Законы электролиза химия. Законы Фарадея в химии и физике — краткое объяснение простыми словами

Эти законы определяют соотношение между массой продукта, образующегося на электроде, и количеством электричества (электрическим зарядом), пропущенным через электролит.

Первый закон Фарадея гласит, что масса вещества, образующегося на электроде, пропорциональна количеству пропущенного электричества. Количественной мерой электрического заряда является единица фарадей. Фарадей - это заряд, который несет на себе один моль электронов или один моль однозарядных ионов.

Напомним, что число - это число Авогадро (см. разд. 4.2).

Разряд ионов серебра на катоде в процессе электролиза раствора нитрата серебра описывается уравнением полуреакции

Следовательно, электрический заряд в 1 фарадей (один моль электронов) разряжает 1 моль ионов серебра, в результате чего образуется 1 моль атомов серебра. Это означает, что пропускание заряда в 2 фарадея приведет к образованию 2 молей атомов серебра, пропускание 3 фарадеев заряда приведет к образованию 3 молей атомов серебра и т.д.

Второй закон Фарадея гласит, что для разряда одного моля какого-либо иона на электроде необходимо пропустить через электролит такое число фарадеев заряда, которое равно числу элементарных зарядов на этом ионе.

Моль 2 моля 1 моль Таким образом, для разряда одного моля ионов на катоде через него необходимо пропустить 2 фарадея заряда (2 моля электронов).

Моль 3 моля I моль

Для разряда одного моля ионов алюминия на катоде через него необходимо пропустить 3 фарадея заряда (3 моля электронов).

Моля 1 моль 2 моля

Для получения одного моля молекул брома в результате разряда двух молей ионов брома на аноде через него необходимо пропустить 2 фарадея заряда. Следовательно, для разряда одного моля ионов брома необходим один фарадей заряда.

Вычислим массу свинца, выделившегося на катоде в результате пропускания тока силой 2 А через расплавленный бромид в течение 30 мин

Выделение свинца на катоде происходит в результате следующей полуреакции:

Итак, 2 фарадея заряда (т. е. 2-96 500 Кл) позволяют получить 1 моль атомов РЬ (т. е. 207 г атомов РЬ). Отсюда

Учтем теперь, что ток силой 2 А, протекая в течение 30 мин, переносит заряд, равный 2-30-60 Кл. Следовательно,

Майкл Фарадей (1791-1867)

Английский химик и физик Майкл Фарадей был выдающимся экспериментатором и прославился как один из первых исследователей природы электричества и магнетизма.

Фарадей не смог получить в детстве систематического образования. В возрасте 14 лет он стал помощником переплетчика. Но вскоре он заинтересовался наукой и, прослушав лекцию знаменитого химика Гемфри Дэви, написал ему и отправил свои записи лекции. Дэви принял его ассистентом в свою лабораторию в Королевском институте в Лондоне. Фарадею было в то время 21 год.

Майкл Фарадей читает рождественскую лекцию в Королевском институте (Лондон, 1955 г.) в присутствии членов королевской семьи: лицом к нему в первом ряду - муж королевы, слева от него - принц Уэльский (впоследствии Эдуард VII), справа от него - герцог Эдинбургский.

В последующие годы Фарадей открыл два новых хлорида углерода. Ему удалось также перевести в жидкое состояние хлор и другие газы. В 1825 г. он сумел выделить бензол и в том же году был назначен заведующим лабораторией. В течение нескольких лет он занимался экспериментальным изучением электролиза и в конце концов сформулировал в 1834 г. свои знаменитые законы электролиза. К этому времени он уже открыл явление электромагнитной индукции.

Фарадей стал президентом Королевского общества и написал несколько книг, в том числе «Экспериментальные исследования по химии и физике» (1858). В 1855 г. из-за ухудшения памяти он вынужден был прекратить исследовательскую работу. В 1867 г. Фарадей умер.

