Струм в електролітах і закони електролізу

Ти вже знаєш, що метали проводять електричний струм завдяки вільним електронам, і що з підвищенням температури опір металів зростає. Однак існує інший клас провідників — електроліти, у яких носіями струму є йони, а опір під час нагрівання зменшується. Розберімося, як улаштована провідність в електролітах.

Що таке електроліти

Електроліти — це розчини або розплави речовин, які проводять електричний струм. Типовими електролітами є водні розчини солей (наприклад, кухонної солі NaCl), кислот (сульфатної кислоти H₂SO₄) і лугів (натрій гідроксиду NaOH). Чиста (дистильована) вода майже не проводить струму, але щойно в ній розчиняється хоча б невелика кількість солі або кислоти, розчин стає провідним.

Чому це відбувається? У розчині або розплаві молекули речовини розпадаються на заряджені частинки — йони. Цей процес називають електролітичною дисоціацією. Наприклад, молекула кухонної солі NaCl у воді розпадається на позитивний йон Na⁺ і негативний йон Cl⁻. Саме ці йони стають носіями електричного струму.

Носії струму: катіони й аніони

В електролітах існують два типи йонів:

• катіони — позитивно заряджені йони (Na⁺, Cu²⁺, H⁺);

• аніони — негативно заряджені йони (Cl⁻, SO₄²⁻, OH⁻).

Коли до електроліту прикладають зовнішнє електричне поле, катіони рухаються до негативно зарядженого електрода — катода, а аніони — до позитивно зарядженого електрода — анода. На поверхні електродів йони віддають або приєднують електрони, внаслідок чого відбуваються хімічні реакції, і речовина виділяється на електродах. Це явище називають електролізом.

Опір електролітів і його залежність від температури

На відміну від металів, опір електролітів зменшується під час нагрівання. Причина в тому, що з підвищенням температури зростає рухливість йонів (вони швидше рухаються в полі) і збільшується ступінь дисоціації — більше молекул розпадається на йони. Обидва чинники знижують опір.

Перенесення речовини

Важлива відмінність струму в електролітах від струму в металах: в електролітах струм супроводжується перенесенням речовини. Йони, рухаючись до електродів, переносять із собою атоми або молекули, які потім виділяються на електродах. У металах струм переноситься електронами, і речовина провідника не переміщується.

У 1833 році Майкл Фарадей експериментально встановив два закони, які описують кількісні співвідношення під час електролізу. Ці закони дають змогу точно обчислити, скільки речовини виділиться на електроді за певних умов.

Перший закон Фарадея

Маса речовини, що виділилась на електроді, прямо пропорційна заряду, який пройшов через електроліт:

$$m=k\cdot q=k\cdot I\cdot t$$

де m — маса речовини (кг), q — заряд (Кл), I — сила струму (А), t — час (с), k — електрохімічний еквівалент (кг/Кл). Коефіцієнт k показує, яка маса речовини виділяється під час проходження одиниці заряду.

Другий закон Фарадея

Електрохімічний еквівалент k пов'язаний із молярною масою речовини M та валентністю йона n:

$$k=\frac{1}{F}\cdot \frac{M}{n}$$

де F ≈ 9,65·10⁴ Кл/моль — стала Фарадея. Стала Фарадея дорівнює добутку елементарного заряду e на число Авогадро Nₐ: F = e·Nₐ. Величину M/n називають хімічним еквівалентом речовини.

Як працювати з формулами на НМТ

Обидві формули — m = kIt та k = M/(nF) — наведено в довідкових матеріалах НМТ. Значення молярної маси M, валентності n і сталої Фарадея F зазвичай даються в умові задачі. Найважливіше — правильно перевести одиниці:

• час обов'язково брати в секундах (год → с, хв → с);

• молярну масу M — у кг/моль (а не в г/моль);

• масу у відповіді можуть вимагати в грамах.

