Электролизийн хуулиуд (Фарадейн хууль)
Гарснаас хойш цахилгаан гүйдэлхолбогдсон цахилгаан химийн системээр дамжуулан химийн хувиргалт, урсах цахилгааны хэмжээ болон урвалд орсон бодисын хэмжээ хооронд тодорхой хамаарал байх ёстой. Үүнийг Фарадей нээсэн бөгөөд эхнийх нь дээр илэрхийлсэн тоон хуулиудцахилгаан хими, хожим нь Фарадейгийн хуулиуд гэж нэрлэгддэг.
Фарадейгийн анхны хууль . Электролизийн явцад хувирсан бодисын хэмжээ нь электролитээр дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээтэй пропорциональ байна.
Дм = к e q = кӨө ,
Дm - урвалд орсон бодисын хэмжээ; к e – пропорциональ байдлын зарим коэффициент; q - цахилгаан эрчим хүчний хэмжээ, бүтээгдэхүүнтэй тэнцүү байнагүйдлийн хүч I хугацааны хувьд t. Хэрэвq = Энэ = 1, тэгвэлДм = кӨө, өөрөөр хэлбэл, коэффициент к e нь нэгж хэмжээний цахилгааны урсгалын үр дүнд урвалд орсон бодисын хэмжээг илэрхийлнэ. Коэффицент көөдуудсан цахилгаан химийн эквивалент .
Фарадейгийн хоёр дахь хууль урвалд орсон бодисын хэмжээ ба түүний шинж чанарын хоорондын хамаарлыг тусгана: хэзээ тогтмол тоо хэмжээцахилгаан массыг дамжуулсан янз бүрийн бодисуудэлектродуудад хувиргах (уусмалаас гарах, валентийн өөрчлөлт), Эдгээр бодисуудын химийн эквиваленттай пропорциональ байна:
Дм би/А би= const .
Фарадейгийн хуулийг хоёуланг нь нэгтгэх боломжтой нийтлэг хууль : гүйдлийн тусламжтайгаар ялгаруулах буюу хувиргах 1 g-eq аливаа бодис (1/збодисын моль) үргэлж ижил хэмжээний цахилгаан шаардагддаг, гэж нэрлэдэг Фарадей дугаар (эсвэл Фарадей ):
Дm = Энэ=Энэ .
Нарийвчлалтай хэмжсэн Фарадей тоо
Ф = 96484,52 ± 0.038 С/г-экв.
Энэ нь ямар ч төрлийн ионуудын нэг граммтай тэнцэх цэнэг юм. Энэ тоог үржүүлбэлz (тоо энгийн төлбөрион), бид 1-ээр дамжуулж буй цахилгааны хэмжээг олж авна g-ион . Фарадейгийн тоог Авогадро тоонд хуваахад бид нэг валент ионы цэнэгийг олж авна. цэнэгтэй тэнцүүэлектрон:
д = 96484,52 / (6,022035 × 10 23) = 1,6021913 × 10-19 анги.
1833 онд Фарадейгийн нээсэн хуулиудыг хоёр дахь төрлийн дамжуулагчийн хувьд хатуу дагаж мөрддөг. Фарадейгийн хуулиас ажиглагдсан хазайлт илт харагдаж байна. Эдгээр нь ихэвчлэн тооцоогүй зэрэгцээ цахилгаантай холбоотой байдаг химийн урвал. Аж үйлдвэрийн суурилуулалтанд Фарадейгийн хуулиас хазайх нь гүйдэл алдагдах, уусмалыг шүрших үед бодисын алдагдал гэх мэт холбоотой байдаг. Техникийн суурилуулалтанд электролизийн аргаар олж авсан бүтээгдэхүүний хэмжээг Фарадейгийн хуулийн үндсэн дээр тооцсон хэмжээтэй харьцуулсан харьцаа нь нэгдмэл байдлаас бага бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. одоогийн гаралт :
B T = = .
Болгоомжтойгоор лабораторийн хэмжилтхоёрдмол утгагүй тохиолддог цахилгаан химийн урвалын хувьд одоогийн гаралт нэгтэй тэнцүү(туршилтын алдааны хязгаар дотор). Фарадейгийн хуулийг хатуу дагаж мөрддөг тул энэ нь хэлхээгээр дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээг электрод дээр хуримтлагдсан бодисын хэмжээгээр хэмжих хамгийн зөв аргын үндэс юм. Ийм хэмжилт хийхэд ашигладаг кулометр . Электрохимийн системийг колометр болгон ашигладаг бөгөөд үүнд цахилгаан химийн болон хажуугийн химийн урвал явагдахгүй. Үүссэн бодисын хэмжээг тодорхойлох аргуудаар Кулометрийг цахилгаан гравиметр, хий, титр гэж хуваадаг. Цахилгаан гравиметрийн колометрийн жишээ бол мөнгө, зэс колометр юм. Электролизер болох Ричардсон мөнгөн кулометрийн үйлдэл
(–) Агï AgNO3× акï Аг (+) ,
электролизийн явцад катод дээр хуримтлагдсан мөнгөний массыг жинлэх үндсэн дээр . Катодоор 96500 С (1 фарадей) цахилгаан дамжуулахад 1 г-экв мөнгө (107 гр) ялгарна. Алгасах үедn F цахилгаан бол катод дээр туршилтаар тодорхойлогдсон масс ялгардаг (Дмруу). Дамжуулсан цахилгааны Фарадайны тоог хамаарлаас тодорхойлно
n = Дм /107 .
