Elektrolīzes Kalkulators - Masas Nogulsnēšana (Faradeja Likums)

Kas ir elektrolīzes kalkulators?

Elektrolīzes kalkulators nosaka metāla masu, kas elektrolīzes laikā nogulsnējas vai izšķīst pie elektroda. Elektrolīze ir process, kurā elektriskā strāva tiek izmantota, lai piespiestu notikt ķīmisku reakciju, kas pati no sevis nenotiktu. Kalkulators izmanto Faradeja elektrolīzes likumu, pamatojoties uz strāvas stiprumu, laiku un izvēlētā metāla īpašībām.

Kā aprēķināt elektrolīzes masu: Faradeja likuma formula

Faradeja likums nosaka, ka pie elektroda izdalītās vielas masa ir proporcionāla elektriskajam lādiņam, kas caur to izplūst. Lādiņš ir vienāds ar strāvas stiprumu, reizinātu ar laiku, tāpēc formulu parasti raksta šādi:

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

• m — izdalītās vai izšķīdinātās vielas masa gramos
• I — strāvas stiprums ampēros (A)
• t — laiks sekundēs (s)
• M — vielas molārā masa gramos uz molu (g/mol)
• z — valence, uz vienu jonu pārnesto elektronu skaits
• F — Faradeja konstante, 96 485 kulonu uz molu (C/mol)

Faradeja konstante nosaukta angļu zinātnieka Maikla Faradeja (Michael Faraday) vārdā. Tā ir elektriskais lādiņš, ko nes viens mols elektronu.

Kāpēc valencei ir nozīme

Valence ir atkarīga no jona lādiņa. Vara jonam Cu²⁺ nepieciešami divi elektroni, lai tas pārtaptu vara atomā, tāpēc tā valence ir 2. Sudraba jonam Ag⁺ nepieciešams tikai viens elektrons, tāpēc tā valence ir 1. Zelta jonam Au³⁺ nepieciešami trīs elektroni, tāpēc tā valence ir 3. Augstāka valence nozīmē, ka uz vienu atomu nepieciešams vairāk elektronu, tāpēc pie tāda paša lādiņa nogulsnējas mazāk vielas.

Biežāk lietoto metālu molārā masa un valence

Aprēķina piemērs

Vara sulfāta šķīdumā 1 stundu (3 600 sekundes) plūst 1 ampēra strāva. Cik daudz vara nogulsnējas pie katoda — elektroda, kur notiek reducēšanās?

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

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

Nogulsnējas aptuveni 1,19 grami vara.

Otrs piemērs: sudraba nitrāta šķīdumā 10 minūtes (600 sekundes) plūst 2 ampēru strāva. Sudraba molārā masa ir 107,87 g/mol, valence — 1.

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

Nogulsnējas aptuveni 1,34 grami sudraba — vairāk nekā vara piemērā, galvenokārt tāpēc, ka sudraba valence ir zemāka.

Kā izmantot kalkulatoru

Ievadiet strāvas stiprumu ampēros un laiku sekundēs, tad izvēlieties metālu no saraksta. Rezultāts atjaunojas automātiski. Bieži lietotas laika pārvēršanas vērtības: 1 minūte = 60 sekundes, 1 stunda = 3 600 sekundes, 1 diena = 86 400 sekundes.

Elektrolīzes pielietojumi

Elektroplatēšana pārklāj vienu metālu ar plānu cita metāla slāni, piemēram, pārklājot rotaslietas ar zeltu vai tērauda detaļas ar niķeli, lai tās pasargātu no korozijas. Metālu rafinēšanā elektrolīze tiek izmantota metālu attīrīšanai; šādi rafinēta vara tīrība var pārsniegt 99,9%. Elektroekstrakcija ļauj izgūt metālus, piemēram, cinku, no šķīduma, kas pagatavots no sadrupinātas rūdas. Alumīniju ražo līdzīgā veidā, taču no alumīnijoksīda, kas izšķīdināts kausētā sāls vannā, nevis ūdenī. Ūdens elektrolīze sadala ūdeni ūdeņradī un skābeklī — šī metode tiek izmantota ūdeņraža degvielas ražošanā.

Faradeja likums dod teorētisko maksimālo masu. Reālos procesos parasti nogulsnējas nedaudz mazāk, jo daļa strāvas tiek izmantota sānu reakcijām, nevis galvenajam procesam. Šo attiecību sauc par strāvas efektivitāti, un rūpnieciskajā platēšanā tā parasti ir 90–98%.

Faradeja likuma vēsture

1800. gadā Alesandro Volta (Alessandro Volta) izgatavoja pirmo bateriju, dodot zinātniekiem pirmo stabilo elektriskās strāvas avotu. Tajā pašā gadā Viljams Nikolsons (William Nicholson) un Antonijs Karlails (Anthony Carlisle) to izmantoja, lai sadalītu ūdeni ūdeņradī un skābeklī — tas bija viens no pirmajiem elektrolīzes piemēriem. No 1807. līdz 1808. gadam Hemfrijs Deivijs (Humphry Davy) izmantoja elektrolīzi, lai izdalītu vairākus elementus, tostarp kāliju un nātriju.

Maikls Faradejs, kas iepriekš strādājis par Deivija asistentu, 1830. gadu sākumā veica rūpīgus elektrolīzes izpētes eksperimentus. 1832. un 1834. gadā viņš publicēja divus likumus, kas precīzi aprakstīja saistību starp elektrisko lādiņu un izdalītās vielas masu. Viņš arī ieviesa terminus elektrods, anods, katods un jons, kas ķīmijā tiek lietoti līdz šai dienai.

Biežāk uzdotie jautājumi

Kā aprēķināt masu, kas nogulsnējas elektrolīzes laikā? Reizinot strāvas stiprumu ar laiku, iegūst kopējo lādiņu, tad to reizina ar vielas molāro masu un dala ar valences un Faradeja konstantes reizinājumu: m = (I × t × M) / (z × F).

Kas ir Faradeja konstante? Tas ir elektriskais lādiņš, ko nes viens mols elektronu — apmēram 96 485 kulonu uz molu.

Kāda ir atšķirība starp anodu un katodu? Anods ir elektrods, kur notiek oksidēšanās un elektroni tiek atdoti. Katods ir elektrods, kur notiek reducēšanās un elektroni tiek pievienoti. Kad metāls nogulsnējas no šķīduma, tas veidojas pie katoda.

Vai temperatūra ietekmē aprēķina rezultātu? Temperatūra Faradeja likumā nav ietverta, tāpēc tā neietekmē aprēķināto masu. Tā var ietekmēt procesa reālo efektivitāti, jo augstāka temperatūra bieži paātrina sānu reakcijas.

Kuriem metāliem šis kalkulators ir pielāgots? Varam, sudrabam, zeltam, cinkam, niķelim, dzelzij un alumīnijam — katram ar iebūvētu standarta molāro masu un valenci. Ja zināma cita metāla molārā masa un valence, tā pati formula darbojas arī tam.

Kāpēc reāli nogulsnētā masa var atšķirties no aprēķinātās vērtības? Faradeja likums pieņem, ka visa strāva tiek izmantota galvenajai reakcijai. Praksē daļa strāvas tiek zaudēta sānu reakcijās vai pretestībā, tāpēc reālie nogulsnējumi parasti ir nedaudz mazāki par aprēķināto vērtību. Faktiskās un teorētiskās masas attiecību sauc par strāvas efektivitāti.

Atsauces

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 (2nd ed.). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press.