Faradays første lov. Induksjon emk i en leder

Det er en sammenheng mellom massen av stoffet som omdannes under elektrolyse og mengden elektrisitet som passerer gjennom elektrolytten, noe som gjenspeiles i Faradays to lover.

Faradays første lov. For en gitt elektrodeprosess er massen av stoffet som omdannes direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som passerer gjennom elektrolytten:

m = kQ,(2.10)

Hvor m- massen av det omdannede stoffet, g; Q- mengde elektrisitet (C), lik produktet nåværende ( Jeg, A) for en stund ( t, Med); k- elektrokjemisk ekvivalent av et stoff, som uttrykker antall gram av det konvertert av en coulomb elektrisitet.

Faradays II lov. Når like mengder elektrisitet føres gjennom løsninger av forskjellige elektrolytter, er massen til hvert stoff som gjennomgår transformasjon proporsjonal med dets kjemiske ekvivalent t 1:T 2:m 3 ... = m e1: m e2: m e3...(hvor m e er den ekvivalente massen til stoffet). Hvis massen til et av de omdannede stoffene, når den passerer en viss mengde elektrisitet, viser seg å være lik dens ekvivalente masse ( T 1 =m e1) , da vil likestillingene også gjelde for andre stoffer m 2 = m e2, m 3 = m e3 osv.

Dermed, for å transformere én ekvivalent masse av et hvilket som helst stoff, kreves det samme mengde elektrisitet, kalt Faradays konstant F(96494 C/mol). Faradays konstant er ladningen som bæres av ett mol elektroner eller ett mol enkeltladede ioner (dvs. 6,02 1023 elektroner eller enkeltladede ioner).

Faradays andre lov kan også skrives som følger: For å lade ut ett mol ioner på en elektrode, er det nødvendig å føre like mange Faradays med elektrisitet gjennom løsningen som antallet elementære ladninger et gitt ion har.

Basert på Faradays II lov kan vi skrive

k = m e/ F.(2.11)

Fra relasjoner (2.10) og (2.11) følger den kombinerte ligningen av Faradays lover:

m =(m e/ F)Q =(m e/ F)Den.(2.12)

Det er mye brukt til forskjellige beregninger innen elektrokjemi. Spesielt er Faradays lover grunnlaget for den mest nøyaktige måten å måle mengden elektrisitet som går gjennom en krets. Den består i å bestemme massen av stoffet som frigjøres under elektrolyse på elektroden. Til dette formål brukes instrumenter kalt kulometre. I laboratoriepraksis brukes et kobbercoulometer, der elektrolyse utføres. surgjort løsning CuSO 4 med kobberelektroder. Det er viktig at kun én elektrokjemisk reaksjon skjer ved elektroden i kulometeret og at det resulterende produktet kan kvantifiseres nøyaktig. For eksempel brukes hele mengden elektrisitet som passerer gjennom et kobbercoulometer på å overføre kobber fra anoden til katoden, hvor massen bestemmes av den gravimetriske metoden.

I forskningsformål De bruker et sølv- eller gass-coulometer, der de måler volumet av blandingen (2H 2 + O 2) oppnådd ved elektrolyse av en vandig løsning av KOH.

Bruken av kulometre gjør det mulig å bestemme andelen av nyttig brukt strøm (dvs. strømmen brukt for å oppnå et nyttig produkt), som er preget av strømutgangen. Strømutgangen er forholdet mellom stoffet som faktisk oppnås under elektrolyse og det teoretisk beregnede. Vanligvis er strømeffektiviteten η uttrykt i prosent. Deretter:

η = ( m praktisk / m teoretisk) 100%. (2.13)

Du kan nærme deg beregningen av η annerledes. Hvis vi bestemmer fra den faktisk frigjorte massen av stoffet på grunnlag av (2.12) mengden nyttig forbrukt elektrisitet Q’ så vil η bli uttrykt som forholdet mellom nyttig elektrisitet og dens totalt antall gått gjennom kretsen:

η = ( Q’/Q)100%. (2.14)

Faradays lover etablerte ideen om elektrisitets atomære natur. Disse ideene dannet grunnlaget for beregningen av den viktigste konstanten - Avogadros konstant. Forholdet mellom Faradays konstant F, Avo-gadro N og ladningen til elektronet e følger av forholdet:

F/e = N A (2,15)

Påføring av elektrolyse. Elektrolyse med en løselig anode brukes til å rense metaller ( elektroraffinering). Ved elektroraffinering av kobber plasseres plater laget av renset kobber i elektrolysatoren som en anode (katode - plater laget av elektrolytisk tidligere renset kobber). Følgende prosesser finner sted ved henholdsvis anoden og katoden:

Сu (forurenset) – 2 ē = Cu 2+ ,

Cu 2+ + 2 ē = Cu (ren).

