Формула электролиза: Ошибка 404: страница не найдена

Содержание

Законы электролиза Фарадея | Физика. Закон, формула, лекция, шпаргалка, шпора, доклад, ГДЗ, решебник, конспект, кратко

В 1833 г. М. Фарадей установил:

Масса вещества, которое выделяется при прохож­дении электрического тока в электролитах на аноде или катоде, прямо пропорциональна заряду, который при этом переносится иона­ми через электролит:

m = kq,

где m — масса вещества, кг; q — заряд, Кл.

Коэффициент пропорциональности k = m / q называется электрохимическим эквивален­том данного вещества.

Электрохимический эквивален­т вещества показывает, какая масса вещества в килограммах выделяется на электроде при прохождении тока, пере­носящего заряд, равный одному кулону:

k = m / q

Если иметь в виду, что при постоянном токе в цепи q = IΔt, где I

— сила тока (ам­пер), а Δt — время прохождения тока (се­кунд), то закон Фарадея можно записать в виде

m = kIΔt.

Исходя из современных представлений, закон для электролиза можно установить тео­ретически. Пусть за время Δt через электро­лит переносится заряд q. Заряд одного иона q0i = ne, где n — валентность иона, а e — значение элементарного электрического заря­да. Следовательно, q = neNi, где Ni — коли­чество ионов, которые достигли электрода.

С другой стороны, масса вещества, выде­ляющегося на электроде

m = m0iNi, где m0iмасса иона, которая может быть определена по молярной массе вещества M и постоян­ной Авогадро NA:

m0i = M / NA; m = (M / NA) • Ni.

Из уравнения для заряда q = neNi можно определить Ni: Ni = q / ne. Подставив значения Niв выражение для массы, получаем:

m = (M / neNA) • q,

что также является законом Фарадея для электролиза. Итак, электрохимический эквивалент вещества

k = M / neNA,

где все величины для данного вещества являются постоянными.

В последней формуле значение элемен­тарного заряда e и постоянная Авогадро одинаковы для всех веществ. Их произве­дение назвали постоянной Фарадея:

F = eNA.

Значение постоянной Фарадея:

F = 1,6 • 10-19 Кл • 6,023 • 1023 моль-1 = -9,65 • 104 Кл/моль.

Теперь для электрохимического эквивалента вещества имеем Материал с сайта http://worldofschool.ru

k = (1 / F) • (M / n),

что и является вторым законом для электролиза.

Второй закон электролиза. Электро­химические эквиваленты веществ прямо про­порциональны массам их молей и обратно пропорциональны их валентностям.

Чтобы удобно было решать многие зада­чи, оба закона можно объединить в одном выражении (

объединенный закон электролиза):

m = (1 / F) • (M / n) • q,

или

m = (1 / F) • (M / n) • IΔt.

На этой странице материал по темам:
  • Prezi.com закон фарадея формулы

  • Формулы электролиза

  • Закон электролиза фарадея физика

  • Закон фарадея физика

  • Лекции электролиз по физике

Вопросы по этому материалу:
  • Сформулируйте закон Фарадея для электролиза, запишите его формулу.

  • Запишите формулы объединенного закона электролиза.

  • Что такое постоянная Фарадея?

Электролиз расплавов и растворов

Дидактический материал

Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

1.Установите соответствие между формулой соли и уравнением процесса, протекающего на аноде при  электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ                   УРАВНЕНИЕ АНОДНОГО   ПРОЦЕССА               

А) KCl                                                        1) 2H2O – 4e → O2 + 4H+

Б) AlBr3                                                      2) 2H2O + 2e → H2 + 2OH

В) CuSO4                                                    3) 2Cl -2e → Cl20

Г) AgNO3                                                    4) 2Br — 2e → Br20

                                                                     5) 2SO

42- -2e → S2O82-

                                                                     6) 2NO3 -2e → 2NO2 + O2

 

2. Установите соответствие между формулой соли и продуктом, образующимся на инертном аноде при электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ                            ПРОДУКТ, ОБРАЗУЮЩИЙСЯ НА АНОДЕ

А) RbSO4                                                                                           1) метан

Б) CH3COOK                                                                 2) сернистый газ

В) BaBr2                                                                                                                 

3) кислород

Г) CuSO4                                                                                                                 4) водород

                                                                                        5) бром

                                                                           6) этан и углекислый газ

 

3. Установите соответствие между формулой соли и уравнением процесса, протекающего на катоде при электролизе её водного раствора.

ФОРМУЛА СОЛИ                             УРАВНЕНИЕ КАТОДНОГО ПРОЦЕССА

А) Al(NO3)3                                                   1)  2H2O – 4e → O2 + 4H+

Б) CuCl2                                                          2) 2H2O + 2e → H2 + 2OH— 

В) SbCl3                                                          3) Cu2+  + 2e → Cu0

Г) Cu(NO3)2                                                    4) Cu2+  + 1e → Cu+

 5) Sb3+ +3e→ Sb0

 

4. Установите соответствие между названием вещества и способом его получения. 

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА                          ПОЛУЧЕНИЕ  ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

А) литий                                                      1) раствора LiF

Б) фтор                                                         2) расплава LiF

В) серебро                                                   3) раствора MgCl2

Г)  магний                                                    4) раствора  AgNO3

                                                                     5) расплава Ag2O

                                                                      6) расплава MgCl2

 

5. Установите соответствие между названием вещества и продуктами электролиза его водного раствора

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА                                          ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) бромид калия                           1) водород, бром, гидроксид калия

Б) сульфат меди (II)                      2) натрий, углекислый газ

В) бромид меди (II)                      3) медь, оксид серы (IV)

                                                        4) медь, кислород, серная кислота

                                                        5) медь, бром

 

 

 

 

6. Установите соответствие между названием вещества и основными газообразными продуктами электролиза его водного раствора.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА        ГАЗООБРАЗНЫЕ ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

 

А) хлорид кальция                             1) кислород, водород

Б) нитрат кальция                              2) водород, хлор

В) фторид серебра                             3) оксид азота (IV)

Г) нитрат серебра                               4) кислород

                                                             5) водород

                                                             6) хлор 

                                                             7) фтор

 

 

7. Установите соответствие между названиями вещества и электролитическим способом его получения.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА                                    ЭЛЕКТ РОЛИЗ

А) хлор                                    1) водного раствора хлорида меди

Б) этан                                     2) водного раствора бромида натрия

В) натрий                                3) водного раствора ацетата калия

Г) бром                                   4) расплава фторида натрия

                                                 5) водного раствора перхлората калия

                                                  6) водного раствора этановой кислоты

 

8. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА                                     ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) натрий                                     1) водного раствора солей

Б) алюминий                                2) водного раствора гидроксида

В) серебро                                    3) расплава поваренной соли

Г) медь                                          4) расплавленного оксида

                                    5) раствора оксида в расплавленном криолите

                                                                                                      

9. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА                                  ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) AlCl3                                                            1) металл, галоген

Б) RbOH                                       2) гидроксид металла, хлор, водород

В) Hg(NO3)2                                  3) металл, кислород

Г)  AuCl3                                                    4) металл, кислота, кислород

                                                        5) водород, кислород

                                                       6) водород, галоген

 

10. Установите соответствие  между формулой соли и реакцией ее водного раствора

ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) Na2SO4

1) SO2

Б) Ca(NO3)2

2) O2

В) Zn(Br2)

3) NO2

Г) CuCl2

4) Br2

 

5) Cl2

 

6) H2

                                 

 

                     

 

 

Ответы:

1  — 3411

2  —  3653

3  — 2353

4  — 2246

5  — 145

6  — 6444

7 — 1342

8  — 3511

9  — 2541

10-2245

 

Законы Фарадея в физике

Законы электролиза

При прохождении электрического тока через электролиты происходит процесс разложения вещества, который называют электролизом. При этом проводники, которые погружены в раствор, называют анодом (положительный электрод) и катодом (отрицательный электрод).

При помощи электролиза получают различные вещества, например, хлор, фтор, щелочи и т.д. При помощи данного процесса производят переработку сырья, которое содержит металлы, очищают металлы. Используя процессы электролиза, наносят тонкие металлические покрытия на разные металлические поверхности.

Формулировка первого закона Фарадея

Масса вещества, которое выделяется на электроде, прямо пропорциональна заряду, который прошел через электролит. В виде формулы данный закон можно представить как:

   

где — полный заряд, который проходит через электролит, за времяt. — сила тока. — коэффициент пропорциональности (электрохимический эквивалент вещества ()), равный массе вещества, которая выделится при прохождении через электролит заряда равного 1 Кл. Величина является характеристикой вещества.

Первый закон для электролиза был получен Фарадеем экспериментально.

Формулировка второго закона Фарадея

Электрохимический эквивалент пропорционален молярной массе вещества () и обратно пропорционален величине его химической валентности (). В математическом виде второй закон Фарадея записывают как:

   

где Кл/моль — постоянная Фарадея, полученная эмпирически. Величину называют химическим эквивалентом вещества, она показывает, какая масса вещества требуется для замещения одного моля водорода в химических соединениях.

Иногда второй закон Фарадея формулируют так:

Электрохимические эквиваленты веществ пропорциональны их химическим эквивалентам.

Второй закон Фарадея также относят к эмпирическим законам.

Объединенный закон Фарадея для электролиза

Объединенный закон Фарадея записывают в виде:

   

Физический смысл выражения (3) заключен в том, что постоянная Фарадея количественно равна заряду, который следует пропустить через всякий электролит для того, чтобы на электродах выделилось вещество в количестве, равном одному химическому эквиваленту.

Примеры решения задач

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза

Подробности
Просмотров: 628

«Физика — 10 класс»

Каковы носители электрического тока в вакууме?
Каков характер их движения?

Жидкости, как и твёрдые тела, могут быть диэлектриками, проводниками и полупроводниками. К диэлектрикам относится дистиллированная вода, к проводникам — растворы и расплавы электролитов: кислот, щелочей и солей. Жидкими полупроводниками являются расплавленный селен, расплавы сульфидов и др.

Электролитическая диссоциация.

При растворении электролитов под влиянием электрического поля полярных молекул воды происходит распад молекул электролитов на ионы.

Распад молекул на ионы под влиянием электрического поля полярных молекул воды называется электролитической диссоциацией.

Степень диссоциации — доля в растворённом веществе молекул, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации зависит от температуры, концентрации раствора и электрических свойств растворителя.

С увеличением температуры степень диссоциации возрастает и, следовательно, увеличивается концентрация положительно и отрицательно заряженных ионов.

Ионы разных знаков при встрече могут снова объединиться в нейтральные молекулы.

При неизменных условиях в растворе устанавливается динамическое равновесие, при котором число молекул, распадающихся за секунду на ионы, равно числу пар ионов, которые за то же время вновь объединяются в нейтральные молекулы.

Ионная проводимость.

Носителями заряда в водных растворах или расплавах электролитов являются положительно и отрицательно заряженные ионы.

Если сосуд с раствором электролита включить в электрическую цепь, то отрицательные ионы начнут двигаться к положительному электроду — аноду, а положительные — к отрицательному — катоду. В результате по цепи пойдёт электрический ток.

Проводимость водных растворов или расплавов электролитов, которая осуществляется ионами, называют ионной проводимостью.

Жидкости могут обладать и электронной проводимостью. Такой проводимостью обладают, например, жидкие металлы.

Электролиз. При ионной проводимости прохождение тока связано с переносом вещества. На электродах происходит выделение веществ, входящих в состав электролитов. На аноде отрицательно заряженные ионы отдают свои лишние электроны (в химии это называется окислительной реакцией), а на катоде положительные ионы получают недостающие электроны (восстановительная реакция).

Жидкости могут обладать и электронной проводимостью. Такой проводимостью обладают, например, жидкие металлы.

Процесс выделения на электроде вещества, связанный с окислительновосстановительными реакциями, называют электролизом.

От чего зависит масса вещества, выделяющегося за определённое время? Очевидно, что масса m выделившегося вещества равна произведению массы m0i одного иона на число Ni ионов, достигших электрода за время Δt:

m = m0iNi.         (16.3)

Масса иона m0i равна:

где М — молярная (или атомная) масса вещества, a NA — постоянная Авогадро, т. е. число ионов в одном моле.

Число ионов, достигших электрода, равно:

где Δq = IΔt — заряд, прошедший через электролит за время Δt; q0i — заряд иона, который определяется валентностью n атома: q0i = пе (е — элементарный заряд). При диссоциации молекул, например КВr, состоящих из одновалентных атомов (n = 1), возникают ионы К+ и Вr. Диссоциация молекул медного купороса ведёт к появлению двухзарядных ионов Си2+ и SO2-4 (n = 2). Подставляя в формулу (16.3) выражения (16.4) и (16.5) и учитывая, что Δq = IΔt, a q0i = nе, получаем

Закон Фарадея.

Обозначим через k коэффициент пропорциональности между массой m вещества и зарядом Δq = IΔt, прошедшим через электролит:

где F = eNA = 9,65 • 104 Кл/моль — постоянная Фарадея.

Коэффициент k зависит от природы вещества (значений М и n). Согласно формуле (16.6) имеем

m = kIΔt.         (16.8)

Закон электролиза Фарадея:

Масса вещества, выделившегося на электроде за время Δt. при прохождении электрического тока, пропорциональна силе тока и времени.