Между массой превращенного при электролизе ве­щества и количеством прошедшего через электролит элек­тричества существует связь, которая находит отражение в двух законах Фарадея.

I закон Фарадея . Для любого данного электрод­ного процесса масса превращенного вещества прямо про­порциональна количеству электричества, прошедшего че­рез электролит:

m = kQ, (2.10)

где m - масса превращенного вещества, г; Q - количест­во электричества (Кл), равное произведению силы тока (I , А) на время (t , с); k - электрохимический эквивалент ве­щества, выражающий число граммов его, превращенное одним кулоном электричества.

II закон Фарадея . При пропускании равного количества электричества через растворы разных элек­тролитов масса каждого из веществ, претерпеваю­щих превращение, пропорциональна его химическому эквиваленту т 1: т 2: m 3 ... = m э1: m э2: m э3 …(где m э -эквивалентная масса вещества). Если масса одного из пре­вращенных веществ при прохождении определенного количества электричества оказалась равной его эквивалентной массе (т 1 =m э1), то и для других веществ окажутся справедливыми равенства m 2 = m э2 , m 3 = m э3 и т. д.

Таким образом, для превращения одной экви­валентной массы любого вещества требуется одно и то же коли­чество электричества, называемое постоянной Фарадея F (96494 Кл/моль). Постоянная Фарадея – это заряд, который несет на себе один моль электронов или один моль однозарядных ионов (т.е. 6,02·1023 электронов или однозарядных ионов).

Второй закон Фарадея можно также записать в следующей редакции: для разряда одного моль ионов на электроде через раствор необходимо пропустить столько фарадеев электричества, сколько элементарных зарядов имеет данный ион.

На основании II закона Фарадея мож­но написать

k = m э /F. (2.11)

Из соотношений (2.10) и (2.11) вытекает объе­диненное уравнение законов Фарадея:

m = (m э /F )Q = ( m э /F )It. (2.12)

Им широко пользуются для различных расчетов в электрохимии. В частности, на законах Фарадея осно­ван самый точный способ измерения количества электри­чества, прошедшего через цепь. Он заключается в опре­делении массы вещества, выделившегося при электролизе на электроде. Для этого служат приборы, называемые кулонометрами. В лабораторной практике используется медный кулонометр, в котором электролизу подвергается подкисленный раствор CuSO 4 с медными электродами. Важно, чтобы в кулонометре на электроде происходила только одна электрохимическая реакция, и полученный продукт был доступен точному количественному опреде­лению. Например, все количество электричества, прохо­дящее через медный кулонометр, расходуется на пере­нос меди с анода на катод, где масса ее определяется гравиметрическим методом.

В исследовательских целях пользуются серебряным кулонометром или газовым, в котором измеряют объем смеси (2Н 2 + О 2), полученной электролизом водного рас­твора КОН.

Использование кулонометров дает возможность определить долю полезно затраченного тока (т.е. тока, израсходованного на получение полезного продукта), которая характеризуется выходом по току. Выход по току - это отношение фактически полученного при электролизе вещества к теоретически рассчитанному. Обычно выход по току ηвыражается в процентах. Тогда:

η = (m практ /m теорет)100%. (2.13)

Можно иначе подойти к расчету η. Если по фактиче­ски выделенной массе вещества определить на основе (2.12) количество полезно затраченного электричест­ва Q ’ то η выразится как отношение полезного электри­чества к его общему количеству, прошедшему через цепь:

η = (Q ’/Q )100%. (2.14)

Законы Фарадея утвердили представление об атоми­стической природе электричества. Эти представления легли в основу расчета важнейшей константы - постоян­ной Авогадро. Связь между постоянной Фарадея F, Аво-гадро N а и зарядом электрона е следует из соотношения:

F/e = N A (2.15)

Применение электролиза. Электролиз с растворимым анодом применяется для очистки металлов (электрорафинирование ). При электрорафинировании меди в электролизер помещают в качестве анода пластины из очищаемой меди (катод - пластины из электролитически ранее очищенной меди). На аноде и катоде проходят процессы соот­ветственно:

Сu (загрязненная) – 2ē = Сu 2+ ,

Сu 2+ + 2ē = Сu (чистая).