Приклад розрахунку

Обчислимо електрохімічний еквівалент міді. Мідь має молярну масу M = 0,064 кг/моль і валентність n = 2 (йон Cu²⁺). Стала Фарадея F = 96 500 Кл/моль.

$$k=\frac{0,064}{2\cdot 96500}\approx 3,3\cdot 10^{-7}\text{кг/Кл}$$

Тепер знайдемо масу міді, яка виділиться на катоді за струму I = 5 А протягом 1 год (t = 3600 с):

$$m=3,3\cdot 10^{-7}\cdot 5\cdot 3600\approx 6\cdot 10^{-3}\text{кг}=6\text{г}$$

Отже, за годину електролізу на катоді виділиться приблизно 6 г міді.

На практиці часто потрібно не просто знати масу виділеної речовини, а визначити товщину покриття, яке утворилося на поверхні виробу, або розрахувати час, необхідний для отримання заданої маси. Для цього використовують об'єднання законів електролізу з геометричними співвідношеннями.

Як знайти товщину покриття

Якщо на електроді площею S виділилася речовина масою m, то об'єм цього шару становить V = m/ρ, де ρ — густина речовини. За умови, що шар рівномірний, його товщина h дорівнює:

$$h=\frac{m}{\rho \cdot S}$$

Якщо ж товщина покриття задана, спочатку знаходять необхідну масу m = ρ·S·h, а потім за першим законом Фарадея обчислюють час електролізу або потрібну силу струму:

$$t=\frac{m}{k\cdot I}$$

Приклад: нікелювання

Розглянемо нікель (Ni). Його молярна маса M = 0,0587 кг/моль, валентність n = 2, густина ρ = 8900 кг/м³. Через електроліт пропускають струм I = 2 А протягом t = 30 хв (1800 с). Площа поверхні виробу S = 100 см² = 0,01 м².

Спочатку знайдемо електрохімічний еквівалент нікелю:

$$k=\frac{M}{nF}=\frac{0,0587}{2\cdot 96500}\approx 3,04\cdot 10^{-7}\text{кг/Кл}$$

Тепер маса нікелю, що виділиться:

$$m=kIt=3,04\cdot 10^{-7}\cdot 2\cdot 1800\approx 1,1\cdot 10^{-3}\text{кг}=1,1\text{г}$$

Товщина покриття:

$$h=\frac{m}{\rho S}=\frac{1,1\cdot 10^{-3}}{8900\cdot 0,01}\approx 1,2\cdot 10^{-5}\text{м}=12\text{мкм}$$

Приклад: час для заданої маси

Скільки часу потрібно, щоб виділити 3,04 г нікелю за струму 2 А? Електрохімічний еквівалент нікелю k = 3,04·10⁻⁷ кг/Кл.

$$t=\frac{m}{kI}=\frac{3,04\cdot 10^{-3}}{3,04\cdot 10^{-7}\cdot 2}=5000\text{с}$$

5000 секунд — це приблизно 83 хвилини.

Пропорційність маси й заряду

З першого закону Фарадея випливає, що маса виділеної речовини прямо пропорційна заряду q = I·t. Тому якщо подвоїти силу струму, той самий результат буде досягнуто вдвічі швидше. І навпаки: щоб отримати вдвічі більшу масу за тієї самої сили струму, потрібно вдвічі більше часу.

Електроліз має широке практичне застосування в промисловості та техніці. Розглянемо найважливіші з них.

Гальваностегія

Гальваностегія — це нанесення тонкого шару металу на поверхню виробу за допомогою електролізу. Мета такого покриття — захист від корозії, надання твердості або декоративне оздоблення. Наприклад, нікелювання, хромування, золочення. Виріб, який потрібно покрити, розміщують як катод, а метал, яким покривають, — як анод. Під час електролізу йони металу з розчину відновлюються на поверхні виробу, утворюючи рівномірний шар.

Гальванопластика

Гальванопластика — це отримання точних металевих копій рельєфних предметів. Метод винайшов Б. С. Якобі в 1838 році. Спочатку з предмета роблять негативну форму (наприклад, із воску або гіпсу), покривають її електропровідним шаром, а потім електролізом нарощують шар металу потрібної товщини. Після відокремлення форми отримують точну металеву копію оригіналу.