Under elektroraffinering av kobber går ikke forurensninger fra mer edle metaller som Ag eller Au inn i løsningen og samles i bunnen av elektrolysatoren. Forurensninger fra mindre edle metaller som Pb, Fe, Zn, som kobber selv, går i løsning, men avsettes ikke på katoden og forurenser derfor ikke kobberet som er avsatt på den. I tillegg til kobber kan nikkel, kadmium, aluminium og andre metaller brukes som løselige anoder.

Elektrolyse med en løselig anode brukes i galvanisering for å belegge noen metaller med tynne lag av andre ( galvanisering). I dette tilfellet er produktene belagt med metall katoden under elektrolyse, og beleggmetallet brukes som anode. Teknologisk er dette veldig praktisk, siden konsentrasjonene av ioner (salter) i elektrolyseløsningen ikke endres. Dekorative, korrosjonsbestandige belegg som herder overflaten (krombelegg) påføres elektrokjemisk. Ved hjelp av belegg gjenopprettes dimensjonene til delene (reparasjon). For at belegget skal holdes godt fast, rengjøres metalloverflaten grundig før påføring av belegget (slipes, poleres) og avfettes (behandles med varm brusløsning, gnis med kritt blandet med alkali, etc.). For å fjerne oksider blir metalloverflaten etset med en 15...20% løsning av svovelsyre i 10...15 minutter. For å fjerne oksidfilmen fullstendig, rengjøres delen sylting, kobling før galvanisering til en kort tid til anoden. Best adhesjon av belegget til metalloverflaten observeres for finkrystallinske belegg. Den ønskede beleggstrukturen oppnås ved å endre sammensetningen av elektrolytten og elektrolysemodusen: ---------

Grunnleggende > Problemer og svar

Elektrolyse. Faradays lover

1 Finn den elektrokjemiske ekvivalenten til natrium. Molar masse av natrium m = 0,023 kg/mol, dens valens z=1. Faradays konstant

Løsning:

2 Sinkanodemasse m = 5 g plassert i et elektrolysebad som strøm føres gjennom Jeg =2 A. Etter hvilket tidspunkt t Er anoden helt brukt til å belegge metallprodukter? Elektrokjemisk ekvivalent av sink

Løsning:

3 Finn Faradays konstant hvis, når en ladning passerer gjennom et elektrolytisk bad q = 7348 C en masse gull ble frigjort ved katoden m = 5 g. Kjemisk ekvivalent av gull A = 0,066 kg/mol.

Løsning:
I henhold til Faradays kombinerte lov

herfra

4 Finn den elementære elektriske ladningen e hvis massen til stoffet, numerisk lik den kjemiske ekvivalenten, inneholder N o =N A /z atomer eller molekyler.

Løsning:
Ioner i en elektrolyttløsning bærer et antall elementære ladninger lik valens z. Når man frigjør en masse av et stoff numerisk lik dets kjemiske ekvivalent, passerer en ladning numerisk lik Faradays konstant gjennom løsningen, dvs.

Derfor den elementære ladningen

5 Molar masse av sølv m 1 =0,108 kg/mol, dens valens z 1 = 1 og elektrokjemisk ekvivalent. Finn den elektrokjemiske ekvivalenten til gull k2 hvis molarmassen til gull er m 2 = 0,197 kg/mol, dens valens z 2 = 3.

Løsning:
I henhold til Faradays andre lov har vi

derav den elektrokjemiske ekvivalenten til gull

6 Finn massene av stoffer som frigjøres over tid t =10h på katodene til tre elektrolysebad koblet i serie til nettverket likestrøm. Anodene i badene - kobber, nikkel og sølv - er henholdsvis nedsenket i CuS-løsninger O 4, NiSO 4 og AgN0 3 . Elektrolysestrømtetthet j =40 A/m2, katodeareal i hvert bad S = 500 cm Elektrokjemiske ekvivalenter av kobber, nikkel og sølv

Løsning:
Strøm i bad I=jS. I følge Faradays første lov ble massene av stoffer frigjort under elektrolyse

7 Når nikkelbelegg produkter over tid t = 2 timer ble et lag med nikkeltykkelse avsatt l =0,03 mm.
Finn strømtettheten under elektrolyse. Elektrokjemisk ekvivalent til nikkel, dens tetthet

Løsning:

8 Et amperemeter koblet i serie med elektrolysebadet viser strømmen Io = 1,5A. Hvilken korreksjon bør gjøres på amperemeteravlesningen hvis i løpet av tiden t =10 min ble en masse kobber avsatt på katoden m = 0,316 g? Elektrokjemisk ekvivalent av kobber.