При электрорафинировании меди загрязнения из более благо­родных металлов типа Ag или Аu в раствор не переходят и соби­раются на дне электролизера. Загрязнения из менее благородных металлов типа Pb, Fe, Zn, как и сама медь, переходят в раствор, но на катоде не осаждаются и поэтому не загрязняют осажда­ющуюся на нем медь. В качестве растворимых анодов могут быть кроме меди никель, кадмий, алюминий и другие металлы.

Электролиз с растворимым анодом используется в гальвано­технике для покрытий одних металлов тонкими слоями других (гальваностегия ). При этом покрываемые металлом изделия являются при элек­тролизе катодом, а в качестве анода используется металл покры­тия. Технологически это очень удобно, так как концентрации ионов (солей) в электролизном растворе не изменяются. Электрохимически наносят покрытия декоративные, коррозионностойкие, упрочняющие поверхность (хромирование). При помощи покрытий восстанавливают размеры деталей (ремонт). Чтобы покрытие прочно удерживалось, поверхность металла перед нанесением покрытия тщательно очищают (шлифуют, полируют) и обезжиривают (обрабатывают горячим раствором соды, протирают мелом в смеси со щелочью и т.д.). Для удаления оксидов поверхность металла протравливают 15…20% раствором серной кислоты 10…15 мин. Для окончательного удаления пленки оксида деталь очищают декапированием , подключая перед гальванизацией на короткое время к аноду. Наилучшее сцепление покрытия с поверхностью металла наблюдается для мелкокристаллических покрытий. Нужной структуры покрытия добиваются, изменяя состав электролита и режим электролиза:---------

Когда ионы электролита доходят до электродов, соединенных с полюсами источника постоянного тока, то положительные ионы получают недостающие электроны от отрицательного электрода и в процессе реакции восстановления превращаются в нейтральные атомы (молекулы); отрицательные ионы отдают электроны положительному электроду и в процессе реакции окисления превращаются в нейтральные атомы. Явление выделения вещества на электродах в процессе окислительно-восстановительной реакции при прохождении тока через электролит называется электролизом. Впервые электролиз наблюдал в 1803 г. в Петербурге - В. П. Петров. В 1833-1834 гг. английский физик М. Фарадей открыл законы электролиза, которые устанавливают, от чего и как зависит масса выделившегося при электролизе вещества.

Пропуская в течение одинаковых промежутков времени ток одной и той же силы через разные электролиты, Фарадей установил, что при этом на электродах выделяются различные количества вещества. Так, ток в 1 а за 1 сек из раствора азотнокислого серебра выделяет 1,118 мг серебра, из раствора медного купороса - 0,328 мг меди. Значит, масса выделяемого вещества при электролизе зависит от вещества. Скалярная величина, измеряемая массой вещества, выделившегося при электролизе током в 1 а за 1 сек , называется электрохимическим эквивалентом (обозначается k ). Электрохимический эквивалент имеет наименование кг / а*сек, или кг / к.

Если пропустить в течение времени t через раствор медного купороса небольшой ток, то катод слабо покрывается медью, а если ток большей силы - то за то же время на катоде выделится большее количество меди. Оставим силу тока той же, но увеличим теперь время. Замечаем, что меди выделяется еще больше. Пропуская через разные электролиты различные токи и тщательно измеряя массу вещества, выделяющегося на электродах из каждого электролита, Фарадей открыл первый закон электролиза: масса вещества, выделившегося при электролизе на электродах, прямо пропорциональна произведению силы тока и времени его прохождения через электролит.