Рафінування металів

Рафінування (очищення) металів електролізом широко застосовують для отримання чистої міді. Анод виготовляють із неочищеної міді, а катод — із тонкого листа чистої міді. Під час електролізу мідь з анода розчиняється, а на катоді осідає чиста мідь. Домішки (цинк, залізо, срібло, золото) залишаються в розчині або випадають у шлам, який потім переробляють.

Добування активних металів і газів

Електроліз розплавів дає змогу добувати хімічно активні метали, які не можна відновити з руди звичайними хімічними способами. Наприклад, алюміній добувають електролізом розплаву алюміній оксиду Al₂O₃ у кріоліті, а натрій — електролізом розплаву NaCl. Електролізом водного розчину кухонної солі добувають хлор (на аноді) і водень (на катоді).

Заряджання акумуляторів

Під час заряджання акумулятора (наприклад, свинцево-кислотного) відбуваються електрохімічні реакції, зворотні до тих, що відбуваються під час розряджання. Електрична енергія витрачається на відновлення початкового хімічного складу електродів та електроліту. Усі ці процеси є прикладами електролізу, де енергія зовнішнього джерела перетворюється на хімічну енергію.

Розв'яжемо кілька типових задач на електроліз, які можуть трапитися на НМТ.

Приклад 1. Маса міді на катоді

Умова: Через розчин купрум(II) сульфату (CuSO₄) пропускають струм силою 5 А протягом 1 години. Молярна маса міді M = 0,064 кг/моль, валентність n = 2, стала Фарадея F = 9,65·10⁴ Кл/моль. Визнач масу міді (у грамах), що виділиться на катоді. Відповідь округли до цілих.

Розв'язання:

1. Переводимо час у секунди: t = 1 год = 3600 с.

2. Знаходимо електрохімічний еквівалент міді:

3. $$k=\frac{M}{nF}=\frac{0,064}{2\cdot 96500}\approx 3,316\cdot 10^{-7}\text{кг/Кл}$$

4. За першим законом Фарадея: m = k·I·t = 3,316·10⁻⁷ · 5 · 3600 ≈ 5,97·10⁻³ кг.

5. Переводимо в грами: 5,97·10⁻³ кг = 5,97 г ≈ 6 г.

Відповідь: 6 г.

Чому інші відповіді неправильні? Якщо не перевести години в секунди (підставити t = 1), отримаємо m ≈ 1,7·10⁻⁶ кг — занадто мало. Якщо взяти M у г/моль (64 г/моль замість 0,064 кг/моль), маса вийде 6000 г — абсурд.

Приклад 2. Електрод, на якому виділяється метал

Умова: Під час електролізу розчину солі міді позитивні йони Cu²⁺ рухаються до одного з електродів, де відновлюються й виділяється метал. На якому електроді це відбувається?

Розв'язання: Катіони (позитивні йони) рухаються до негативно зарядженого електрода — катода. На катоді вони приєднують електрони й відновлюються до нейтральних атомів металу, які осідають на поверхні.

Відповідь: на катоді.

Типова помилка: плутати катод і анод. Запам'ятай: катіони (з «+») йдуть до катода (з «−»), аніони (з «−») — до анода (з «+»).

Приклад 3. Маса срібла

Умова: Через розчин аргентум нітрату (AgNO₃) пропускають струм силою 3 А протягом 10 хвилин. Молярна маса срібла M = 0,108 кг/моль, валентність n = 1, стала Фарадея F = 9,65·10⁴ Кл/моль. Визнач масу срібла (у грамах), що виділиться на катоді. Відповідь округли до цілих.

Розв'язання:

1. Переводимо час у секунди: t = 10 хв = 600 с.

2. Знаходимо електрохімічний еквівалент срібла:

3. $$k=\frac{M}{nF}=\frac{0,108}{1\cdot 96500}\approx 1,119\cdot 10^{-6}\text{кг/Кл}$$

4. Маса срібла: m = k·I·t = 1,119·10⁻⁶ · 3 · 600 ≈ 2,01·10⁻³ кг = 2,01 г ≈ 2 г.

Відповідь: 2 г.

