Меню

Электролиз законы электролиза выход по току

2 Количественные законы электролиза. Выход по току

Законы Фарадея.

Законы электролиза были установлены выдающимся английским физиком М. Фарадеем в 30-х г. XIX В.

Первый закон электролиза: масса вещества, прореагировавшего на электродах (выделившегося или разложившегося), прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор (или расплав) электролита.

Математическое выражение закона

m = kЭQ = kIt или V = kЭQ = kIt,

где kЭ – коэффициент пропорциональности или электрохимический эквивалент;

Q – количество электричества, прошедшего через электролит, Кл;

m (V) – массы и объёмы веществ, претерпевших превращения, г (л);

t – время прохождения тока, с.

Второй закон электролиза: при электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ:

где m1, m2 и V1,V2 – массы и объёмы веществ, претерпевающих изменения в процессе электролиза ;

МЭ1, МЭ2 и VЭ1, VЭ2 – массы эквивалентов и эквивалентные объёмы (н.у.) веществ, претерпевающих превращения.

Измерениями установлено, что для превращения одного эквивалента вещества необходимо количество электричества, равное округленно 96500 Кл.ам. электричества. Эту величину называют числом Фарадея и обозначают буквой F.

Из второго закона Фарадея следует, что если Q = F, m = МЭ или V= VЭ, то:

Можно записать уравнение, объединяющее первый и второй законы Фарадея:

.

Выход по току.

При электролизе во многих случаях выделяется меньше вещества, чем должно получиться по законам Фарадея. Этo oбъяcняeтcя тeм, чтo, нaряду c ocнoвными элeктрoдными прoцeccaми oкиcлeния и вoccтaнoвлeния, практически всегда протекают побочные реакции. К их числу можно отнести взаимодействие образовавшихся при электролизе веществ с элeктрoлитoм, выдeлeниe, нaряду c мeтaллoм, нa кaтoдe вoдoрoдa и другие. Кроме того, часть электрической энергии тратится на преодоление сопротивления электролита. Поэтому для экономической оценки процесса электролиза вводят такие понятия, как выход по току и расход энергии на получение единицы продукции энергии.

Выход по току рассчитывается как степень отклонения массы фактически прореагировавшего на электроде вещества mфакт от теоретически рассчитанной по закону Фарадея mтеор:

3 Практическое применение электролиза

3.1 Покрытие металлов слоем другого металла при помощи электролиза (гальваностегия).

Для предохранения металлов от окисления, а также для прида­ния изделиям прочности и лучшего внешнего вида их покрывают тонким слоем благородных металлов (золото, серебро) или малоокисляющимися металлами (хром, никель).

Предмет, подлежащий гальваниче­скому покрытию, тщательно очищают, полируют и обезжиривают, после чего погружают в качестве катода в гальваническую ванну. Электролитом является раствор соли металла, которым осуще­ствляется покрытие. Анодом служит пла­стина из того же металла.

Например, при никилировании электролитом служит водный раствор вещества, содержащего никель (сернокислый никель NiS04), катодом является предмет, подвергающийся покрытию. Величина тока, пропускаемого через ванну, должна соответствовать величине покрываемой поверхности. После покрытия предмет выни­мают из ванны, сушат и полируют.

Толщину слоя металлического покрытия вычисляют по формуле

где h – толщина покрытия, мкм;

ρ – плотность металла, г/см 3 ;

ВТвыход металла по току, %;

mЭ – молярная масса эквивалента металла, г/моль;

F – постоянная Фарадея, Кл;

τ – продолжительность электролиза, с.;

iК – катодная плотность тока, А/см 2 .

Источник

Билет 37. Электролиз. Количественные законы электролиза. Выход по току.

Электролиз – разложение электротоком.

Электролиз – это процесс, обратный процессу, происходящему при работе гальванических элементов.

Электролизом называется превращение электрической энергии в химическую.

Через электролизёр, содержащий расплав или раствор электролита, проходит постоянный ток от внешнего источника питания. В результате на электродах начинают протекать окислительная и восстановительная реакции.

