Фарадейгийн электролизийн хууль нь тодорхойлолтуудыг ашигладаг. Трансформаторын индукцийн emf-ийн Фарадейгийн хууль

Батерейдохиоллын систем, гар чийдэн, цаг, тооны машин, аудио систем, тоглоом, радио, авто төхөөрөмж, алсын удирдлага зэрэгт ашигладаг.

БатерейЭдгээрийг автомашины хөдөлгүүрийг эхлүүлэхэд ашигладаг; мөн хүн ам суурьшсан газраас алслагдсан газруудад цахилгаан эрчим хүчний түр зуурын эх үүсвэр болгон ашиглаж болно.

Түлшний эсүүдцахилгаан эрчим хүч үйлдвэрлэх (цахилгаан станцууд), яаралтай эрчим хүчний эх үүсвэр, бие даасан эрчим хүчний хангамж, тээвэр, самбар дээрх цахилгаан хангамж, хөдөлгөөнт төхөөрөмжүүдэд ашигладаг.

Электролиз

Электролиз- ялгарахаас бүрдэх физик, химийн процесс электродуудУусмал эсвэл хайлмалаар цахилгаан гүйдэл дамжих үед үүсдэг электрод дахь хоёрдогч урвалын үр дүнд үүссэн ууссан бодис эсвэл бусад бодисын бүрэлдэхүүн хэсэг электролит.

Дамжуулах шингэн дэх ионуудын дараалсан хөдөлгөөн нь үүссэн цахилгаан талбарт явагддаг электродууд- эх үүсвэрийн туйлуудтай холбогдсон дамжуулагч цахилгаан эрчим хүч. Анодэлектролизийн үед үүнийг эерэг электрод гэж нэрлэдэг. катод- сөрөг. Эерэг ионууд - катионууд- (металл ион, устөрөгчийн ион, аммонийн ион гэх мэт) - катод руу шилжих, сөрөг ионууд - анионууд- (хүчиллэг үлдэгдэл ба гидроксил бүлгийн ионууд) - анод руу шилжинэ.

Орчин үеийн үйлдвэрлэлд электролизийн үзэгдэл өргөн хэрэглэгддэг. Ялангуяа электролиз нь хөнгөн цагаан, устөрөгч, түүнчлэн натрийн гидроксид, хлор, хлорорганик нэгдлүүдийг үйлдвэрлэлийн аргаар үйлдвэрлэх аргуудын нэг юм. эх сурвалжийг тодорхойлоогүй 1854 хоног], манганы давхар исэл, устөрөгчийн хэт исэл. Хүдрээс их хэмжээний металл гаргаж аваад электролиз (цахилгаан олборлолт, цахилгаан цэвэршүүлэх) ашиглан боловсруулдаг. Түүнчлэн электролиз нь химийн гүйдлийн эх үүсвэрийн үйл ажиллагааны үндсэн процесс юм.

Электролизийг бохир ус цэвэрлэхэд ашигладаг (цахилгаан коагуляци, цахилгаан олборлолт, электрофлотацийн процесс). Энэ нь олон бодис (металл, устөрөгч, хлор гэх мэт) үйлдвэрлэхэд, метал бүрэх (цахилгаан бүрэх), объектын хэлбэрийг хуулбарлахад (электропластик) ашиглагддаг.

Фарадейгийн анхны хууль

1832 онд Фарадей электрод дээр ялгарсан бодисын масс m нь электролитээр дамжин өнгөрөх цахилгаан цэнэг q-тай шууд пропорциональ байна гэж тогтоосон: хэрэв энэ нь электролитээр t хугацаанд дамжих юм бол. Д.С.гүйдлийн хүчээр I. Пропорциональ байдлын коэффициент гэж нэрлэдэг бодисын цахилгаан химийн эквивалент. Тэр тоогоор масстай тэнцүүнэг цахилгаан цэнэг электролитээр дамжин өнгөрөхөд ялгарах бодис бөгөөд тухайн бодисын химийн шинж чанараас хамаардаг.