Это утверждение, полученное теоретически, впервые было установлено экспериментально Фарадеем.

Величину k в формуле (16.8) называют электрохимическим эквивалентом данного вещества и выражают в килограммах на кулон (кг/Кл).

Из формулы (16.8) видно, что коэффициент к численно равен массе вещества, выделившегося на электродах, при переносе ионами заряда, равного 1 Кл.

Электрохимический эквивалент имеет простой физический смысл. Так как M/NA = m0i и еn = q0i, то согласно формуле (16.7) k = rn0i/q0i, т. е. k — отношение массы иона к его заряду.

Измеряя величины m и Δq, можно определить электрохимические эквиваленты различных веществ.

Убедиться в справедливости закона Фарадея можно на опыте. Соберём установку, показанную на рисунке (16.25). Все три электролитические ванны заполнены одним и тем же раствором электролита, но токи, проходящие через них, различны. Обозначим силы токов через I1, I2, I3. Тогда I1 = I2 + I3. Измеряя массы m1, m2, m3 веществ, выделившихся на электродах в разных ваннах, можно убедиться, что они пропорциональны соответствующим силам токов I1, I2, I3.

Определение заряда электрона.

Формулу (16.6) для массы выделившегося на электроде вещества можно использовать для определения заряда электрона. Из этой формулы вытекает, что модуль заряда электрона равен:

Зная массу m выделившегося вещества при прохождении заряда IΔt, молярную массу М, валентность п атомов и постоянную Авогадро NA, можно найти значение модуля заряда электрона. Оно оказывается равным e = 1,6 • 10-19 Кл.

Именно таким путём и было впервые в 1874 г. получено значение элементарного электрического заряда.

Применение электролиза. Электролиз широко применяют в технике для различных целей. Электролитическим способом покрывают поверхность одного металла тонким слоем другого (никелирование, хромирование, позолота и т. п.). Это прочное покрытие защищает поверхность от коррозии. Если обеспечить хорошее отслаивание электролитического покрытия от поверхности, на которую осаждается металл (этого достигают, например, нанося на поверхность графит), то можно получить копию с рельефной поверхности.

Процесс получения отслаиваемых покрытий — гальванопластика — был разработан русским учёным Б. С. Якоби (1801—1874), который в 1836 г. применил этот способ для изготовления полых фигур для Исаакиевского собора в Санкт-Петербурге.

Раньше в полиграфической промышленности копии с рельефной поверхности (стереотипы) получали с матриц (оттиск набора на пластичном материале), для чего осаждали на матрицы толстый слой железа или другого вещества. Это позволяло воспроизвести набор в нужном количестве экземпляров.

При помощи электролиза осуществляют очистку металлов от примесей. Так, полученную из руды неочищенную медь отливают в форме толстых листов, которые затем помещают в ванну в качестве анодов. При электролизе медь анода растворяется, примеси, содержащие ценные и редкие металлы, выпадают на дно, а на катоде оседает чистая медь.

При помощи электролиза получают алюминий из расплава бокситов. Именно этот способ получения алюминия сделал его дешёвым и наряду с железом самым распространённым в технике и быту.

С помощью электролиза получают электронные платы, служащие основой всех электронных изделий. На диэлектрик наклеивают тонкую медную пластину, на которую наносят особой краской сложную картину соединяющих проводов. Затем пластину помещают в электролит, где вытравливаются не закрытые краской участки медного слоя. После этого краска смывается, и на плате появляются детали микросхемы.

Источник: «Физика — 10 класс», 2014, учебник Мякишев, Буховцев, Сотский



Электрический ток в различных средах — Физика, учебник для 10 класса — Класс!ная физика

Электрическая проводимость различных веществ. Электронная проводимость металлов — Зависимость сопротивления проводника от температуры. Сверхпроводимость — Электрический ток в полупроводниках. Собственная и примесная проводимости — Электрический ток через контакт полупроводников с разным типом проводимости. Транзисторы — Электрический ток в вакууме. Электронно-лучевая трубка — Электрический ток в жидкостях. Закон электролиза — Электрический ток в газах. Несамостоятельный и самостоятельный разряды — Плазма — Примеры решения задач по теме «Электрический ток в различных средах»

Проверочная работа «Электролиз» уравнения+тест

Вариант 1.

  1. Напишите уравнения электролиза хлорида кобальта, бромида меди (II),сульфата никеля

  2. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах.

Формула вещества

Продукты электролиза

А) AlCl3

1) металл, галоген

Б) RbOH

2) гидроксид металла, хлор, водород

В) Hg(NO3)2

3) металл, кислород

Г) AuCl3

4) водород, галоген

5) водород, кислород

6) металл, кислота, кислород

А

Б

В

Г

  1. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который

образуется на инертном аноде в результате электролиза его водного раствора.

Формула вещества

Продукт электролиза

А) NiSO4

1) Cl2

Б) NiCl 2

2) O2

В) NiF 2

3) H2

Г) K2S

4) S

5) SO2

6) HF

А

Б

В

Г

  1. Медный купорос массой 100 г растворили в воде и провели электролиз до обесцвечивания раствора. Объем (в л, н.у.) собранного газа равен:

а) 2,24; б) 4,48; в) 11,2; г) 22,4.

Вариант 2.

  1. Напишите уравнения электролиза хлорида кальция, сульфида меди (II), нитрата алюминия

  2. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах.

Формула вещества

Продукты электролиза

А) Al2(SO4)3

1) металл, галоген

Б) CsOH

2) гидроксид металла, хлор, водород

В) AgNO3

3) металл, кислород

Г) AuBr3

4) водород, галоген

5) водород, кислород

6) металл, кислота, кислород

А

Б

В

Г

  1. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который

образуется на инертном катоде в результате электролиза его водного раствора.

Формула вещества

Продукт электролиза

А) Al(NO3)3

1) водород

Б) Hg(NO3)2

2) алюминий

В) Cu(NO3)2

3) ртуть

Г) NaNO3

4) медь

5) кислород

6) натрий

А

Б

В

Г

  1. При электролизе раствора хлорида кальция на катоде выделилось 5,6 г водорода. Какова масса (в г) вещества, выделившегося на аноде?

а) 198,8; б) 99,4; в) 89,6; г) 44,8.

Расчеты электролиза — Электролиз — GCSE Chemistry (Single Science) Revision — Other

Перенесенный заряд

Количество заряда, переданного во время электролиза, может быть рассчитано из среднего тока, использованного , и времени, затраченного :

заряд, Q = ток, I × время, т

(кулоны, Кл) (ампер, А) (секунды, с)

Пример 1 2 минуты во время электролиза.

2 минуты = 2 × 60 = 120 с

Заряд = ток × время

Заряд = 5 × 120 = 600 Кл

Фарадей

Один фарадей представляет собой один моль электронов. Она равна 96 500 кулонам. Использование фарадея позволяет нам определить, сколько молей вещества образуется при электролизе, при условии, что мы знаем общий переданный заряд.

Пример 2

Натрий и хлор производятся при электролизе расплавленного хлорида натрия:

Na + + E → Na

2Cl — → CL + 2E

Проходит 9650 кул заряда.Рассчитайте количество образовавшихся натрия и хлора. Помните, что 1 Ф (фарадей) = 96 500 Кл.

Количество молей электронов = 9 650 ÷ 96 500 = 0,1 моль

1 моль электронов необходим для производства 1 моля натрия, поэтому получается 0,1 моль натрия.

2 моля электронов необходимо для производства 1 моля хлора — таким образом, 0,05 моль (0,1 ÷ 2) хлора произведено.

Расчет массы

Массу вещества, полученного при электролизе, можно рассчитать по переданному заряду, фарадею и относительной атомной массе (A r ) или относительной формульной массе (M r ) вещества.

Пример 3

Бром получают при электролизе расплавленного бромида свинца(II):

2Br → Br 2 + 2e

ч. 5. Потребляли ток 1,0 А в течение 1,0 А в течение 1,0 ч. Рассчитайте массу образовавшегося брома. 1 F = 96 500 C. A r Br 2 = 160.

Помните: заряд = ток × время

Заряд = 13,4 × 1800 = 24 120 C

: 900 электроны.Она равна 96 500 кулонов.

Количество молей электронов = 24,120 ÷ 96 500 = 0,25 моль

количество произведенного брома = 0,25 ÷ 2 = 0,125 моль

масса брома производится = A R × MOL = 0,125 × 160 = 20 г

Вычисление объемов

Объем газа, образующегося при электролизе, можно рассчитать, исходя из переданного заряда и фарадея. Вам также необходимо знать молярный объем газа . Это то же самое для любого газа при комнатной температуре и давлении (rtp) и составляет 24 дм 3 или 24 000 см 3 .

Пример 4

При электролизе расплавленного хлорида натрия образовалось 0,125 моль газообразного хлора. Рассчитайте объем хлора при комнатной температуре.

Объем = количество газа × молярный объем

Объем хлора = 0,125 × 24 = 3 дм 3 (или 3000 см 3 ) источник тока или напряжения — это источник энергии (например, батарея), способный подавать энергию в нагрузку, другая клемма которой соединена с землей, тогда как приемник может управлять характеристиками внешнего источника энергии, но не обеспечивает ни одного из свой собственный.

Есть три важных аспекта, которые описывают характеристики источника или приемника постоянного тока:

Точность постоянного тока : В некоторых приложениях определяющим аспектом является точность, с которой может быть установлен постоянный ток и проводится в меняющихся обстоятельствах. Приложения постоянного тока, как правило, связаны с химией, такой как гальваническое покрытие, где предполагается, что осажденная масса прямо пропорциональна общему заряду. Таким образом, при условии, что ток, соответствующий области покрытия, может быть точно и надежно установлен, толщина покрытия становится функцией времени и силы тока.(Ток когда-то определялся с точки зрения массы посеребренного покрытия за определенное время.)

Соответствие напряжению : Это диапазон напряжения, при котором источник или приемник могут поддерживать расчетную производительность. . Верхний предел напряжения обычно определяется максимальным рабочим напряжением устройства, управляющего нагрузкой, но может случиться так, что рассеиваемая мощность в этом устройстве ограничивает безопасную работу до достижения явного предела напряжения. Таким образом, в приемнике может использоваться транзистор с номиналом 400 В и 15 Вт, но если он сконфигурирован как приемник 75 мА, до достижения предела в 15 Вт может быть разрешено только 200 В.Нижний предел является более коварным и определяет минимальное напряжение, необходимое на источнике или приемнике для обеспечения правильной работы. Напряжение на источнике или приемнике может быть увеличено от нуля при контроле тока, и при определенном напряжении будет видно, что ток скачет до своего расчетного значения, и очень заманчиво принять это как минимальное требуемое напряжение. Однако более тщательное исследование, контролирующее выходное сопротивление в зависимости от приложенного напряжения, почти наверняка обнаружит, что требуется более высокое минимальное напряжение, чем то, которое было предложено простым испытанием током.

Выходное сопротивление : Выходное сопротивление источника или потребителя постоянного тока в идеале бесконечно. Однако, как уже отмечалось, это не может поддерживаться при всех напряжениях или рассеиваемой мощности, поэтому это параметр слабого сигнала, описываемый либо как сопротивление наклона r наклона , либо просто как сопротивление переменному току r .

Аудиоэлектроника часто нуждается в реальных приближениях к источникам и приемникам постоянного тока, чтобы улучшить характеристики переменного тока окружающей цепи, поэтому следующие определения сформулированы с точки зрения их общего влияния на характеристики переменного тока, даже несмотря на то, что практические реализации использование активных устройств может быть одинаково эффективным при постоянном токе.

Идеальный источник/приемник постоянного напряжения представляет собой короткое замыкание (нулевое сопротивление) на переменный ток, поэтому закон Ома гарантирует, что даже бесконечный переменный ток, проходящий через него, создает на нем нулевое переменное напряжение. Хотя активные устройства, такие как стабилизаторы напряжения, часто лучше, конденсаторы подходящего размера часто неизбежно используются в качестве приближения переменного тока к источникам / приемникам постоянного напряжения. Общие примеры аудио включают накопительный конденсатор в конденсаторном входном источнике питания (источник) или конденсатор обхода катода (приемник).

И наоборот, идеальный источник/приемник постоянного тока представляет собой разомкнутую цепь (бесконечное сопротивление) по отношению к переменному току, и даже бесконечное переменное напряжение на нем не может пропускать через него какой-либо переменный ток. Активные источники/приемники постоянного тока становятся все более распространенными, но катушки индуктивности были традиционным приближением переменного тока к источникам/приемникам постоянного тока, основным примером звука был дроссель во входном источнике питания дросселя (источник) или первичная индуктивность выходного трансформатора ( раковина).

Хотя было предложено использовать конденсаторы и катушки индуктивности в качестве аппроксимации идеальных источников или стоков, подразумевается, что топологии, традиционно использующие эти аппроксимации, могут быть заменены активными устройствами, которые могут быть более совершенными.Вероятно, будет правильным сказать, что основное различие между ламповым усилителем, разработанным в «Золотом веке», и современным дизайном заключается в том, что в современном дизайне пассивные компоненты, скорее всего, заменены активными устройствами для более точного приближения к идеальным источникам и приемникам.

законы электролиза и расчеты Фарадея Химия

Поток заряда при электролизе

Кулон – электролитическая единица заряда. Ток в один ампер — это скорость потока заряда, равная одному кулону в секунду.