Ток в 1 а за 1 сек при электролизе выделяет на электроде к кг вещества, а ток силой I а за время t сек - в It раз больше:

m = klt, или m = kq .

Это формулы первого закона Фарадея для электролиза.

Каждый ион несет с собой и определенную массу вещества и величину заряда, поэтому чем больше ионов подходит к электроду, т. е. чем сильнее ток в электролите, тем больше на электроде выделяется вещества.

Фарадей, пропуская один и тот же ток последовательно через несколько различных электролитов, заметил, что масса выделившегося на электродах вещества неодинакова, хотя сила тока и время его прохождения через различные электролиты были одними и теми же (рис. 109). Точно взвесив выделившиеся вещества, Фарадей заметил, что вес их не случаен, а зависит от химической природы вещества. На каждый грамм выделенного водорода всегда получалось 107,9 г серебра; 31,8 г меди; 29,35 г никеля. После введения химического эквивалента - отношения атомной массы (веса) к валентности - оказалось, что эти числа являются химическими эквивалентами данных веществ. Так как атомная масса А и валентность n - числа отвлеченные, то и отношение число отвлеченное.

Разделив электрохимические эквиваленты веществ на их химические эквиваленты, (k / M) , получим:

т. е. одно и то же число 1036*10 -11 кг / а*сек или 1036*10 -11 кг / к. Обозначив это постоянное число буквой С, запишем: C = 1036*10 -11 кг / а*сек . Следовательно, Отсюда электрохимический эквивалент

k = СМ.

Это формула второго закона Фарадея для электролиза, который читается так: электрохимические эквиваленты веществ прямо пропорциональны их химическим эквивалентам.

Заменив электрохимический эквивалент в формуле первого закона Фарадея, получим формулу обобщенного закона Фарадея для электролиза:

Массы выделившихся при электролизе веществ прямо пропорциональны их атомным весам и заряду, прошедшему через электролит, и обратно пропорциональны валентности вещества.

Законы Фарадея являются следствием ионной проводимости тока в электролите. Поясним это на таких примерах. Допустим, что производился электролиз одновалентных веществ, например растворов NaCl и AgNO 3 . Величины зарядов ионов Na и Ag одинаковы. Когда ионы переносят равные по величине заряды, как в том, так и в другом растворе к соответствующим электродам подойдет одинаковое количество ионов. Но при равном числе подошедших ионов массы отложившихся веществ Na и Ag будут не одинаковы, так как различны массы самих атомов Na и Ag. У натрия атомная масса 22,997; у серебра - 107,88; поэтому серебра выделится почти в пять раз больше. Значит, количество вещества, выделившегося при электролизе, прямо пропорционально его атомной массе, что и утверждается законом Фарадея.

В случае, когда в электролизе участвуют ионы разной валентности, например Аl, имеющий валентность, равную 3, и Na с валентностью, равной 1, количество ионов Аl и Na, переносящих один и тот же заряд, будет различно. Чем больше валентность иона, т. е. чем больше его заряд, тем меньшее количество ионов потребуется для переноса данного заряда (например, ионов Аl надо в три раза меньше, чем ионов Na). Такой зависимостью между валентностью и зарядом иона и объясняется то, что масса выделившегося при электролизе вещества обратно пропорциональна его валентности.

Благодаря простоте, дешевизне и большой чистоте полученных продуктов электролиз получил широкое применение в промышленности для добывания алюминия из бокситовых руд, очистки металлов (например, меди, цинка, золота, серебра) от примесей, покрытия металлических предметов слоем другого металла с целью предохранения их от ржавчины, придания твердости их поверхности (никелирование, хромирование), для изготовления украшений (серебрение, золочение), получения металлических копий с рельефных предметов (например, при изготовлении патефонных пластинок, матриц, клише).