Зэсийн кулометрийн ажиллах зарчим нь ижил төстэй юм.
Хийн колометрт электролизийн бүтээгдэхүүн нь хий бөгөөд электродууд дээр ялгарах бодисын хэмжээг тэдгээрийн эзлэхүүнийг хэмжих замаар тодорхойлно. Энэ төрлийн төхөөрөмжийн жишээ бол усны электролиз дээр суурилсан хийн кулометр юм. Электролизийн үед катод дээр устөрөгч ялгардаг.
2H 2 O+2 д– =2OH – +H2,
ба анод дээр - хүчилтөрөгч:
H 2 O=2H + +½ O 2 +2 д – В– ялгарах хийн нийт хэмжээ, м3.
Титрлэлтийн кулометрт электролизийн явцад үүссэн бодисын хэмжээг титриметрээр тодорхойлно. Энэ төрлийн кулометрт цахилгаан химийн систем болох Кистяковскийн титрлэлтийн кулометр орно.
(–) Ptï KNO3, HNO3ï Аг (+) .
Электролизийн процессын явцад мөнгөн анод уусч, мөнгөн ионуудыг үүсгэдэг бөгөөд тэдгээр нь титрлэгддэг. Цахилгаан эрчим хүчний Фарадейн тоог томъёогоор тодорхойлно
n = mVc ,
Хаана м– уусмалын масс, г; В– 1 г анод шингэнийг титрлэхэд хэрэглэсэн титрлэгчийн хэмжээ; в – титрант концентраци, г-эквив/см3.
Эдгээр хуулиуд нь электрод дээр үүссэн бүтээгдэхүүний масс ба электролитээр дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээ (цахилгаан цэнэг) хоорондын хамаарлыг тодорхойлдог.
Фарадейгийн анхны хуульд электрод дээр үүссэн бодисын масс нь дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээтэй пропорциональ байна гэж заасан байдаг. Цахилгаан цэнэгийн тоон хэмжүүр нь фарадей юм. Фарадей нь нэг моль электрон эсвэл нэг моль дан цэнэгтэй ионоор дамждаг цэнэгийг хэлнэ.
Энэ тоо нь Авогадрогийн дугаар гэдгийг санаарай (4.2-р хэсгийг үзнэ үү).
Мөнгөний нитратын уусмалын электролизийн үед катод дахь мөнгөний ионуудын ялгадасыг хагас урвалын тэгшитгэлээр тодорхойлно.
Тиймээс, цахилгаан цэнэг 1 фарадей (нэг моль электрон) 1 моль мөнгөний ионыг гадагшлуулж, 1 моль мөнгөний атом үүсдэг. Энэ нь 2 фарадей цэнэгийг дамжихад 2 моль мөнгөний атом, 3 фарадей цэнэгийг давахад 3 моль мөнгөний атом гэх мэтийг бий болгоно гэсэн үг.
Фарадейгийн хоёрдахь хуульд аливаа ионыг нэг моль электродоор гадагшлуулахын тулд электролитээр дамжуулан энэ ионы элементар цэнэгийн тоотой тэнцүү тооны Фарадей цэнэгийг нэвтрүүлэх шаардлагатай гэж заасан байдаг.
Моль 2 моль 1 моль Тиймээс катод дахь нэг моль ионыг гадагшлуулахын тулд түүгээр 2 фарадийн цэнэгийг (2 моль электрон) нэвтрүүлэх шаардлагатай.
Мэнгэ 3 мэнгэ I мэнгэ
Катод дээр нэг моль хөнгөн цагааны ионыг гадагшлуулахын тулд түүгээр 3 фарадын цэнэгийг (3 моль электрон) нэвтрүүлэх шаардлагатай.
Мэнгэ 1 мэнгэ 2 мэнгэ
Анод дээр хоёр моль бромын ион ялгарсны үр дүнд нэг моль бромын молекул авахын тулд түүгээр 2 фарадын цэнэгийг дамжуулах шаардлагатай. Тиймээс нэг моль бромын ионыг гадагшлуулахад нэг фарадей цэнэг шаардлагатай.
Хайлсан бромидыг 30 минутын турш 2 А гүйдэл дамжуулсны үр дүнд катодоос ялгарах хар тугалганы массыг тооцоолъё.
Катод дахь хар тугалга ялгарах нь дараах хагас урвалын үр дүнд үүсдэг.
Тэгэхээр 2 фарадын цэнэг (жишээ нь 2-96,500 С) нь 1 моль Pb атом (жишээ нь 207 г Pb атом) авах боломжийг олгодог. Эндээс
30 минутын турш урсах 2 А гүйдэл нь 2-30-60 С-тэй тэнцэх цэнэгийг дамжуулдаг гэдгийг одоо анхаарч үзье. Тиймээс,
Майкл Фарадей (1791-1867)
Английн химич, физикч Майкл Фарадей бол гайхалтай туршилтчин байсан бөгөөд цахилгаан ба соронзонгийн мөн чанарыг судалдаг анхны судлаачдын нэг гэдгээрээ алдартай.