Фарадейгийн хоёр дахь хууль

Цахилгаан химийн эквивалентууд янз бүрийн бодисуудтэдэн шиг харьц химийн эквивалент.

Химийн эквивалент мөн тэрхарилцаа гэж нэрлэдэг молийн массА мөн тэртүүнд валент z. Тиймээс цахилгаан химийн эквивалент

хаана F - Фарадей тогтмол.

Фарадейгийн хоёр дахь хуулийг дараах байдлаар бичжээ

Энд M(г/моль) нь электролизийн үр дүнд үүссэн өгөгдсөн бодисын молийн масс; I(A) - бодис эсвэл хольцоор дамжин өнгөрөх гүйдлийн хүч; дельта t(c) - электролиз хийх хугацаа; F (C моль -1) - Фарадей тогтмол; n нь электролиз (исэлдсэн эсвэл бууруулсан) -д шууд оролцдог ионы (болон түүний эсрэг ион) цэнэгийн үнэмлэхүй утгатай тэнцүү байх процесст оролцож буй электронуудын тоо юм.

1. Фарадейгийн анхны хууль бол үндсэн хууль юм тоо хэмжээний хуульцахилгаан хими.

2.Электрохимийн эквивалент.

3.Кулометр.Кулометрийн ангилал.

4. Бодисын урсгалаар гарах.

5. Тогтмол ба импульсийн гүйдлийг ашиглах үед гүйдлийн гаралтыг тодорхойлох арга.

6.Фарадейгийн хоёр дахь хууль.

7. Фарадейгийн хуулиас гажсан илэрхий тохиолдлууд.

1. Фарадейгийн анхны хууль

Кулометрийн гурван үндсэн төрөл байдаг: гравиметрийн (гравиметрийн), эзэлхүүний (эзэлхүүний) болон титрлэлтийн.

Кулометрийн жингийн хувьд (эдгээрт мөнгө, зэс орно) тэдгээрээр дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээг катод эсвэл анодын массын өөрчлөлтөөр тооцоолно. Эзлэхүүний кулометрт үүссэн бодисын эзэлхүүнийг (устөрөгчийн кулометр дэх хий, мөнгөн усны кулометр дэх шингэн мөнгөн ус) хэмжихэд үндэслэн тооцооллыг хийдэг. Титрлэлтийн кулометрт цахилгааны хэмжээг электродын урвалын үр дүнд уусмалд үүссэн бодисын титрлэлтийн өгөгдлөөр тодорхойлно.

Зэсийн кулометрпрактикт хамгийн түгээмэл байдаг лабораторийн судалгаа, учир нь үйлдвэрлэхэд хялбар бөгөөд нэлээд нарийвчлалтай. Цахилгаан эрчим хүчний хэмжээг тодорхойлох нарийвчлал нь 0.1% байна. Кулометр нь хоёр зэс анод ба тэдгээрийн хооронд байрладаг нимгэн зэс тугалган катодоос бүрдэнэ. Зэсийн кулометр дэх электролит нь дараах найрлагатай усан уусмал юм: CuSO 4 ∙ 5H 2 O, H 2 SO 4 ба этанол C 2 H 5 OH хүхрийн хүчил нэмэгддэг цахилгаан дамжуулах чанарэлектролит ба үүнээс гадна катодын орон зайд зэсийн үндсэн нэгдлүүд үүсэхээс сэргийлж, катод дээр шингэж, улмаар түүний массыг нэмэгдүүлдэг. Зэсийн кулометрийн электролит дэх H 2 SO 4 нь пропорциональ бус урвалын үр дүнд үүсч болох Cu 1+ нэгдлүүдийн хуримтлалаас урьдчилан сэргийлэхэд зайлшгүй шаардлагатай.

Cu 0 + Cu 2+ → 2Cu +

Илүү нарийн талстлаг, нягт катодын ордуудыг олж авах, кулометрийн зэс электродын исэлдэлтээс урьдчилан сэргийлэхийн тулд этилийн спиртийг электролитэд нэмнэ.

