Калькулятор електролізу - Масове осадження (Закон Фарадея)

Що таке калькулятор електролізу?

Калькулятор електролізу визначає масу металу, що осів на електроді або розчинився з нього під час електролізу. Електроліз — це процес, у якому електричний струм змушує відбуватися хімічну реакцію, що самостійно не відбулася б. Калькулятор використовує закон Фарадея для електролізу, враховуючи силу струму, час і властивості вибраного металу.

Як обчислити масу під час електролізу: формула закону Фарадея

Закон Фарадея стверджує, що маса речовини, утвореної на електроді, пропорційна кількості електричного заряду, який проходить через нього. Заряд дорівнює добутку сили струму на час, тому формулу зазвичай записують так:

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

• m — маса утвореної або розчиненої речовини, у грамах
• I — сила струму, в амперах (А)
• t — час, у секундах (с)
• M — молярна маса речовини, у грамах на моль (г/моль)
• z — валентність, кількість електронів, що передаються на один іон
• F — стала Фарадея, 96 485 кулона на моль (Кл/моль)

Сталу Фарадея названо на честь англійського вченого Майкла Фарадея. Це електричний заряд, який переносить один моль електронів.

Чому важлива валентність

Валентність залежить від заряду іона. Іону міді Cu²⁺ потрібні два електрони, щоб перетворитися на атом міді, тому його валентність дорівнює 2. Іону срібла Ag⁺ потрібен лише один електрон, тому його валентність дорівнює 1. Іону золота Au³⁺ потрібні три електрони, тому його валентність дорівнює 3. Вища валентність означає, що на один атом потрібно більше електронів, тому за однакової кількості заряду осаджується менша маса.

Молярна маса та валентність поширених металів

Приклад обчислення

Струм силою 1 ампер проходить через розчин сульфату міді протягом 1 години (3 600 секунд). Скільки міді осадиться на катоді — електроді, на якому відбувається відновлення?

• I = 1 А
• t = 3 600 с
• M = 63,55 г/моль (мідь)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96 485 Кл/моль

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

Осаджується приблизно 1,19 грама міді.

Другий приклад: струм силою 2 ампери проходить через розчин нітрату срібла протягом 10 хвилин (600 секунд). Молярна маса срібла становить 107,87 г/моль, а валентність — 1.

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

Осаджується приблизно 1,34 грама срібла — більше, ніж у прикладі з міддю, головним чином тому, що валентність срібла нижча.

Як користуватися калькулятором

Введіть силу струму в амперах і час у секундах, а потім виберіть метал зі списку. Результат оновлюється автоматично. Поширені перетворення часу: 1 хвилина = 60 секунд, 1 година = 3 600 секунд, 1 доба = 86 400 секунд.

Застосування електролізу

Гальванічне покриття наносить на один метал тонкий шар іншого, наприклад покриває ювелірні вироби золотом або сталеві деталі нікелем для захисту від корозії. Для рафінування металів використовують електроліз; чистота міді, рафінованої таким способом, може перевищувати 99,9%. Електровилучення дає змогу добувати такі метали, як цинк, із розчину, отриманого з подрібненої руди. Алюміній виробляють так само, але з глинозему, розчиненого в розплавленій сольовій ванні, а не у воді. Під час електролізу води вона розщеплюється на газоподібні водень і кисень; цей метод використовують для виробництва водневого палива.

Закон Фарадея визначає теоретично максимальну масу. У реальних процесах зазвичай осаджується трохи менше, оскільки частина струму спрямовується на побічні реакції, а не на основну. Це співвідношення називають виходом за струмом; у промисловому нанесенні покриттів він зазвичай становить 90–98%.

Історія закону Фарадея

У 1800 році Алессандро Вольта створив першу батарею, уперше забезпечивши вчених стабільним джерелом електричного струму. Того самого року Вільям Ніколсон і Ентоні Карлайл використали її для розщеплення води на водень і кисень, продемонструвавши електроліз на ранньому етапі його вивчення. У період між 1807 і 1808 роками Гемфрі Деві за допомогою електролізу виділив кілька елементів, зокрема калій і натрій.

Майкл Фарадей, який працював асистентом Деві, на початку 1830-х років проводив ретельні експерименти з електролізу. У 1832 та 1834 роках він опублікував два закони, що описували точний зв’язок між електричним зарядом і масою утвореної речовини. Він також запровадив терміни «електрод», «анод», «катод» та «іон» — слова, які й сьогодні використовують у хімії.

Поширені запитання

Як обчислити масу, осаджену під час електролізу? Помножте силу струму на час, щоб отримати загальний заряд, помножте його на молярну масу речовини, а потім поділіть на добуток валентності та сталої Фарадея: m = (I × t × M) / (z × F).

Що таке стала Фарадея? Це електричний заряд, який переносить один моль електронів, приблизно 96 485 кулона на моль.

У чому різниця між анодом і катодом? Анод — це електрод, на якому відбувається окиснення і втрачаються електрони. Катод — це електрод, на якому відбувається відновлення і приєднуються електрони. Коли метал осаджується з розчину, він осаджується на катоді.

Чи впливає температура на результат обчислення? Температура не входить до закону Фарадея, тому не змінює обчислену масу. Вона може впливати на фактичну ефективність процесу, оскільки вища температура часто прискорює побічні реакції.

Які метали підтримує цей калькулятор? Мідь, срібло, золото, цинк, нікель, залізо й алюміній — для кожного вбудовано стандартні значення молярної маси та валентності. Для будь-якого іншого металу працює та сама формула, якщо відомі його молярна маса та валентність.

Чому фактична маса осаду може відрізнятися від обчисленого значення? Закон Фарадея передбачає, що весь струм витрачається на основну реакцію. На практиці частина струму втрачається через побічні реакції або опір, тому фактичний осад зазвичай трохи легший за обчислене значення. Відношення фактичної маси до теоретичної називають виходом за струмом.

Джерела

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