Фарадей хүүхэд байхдаа албан ёсны боловсрол эзэмшиж чадаагүй. 14 настайдаа уяачийн туслах болсон. Гэвч удалгүй тэрээр шинжлэх ухаанд сонирхолтой болж, лекц сонссоны дараа алдартай химичХамфри Дэви түүнд захидал бичиж, лекцийн тэмдэглэлээ түүнд илгээв. Дэви түүнийг Лондон дахь Хатан хааны хүрээлэнгийн лабораторийн туслахаар хүлээн авчээ. Тэр үед Фарадей 21 настай байсан.
Майкл Фарадей Хатан хааны институтэд (Лондон, 1955) гишүүдийг байлцуулан Зул сарын баярын лекц уншиж байна хааны гэр бүл: түүний нүүрэн талд эхний эгнээнд Хатан хааны нөхөр, зүүн талд нь Уэльсийн хунтайж (хожим Эдвард VII), баруун талд нь Эдинбургийн гүн.
Дараагийн жилүүдэд Фарадей хоёр шинэ нүүрстөрөгчийн хлоридыг нээсэн. Тэр бас шилжүүлж чадсан шингэн төлөвхлор болон бусад хий. 1825 онд тэрээр бензолыг ялгаж чадсан бөгөөд тэр жилдээ лабораторийн эрхлэгчээр томилогдов. Хэдэн жилийн турш тэрээр электролизийн туршилтын судалгаа хийж, эцэст нь 1834 онд электролизийн тухай алдартай хуулиа боловсруулжээ. Энэ үед тэр аль хэдийн үзэгдлийг олж мэдсэн цахилгаан соронзон индукц.
Фарадей ерөнхийлөгч болсон Хатан хааны нийгэмлэгмөн хэд хэдэн ном бичсэн, үүнд " Туршилтын судалгаахими, физикийн чиглэлээр" (1858). 1855 онд ой санамж муудсаны улмаас тэрээр зогсохоос өөр аргагүй болжээ судалгааны ажил. Фарадей 1867 онд нас баржээ.
Электролитийн уусмалаар дамжин өнгөрөх цахилгаан гүйдэл нь бодисын задралыг дэмжиж, химийн цэвэр материалыг олж авах боломжийг олгодог. Энэ үйл явцөргөн хэрэглэгддэг электролиз гэсэн нэрийг авсан аж үйлдвэрийн үйлдвэрлэл. Шингэн дэх дамжуулагчийн физик өөрчлөлтийг Фарадейгийн электролизийн хуулиар тайлбарладаг бөгөөд үүний үндсэн дээр анод нь эерэг электрод, катод нь сөрөг электродын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Энэхүү үзэгдлийн тусламжтайгаар металыг хольцоос цэвэрлэхээс гадна металл гадаргууг хамгаалж, чимэглэсэн нимгэн бүрээсийг түрхдэг.
Электролизийн үйл явцын мөн чанар
Электролиз гэдэг нь цахилгаан гүйдлийн албадан нөлөөн дор үүсдэг исэлдэлтийн урвалын процессыг хэлнэ. Үүнийг хийхийн тулд электролитийн уусмал бүхий тусгай савыг ашигладаг бөгөөд үүнд гадны тэжээлийн эх үүсвэрт холбогдсон металл зүүг дүрдэг.
Туйлтай холбогдсон электрод сөрөг утгаодоогийн эх үүсвэрийг катод гэж үзнэ. Энэ нь дотор байна энэ газарэлектролитийн тоосонцор багасна. Нөгөө электрод нь эерэг туйлтай холбогдсон ба анод гэж нэрлэгддэг. Энэ хэсэгт электродын бодис буюу электролитийн хэсгүүд исэлддэг. Энэ талбайн химийн урвалууд нь анодын материал болон электролитийн уусмалын найрлагаас хамаарч өөр өөр явагддаг. Тиймээс, химийн хэлснээр электролиттэй харьцуулахад электродууд нь идэвхгүй эсвэл уусдаг байж болно.
Инерцийн ангилалд электролизийн үед исэлддэггүй материалаар хийгдсэн анодууд орно. Жишээлбэл, бал чулуу эсвэл цагаан алтны электродууд орно. Электролитийн урвалын үед исэлдэлтэнд өртдөг бусад бараг бүх төрлийн металл анодууд уусдаг.
Электролитийг ихэвчлэн ашигладаг янз бүрийн төрөлуусмал эсвэл хайлмал, дотор нь цэнэглэгдсэн тоосонцор - ионуудын эмх замбараагүй хөдөлгөөн байдаг. Тэд цахилгаан гүйдэлд өртөхөд тэд тодорхой чиглэлд хөдөлж эхэлдэг: катионууд - катод руу, анионууд - анод руу. Тэд электрод дээр ирэхэд цэнэгээ алдаж, дээр нь тогтдог.