Дамжуулсан цахилгааны хэмжээг электролизийн өмнө болон дараа нь катодын массын өөрчлөлтөөр үнэлдэг.

катод, анод нь цэвэр мөнгөөр ​​хийгдсэн.

Төвийг сахисан эсвэл бага зэрэг хүчиллэг 30% мөнгөний нитратын уусмалыг мөнгөн колометрт электролит болгон ашигладаг.

Хийн устөрөгч-хүчилтөрөгчийн кулометрбага хэмжээний цахилгааныг ойролцоогоор хэмжихэд ашигладаг. Энэ нь электролизийн үед ялгарах устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн нийт хэмжээг хэмждэг усан уусмал H 2 SO 4 эсвэл NaOH ба энэ утгаас дамжуулсан цахилгааны хэмжээг тооцоолно. Эдгээр кулометрийг харьцангуй ховор ашигладаг, учир нь Тэдний нарийвчлал бага, жин хэмжигчтэй харьцуулахад хэрэглэхэд тохиромжтой биш юм.

Эзлэхүүний кулометрт мөн багтана мөнгөн усны кулометр. Энэ нь цахилгаан эрчим хүчний хэмжээг хэмжихэд голчлон үйлдвэрлэлд ашиглагддаг. Мөнгөн усны кулометрийн нарийвчлал нь 1%, гэхдээ энэ нь ажиллах боломжтой өндөр нягтралтайОдоогийн Анод нь мөнгөн ус юм. Нүүрс бол катод юм. Электролит нь мөнгөн усны иодид ба калийн иодидын уусмал юм. Цахилгааны хэмжээг хоолой дахь мөнгөн усны түвшингээс тооцдог.

Хамгийн түгээмэл нь титрлэлтийн кулометр- иод

Тэгээд Кистяковский кулометр.

Иодын кулометр нь катод ба анодын зайгаар тусгаарлагдсан цагаан алт-иридиум электрод бүхий сав юм. нэмсэн калийн иодидын төвлөрсөн уусмал давсны хүчил, катодын тасалгаанд - давсны хүчлийн уусмал. Анодоор гүйдэл дамжих үед иод ялгарч, дараа нь натрийн тиосульфат (Na 2 S 2 O 3) -аар титрлэнэ. Титрлэлтийн үр дүнд үндэслэн цахилгааны хэмжээг тооцоолно.

Кистяковский кулометр- Энэ бол шилэн сав. Анод нь мөнгөн устай шилэн хоолойд гагнагдсан мөнгөн утас юм. Савыг калийн нитрат (15-20%) уусмалаар дүүргэнэ. Энэ уусмалд цагаан алт-иридиум катодыг дүрнэ. Гүйдэл дамжих үед мөнгөний анод уусдаг. Мөн уусмалын титрлэлтийн үр дүнд үндэслэн цахилгааны хэмжээг тооцоолно.

4. Одоогийн гаралт

Zn 2+ +2ē →Zn

Хэрэв электрод дээр хэд хэдэн зэрэгцээ цахилгаан химийн урвал явагдах юм бол Фарадейгийн эхний хууль тус бүрт хүчинтэй байх болно.

Практик зорилгоор тодорхой урвал бүрт цахилгаан химийн системээр дамждаг гүйдэл эсвэл цахилгааны хэдэн хувийг зарцуулж байгааг харгалзан үзэхийн тулд ойлголт гүйдлээр бодисын гаралт.

Тиймээс VT нь энэхүү цахилгаан химийн урвалын хувийг эзэлдэг цахилгаан химийн системээр дамжсан цахилгааны хэмжээг тодорхойлох боломжийг олгодог.

Шийдвэрлэхийн нэгэн адил VT-ийн мэдлэг зайлшгүй шаардлагатай онолын асуудлууд: жишээлбэл, хэсэгчилсэн туйлшралын муруйг барьж, цахилгаан химийн урвалын механизмыг тодруулах, технологийн үйл ажиллагааны үр нөлөөг үнэлэх зорилгоор металл, металл бус, хайлшийг электродоор буулгах практикт. Практикт VT-ийг ихэвчлэн бодисын практик массыг Фарадейгийн хуулиар тодорхойлсон онолын массад хуваах замаар тодорхойлдог.

m практик - тодорхой хэмжээний цахилгаан гүйдлийн үр дүнд бараг өөрчлөгдсөн бодисын масс; м онол нь ижил хэмжээний цахилгаан дамжуулах үед онолын хувьд хувирах бодисын масс юм.

