Электролиты, закон Фарадея

Закон Фарадея для электролиза: формулы

Электролиты, закон Фарадея

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.

Электрод, соединенный с полюсом отрицательного значения источника тока, считается катодом. Именно в данном месте частицы электролита восстанавливаются. Другой электрод подключается к плюсовому полюсу и носит название анода.

На этом участке вещество электрода или частицы электролита окисляются. Химические реакции на этом участке происходят по-разному, в зависимости от материала анода и состава электролитического раствора.

Поэтому, как утверждает химия, электроды по отношению к электролиту могут быть инертными или растворимыми.

К категории инертных относятся аноды, изготовленные из материала, не окисляющегося во время электролиза.

В качестве примера можно привести графитовые или платиновые электроды. Растворимыми являются практически все остальные виды металлических анодов, подверженных окислению в ходе электролитической реакции.

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.

Это подтверждается формулой m=m0 х N = m0 х Qq0 = m0q0 х I х t, в которой m0 и q0 соответственно являются массой и зарядом единичного иона.

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.

Ударный ток короткого замыкания

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.

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.

Данное соотношение является постоянной величиной, одинаковой для любых используемых веществ: с = k/x и составляет 0,01036 мг-экв/к.

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

Электролиты, закон Фарадея

Электролиты, закон Фарадея

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.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

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 $(Z)$. Отношение $\frac{\mu }{Z}$ называют химическим эквивалентом вещества.

В соответствии со вторым законом Фарадея: электрохимический эквивалент прямо пропорционален химическому эквиваленту для избранного вещества:

$K=\frac{C\mu }{Z}=\frac{\mu }{FZ}\left(2\right),$, где:

  • $C=\frac{1}{F}$ — величина постоянная для всех веществ,
  • $F$ — постоянная Фарадея.

Первый и второй законы электролиза Фарадея часто выражают одной формулой, а именно:

$m=\frac{\mu }{Z}\frac{q}{F}\left(3\right).$

Эмпирическим путем получено, что в СИ $F=9,65{\cdot 10}4\frac{Кл}{моль}$ — 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 $u $, заряд одного из ионов равен $q_1$. Следовательно, суммарный заряд, который прошел через электролит, на который действовало внешнее электрическое поле, равен:

$q=q_1u \left(5\right).$

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

$m=m_1u \left(6\right).$

Выразим из (5) $u $, получим:

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

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 $(u)$ 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:

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

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

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

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

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

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

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/mehanizmy_elektroprovodnosti/elektrolity_zakon_faradeya/

Электрический ток в электролитах. Законы Фарадея | Физика | СОВРЕМЕННЫЙ УРОК

Электролиты, закон Фарадея

Баженова Валентина Геннадьевна

Организация: МБОУ Дуройская СОШ

Населенный пункт: с. Дурой,Забайкальский край

Технологическая карта урока «Электрический ток в электролитах. Законы электролиза Фарадея» 10 класс.

Описание урока/мероприятия/занятия
Тип урокаУрок изучения нового материала (повторение и контроль усвоения пройденного материала происходит одновременно с изучением и контролем усвоения нового материала).
Время реализации урока45 мин
Цели урокаОбразовательные цели: Учащиеся в ходе урока совершат экскурс в историю, рассмотрят сущность процесса электролиза с точки зрения химии, изучат законы электролиза Фарадея и выполнят физический эксперимент (фронтально), познакомятся с практическим использованием электролиза, в тестовой форме проверят уровень усвоения полученной информации.Развивающие цели: Учащиеся будут развивать навыки работы с различными видами информации; учиться анализировать предложенную информацию; делать выводы и обобщения.Воспитательные цели: Приобретение учащимися опыта адекватной самооценки работы по заранее оговоренным условиям; формирование волевых качеств личности учащихся: терпеливости, настойчивости, работоспособности.
Планируемые результатыПредметные:
  • Знать об электролизе, законах Фарадея, применение электролиза.
  • Уметь применять новые знания при решении количественных и качественных задач, в жизненных ситуациях.

Личностные: Приобретение навыков постановки проблем с опорой на освоенный опыт и имеющиеся знания.Метапредметные: Приобретение навыков постановки учебных целей, умения применять знания в конкретных ситуациях.