Løsning:
I følge Faradays første lov m = kI t , hvor I er strømmen i kretsen; herfra I = m /k t =1,6 A, dvs. amperemeteravlesningen må korrigeres

9 For å sjekke riktigheten av voltmeteravlesningene, ble den koblet parallelt med en motstand med kjent motstand R = 30 Ohm. Et elektrolysebad hvor det utføres sølvelektrolyse er koblet i serie til felleskretsen. I løpet av t =5 minutter i dette badet ble det frigjort en masse sølv m = 55,6 mg. Voltmeteret viste spenning Vo = 6 V. Finn forskjellen mellom voltmeteravlesningen og den nøyaktige verdien av spenningsfallet over motstanden. Elektrokjemisk ekvivalent av sølv.

Løsning:
I følge Faradays første lov m = kl t , hvor I er strømmen i kretsen. Den nøyaktige verdien av spenningsfallet over motstanden er V=IR = mR/k t = 4,91 V. Differansen mellom voltmeteravlesningen og den nøyaktige spenningsfallet

10 For å forsølve skjeer gjennom en sølvsaltløsning over tid t =5 timer strøm passeres Jeg =1,8 A. Katoden er n =12 skjeer, hver med overflate S =50 cm2. Hvor tykt et lag sølv vil bli avsatt på skjeene? Molar masse av sølv m = 0,108 kg/mol, dens valens z= 1 og tetthet .

Løsning:
Lagtykkelse

11 To elektrolysebad er koblet i serie. Det første badet inneholder en løsning av jernklorid (FeCl 2 ), i den andre - en løsning av jernklorid (FeCl 3 ). Finn massene av frigjort jern på katodene og klor på anodene i hvert bad når en ladning passerer gjennom badet. Molare masser av jern og klor.

Løsning:
I det første badet er jern toverdig (z1 = 2), i det andre - treverdig (z2 = 3). Derfor, når de passerer gjennom løsninger med identiske ladninger, frigjøres forskjellige masser av jern ved katodene: i det første badet

i det andre badet

Siden valensen til kloratomer er z = 1, frigjøres en masse klor ved anoden til hvert bad

12 Under elektrolyse av en løsning av svovelsyre (CuS O 4 ) strømforbruk er N=37 W. Finn elektrolyttmotstanden hvis i løpet av tiden t = 50 min frigjøres en masse hydrogen m = 0,3 g. Molar masse hydrogen m = 0,001 kg/mol, dens valens z= 1 .

Løsning:

13 I den elektrolytiske metoden for å produsere nikkel, forbrukes W per enhet masse m = 10 kWh h/kg strøm. Elektrokjemisk ekvivalent til nikkel. Ved hvilken spenning utføres elektrolyse?

Løsning:

14 Finn massen av frigjort kobber hvis W = 5 kW brukes for å oppnå det ved elektrolytisk metode H h elektrisitet. Elektrolyse utføres ved spenning V =10 V, virkningsgrad installasjoner h =75 %. Elektrokjemisk ekvivalent av kobber.

Løsning:
Effektivitet installasjoner

hvor q er ladningen som føres gjennom badekaret. Masse av frigjort kobber m=kq; herfra

15 Hvilken ladning som passerer gjennom en løsning av svovelsyre (CuS O 4 ) for tid t =10s, hvis strømmen øker jevnt fra I i løpet av denne tiden 1 = 0 til I 2 = 4A? Hvilken masse kobber frigjøres ved katoden? Elektrokjemisk ekvivalent av kobber.

Løsning:
Gjennomsnittlig strøm

Ladningen som strømmer gjennom løsningen

Finner ladningen grafisk vist i fig. 369. På en graf over strøm versus tid er det skraverte området numerisk lik ladningen. Massen av kobber avsatt ved katoden er

16 Ved raffinering av kobber ved hjelp av elektrolyse påføres spenning V = 10 V på seriekoblede elektrolysebad med en total motstand på R = 0,5 Ohm Finn massen av rent kobber som frigjøres ved katodene i badet i løpet av tiden t = 10 timer. E.m.f. polarisering e = 6 V. Elektrokjemisk ekvivalent av kobber.

Løsning:

17 Ved elektrolyse av vann gjennom et elektrolysebad over tid t = 25 min strøm gikk I =20 A. Hva er temperaturen t frigjort oksygen, hvis det er i et volum V = 1 liter under et trykk p = 0,2 MPa? Molar masse av vann m = 0,018 kg/mol. Elektrokjemisk ekvivalent av oksygen.

Løsning:

hvor R = 8,31 J/(mol K) er gasskonstanten.