Законы Фарадея. Количественные законы электролиза были установлены в 1834 г. английским ученым М.Фарадеем.

Первый закон Фарадея: количество вещества, превращенного на электроде при электролизе, пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит.

Читайте также:  Установка тока покоя вега 10у 120с

Второй закон Фарадея: массы веществ, испытавших превращения на электродах при прохождении одного и того же количества электричества, относятся между собой как молярные массы их эквивалентов.

Существует три вида электролиза:

Электроды в данном случае выполнены из пассивных материалов (платина, графит)

2.Электролиз водного раствора электролита с пассивными электродами

3.Электролиз раствора с активным анодом

Выходом по току в гальванотехнике называют выраженное в процентах отношение количества фактически пропущенного через электролит заряда (Qf) к теоретически необходимому (Qt) для осуществления фактически наблюдаемого массопереноса (mf).

Иногда выход по току рассчитывается как отношение массы при фактическом массопереносе mf к теоретическому массопереносу mt, рассчитанному по закону Фарадея:

Для случая осаждения массы на электроде выход по току оказывается всегда выше 1. Для случая растворения материала электрода выход по току оказывается всегда ниже 1.

Выход по току связан с электрохимическим эквивалентом.

Билет 38. Электролиз. Потенциал разложения. Поляризация.

Электролиз – разложение электротоком.

Электролиз – это процесс, обратный процессу, происходящему при работе гальванических элементов.

Электролизом называется превращение электрической энергии в химическую.

Перенапряжение. Потенциал разложения

Чтобы протекал процесс электролиза, разность потенциалов, приложенная к электродам должна быть не меньше некоторой определенной величины, характерной для этого процесса

Наименьшая разность потенциалов, необходимая для проведения данного процесса электролиза, называется потенциалом разложения или напряжением разложения. Потенциалы разложения находят опытным путем. Иногда они совпадают со стандартными потенциалами. Но на практике величина потенциала разложения равна большей величине. Разность между опытным (экспериментальным) и теоретическим значением потенциала разложения называют перенапряжением.

Катодное перенапряжение можно рассматривать как дополнительное напряжение, прикладываемое к катоду, (при этом потенциал анода смещается в положительную сторону). Величина перенапряжения зависит от материала электродов, состояния их поверхности, состава электролита концентрации раствора и ряда других факторов.

Поляризация электрохимическая — отклонение потенциала электрода от равновесного значения.

Феноменология

На электроде гальванического элемента, находящемся в равновесии, постоянно протекают химические реакции (см. Ток обмена). Если начать поляризацию электрода (например, повышая или понижая его потенциал, что вызывает прохождение электрического тока через границу раздела электрод — раствор), то, после определённого периода протекания неравновесных процессов, строение двойного электрического слоя изменится. При этом, в соответствии с поляризационной кривой, изменится и электродный потенциал рассматриваемого электрода. Отклонение потенциала от равновесного под действием внешнего потенциала (или при протекании тока) называется электрохимической поляризацией электрода.

Величина отклонения потенциала электрода от равновесного значения называется перенапряжением. Исследование перенапряжения позволяет понять механизмы электрохимических реакций в данной системе. Оно проводится с помощью потенциостатов, также используется осциллография, метод вращающегося дискового электрода.

Природа поляризации

Поляризация связана с торможением тех или иных процессов на электроде:

диффузионное перенапряжение связано с медленной диффузией ионов и др. веществ в зоне электрода

перенапряжение замедленного разряда обусловлено медленностью собственно электрохимической стадии разряда ионов на электроде

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Папиллярные узоры пальцев рук — маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни.