УУД
  • Личностные УУД: осуществляют инициативное сотрудничество; мотивируют свои действия; осуществляют личностную саморефлексию и вырабатывают трудовые навыки.
  • Регулятивные УУД: приобретают способность принимать и сохранять учебную цель, планировать ее реализацию и осуществлять контроль и оценку результативности своей деятельности.
  • Коммуникативные УУД: осуществляют сознательное сотрудничество; формируют умение с достаточной полнотой выражать свои мысли в соответствии с задачами.
  • Познавательные УУД: извлекают необходимую информацию из прослушанного и увиденного; устанавливают причинно-следственные связи, структурируют знания.
  1. Дидактическая структура урока.
В содержании урока присутствуют определённые этапы в соответствии с видами деятельности учителя и учащихся, обеспечивающих соответствие реализации требований ФГОС
ЭтапВремя,продол. этапаМетод обучения (прием, способ, техника)
Инициация2-минПриветствие, организация рабочего места (начало урока, способствует формированию трудовых навыков)
Вхождение или погружение в тему3 минПроблемная ситуация. Цели урока.Целеполагание урока, мотивация учащихся.
Формирование ожиданий учеников2 минУчащиеся анализируют задачу связанную с изучением темы урока. «А мне это надо?» высказывают свои предложения.Обеспечение принципа личностной ориентированности учебной деятельности с опорой на личный жизненный опыт учащегося и его интересы.
Проработка содержания темы25 минРабота учащихся с учебником. Заполнение опорного конспекта урока. Сообщение. Анализ видеосюжетов. Решение качественных и количественных задач. Тестовый контроль.Отработка первичных навыков под руководством учителя.
Подведение итогов(рефлексия, оценка урока)6 мин1.Выполнить задания. Обеспечивает закрепление учебных навыков и контроль результативности урока.2.Рефлексия «Притча ».
Эмоциональная разрядка (разминка) –1-2 минГимнастика для глаз и кистей рук. Несколько интенсивных упражнений на 8-10 повторов.Обеспечение здоровьесберегающего компонента урока наряду со сменой видов деятельности учащихся.
Домашнее задание5 минСлово учителя. Сообщение «Лимонная батарейка».Ученики – экспериментаторы «Картофельная батарейка»
Дополнительная информация.
Используемые педагогические технологии, методы и приемыТехнология применения ИКТ с целью визуализации учебного материала и экономии времени. Активные методы (АМО): проблемные ситуации, рефлексия, своеобразные этапы урока. Чередование работы с презентацией и раздаточным (бумажным) материалом.
Возможности использования дидактического материалаПрезентация используется в течении всего урока. сюжеты используются на определенных этапах урока. Учащиеся, пропустившие урок могут работать с опорным конспектом самостоятельно.
Ограничения на использование ресурсаОграничений практически нет. Требуется наличие программ для просмотра видео и проектор.
  1. Инициация. Добрый день.
  2. Вхождение или погружение в тему

Учитель: Сегодня я принесла вам физическое тело – ложку. Что можете о ней сказать? (она позолоченная: изготовлена из некоего металла и покрыта слоем другого металла). Выяснить, как осуществляется этот процесс, нам и предстоит сегодня.

У вас имеются опорные конспекты. Прочитайте тему урока.

«Электрический ток в электролитах. Законы электролиза Фарадея»

Давайте поставим цели нашего урока:в ходе урока мы совершим экскурс в историю, рассмотрим сущность процесса электролиза с точки зрения химии, изучим законы электролиза Фарадея и выполним физический эксперимент (фронтально), познакомимся с практическим использованием электролиза, в тестовой форме проверим уровень усвоения вами полученной информации.

  1. Формирование ожиданий учеников.

Ситуационная задача.

«Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?»

Обсуждение задачи. Вопрос к аудитории учащихся: «А мне это надо?»

Согласно теме нашей работы, мы узнает что-то новое о токе, познакомимся с характеристиками тока в электролитах.

  1. Проработка содержания темы.

«Ученик-экспериментатор» предлагают вашему вниманию следующий опыт.

Оборудование: стакан с чистой водой.