Якщо забути перевести хвилини в секунди (t = 10), отримаємо m ≈ 3,4·10⁻⁵ кг — у 60 разів менше.

Приклад 4. Час електролізу

Умова: Щоб виділити 3,04 г нікелю на катоді, через електроліт пропускають струм 2 А. Електрохімічний еквівалент нікелю k = 3,04·10⁻⁷ кг/Кл. Знайди час електролізу в секундах, округливши до сотень.

Розв'язання:

1. Переводимо масу в кілограми: m = 3,04 г = 3,04·10⁻³ кг.

2. З першого закону Фарадея: t = m / (k·I).

3. $$t=\frac{3,04\cdot 10^{-3}}{3,04\cdot 10^{-7}\cdot 2}=5000\text{с}$$

Відповідь: 5000 с.

Якщо підставити масу в грамах (3,04) замість кілограмів, отримаємо t = 3,04 / (3,04·10⁻⁷·2) = 5·10⁶ с — у 1000 разів більше.

Розглянемо найпоширеніші помилки, яких припускаються учні під час розв'язування задач на електроліз, і способи їх уникнути.

• Підставляти час у хвилинах чи годинах замість секунд. У формулі m = kIt час t обов'язково має бути в секундах. Якщо в умові час дано в годинах або хвилинах, спочатку переведи його в секунди: 1 год = 3600 с, 1 хв = 60 с.

• Брати молярну масу в г/моль замість кг/моль. Молярна маса M у формулі k = M/(nF) має бути в кг/моль. Якщо в умові дано M = 64 г/моль, спочатку переведи в 0,064 кг/моль. Інакше результат буде завищений у 1000 разів.

• Плутати катод і анод. Запам'ятай: катіони (позитивні йони) рухаються до катода (негативного електрода), де відновлюються. Аніони (негативні йони) рухаються до анода (позитивного електрода). Метал завжди виділяється на катоді.

• Забувати валентність n у формулі електрохімічного еквівалента. Формула k = M/(nF) містить валентність йона n у знаменнику. Наприклад, для міді Cu²⁺ n = 2, для срібла Ag⁺ n = 1. Пропуск n дає значення k у n разів більше (для міді Cu²⁺ — удвічі).

• Вважати, що опір електроліту зростає під час нагрівання, як у металу. Насправді в електролітів опір зменшується під час нагрівання, оскільки зростає рухливість йонів і ступінь дисоціації.

Ось що варто знати про формат перевірки теми «Струм в електролітах і закони електролізу» на НМТ.

• Довідкові матеріали НМТ містять закон електролізу (m = kIt) та формулу електрохімічного еквівалента k = M/(nF). Значення молярної маси M, валентності n і сталої Фарадея F наводяться в умові задачі.

• Програма НМТ (тема 3.3) вимагає розв'язувати задачі на електроліз і пояснювати застосування електролізу (гальваностегія, гальванопластика). У демоваріанті 2026 року тему 3.3 представлено завданням № 16.

• Відповідь у формі з короткою відповіддю (завдання № 17–22, оцінюється 0 або 2 бали) — це число в указаній одиниці. Звертай особливу увагу на одиниці маси (грами чи кілограми) — саме тут найчастіше помиляються.

Перевір своє розуміння теми за допомогою відповідей на найпоширеніші запитання.

• Носіями струму в електролітах є йони: катіони (+) рухаються до катода (−), аніони (−) — до анода (+).

• Перший закон Фарадея: m = k·I·t = k·q, де k — електрохімічний еквівалент (кг/Кл).

• Другий закон Фарадея: k = M/(nF), де F ≈ 9,65·10⁴ Кл/моль — стала Фарадея.

• Час у формулах обов'язково брати в секундах, молярну масу M — у кг/моль.

• Товщина покриття: h = m/(ρ·S); час електролізу: t = m/(k·I).

• Основні застосування електролізу: гальваностегія (нанесення покриття), гальванопластика (металеві копії), рафінування металів (очищення), добування активних металів і газів.

• Опір електролітів зменшується під час нагрівання — на відміну від металів.