Катодын процессын VT нь дүрмээр бол анод процессын VT-тэй давхцдаггүй тул катод ба анодын гүйдлийн гаралтыг ялгах шаардлагатай. Өнөөг хүртэл бид эхний төрлийн дамжуулагч ба хоёр дахь төрлийн дамжуулагчийн хоорондох интерфейсээр шууд цахилгаан гүйдэл урсах үед VT-ийг тодорхойлох тохиолдлыг авч үзсэн.

5. Импульсийн гүйдлийг ашиглан VT тодорхойлох аргууд

Харин фазын хилээр урсдаг бол импульсийн гүйдэл, дараа нь VT-ийг тодорхойлоход үүсдэг их бэрхшээлүүд. Импульсийн электролизийн үед VT-ийг тодорхойлох ганц арга, хэрэгсэл байдаггүй. Импульсийн электролизийн нөхцөлд VT-ийг тодорхойлоход хүндрэлтэй байгаа нь системээр дамжин өнгөрөх гүйдэл нь зөвхөн цахилгаан химийн урвалд төдийгүй цахилгаан давхар давхаргыг цэнэглэхэд зарцуулагддагтай холбоотой юм. Цахилгаан, интерфэйсээр дамжиж цахилгаан химийн хувиргалт үүсгэхийг ихэвчлэн Фарадей гүйдэл гэж нэрлэдэг. Цэнэглэх гүйдэл нь цахилгаан давхар давхаргыг цэнэглэх, уусгагчийг дахин зохион байгуулах, урвалж өөрөө, i.e. цахилгаан химийн урвал явагдах нөхцлийг бүрдүүлдэг бүх зүйл учраас цахилгаан химийн системээр дамжин өнгөрөх нийт гүйдлийн илэрхийлэл дараах байдалтай байна.

I = Iz + Iph, Iz нь цэнэглэх гүйдэл, Iph нь Фарадей гүйдэл юм.

Тодорхойлолт шаардлагагүй бол үнэмлэхүй утгууд VT, дараа нь импульсийн электролизийн үр ашгийг үнэлэх шалгуур болгон тунадасыг уусгахад зарцуулсан цахилгааны хэмжээг түүний үүсэхэд зарцуулсан цахилгааны харьцааг ашиглаж болно.

6. Фарадейгийн хоёр дахь хууль.

Математикийн хувьд энэ хуулийг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

Фарадейгийн хоёр дахь хууль нь эхний хуулийн шууд үр дагавар юм. Фарадейгийн хоёр дахь хууль нь урвалд орсон бодисын хэмжээ ба түүний химийн шинж чанарын хоорондын хамаарлыг тусгасан болно.

Фарадей хоёр дахь хуулийн дагуу:

Хэрэв эхний төрлийн дамжуулагч ба хоёр дахь төрлийн дамжуулагчийн хоорондох интерфейс дээр хэд хэдэн бодис оролцдог нэг цахилгаан химийн урвал явагдах юм бол хувиргасан урвалд оролцогчдын масс нь бие биенээсээ хамааралтай байна. тэдгээрийн химийн эквивалентууд.

7. Фарадейгийн хуулиас гажсан илэрхий тохиолдлууд

Бодис ба цахилгааны атомын шинж чанарт үндэслэсэн Фарадейгийн анхны хууль бол байгалийн яг хууль юм. Үүнээс ямар ч хазайлт байж болохгүй. Хэрэв практикт энэ хуулиас хазайлт нь тооцооллын явцад ажиглагдвал энэ нь гол цахилгаан химийн урвалыг дагалддаг процессуудыг бүрэн авч үзээгүйгээс болдог. Жишээлбэл, сүвэрхэг диафрагмаар тусгаарлагдсан платин электрод, анод ба катодын зай бүхий системд NaCl-ийн усан уусмалыг электролиз хийх үед катод дээр дараах урвал явагдана.