Задача 30. Свинец высокой чистоты, применяемый в атомной энергетике, получают электрорафинированием. Вычислить массу свинца, выделенную за 1 ч током плотностью 0,02 а / см 2 и напряжением 0,5 в. Выход по току 95%. Каков расход электроэнергии на выделение 1 кг свинца? Площадь общего сечения катодов, на которых отлагается свинец, 10 м 2 .

При к п. д. электролитической ванны 100% за счет всей израсходованной электроэнергии A = UIt выделилось бы свинца m = klt , поэтому на выделение 1 кг свинца израсходовано энергии или

Вычислим

Отв.: М≈7,5 кг; А 1 ≈ 470 кдж / кг.

а). Первый закон электролиза

Масса вещества (m ), выделившаяся на электроде, прямо пропорциональна электрическом заряду (q ), прошедшему через электролит.

m = kq или m = kIt, (1.52)

(поскольку q = It, где I - сила тока, протекающего через раствор электролита за время t, где k - электрохимический эквивалент вещества.

Электрохимический эквивалент вещества численно равен массе вещества, которая осаждается на электроде при прохождении тока через электролит единицы количества электричества (единичный заряд).

б). Второй закон электролиза

Электрохимический эквивалент вещества прямо пропорционален отношению молярной массы  к валентности n .

где F = 9,64810 4 Кл/моль - число Фарадея.

в). Объединенный закон электролиза Фарадея

Первый и второй законы электролиза можно объединить. Тогда получаем

(1.54)

Из объединенного закона электролиза Фарадея следует, что число Фарадея численно равно электрическому заряду, прошедшему через электролит при выделении на электроде массы (кг) вещества, равной отношению  / n .

1.15. Понятие о плазме

Подавляющая часть вещества нашей Вселенной находится в состоянии плазмы.

Плазмой называют ионизированный газ с высокой концентрацией заряженных частиц, обладающих свойством квазинейтральности.

Квазинейтральность плазмы заключается в том, что в достаточно большом объеме плазмы количество положительных и отрицательных зарядов практически одинаково. Отношение числа ионизированных атомов к их полному числу в том же объеме называют степенью ионизации плазмы  . Если степень ионизации 10  3 , то вещество относят к плазме. В плазменном состоянии находится вещество галактик, звезд, межзвездной среды и т. п., в которых сосредоточена почти вся масса наблюдаемой Вселенной. В звездах молекулы ионизируются в результате тепловых столкновений. Температура внутри нашего Солнца - типичной звезды - составляет 1,510 7 К, что соответствует кинетической энергии kT = 2,7210  16 Дж и намного превышает энергию, необходимую для ионизации любой молекулы (атома), поскольку энергия ионизации молекулы 10  19 10  18 Дж. Межзвездный газ превращается в плазму из-за сильной разреженности; его плотность 10  20 10  26 кг/м 3 . Плазма существует и в непосредственной близости от земной поверхности. Так, ионосфера - внешний слой земной атмосферы состоит из сильно ионизированного газа. За ионосферой расположена магнитосфера, в которой находятся радиационные пояса Земли, внутренний и внешний, заполненные заряженными частицами, в основном электронами и протонами различных энергий. Основное качественное отличие слабо ионизированного газа от плазмы проявляется в поведении местных нарушений нейтральности среды, возникает за счет тепловых флуктуаций. В газе такие нарушения, после возникновения, развиваются беспорядочно и могут заполнить весь объем. В плазме же флуктуационные нарушения нейтральности всегда жестко локализованы в достаточно малом объеме. Так как масса ионов значительно больше массы электронов, то более подвижными в плазме являются электроны. Допустим, что область нарушения электронейтральности образуется в некотором слое небольшой толщины х (рис. 1.10, а).

При его смещении, например, вправо относительно такого же слоя ионов на расстояние   х (рис. 1.10 б), слой (типа плоского конденсатора) с поверхностной плотностью заряда  = q e n, где q e - заряд электрона; n - концентрация электронов. Возникает двойной заряженный слой. Между обкладками такого “плазменного” конденсатора возникает электрическое поле напряженности

(1.55)

Если площадь обкладок S, тогда внутри конденсатора находится nxS электронов. На них будет действовать кулоновская сила

. (1.56)

Масса всех электронов m = m e nxS, а ускорение их движения

.