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Источник

Задачи по химии с решениями на законы электролиза

Расчет времени электролиза, с использованием формулы выхода по току

Задача 26.
При прохождении через раствор сульфата никеля (II) тока силой 2А масса катода увеличилась на 2,4 г. Рассчитайте время электролиза, если выход по току равен 0,8.
Решение:
Э(Ni) = 58,6934/2 = 29.3467 г/моль;
(р-р)NiSO4;
I = 2A;
mпр.(Ni) = 2,4г;
n = 0,8;
t — ?
1) Химизм электролиза:

Читайте также:  Замыкающий цепь переменного тока

Отношение массы практически полученного вещества к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах, называется выходом вещества по току. Его можно определть по формуле:

n = (mпр . F)/Э . I . t

Подставив в данное уравнение известные значения рассчитаем время электролиза, получим:

t = (mпр. . F)/Э . I . n = (2,4г . 96500 c . A/моль)/(29,3467 г/моль . 2A . 0,8) = 4932 c.

Ответ: t = 4932c.

Определение состава соли, расплав которой подвергли электролизу

Задача 27
При действии постоянного тока силой 6,4А на расплав соли трехвалентного металла на катоде в течение 30 мин выделилось 1,07г металла, а на аноде – выделился газ, относительная плотность паров которого по гелию составляет 17,75. Определите состав соли, расплав которой подвергли электролизу.
Решение:
D(Не) = 17,75;
I = 6,4 A;
t = 30мин = 1800с;
m(Me) = 1,07г;
n = 3;
M(Me) = ?
соль — ?
на катоде : Me 3+ + 3 = Me 0
на аноде : — ?
1) По условию: D(Не) = 17,75. Значит, M(газа) = D(Не) = M(He) . 17,75 = 4 г/моль . 17,75 = 71 г/моль. Из газообразных веществ такую молярную массу имеет гах хлор Cl2, M(Cl2) = 71 г/моль. Значит, на аноде выделяется газообразный хлор:
на аноде : 2Cl – -2 = 2Cl2 0

По формуле объединенного закона электролиза:

m = Э . I . t/F = М . I . t/n . F = K . I . t, где

Э – эквивалентная масса вещества (молярная масса эквивалента); F– постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль или 96500 А . с/моль;. I – сила тока, А; t – время проведения электролиза, с; М – молярная масса вещества; n – число отданных или принятых электронов; К – электрохимический эквивалент вещества.

Рассчитаем молярную массу металла М(Ме), получим:

М(Ме) = m(Me) . n . F/I . t = (1,07г . 3 96500 А . с/моль)/(6,4А . 1800с) = 26,89 г/моль.

M(A1) = 27г/моль. Значит, соль – хлорид аммония A1Cl3.

Ответ: хлорид аммония A1Cl3.

  • Вы здесь:
  • Главная
  • Задачи
  • Общая химия
  • Реакции гидролиза солей. Задачи 21 — 22

Источник



Законы Фарадея. Выход продукта по току

Количество веществ, образующихся при электролизе на электродах, можно рассчитать, пользуясь двумя законами электролиза, установленными Фарадеем в 1833 г. которые с учетом современной терминологии можно сформулировать в следующем виде:

1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества;

2) массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

Для расчетов используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея:

где: Э – эквивалентная масса вещества (молярная масса эквивалента); F– постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;. I – сила тока, А; t – время проведения электролиза, с; М – молярная масса вещества; n – число отданных или принятых электронов; К – электрохимический эквивалент вещества.

Практический расход тока при электролизе вследствие протекания побочных процессов (взаимодействие полученных веществ с электродом или электролитом) превышает его количество, рассчитанное согласно закону Фарадея. Следовательно, практическая масса полученных веществ отличается от теоретически рассчитанной. Отношение массы практически полученного вещества к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах, называется выходом вещества по току:

Примеры решения типовых задач.

Пример 1.Ряд активности металлов, электродных потенциалов.

Задача 1. Медная пластинка массой 10 г была погружена в раствор нитрата серебра, затем промыта водой и высушена. Масса ее оказалась равной 11,0 г. Сколько серебра из раствора выделилось на пластинке?

Решение. Для решения этой задачи необходимо знать стандартные электродные потенциалы металлов, т.е. место их в ряду напряжений (ряду активности металлов Бекетова).