2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH -

ба анод дээр: 2Cl - - 2ē = Cl 2

Үүссэн тоо хэмжээ хлорын хий Cl 2 нь электролитэд уусч, гидролизийн урвалд ордог тул Фарадейгийн хуулийн дагуу дараахаас үргэлж бага байдаг.

Cl 2 + H 2 O → HCl+ HClO

Хэрэв бид устай урвалд орсон хлорын массыг харгалзан үзвэл Фарадейгийн хуулийн дагуу тооцоолсон үр дүнг олж авна.

Эсвэл олон металлыг анод уусгах явцад хоёр процесс зэрэгцээ явагддаг - хэвийн валентын ионууд ба субионууд гэж нэрлэгддэг ионууд үүсдэг. бага валентын ионууд, жишээ нь: Cu 0 - 2ē → Cu 2+ ба

Cu- 1ē → Cu +. Тиймээс зөвхөн ионууд үүсдэг гэсэн таамаглалын дагуу Фарадейгийн хуулийн дагуу тооцоолсон. хамгийн өндөр валентбуруу болж хувирдаг.

Ихэнхдээ электрод дээр нэг цахилгаан химийн урвал явагддаггүй, гэхдээ хэд хэдэн бие даасан зэрэгцээ урвал явагддаг. Жишээлбэл, Zn-ийг ZnSO 4-ийн хүчиллэг уусмалаас Zn ионы ялгаралтаас салгахдаа:

Zn 2+ +2ē →Zn

гидронийн ионыг багасгах урвал явагдана: 2H 3 O + +2ē → H 2 + 2H 2 O.

Хэрэв электрод дээр хэд хэдэн зэрэгцээ цахилгаан химийн урвал явагдах юм бол Фарадейгийн эхний хууль тус бүрт хүчинтэй байх болно.

Индукцийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч бий болсон хамгийн чухал нээлтфизикийн салбарт. Энэ нь хөгжлийн үндэс суурь болсон техникийн хэрэглэээнэ үзэгдэл.

Jpg?.jpg 600w, https://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/1-24.jpg 765w" sizes="(хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Майкл Фарадей

Өгүүллэг

19-р зууны 20-иод онд Дани Эрстед цахилгаан гүйдэл урсаж буй дамжуулагчийн хажууд соронзон зүү тавих үед түүний хазайлтыг ажиглажээ.

Майкл Фарадей энэ үзэгдлийг илүү нарийвчлан судлахыг хүссэн. Тэрээр соронзлолыг цахилгаан болгон хувиргах зорилгоо тууштай хэрэгжүүлсэн.

Фарадейгийн анхны туршилтууд нь түүнд хэд хэдэн бүтэлгүйтэл авчирсан, учир нь тэр анхандаа нэг хэлхээнд их хэмжээний шууд гүйдэл нь ойролцоох хэлхээнд гүйдэл үүсгэж чадна гэж итгэж байсан. цахилгаан холбоотэдний хооронд.

Судлаач туршилтуудыг өөрчилсөн бөгөөд 1831 онд амжилттай титэм зүүжээ. Фарадейгийн туршилтууд нь цаасан хоолойг зэс утсыг ороож, түүний үзүүрийг гальванометрт холбосноор эхэлсэн. Дараа нь эрдэмтэн ороомог дотор соронз байрлуулж, гальванометрийн зүү нь агшин зуурын хазайлт өгч байгааг анзаарсан нь ороомогт гүйдэл үүсгэсэн болохыг харуулж байна. Соронзыг салгасны дараа сумны хазайлт гарч ирэв эсрэг чиглэл. Удалгүй бусад туршилтуудын явцад тэрээр нэг ороомогоос хүчдэл авч, арилгах үед ойролцоох ороомогт гүйдэл гарч ирснийг анзаарав. Хоёр ороомог нь нийтлэг соронзон хэлхээтэй байв.