Согласно второму закону Ньютона

или
(1.57)

где m e nxS=
, (1.58)

. (1.59)

Колебания, описываемые формулой (1.59), называют плазменными.  пл - плазменная частота.

Вывод: При нарушении электронейтральности в какой-либо области плазмы в ней возникают гармонические колебания плотности заряда с частотой  пл. Но плазменные колебания не имеют волнового характера, т. е. нарушение электронейтральности не распространяется по плазме.

Характерное время существования нарушения электронейтральности плазмы в лабораторных условиях 10  13 с  t пл  10  3 с. Учет столкновений ионов и электронов (друг с другом и с нейтральными молекулами) приводит к затуханию плазменных колебаний. Характерный размер областей, в которых можно наблюдать флуктуационные нарушения электронейтральности, определяется дебаевским радиусом (размером)

, (1.60)

который можно найти из условия равенства энергии плазменных колебаний одного электрона и тепловой энергии, приходящейся на одну степень свободы электрона, т. е. kT. Дебаевский размер для наиболее распространенных видов плазмы на несколько порядков превосходит размер атомов или молекул.

Следовательно, в плазме несущественны квантовые эффекты и ее поведение описывается законами классической физики.

Если в плазму ввести пробный, например, положительный заряд +q 0 , то расположенные по соседству электроны будут им притягиваться, а положительные ионы, наоборот, отталкиваться. В результате вокруг положительного заряда возникает сферически симметричное отрицательно заряженное облако. Оно будет экранировать действие заряда q 0 на расположенную вокруг плазму, которая возникает в результате суперпозиции поля положительного заряда q 0 и поля, отрицательно заряженного окружающего его облака. Поэтому на некотором удалении от заряда q 0 поле, образованное такой суперпозицией, будет исчезающе мало. Это расстояние и определяется дебаевским радиусом экранирования. Плазму экранируюет также и внешнее электрическое поле на расстоянии порядка дебаевского размера.

Полученные результаты справедливы для плазмы, находящейся в состоянии термодинамического равновесия. На практике такое состояние не наблюдается. Поэтому средние кинетические энергии для электронов и ионов оказываются различными, т. е. температура электронов Т е и температура ионов Т i не равны, причем Т е >Т i . Для равновесной плазмы Т е = Т i . При значении ионной температуры Т i <10 5 K плазму называют низкотемпературной , а при Т i >10 6 K - высокотемпературной. В плазме взаимодействует большое число частиц. Этим она резко отличается от газов. Средняя потенциальная энергия взаимодействия частиц плазмы мала по сравнению с их кинетической энергией. Поэтому тепловое движение частиц в плазме и идеальном газе имеет большое сходство. Термодинамические свойства плазмы с хорошей степенью точности описываются уравнением состояния идеального газа. Таким образом, плазма представляет собой идеальный газ, состоящий из двух противоположно заряженных частиц - ионов и электронов. Плазменные колебания - упорядоченное движение зарядов подобно звуку в веществе. Это движение дополняет тепловое движение, участвуя в котором каждая заряженная частица плазмы перемещается по плавно извивающейся линии, так как импульс каждой из них меняется в зависимости от времени очень медленно. Наличие в плазме заряженных частиц объясняет ее хорошую электропроводность. Время релаксации плазменных электронов , определяется как среднее время, за которое движение электрона теряет свою упорядоченность, т. е.

. (1.61)

Поэтому удельная электропроводность плазмы

(1.62)

1/(Омм). (1.63)

Удельная электропроводность плазмы слабо зависит от концентрации носителей, так как в ней столкновения носителей практически не играют роли. Температурная зависимость удельной электропроводности плазмы растет пропорционально Т 3/2 .