Заряд рассчитывается исходя из количества секунд, в течение которых проходит постоянный ток.

Следовательно, заряд = количество электричества (Q) = I × t

Q = I × t

Поток заряда, необходимый для высвобождения 1 моля элемента во время электролиза

Электролиз всегда вызывает химические реакции. Рассмотрим реакцию (на катоде), в которой один моль ионов серебра Ag + разряжается и осаждается.

Ag +  + e –  → Ag (s)

В этом случае для разряда 1 моля Ag + моль ионов требуется 1 моль электронов (e ) атомов серебра (Ag (s) ).1 моль электронов — это большой заряд и опыты показывают, что он равен 96500 кулонам.

Следовательно, 1 моль электронов = 96500 кулонов. Это называется фарадей.

Количество фарадеев (молей электронов), необходимое для высвобождения 1 моля элемента при электролизе, определяется из уравнения электродной реакции.

Примеры

То есть 1 фарадей необходим для осаждения 1 моля атомов натрия (23 г), 3 фарадея для осаждения 1 моля атомов алюминия (27 г) и 2 фарадея для выделения 1 моля газообразного хлора (71 г) .

  • Масса элемента, высвобождаемая при электролизе при 1 кулоне электричества, называется электрохимическим эквивалентом этого элемента.
  • Масса элемента, отложенного или высвобожденного на 1 фарадей во время электролиза, называется химическим эквивалентом этого элемента.

ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА ФАРАДЕЯ

Законы, выражающие количественные результаты электролиза, были впервые сформулированы британским химиком Майклом Фарадеем.Законы утверждают, что количество (выраженное в молях) элемента, выделяющегося при электролизе, зависит от:

  1. времени пропускания установившегося тока;
  2. величина пройденного установившегося тока; и
  3. заряд иона элемента.

Первый закон

То, что количество вещества, выделяющегося при электролизе, зависит от этих факторов, можно доказать путем проведения экспериментов. Произведение времени (измеряемого в секундах) и протекающего тока (измеряемого в амперах) дает меру электричества, известную как количество электричества.

Количество электричества (Q) = Ток (I) × Время (T)

(Coulombs) (ампер) (секунды)

Q = I × T

из-за этих отношений, факторов (1) и (2) могут быть включены в один и тот же эксперимент. Эксперимент по определению влияния времени на количество осажденного или высвобожденного элемента проводят, пропуская постоянный ток через раствор соединения этого элемента в течение различных промежутков времени.

В следующей таблице приведены результаты испытаний образцов, полученных при пропускании постоянного тока (0,21 А) через раствор сульфата меди (II) в течение 15, 30, 45 и 60 минут. В последнем столбце указана масса осажденной меди.

Таблица 61.1 Результаты электролиза сульфата меди (II)

Соотношение между количеством осажденной меди и количеством пропущенного электричества можно оценить, рассмотрев значения в последних двух столбцах таблицы.Эти данные могут быть представлены в виде графика, показанного на рисунке 6.4. Форма графика представляет собой прямую линию, проходящую через начало координат. Из этого факта ясно, что масса осажденной меди прямо пропорциональна количеству пропущенного электричества. Это соответствует тому, что Фарадей сформулировал в своем Первом законе.

Первый закон электролиза Фарадея гласит, что масса вещества, выделяющегося на электроде (или растворяющегося в нем) во время электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.

Количество электричества измеряется в кулонах, где кулон – это прохождение электрического тока силой один ампер в течение одной секунды. Пусть

m  — масса выделившегося вещества;

 – протекающий ток в амперах; а

t  – время в секундах. Таким образом, мы можем математически представить первый закон в виде: .Электрохимический эквивалент – это масса вещества (элемента), выделяющаяся при электролизе 1 кулона электричества.

Второй закон

Третий (3) фактор, упомянутый ранее как влияющий на количество вещества, выделяющегося при электролизе, также может быть исследован экспериментально. Поскольку нас интересует влияние заряда на ионы, присутствующие в растворе, нам необходимо сохранять фиксированное количество электричества, изменяя при этом типы ионов в растворе.Этого можно достичь, пропуская одинаковое количество электричества через две ячейки с ионами с разными зарядами в каждой ячейке.

Эксперимент проводится с использованием двух вольтметров. Два вольтметра соединены последовательно, как показано на рисунке. Первый — медный вольтаметр, второй — серебряный вольтаметр.

Медный вольтаметр имеет медных электродов  в растворе сульфата меди (II) . Следовательно, в этом вольтаметре ионы меди разряжаются и осаждаются на катоде.

Серебряный вольтамперометр имеет серебряных электродов  в растворе нитрата серебра . Разряженные ионы серебра осаждаются на катоде.

Перед началом эксперимента каждый катодный электрод в вольтаметрах очищают, сушат и взвешивают. Затем электроды подключаются к цепи, после чего в течение определенного периода времени пропускают подходящий ток.

После этого из вольтаметров снимают катод, очищают, сушат и повторно взвешивают.Увеличение массы двух катодных электродов представляет собой соответствующее количество меди и серебра, осажденных на катодах. Количество электричества, необходимое для осаждения одного моля каждого элемента, рассчитывается с использованием второго закона электролиза Фарадея.

Образец результатов

Текущий течет = 0,45а 0,45а
Продолжительность текущего потока = 25 минут
Масса медь депонируется = 0.221 г
Масса осажденного серебра = 0,755 г

Массы осажденного серебра разные. Сравнение количеств каждого из осаждаемых элементов можно упростить, рассчитав число молей атомов каждого осаждаемого элемента.

Таким образом: Количество осажденной меди = моль = 0,0035 моль

Количество осажденного серебра = моль = 0.0070 моль

Видно, что атомов серебра осаждается вдвое больше, чем атомов меди. Разница в количестве каждого осажденного элемента возникает из-за разницы в зарядах ионов соответствующего элемента.

Изменение для иона меди (Cu 2+ ) в два раза больше, чем для иона серебра  (Ag + ), поэтому для высвобождения одного моля меди потребуется в два раза больше электричества, чем для высвобождения одного моль серебра.

Это соотношение соответствует второму закону электролиза Фарадея, который описывает взаимосвязь между количеством осажденного элемента и зарядом ионов этого элемента.

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что при пропускании одного и того же количества электричества через растворы различных электролитов относительное количество молей осаждаемых элементов обратно пропорционально зарядам ионов каждого из элементов соответственно.

Чтобы разрядить один моль одновалентных ионов, таких как H + , Na + , Ag +  и Cl , требуется 96500 C электричества.Это количество электричества было определено экспериментально и известно как постоянная Фарадея.

Он представляет собой один моль электронов, что равно количеству электронов, необходимому для разряда одного моля ионов Ag +  , чтобы получить один моль атома серебра. Справедливость второго закона Фарадея об электролизе очевидна из следующих наблюдений:

  1. Один фарадей (IF) разряжает один моль H + , Na + , Ag + , Cl  и 9 OH – 90 ионов.
  2. Два Фарадея (2F) разряжают один моль ионов Cu 2+ , Pb 2+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Fe 2+ и т.д.
  3. Три Фарадея (3F) разряжают один моль ионов Al 3+ , Fe 3+ и т. д.

Обобщая два закона электролиза

— Химический эквивалент элемента =

— Электрохимический эквивалент элемента, Z =

Следовательно, электрохимический эквивалент, Z =

— Масса выделившегося вещества ) = ZQ

м = Z × I × T × T × T

с Z =, затем M =

, но F = 96500 C

Поэтому м =

m  =

Соотношение суммирует два закона электролиза.

Расчеты по электролизу

  1. Через водный раствор сульфата меди (II) в течение 1800 секунд пропускают постоянный ток силой 4 ампера с использованием платиновых электродов. Рассчитайте:
  1. Масса меди депонизованного
  2. Масса кислорода освобождена

Дано : атомный вес меди = 63,5

атомная масса кислорода = 16

1 Faraday = 96500 C

Ключ : На катоде осаждается медь, а на аноде выделяется кислород.

Раствор

  1. Катодная реакция: Cu 2+ + 2e → Cu (S) → Cu (ы) → CU (S) 0
0

В этом случае требуются 2 Фарадес электроэнергии для размещения одного моля атома меди. 63,5г.

Это означает, что 2 × 96500 C высвобождает 63,5 г меди.

  • Количество переданного электричества = I×t = 4×1800C. Таким образом, если 2×96500°C высвобождает 63,5 г, то 4×1800°C высвобождает = 2,4 г меди.

Следовательно, масса осажденной меди = 2.4G

  1. Анодная реакция: 4OH → 2H — → 2H 2 o (L) + O 2 (G) + 4E
Раствор

Реакция показывает, что 4 моли электронов (=4 Фарадея) теряются в процессе реакции.

Следовательно, для высвобождения одного моля (32 г) кислорода необходимо 4 × 96500 C.

Т.е. 4 × 96500 32 г газообразного кислорода

  • Количество протекающего электричества = 4 × 1800 Кл

Таким образом, если 4 × 96500 Кл = 32 г, то

4 × 1800 Кл =   = 0.6 г

Следовательно, масса выделившегося кислорода = 0,6 г

  1. Ток силой 3,2 ампера пропускали через расплавленный оксид алюминия в течение 10 минут. Объем кислорода, выделившегося на аноде, составил 112 см 3  , измеренный при ст.ст. Вычислите:
  1. масса осажденного алюминия
  2. заряд одного моля электронов (по Фарадею)

(O=16, Al = 27, молярный объем = 22,4 дм 3 19 19 ст.ст.) Примечание:

1 моль (32 г) кислорода при с.т.п. Оценки 22400CM 3 CM 3

Раствор

(i), если 32 кислорода занимают = 22400 см 3 , то вес кислорода, который будет заниматься 112см 3 = = 0,16 г

Пусть вес высвобожденного кислорода будет M 1  и алюминия будет M 2  и их химические эквиваленты будут E 1  и E 2  соответственно.

Тогда, применяя второй закон Фарадея электролиз, у нас есть отношение

, но химический эквивалент =

, следовательно, E 1 =

E 2 =

Data

м 1  = 016         E 1  = 8

M 2  = ? E 2  = 9

Подставив соотношение в формулу

, получим

M 2  =

= 0.18 г

\ Масса осажденного алюминия = 0,18 г

(ii) В этом случае мы можем использовать массу осажденного алюминия или выделившегося кислорода, чтобы найти заряд одного моля электронов (Фарадея):

– Масса выделившегося кислорода = 0,16 г

– Масса осажденного алюминия = 0,18 г

– Поток заряда = ампер × секунды = (3,21 × 10 × 60)C

Альтернатива 1: с использованием массы алюминия депонированный.

3 моля электронов требуется для осаждения 1 моля (27 г) атомов алюминия

Al 3+  + 3e  → Al

Если 3 моля электронов осаждают 27 г, то 1 моль осаждает г

Но каков заряд этого 1 моля электронов?

Решение

Если 0.18 г Al осаждаются (3,21 × 10 × 60) C, тогда 9 г потребуется

Альтернатива 2: использование массы высвобожденного кислорода

2 моля электронов требуется для осаждения одного моля (16 г) атомов кислорода

O 2-  → 2e- + O

Если 2 моля электронов откладывают 16 г атомов кислорода, то 1 моль откладывает 8 г.

Решение

Если для 0,16 г требуется (3,21 × 10 × 60)C, то для 8 г потребуется

Таким образом, вы можете видеть, что оба случая дают одинаковый ответ (96300C).Однако помните, что получить точную постоянную Фарадея (996500°С) в обычных практических условиях сложно.

ОЦЕНКА

1,0,222 г двухвалентного металла осаждается при пропускании тока силой 0,45 А через раствор его соли в течение 25 минут. Рассчитайте относительную атомную массу металла.

  1. Рассчитайте массу алюминия, осажденного при пропускании тока силой 3,0 ампера через алюминиевый электролит в течение 2 часов (Al=27,1 Фарадея=96500c).
Присоединяйтесь к дискуссионному форуму и выполняйте задание : Найдите вопросы в конце каждого урока. Нажмите здесь, чтобы обсудить свои ответы на форуме

По вопросам размещения рекламы/партнерства пишите [email protected]

Загрузите наше бесплатное мобильное приложение для Android : Сохраняйте свои данные при использовании нашего бесплатного приложения. Нажмите на картинку, чтобы скачать. Нет подписки.

Мы заинтересованы в продвижении БЕСПЛАТНОГО обучения. Расскажите своим друзьям о Stoplearn.com.Нажмите кнопку «Поделиться» ниже!

Родственные

Электрохимия

Показания для этого раздела

Петруччи: главы с 5-4 по 5-6.

Числа окисления и баланс REDOX

Присвоение номеров окисления

Цифры окисления (ON) не являются реальными зарядами. Они являются результатом метод учета, с помощью которого мы можем отслеживать электроны во время химического реакция. В некоторых случаях ВКЛ на самом деле является настоящим зарядом, но только в редких случаях. одноатомные ионы, такие как Cl и Na + .

Числа окисления определяются с использованием двух предпосылок.

  1. Связи в соединениях, которым вы хотите присвоить степени окисления, считается 100% ионным по своей природе.
  2. Таким образом, электроны в связях делятся таким образом, что чем больше электроотрицательный элемент получает оба электрона в связи и меньше электроотрицательный элемент заканчивается чистой потерей электронов.

