Elektrolüüsi kalkulaator - Massi sadestamine (Faraday seadus)

Mis on elektrolüüsi kalkulaator?

Elektrolüüsi kalkulaator leiab elektroodil elektrolüüsi käigus sadestunud või lahustunud metalli massi. Elektrolüüs on protsess, milles elektrivoolu kasutatakse sellise keemilise reaktsiooni esilekutsumiseks, mis iseenesest ei toimuks. Kalkulaator rakendab Faraday elektrolüüsiseadust, kasutades voolutugevust, aega ja valitud metalli omadusi.

Kuidas arvutada elektrolüüsi massi: Faraday seaduse valem

Faraday seaduse kohaselt on elektroodil tekkiva aine mass võrdeline seda läbiva elektrilaengu hulgaga. Laeng võrdub voolutugevuse ja aja korrutisega, seega kirjutatakse valem tavaliselt järgmiselt:

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

• m — tekkiva või lahustuva aine mass grammides
• I — voolutugevus amprites (A)
• t — aeg sekundites (s)
• M — aine molaarmass grammides mooli kohta (g/mol)
• z — valentsus ehk ühe iooni kohta ülekantavate elektronide arv
• F — Faraday konstant, 96 485 kulonit mooli kohta (C/mol)

Faraday konstant on saanud nime inglise teadlase Michael Faraday järgi. See on ühe mooli elektronide kantav elektrilaeng.

Miks valentsus on oluline

Valentsus sõltub iooni laengust. Vaseioon Cu²⁺ vajab vaseaatomiks muutumiseks kahte elektroni, seega on selle valentsus 2. Hõbeioon Ag⁺ vajab ainult üht elektroni, seega on selle valentsus 1. Kullaioon Au³⁺ vajab kolme elektroni, seega on selle valentsus 3. Suurem valentsus tähendab, et iga aatomi kohta on vaja rohkem elektrone, mistõttu sama laenguhulga korral sadestub vähem massi.

Levinud metallide molaarmass ja valentsus

Näidisarvutus

Voolutugevus 1 amperit läbib vasksulfaadi lahust 1 tunni jooksul (3 600 sekundit). Kui palju vaske sadestub katoodil ehk elektroodil, kus toimub redutseerumine?

• I = 1 A
• t = 3 600 s
• M = 63,55 g/mol (vask)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96 485 C/mol

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

Sadestub ligikaudu 1,19 grammi vaske.

Teine näide: voolutugevus 2 amprit läbib hõbenitraadi lahust 10 minuti jooksul (600 sekundit). Hõbeda molaarmass on 107,87 g/mol ja valentsus 1.

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

Sadestub ligikaudu 1,34 grammi hõbedat, mis on rohkem kui vase näites, peamiselt seetõttu, et hõbeda valentsus on väiksem.

Kuidas kalkulaatorit kasutada

Sisestage voolutugevus amprites ja aeg sekundites ning valige loendist metall. Tulemus uueneb automaatselt. Levinud aja teisendused: 1 minut = 60 sekundit, 1 tund = 3 600 sekundit, 1 päev = 86 400 sekundit.

Elektrolüüsi rakendused

Galvaaniline katmine katab ühe metalli teise õhukese kihiga, näiteks kaetakse ehted kullaga või terasosad korrosioonikindluse suurendamiseks nikliga. Metallide rafineerimisel kasutatakse nende puhastamiseks elektrolüüsi; sel viisil rafineeritud vase puhtus võib ületada 99,9%. Elektrolüütilisel eraldamisel saadakse purustatud maagist valmistatud lahusest selliseid metalle nagu tsink. Alumiiniumi valmistatakse samal viisil, kuid vee asemel kasutatakse sulasoolavannis lahustatud alumiiniumoksiidi. Vee elektrolüüs lagundab vee vesinikuks ja hapnikuks ning seda meetodit kasutatakse vesinikkütuse tootmiseks.

Faraday seadus annab teoreetilise maksimaalse massi. Tegelikus protsessis sadestub tavaliselt veidi vähem, sest osa voolust käivitab põh reaktsiooni asemel kõrvalreaktsioone. Seda suhet nimetatakse voolutõhususeks ja tööstuslikus galvaanilises katmises on see tavaliselt 90–98%.

Faraday seaduse ajalugu

1800 ehitas Alessandro Volta esimese patarei, andes teadlastele esimest korda püsiva elektrivoolu allika. Samal aastal kasutasid William Nicholson ja Anthony Carlisle seda vee lagundamiseks vesinikuks ja hapnikuks, mis oli elektrolüüsi varajane näide. Aastatel 1807 kuni 1808 kasutas Humphry Davy elektrolüüsi mitme elemendi, sealhulgas kaaliumi ja naatriumi eraldamiseks.

Michael Faraday, kes oli töötanud Davy assistendina, tegi 1830. aastate alguses elektrolüüsi kohta hoolikaid katseid. Aastatel 1832 ja 1834 avaldas ta kaks seadust, mis kirjeldasid elektrilaengu ja tekkiva aine massi täpset seost. Samuti võttis ta kasutusele mõisted elektrood, anood, katood ja ioon, mida kasutatakse keemias tänapäevani.

Korduma kippuvad küsimused

Kuidas arvutada elektrolüüsi käigus sadestunud massi? Kogulaengu saamiseks korrutage voolutugevus ajaga, korrutage saadud tulemus aine molaarmassiga ning jagage see valentsuse ja Faraday konstandi korrutisega: m = (I × t × M) / (z × F).

Mis on Faraday konstant? See on ühe mooli elektronide kantav elektrilaeng, ligikaudu 96 485 kulonit mooli kohta.

Mis vahe on anoodil ja katoodil? Anood on elektrood, kus toimub oksüdeerumine ja elektronid loovutatakse. Katood on elektrood, kus toimub redutseerumine ja elektronid liidetakse. Kui metall sadestub lahusest, tekib see katoodil.

Kas temperatuur mõjutab arvutuse tulemust? Temperatuur Faraday seaduses ei esine, seega ei muuda see arvutatud massi. See võib mõjutada protsessi tegelikku tõhusust, sest kõrgem temperatuur kiirendab sageli kõrvalreaktsioone.

Milliseid metalle see kalkulaator toetab? Vaske, hõbedat, kulda, tsinki, niklit, rauda ja alumiiniumi, igaühe standardse molaarmassi ja valentsusega. Mis tahes muu metalli puhul toimib sama valem, kui molaarmass ja valentsus on teada.

Miks võib tegelik sadestunud mass arvutatud väärtusest erineda? Faraday seadus eeldab, et kogu vool kulub põhreaktsioonile. Tegelikult läheb osa voolust kõrvalreaktsioonidele või elektritakistuse ületamiseks, mistõttu on tegelik sade tavaliselt arvutatud väärtusest veidi väiksem. Tegeliku ja teoreetilise massi suhet nimetatakse voolutõhususeks.

Viited

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. väljaanne). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P. ja de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. väljaanne). Oxford University Press.