18 I den elektrolytiske metoden for å produsere aluminium forbrukes W per masseenhet 1 m = 50 kWh h/kg strøm. Elektrolyse utføres ved spenning V1 = 1 6,2 V. Hva blir strømforbruket W 2m per masseenhet ved spenning V2 = 8, 1 V?
Løsning:

Elektrolytter

Definisjon 1

Fenomenet frigjøring av kjemikalier ved elektrisk strøm komponenter leder når passerende strøm kalles elektrolyse.

Elektrolyse kan ikke forekomme i alle ledere. Ledere der elektrolyse ikke forekommer inkluderer metaller, kull og andre forbindelser (disse er ledere av den første typen). Ledere der elektrolyse er mulig kalles ledere av den andre typen eller elektrolytter. Elektrolytter inkluderer et stort nummer av vandige løsninger syrer, salter, noen flytende og faste forbindelser.

Fenomenet elektrolyse er ofte ledsaget av kjemiske reaksjoner (sekundærreaksjoner) som ikke er forbundet med strømgjennomgang. Under elektrolyse frigjøres alltid metaller og hydrogen ved den negative polen (katode), og resten er ved den positive polen (anode). kjemisk forbindelse. Komponentene i elektrolytten frigjøres kun på elektrodene. Fenomenet frigjøring av elektrolyttens bestanddeler på elektrodene under passasjen elektrisk strøm ble undersøkt av M. Faraday.

Faradays lover for elektrolyse bør ikke forveksles med loven elektromagnetisk induksjon Faraday ser på elektrisk krets og styrken i det. Denne loven snakker om avhengigheten av EMF på endringshastigheten for magnetisk fluks.

Fenomenet elektrolyse gjenspeiler det faktum at de oppløste molekylene i en elektrolytt eksisterer som to deler: et positivt ion og et negativt ion. Under påvirkning av ytre elektrisk felt disse ionene beveger seg: positive ioner mot katoden, negative ioner mot anoden. Når det negative ionet når anoden, gir det opp ladningen til elektroden, noe som fører til en endring i ladningen. Følgelig passerer et visst antall elektroner gjennom den eksterne kretsen. Ionet blir nøytralt og frigjøres ved anoden som et atom eller molekyl. Det positive ionet tar et visst antall elektroner fra katoden (så mye som det trenger for å nøytralisere), noe som forårsaker dets frigjøring ved katoden.

Merknad 1

Ioner med negativt ladningstegn frigjøres ved anoden; de ble kalt anioner av Faraday, og positivt ladede ioner ble kalt kationer.

Faradays lover

Faraday etablerte eksperimentelt to grunnleggende lover for elektrolyse. I samsvar med den første loven er massen av stoffet $(m)$, som frigjøres på en av elektrodene, direkte proporsjonal med ladningen $(q)$ som passerte gjennom elektrolytten:

$m=Kq\venstre(1\høyre),$

hvor $K$ er den elektrokjemiske ekvivalenten, som er forskjellig for forskjellige elektrolytter. $K$ lik masse elektrolytt, som frigjøres når en ladning $q=1Kl$ passerer gjennom. Den grunnleggende måleenheten for den elektrokjemiske koeffisienten er $\frac(kg)(C)$.

I tillegg la Faraday merke til at den elektrokjemiske ekvivalenten alltid er proporsjonal med stoffets molare masse ($\mu $) og omvendt proporsjonal med valensen $(Z)$. Forholdet $\frac(\mu )(Z)$ kalles den kjemiske ekvivalenten til stoffet.

I samsvar med Faradays andre lov: den elektrokjemiske ekvivalenten er direkte proporsjonal med den kjemiske ekvivalenten for det valgte stoffet:

$K=\frac(C\mu )(Z)=\frac(\mu )(FZ)\venstre(2\høyre),$, hvor:

• $C=\frac(1)(F)$ er en konstant verdi for alle stoffer,
• $F$ er Faradays konstant.

Faradays første og andre lover for elektrolyse uttrykkes ofte med samme formel, nemlig:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\venstre(3\høyre).$

Det ble empirisk funnet at i SI er $F=9.65(\cdot 10)^4\frac(C)(mol)$ en grunnleggende fysisk konstant som gjenspeiler forholdet mellom elektrokjemisk og fysiske egenskaper stoffer. Dessuten er det kjent at:

$F=q_eN_A\left(4\right),$ hvor:

• $q_e$ - elektronladning,
• $N_A$ er Avogadros konstant.