Тиймээс цахилгаан саармаг бодисоос бүрдэх нийт бүтээгдэхүүн гэж нэрлэгддэг хуримтлал нь катод ба анод дээр үүсдэг. Электролизийн процесс бүхэлдээ электродуудад хүчдэлийн дор явагдана. Энэ хүчдэл U цахилгаан байна ердийн жишэээлектролитийн урвалын хэвийн явцыг хангахад шаардлагатай. Цэвэр онолын хувьд энэ хүчдэл нь томъёоны хэлбэрийг авдаг: U el-za = E a - E k, үүнд E a ба E k нь анод ба катодын химийн урвалын потенциалууд юм.
Уусмалаар урсах цахилгааны хэмжээ ба электролитийн урвалын үед ялгарах бодисын хэмжээ хоёрын хооронд тодорхой хамаарал байдаг. Энэ үзэгдэлАнглийн физикч Фарадей тайлбарлаж, хоёр хуулийн хэлбэрээр албан ёсны болгосон.
Фарадейгийн анхны хууль
Энэ хуулийг эрдэмтэд гаргасан туршилтаар. Энэ нь электрод дээр үүссэн бодисын масс ба электролитийн уусмалаар дамжин өнгөрөх цэнэгийн хоорондох пропорциональ хамаарлыг тодорхойлдог.
Энэ харьцаа нь m=k x Q=k x I x t томьёогоор тодорхой тусгагдсан бөгөөд k - пропорциональ коэффициент буюу цахилгаан химийн эквивалент, Q - электролитээр дамжин өнгөрөх цэнэг, t - цэнэгийн дамжих хугацаа, m - бодисын масс. урвалын үр дүнд электрод дээр үүссэн.
Фарадейгийн анхны хуулийг электродууд дээр электролиз хийх явцад үүссэн анхдагч бүтээгдэхүүний хэмжээг тодорхойлоход ашигладаг. Энэ бодисын масс нь электродыг цохисон бүх ионуудын нийт масс юм. Үүнийг m=m0 x N = m0 x Qq0 = m0q0 x I x t томъёогоор баталж, m0 ба q0 нь нэг ионы масс ба цэнэг юм. N=Qq0 - Q цэнэг электролитийн уусмалаар дамжин өнгөрөх үед электродыг цохих ионуудын тоог тодорхойлно.
Улмаар цахилгаан химийн эквивалент k-ийн утга нь ашигласан бодисын ионы m0 масс ба энэ ионы цэнэгийн q0-ийн харьцаа юм. Ионы цэнэгийн хэмжээ нь энэ бодисын n валент ба e элементар цэнэгийн үржвэр болох нь мэдэгдэж байгаа бөгөөд өөрөөр хэлбэл q0 = n x e. Үүний үндсэн дээр k-ийн цахилгаан химийн эквивалент дараах байдлаар харагдана: k = m0q0 = m0 x NAn x e x NA = 1F x μn. Энэ томъёонд NA нь Авогадрогийн тогтмол, μ нь тухайн бодисын молийн масс юм. F = e x NA нь Фарадейгийн тогтмол бөгөөд 96485 С/моль.
Энэ утгын тоон утга нь ижил валенттай 1 моль бодис электрод дээр ялгарахын тулд электролитийн уусмалаар дамжих ёстой цэнэгтэй тэнцүү байна. Электролизийн тухай авч үзэж буй Фарадейгийн хууль нь өөр томьёоны хэлбэрийг авна: m = 1F x μn x I x t.
Фарадейгийн хоёр дахь хууль
Фарадейгийн дараагийн хууль нь цахилгаан химийн эквивалент хэрхэн хамаарахыг тодорхойлсон атомын массбодис ба түүний валент. Энэ коэффициент нь шулуун шугамтай байх болно пропорциональ хамааралатомын жинтэй ба бодисын валенттай урвуу пропорциональ. Энэ утгыг оруулснаар Фарадейгийн хоёр дахь хуулийг тухайн бодисын цахилгаан химийн эквивалент ба эдгээр бодисын дотоод химийн эквивалентуудын харьцаа гэж томъёолсон.
Хэрэв цахилгаан химийн эквивалентийн утгыг k1, k2, k3…kn, химийн эквивалентыг x1, x2, x3…xn гэж авбал k1/x1 = k2/x2 = k3/x3…kn/xn болно. Энэ харьцаа тогтмол утга, ашигласан аливаа бодисын хувьд ижил байна: c = k/x ба 0.01036 мЭк/к байна. Энэ нь электролит дахь нэг кулонтой тэнцэх цахилгаан цэнэгийг дамжих хугацаанд электродууд дээр ялгардаг миллиграмм эквиваленттай бодисын хэмжээ юм.
Тиймээс Фарадейгийн хоёр дахь хуулийг томъёогоор илэрхийлж болно: k = cx. Хэрэв энэ илэрхийллийг Фарадейгийн анхны хуультай хамт хэрэглэвэл үр дүн нь дараах илэрхийлэл болно: m = kq = cxq = cxlt. Энд c ангилал нь 0.00001036 г-экв/к хэмжээтэй бүх нийтийн тогтмолыг илэрхийлнэ. Ийм томъёолол нь хоёр өөр электролитэд ижил хугацаанд дамжсан ижил гүйдэл нь химийн эквиваленттай нийцүүлэн тэдгээрээс бодис ялгаруулна гэдгийг ойлгох боломжийг олгодог.
x = A/n тул ялгарах бодисын масс нь атомын жинтэй шууд пропорциональ, валенттай урвуу харьцаатай m = cA/nlt шиг харагдана.