В эту воду помещаем два проводника, которые подключим к источнику тока. Положительно заряженный электрод называется анодом, отрицательно заряженный – катодом. В цепь включим лампочку и ключ. При замыкании ключа лампочка не загорится. Вывод: электрического тока в цепи нет. Следовательно, химически чистая (дистиллированная) вода является диэлектриком.

Если мы в эту же ванну поместим сахар, лампочка снова не загорается – тока в цепи нет!

При добавлении поваренной соли (NaCl) лампочка загорится. Вывод: в растворе протекает электрический ток.

Этот опыт демонстрирует явление электролиза.

Заполнение опорного конспекта урока. Приложение 1.

ПланТезис
1.Электролиты
2. Электрическая диссоциация
3.Степень диссоциации
4.Рекомбинация
5.Электролиз
6.Закон Электролиза
сюжет физического экспериментаСообщение «Историческая справка Фарадей М.»
7.Электрохимический эквивалент вещества
8. Применение электролиза

После заполнения таблицы провести обсуждение и уточнение вопросов, которые вызвали у учащихся затруднения.

Пример заполненной таблицы.

ПланТезис
1. ЭлектролитыЭто вещества, растворы которых проводят электрический ток. «Электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение)
2. Электролитическая диссоциацияРаспад молекул электролита на ионы, под влиянием электрического поля.
3. Степень диссоциацииЗависит от температуры, концентрации раствора, электрические свойства растворителя.
4. РекомбинацияОбъединение отрицательных и положительных ионов в нейтральные молекулы.
5. ЭлектролизПроцесс выделения на электроде вещества, связанный с окислительно – восстановительными реакциями.
6. Закон электролизаЗакон Фарадея m=kItМасса вещества, выделившегося на электроде за время Δt при прохождении электрического тока, пропорциональна силе тока и времени.
сюжет физического эксперимента.Сообщение «Историческая справка Фарадей М.»
7. Электрохимический эквивалент веществаk =1/eNa M/n [кг/Кл]; en=q0 ; M/Na ; k= m0/q0
8. Применение электролиза1. Гальваностегия — декоративное или антикоррозийное покрытие металлических изделий тонким слоем другого металла (никелирование, хромирование, омеднение, золочение).2. Гальванопластика — электролитическое изготовление металлических копий, рельефных предметов. Этим способом были сделаны фигуры для Исаакиевского собора в Санкт-Петербурге.3. Электрометаллургия-получение чистых металлов при электролизе расплавленных руд (Al, Na, Mg, Be).4. Рафинирование металлов — очистка металлов от примесей.5. Химические источники тока.

Решение задачи

1.(доска) На электроде выделилось 2 мг меди, при прохождении через электролит тока силой 300 мА. Найдите время, в течение которого протекал ток.

2. (самостоятельно) Упражнение 20. №5

3.Тестовый контроль «Электрический ток в жидкостях. Электролиз». Приложение 2.

5. Подведение итогов

«Жизненные» задачи.

1) Почему нельзя прикасаться к неизолированным электрическим проводам голыми руками? (Влага на руках всегда содержит раствор различных солей и является электролитом, поэтому создает хороший контакт между проводами и кожей).

2) Почему для гальванического покрытия изделия чаще используют никель и хром? (большая химическая стойкость, механическая прочность и после полировки дают красивый блеск).

3) Почему провода осветительной сети обязательно имеют резиновую оболочку, а провода, предназначенные для сырых помещений кроме того, еще просмолены снаружи? (так как влага на проводах представляет электролит и является проводником, а это может привести к короткому замыканию и пожару).

Любое научное открытие интересно только тогда, когда находит практическое применение. Гальваностегия, гальванопластика (видеосюжеты)

Рефлексия. ПРИТЧА

Шел мудрец, а навстречу ему три человека, которые везли под горячим солнцем тележки с камнями для строительства храма. Мудрец остановился и задал каждому по вопросу. У первого спросил: «Что ты делал целый день?».

А тот с ухмылкой ответил, что целый день возил проклятые камни. У второго мудрец спросил: «Что ты делал целый день?» И тот ответил: «А я добросовестно выполнил свою работу».

А третий улыбнулся, его лицо засветилось радостно и с удовольствием ответил: «А я принял участие в строительстве храма».

Кто себя считает первым рабочим, вторым рабочим, третьим.