Использование этот метод, мы должны быть в курсе относительной электроотрицательности элементов, и требуется время, чтобы выяснить, куда движутся электроны и результирующие обвинения.Например, если взять связи в воде H 2 O. В каждой молекуле две связи О-Н.

Взяв их по одному, образуя связь ОН, мы получим два электронов, и мы приписываем их обоим кислороду, так как он более электроотрицательный чем водород. Делая это со второй связью, мы также оставляем кислород ион с 8 электронами для суммарного заряда -2 и двух ионы водорода без электронов для суммарного заряда +1. Это занимает значительное мыслительные процессы и могут быть упрощены с помощью набора правил, основанных на этих процессов, но который дает результаты непосредственно.

ПРАВИЛА: (в порядке важности.)

  1. Сумма степеней окисления (ON) атомов в составе (ион, молекула, атом) равен заряду этого вида.
    Например,
    He(атом)       —> ON = 0
    H 2 (молекула) —> оба атома должны иметь ON=0, поэтому сумма равна 0
    Кл (ion)         —> ON = -1
    Na + (ион)        —> ON = +1
  2. Щелочные металлы в соединении с неметаллами имеют ON=+1
    пример: NaCl     —> ON(Na) = +1, следовательно, ON(Cl) = -1 [правило 1]
  3. Щелочноземельные металлы в соединении с неметаллами имеют ON=+2
    пример: MgO    —> ON(Mg) = +2, поэтому ON(O) = -2 [правило 1]
  4. Водород в компл.имеет ВКЛ = +1
  5. Галогены имеют ON=-1, как у HF или HCl. (Это всегда верно для фтора, но и для других, за исключением случаев, когда они связаны с другими галогены [межгалогены] или кислород)
    пример ClO    —> ON(Cl) не равен -1, так как O более электроотрицательный, чем Cl.
  6. Кислород в соединениях всегда ON(O)=-2. Кроме с фтором (правило 5) или в случае пероксидов O 2 2 [ON(O)=-1] или супероксиды O 2 [ВКЛ(О) = -1/2].
  7. Для всех элементов, где эти правила не работают, используйте основную предпосылку и определите степени окисления, т.е. , тем более электроотрицательный элемент получает электроны (или отрицательную степень окисления).
Наверх

Балансировка окислительно-восстановительных уравнений

Теперь мы можем использовать степени окисления, как обсуждалось в предыдущем разделе, чтобы помогают нам сбалансировать REDOX реакции. Существует столько же различных методов уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений, поскольку есть учебники по этому вопросу.Лично, Я использовал как минимум 4 разных метода, и у меня есть свои любимые. Здесь я буду используйте алгебраический метод, который мы обсуждали ранее в этом году, чтобы сбалансировать REDOX уравнения. Из-за особенностей REDOX я дам вам свод правил следовать, чтобы направлять вас.

Метод полуреакции для балансировки уравнений REDOX.

  1. Назначить ВКЛ и определить, какие элементы изменяются
  2. Разделите реакцию на полуреакции, используя элементы, которые изменяются как Руководство.
  3. Добавить e и H 2 O в обе полуреакции, а в кислоты, добавьте H + , а в основание добавьте OH .
  4. использовать алгебраический метод, чтобы сбалансировать две полуреакции..
  5. На данном этапе у вас есть две уравновешенные полуреакции. Они полезны, если ты занимаешься электрохимией. Если вам нужно получить общую реакцию, вы можно сделать это, сложив вместе полуреакции, так что электроны отменен.

Теперь давайте рассмотрим несколько примеров.

Нитрат натрия реагирует с цинком в растворе гидроксида натрия с образованием аммиака. и ион тетрагидроксоцинка(II), Zn(OH) 4 2- . У нас есть:

Разбейте это на половинки реакций в соответствии с нарисованными здесь стрелками.

Окисление Zn        $\rightarrow$         Zn(OH) 4 2-
Переходник 3 $\rightarrow$         NH 3

Теперь добавьте e , H 2 O и OH (в базе).

Окисление Zn  $\rightarrow$  Zn(OH) 4 2- + e + OH + H 2 O
Переходник 3 $\rightarrow$   NH 3 + e + OH + H 2 O

Используйте алгебраический метод для балансировки.

Окисление Zn  $\rightarrow$ а Zn(OH) 4 2- + б д + c OH + г Н 2 О
Цинк 1 и       и =1
О 0 4 и   с г 4 а + в + г = 0
Н 0 4 и   с 4 а + в + 2d = 0
Оплата 0 2 а   2 а — б — с = 0
решение: а = 1, б = 2, в = 4, г = 0
сбалансированный Zn + 4OH $\rightarrow$ Zn(OH) 4 2 + 2 и

Переходник НЕТ 3    $\rightarrow$ a NH 3 + б д + с ОХ + б Н 2 О
Н 1 и       и = 1
О 3   с г в + г = 3
Н 0 3 а   с 3 а + в + 2d = 0
Оплата   б в = -1
решение а = 1, б = -8, в = 9, г = -6
сбалансированный 3 + 6H 2 O + 8e $\rightarrow$ NH 3 + 9OH

Обе эти полуреакции сбалансированы.Чтобы получить общую реакцию, нам нужно сложить их вместе так, чтобы электроны были отменены. Это означает 4 первая реакция плюс вторая:

Окисление 4[  Zn  + 4 OH      $\rightarrow$  Zn(OH) 4 2- + 2 е ]
Переходник 3 + 6 H 2 O + 8 e    $\rightarrow$   NH 3 + 9 ОН
Комбинезон 4 Zn + NO 3 + 6 H 2 O + 7 OH   $\rightarrow$ 4 Zn(OH) 4 2- + НХ 3

Теперь проверьте балансировку, чтобы убедиться в правильности баланса массы и заряда. правильный.


Другой пример:

Медь реагирует с разбавленной азотной кислотой с образованием монооксида азота NO.

Обратите внимание, что ON для азота в NO 3 является чрезвычайно вряд ли +5. Это никогда не могло быть действительным зарядом азота ни в каком реальном соединение (убедительное свидетельство того, что степени окисления не отражают реальность очень хорошо).

У нас есть следующие две полуреакции (используйте химические вещества, соединенные стрелки):

Окисление Cu          $\rightarrow$         Cu 2+
Переходник 3 $\rightarrow$         НЕТ

Теперь добавьте e , H 2 O и H + (в кислоте).

Окисление Cu          $\rightarrow$         Cu 2+ (см. примечание ниже)
Переходник 3 $\rightarrow$         НЕТ + e + H + + Н 2 О

Теперь используйте алгебраический метод, чтобы сбалансировать их.

Окисление Cu  $\rightarrow$ Cu 2+ + 2 е
В этом случае очень очевидно что уравновешивание этой полуреакции легко достигается добавлением двух электроны в сторону продукта.После этого баланс заряда и массы полный.

Важно осознайте, что хотя механические методы всегда могут дать вам правильный ответ они не всегда являются самым простым способом решения проблемы.

Переходник 3 $\rightarrow$   а НЕТ + б д + c H + + d H 2 O
Н    1 и и =1
О    3                             c            d в + г = 3
Н    0                             c           2d с + 2d = 0
Оплата -1               b с б + в = -1
решение а = 1, б = -3, в = -4, г = 2
сбалансированный 3 + 4 H +  + 3 e    $\rightarrow$  НЕТ + 2 Н 2 О

Обе эти полуреакции сбалансированы.Чтобы получить общую реакцию, нам нужно сложить их вместе так, чтобы электроны были отменены. Это означает 3 реакция окисления плюс 2 восстановление:

Окисление 3 Cu  $\rightarrow$         3 Cu 2+ + 6 e
Переходник 2 № 3 + 8 H +  + 6 e     $\rightarrow$     2 НЕТ + 4 Н 2 О
Комбинезон 3 Cu + 2 NO 3 + 8 H +    $\rightarrow$  2 НЕТ + 4 H 2 O + 3 Cu 2+

Теперь проверьте балансировку, чтобы убедиться в правильности баланса массы и заряда. правильный.


Наверх

Показания для этого раздела

Петруччи: раздел 3-1, глава 20;

Электрохимия – это изучение взаимообмена химических и электрических энергия.

Окисление/восстановление включает обмен электронами от одного химического вида к другому. Обычно это происходит, когда два химических вещества контактируют друг с другом. другой в активированном комплексе (когда два вида сталкиваются друг с другом в решение, например).

Нас интересует разделение химических частиц таким образом, чтобы электроны передача по внешнему контуру. Таким образом, мы можем измерить электрохимическую эффекты.

Чтобы правильно понять связь между окислительно-восстановительной реакцией и электричества, мы должны сбалансировать общую окислительно-восстановительную реакцию, используя полуреакцию метод, подобный описанному в предыдущем разделе этих заметок. Мы можем настроить сосуд для физической реакции таким образом, чтобы химикаты из одной половины реакции отделены от реакций второй половины реакции.Для реакции на происходят, нам все еще нужно соединить решения, чтобы замкнуть цепь. Это делается путем присоединения проводов между электродами в двух полуячейках и соединяющие растворы двух полуячеек солевым мостиком или каким-либо другое устройство, такое как полупроницаемая мембрана.

В общем случае такая ячейка называется электрохимической. Эти клетки могли использоваться в одном из двух типов ситуаций:

  1. Химическая реакция идет самопроизвольно и производит электричество.
    Это называется гальваническим элементом или гальваническим элементом .
  2. Химическая реакция не является самопроизвольной и вызывается электричеством от внешний источник.
    Ячейка такого типа называется электролизной ячейкой .

Сначала рассмотрим первую ситуацию.

Вернуться к началу

Рассмотрим кусок цинковой фольги, помещенный в стакан с медным купоросом. То раствор сульфата меди имеет синий цвет из-за присутствия Cu 2+ ионы.При добавлении цинка раствор становится бесцветным, а цинк металл растворяется и заменяется красновато-оранжевым порошком. Бесцветный раствор больше не содержит Cu 2+ , а красновато-оранжевый порошок Cu(s). Zn(s) растворяется и теперь представляет собой Zn 2+ . [Я знаю это, потому что из моих обширных знаний по химии ;-)]

Если мы запишем общую реакцию для этого процесса, то получим:

Zn + Cu 2+ $\rightarrow$ Zn 2+ + Cu.Этот не помогает нам в нашем стремлении к знанию электрохимии. Давайте перепишем это в полуреакционной форме.

Zn $\rightarrow$ Zn 2+ + 2e

Cu 2+ + 2e $\rightarrow$ Cu

Теперь мы можем установить две полуэлемента, один с цинковым электродом в Zn 2+ раствор (например, ZnSO 4 ), а другой с медным электродом в Cu 2+ раствор (например, CuSO 4 ) следующим образом.

 

Центральная линия на диаграмме, напомним, представляет собой полупроницаемую мембрану или соляной мост.

Теперь на аноде идет реакция

Zn(s) $\rightarrow$ Zn 2+ (водн.) + 2e (водн.)

а на катоде у нас

Cu 2+ (водн.) + 2e (водн.) $\rightarrow$ Cu(s)

Электроны проходят через провода и SO 4 2- проходят через мембрана, чтобы растворы оставались нейтральными.

Вернуться к началу

Клеточные потенциалы

Электроны из раствора выталкиваются на анод вокруг внешней цепи и на катод, где они вытягиваются в раствор.

Это один из способов представить электрическую часть цепи электрохимическая ячейка. Электроны, перемещаемые по внешней цепи, могут работать (завести двигатель, зажечь лампочку и т. д.). Возможный объем работы функция как напряжения (потенциала), так и тока (количество электроны) в цепи.

Проталкивание заряда в один кулон по цепи с потенциалом 1 Вольт совершает работу в один джоуль. ИЛИ, математически, 1J = 1V 1C.

Потенциал ячейки (напряжение ячейки) зависит от используемых химических веществ. Для Например, химические вещества в сухих элементах (батареи) таковы, что потенциал всегда около 1,5 В. Это стало стандартом и в настоящее время ограничивающим фактором при принятии решения о том, какие химические вещества можно использовать для создания батареи.

Потенциал ячейки обозначен символом E ячейка . Я упал химические вещества имеют активность 1 (конц. = 1 M , p = 1 бар), то ячейка потенциал представляет собой потенциал стандартной ячейки и задается как E ячейка .

Любая окислительно-восстановительная реакция потенциально (каламбур) может быть использована в электрохимическом клетка. Нам просто нужно уметь делить окислители и восстановители на две полуклетки (полуреакции).

Возьмем, к примеру, реакцию растворения металлического цинка в соляной кислоте. Реакция:

Zn(т) + 2H + (водн.) $\rightarrow$ Zn 2+ (водн.) + Н 2 (г)

Нам нужно отделить цинк от водорода. Мы можем использовать цинк в качестве электрод, но как насчет водорода.

В этом случае необходимо установить специальный электрод, позволяющий H 2 молекулы газа взаимодействуют непосредственно с H + , растворенными в воде, и одновременно с электронами из внешней цепи.Такая система на фото ниже.

Ниже показана увеличенная поверхность платинового электрода. место реакции можно лучше понять.

