Калкулатор електролизе - Депоновање масе (Фарадејев закон)

Шта је калкулатор електролизе?

Калкулатор електролизе израчунава масу метала исталоженог на електроди или раствореног са ње током електролизе. Електролиза је процес у којем се електрична струја користи за изазивање хемијске реакције која се не би одвијала сама од себе. Калкулатор примењује Фарадејев закон електролизе, користећи јачину струје, време и својства изабраног метала.

Како израчунати масу добијену електролизом: формула Фарадејевог закона

Фарадејев закон каже да је маса супстанце настале на електроди сразмерна количини електричног наелектрисања која прође кроз њу. Наелектрисање је једнако производу јачине струје и времена, па се формула обично пише овако:

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

• m — маса настале или растворене супстанце, у грамима
• I — јачина струје, у амперима (A)
• t — време, у секундама (s)
• M — моларна маса супстанце, у грамима по молу (g/mol)
• z — валентност, број електрона који се преноси по јону
• F — Фарадејева константа, 96.485 кулона по молу (C/mol)

Фарадејева константа добила је назив по енглеском научнику Мајклу Фарадеју. Она представља електрично наелектрисање које носи један мол електрона.

Зашто је валентност важна

Валентност зависи од наелектрисања јона. Јону бакра, Cu²⁺, потребна су два електрона да би постао атом бакра, па је његова валентност 2. Јону сребра, Ag⁺, потребан је само један електрон, па је његова валентност 1. Јону злата, Au³⁺, потребна су три електрона, па је његова валентност 3. Већа валентност значи да је по атому потребно више електрона, па се за исту количину наелектрисања исталожи мања маса.

Моларна маса и валентност уобичајених метала

Пример са решењем

Струја јачине 1 ампер пролази кроз раствор бакар-сулфата током 1 сата (3.600 секунди). Колика маса бакра се исталожи на катоди, електроди на којој се одвија редукција?

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

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

Исталожи се приближно 1,19 грама бакра.

Други пример: струја јачине 2 ампера пролази кроз раствор сребро-нитрата током 10 минута (600 секунди). Моларна маса сребра је 107,87 g/mol, а валентност 1.

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

Исталожи се приближно 1,34 грама сребра, више него у примеру са бакром, пре свега зато што сребро има мању валентност.

Како користити калкулатор

Унесите јачину струје у амперима и време у секундама, а затим изаберите метал са списка. Резултат се аутоматски ажурира. Уобичајене конверзије времена: 1 минут = 60 секунди, 1 сат = 3.600 секунди, 1 дан = 86.400 секунди.

Примене електролизе

Галванизацијом се један метал облаже танким слојем другог метала, на пример накит се облаже златом, а челични делови никлом ради заштите од корозије. Рафинација метала користи електролизу за пречишћавање метала; на овај начин пречишћен бакар може достићи чистоћу већу од 99,9%. Електродобијање издваја метале, као што је цинк, из раствора добијеног од уситњене руде. Алуминијум се производи на исти начин, али из глинице растворене у растопљеној соли, а не у води. Електролиза воде раздваја воду на гасовити водоник и кисеоник; овај поступак се користи за производњу водоничног горива.

Фарадејев закон даје теоријски максимум масе. У стварним процесима обично се исталожи нешто мање, јер део струје покреће споредне реакције уместо главне реакције. Тај однос се назива струјни коефицијент корисног дејства и у индустријској галванизацији обично износи 90–98%.

Историја Фарадејевог закона

Године 1800. Алесандро Волта је направио прву батерију, чиме су научници први пут добили стабилан извор електричне струје. Исте године, Вилијам Николсон и Ентони Карлајл употребили су је за разлагање воде на водоник и кисеоник, што је била рана демонстрација електролизе. Између 1807. и 1808. године, Хамфри Дејви је електролизом издвојио неколико елемената, укључујући калијум и натријум.

Мајкл Фарадеј, који је радио као Дејвијев помоћник, спровео је пажљиве огледе о електролизи почетком 1830-их. Године 1832. и 1834. објавио је два закона који описују тачну везу између електричног наелектрисања и масе настале супстанце. Такође је увео термине електрода, анода, катода и јон, који се и данас користе у хемији.

Најчешће постављана питања

Како се израчунава маса исталожена током електролизе? Помножите јачину струје временом да бисте добили укупно наелектрисање, затим тај резултат помножите моларном масом супстанце и поделите производом валентности и Фарадејеве константе: m = (I × t × M) / (z × F).

Шта је Фарадејева константа? То је електрично наелектрисање које носи један мол електрона, приближно 96.485 кулона по молу.

Која је разлика између аноде и катоде? Анода је електрода на којој се одвија оксидација и на којој се губе електрони. Катода је електрода на којој се одвија редукција и на којој се примају електрони. Када се метал исталожи из раствора, он се образује на катоди.

Да ли температура утиче на резултат израчунавања? Температура се не појављује у Фарадејевом закону, па не мења израчунату масу. Она може утицати на стварну ефикасност процеса, јер више температуре често убрзавају споредне реакције.

Које метале подржава овај калкулатор? Бакар, сребро, злато, цинк, никл, гвожђе и алуминијум, сваки са уграђеном стандардном моларном масом и валентношћу. За било који други метал важи иста формула ако су познате моларна маса и валентност.

Зашто се стварна маса талога може разликовати од израчунате вредности? Фарадејев закон претпоставља да сва струја учествује у главној реакцији. У пракси се део струје губи на споредне реакције или отпор, па су стварни талози обично нешто лакши од израчунате вредности. Однос стварне и теоријске масе назива се струјни коефицијент корисног дејства.

Референце

1. Фарадеј, М. (1834). „Експериментална истраживања електрицитета. Седма серија.“ Philosophical Transactions of the Royal Society of London, 124, 77–122.
2. Бард, А. Џ., и Фолкнер, Л. Р. (2000). Електрохемијске методе: основе и примене (2. изд.). John Wiley & Sons.
3. Аткинс, П., и де Паула, Џ. (2014). Аткинсова физичка хемија (10. издање). Oxford University Press.