Faradays lover kan forklares i form av ionisk ledningsevne. La oss anta at antallet ioner som frigjøres på en av elektrodene under elektrolyse er $\nu $, ladningen til en av ionene er $q_1$. Følgelig er den totale ladningen som passerte gjennom elektrolytten, som ble påvirket av et eksternt elektrisk felt, lik:

$q=q_1\nu \venstre(5\høyre).$

La massen til ett ion være lik $m_1$, så er massen av stoffet som frigjøres på elektroden lik:

$m=m_1\nu \venstre(6\høyre).$

Ved å uttrykke $\nu $ fra (5), får vi:

$\nu =\frac(q)(q_1)\venstre(7\høyre).$

Ved å erstatte (7) med (6), har vi:

$m=\frac(m_1)(q_1)q\venstre(8\høyre).$

Uttrykk (8) er ikke noe mer enn Faradays første lov, hvor:

$K=\frac(m_1)(q_1)=\frac(m_1N_A)(q_1N_A)=\frac(\mu )(q_1N_A)\venstre(9\høyre).$

La oss sammenligne uttrykk (2) og (9), vi får det:

$q_1=\frac(ZF)(N_A)\venstre(10\høyre).$

I uttrykk (10) fant vi at ladningen til ionet i elektrolytten er proporsjonal med valensen til stoffet $(Z)$. Dette resultatet viser at størrelsen på de elektriske ladningene til ionene er multipler av hverandre. Ioner av monovalente stoffer har en minimumsladning lik ladningen til et elektron.

Eksempel 1

Trening: Finn hastigheten $v,$ som laget av et stoff som er en leder av den andre typen øker med flat overflate elektrode i ferd med elektrolyse med passering av en strøm hvis tetthet er lik $j$. Anta at elektrolytten har en valens lik $Z$, tetthet $\rho,\molar\masse\\mu .$

Løsning:

Som grunnlag for å løse problemet bruker vi den kombinerte Faraday-loven:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\venstre(1.1\høyre),$

der $q=It$, $I$ er styrken til strømmen som flyter gjennom elektrolytten, $t$ er tiden strømmen gikk. Hvis vi antar at avsetningen av nikkel skjer jevnt over overflaten av metallet, skriver vi massen til det frigjorte stoffet som:

$m=\rho Sh\ \venstre(1.2\høyre),$

der $\rho$ er tettheten til nikkel, $S$ er overflatearealet til metallet, $h$ er tykkelsen på nikkellaget. Vi uttrykker strømstyrken gjennom dens tetthet:

$I=jS\venstre(1.3\høyre).$

La oss erstatte strømstyrken fra (1.3) og massen fra (1.2) med uttrykk (1.1), vi får:

$\rho Sh=\frac(\mu)(Z)\frac(jSt)(F)\til \rho h=\frac(\mu)(Z)\frac(jt)(F)\venstre(1.4\ høyre).$

Hvis strømtettheten er konstant, er hastigheten ($v=\frac(h)(t)$) for å øke nikkellaget også konstant. Ved å dele begge sider av uttrykket (1.4) med tid, har vi:

$\rho \frac(h)(t)=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(F)\til v=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(\rho F).$

Svar: $v=\frac(\mu )(Z)\frac(j)(\rho F).$

Eksempel 2

Trening: En kraftstrøm $I$ strømmet gjennom elektrolyttløsningen i en tid $t$. Hvilken mengde stoff $(\nu)$ vil frigjøres ved katoden, hva er antall atomer $(N)$ av stoffet i dette tilfellet, hvis metallet har valens $Z$.

Løsning:

La oss ta den kombinerte Faraday-loven som grunnlag for å løse problemet:

$m=\frac(\mu )(Z)\frac(q)(F)\venstre(2.1\høyre),$

der $q=It$, $I$ er styrken til strømmen som flyter gjennom elektrolytten, $t$ er tiden strømmen gikk. Samtidig vet vi at:

$\nu =\frac(m)(\mu)\venstre(2.2\høyre).$

La oss dele høyre og venstre side av uttrykket (2.1) med den molare massen ($\mu $) til elektrolyttstoffet, vi får:

$\nu =\frac(1)(Z)\frac(q)(F)=\frac(It)(ZF)\left(2.3\right),$

hvor $q=It.$ Antall atomer i bunnfallet er funnet ved å bruke formelen:

$N=\nu \cdot N_A=\frac(It)(ZF)N_A.$

Svar: $\nu =\frac(It)(ZF),\ N=\frac(It)(ZF)N_A.$

Elektrisk strøm som går gjennom elektrolyttløsninger fremmer nedbrytning av stoffer og gjør det mulig å oppnå kjemisk rene materialer. Denne prosessen kalles elektrolyse, som er mye brukt i industriell produksjon. De fysiske transformasjonene av ledere i en væske er forklart av Faradays lov for elektrolyse, på grunnlag av hvilken anoden fungerer som en positiv elektrode, og katoden fungerer som en negativ elektrode.