Другая полуячейка будет выглядеть примерно так, как показано на предыдущая схема. Вся клеточная диаграмма, конечно будет включать внешнюю часть цепи и солевой мостик или мембрану чтобы завершить цепь. Мы можем сократить эту диаграмму следующим образом:

Zn(s)/ZnSO 4 (водн.)//H 2 SO 4 (водн.)/H 2 (г), Pt(s)

  [Анод            //             Катод]

Где одинарная косая черта / представляет собой границу между раствором и электродом и двойной косой чертой // представляет собой солевой мостик или полупроницаемую мембрану.Внешняя цепь, из конечно, соединяет два электрода (сплошные) и здесь явно не показан.

Общее напряжение элемента можно суммировать из потенциалов полуэлемента окисления и восстановительных реакций.

E ячейка = E Красный + E вол .

Вернуться к началу

Стандартные понижающие потенциалы

Как и раньше, мы хотим свести термодинамические данные в таблицу каким-нибудь удобным способом.Мы определить стандартный набор условий, при которых все полуреакции могут теоретически работают , и мы сводим в таблицу потенциалы полуэлементов для реакции в стандартных условиях. Так как потенциал окисления реакция (свободный электрон) есть просто отрицательный потенциал для реакция восстановления (приобретение электрона), мы решили занести в таблицу только полуреакции восстановления. Любые полуреакции окисления просто обратны табличная реакция восстановления и потенциал окисления отрицательный табличный восстановительный потенциал.

В таблице D.4 от Петруччи перечислены многие восстановительные полуреакции, которые вы потребность в проблемах и т. д. в тексте. Здесь я продублировал лишь несколько в следующей таблице.

сокращение E /вольт
1 О 2 + 4Н + + 4е $\rightarrow$ 2H 2 О +1.229  
2 Аг + + е $\rightarrow$ Аг +0,7996
3 Cu 2+ + 2 е $\rightarrow$ Cu +0,3419
4 Fe 2+ + 2 e $\rightarrow$ Fe -0,447  
5 Zn 2+ + 2 е $\rightarrow$ Zn -0.7628
6 2 О + 2е $\rightarrow$ Н 2 + 2ОН -0,83    
7 На + + е $\rightarrow$ № -2,71    

 

Несколько лет назад город пережил ряд очень серьезных разрывы водопровода на недавно замененных участках трубы.То Городской инженер был уволен. Его единственная защита была Откуда мне было знать, что латунные фитинги (в основном медные) на чугунных трубы так быстро ржавеют. «Правильно ли город уволил его? Может вы объясните их мотивацию для того, чтобы назвать его некомпетентным?

Давайте посмотрим на эту небольшую таблицу потенциалов восстановления и посмотрим, сможем ли мы ее использовать. для объяснения некоторых экспериментально наблюдаемых свойств материи.Первый выключен, я должен отметить, что более положительные восстановительные потенциалы относятся к больше спонтанных восстановительных реакций.

Первая реакция в этой мини-таблице показывает восстановление кислорода. Это выше в таблице, чем многие другие вещи. Это имеет смысл, поскольку мы знаем, что кислород является хорошим окислителем (он заставляет другие вещества окисляться, в то время как сам уменьшен).

Мы видим, что вода может быть как окисленной (-1), так и восстановленной (2). это окисляется до кислорода и восстанавливается до водорода.Эти две реакции, по сути, служат как набор границ для водных растворов. Любые материалы, которые труднее окислить чем вода не будет окисляться, так как вода будет. Точно так же любые материалы труднее восстановить, чем вода никогда не уменьшится (в воде). Например, натрий ионы никогда не восстанавливаются до металлического натрия в присутствии воды, так как вода уменьшится в первую очередь. На самом деле металлический натрий в воде самопроизвольно (взрывно) окисляются до ионов Na + и вода уменьшится до газообразный водород и оставить основной раствор (уравнение 6).Общая реакция на этот процесс представляет собой сумму (#6) – 2(#7).

ПРИМЕЧАНИЕ: когда мы добавляем полуклетки, их потенциалы являются строго аддитивными. Мы не умножаем и не делим ни на какие коэффициенты даже хотя мы делаем это со стехиометрическими коэффициентами уравнений в порядке чтобы сбалансировать общее уравнение. Потенциалы не зависят от суммы количество или размер клетки, только концентрации. Ты уже знаешь это. Если вы покупаете элемент AA или элемент D, их напряжение равно 1.5В. Однако их работоспособность не одинакова.

2Na + 2 H 2 O $\rightarrow$ 2Na + + Н 2 + 2ОН

Таким образом, общий стандартный клеточный потенциал для этой реакции составляет

E ячейка = E красный + E бык = -0,83 + 2,71 (обратная реакция => смена знака) = 1.88 В.

Положительный клеточный потенциал означает спонтанную реакцию.

При соединении металлов мы знаем, что цинк растворяется в меди (II) решение. Здесь мы видим, что медь (II) (3) восстанавливается легче, чем цинк. (II) (5).

 

Вернуться к началу

Давайте теперь свяжем изученные нами электрохимические идеи с термодинамический параметр, называемый свободной энергией Гиббса.

Мы видели,  

ш = -Q Е (работа = потенциал времени зарядки),

, где Q — заряд, который можно определить как Q = nF, где F — фарадеевская постоянная (96485 Кл/моль), названная в честь Майкла Фарадея.

В нашем случае нас интересует максимальная работа, так как это может быть связано к термодинамическому параметру ΔG.

Таким образом, для случая, когда работа совершается бесконечно медленно (химическая система всегда находится в равновесии с электродами, электрическое сопротивление равно нулю так как ток по сути нулевой и т.д) имеем
w макс. = — Q E макс. где E макс. для стандартные условия просто E как рассчитано из таблицы полуклеточные потенциалы.


Возьмем, к примеру, ячейку с максимальным потенциалом ячейки 2,50 В. Если 1,33 моль е проходит через клетку при среднем потенциале Е = 2,10 V. Какова эффективность?

w = — Q E = — n F E . = 1,33 моль 96485 Кл/моль 2,10 В              (V = J/C)

w = — 2,69 10 5 Дж = — 269 кДж

w макс. = — n F E макс. = 1.33 моль 96485 Кл/моль 2,50 В

        = — 321 кДж

КПД = Вт / Вт Макс. 100% = -269/-321 100% = 83,8 %

Конечно, поскольку w max достижимо, только если работа совершается обратимо (бесконечно медленно), мы никогда не сможем достичь 100% эффективность любой системы в реальном мире.


 

Мы уже видели, что Δ G есть мера максимальной работы, которую можно получить от системы.Таким образом,

Δ G = w макс.

Δ Г = — Q Е

Δ G = — нФ E . В этом случае потенциал представляет собой потенциал ячейки E ячейки .

Δ Г = — Р Т Лн К = — n F E ячейка .

Таким образом, теперь у нас есть связь между свободной энергией, равновесием и электрохимическим термодинамические параметры.


Пример:

Is Fe 2+ самопроизвольно окисляется кислородом воздуха в кислых решение? Рассчитать ΔG и К.

Две полуреакции можно определить, взглянув в таблицу стандартных восстановительные потенциалы.

Окисление железа: 4[Fe 2+ $\rightarrow$ Fe3 + + e ] E бык = -0,77 В
Восстановление O 2 О 2 + 4Н + + 4е $\rightarrow$ 2 Н 2 О
  E красный =  1.23 В
Всего: 4Fe 2+ + О 2 + 4H + $\rightarrow$ 4Fe 3+ + 2H 2 O
n = (4 моль электронов / моль уравнение)
   E ячейка = 0,46 В
(Положительный результат означает спонтанность$\rightarrow$)

Δ G = — n F E ячейка = — 4 моль 96485 Кл/моль 0.46 В = — 1,810 5 Дж = -180 кДж (на моль реакция)

      K   =  e 72,7   =  3,710 31 .


ОБЗОР

Гиббс Q по сравнению с K Клеточные потенциалы Спонтанное направление
Δ G  < 0 Q < K E ячейка > 0 $\rightarrow$
Δ Г = 0 К = К E ячейка = 0 Равновесие
Δ G > 0 Q > К E ячейка < 0 $\leftarrow$

 

Вернуться к началу

Рассмотрим следующий набор полуреакций

 

Это справедливо только в том случае, если концентрация всех видов составляет 1 M .

 Что, если не все виды находятся в стандартных условиях?

Принцип Ле Штелье дает нам некоторые идеи. Посмотрите на общую реакцию. Считайте, что реакция находится в равновесии ( E ячейка = 0 В). Если добавим в реакционную смесь еще Fe 2+ . Равновесие сместится на право использования излишков Fe 2+ . Это, конечно, вызовет положительный клеточный потенциал поддается измерению.

Наоборот, если мы удалили Fe 2+ из реакционной смеси, равновесие сдвинется влево, чтобы попытаться заменить часть недостающего Fe 2+ .Это привело бы к измеримому отрицательному потенциалу (реакция идет влево).

Если бы реакция не была равновесной, то эти два предыдущих изменения будет ли добавление к измеренному напряжению (скажем, стандартному напряжению). Итак, если мы добавим Fe 2+ в смесь при стандартных условиях, тогда напряжение будет положительнее, и если мы удалим некоторое количество Fe 2+ из смеси при Условия измеренное напряжение будет ниже (менее положительное).

Обратные результаты будут получены при добавлении или удалении Zn 2+ (продукт). Большее количество Zn 2+ дало бы более низкий положительный потенциал, а наоборот .

Теперь мы пытаемся количественно оценить предыдущую дискуссию с маханием руками.

Напомним соотношение: Δ G = Δ G + R T ln Q (для нестандартных условий)

Заменить новым определением Δ G и мы получаем

n F E = — n F E + R T Q

                        (Это называется уравнением Нернста ).

Таким образом, мы можем вычислить клеточный потенциал любой клетки, зная только начальный условия (для расчета Q) и восстановительные потенциалы (для расчета E ).


Теперь, оглядываясь назад на реакционную ячейку, обсуждавшуюся на начале этого раздела мы можем рассчитать напряжение для ситуации где концентрации не являются стандартными. Например, рассмотрим [Fe 2+ ] = 0,1  M и [Zn 2+ ] = 1.9  М .

Для этой реакции мы также знаем, что два электрона переносятся на каждое уравнение (n = 2).

Хотя реакция завершена на 90 % (от начальных стандартных условий), потенциал ячейки снизился лишь на небольшую величину (0,04 В). Это нормально. Для Например, батарейки в вашем фонарике будут выдавать почти полное напряжение до тех пор, пока последние следы химикатов почти израсходованы, и в этот момент напряжение падают довольно резко.Это особенно полезная характеристика клеток. питание электронного оборудования (например, калькулятор или проигрыватель компакт-дисков, и т. д. ) которые требуют определенного минимального (и надежного) напряжения для работы успешно.


Мы также можем использовать уравнение Нернста для расчета таких вещей, как равновесие константы.

В равновесии Q = K и E ячейка = 0, поэтому уравнение Нернста становится

или


Пример:

Чему равна константа равновесия реакции металлической меди с брома с образованием ионов меди(II) и ионов брома в водном растворе при 25°С?


Пример:

Каково значение константы произведения растворимости AgCl?

Мы могли бы рассчитать это, разбив общую реакцию K sp на ряд окислительно-восстановительных реакций следующим образом:

Анод Ag(ы) $\стрелка вправо$ Аг + + е E бык = -0.80 В
Катод AgCl + e $\rightarrow$ Ag(s) + Cl
E красный = 0,22 В
Комбинезон
( K sp реакция)
AgCl Аг + +Кл E ячейка = -0,58 В (не очень спонтанно)

К = 6.3 10 -9


Можно также рассчитать концентрацию ионов…

Рассмотрим платино-водородный электрод в сочетании с медно-медным (II) электродом. электрод.

Суммарная реакция Cu 2+ + H 2 $\стрелка вправо$ Cu + 2H + .

Уравнение Нернста равно

Если [Cu 2+ ] = 1 M и P(H 2 ) = 1 бар (обе их действия 1) затем

Э = Э — 0.0257 В пер [H + ] (Примечание: ln Y = 2,303 log Y и .-2572,303 = 0,05917)

E   =  E + 0,05917 В (-log [H + ])

E   = E + 0,05917 В рН.

Здесь мы видим, что клеточный потенциал является функцией рН. Зонды pH метры настроены таким образом. Полная электрохимическая ячейка содержится внутри корпус зонда. Все химические вещества находятся в стандартных условиях и пористом стекле. мембрана пропускает только ионы H + .Диаграмма настройка дана здесь.

Концентрационные ячейки

Концентрационная ячейка — это ячейка, в которой полуреакции в двух полуячейках одинаковы, но концентрация ионов различна. В этом В этом случае полуреакции восстановления и окисления совпадают. Брать например, концентрационная ячейка, в которой обе полуячейки имеют железный электрод в раствор Fe 2+ . У нас будет следующее:

Рассмотрим следующий набор полуреакций

Если все концентрации идентичны (или все они стандартны), то очевидно, что напряжение на ячейке равно нулю.Если же имеется иное концентрации на одной половине клетки, чем на другой, мы могли бы использовать нернст уравнение для расчета, например, клеточный потенциал.