Учитель: Химические источники тока Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционируют самые современные химические источники тока, например батарейки и аккумуляторы. Здесь присутствуют два электрода, контактирующие с электролитом.

Сообщение. «Лимонная батарейка». Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции.

Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.

Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду, то есть от отрицательного электрода к положительному.

Задание на дом: «Картофельная батарейка»: в каждый клубень картофеля воткните два металлических гвоздя, соедините между собой проволокой, присоединенной к лампочке карманного фонаря. Опишите эксперимент.

Учитель: Сегодня мы не только познакомились с электрическим током в жидкостях и электролизом, но и узнали, как широко он применяется. Вы проявили самостоятельность, продемонстрировали свои творческие способности. А поводом для нашего разговора послужила эта ложка.

Приложение 1.

Опорный конспект урока.

«Электрический ток в электролитах. Законы электролиза Фарадея».

ПланТезис
1.Электролиты
2. Электрическая диссоциация
6.Закон Электролиза
7.Электрохимический эквивалент вещества
8. Применение электролиза

Приложение 2.

Приложения:

  1. file1.pptx.zip.. 999,5 КБ
  2. file0.docx.. 342,8 КБ

Источник: https://www.1urok.ru/categories/16/articles/15887

Электролиз. Законы фарадея

Электролиты, закон Фарадея

Окислительно-восстановительныйпроцесс, принудительнопротекающий под действием электрическоготока, называется электролизом.

Электролизпроводят в электролизере, заполненномэлектролитом, в который погруженыэлектроды, подсоединенные к внешнемуисточнику тока.

Электрод,подсоединенный к отрицательному полюсувнешнего источника тока, называетсякатодом.На катоде протекают процессы восстановлениячастиц электролита. Электрод,подсоединенный к положительному полюсуисточника тока, называется анодом.На аноде протекают процессы окислениячастиц электролита или материалаэлектрода.

Анодные процессызависят от природы электролита иматериала анода. В связи с этим различаютэлектролиз с инертным и растворимыманодом.

Инертным называетсяанод, материал которого не окисляетсяв ходе электролиза. К инертным электродамотносятся, например, графитовый(угольный) и платиновый.

Растворимым называется анод, материал которогоможет окисляться в ходе электролиза.Большинство металлических электродовявляются растворимыми.

В качестве электролита могут быть использованы растворы или расплавы. В растворе илирасплаве электролита ионы находятся вхаотичном движении. Под действиемэлектрического тока ионы приобретаютнаправленное движение: катионы движутсяк катоду, а анионы — к аноду и, соответственно, на электродах они могут разряжаться.

При электролизерасплавов синертными электродамина катоде возможно восстановлениетолько катионов металла, а на аноде −окисление анионов.

При электролизеводных растворовна катоде кроме катионов металла, могутвосстанавливаться молекулы воды, а вкислых растворах — ионы водорода Н+.Таким образом, на катоде возможныследующие конкурирующие реакции:

(-) К: Меn++ nē→ Me

2H2O+ 2ē → H2+2 OH-

2Н++ 2ē → Н2

26

На катоде в первуюочередь протекает реакция с наибольшимзначением электродного потенциала.

При электролизеводных растворов с растворимым анодом,кроме окисления анионов, возможны реакции окисления самого электрода, молекул воды и в щелочных растворахгидроксид-ионов (ОН-):

(+) А: Me- nē → Меn+

окислениеаниона Е0

2H2O– 4ēO2+ 4 H+

4OH–-4ē= O2+2H2O

На аноде в первуюочередь протекает реакция с наименьшимзначением электродного потенциала.

Для электродных реакций приведены равновесные потенциалыв отсутствии электрического тока.

Электролиз — процесснеравновесный, поэтому потенциалыэлектродных реакций под током отличаютсяот своих равновесных значений.

Смещениепотенциала электрода от его равновесногозначения под влиянием внешнего токаназывается электродной поляризацией.Величина поляризации называетсяперенапряжением.

На величину перенапряжениявлияют многие факторы: природа материалаэлектрода, плотность тока, температура,рН-среды и др.

Перенапряжениякатодного выделения металлов сравнительноневелики.

С высокимперенапряжением, как правило, протекаетпроцесс образования газов, таких какводород и кислород.

