauka koncepciju pamati… Viņš bija pirmais zinātnieks, kuram radās ideja par elektromagnētisko parādību vibrācijas, viļņu raksturu.

Faradeja pirmais elektrolīzes likums

Vielas masa, kas elektrolīzes laikā nogulsnēs uz elektroda, ir tieši proporcionāla elektroenerģijas daudzumam, kas tiek nodots šim elektrodam (izvadīts caur elektrolītu). Elektrības daudzums attiecas uz elektriskā lādiņa daudzumu, ko parasti mēra kulonos.

Faradeja otrais elektrolīzes likums

Noteiktam elektroenerģijas daudzumam (elektriskajam lādiņam) ķīmiskā elementa masa, kas elektrolīzes laikā tiks nogulsnēta uz elektroda, ir tieši proporcionāla šī elementa ekvivalentajai masai. Vielas ekvivalentā masa ir tās molārā masa, kas dalīta ar veselu skaitli atkarībā no ķīmiskās reakcijas, kurā viela ir iesaistīta.

Or

Tas pats elektroenerģijas daudzums elektrolīzes laikā izraisa dažādu vielu līdzvērtīgu masu izdalīšanos uz elektrodiem. Lai atbrīvotu vienu molu jebkuras vielas ekvivalenta, nepieciešams iztērēt tādu pašu elektroenerģijas daudzumu, proti, 96485 C. Šo elektroķīmisko konstanti sauc. Faradeja numurs.

Faradeja likumi matemātiskā formā

• m ir uz elektroda nogulsnētās vielas masa;

• Q ir kopējā elektriskā lādiņa vērtība kulonos, kas iziet elektrolīzes laikā;

• F = 96485,33 (83) C / mol — Faradeja skaitlis;

• M ir elementa molārā masa g/mol;

• z — vielas jonu valences skaits (elektroni uz jonu);

• M / z — līdzvērtīga vielas masa, kas uzklāta uz elektroda.

Piemērojot Faradeja pirmo elektrolīzes likumu, M, F un z ir konstantes, tāpēc jo vairāk Q, jo vairāk būs m.

Runājot par Faradeja otro elektrolīzes likumu, Q, F un z ir konstantes, tāpēc jo vairāk M / z, jo vairāk būs m.

Līdzstrāvai mums ir

• n ir molu skaits (vielas daudzums), kas izdalās uz elektroda: n = m / M.

• t ir laiks, kad līdzstrāva iet caur elektrolītu. Maiņstrāvai kopējā maksa laika gaitā tiek summēta.

• t ir kopējais elektrolīzes laiks.

Faradeja likumu piemērošanas piemērs

Ir nepieciešams uzrakstīt elektroķīmisko procesu vienādojumu pie katoda un anoda nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā ar inertu anodu. Problēmas risinājums būs šāds. Šķīdumā nātrija sulfāts sadalīsies saskaņā ar šādu shēmu:

Standarta elektrodu potenciāls šajā sistēmā ir šāds:

Tas ir daudz negatīvāks potenciāla līmenis nekā ūdeņraža elektrodam neitrālā vidē (-0,41 V). Tāpēc uz negatīvā elektroda (katoda) ūdens elektroķīmiskā disociācija sāksies ar ūdeņraža un hidroksīda jonu izdalīšanos saskaņā ar šādu shēmu:

Un pozitīvi lādētie nātrija joni, kas tuvojas negatīvi lādētajam katodam, uzkrāsies katoda tuvumā, blakus esošajā šķīduma daļā.

Uz pozitīvā elektroda (anoda) notiks ūdens elektroķīmiskā oksidēšana, kas izraisīs skābekļa izdalīšanos saskaņā ar šādu shēmu:

Šajā sistēmā standarta elektroda potenciāls ir +1,23 V, kas ir krietni zem standarta elektroda potenciāla, kas atrodams šādā sistēmā:

Negatīvi lādēti sulfāta joni, kas virzās uz pozitīvi lādētu anodu, uzkrāsies telpā pie anoda.