E = E — RT/nF ln Q ПРИМЕЧАНИЕ: Q = а(Fe 2+ ) 2 /a(Fe 2+ ) 1 Где индексы 1 и 2 относятся к полуячейкам 1 и 2
ПРИМЕЧАНИЕ: E = 0,00
E = RT/нФ ln {а(Fe 2+ ) 2 /a(Fe 2+ ) 1 } Обычно мы устанавливаем концентрацию полуячейки 1 фиксированной (скажем, activity=1) и варьировать активность Fe 2+ в полуячейке 2.
E = RT/nF ln a(Fe 2+ ) (в полуэлемент 2) если (Fe 2+ ) 1 = 1
Расчеты полуячеек

Уравнение Нернста также можно использовать для расчета потенциалов полуклеток. В В этом случае Q представляет собой просто отношение ионов уравнения полуячейки, а не полная ячейка, а значение для E соответствует полуячейке.Нет другого вносятся изменения в уравнение.

Вернуться к началу

Батареи

Существует три класса аккумуляторов:

Первичные ячейки Химическая реакция протекает необратимо. То батарея не может быть перезаряжена. Это может произойти по нескольким причинам, в том числе химические свойства и строение клетки. Примеры включают стандартные щелочные батареи или их менее распространенные предшественники углеродно-цинковые батарея.

Ячейка Лекланча (неправильно называемая углеродно-цинковой сухой ячейкой)

Это обычный сухой элемент, доступный в большинстве магазинов, который мы используем для питания. игрушки и фонарики. Они включают в себя цинковый корпус (анод) и углеродный стержень в центре (катод) с пастой MnO 2 , NH 4 Cl, ZnCl 2 и графит.
Проведено

реакций.
электрод реакция  
анод Zn (с) $\rightarrow$ Zn 2+ + 2 е
катод 2MnO 2 +2NH 4 + +2e $\rightarrow$ Mn 2 O 3 +2NH 3 +H 2 O
общий Zn + 2mno 2 + 2nh 4 + $ \ pruralarrow $ mn 2 o 3 + 2nh 3 + H 2 O + Zn 2+ ~1.5 В

Обратите внимание, что продукты могут медленно накапливаться в ячейках этого типа и снижают общий потенциал клетки.

Щелочной элемент (щелочной означает основной)

В щелочной ячейке израсходован продукт катодной реакции опять же в анодной реакции отсутствие образования продуктов означает падение напряжения (по мере расходования воды) медленнее, чем предыдущая ячейка. Поскольку ячейка напряжение тоже около 1.5 В, этот сухой щелочной элемент можно использовать в том же устройства как обычный сухой элемент. Обратите внимание, единственная реальная разница между это тот факт, что реакция в данном случае протекает в основной среде.

электрод реакция напряжение
анод Zn(тв) + 2OH $\rightarrow$ Zn(OH) 2 (с) + 2 e
катод 2MnO 2 +2H 2 O+2e $\rightarrow$ 2MnO(OH)(s)+2OH
общий Zn+2MnO 2 +2H 2 O$\rightarrow$2MnO(OH)(s)+Zn(OH) 2 (s) ~1.5 В

Ячейка Рубена-Мэллори (ртуть)

Этот тип элемента используется в приложениях, где потенциал элемента должен остаются очень постоянными в течение срока службы батареи (обычно компьютеры и часы и др.). Все продукты и реагенты представляют собой чистые вещества (стандартные состояние). Поскольку напряжения этих ячеек не такие, как у предыдущих во-вторых, этот тип батареи не взаимозаменяем с первыми двумя типами.

электрод реакция напряжение
анод Zn(тв) + 2OH $\rightarrow$ ZnO(s) 2H 2 O + 2 e
катод HgO+H 2 O+2e $\rightarrow$ Hg+2OH
общий Zn + HgO $\rightarrow$ ZnO(s)+Hg ~1.35 В
Дополнительные ячейки Химическая реакция обратима. Батарея можно перезарядить. Примеры включают никель-кадмиевые батареи и свинцово-кислотные батареи. встречается в автомобилях. Их также называют аккумуляторными или перезаряжаемыми элементами. В Теоретически, щелочные батареи также можно перезаряжать, однако этот процесс опасно и может привести к взрыву, если не использовать надлежащее оборудование. Точно так же свинцово-кислотные автомобильные аккумуляторы могут взорваться, если их заряжать слишком быстро. но по другой причине.

Свинцово-кислотная батарея имеет общую реакцию

Pb(т) + PbO 2 (т) + 4H + (водн.) + 2SO 4 2- $\rightarrow$ 2PbSO 4 (т) + 2H 2 O(л)
с напряжением элемента чуть более 2 В. Следовательно, шесть последовательно соединенных элементов составят батарея ячеек с комбинированным напряжением 62В~12 В. (фактически ближе к 13 В).

Никель-кадмиевые батареи имеют реакции  

электрод реакция напряжение
анод Cd(т) + 2OH $\rightarrow$ Cd(OH) 2 (с) + 2 e
катод NiO(OH)(s)+H 2 O+e $\rightarrow$ Ni(OH) 2 (с)+OH
общий Cd(s)+2NiO(OH)(s)$\rightarrow$2Ni(OH) 2 (s)+Cd(OH) 2 (s) ~1.35 В

Мы видим, что ни один из реагентов или продуктов не находится в растворе, поэтому напряжение будет оставаться очень постоянным в течение периода разряда. К сожалению, напряжение элемента ниже, чем у стандартных сухих элементов, и не всегда взаимозаменяемы.

Топливные элементы Реагенты протекают через ячейку. Это необратимая реакция, но, пополнив резервуар топливом, ячейка может использоваться повторно.Космический шаттл использует этот тип батареи для питания большей части своих электрическое оборудование.
Наверх

Мы видели, как можно использовать спонтанные реакции для производства электричества. В электролитических ячейках электричество используется для форсирования несамопроизвольных реакций. продолжить. Электролиз используется для получения некоторых соединений и металлов. Продукты электролиза встречаются в повседневной жизни: хромированные бамперы, серебро и позолота на некоторых недорогих украшениях, среди прочего.

При установке электролизера мы должны учитывать все возможные реакций и убедитесь, что условия установлены так, чтобы желаемая реакция имеет место. Сначала мы сделаем это, используя только инертные электроды, а затем использование чистых электролитных жидкостей, а не водных (или других) растворов.

В качестве среды мы будем использовать неводную систему, такую ​​как расплавленный NaCl, и не реактивные электроды, такие как платина. Мы можем успешно выделить чистый Na.Рассмотрим следующую электролитическую ячейку.

Это очень важный метод производства металлического натрия. На аноде Cl 2 выделяется в реакции
2Cl $\rightarrow$ Cl 2 (г)+ 2e .

На катоде расплавленные ионы натрия превращаются в металлический натрий (жидкий при этих температурах) в реакции
Na + + e $\rightarrow$ Na(l).

 

Щелочноземельные металлы, которые также обладают высокой реакционной способностью, могут быть получены с использованием электролиз расплавленных хлоридных солей, как в реакции MgCl(ж) $\rightarrow$ Mg(ж) + Cl 2 (г)

Другие металлы, которые не так реакционноспособны, как два вышеуказанных семейства, но достаточно реакционноспособны, чтобы их нельзя было получить в водной ячейке. производится таким образом.Алюминий является одним из таких металлов.

Процесс Холла, изобретенный на рубеже веков, позволил Производство алюминия в промышленных масштабах.

Расплавленная смесь алюминиевой руды (Al 2 O 3 ) и криолита (Na + ) 3 (AlF 6 )( l ). То криолит является растворителем, и он используется, потому что имеет более низкую температуру плавления, чем чистый Al 2 O 3 . Угольный электрод действует как анод и алюминий образует катод, так что происходят следующие реакции:

Al 3+ + 3e $\rightarrow$ Al( l )

C(s) + 2O 2- $\rightarrow$ CO 2 (g) + 4e

Для этого процесса требуется много электроэнергии на килограмм алюминия, поэтому вам обычно заводы по производству алюминия находятся очень близко к электростанциям для снижения стоимости электроэнергии.

Наверх

Количественные аспекты электролиза:

Рассмотрим реакцию в электролизере с расплавленным NaCl.

2Кл $\стрелка вправо$ Кл 2 (г) + 2е . 2 моля электронов на моль Cl 2 (г)
На + + е $\rightarrow$ Na(l). 1 моль электронов на моль металлического натрия

Напомним, что заряд электрона равен Q = nF, где F — фарадеевская постоянная (96485 Кл/моль), названная в честь Майкла Фарадея.

Таким образом, для получения одного моля (23 г) натрия нам потребуется Q = 196485 C = 96500 С.

Для производства одного моля (70,9 г) газообразного хлора нам потребуется 296500 = 1 930 000 С.

Ток определяется как количество заряда, проходящего через точку цепи в одну секунду.

I = Q/s                   Единицы 1 Ампер = 1 Кулон/сек (1А = 1Кл/сек).

Теперь, если у нас есть ток 50,0 А, проходящий через NaCl ( l ) электролизера за 1 час, сколько натрия и хлора мы будем производить.?

50,0 А 3600 с = 180 000 °С (ПРИМЕЧАНИЕ: 1А = 1С)

n = Q/F = 180 000/96 485 = 1,87 моль e

Для производства очень небольшого количества натрия и хлора требуется большой ток.


Мы можем выполнять другие типы вычислений, подобные этому.

Какая масса алюминия будет получена за 1,00 ч при электролизе расплавленного AlCl 3 с использованием тока 10.0 А?

Q = It = 10,0 А 3600 с = 3,6010 4 С.

На каждый моль алюминия требуется три моля электронов. Итак…

n = Q/F = 3,6010 4 C / 96485C/моль e 1/3 27,0 г/моль = 3,36 г Al.


Какой объем Cl 2 (г) при СТП (0°С, 1 атм) будет произведен ток 20,0 А за 2,00 ч в той же ячейке, что и в предыдущем примере?

Обратите внимание, что в эта проблема, мы использовали

Р=0.08206 лат/моль К.
Это должно было облегчить преобразование в объем. Вы могли бы также использовать более стандартное значение R=8,314 Дж/моль·К, но преобразование в объем будет задействовали еще один этап вычислений.

Если бы мы попытались провести электролиз хлорида натрия в воде, нам пришлось бы рассматривать не только Na + и Cl как возможные реагенты но и вода. Мы никогда не сможем получить натрий в водном растворе, потому что он будет спонтанно реагировать с водой с образованием Na + (водн.).Пытались ли мы получить металлический натрий химическим или электролитическим путем, шансы на успех были бы столь же малы. Таким образом, на катоде водного В ячейке NaCl мы получили бы уменьшение количества воды

.

2H 2 O + 2e $\rightarrow$ H 2 + 2OH                        E красный = -0,83 В

вместо восстановления натрия

Na + + e $\rightarrow$ Na                                       E красный = -2.71 В

Обратите внимание, что потенциал сокращения воды намного больше. положительный, чем для натрия. Это способ, которым мы можем найти сокращение потенциалы и скажите, что произойдет в нашем решении заранее.

Глядя на две возможные реакции на аноде ячейки NaCl (водн.), мы см., что Cl и H 2 O являются кандидатами на окисление. Две возможные полуреакции:

2 О $\rightarrow$ О 2 + 4Н + + 4e                          E бык = — E красный = -1.23

2Cl $\rightarrow$ Cl 2 + 2e                                      E ox = — E красный = -1,36

Так как вода имеет более положительный окислительный потенциал, чем хлор реакции, он должен легче окисляться. Однако есть осложнение. Для окисления воды требуется значительное перенапряжение (дополнительное напряжение). скорость реакции заметна.Поскольку две возможные реакции довольно близки в потенциалах дополнительное напряжение может быть достаточно, чтобы вызвать хлор произойти окисление. Поскольку эта последняя реакция протекает довольно быстро по сравнению с водная $\rightarrow$ кислородная, она будет доминировать только при слегка повышенное напряжение.

Если бы мы использовали Na 2 SO 4 вместо NaCl в качестве электролита, то анодная реакция была бы водной, так как SO 4 2- очень трудно окисляется (очень отрицательный окислительный потенциал по сравнению с вода).

Наверх

Электролитическая очистка металлов

Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди(II).

Мы находим O 2 , образующийся на аноде, и твердую медь, осажденную на катод. Это означает, как мы видели ранее, что вода легче окисляется (до кислорода), чем ионы сульфата, в то время как ионы меди(II) легче восстанавливается (до металлической меди), чем вода (до водорода).Следовательно, довольно легко наладить процесс электролитической очистки металлической меди. В отличие от алюминий, где нам понадобились расплавленные ванны из алюминиевой руды, нам нужно только растворить медь в водном растворе, а затем подвергают электролизу в виде металлической меди. Если мы делаем грубое химическое отделение меди от руды, мы можем использовать это нечистая медь в качестве анода и чистая медь в качестве катода. Затем мы будем электролиз ионов меди с нечистого медного анода, а затем восстановление их на чистый катод в том же растворе.Примеси в аноде просто оседают на дно ячейки, от которой нужно избавляться. Нам нужно позаботиться о отрегулируйте напряжение так, чтобы только медь окислялась с анода, а не некоторые примеси. Сделав это, мы можем успешно очистить медь, используя электролиз. Чем медленнее мы принимаем реакцию (меньше перенапряжения), тем чище будет медь.

Наверх

Продукты электролиза

Мы видели, что конкретный продукт электролиза, который мы видим на электродов зависит от простоты производства этого конкретного вида.Там три фактора, которые определяют продукт, который мы найдем в любой данной Электролизная ячейка: материал электрода, растворитель и электролит. Часто мы используем инертные электроды и/или чистые жидкости, чтобы облегчить некоторые проблемы. осложнения от конкурирующей химии, в других случаях мы должны просто осторожно отрегулируйте условия (концентрации и напряжения), чтобы гарантировать, что желаемый продукт достигается.