Из этих положительных потенциалов стандартный электродный потенциал меди менее положителен, следовательно, пойдёт реакция вытеснения:

Читайте также:  Связь максимальной силы тока с максимальным зарядом

Для того чтобы вычислить количество серебра, выделившегося на медной пластинке, надо помнить, что медная пластинка в этой реакции и сама растворяется, теряя в массе.

Обозначим количество растворившейся меди через x г, тогда масса медной пластинки с учётом её растворения будет (10-х) г, масса выделившегося серебра на основе реакции:

64,0 г Cu – 2 ∙ 108 г Ag

х г Cu – (1+х) г Ag

216х =64+64х, 152x=64, x=0,42 г.

Таким образом, в течение реакции растворилось 0,42 г меди и выделилось 1,0 + 0,42 = 1,42 г серебра.

Пример 2.Работа гальванического элемента и расчёт ЭДС.

Задача 1. Напишите уравнения реакций, происходящих при работе гальванического элемента, состоящего из цинковой и серебряной пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией катионов, равной 1 моль/л.

Решение. Стандартные электродные потенциалы цинкового и серебряного электродов соответственно равны:

Металл, имеющий более отрицательное значение электродного потенциала при работе гальваничеcкого элемента, является анодом. В данном случае протекают реакции:

т.е. цинк, являясь анодом, растворяется при работе гальваничеcкого элемента, а серебро осаждается в виде металла на катоде. ЭДС гальванического элемента равна

Пример 3. Зависимость электродных процессов от концентрации.

Задача 1. Рассчитайте, чему равна ЭДС элемента, составленного из медной и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей, если концентрация катиона у анода равна 0,1 моль/л, а у катода – 0,001 моль/л.

Решение. Стандартные электродные потенциалы магниевого и медного электродов соответственно равны:

Следовательно, анодом будет магниевый электрод, катодом – медный. Электродный потенциал металла, опущенного в раствор с любой концентрацией катиона в растворе, определяют по формуле Нернста:

где: с – концентрация катиона, моль/л;

п – число электронов, принимающих участие в реакции.

Отсюда потенциал магниевого электрода

= –2,38 + lg10 –1 = –2,38 + 0,029(–1) = –2,409 В.

Потенциал медного электрода

= +0,34 + lg10 –3 = +0,34 + 0,029(–3) = +0,253 В.

Тогда для гальванического элемента

Пример 4. Определение возможности протекания реакции в гальвани-ческом элементе.

Задача 1. Исходя из величины стандартных электродных потенциалов и значения энергии Гиббса ΔG о 298, укажите, можно ли в гальваническом элементе осуществить следующую реакцию:

Fe 0 + Cd 2+ = Fe 2+ + Cd 0 .

Решение. Надо составить схему гальванического элемента, отвечающего данной реакции. В этой реакции происходит восстановление ионов кадмия и окисление атомов железа:

Fe 0 – 2е = Fe 2+

Cd 2+ + 2е = Cd 0 .

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, определяем ЭДС этого гальваничекого элемента:

Изменение величины энергии Гиббса с величиной ЭДС связано соотношением:

где: – изменение величины энергии Гиббса;

n – число электронов, принимающих участие в реакции;

F–число Фарадея;

ЭДС гальванического элемента.

Находим = –2∙96500∙0,04= – 7720 Дж.

Так как >0, . с). Количество электричества Q=I =2 . 15 . 60=1800 Кл. Молярная масса эквивалента меди (II) равна 64,0/2=32 г/моль. Следовательно:

96500 Кл – 32 г
1800 Кл – х г

Пример 6. Определение электрохимического эквивалента и выхода по току.

Задача 1. При электролизе водного раствора AgNO3 в течение 50 минут при силе тока 3А выделилось 9,6 г серебра. Электролиз проводился с растворимым анодом. Напишите уравнение реакций катодного и анодного процессов и определите электрохимический эквивалент серебра в г/Кл и г/А . ч и выход по току.

Решение. Нитрат серебра диссоциирует:

Процессы, протекающие на электродах:

Молярная масса эквивалента Ag О =108 г/моль.

Определяем массу серебра, которая выделилась бы теоретически при прохождении через раствор данного количества электричества:

Источник