Ved hjelp av dette fenomenet utføres ikke bare rensing av metaller fra urenheter, men også påføring av tynne belegg som beskytter og dekorerer metalloverflater.

Essensen av elektrolyseprosessen

Elektrolyse refererer til prosessene med redoksreaksjoner som skjer under tvungen påvirkning av elektrisk strøm. For å utføre dette brukes en spesiell beholder med en elektrolytisk løsning, i hvilken metallstifter koblet til en ekstern strømkilde er nedsenket.

Elektrode koblet til pol negativ verdi strømkilde regnes som katoden. Det er på dette tidspunktet at elektrolyttpartiklene reduseres. Den andre elektroden er koblet til den positive polen og kalles anoden. I dette området oksideres elektrodestoffet eller elektrolyttpartiklene. Kjemiske reaksjoner i dette området skjer forskjellig, avhengig av anodematerialet og sammensetningen av den elektrolytiske løsningen. Derfor, som kjemien sier, kan elektroder i forhold til elektrolytten være inerte eller løselige.

Den inerte kategorien inkluderer anoder laget av et materiale som ikke oksiderer under elektrolyse. Eksempler inkluderer grafitt- eller platinaelektroder. Nesten alle andre typer metallanoder som er utsatt for oksidasjon under elektrolytisk reaksjon.

Elektrolytter brukes oftest forskjellige typer løsninger eller smelter, inne i hvilke det er en kaotisk bevegelse av ladede partikler - ioner. Når de utsettes for elektrisk strøm, begynner de å bevege seg i en bestemt retning: kationer - mot katoden, anioner - mot anoden. Når de kommer på elektrodene, mister de ladningene og legger seg på dem.

Dermed skjer akkumulering av såkalte totalprodukter bestående av elektrisk nøytrale stoffer på katoden og anoden. Hele elektrolyseprosessen utføres under spenning påført elektrodene. Denne spenningen U elektrisk er typisk eksempel nødvendig for å sikre normal forløp av elektrolytiske reaksjoner. Rent teoretisk har denne spenningen formen av formelen: U el-za = E a - E k, der E a og E k er potensialer kjemiske reaksjoner, som forekommer ved anoden og katoden.

Det er en klar sammenheng mellom mengden elektrisitet som strømmer gjennom løsningen og mengden stoff som frigjøres under den elektrolytiske reaksjonen. Dette fenomenet er beskrevet engelsk fysiker Faraday og formalisert i form av to lover.

Faradays første lov

Denne loven ble utledet av forskere eksperimentelt. Den bestemmer det proporsjonale forholdet mellom massen av stoffet dannet på elektroden og ladningen som passerer gjennom den elektrolytiske løsningen.

Denne andelen gjenspeiles tydelig av formelen m=k x Q=k x I x t, hvor k er proporsjonalitetskoeffisienten eller elektrokjemisk ekvivalent, Q er ladningen som går gjennom elektrolytten, t er ladningens transittid, m er massen til stoffet dannet på elektroden som følge av reaksjoner.

Faradays første lov brukes til å bestemme mengden primærprodukter som dannes under elektrolyse på elektrodene. Massen til dette stoffet er den totale massen av alle ioner som treffer elektroden. Dette bekreftes av formelen m=m0 x N = m0 x Qq0 = m0q0 x I x t, der m0 og q0 er henholdsvis massen og ladningen til et enkelt ion. N=Qq0 - bestemmer antall ioner som treffer elektroden under passasjen av ladning Q gjennom elektrolyttløsningen.

Følgelig er verdien av den elektrokjemiske ekvivalenten k forholdet mellom massen av ionet m0 til stoffet som brukes og ladningen q0 til dette ionet. Det er kjent at ladningsverdien til et ion er produktet av valensen n til dette stoffet og elementær ladning e, det vil si q0 = n x e. Ut fra dette vil den elektrokjemiske ekvivalenten til k se slik ut: k = m0q0 = m0 x NAn x e x NA = 1F x μn. I denne formelen er NA Avogadros konstant, μ - molar masse av dette stoffet. F = e x NA er Faradays konstant og er 96485 C/mol.

Den numeriske verdien av denne verdien er lik ladningen som må føres gjennom elektrolyttløsningen for at 1 mol av et stoff med samme valens skal frigjøres ved elektroden. Faraday-loven som vurderes for elektrolyse vil ha form av en annen formel: m = 1F x μn x I x t.

Faradays andre lov

Faradays neste lov beskriver hvordan den elektrokjemiske ekvivalenten vil avhenge av atommasse stoffet og dets valens. Denne koeffisienten vil ha en rett linje proporsjonal avhengighet med atomvekt og omvendt proporsjonal med stoffets valens. Med introduksjonen av denne verdien, er Faradays andre lov formulert som andelen av de elektrokjemiske ekvivalentene til et stoff og de iboende kjemiske ekvivalentene til disse stoffene.