Цахилгаан нь соронзон орон үүсгэх чадвартай. 1831 онд М.Фарадей цахилгаан соронзон индукцийн тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн. Тэрээр соронзон урсгал өөрчлөгдөх үед үүссэн дамжуулагчийн хаалттай системд цахилгаан эрчим хүчийг олж авч чадсан. Фарадейгийн хуулийн томъёо нь электродинамикийн хөгжилд түлхэц өгсөн.
Хөгжлийн түүх
Английн эрдэмтэн М.Фарадей цахилгаан соронзон индукцийн хуулийг баталсны дараа Оросын эрдэмтэн Э.Ленц, Б.Якоби нар нээлт дээр ажиллажээ. Тэдний ажлын ачаар өнөөдөр боловсруулсан зарчим нь олон төхөөрөмж, механизмын ажиллах үндэс суурийг бүрдүүлдэг.
Фарадейгийн цахилгаан соронзон индукцийн хуулийг хэрэгжүүлэх үндсэн нэгжүүд нь мотор, трансформатор болон бусад олон төхөөрөмж юм.
Хаалттай дамжуулагч систем дэх цахилгаан гүйдлийн индукцийг цахилгаан соронзон нэрээр индукц гэж нэрлэдэг. Дамжуулах системээр дамжуулан бие махбодийн хувьд шилжих үед энэ үзэгдэл боломжтой болдог соронзон орон. Механик үйлдэл нь цахилгаан үүсгэдэг. Үүнийг ихэвчлэн индукц гэж нэрлэдэг. Фарадейгийн хуулийг нээхээс өмнө хүн төрөлхтөн цайрдсанаас өөр цахилгаан үүсгэх аргуудын талаар мэддэггүй байв.
Хэрэв соронзон орон дамжуулагчаар дамжих юм бол энэ нь үүсэх болно өдөөгдсөн emf. Үүнийг цахилгаан хөдөлгөгч хүч гэж бас нэрлэдэг. Энэхүү нээлтийн тусламжтайгаар индикаторын хэмжээг тодорхойлох боломжтой.
Туршилтын нотолгоо
Английн эрдэмтэн судалгааныхаа явцад индукцийн гүйдлийг хоёр аргын аль нэгээр нь олж авдаг болохыг тогтоожээ. Эхний туршилтаар энэ нь хөдөлгөөнгүй ороомгийн үүсгэсэн соронзон орон дотор хүрээ хөдөлж байх үед гарч ирдэг. Хоёр дахь арга нь хүрээний тогтмол байрлалыг агуулдаг. Энэ туршилтанд ороомгийн орон хөдөлж эсвэл гүйдэл өөрчлөгдөхөд л өөрчлөгддөг.
Фарадейгийн туршилтууд нь судлаачийг үүсгэх үед гэсэн дүгнэлтэд хүргэсэн өдөөгдсөн гүйдэлсистем дэх соронзон урсгалын өсөлт, бууралтаас үүдэлтэй. Түүнчлэн Фарадейгийн туршилтууд нь туршилтаар олж авсан цахилгааны үнэ цэнэ нь соронзон индукцийн урсгалыг өөрчилсөн аргачлалаас хамаардаггүй гэдгийг батлах боломжийг олгосон. Шалгуур үзүүлэлт нь зөвхөн ийм өөрчлөлтийн хурдад нөлөөлдөг.
Тоон илэрхийлэл
Суулгах тоон утгаЦахилгаан соронзон индукцийн үзэгдлийг Фарадейгийн хуулиар зөвшөөрдөг. Энэ нь системд тодорхойлсон EMF нь дамжуулагч дахь урсгалын хурдтай пропорциональ утгыг өөрчилдөг гэж заасан байдаг. Томъёо нь дараах байдлаар харагдах болно.
Сөрөг тэмдэг нь EMF нь хэлхээнд өөрчлөлт гарахаас сэргийлж байгааг харуулж байна. Зарим асуудлыг шийдэхийн тулд сөрөг тэмдэгтомъёонд ороогүй болно. Энэ тохиолдолд үр дүнг модуль болгон бичнэ.
Систем нь хэд хэдэн эргэлтийг агуулж болно. Тэдний тоог зааж өгсөн болно Латин үсэг N. Бүх контурын элементүүдийг дангаар нь цоолдог соронзон урсгал. Өдөөгдсөн EMF-ийг дараах байдлаар тооцоолно.
Дамжуулагч дахь цахилгаан үүслийн тод жишээ бол байнгын соронз хөдөлдөг ороомог юм.
E. Lenz-ийн бүтээл
Индукцийн гүйдлийн чиглэл нь Лензийн дүрмийг тодорхойлох боломжийг олгодог. Товч томъёолол нь маш энгийн сонсогдож байна. Дамжуулагчийн хэлхээний талбайн параметрүүд өөрчлөгдөх үед гарч ирдэг гүйдэл нь соронзон орны ачаар ийм өөрчлөлтөөс сэргийлдэг.
Хэрэв соронзыг ороомогт аажмаар оруулбал түүний доторх соронзон урсгалын түвшин нэмэгддэг. Лензийн дүрмийн дагуу соронзон орон нь соронзон орны өсөлтөөс эсрэг чиглэлтэй байх болно. Энэ чиглэлийг ойлгохын тулд соронзыг харах хэрэгтэй хойд тал. Эндээс гимлет эрэг рүү шургана хойд туйл. Гүйдэл нь цагийн зүүний дагуу хөдөлнө.
Хэрэв системээс соронзыг салгавал түүний доторх соронзон урсгал буурна. Гүйдлийн чиглэлийг тогтоохын тулд гимлетийг тайлсан байна. Эргүүлэлтийг чиглүүлэх болно урвуу талцагийн зүүний дагуу залгах.
Lenz-ийн найрлага нь болдог их үнэ цэнэбитүү гогцоотой, эсэргүүцэлгүй системийн хувьд. Үүнийг ихэвчлэн хамгийн тохиромжтой контур гэж нэрлэдэг. Лензийн дүрмээр бол түүний соронзон урсгалыг нэмэгдүүлэх, багасгах боломжгүй юм.
Өөрийгөө индукцийн тухай ойлголт
Индукц үүсгэх хамгийн тохиромжтой систем, дамжуулагчийн цахилгаан буурах эсвэл ихсэх үед үүсдэг үүнийг өөрөө индукц гэж нэрлэдэг.
Өөрийгөө индукцийн тухай Фарадейгийн хууль нь цахилгаан өөрчлөгдөхөд өөр өөрчлөлт гарахгүй бол тэгш байдлыг илэрхийлдэг.
Энд e нь emf, L нь хаалттай ороомгийн индукц, ΔI/Δt нь гүйдлийн өөрчлөлтийн хурд юм.
Индукц
Дамжуулах систем дэх гүйдлийн хүч ба соронзон урсгал зэрэг категориудын хоорондын пропорциональ байдлыг харуулсан хамаарлыг индукц гэж нэрлэдэг. Шалгуур үзүүлэлтэд ороомгийн физик хэмжээсүүд нөлөөлдөг соронзон шинж чанарорчин. Харилцааг дараахь томъёогоор тодорхойлно.
Хэлхээнд хөдөлж буй цахилгаан нь соронзон орны дүр төрхийг өдөөдөг. Энэ нь өөрийн дамжуулагчийг нэвтэрч, хэлхээгээр дамжуулан өөрийн урсгалыг бий болгодог. Түүнээс гадна өөрийн урсгалтүүнийг үйлдвэрлэдэг цахилгаантай пропорциональ:
Индукцийн утга нь мөн Фарадейгийн хуулиас үүсдэг.
Үл хөдлөх хөрөнгийн систем
Лоренцын хүч нь систем тогтмол утгатай талбарт хөдөлж байх үед EMF үүсэхийг тайлбарладаг. Индукцийн EMF нь суурин дамжуулагч систем хувьсах соронзон орон дотор байх үед үүсэх чадвартай. Энэ жишээн дэх Лоренцын хүч нь өдөөгдсөн EMF-ийн харагдах байдлыг тайлбарлах боломжгүй юм.
Тогтмол төрлийн дамжуулагч системийн хувьд Максвелл ашиглахыг санал болгов тусгай тэгшитгэл. Энэ нь ийм системд EMF-ийн илрэлийг тайлбарладаг. Фарадей-Максвелийн хуулийн гол зарчим бол хувьсах орон нь эргэн тойрон дахь орон зайд цахилгаан орон үүсгэдэг явдал юм. Энэ нь суурин системд индукцийн гүйдлийн харагдах байдлыг өдөөдөг хүчин зүйл болдог. Хөдөлгөөнгүй контур (L) дагуу векторын хөдөлгөөн (E) нь EMF юм:
Гүйдэл байгаа үед хувьсах утгаФарадейгийн хуулиудыг Максвеллийн тэгшитгэлд хөрвүүлэв. Түүнээс гадна тэдгээрийг танилцуулж болно дифференциал хэлбэр, мөн интеграл хэлбэрээр.
Электролизийн чиглэлээр ажилладаг
Фарадейгийн хуулиудыг ашиглахдаа электролизийн үед байдаг хэв маягийг тайлбарласан болно. Энэ үйл явц нь янз бүрийн бодис бүхий бодисыг хувиргах явдал юм өөр өөр шинж чанарууд. Энэ нь цахилгаан гүйдэл электролитээр дамжих үед тохиолддог.
Эдгээр хэв маягийг 1834 онд М.Фарадей баталжээ. Эхний мэдэгдэлд электролитээр дамжих цэнэгийн дагуу электрод дээр үүссэн бодисын масс өөрчлөгддөг гэж заасан.
Хоёрдахь мэдэгдэлд өөр өөр шинж чанартай бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн эквивалент нь эдгээр бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн химийн эквиваленттай пропорциональ байна гэж заасан.
Танилцуулсан хоёр мэдэгдлийг Фарадейгийн нэгдсэн хуульд нэгтгэв. Үүнээс үзэхэд Фарадей тоо нь электролит дээр 1 моль бодис ялгаруулах чадвартай цахилгаантай тэнцүү байх болно. Үүнийг валентын нэгжээр тооцдог. 1874 онд электроны цэнэгийг хосолсон томъёогоор тооцоолсон.