Следовательно, достаточно разогретая плазма является хорошим проводником.

Например, при температурах Т  10 8 К, достигаемых в установках для термоядерных реакций, удельная электропроводность плазмы имеет значения порядка   10 9 1/(Омм), что на порядок превышает проводимость лучших металлических проводников.

При внесении плазмы в магнитное поле электроны и ионы начинают двигаться по винтовой линии, закручивающейся вокруг силовых линий магнитного поля с частотой для электрона

(1.64)

и для иона

, (1.65)

где В - индукция магнитного поля.

Способность магнитного поля удерживать плазму от растекания используется в установках для осуществления термоядерного синтеза в высокотемпературной водородной плазме при Т 10 8 К.

В 1836 году Майкл Фарадей опубликовал выведенные математически количественные характеристики электролиза. Обнаруженные взаимосвязи между количеством прошедшего через электролит электричества и количеством выделившегося при этом вещества впоследствии были названы законами Фарадея для электролиза.

Первый закон

Если пропускать через раствор медного купороса электрический ток в течение определённого количества времени, то на катоде выделяется небольшое количество меди. Однако если пустить ток большей силы, за такое же количество времени на катоде образуется большее количество меди. При увеличении времени и одинаковой силе тока также увеличивается количество меди.

Фарадей установил взаимосвязь массы вещества, силы тока и времени. Математически эта взаимосвязь выражается следующим образом:

• m - масса вещества;
• k - электрохимический эквивалент;
• I - сила тока;
• t - время.

Электрохимический эквивалент - это масса вещества, образованная при прохождении через электролит тока в 1 А за одну секунду. Выражается как соотношение массы вещества к количеству электричества или г/Кл.

Произведение силы тока и времени выражает количество электричества: q = It. Это электрический заряд, измеряемый в кулонах (один ампер к одной секунде). Электрический заряд отражает способность тела быть источником электромагнитного поля и принимать участие в электромагнитном взаимодействии.

Соответственно, уравнение Фарадея приобретает вид:

Рис. 2. Первый закон Фарадея.

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, выделившегося при электролизе, прямо пропорциональна количеству электрического тока, пропущенного через электролит.

Второй закон

Фарадей, пропуская электрический ток одинаковой силы через различные электролиты, заметил, что массы веществ на электродах неодинаковы. Взвесив выделившиеся вещества, Фарадей сделал вывод, что вес зависит от химической природы вещества. Например, на каждый грамм выделенного водорода приходилось 107,9 г серебра, 31,8 г меди, 29,35 г никеля.

На основе полученных данных Фарадей вывел второй закон электролиза: для определённого количества электричества масса химического элемента, образовавшегося на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Она равна массе одного эквивалента - количеству вещества, реагирующему или замещающему 1 моль атомов водорода в химических реакциях:

• μ - молярная масса вещества;
• z - число электронов на один ион (валентное число ионов).

Для выделения одного моля эквивалента затрачивается одинаковое количество электричества - 96485 Кл/моль. Это число называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Согласно второму закону, электрохимический эквивалент прямо пропорционален эквивалентной массе вещества:

k = (1/F) μ eq или k = (1/zF)μ.

Рис. 3. Второй закон Фарадея.

Два закона Фарадея можно привести к общей формуле: m = (q / F) ∙ (μ/z).

Что мы узнали?

Фарадей, проводя реакцию электролиза разных веществ, вывел два закона. Согласно первому закону, масса вещества, осевшего на электрод, прямо пропорциональная количеству электричества, пропущенного через электролит: m = kq. Второй закон отражает взаимосвязь электрохимического эквивалента и эквивалентной массы вещества: k = (1/F) μ eq . Электрохимический эквивалент - количество выделившегося вещества при прохождении единицы электричества. Эквивалентная масса - количество вещества, реагирующее с 1 молем водорода.