Hvis verdiene til elektrokjemiske ekvivalenter tas som k1, k2, k3…kn, og kjemiske ekvivalenter tas som x1, x2, x3…xn, så er k1/x1 = k2/x2 = k3/x3…kn/xn. Dette forholdet er konstant verdi, det samme for alle stoffer som brukes: c = k/x og er 0,01036 mEq/k. Dette er nøyaktig mengden stoff i milligramekvivalenter som frigjøres på elektrodene i løpet av passasjeperioden i elektrolytten elektrisk ladning, lik en coulomb.

Derfor kan Faradays andre lov representeres som en formel: k = cx. Hvis dette uttrykket brukes sammen med Faradays første lov, vil resultatet bli neste uttrykk: m = kq = cxq = cxlt. Her representerer kategori c en universell konstant, i mengden 0,00001036 g-eq/k. En slik formulering gjør det mulig å forstå at de samme strømmene, passert gjennom samme tidsperiode i to forskjellige elektrolytter, vil frigjøre stoffer fra dem i samsvar med den betraktede kjemiske ekvivalenten.

Siden x = A/n vil massen til det frigjorte stoffet se ut som m = cA/nlt, i direkte proporsjon til atomvekt og omvendt proporsjon til valens.

Elektrisitet har evnen til å generere et magnetfelt. I 1831 introduserte M. Faraday konseptet elektromagnetisk induksjon. Han var i stand til å skaffe elektrisitet i et lukket system av ledere, som dukket opp når den magnetiske fluksen endret seg. Formelen til Faradays lov ga drivkraft til utviklingen av elektrodynamikk.

Utviklingshistorie

Etter beviset på loven om elektromagnetisk induksjon av den engelske vitenskapsmannen M. Faraday, arbeidet russiske vitenskapsmenn E. Lenz og B. Jacobi med oppdagelsen. Takket være deres arbeid, danner det utviklede prinsippet i dag grunnlaget for funksjonen til mange enheter og mekanismer.

Hovedenhetene der Faradays lov om elektromagnetisk induksjon brukes er en motor, en transformator og mange andre enheter.

Induksjon er det elektromagnetiske navnet som er gitt til induksjon av elektrisk strøm i et lukket ledende system. Dette fenomenet blir mulig når man fysisk beveger seg gjennom ledningssystemet magnetfelt. Mekanisk handling innebærer utseende av elektrisitet. Det kalles vanligvis induksjon. Før oppdagelsen av Faradays lov visste ikke menneskeheten om andre metoder for å lage elektrisitet enn galvanisering.

Hvis et magnetfelt føres gjennom en leder, vil det skape indusert emf. Hun kalles også elektromotorisk kraft. Ved hjelp av denne oppdagelsen er det mulig å kvantifisere indikatoren.

Eksperimentelt bevis

Under forskningen sin fant den engelske forskeren at indusert strøm oppnås på en av to måter. I det første eksperimentet vises det når rammen beveger seg i et magnetfelt skapt av en stasjonær spole. Den andre metoden innebærer en fast posisjon av rammen. I dette eksperimentet endres bare feltet til spolen når den beveger seg eller strømmen i den endres.

Faradays eksperimenter førte forskeren til konklusjonen at når de genererer indusert strøm provosert av en økning eller reduksjon i magnetisk fluks i systemet. Faradays eksperimenter gjorde det også mulig å hevde at verdien av elektrisitet oppnådd eksperimentelt ikke avhenger av metoden som strømmen av magnetisk induksjon ble endret med. Indikatoren påvirkes bare av hastigheten på en slik endring.

Kvantitativt uttrykk

Installere kvantitativ verdi Fenomenet elektromagnetisk induksjon er tillatt av Faradays lov. Den sier at EMF bestemt i systemet endrer sin verdi proporsjonalt med strømningshastigheten i lederen. Formelen vil se slik ut:

Et negativt tegn indikerer at EMF forhindrer endringer i å skje i kretsen. For å løse noen problemer brukes ikke et negativt tegn i formelen. I dette tilfellet skrives resultatet som en modul.

Systemet kan omfatte flere svinger. Deres nummer er angitt latinsk bokstav N. Alle konturelementer er gjennomboret av en enkelt magnetisk fluks. Den induserte emf vil bli beregnet som følger:

Et tydelig eksempel på dannelsen av elektrisitet i en leder er en spole som en permanent magnet beveger seg gjennom.

Verk av E. Lenz

Retningen til induksjonsstrømmen gjør det mulig å bestemme Lenz sin regel. Den korte formuleringen høres ganske enkel ut. Strømmen som vises når feltparametrene til lederkretsen endres, på grunn av dets magnetiske felt, forhindrer en slik endring.