Jpg?.jpg 600w, https://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/2-21-120x74..jpg 706w" sizes="(хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Фарадейгийн туршилтууд

Фарадей бусад ороомог, соронзтой хийсэн олон тооны туршилтыг үргэлжлүүлж, судлаач индукцийн гүйдлийн хүч нь дараахь зүйлээс хамаардаг болохыг тогтоожээ.

• ороомог дахь эргэлтийн тоо;
• соронзны хүч;
• соронзыг ороомогт дүрэх хурд.

Цахилгаан соронзон индукц (EMF) гэдэг нэр томьёо нь хувьсах гадаад соронзон орны нөлөөгөөр дамжуулагч дотор EMF үүсдэг үзэгдлийг хэлдэг.

Цахилгаан соронзон индукцийн хуулийн томъёолол

Хуулийн амаар томъёолох цахилгаан соронзон индукц: аливаа битүү гогцоонд өдөөгдсөн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь сөрөг хугацааны өөрчлөлтийн хурдтай тэнцүү байна соронзон урсгал, гинжин хэлхээнд бэхлэгдсэн.

Энэхүү тодорхойлолтыг математикийн хувьд дараах томъёогоор илэрхийлнэ.

E = - ΔΦ/ Δt,

Энд Ф = B x S, соронзон урсгалын нягт B ба соронзон урсгалаар перпендикуляр огтлолцсон S талбайтай.

Нэмэлт мэдээлэл.Хоёр байна өөр өөр хандлагаиндукц руу. Эхнийх нь Лоренцын хүчийг ашиглан индукц ба түүний хөдөлгөөнт цахилгаан цэнэг дээр үзүүлэх үйлдлийг тайлбарладаг. Гэсэн хэдий ч, гэх мэт тодорхой нөхцөл байдалд соронзон хамгаалалтэсвэл нэг туйлт индукцийг ойлгоход асуудал үүсч болно физик үйл явц. Хоёрдахь онол нь талбайн онолын аргуудыг ашигладаг бөгөөд хувьсах соронзон урсгалууд болон эдгээр урсгалуудын холбогдох нягтыг ашиглан индукцийн процессыг тайлбарладаг.

Цахилгаан соронзон индукцийн хуулийн физик утгыг гурван заалтаар томъёолсон болно.

1. Утасны ороомог дахь гадаад MF-ийн өөрчлөлт нь түүний доторх хүчдэлийг өдөөдөг. Дамжуулах цахилгаан хэлхээг хаах үед индукцийн гүйдэл нь дамжуулагчаар эргэлдэж эхэлдэг;
2. Өдөөгдсөн хүчдэлийн хэмжээ нь ороомогтой холбоотой соронзон урсгалын өөрчлөлтийн хурдтай тохирч байна;
3. Өдөөгдсөн emf-ийн чиглэл нь түүнийг үүсгэсэн шалтгаанаас үргэлж эсрэг байдаг.

Data-lazy-type="image" data-src="http://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/3-18-600x367.jpg?.jpg 600w, https://elquanta. ru/wp-content/uploads/2018/03/3-18-768x470..jpg 120w, https://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/3-18.jpg 900w" sizes=" (хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Цахилгаан соронзон индукцийн хууль

Чухал!Цахилгаан соронзон индукцийн хуулийн томъёог ашигласан болно ерөнхий тохиолдол. Соронзон урсгалын өөрчлөлтөөр тайлбарлах боломжгүй индукцийн тодорхой хэлбэр байдаггүй.

Дамжуулагч дахь индукцийн EMF

MF-д хөдөлж буй дамжуулагч дахь индукцийн хүчдэлийг тооцоолохын тулд өөр томъёог ашиглана.

E = - B x l x v x sin α, энд:

• B - индукц;
• l - дамжуулагчийн урт;
• v - хөдөлгөөний хурд;
• α нь хөдөлгөөний чиглэлээс үүссэн өнцөг ба вектор чиглэлсоронзон индукц.