Фарадейгийн тогтоосон электролизийн хуулиудыг туршсан өөр утгатайгүйдэл, температур, даралт, түүнчлэн хоёр ба түүнээс дээш бодисыг нэгэн зэрэг ялгаруулах. Мөн янз бүрийн хайлмал, уусгагчаар электролиз хийсэн. Туршилтын хооронд электролитийн концентраци бас ялгаатай байв. Үүний зэрэгцээ Фарадейгийн хуулиас бага зэрэг хазайх нь заримдаа ажиглагдсан. Тэднийг тайлбарлаж байна электрон дамжуулалтионы дамжуулалттай хамт тодорхойлогддог электролитууд.
Английн физикч М.Фарадейгийн хийсэн нээлтүүд олон үзэгдлийг дүрслэх боломжтой болсон. Түүний хуулиуд нь орчин үеийн электродинамикийн үндэс суурь юм. Орчин үеийн янз бүрийн тоног төхөөрөмж энэ зарчмаар ажилладаг.
Үндсэн ойлголт > Асуудал ба хариултууд
Электролиз. Фарадейгийн хуулиуд
1
Натрийн электрохимийн эквивалентыг ол. Моляр масснатрим = 0.023 кг/моль, түүний валент z=1. Фарадей тогтмол
Шийдэл:
2
Цайрын анодын массм = 5 г гүйдэл дамжих электролитийн ваннд байрлуулсан I =2 A. Хэдэн цагийн дараат Металл бүтээгдэхүүнийг бүрэхийн тулд анодыг бүрэн ашигладаг уу? Цайрын цахилгаан химийн эквивалент
Шийдэл: 
3 Хэрэв цэнэг электролитийн баннаар дамжин өнгөрөхөд Фарадейгийн тогтмолыг ол q = 7348 С катодод алтны масс ялгарсанм = 5 гр алтны химийн эквивалент А = 0.066 кг/моль.
Шийдэл:
Фарадейгийн нэгдсэн хуулийн дагуу
эндээс
4 Бодисын масс тоон хувьд тэнцүү бол энгийн цахилгаан цэнэгийг e-г ол химийн эквивалент, N агуулсан o =N A /z атом эсвэл молекулууд.
Шийдэл:
Электролитийн уусмал дахь ионууд нь хэд хэдэн энгийн цэнэгтэй байдаг. валенттай тэнцүү z. Химийн эквиваленттай тоогоор тэнцүү бодисын массыг ялгаруулах үед Фарадей тогтмолтай тэнцүү цэнэг уусмалаар дамжин өнгөрдөг. 
Тиймээс үндсэн цэнэг
5
Мөнгөний молийн массм 1 =0.108 кг/моль, түүний валент z 1
= 1 ба цахилгаан химийн эквивалент
. Алтны молийн масс нь k2 бол алтны цахилгаан химийн эквивалентыг олм 2 = 0.197 кг/моль, түүний валент z 2 = 3.
Шийдэл:
Фарадейгийн хоёр дахь хуулийн дагуу бид
иймээс алтны электрохимийн эквивалент
6 Цаг хугацааны явцад ялгарах бодисын массыг олт Сүлжээнд цуваа холбогдсон гурван электролитийн ванны катодууд дээр =10ц DC. Банны анодууд - зэс, никель, мөнгө нь CuS-ийн уусмалд дүрдэг. O 4, NiS0 4 ба AgN0 3 . Электролизийн гүйдлийн нягт j =40 А/м2, ванн тус бүрт катодын талбайС = 500 см Зэс, никель, мөнгөний цахилгаан химийн эквивалент
Шийдэл:
Ванн дахь гүйдэл I=jS. Фарадейгийн анхны хуулийн дагуу электролизийн үед ялгарах бодисын масс
7
Цаг хугацаа өнгөрөхөд никель бүрэх бүтээгдэхүүнийгт = 2 цаг никелийн зузаан давхарга хуримтлагдсанл =0.03 мм.
Электролизийн үед гүйдлийн нягтыг ол. Никелийн цахилгаан химийн эквивалент, түүний нягтрал 
Шийдэл: 
8
Электролитийн баннтай цувралаар холбогдсон амперметр нь гүйдлийг харуулдаг Io =1.5А. Хэрэв энэ хугацаанд амперметрийн заалтад ямар засвар хийх ёстойт =10 мин зэсийн масс катод дээр тогтсонм = 0.316 гр? Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл:
Фарадейгийн анхны хуулийн дагуу m = kIт , энд I нь хэлхээний гүйдэл; эндээс I = m / k t =1.6 А, өөрөөр хэлбэл. амперметрийн заалтыг засах шаардлагатай
9
Вольтметрийн уншилтын зөв эсэхийг шалгахыг хүсвэл үүнийг мэдэгдэж байгаа эсэргүүцэлтэй резистортой зэрэгцүүлэн холбосон. R = 30 Ом. Мөнгөний электролиз хийдэг электролитийн банн нь нийтлэг хэлхээнд цувралаар холбогддог. Тухайн үедт =5 минут энэ ваннд мөнгөний масс ялгарсанм = 55.6 мг. Вольтметр нь хүчдэлийг харуулсан Vo = 6 V. Вольтметрийн заалт ба хоорондын зөрүүг ол яг үнэ цэнэрезистор дээрх хүчдэлийн уналт. Мөнгөний цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл:
Фарадейгийн анхны хуулийн дагуу m = klт , энд I нь хэлхээний гүйдэл юм. Эсэргүүцэл дээрх хүчдэлийн уналтын тодорхой утга нь V=IR = mR/k байнат = 4.91 V. Вольтметрийн заалт ба хүчдэлийн уналтын яг утгын зөрүү
10
Цаг хугацаа өнгөрөхөд мөнгөний давсны уусмалаар мөнгөн халбага хийхэдт =5 цагийн гүйдэл дамжсан I =1.8 A. Катод нь n =12 халбага, тус бүр нь гадаргуутайС =50 см2. Халбага дээр хэр зузаан мөнгөн давхарга тогтох вэ? Мөнгөний молийн массм = 0.108 кг/моль, түүний валент z= 1 ба нягтрал 
.
