Elektrolyse Kalkulator - Massedeposisjon (Faradays Lov)

Hva er en elektrolysekalkulator?

En elektrolysekalkulator finner massen av et metall som avsettes på eller løses opp ved en elektrode under elektrolyse. Elektrolyse er en prosess som bruker elektrisk strøm til å fremtvinge en kjemisk reaksjon som ikke ville skjedd av seg selv. Kalkulatoren bruker Faradays lov for elektrolyse, med strømstyrken, tiden og egenskapene til det valgte metallet.

Slik beregner du elektrolysemassen: formelen for Faradays lov

Faradays lov sier at massen av et stoff som dannes ved en elektrode, er proporsjonal med mengden elektrisk ladning som passerer gjennom den. Ladning er lik strømstyrke multiplisert med tid, så formelen skrives vanligvis slik:

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

• m — massen av stoffet som dannes eller løses opp, i gram
• I — strømstyrke, i ampere (A)
• t — tid, i sekunder (s)
• M — stoffets molare masse, i gram per mol (g/mol)
• z — valens, antallet elektroner som overføres per ion
• F — Faraday-konstanten, 96 485 coulomb per mol (C/mol)

Faraday-konstanten er oppkalt etter den engelske vitenskapsmannen Michael Faraday. Den er den elektriske ladningen som bæres av ett mol elektroner.

Hvorfor valens er viktig

Valensen avhenger av ionets ladning. Et kobberion, Cu²⁺, trenger to elektroner for å bli et kobberatom, så valensen er 2. Et sølvion, Ag⁺, trenger bare ett elektron, så valensen er 1. Et gullion, Au³⁺, trenger tre elektroner, så valensen er 3. Høyere valens betyr at det trengs flere elektroner per atom, så mindre masse avsettes for samme mengde ladning.

Molare masser og valenser for vanlige metaller

Regneeksempel

En strøm på 1 ampere går gjennom en kobbersulfatløsning i 1 time (3 600 sekunder). Hvor mye kobber avsettes ved katoden, elektroden der reduksjon skjer?

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

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

Omtrent 1,19 gram kobber avsettes.

Et annet eksempel: En strøm på 2 ampere går gjennom en sølvnitratløsning i 10 minutter (600 sekunder). Sølv har en molar masse på 107,87 g/mol og en valens på 1.

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

Omtrent 1,34 gram sølv avsettes, mer enn i kobbereksempelet, hovedsakelig fordi sølv har lavere valens.

Slik bruker du kalkulatoren

Angi strømstyrken i ampere og tiden i sekunder, og velg deretter et metall fra listen. Resultatet oppdateres automatisk. Vanlige tidsomregninger: 1 minutt = 60 sekunder, 1 time = 3 600 sekunder, 1 dag = 86 400 sekunder.

Anvendelser av elektrolyse

Elektroplettering dekker ett metall med et tynt lag av et annet, for eksempel ved å belegge smykker med gull eller ståldeler med nikkel for å motstå korrosjon. Metallraffinering bruker elektrolyse til å rense metaller; kobber som raffineres på denne måten, kan oppnå en renhet på over 99,9 %. Elektrovinnering trekker ut metaller som sink fra en løsning laget av knust malm. Aluminium fremstilles på samme måte, men fra alumina oppløst i et smeltet saltbad i stedet for vann. Ved vannelektrolyse spaltes vann til hydrogengass og oksygengass, en metode som brukes til å produsere hydrogenbrensel.

Faradays lov angir den teoretiske maksimale massen. I virkelige prosesser avsettes det vanligvis litt mindre, fordi noe av strømmen driver sidereaksjoner i stedet for hovedreaksjonen. Dette forholdet kalles strømeffektivitet, og den er typisk 90–98% ved industriell elektroplettering.

Faradays lovs historie

I 1800 bygde Alessandro Volta det første batteriet, noe som for første gang ga forskere en jevn kilde til elektrisk strøm. Samme år brukte William Nicholson og Anthony Carlisle det til å spalte vann til hydrogen og oksygen, en tidlig demonstrasjon av elektrolyse. Mellom 1807 og 1808 brukte Humphry Davy elektrolyse til å isolere flere grunnstoffer, blant annet kalium og natrium.

Michael Faraday, som hadde arbeidet som Davys assistent, gjennomførte grundige elektrolyseeksperimenter tidlig på 1830-tallet. I 1832 og 1834 publiserte han to lover som beskrev det nøyaktige forholdet mellom elektrisk ladning og massen av stoffet som ble dannet. Han innførte også begrepene elektrode, anode, katode og ion, ord som fortsatt brukes i kjemien i dag.

Ofte stilte spørsmål

Hvordan beregner man massen som avsettes under elektrolyse? Multipliser strømstyrken med tiden for å finne den totale ladningen, multipliser dette med stoffets molare masse, og divider deretter med valensen multiplisert med Faraday-konstanten: m = (I × t × M) / (z × F).

Hva er Faraday-konstanten? Den er den elektriske ladningen som bæres av ett mol elektroner, omtrent 96 485 coulomb per mol.

Hva er forskjellen mellom anoden og katoden? Anoden er elektroden der oksidasjon skjer og elektroner avgis. Katoden er elektroden der reduksjon skjer og elektroner tas opp. Når et metall avsettes fra en løsning, dannes det ved katoden.

Påvirker temperaturen resultatet av beregningen? Temperatur inngår ikke i Faradays lov, så den endrer ikke den beregnede massen. Den kan påvirke den faktiske effektiviteten i prosessen, siden høyere temperaturer ofte øker hastigheten på sidereaksjoner.

Hvilke metaller støtter denne kalkulatoren? Kobber, sølv, gull, sink, nikkel, jern og aluminium, alle med standard molar masse og valens innebygd. For alle andre metaller fungerer den samme formelen dersom molar masse og valens er kjent.

Hvorfor kan den faktiske avsatte massen avvike fra den beregnede verdien? Faradays lov forutsetter at all strømmen går til hovedreaksjonen. I praksis går noe av strømmen tapt i sidereaksjoner eller motstand, så virkelige avsetninger er vanligvis litt lettere enn den beregnede verdien. Forholdet mellom faktisk og teoretisk masse kalles strømeffektivitet.

Referanser

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