Меню

Выход по току 100 процентов

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;

Читайте также:  Тв тм 35 ухл2 динамический ток

F – постоянная Фарадея, Кл;

τ – продолжительность электролиза, с.;

iК – катодная плотность тока, А/см 2 .

Источник

Химик.ПРО – решение задач по химии бесплатно

При электролизе в течении 1часа водного раствора нитрата висмута (Bi(NO3)3) на катоде выделилось 14 грамм висмута (Bi). Выход по току составляет 94 %. Вычислите силу тока.

Решение задачи

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита и сопровождающийся разложением расплавленного или растворенного вещества или воды.

Выход по току – это выраженное в процентах отношение количества фактически затраченного электричества (Qфакт) к теоретически необходимому(Qтеор):

выход по току формула

Иногда в задачах используется выход по току, рассчитанный как степень отклонения массы фактически прореагировавшего на электроде вещества (mфакт) к теоретически рассчитанной по закону Фарадея(mтеор):

выход по току формула через массу

Bi(NO3)3 = Bi+3 + 3NO3-
K(-) Bi+3 + 3e = Bi
A(+) 2H2O – 4e = O2 + 4H+
4Bi(NO3)3 + 6H2O (elekt. power)-> 4Bi + 3O2 + 12HNO3

электролиз раствора нитрата висмута

w(x) = m(x)/m,
m(Bi) = 14/0,94 = 14,9 g
m*n*F = M*I*dt
n = 3, dt = 3600, F = 96485,338
I = m*n*F / M*dt = 14,9*3*96485,338 / 209*3600 = 5,8 A

при прохождении электрического тока через электролизер в соответствии с законами Фарадея количество вещества, которое разряжается на электроде (если происходит только один процесс), прямо пропорционально количеству электричества, которое прошло через раствор. При прохождении количества электричества F, равного числу, Фарадея (96 487 Кл, или иначе 26,8 А • ч), происходит разряд одного грамм-эквивалента любого вещества. Выход по току.

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:

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

Читайте также:  Расчет токов короткого замыкания аккумуляторов

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
  • Принцип смещения равновесия химической реакции. Задачи 9 — 10

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:

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.

Читайте также:  Номинальный ток электроприемника формула

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