Шийдэл:
Давхаргын зузаан
11 Хоёр электролитийн банн нь цувралаар холбогдсон. Эхний ваннд төмрийн хлоридын уусмал (FeCl 2 ), хоёр дахь нь - төмрийн хлоридын уусмал (FeCl 3 ). Цэнэг баннаар дамжин өнгөрөх үед банн бүрийн катод дээрх төмрийн масс, анод дээрх хлорын массыг ол.. Төмөр ба хлорын молийн масс.
Шийдэл:
Эхний ваннд төмөр нь хоёр валент (z1 = 2), хоёр дахь нь гурван валент (z2 = 3) байна. Тиймээс уусмалаар дамжин өнгөрөх үед ижил төлбөрялгарах янз бүрийн масскатод дээр төмөр: эхний ваннд
хоёр дахь ваннд
Хлорын атомын валент нь z = 1 тул банн бүрийн анод дээр хлорын масс ялгардаг.
12 Хүхрийн хүчлийн уусмалыг электролиз хийх явцад (CuS O 4 ) цахилгаан зарцуулалт N=37 Вт. Хэрэв цаг хугацааны хувьд электролитийн эсэргүүцлийг олт = 50 мин устөрөгчийн масс ялгардагм = 0.3 г устөрөгчийн молийн массм = 0.001 кг/моль, түүний валент z= 1 .
Шийдэл: 
13
Никель үйлдвэрлэх электролитийн аргаар нэгж масс тутамд W зарцуулдагм = 10 кВт.ц ц/кг цахилгаан. Никелийн цахилгаан химийн эквивалент
. Электролизийг ямар хүчдэлд хийдэг вэ?
Шийдэл:
14
Хэрэв электролитийн аргаар гаргаж авахад W = 5 кВт зарцуулсан бол ялгарсан зэсийн массыг олХ ц цахилгаан. Электролизийг хүчдэлд гүйцэтгэдэгВ =10 В, үр ашиг суурилуулалт h =75%. Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл:
Үр ашиг суурилуулалт
энд q нь баннаар дамжин өнгөрөх цэнэг юм. Суллагдсан зэсийн масс m=kq; эндээс
15
Хүхрийн хүчлийн уусмалаар ямар цэнэг дамждаг вэ (CuS O 4 ) t хугацааны хувьд =10с, хэрэв энэ хугацаанд гүйдэл I-ээс жигд нэмэгдвэл 1 = 0-ээс I 2 = 4А? Катодод ямар хэмжээний зэс ялгардаг вэ? Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл: 
Дундаж гүйдэл
Уусмалаар урсах цэнэг
Төлбөрийг хайж байна графикаарЗурагт үзүүлэв. 369. Гүйдлийн ба цаг хугацааны график дээр сүүдэрлэсэн хэсэг нь цэнэгтэй тоогоор тэнцүү байна. Катод дахь зэсийн масс нь
16
Зэсийг электролиз ашиглан цэвэршүүлэхдээ R = 0.5 Ом-ийн нийт эсэргүүцэлтэй цуваа холбогдсон электролитийн баннуудад V = 10 В хүчдэл өгнөт =10 цаг. E.m.f. туйлшралд = 6 V. Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл:
17
Цаг хугацаа өнгөрөхөд электролитийн баннаар усыг электролиз хийх үед t = 25 мин урссан гүйдэл I =20 A. Температур гэж юу вэт суллагдсан хүчилтөрөгч, хэрэв энэ нь p = 0.2 МПа даралтын дор V = 1 литр эзэлхүүнтэй бол? Усны молийн массм =0.018 кг/моль. Хүчилтөрөгчийн цахилгаан химийн эквивалент
.
Шийдэл:
Энд R = 8.31 Дж/(моль К) нь хийн тогтмол.
18
Хөнгөн цагаан үйлдвэрлэх электролитийн аргаар нэгж масс тутамд W зарцуулдаг 1 м = 50 кВт цаг ц/кг цахилгаан. Электролизийг V1 = хүчдэлд хийнэ 1
6.2 V. Эрчим хүчний зарцуулалт ямар байх вэ W 2м V2 = 8 хүчдэлийн нэгж масс тутамд, 1 В?
Шийдэл: 
