Законы Фарадея

     В 1833 г. М. Фарадей установил, что между  количеством прошедшего через электролит электричества и количеством  выделившихся на электродах веществ  существует прямо пропорциональная зависимость.

1. Масса образующегося при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества.

     Этот  закон вытекает из сущности электролиза. В месте соприкосновения металла с раствором происходит электрохимический процесс - взаимодействие ионов или молекул электролита с электронами металла, так что электролитическое образование вещества является результатом этого процесса. Ясно, что количество вещества, получающегося у электрода, всегда будет пропорционально числу прошедших по цепи электронов, т. е. количеству электричества.

2. При электролизе различных химических соединений  равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ.

     Т. е. согласно второму закону количество веществ, выделенных на электродах равными количествами электричества, пропорционально их эквивалентным весам. 
 

     Экспериментальное подтверждение законов Фарадея  можно получить, если пропустить определенное количество электричества через  последовательно соединенные электролизеры, например, с растворами соляной кислоты, нитрата серебра, хлорида меди (П) и хлорида олова (IV).

Рисунок 3.1 –  Схема установки, иллюстрирующей закон  Фарадея 

     Через некоторое время определяют количества выделившихся продуктов электролиза. Оказывается, что за время, в течение которого из раствора соляной кислоты выделяется 1 г водорода, т. е. 1 моль атомов, из остальных растворов выделяются указанные ниже массы металлов:  

Электролит         АgNО_з  CuC1₂  SnC1₄

Масса выделившегося на катоде металла, г    107,9   31,8  29,7

Атомная масса металла      107,87  63,55  118,69 

     Сопоставляя выделившиеся массы металлов с атомными массами тех же металлов находим, что выделяется 1 моль атомов серебра, 1/2 моля атомов меди и 1/4 моля атомов олова. Другими словами, количества образовавшихся на катоде веществ равны их молярным массам эквивалентов. К такому же результату приводит и измерение количеств веществ, выделяющихся на аноде.  

     Так, в первом, третьем и четвертом  приборах выделяется по 35,5 г хлора, а во втором – 8 г кислорода; нетрудно видеть, что и здесь вещества образуются в количествах, равных их молярным массам эквивалентов.

     Рассматривая  второй закон электролиза с точки  зрения электронной теории, нетрудно понять, почему при электролизе вещества выделяются в химически эквивалентных  количествах. Обратимся, например, к  электролизу хлорида меди (П). При  выделении меди из раствора каждый ион меди получает от катода два электрона, и в то же время два хлорид-иона отдают электроны аноду, превращаясь в атомы хлора. Следовательно, число выделившихся атомов меди всегда будет вдвое меньше числа выделившихся атомов хлора, т. е. массы меди и хлора будут относиться друг к другу, как их молярные массы эквивалентов.

     Измерениями установлено, что количество электричества, обусловливающее электрохимическое  превращение одной молярной массы эквивалентов вещества, равно 96485 (округленно 96500) кулонам.

     Второй  закон электролиза дает прямой метод  определения эквивалентов раз. личных элементов. На этом же законе основаны расчеты, связанные с электрохимическими производствами.

     Первый  и второй законы электролиза вместе описываются следующим выражением:

     m 

где I – сила тока; t – время; F – постоянная Фарадея; Мэк(x) – молярная масса электрохимических эквивалентов вещества X. Молярная масса электрохимических эквивалентов вещества рассчитывается как частное деления молярной массы вещества на число электронов, перемещаемых при окислении или восстановлении (n):

Мэк(X) = М/n 
 

Например, при окислении воды:

2Н₂О - 4е- = О2 + 4Н⁺,     М_эк(Н₂О) = 18/2 = 9 г/моль,

а при  ее восстановлении:

2Н₂О + 2е- = Н₂ + 2ОН^--,     М_эк(Н₂О) = 18/1 = 18 г/моль,  

     Законы  Фарадея относятся к числу строгих законов, но в ряде случаев могут наблюдаться кажущиеся отклонения от них, вызываемые след. причинами:

     1. В нестационарных условиях электролиза часть электричества затрачивается на заряжение двойного электрического слоя;

     2. Если электролит обладает электронной проводимостью (например, раствор металлического Na в жидком аммиаке), то часть тока через электролит переносят электроны, а не ионы, и соответствующее кол-во электричества не участвует в процессе электролиза;

      3. Наряду с основным процессом электролиза, например, образованием металлического Zn по реакции Zn²⁺ + 2е        Zn, часть тока может затрачиваться на протекание параллельных электрохимических реакций, например:

     2H₃O⁺ + 2е = H₂ + 2H₂O;

     O₂ + 4е + 4H₃O⁺ = 6H₂O

     Системы, в которых полностью исключены указанные причины кажущихся отклонений от законов Фарадея, получили название кулонометров; их использование позволяет по количеству образовавшихся продуктов электролиза точно определить кол-во пропущенного электричества. В кулонометрах обычно применяют электрохимические реакции

     Ag⁺ + е = Ag или 3I^- = I₃^- + 2е

     Законы  электролиза относятся к электролизу  растворов, расплавов и твердых  электролитов с чисто ионной проводимостью.  
 
 
 

     Заключение

     В 1833 г. Фарадей начал свой знаменитый цикл исследований над электролизом. В этих работах даны не только количественные законы явлений, но и основы всех современных воззрений на электролиз, даже вся современная терминология этих явлений. Для разработки теоретических основ электролиза большое значение имело установление М. Фарадеем точных соотношений между количеством электричества, прошедшего при электролизе, и количеством вещества, выделившегося на электродах. Преимущества электролиза перед химическим методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто (регулируя ток) управлять скоростью и селективной направленностью реакций.

     Законы  Фарадея сыграли важную роль в понимании природы хим. связи и развития атомно-молекулярной теории. Их используют при выводе всех уравнений, описывающих электрохимические превращения на границах раздела проводников 1-го и 2-го рода.

     Практическое применение законы Фарадея находят в кулонометрии, а также при определении выхода реакции по току, т.е. отношения теоретического количества электричества, рассчитанного на основе законов Фарадея, к количеству электричества, реально затраченному на получение данного вещества в процессе электролиза. 
 
 
 
 
 
 
 
 

     Список  использованных источников

1 Антропов, Л.И. Теоретическая электрохимия / Л.И. Антропов. – M., 1984. –

с. 278-286

2 Радовский, М.И. Михаил Фарадей. Библиографический очерк /  М.И.Радовский. – М., 1946. – с. 270

3 Глинка, Н.Л Общая химия: Учебное пособие для вузов /Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс ,2004. – с.464