@ Катод Восстановление наиболее легко восстанавливаемых веществ будет тот, который наблюдается.

Например, Na + , Ca + , Al + все они имеют более отрицательный восстановительный потенциал, чем вода, поэтому они не будут восстанавливается в водных растворах

С другой стороны, Cr 3+ , Cu 2+ , Ag + имеют восстановительные потенциалы более положительны, чем у воды, поэтому они будут преимущественно восстанавливается на катоде.

@ Анод Окисление наиболее легко окисляемых веществ будет наблюдаться.

Например, Br , I будет окисляется, но F и Mn 2+ — нет. (проверьте уменьшение потенциалы)

Осложнение: Cl , как мы видели, окисляются легче, чем вода несмотря на то, что он имеет окислительный потенциал (отрицательный восстановительный потенциал для Cl 2 ), что более отрицательно, чем для воды. Это связано с кинетика. Реакция воды протекает довольно медленно и требует большого напряжения для форсирования. двигаться с любой скоростью.Cl сильно окисляется до Cl 2 быстрее и перенапряжение, которое мы применяем в попытке заставить воду окисления достаточно для образования Cl 2 , что происходит быстрее.

Сводка:

В реакции участвуют: Анод Катод
1 Электролит Анионы окисленные Восстановленные катионы
2 Растворитель Окисленный растворителем Уменьшенный растворитель
3 Электрод Электрод оксидированный Электрод уменьшенный
Наверх

Мы видели, что кислород из воздуха может быть восстановлен воде, и что восстановительный потенциал этой полуреакции очень положительный.На самом деле более положительно, чем для большинства процессов восстановления металлов. Это означает, что любой металл, контактирующий с кислородом воздуха и в присутствие раствора электролита будет окисляться. Поскольку добыча и производство металла достаточно энергоемкий процесс, очень полезно уметь находить способы уменьшить или устранить окисление этих металлов, если это вообще возможно. Есть несколько способов уменьшить окисление металлов

Устранить контакт кислород/металл

Это достигается путем покрытия металла каким-либо материалом, непроницаем ни для кислорода, ни для любых водных солей.Это предотвращает электрическая цепь от завершения в «электрохимической ячейке», то есть самопроизвольно созданный в точке ржавчины.

Для защиты металла от коррозии можно использовать несколько методов

Изолировать металл
  1. Краска для металла. Это чисто изолирующая техника, которая служит только для держите реагирующие виды отдельно. К сожалению, любая маленькая царапина позволяют начать реакцию и даже могут ускорить процесс.
  2. Смажьте металл. (различные компании, занимающиеся защитой от ржавчины, используют этот метод). То неприятная проблема заключается в том, что масло является летучей жидкостью и в конечном итоге либо стекает с поверхности или испаряется, оставляя металл незащищенным. В масло могут быть добавлены специальные поверхностно-активные вещества, чтобы оно сцеплялось с металлом. поверхность и медленное испарение. Вы найдете эти поверхностно-активные вещества в обработки, такие как RustCheck и The new Canadian Антикоррозионная обработка шин.Неважно, эти процедуры должны быть повторены регулярно (ежегодно) для поддержания защиты.
  3. Анодируйте металл: иногда оксиды металла очень стабильны и действовать, чтобы изолировать металл от воздуха. Наиболее ярко это проявляется в меди. кровля, где (оранжевый) медный металл быстро окисляется до зеленого оксид CuO. Этот оксид достаточно стабилен и защищает нижележащий металл от дальнейшая коррозия. Это полезно тем, что небольшие царапины быстро «запечатываются». насыщаются большим количеством оксида, и процесс останавливается.Алюминий часто преднамеренно анодирован в контролируемой электрохимической ячейке, чтобы образуют покрытие из оксида алюминия, которое является относительно стабильным (в нейтральном решения).
  4. Покройте металл материалом, который окисляется легче, чем желаемый металл. защищать. Например, сталь, покрытая цинком, не окислится до тех пор, пока она не окислится. весь цинк окисляется, потому что цинк изменит электрическое потенциал стали и предотвратить ее окисление, даже если она подвергается воздействию воздуха и воды.Эта защита будет действовать до тех пор, пока цинк не использованный. в это время сталь начнет окисляться.
Катодная защита
  1. Использовать расходуемый анод из материала, который окисляется легче, чем металл, который вы хотите защитить. Это похоже на покрытие металла материал (как в оцинкованной стали), но проще сделать так как это просто означает прикрепление кусков анодного материала вместо прохождения через покрытие обработать.
    Трубопроводы часто защищают таким образом, стальные трубы крепятся проволокой. к большому блоку цинка, закопанному рядом с трубопроводом в землю. цинк служит для электрического заряда стали, изменяя ее потенциал и, таким образом, уменьшение степени окисления.
  2. Электрически изменить потенциал металла. Аналогично использованию жертвенных анодов, этот процесс включает в себя присоединение отрицательного полюса электрическая система к металлу, который мы должны защитить.В автомобилях, например, отрицательный полюс батареи — это земля. Это служит для зарядки автомобиля и изменить его потенциал. Таким образом, кислород должен преодолеть как железо, так и потенциал сокращения, а также искусственный потенциал батарей, чтобы заставить реакция случиться. Автомобили ржавели бы намного быстрее, если бы они были обоснованно положительным, поскольку это, по сути, послужило бы увеличению скорости окисление стали.
Наверх
проф.Майкл Дж. Момбуркетт.

Авторское право © 1997
Отредактировано: 05 сентября 2012 г.

Законы Фарадея об электролизе – первый закон и второй закон

Электролиз – это использование электрического тока для стимуляции несамопроизвольной химической реакции. При электролизе электрический ток пропускают через раствор электролита, чтобы стимулировать поток ионов, вызывающий химическое изменение. Электролит — это жидкость (или, как правило, раствор соли металла), проводящая электричество.

 

Что такое электрод?

Электрод можно определить как точку, в которой ток входит или выходит из электролита или цепи. Когда ток выходит из электрода, он известен как катод, а когда ток входит в электрод, он известен как анод.

 

Электроды являются основным компонентом электрохимических элементов. Необходимо, чтобы электрод был хорошим проводником электричества. Хотя существуют и инертные электроды, которые не участвуют в реакции.Электрод может быть из золота, платины, углерода, графита, металла и т. д. Электрод обеспечивает поверхность для протекания окислительно-восстановительных реакций в клетках.

 

Электроды в основном двух типов

  1. Реактивные электроды — это те электроды, которые принимают участие в реакции, протекающей в ячейке, и могут растворяться в электролите.

Примеры реактивных электродов – медные электроды, серебряные электроды, цинковые электроды, медные электроды и т. д.Они в основном используются в потенциометрической работе.

 

  1. Инертные электроды – это электроды, не принимающие участия в реакции.

Примеры инертных электродов – угольные электроды, платиновые электроды и т. д.

 

Что такое электролитическая ячейка?

Электролитические элементы представляют собой такие электрохимические элементы, которые преобразуют электрическую энергию в химическую потенциальную энергию. Поскольку мы обсуждали электролиз выше, вы можете сказать, что электролитические ячейки работают в процессе электролиза.Вторичные элементы или электролитические элементы являются перезаряжаемыми; это означает, что в этих клетках происходят обратимые химические реакции. В этих ячейках анод всегда положительный, а катод всегда отрицательный.

 

Законы электролиза Фарадея 

Получив четкое представление об электролизе, электродах и электролитических элементах, вы теперь в состоянии понять законы электролиза Фарадея. Законы электролиза Фарадея основаны на электрохимическом исследовании Майкла Фарадея, опубликованном им в 1833 году.Они показывают количественную зависимость между веществом, осажденным на электродах, и количеством прошедшего электрического заряда или электричества.

 

Первый закон электролиза Фарадея 

Первый закон электролиза Фарадея гласит, что «Масса вещества, осажденного на любом электроде, прямо пропорциональна количеству прошедшего заряда». Математически это можно выразить следующим образом –

 

м ∝ Q ———-(1)

 

Где:

При снятии пропорциональности в уравнении (1) –

  9 9 m=ZQ

 

Где Z — константа пропорциональности.Его единицей измерения являются граммы на кулон (г/Кл). Его также называют электрохимическим эквивалентом. Z — масса вещества, осевшего на электродах при электролизе в обход заряда 1 кулон.

 

Второй закон электролиза Фарадея  

Второй закон электролиза Фарадея гласит, что «масса вещества, осажденного на любом электроде при прохождении определенного количества заряда, прямо пропорциональна его химическому эквивалентному весу». Или «когда одно и то же количество электричества проходит через несколько электролитов, масса осажденных веществ пропорциональна их соответствующему химическому эквиваленту или эквивалентному весу».Математически это можно представить следующим образом –

 

w ∝  E

 

Где w = масса вещества

 

E = эквивалентная масса вещества

w2=E1/E2

 

Эквивалентный вес или химический эквивалент вещества можно определить как отношение его атомного веса и валентности.

 

Эквивалентный вес = атомный вес/валентность

 

Второй закон электролиза Фарадея можно дополнительно объяснить на следующем примере:

Рассмотрим три различные химические реакции, происходящие в трех отдельных электролитических ячейках, соединенных последовательно.Допустим, в 1-й электролизере ион натрия приобретает электроны и превращается в натрий.

Na + + E- → Na

В 2-м электролитической клетке после реакции происходит —

Cu + 2 + 2E- → Cu

в 3-м электролитической клетке после реакции происходит —

Al3++ 3e- → Al

 

Если предположить, что y молей электронов проходят через три ячейки, масса выделившихся натрия, алюминия и меди составляет 23y грамм, 9y грамм, 31.75г грамм соответственно.

 

Для восстановления одного моля ионов требуется один моль электронов. Как мы знаем, заряд на один электрон равен

1.6021 × 10-19

C и один моль электронов равен

6.023 × 1023

электроны. Итак, заряд одного моля электронов равен –

 

(6,023×1023)×(1,6021×10-19Кл)=96500 Кл

 

Этот заряд (96500 Кл) называется 1 Фарадей.

 

Если мы передаем заряд 1 Фарадей в электролитической ячейке, то осаждается 1 г эквивалентного веса вещества. Итак, мы можем написать —

W = (Q / 96500) × E

на сочетание 1-й и 2-й законы, которые мы получаем —

Это было все о Законы электролиза Фарадея. Если вы ищете учебные заметки по различным темам химии, зайдите на веб-сайт Vedantu или загрузите обучающее приложение Vedantu.Таким образом, вы получите доступ к решениям NCERT, учебным заметкам, заметкам о пересмотре, пробным тестам и многому другому.

Электролиз железа в расплавленном оксидном электролите

Определение уровня термически генерируемого кислорода в экспериментальной установке низкий P(O

2 ). Это термическое образование газообразного кислорода должно быть отделено от фарадеевских реакций, и поэтому было количественно определено единственное влияние температуры на электролиты в рабочих условиях.Поэтому уровни кислорода в газовой атмосфере были измерены для обоих составов электролита в испытаниях с открытым контуром при заданной температуре в течение 6 ч. Результирующие сигналы представлены на рис. 5.

Рис. 5

Измерение атмосферы печи. Температура: 1824 К (± 3), расход газа: 0,05 ст. пл. м 3 ч −1

Атмосфера состава Fe#0 показала постоянный уровень кислорода, соответствующий минимальному значению регистратора данных.Тенденции в данных по продолжительности эксперимента не было видно. Поскольку в используемом здесь газе Ar содержится 3 частей на миллион O 2 , сборку можно считать газонепроницаемой. Установка была выбрана таким образом, чтобы предотвратить любую возможность химического восстановления оксида железа до его металлического состояния. Все реализованные детали известны своей нереактивностью с оксидом железа и стабильностью в применяемых условиях. Это было подтверждено низкими значениями кислорода, измеренными при работе печи с Fe#0, что свидетельствует об отсутствии нежелательных окислительно-восстановительных реакций в ячейке.

Испытание, проведенное с Fe#15, показало, что уровень кислорода постоянно снижался в зависимости от продолжительности эксперимента. Это образование кислорода соответствует процессу восстановления трехвалентного железа до двухвалентного в соответствии с реакцией (2).

Следовательно, рабочее напряжение для MIDEIO должно быть выбрано таким образом, чтобы результирующий ток и уровень кислорода, генерируемые фарадеевскими реакциями на аноде, были значительно выше по сравнению с термически генерируемым газообразным кислородом, указанным выше.Это предполагает изучение влияния напряжения на скорость образования кислорода в данной конкретной системе, что может быть получено с помощью линейной сканирующей вольтамперометрии.

Электрохимическая реакционная способность и идентификация реакций по напряжению на ячейке

Линейная сканирующая вольтамперометрия была проведена в обоих электролитах (рис. 6) для характеристики их электрохимической активности и определения порога напряжения окислительно-восстановительных пар в них. Для состава Fe#0 сигнал тока линейной развертки до 1 В был пренебрежимо мал (рис.6а). Значительное линейное увеличение тока наблюдалось выше 1,2 В. Производство кислорода не было замечено ниже напряжения ячейки 1,6 В (рис. 6b), а выше этого значения оно увеличивалось линейно с напряжением ячейки. В этой области корреляция тока и кислорода указывает на перенос заряда, связанный с фарадеевскими реакциями. Результаты определяют начало окислительно-восстановительной реакции кремнезема в соответствии с реакцией (6) при напряжении ячейки 1,6 В, что приблизительно соответствует теоретическому значению 1.52 В.

