Закони електролізу.

Кількісні закономірності електролізу встановив англійський вчений М. Фарадей у 30-х рр. ХІХ ст. На основі власних досліджень він сформулював закони.

Нехай за час t через електроліт буде перенесено заряд. Кількість іонів, які досягли електрода, дорівнюватиме:

,

де q ₀ = Ze - заряд іона; Z - валентність іона; e - елементарний заряд.

Кількість іонів N дорівнює кількості атомів речовини, що виділиться на електроді, а маса виділеної речовини:

,

де m ₀ - маса одного атома, μ - молярна маса речовини.

Для кожного хімічного елемента можна у виразі виділити сталу величину k, яку називають електрохімічним еквівалентом речовини:

У СІ електрохімічний еквівалент вимірюють у кілограмах на кулон:

[ k ] = кг/Кл.

Виходячи з цього можна записати, що

m = kq = kI Δ t. (1)

Маса речовини, яка виділяється на катоді за час t, пропорційна силі струму і часу. Це твердження, встановлене експериментально Фарадеєм (1831 р.), має назву першого закону Фарадея для електролізу.

Електрохімічний еквівалент речовини визначено для всіх хімічних елементів. Він є табличною величиною, але його не важко розрахувати: ,

де - хімічний еквівалент речовини. Добуток числа Авогадро на заряд електрона називають сталою Фарадея:

F = N_A∙ e = 6, 02·10²³ 1/моль∙ 1, 6·10 ^-19 Кл = 96500 Кл/моль.

Стала Фарадея дорівнює заряду, під час перенесення якого одновалентними іонами через розчин або розплав електроліту виділяється 1 моль речовини.

З цих міркувань вираз набуде вигляду: . (2)

Дана формула виражає другий закон Фарадея для електролізу: електрохімічні еквіваленти різних речовин прямо пропорційні їх хімічним еквівалентам. Якщо у вираз (1) підставити співвідношення (2), то отримаємо об'єднаний закон Фарадея для електролізу:

Явище електролізу має широке застосування в електрометалургії (добування чистих металів); у гальваностегії (нанесення металевих покриттів для запобігання корозії металів); у гальванопластиці (виготовлення копій з матриць) тощо. Будову хімічних джерел струму (гальванічних елементів та акумуляторів) також засновано на процесах взаємодії металів з електролітами.

Хід роботи.

1. Виберіть один із двох електродів і позначте його, наприклад, шматочком пластиліну. Це буде ваш катод.

2. За допомогою терезів визначте його масу якомога точніше.

3. Зберіть коло за схемою, послідовно з'єднавши всі прилади між собою. Пам'ятайте, що катод треба з'єднувати з негативним полюсом джерела струму.

4. Замкніть коло та одночасно ввімкніть секундомір.

5. Спостерігайте процес електролізу протягом 20 хвилин; при цьому слідкуйте за показаннями амперметра та регулюйте силу струму за допомогою реостата так, щоб її значення було постійним впродовж усього досліду.

6. По закінченні процесу вимкніть струм і вийміть катод із розчину, одночасно вимкніть секундомір і запишіть його показання до таблиці.

7. Обережно покладіть катод на серветку і дайте трохи підсохнути.

8. Спостерігайте появу на катоді шару міді, який має червоний відтінок.
9. За допомогою терезів визначте масу катода після електролізу.
10.Знайдіть у підручнику або довіднику табличне значення електрохімічного еквіваленту міді (або іншого металу, сіль якого входить до складу електроліту).
11.Запишіть отримані дані у таблицю.

12.Визначте масу міді за заковом Фарадея для електролізу m = kІt
13.Порівняйте значення маси, отримані за результатами обчислень та результатами досліду.
14.Зробіть висновки щодо закономірностей перебігу процесу електролізу та справедливості закону Фарадея для обчислення маси речовини, яка виділилася на катоді.

15.Запишіть висновки

Контрольні запитання.

1. Чи всі рідини проводять електричний струм? Наведіть приклади.

2. Сформулюйте закони Фарадея для електролізу.

3. Запишіть хімічні реакції, які описують явище електролізу. Зокрема процеси, які відбуваються на електродах.

4. Що таке електроліз? Чому він відбувається?

5. Що називається електролітичною дисоціацією? Чому вона відбувається?

6. Наведіть приклади застосування електролізу в промисловості та техніці.

7. Що називається іоном, катіоном, аніоном? Як вони утворюються?