Чухал!Хаашаа чиглүүлж байгааг тодорхойлох арга өдөөгдсөн гүйдэл, дамжуулагчаар үүсгэсэн: байрлуулах баруун гардалдуу мод ороход перпендикуляр цахилгаан шугамУИХ-ын гишүүн, томилогдсон эрхий хуруудамжуулагчийн хөдөлгөөний чиглэлийг зааж өгснөөр бид дөрвөн хуруугаа шулуун болгосноор гүйдлийн чиглэлийг таньдаг.

Jpg?.jpg 600w, https://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/4-17-210x140.jpg 210w" sizes="(хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Баруун гарын дүрэм

Электролизийн хуулиуд

1833 онд Фарадейгийн хийсэн түүхэн туршилтууд мөн электролизтэй холбоотой байв. Тэрээр спиртийн чийдэнгээр халаасан ууссан цагаан тугалганы хлорид дүрсэн хоёр цагаан алт электродтой туршилтын хоолой авав. Эерэг электрод дээр хлор, сөрөг электрод дээр цагаан тугалга ялгарсан. Дараа нь тэр суллагдсан цагаан тугалга жинлэв.

Бусад туршилтуудад судлаач өөр өөр электролит бүхий савыг цувралаар холбож, хуримтлагдсан бодисын хэмжээг хэмжсэн.

Эдгээр туршилтууд дээр үндэслэн электролизийн хоёр хуулийг томъёолсон болно.

1. Тэдний эхнийх нь: электрод дээр ялгарах бодисын масс нь электролитээр дамжсан цахилгааны хэмжээтэй шууд пропорциональ байна. Математикийн хувьд үүнийг дараах байдлаар бичдэг.

m = K x q, энд K нь пропорциональ байдлын тогтмол бөгөөд үүнийг цахилгаан химийн эквивалент гэж нэрлэдэг.

Түүний тодорхойлолтыг 1 А гүйдэл 1 секундын дотор өнгөрөх эсвэл 1 С цахилгаан өнгөрөх үед электрод дээр ялгарах бодисын массыг g-ээр томъёол;

Data-lazy-type="image" data-src="http://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/5-13-600x342.jpg?.jpg 600w, https://elquanta. ru/wp-content/uploads/2018/03/5-13-768x438..jpg 960w" sizes="(хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Электролизийн анхны хууль

1. Фарадейгийн 2-р хуульд хэрэв ижил хэмжээний цахилгаан гүйдэл өөр өөр электролитээр дамжих юм бол харгалзах электродуудад ялгарах бодисын хэмжээ нь тэдгээрийн химийн эквиваленттай шууд пропорциональ байна (металын химийн эквивалентийг түүний молийн массад хуваах замаар олж авна) гэж заасан байдаг. валент - М/з).

Электролизийн хоёр дахь хуулийн хувьд дараахь тэмдэглэгээг ашиглана.

ЭндФ – 1 моль электроны цэнэгээр тодорхойлогддог Фарадей тогтмол:

F = Na (Авогадрогийн тоо) x e (элементийн цахилгаан цэнэг) = 96485 С/моль.

Фарадейгийн хоёр дахь хуулийн өөр илэрхийлэл бич.

м1/м2 = К1/К2.

Jpg?.jpg 600w, https://elquanta.ru/wp-content/uploads/2018/03/6-7-768x528..jpg 800w" sizes="(хамгийн их өргөн: 600px) 100vw, 600px">

Электролизийн хоёр дахь хууль

Жишээлбэл, хэрэв та AgNO 3 ба CuSO 4-ийн уусмал агуулсан цуваа холбосон хоёр электролитийн савыг авч, тэдгээрээр ижил хэмжээний цахилгаан дамжуулдаг бол нэг савны катод дээр хуримтлагдсан зэсийн массын массын харьцаа. өөр савны катод дээр хадгалсан мөнгөний хэмжээ нь тэдгээрийн харьцаатай тэнцүү байна химийн эквивалент. Зэсийн хувьд тийм Энэ нийтлэлийг үнэлэх: