Elektrolys Kalkylator - Massavlagring (Faradays Lag)

Vad är en elektrolyskalkylator?

En elektrolyskalkylator beräknar massan av en metall som avsätts på eller löses upp från en elektrod under elektrolys. Elektrolys är en process där elektrisk ström används för att tvinga fram en kemisk reaktion som inte skulle ske av sig själv. Kalkylatorn använder Faradays lag för elektrolys och utgår från strömstyrkan, tiden och egenskaperna hos den valda metallen.

Så beräknas elektrolysmassa: Faradays formel

Faradays lag säger att massan av ett ämne som bildas vid en elektrod är proportionell mot mängden elektrisk laddning som passerar genom den. Laddningen är lika med strömstyrkan multiplicerad med tiden, så formeln skrivs vanligtvis:

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

• m — massan av ämnet som bildas eller löses upp, i gram
• I — strömstyrka, i ampere (A)
• t — tid, i sekunder (s)
• M — ämnets molmassa, i gram per mol (g/mol)
• z — valens, antalet elektroner som överförs per jon
• F — Faradays konstant, 96 485 coulomb per mol (C/mol)

Faradays konstant är uppkallad efter den engelske vetenskapsmannen Michael Faraday. Den är den elektriska laddning som bärs av en mol elektroner.

Varför valensen spelar roll

Valensen beror på jonens laddning. En kopparjon, Cu²⁺, behöver två elektroner för att bli en kopparatom, så dess valens är 2. En silverjon, Ag⁺, behöver bara en elektron, så dess valens är 1. En guldjon, Au³⁺, behöver tre elektroner, så dess valens är 3. Högre valens innebär att fler elektroner behövs per atom, så mindre massa avsätts för samma mängd laddning.

Molmassa och valens hos vanliga metaller

Räkneexempel

En ström på 1 ampere passerar genom en kopparsulfatlösning under 1 timme (3 600 sekunder). Hur mycket koppar avsätts vid katoden, elektroden där reduktion sker?

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

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

Ungefär 1,19 gram koppar avsätts.

Ett andra exempel: en ström på 2 ampere passerar genom en silvernitratlösning under 10 minuter (600 sekunder). Silver har en molmassa på 107,87 g/mol och en valens på 1.

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

Ungefär 1,34 gram silver avsätts, mer än i kopparexemplet, främst eftersom silver har lägre valens.

Så använder du kalkylatorn

Ange strömstyrkan i ampere och tiden i sekunder och välj sedan en metall i listan. Resultatet uppdateras automatiskt. Vanliga tidsomvandlingar: 1 minut = 60 sekunder, 1 timme = 3 600 sekunder, 1 dygn = 86 400 sekunder.

Tillämpningar av elektrolys

Elektroplätering täcker en metall med ett tunt lager av en annan, till exempel genom att förgylla smycken eller belägga ståldelar med nickel för att motverka korrosion. Vid metallraffinering används elektrolys för att rena metaller; koppar som raffineras på detta sätt kan nå en renhet på över 99,9 %. Vid elektrovinning utvinns metaller som zink ur en lösning som framställts av krossad malm. Aluminium framställs på samma sätt, men från aluminiumoxid som lösts i ett smält saltbad i stället för i vatten. Vid vattens elektrolys spjälkas vatten till vätgas och syrgas, en metod som används för att framställa vätgas som bränsle.

Faradays lag anger den teoretiska maximala massan. I verkliga processer avsätts vanligtvis något mindre, eftersom en del av strömmen driver sidoreaktioner i stället för huvudreaktionen. Detta förhållande kallas strömverkningsgrad och är vanligtvis 90–98% vid industriell plätering.

Faradays lags historia

År 1800 byggde Alessandro Volta det första batteriet, vilket för första gången gav forskare en stadig källa till elektrisk ström. Samma år använde William Nicholson och Anthony Carlisle det för att spjälka vatten till vätgas och syrgas, en tidig demonstration av elektrolys. Mellan 1807 och 1808 använde Humphry Davy elektrolys för att isolera flera grundämnen, bland annat kalium och natrium.

Michael Faraday, som hade arbetat som Davys assistent, genomförde noggranna elektrolysexperiment i början av 1830-talet. År 1832 respektive 1834 publicerade han två lagar som beskrev det exakta sambandet mellan elektrisk laddning och massan av det bildade ämnet. Han introducerade också termerna elektrod, anod, katod och jon, ord som fortfarande används inom kemin.

Vanliga frågor och svar

Hur beräknar man massan som avsätts under elektrolys? Multiplicera strömstyrkan med tiden för att få den totala laddningen, multiplicera den med ämnets molmassa och dividera sedan med valensen gånger Faradays konstant: m = (I × t × M) / (z × F).

Vad är Faradays konstant? Det är den elektriska laddning som bärs av en mol elektroner, ungefär 96 485 coulomb per mol.

Vad är skillnaden mellan anoden och katoden? Anoden är den elektrod där oxidation sker och elektroner avges. Katoden är den elektrod där reduktion sker och elektroner tas upp. När en metall avsätts från en lösning bildas den vid katoden.

Påverkar temperaturen beräkningens resultat? Temperaturen ingår inte i Faradays lag och ändrar därför inte den beräknade massan. Den kan påverka processens verkliga effektivitet, eftersom högre temperaturer ofta påskyndar sidoreaktioner.

Vilka metaller stöder denna kalkylator? Koppar, silver, guld, zink, nickel, järn och aluminium, alla med standardvärden för molmassa och valens inlagda. För andra metaller fungerar samma formel om molmassan och valensen är kända.

Varför kan den verkliga avsatta massan skilja sig från det beräknade värdet? Faradays lag förutsätter att all ström går till huvudreaktionen. I praktiken går en del ström förlorad genom sidoreaktioner eller motstånd, så verkliga avsättningar är vanligtvis något lättare än det beräknade värdet. Förhållandet mellan verklig och teoretisk massa kallas strömverkningsgrad.

Referenser

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