Hvis en magnet gradvis introduseres i spolen, øker nivået av magnetisk fluks i den. I følge Lenz sin regel vil magnetfeltet være i motsatt retning av økningen i magnetens felt. For å forstå denne retningsvirkningen er det nødvendig å se på magneten fra Nord siden. Herfra skal gimlet skrus mot Nordpolen. Strømmen vil bevege seg i retning med klokken.

Hvis en magnet fjernes fra systemet, vil den magnetiske fluksen i den avta. For å fastslå strømmens retning skrus en gimlet ut. Rotasjonen vil være rettet mot motsatt side flytte skiven med klokken.

Lenz sine formuleringer blir veldig viktig for et system med lukket sløyfe og uten motstand. Det kalles vanligvis den ideelle konturen. I følge Lenz sin regel er det umulig å øke eller redusere den magnetiske fluksen i den.

Konseptet med selvinduksjon

Induksjonsgenerering i ideelt system, som oppstår når elektrisiteten minker eller øker i en leder, kalles selvinduksjon.

Faradays lov for selvinduksjon uttrykkes ved likhet når ingen andre endringer skjer når elektrisitet endres:

hvor e er emf, L er induktansen til den lukkede spolen, ΔI/Δt er hastigheten som endringer i strøm oppstår med.

Induktans

Forholdet som viser proporsjonaliteten mellom kategorier som strømstyrke i et ledende system og magnetisk fluks kalles induktans. Indikatoren påvirkes av de fysiske dimensjonene til spolen og magnetiske egenskaper miljø. Forholdet er beskrevet med formelen:

Elektrisitet som beveger seg i kretsen provoserer utseendet til et magnetfelt. Den trenger gjennom sin egen leder og får sin egen strømning til å vises gjennom kretsen. Dessuten egen strøm proporsjonal med elektrisiteten som genererer den:

Induktansverdien er også dannet fra Faradays lov.

Eiendomssystem

Lorentz-kraften forklarer forekomsten av EMF når systemet beveger seg i et felt med konstant verdi. Induksjon EMF har også evnen til å oppstå når et stasjonært ledende system er i et vekslende magnetfelt. Lorentz-kraften i dette eksemplet er ikke i stand til å forklare utseendet til den induserte emf.

For ledende systemer av fast type foreslo Maxwell å bruke spesiell ligning. Det forklarer forekomsten av EMF i slike systemer. Hovedprinsippet i Faraday-Maxwell-loven er det faktum at et vekselfelt skaper et elektrisk felt i rommet rundt det. Det fungerer som en faktor som provoserer utseendet til induksjonsstrøm i et fast system. Bevegelsen til vektoren (E) langs stasjonære konturer (L) er EMF:

Når det er strøm variabel verdi Faradays lover er oversatt til Maxwells ligninger. Dessuten kan de presenteres som differensiell form, og i form av integraler.

Jobber innen elektrolyse

Ved bruk av Faradays lover beskrives mønstrene som eksisterer under elektrolyse. Denne prosessen involverer transformasjon av stoffer med forskjellige egenskaper. Dette skjer når elektrisitet beveger seg gjennom elektrolytten.

Disse mønstrene ble bevist av M. Faraday i 1834. Det første utsagnet sier at massen av stoffet som dannes på elektroden endres i henhold til ladningen som beveges gjennom elektrolytten.

Den andre uttalelsen sier at ekvivalentene til komponenter med ulike egenskaper er proporsjonale med de kjemiske ekvivalentene til disse komponentene.

Begge presenterte uttalelser er kombinert i den kombinerte Faraday-loven. Det følger av det at Faraday-tallet vil være lik elektrisiteten som er i stand til å frigjøre 1 mol av et stoff på elektrolytten. Den beregnes per valensenhet. Det var ved å bruke den kombinerte formelen at ladningen til et elektron ble beregnet tilbake i 1874.

Elektrolyselovene etablert av Faraday ble testet på annen betydning strøm, temperatur, trykk, samt med samtidig frigjøring av to eller flere stoffer. Elektrolyse ble også utført i forskjellige smelter og løsemidler. Elektrolyttkonsentrasjonen var også forskjellig mellom forsøkene. Samtidig ble det noen ganger observert små avvik fra Faradays lov. De blir forklart elektronisk ledningsevne elektrolytter, som bestemmes sammen med ionisk ledningsevne.

Oppdagelsene gjort av den engelske fysikeren M. Faraday gjorde det mulig å beskrive mange fenomener. Dens lover er grunnlaget for moderne elektrodynamikk. Ulike moderne utstyr opererer på dette prinsippet.