Рис. 6

a Эволюция тока, b выделение кислорода при измерениях линейного сканирования обоих электролитов, пунктирная линия на a указывает экстраполированный электронный ток, температура: 1824 К (± 3), расход газа: 0,05 СТП м 3 ч −1 ; скорость сканирования: 0,015 мВ с -1 , диапазон напряжения ячейки: 0–4 В

При линейной сканирующей вольтамперометрии с составом Fe#15 (рис.6а) наблюдался низкий ток с линейной зависимостью от напряжения на ячейке (до 1 В), что может свидетельствовать о вкладе электронной проводимости в расплавленном оксиде. При 1 В на него накладывался большой ток, что показывает более высокую чувствительность к увеличению напряжения на ячейке. Это можно объяснить разложением оксида железа в результате реакции (11), которая характеризуется теоретическим минимальным напряжением 0,91 В в составе Fe#15. Эта фарадеевская реакция была подтверждена одновременным началом продукции кислорода, которая увеличивалась линейно с дальнейшим увеличением напряжения клетки (рис.6б). Различие уровня термически генерируемого газообразного кислорода и газообразного кислорода, связанного с реакцией Фарадея, обозначено заштрихованными областями на рис. 6b.

Сравнение этих двух линейных сканов показывает значительную разницу в значениях тока для эквивалентных напряжений ячейки. Это различие свидетельствует о сильном влиянии добавки железа на снижение термодинамического порога, увеличение электропроводности и кинетику фарадеевских реакций. Из кривых на рис.6а, термодинамический восстановительный потенциал может быть получен путем линейной регрессии тока к нулевому току. Учитываются только значения напряжения ячейки, измеренные выше 1,2 В, которые соответствуют области производства газообразного кислорода. Восстановительный потенциал, полученный этим методом, составляет 1,03 В. Линейная корреляция тока и напряжения на ячейке доказывает отсутствие явления ограничения скорости при выбранных условиях.

Для количественной оценки вклада электронного тока значения тока, полученные ниже напряжения ячейки 1 В, были линейно экстраполированы.Этот подход основан на предположении, что перенос электронов посредством набега электронов между двумя валентными состояниями железа подчиняется закону Ома и не имеет термодинамического порога, поэтому ток и напряжение на ячейке линейно коррелируют. При напряжении элемента 3 В он составляет 9 мА, что составляет 11% от полного тока при этом напряжении элемента и достаточно мал, чтобы предвидеть значительный вклад фарадеевских реакций на катоде (обозначен на рис. 6а как EC).

Рабочее напряжение для проведения электролиза было выбрано для скорости производства кислорода, значительно превышающей тепловую генерацию.Уровень 300 ppm (при расходе 0,05 м 3 ч -1 ) проверяет это условие и соответствует напряжению ячейки 3 В и току 80 мА, на рис. 6 отмечен как OV.

Долговременная стабильность тока в соответствии с кислородом

Fe#0 подвергался воздействию этих электрических условий в течение длительного времени 6 ч. На рисунке 7а показано испытание электролиза состава Fe#0. Максимальные значения тока были около 35 мА непосредственно в начале электролиза.В течение нескольких секунд ток снизился до значений ниже 25 мА. Несмотря на некоторую стабильность, затем наблюдалось непрерывное снижение до значений, варьирующихся от 15 до 10 мА. Значения, измеренные для кислорода, вначале составляли 9 частей на миллион и увеличивались вскоре после подачи напряжения на ячейку до 50 частей на миллион в течение 100 минут. После этого они непрерывно снижались в течение оставшегося времени электролиза до значений, близких к 45 ч/млн.

Рис. 7

Электролиз состава Fe#0. a Реакция тока и измеренное значение O 2 в частях на миллион. Заштрихованная область представляет термически генерируемый O 2 , полученный в результате линейной интерполяции уровня O 2 частей на миллион до и после электролиза. b Изображение обратно рассеянных электронов (BSE) сплава Al–Si, сформированного вокруг катода. c ЭДС анализ формованного сплава Al-Si, напряжение ячейки: 3 В, продолжительность: 360 мин, температура: 1824 К (± 3), расход газа: 0,05 ст.

Визуальная характеристика образца показывает бесформенный темно-серый осадок вокруг катодной Pt/Rh проволоки, который невозможно отделить от затвердевшего электролита.На рисунке 7b показана площадь контакта катода и затвердевшего электролита. Яркие области вокруг положения электрода являются частью катодного осадка. Их состав был идентифицирован с помощью ЭДС как кремний и металлический алюминий (рис. 7в). Состояние металла определяли по отсутствию кислорода в осадке. Его количество определить не удалось, так как образец был слишком мал для надлежащего приготовления.

Результаты этой процедуры показали, что приложение напряжения к ячейке в течение 6 ч не изменяет ни электрохимическую реактивность электролита, ни скорость образования кислорода.Несмотря на то, что электролит оказался электрохимически реактивным при приложении этого напряжения к ячейке, его ток низок и достаточно стабилен, чтобы изучить влияние оксида железа в следующих экспериментах.

Производство металлического железа электролизом

Электролиз состава Fe#15 был проведен дважды, чтобы продемонстрировать воспроизводимость эксперимента. Полученные сигналы тока и кислорода для каждой попытки представлены на рис. 8а, б. В обоих случаях устойчивый сигнал тока (испытание (A): 65 мА, испытание (B): 80 мА) был получен примерно в течение 80 мин.После этого в следующие 100 минут наблюдалось непрерывное увеличение до значений около 80 и 90 мА соответственно. На этих уровнях токовые сигналы оставались постоянными до прекращения подачи напряжения на элемент.

Рис. 8

Электролиз состава Fe#15, испытание a (A), испытание b (B). Напряжение ячейки 3В; продолжительность 360 мин, температура: 1824 К (± 3), расход газа: 0,05 ст. пл. м 3 ч -1 . Заштрихованная область представляет термически генерируемый газообразный кислород, полученный в результате линейной интерполяции уровня O 2 ppm до и после электролиза

До подачи напряжения на ячейку концентрация кислорода в анализируемом газе составляла около 90 частей на миллион.Вскоре после начала электролиза концентрация кислорода быстро увеличивалась в обоих испытаниях, достигая пика при 500 и 450 млн соответственно. После этого наблюдалось устойчивое снижение до уровней 300 млн в течение оставшейся продолжительности эксперимента. Сигнал кислорода стабилизировался на уровне 52 частей на миллион через 60 минут после электролиза, что свидетельствует о снижении уровня термически генерируемого кислорода в течение всей продолжительности эксперимента. Разница в уровне кислорода составляла приблизительно 40 частей на миллион и, следовательно, не была незначительной.

Соответствие между током и кислородом было постоянным на протяжении всего эксперимента (рис. 8а, б). Сигналы тока и кислорода согласуются с результатами линейной сканирующей вольтамперометрии.

Наблюдения за ячейкой в ​​поперечном сечении

После охлаждения пробный образец (А) разрезали на две части, чтобы показать расположение ячейки во время работы (рис. 9). На дне тигля четко различим сферический осадок железа от электролита.Его диаметр составляет около 3 мм. Металлическая часть ниже, ведущая в цемент, представляет собой катодную проволоку Pt/Rh. В электролите можно увидеть два домена, один расположен в центре верхней части ячейки и имеет аморфные характеристики, а другой с матовой зернистой текстурой в нижней части ячейки и вблизи тигля. Только небольшая часть электролита вытекла через отверстие в дне тигля и немного разъела цемент. Считается, что основная полость в цементе присутствует до испытания и возникает в результате приготовления цемента.Сам огнеупор имеет темную окраску, но не подвергается сильной коррозии.

Рис. 9

Поперечное сечение пробной электролизной ячейки (A). Условия эксперимента: температура: 1824 К (± 3), поток газа Ar: 0,048 ст.л. м 3 ч -1 , напряжение ячейки: 3 В, продолжительность: 360 мин

Испытательная ячейка (B) была разбита на части, и из затвердевшего электролита была извлечена небольшая железная капля сферической формы весом 170 мг.EDS-анализ железного шарика, извлеченного из ячейки, показал, что концентрация железа составляет 77% масс. (среднее значение по 7 измерениям), а остальные элементы представляют собой Pt и Rh, которые происходят из катодной проволоки. BSE-изображение металла показано на рис. 10, его состав в таблице 4. В осадке обнаружено небольшое количество включений электролита и чистого SiO 2 (последний до 3 мкм). Сферическая форма металлического образца указывает на его осаждение в жидком состоянии, а также на высокое межфазное натяжение между металлом и электролитом.Ключевые параметры и важные результаты двух испытаний обобщены в таблице 5.

Рис. 10

BSE-изображение отложения железа в испытании (B). Ускоряющее напряжение: 20 кВ

Таблица 4 Средние концентрации отложений, образовавшихся в Fe#15, определенные EDS Таблица 5 Эксперименты по электролизу оксидов железа и сводка результатов

Электролиз: Расчеты (5.4.1) | CIE Level Chemistry Revision Notes 2022

Расчеты по электролизу

  • Константа Фарадея может быть использована для расчета:
    • МСП вещества депозировано на электроду
    • Громкость из газа освободили на электроде
Расчет массы вещество, осевшее на электроде
  • Чтобы рассчитать массу вещества, осевшего на электроде, нужно уметь:
    • Написать полууравнение на электроде
    • Определить количество кулонов, необходимое для образования одного моля вещества на конкретном электроде с помощью постоянной Фарадея
    • Рассчитать заряд, переданный при электролизе
    • Используя простую пропорцию и относительную атомную массу вещества, найти его массу
Рабочий пример: Расчет массы вещества электрод

Ответ

Магний Ион (Mg 2+ ) представляет собой положительно заряженный катион, который будет двигаться к катоду.

      • Шаг 1: Написать полуконное уравнение на катоде

      мг 2+ (AQ) + 2E → Mg (s)

      1 моль 2 моль 1 моль

      • Этап 2:  Определить количество кулонов, необходимое для осаждения одного моля магния на катоде

      Для каждого одного моля электронов необходимое количество кулонов составляет Кейс, есть Два моль Электронов требуется

      Итак, количество необходимых кулонов:

      F = 2 x 96 500

      F = 193 000 C Mol -1

      • Шаг 3: Рассчитайте заряд, переданный во время электролиза

      Q = I xt

      Q = 2.20 x (60 x 15)

      = 1980 C  

      • Шаг 4: Рассчитайте массу осажденного магния простой пропорцией, используя относительную атомную массу Mg

      Расчет массы вещества электродный стол

      Следовательно, на катоде осаждается 0,25 г магния

      Расчет объема газа, выделившегося на электроде
      • Для расчета объема газа, выделившегося на электроде, необходимо уметь :
        • Напишите полууравнение на электроде
        • Определите число кулонов, необходимое для образования одного моля вещества на конкретном электроде, используя константу Фарадея
        • Рассчитайте заряд, переносимый при электролизе
        • Используйте простую пропорцию и соотношение 1 моль газа занимает 24.0 дм 3 при комнатной температуре
      Пример расчета: расчет объема газа, образующегося на электроде

      О, ) Ионы на аноде-

      • Шаг 1: Написать полуконное уравнение на аноде

      4 OH (AQ) → O 2 (G) + 2 h 2 o (l) + 4E o (l) + 4e

      4 моль 1 моль 2 моль 4 моль

      • Шаг 2: Определите количество кулонов, необходимых для формирования одного моля кислорода газа на аноде

      На каждый моль электронов нужно 96 500 Кл моль -1

      Итак, для fo ur moles Электронов, Количество кулонов:

      F = 4 x 96 500

      F = 386 000 C ML -1

        • Шаг 3: Рассчитать заряд, передаваемый во время электролиз

        Q = I xt

        Q = 0.75 x (60 x 35)

        = 1575 C

        • Шаг 4: Рассчитайте объем выделяющегося кислорода простой пропорцией, используя соотношение 1 моль газа занимает 24,0 дм 3 при комнатной температуре
        • 35 Расчет объем газа, выделяющегося на электродном столе

          Следовательно, на аноде образуется 0,0979 дм 3   кислорода

          Пример работы: Расчет объема газообразного водорода, образующегося на электроде

          9 9 газ образуется при восстановлении

          положительно заряженных ионов водорода (H + ) на катоде

          • Этап 1: Запишите полууравнение на катоде

          2H 2e → H 2 (G)

          2 мольс 2 мольс 1 моль

          • Шаг 2: 9 0006 Определите количество кулонов, необходимое для образования одного моля газообразного водорода на катоде

          Для каждого моля электронов необходимо количество кулонов:

          F = 1 x 96 500

          90 500

          F = 96 500 C

          90 500 C

          Итак, для Две молью Электронов, Количество кулонов необходимо:

          F = 2 x 96 500

          900 500

          F = 193 000 C

          = 193 000 C

          • Шаг 3: Шаг 3: Рассчитать заряд, передаваемый при электролизе

          Q = I XT

          Q = 3.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.