Минимальное перенапряжение водорода на катоде вкислых растворах наблюдается на Pt(=0,1В), а максимальное −на свинце, цинке,кадмии и ртути.

Перенапряжение изменяетсяпри замене кислых растворов на щелочные.Например, на платине в щелочной средеперенапряжение водорода =0,31В (см. приложение).

Анодное выделениекислорода также связано с перенапряжением.Минимальное перенапряжение выделениякислорода наблюдается на Pt-электродах (=0,7В), а максимальное − на цинке, ртути исвинце (см. приложение).

27

Из вышеизложенногоследует, что при электролизе водныхрастворов:

1) на катодевосстанавливаются ионы металлов,электродные потенциалы которых большепотенциала восстановления воды (-0,82В). Ионы металлов, имеющие более отрицательныеэлектродные потенциалы чем -0,82В, невосстанавливаются. К ним относятсяионы щелочных и щелочноземельныхметаллов и алюминия.

2)на инертном аноде с учетом перенапряжениякислорода протекает окисление теханионов, потенциал которых меньшепотенциала окисления воды (+1,23В). К такиманионам относятся, например, I-,Br-,Cl-,NO2-,ОН-.Анионы СO32-,РO43-,NO3-,F— не окисляемы.

3)при электролизе с растворимым анодом, в нейтральных и кислых средах растворяютсяэлектроды из тех металлов, электродныйпотенциал которых меньше +1,23В, а вщелочных – меньше, чем +0,413В.

Суммарнымипродуктами процессов на катоде и анодеявляются электронейтральные вещества.

Дляосуществления процесса электролиза наэлектроды необходимо подать напряжение.Напряжение электролиза Uэл-за – это разность потенциалов, необходимаядля протекания реакций на катоде ианоде. Теоретическое напряжение электролиза (Uэл-за,теор) безучета перенапряжения, омическогопадения напряжения в проводниках первогорода и в электролите

Uэл-за,теор= Eа– Eк, (7)

гдеEа, Eк — потенциалыанодных и катодных реакций.

Связь междуколичеством выделившегося при электролизевещества и количеством прошедшего черезэлектролит тока выражается двумязаконами Фарадея.

Iзакон Фарадея. Количествовещества, образовавшегося на электродепри электролизе, прямо пропорциональноколичеству электричества, прошедшемучерез раствор (расплав) электролита:

, (8)

28

где k–электрохимический эквивалент, г/Кл илиг/А·ч; Q– количествоэлектричества, Кулон, Q=It; t-время,с; I-ток,А; F= 96500 Кл/моль(А·с/моль) = 26,8 А·ч/моль – постояннаяФарадея; Э- эквивалентная масса вещества,г/моль.

В электрохимическихреакциях эквивалентная масса веществаопределяется:

. (9)

n–число электронов, участвующих вэлектродной реакции образования этоговещества.

IIзакон Фарадея. Припрохождении через разные электролитыодного и того же количества электричествамассы веществ, выделившихся на электродах,пропорциональны их эквивалентныммассам:

, (10)

гдеmm2– массы веществ 1 и 2, Э1и Э2, г/моль– эквивалентные массы веществ 1 и 2.

На практике частовследствие протекания конкурирующихокислительно-восстановительных процессовна электродах образуется меньше вещества,чем соответствует прошедшему черезраствор электричеству.

Для характеристикипотерь электричества при электролизевведено понятие «Выход по току». Выходомпо току Втназываетсявыраженное в процентах отношениеколичества фактически полученногопродукта электролиза mфакт.к теоретически рассчитанному mтеор:

Пример10. Какиепроцессы будут протекать при электролизеводного раствора сульфата натрия сугольным анодом? Какие вещества будутвыделяться на электродах, если угольныйэлектрод заменить на медный?

Решение:В растворе сульфата натрия в электродныхпроцессах могут участвовать ионы натрияNa+,SO42-и молекулы воды. Угольные электродыотносятся к инертным электродам.

На катоде возможныследующие процессы восстановления:

29

(-) К: Na++ ē → Na

2H2O+ 2ē → H2+ 2 OH-

На катоде в первуюочередь протекает реакция с наибольшимзначением электродного потенциала. Поэтому на катоде будет происходитьвосстановление молекул воды,сопровождающееся выделением водородаи образованием в прикатодном пространствегидроксид- ионов ОН-.Имеющиеся у катода ионы натрия Na+совместно с ионами ОН-будут образовывать раствор щелочи NaOH.

