Elektrolizės Skaičiuoklė - Masės Nusodinimas (Faradėjaus Dėsnis)

Kas yra elektrolizės skaičiuotuvas?

Elektrolizės skaičiuotuvas nustato ant elektrodo elektrolizės metu nusėdusio arba ištirpusio metalo masę. Elektrolizė yra procesas, kai elektros srovė naudojama cheminei reakcijai, kuri savaime nevyktų, sukelti. Skaičiuotuvas taiko Faradėjaus elektrolizės dėsnį, naudodamas srovės stiprį, laiką ir pasirinkto metalo savybes.

Kaip apskaičiuoti elektrolizės metu susidariusią masę: Faradėjaus dėsnio formulė

Faradėjaus dėsnis teigia, kad prie elektrodo susidariusios medžiagos masė yra proporcinga per jį pratekėjusio elektros krūvio kiekiui. Krūvis lygus srovės stiprio ir laiko sandaugai, todėl formulė paprastai užrašoma taip:

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

• m — susidariusios arba ištirpusios medžiagos masė gramais
• I — srovės stipris amperais (A)
• t — laikas sekundėmis (s)
• M — medžiagos molinė masė gramais moliui (g/mol)
• z — valentingumas, vienam jonui perduodamų elektronų skaičius
• F — Faradėjaus konstanta, 96 485 kulonų moliui (C/mol)

Faradėjaus konstanta pavadinta anglų mokslininko Maiklo Faradėjaus vardu. Tai vieno molio elektronų pernešamas elektros krūvis.

Kodėl svarbus valentingumas

Valentingumas priklauso nuo jono krūvio. Vario jonui Cu²⁺ reikia dviejų elektronų, kad jis virstų vario atomu, todėl jo valentingumas yra 2. Sidabro jonui Ag⁺ reikia tik vieno elektrono, todėl jo valentingumas yra 1. Aukso jonui Au³⁺ reikia trijų elektronų, todėl jo valentingumas yra 3. Didesnis valentingumas reiškia, kad vienam atomui reikia daugiau elektronų, todėl esant tam pačiam krūvio kiekiui nusėda mažesnė masė.

Įprastų metalų molinė masė ir valentingumas

Skaičiavimo pavyzdys

1 ampero srovė teka per vario sulfato tirpalą 1 valandą (3 600 sekundžių). Kiek vario nusėda katode, elektrodo, kuriame vyksta redukcija?

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

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

Nusėda maždaug 1,19 gramo vario.

Antras pavyzdys: 2 amperų srovė teka per sidabro nitrato tirpalą 10 minučių (600 sekundžių). Sidabro molinė masė yra 107,87 g/mol, o valentingumas — 1.

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

Nusėda maždaug 1,34 gramo sidabro, daugiau nei vario pavyzdyje, daugiausia todėl, kad sidabro valentingumas yra mažesnis.

Kaip naudotis skaičiuokle

Įveskite srovės stiprį amperais ir laiką sekundėmis, tada pasirinkite metalą iš sąrašo. Rezultatas atnaujinamas automatiškai. Įprastos laiko perskaičiavimo reikšmės: 1 minutė = 60 sekundžių, 1 valanda = 3 600 sekundžių, 1 diena = 86 400 sekundžių.

Elektrolizės taikymas

Galvaninis dengimas padengia vieną metalą plonu kito metalo sluoksniu, pavyzdžiui, auksu dengiami juvelyriniai dirbiniai arba nikeliu dengiamos plieno dalys, kad būtų atsparios korozijai. Metalams rafinuoti elektrolizė naudojama jiems gryninti; taip išgryninto vario grynumas gali viršyti 99,9 %. Elektrogavybos būdu iš iš susmulkintos rūdos paruošto tirpalo išgaunami tokie metalai kaip cinkas. Aliuminis gaminamas panašiai, tačiau ne iš vandens, o iš aliuminio oksido, ištirpinto išlydytų druskų vonelėje. Vandens elektrolizė skaido vandenį į vandenilio ir deguonies dujas; šis metodas naudojamas vandenilio kurui gaminti.

Faradėjaus dėsnis nurodo teorinę didžiausią masę. Tikrieji procesai paprastai padengia šiek tiek mažesne mase, nes dalis srovės skatina šalutines, o ne pagrindinę reakcijas. Šis santykis vadinamas srovės išnaudojimo koeficientu; pramoniniame galvaniniame dengime jis paprastai yra 90–98%.

Faradėjaus dėsnio istorija

1800 metais Alesandras Volta sukūrė pirmąją bateriją ir pirmą kartą suteikė mokslininkams pastovų elektros srovės šaltinį. Tais pačiais metais Viljamas Nikolsonas ir Entonis Karlailas panaudojo ją vandeniui suskaidyti į vandenilį ir deguonį — tai buvo vienas pirmųjų elektrolizės demonstravimų. Nuo 1807 iki 1808 metų Hamfris Deivis elektrolizės būdu išskyrė kelis elementus, įskaitant kalį ir natrį.

Maiklas Faradėjus, dirbęs Deivio asistentu, XIX a. 1830-ųjų pradžioje atliko kruopščius elektrolizės bandymus. 1832 ir 1834 metais jis paskelbė du dėsnius, aprašančius tikslų ryšį tarp elektros krūvio ir susidariusios medžiagos masės. Jis taip pat įtvirtino terminus elektrodas, anodas, katodas ir jonas — šie žodžiai chemijoje vartojami ir šiandien.

Dažnai užduodami klausimai

Kaip apskaičiuojama elektrolizės metu nusėdusi masė? Padauginkite srovės stiprį iš laiko, kad gautumėte bendrą krūvį, gautą sandaugą padauginkite iš medžiagos molinės masės, tada padalykite iš valentingumo ir Faradėjaus konstantos sandaugos: m = (I × t × M) / (z × F).

Kas yra Faradėjaus konstanta? Tai vieno molio elektronų pernešamas elektros krūvis, apytiksliai 96 485 kulonų moliui.

Kuo skiriasi anodas ir katodas? Anodas yra elektrodas, kuriame vyksta oksidacija ir prarandami elektronai. Katodas yra elektrodas, kuriame vyksta redukcija ir gaunami elektronai. Kai metalas nusėda iš tirpalo, jis susidaro ant katodo.

Ar temperatūra turi įtakos skaičiavimo rezultatui? Temperatūra į Faradėjaus dėsnį neįtraukiama, todėl apskaičiuotos masės nekeičia. Ji gali paveikti tikrąjį proceso efektyvumą, nes aukštesnė temperatūra dažnai pagreitina šalutines reakcijas.

Kuriuos metalus palaiko šis skaičiuotuvas? Varį, sidabrą, auksą, cinką, nikelį, geležį ir aliuminį — kiekvieno jų standartinė molinė masė ir valentingumas yra įtraukti. Bet kuriam kitam metalui tinka ta pati formulė, jei žinoma jo molinė masė ir valentingumas.

Kodėl tikroji nusėdusio metalo masė gali skirtis nuo apskaičiuotosios? Faradėjaus dėsnyje daroma prielaida, kad visa srovė naudojama pagrindinei reakcijai. Praktiškai dalis srovės prarandama dėl šalutinių reakcijų arba varžos, todėl tikroji nuosėdų masė paprastai būna šiek tiek mažesnė už apskaičiuotąją. Tikrosios ir teorinės masės santykis vadinamas srovės išnaudojimo koeficientu.

Šaltiniai

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. ir Faulkner, L. R. (2000). Electrochemical Methods: Fundamentals and Applications (2-asis leidimas). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P. ir de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10-asis leidimas). Oxford University Press.