Elektrolyse Kalkulator - Masseafsætning (Faradays Lov)

Hvad er en elektrolyseberegner?

En elektrolyseberegner finder massen af et metal, der aflejres på eller opløses ved en elektrode under elektrolyse. Elektrolyse er en proces, hvor en elektrisk strøm bruges til at fremtvinge en kemisk reaktion, som ikke ville ske af sig selv. Beregneren anvender Faradays lov om elektrolyse ved hjælp af strømstyrken, tiden og egenskaberne for det valgte metal.

Sådan beregnes massen ved elektrolyse: Faradays lov

Faradays lov fastslår, at massen af et stof, der dannes ved en elektrode, er proportional med den elektriske ladning, der passerer gennem den. Ladningen er lig med strømstyrken multipliceret med tiden, så formlen skrives normalt således:

$m = \frac{I \times t \times M}{z \times F}$

• m — massen af det dannede eller opløste stof i gram
• I — strømstyrken i ampere (A)
• t — tiden i sekunder (s)
• M — stoffets molarmasse i gram pr. mol (g/mol)
• z — valensen, antallet af elektroner, der overføres pr. ion
• F — Faraday-konstanten, 96.485 coulomb pr. mol (C/mol)

Faraday-konstanten er opkaldt efter den engelske videnskabsmand Michael Faraday. Den er den elektriske ladning, der bæres af ét mol elektroner.

Hvorfor valensen er vigtig

Valensen afhænger af ionens ladning. En kobberion, Cu²⁺, skal bruge to elektroner for at blive til et kobberatom, så dens valens er 2. En sølvion, Ag⁺, skal kun bruge én elektron, så dens valens er 1. En guldion, Au³⁺, skal bruge tre elektroner, så dens valens er 3. En højere valens betyder, at der kræves flere elektroner pr. atom, så der aflejres mindre masse for den samme ladningsmængde.

Molarmasse og valens for almindelige metaller

Regneeksempel

En strøm på 1 ampere går gennem en kobbersulfatopløsning i 1 time (3.600 sekunder). Hvor meget kobber aflejres ved katoden, den elektrode hvor reduktionen finder sted?

• I = 1 A
• t = 3.600 s
• M = 63,55 g/mol (kobber)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96.485 C/mol

$m = \frac{1 \times 3600 \times 63.55}{2 \times 96485} = \frac{228780}{192970} \approx 1.18557 \text{ g}$

Der aflejres cirka 1,19 gram kobber.

Et andet eksempel: En strøm på 2 ampere går gennem en sølvnitratopløsning i 10 minutter (600 sekunder). Sølv har en molarmasse på 107,87 g/mol og en valens på 1.

$m = \frac{2 \times 600 \times 107.87}{1 \times 96485} \approx 1.34160 \text{ g}$

Der aflejres cirka 1,34 gram sølv, hvilket er mere end i kobbereksemplet, hovedsageligt fordi sølvs valens er lavere.

Sådan bruger du beregneren

Indtast strømstyrken i ampere og tiden i sekunder, og vælg derefter et metal fra listen. Resultatet opdateres automatisk. Almindelige tidsomregninger: 1 minut = 60 sekunder, 1 time = 3.600 sekunder, 1 dag = 86.400 sekunder.

Anvendelser af elektrolyse

Ved galvanisering belægges ét metal med et tyndt lag af et andet, f.eks. ved forgyldning af smykker eller fornikling af ståldele for at modvirke korrosion. Metalraffinering bruger elektrolyse til at rense metaller; kobber, der raffineres på denne måde, kan opnå en renhed på over 99,9 %. Ved elektrolytisk udvinding udvindes metaller som zink fra en opløsning fremstillet af knust malm. Aluminium fremstilles på samme måde, men af aluminiumoxid opløst i et smeltet saltbad i stedet for vand. Ved vandelektrolyse spaltes vand til brint og ilt, en metode der bruges til at fremstille brintbrændstof.

Faradays lov angiver den teoretiske maksimale masse. I virkelige processer aflejres der normalt lidt mindre, fordi noget af strømmen driver sidereaktioner i stedet for hovedreaktionen. Dette forhold kaldes strømudbytte og ligger typisk på 90–98% ved industriel galvanisering.

Faradays lovs historie

I 1800 byggede Alessandro Volta det første batteri, hvilket for første gang gav forskerne en stabil kilde til elektrisk strøm. Samme år brugte William Nicholson og Anthony Carlisle det til at spalte vand i brint og ilt, en tidlig demonstration af elektrolyse. Mellem 1807 og 1808 brugte Humphry Davy elektrolyse til at isolere flere grundstoffer, herunder kalium og natrium.

Michael Faraday, som havde arbejdet som Davys assistent, gennemførte omhyggelige forsøg med elektrolyse i begyndelsen af 1830'erne. I 1832 og 1834 offentliggjorde han to love, der beskrev det nøjagtige forhold mellem elektrisk ladning og massen af det dannede stof. Han indførte også betegnelserne elektrode, anode, katode og ion, som stadig bruges i kemien i dag.

Ofte stillede spørgsmål

Hvordan beregner man den masse, der aflejres under elektrolyse? Multiplicer strømstyrken med tiden for at finde den samlede ladning, multiplicer den med stoffets molarmasse, og divider derefter med valensen gange Faraday-konstanten: m = (I × t × M) / (z × F).

Hvad er Faraday-konstanten? Den er den elektriske ladning, der bæres af ét mol elektroner, cirka 96.485 coulomb pr. mol.

Hvad er forskellen på anoden og katoden? Anoden er den elektrode, hvor oxidation finder sted, og elektroner afgives. Katoden er den elektrode, hvor reduktion finder sted, og elektroner optages. Når et metal aflejres fra en opløsning, dannes det ved katoden.

Påvirker temperaturen beregningens resultat? Temperatur indgår ikke i Faradays lov, så den ændrer ikke den beregnede masse. Den kan påvirke processens virkelige effektivitet, eftersom højere temperaturer ofte fremskynder sidereaktioner.

Hvilke metaller understøtter denne beregner? Kobber, sølv, guld, zink, nikkel, jern og aluminium, hver med sin standardmolarmasse og valens indbygget. For alle andre metaller fungerer den samme formel, hvis molarmassen og valensen er kendt.

Hvorfor kan den faktiske aflejrede masse afvige fra den beregnede værdi? Faradays lov antager, at al strømmen går til hovedreaktionen. I praksis går noget af strømmen tabt til sidereaktioner eller modstand, så virkelige aflejringer normalt er lidt lettere end den beregnede værdi. Forholdet mellem den faktiske og den teoretiske masse kaldes strømudbytte.

Referencer

1. Faraday, M. (1834). "Experimental Researches in Electricity. Seventh Series." Philosophical Transactions of the Royal Society of London, 124, 77–122.
2. Bard, A. J., & Faulkner, L. R. (2000). Electrochemical Methods: Fundamentals and Applications (2. udg.). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. udg.). Oxford University Press.