На аноде возможныследующие реакции:

(+)А:2 SO42— 2ē → S2O82-

2 H2O — 4ē → 4H++ O2 .

Нааноде в первую очередь протекаетреакция с наименьшим значениемэлектродного потенциала. Поэтому нааноде будет протекать окисление молекулводы с выделением кислорода, а вприанодном пространстве накапливаютсяионы Н+. Имеющиеся у анода ионы SO42-с ионами Н+будутобразовывать раствор серной кислотыH2SO4.

Суммарная реакцияэлектролиза выражается уравнением:

2 Na2SO4+ 6H2O= 2H2+ 4 NaOH + O2+ 2H2SO4.

катодные продукты анодные продукты

При замене угольного(инертного) анода на медный на анодестановится возможным протекание ещеодной реакции окисления – растворениемеди:

Cu– 2ē → Cu2+

Этот процессхарактеризуется меньшим значениемпотенциала, чем остальные возможныеанодные процессы. Поэтому при электролизеNa2SO4с медным анодом на аноде пройдет окислениемеди, а в анодном пространстве будетнакапливаться сульфат меди CuSO4.Cуммарнаяреакция электролиза выразится уравнением:

Na2SO4+ 2H2O+ Cu= H2+ 2 NaOH + CuSO4.

катодные продукты анодный продукт

Пример11. Составьтеуравнение процессов, протекающих приэлектролизе водного раствора хлориданикеля NiCl2с инертным анодом.

30

Решение:В растворе хлорида никеля в электродныхпроцессах могут участвовать ионы никеляNi2+,Cl-и молекулы воды. В качестве инертногоанода можно использовать графитовыйэлектрод.

На катоде возможныследующие реакции:

(-) К: Ni2++ 2ē → Ni

2H2O+ 2ē → H2+ 2 OH-

Потенциал первойреакции выше, поэтому на катоде протекаетвосстановление ионов никеля.

На аноде возможныследующие реакции:

(+) А: 2Cl- — 2ē → Cl2

2H2O– 4 ēO2+ 4 H+ .

Согласно величинам стандартных электродных потенциалов на аноде

должен выделятьсякислород. В действительности, из-завысокого перенапряжения кислорода наэлектроде выделяется хлор. Величинаперенапряжения зависит от материала,из которого изготовлен электрод. Дляграфита перенапряжение кислородасоставляет 1,17 В при плотности токаравной 1а/см2,что повышает потенциал окисления водыдо 2,4 В.

Следовательно,электролиз раствора хлорида никеляпротекает с образованием никеля и хлора:

Ni2++ 2Cl-= Ni + Cl2.

на катоде на аноде

Пример12. Вычислитьмассу вещества и объем газа, выделившихсяна инертных электродах при электролизеводного раствора нитрата серебра AgNO3,если время электролиза составляет 25мин, а сила тока 3 А.

Решение.При электролизе водного раствора AgNO3в случае с нерастворимым анодом (например,графитовый) на электродах протекаютпроцессы:

(-) К: Ag++ ē → Ag ,

2H2O+ 2ē → H2+ 2OH- .

Потенциал первойреакции выше, поэтому на катоде протекаетвосстановление ионов серебра.

(+) A: 2H2O– 4 ēO2+ 4 H+ ,

анион NO3-не окисляем.

31

Анодные и катодныепроцессы связаны между собой: восстановлениена катоде идет в той мере, в какой идетокисление на аноде. Другими словами,число электронов в анодной и катоднойреакции должно быть одинаково,следовательно, катодную реакциюнеобходимо домножить на 4.

Суммарноеуравнение электролиза нитрата серебраAgNO3:

4AgNO3+ 2H2O= 4Ag+ O2+ 4HNO3

на катоде анодныепродукты

На катодевыделяется серебро. Эквивалентная массаcеребра г/моль. Массу серебра рассчитываем попервому закону Фарадея:.На аноде образуется кислород. Эквивалентнаямасса кислородаг/моль. Массу кислорода рассчитываемпо второму закону Фарадея:,откудагили в литрахл.

Источник: https://studfile.net/preview/2593046/page:8/

Электролиз. Законы Фарадея

Электролиты, закон Фарадея

Электролизом называют процессы, протекающие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника тока через электролиты.

При электролизе на электродах непрерывно протекают окислительно-восстановительные реакции. На катоде (К(-)) происходит процесс восстановления, на аноде (А(+)) – процесс окисления.

Продукты этих реакций или откладываются на электродах, или вступают во вторичные реакции (взаимодействуют между собой, с молекулами растворителя или с веществом электрода), или накапливаются в растворе у электродов.

Течение первичных анодных и катодных реакций подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

m = kQ, но Q =It (9.16)

где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.

m = kIt (9.17)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

Подставив последнее уравнение в (9.17), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.

(9.18)

Соотношение (9.18) используют в расчетах процессов при электролизе. При практическом проведении электролиза всегда некоторая часть электрической энергии затрачивается на побочные процессы. Важной характеристикой рентабельности установки для проведения электролиза (электролизера) является выход по току (h, %):

h = (9.19)

где mпр – масса фактически выделенного вещества; mтеор – масса вещества, которая должна была выделиться в соответствии с законом Фарадея.

На процесс электролиза существенно влияет плотность тока, то есть сила тока, приходящаяся на единицу рабочей поверхности электрода.

Рассмотрим процессы, протекающие на катоде и аноде. Если электролиз идет в расплаве соли, то на катоде выделяется металл, а на аноде газ аниона.

Например, электролиз расплава хлорида натрия приводит к восстановлению ионов Na+ до металлического натрия на катоде (отрицательном электроде)

Na+ + 1e ® Na

и окислению хлорид ионов Cl– до газообразного хлора на аноде (положительном электроде)

Cl– – e ® 1/2 Cl2.

Суммарная реакция:

NaClNa + 1/2 Cl2.

Если электролиз идет в растворе соли, то помимо катиона металла и аниона в растворе находятся ионы H+ и OH+:

H2O D H++OH-.

При наличии нескольких видов ионов или недиссоциированных молекул электрохимически активных веществ возможно протекание нескольких электродных реакций. На катоде, прежде всего, протекает реакция с наиболее положительным потенциалом. Поэтому при катодном восстановлении возможно три случая:

Катионы металлов, стоящие в ряду напряжения от Li+ до Al3+ включительно не восстанавливаются на катоде, вместо них выделяется водород:

2Н2О + 2e ® Н2 + 2OH-;

Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжения от Al3+ до H+ (включительно) восстанавливаются одновременно с молекулами воды, что связано с более высокой поляризацией (перенапряжением) при выделении водорода, чем поляризацией (перенапряжением) разряда многих металлов:

Меn+ + ne ® Ме°

2Н2О + 2e ® Н2 + 2ОН-

Катионы металлов, стоящие в ряду напряжения после водорода полностью восстанавливаются на катоде:

Меn+ + ne ® Ме°.

На аноде в первую очередь реагируют наиболее сильные восстановители – вещества, имеющие наиболее отрицательные потенциалы.

На нерастворимом аноде (уголь, графит, платина, иридий) анионы кислородсодержащих кислот не окисляются, а окисляется вода с образованием кислорода:

2Н2О – 4e ® 4Н+ + О2.

Анионы бескислородных кислот (Cl-, I-, Br-, S2- и т.д.) окисляются до простых веществ (Cl2, I2, Br2, S и т. д.) при высокой плотности тока. При малой плотности тока выделяется только кислород, а при выравнивании потенциала и протекают обе реакции.

На растворимом аноде идет процесс растворения самого анода, например, Сu +- 2e ® Cu2+.

Электролиз применяют в:

1) металлургии для получения меди, цинка, кобальта, марганца и других металлов;

2) в химической промышленности электролизом получают газообразный хлор, водород, кислород, щелочи, окислители (пероксид водорода, перманганат калия, хлораты и другие);

3) получение гальванопокрытий: никелирование, меднение, цинкование, хромирование;

4) электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов для придания изделиям определенной формы.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/3_78028_elektroliz-zakoni-faradeya.html

Booksm
Добавить комментарий