Физическая химия и электротехника

Калькулятор электрохимии
онлайн

Q: Что такое стандартный водородный электрод (СВЭ)?

Стандартный водородный электрод (СВЭ, SHE) — универсальная точка отсчёта для электродных потенциалов, его потенциал условно принят равным 0.000 В. Реакция: 2H⁺(a=1) + 2e⁻ ⇌ H₂(P=1 атм). Все табличные значения E° даны относительно СВЭ при 25°C. Практически используют более удобные электроды сравнения: каломельный (E = +0.241 В) и хлорид-серебряный (E = +0.197 В).

Q: Как рассчитать время зарядки аккумулятора?

Время зарядки t = Q / I_зарядки, где Q — ёмкость батареи в А·ч, I — ток зарядки. Но нужно учесть КПД: реальное время немного больше. Пример: аккумулятор 50 А·ч заряжается током 10 А при КПД зарядки 90%. t = 50 / (10 × 0.90) ≈ 5.56 ч. При медленной зарядке (ток C/10 = 5 А) время ≈ 11 ч, но батарея заряжается лучше и служит дольше.

Q: Почему важна плотность тока при гальваническом покрытии?

Плотность тока j = I/A (А/см²) определяет качество покрытия. При слишком высокой j — покрытие пористое, грубое, с дендритами. При слишком низкой j — процесс неэффективен, покрытие может быть неравномерным. Оптимальная j зависит от металла: для меди 1–5 А/дм², для никеля 2–8 А/дм², для хрома 15–60 А/дм². Всегда учитывайте данные производителя электролита.

Q: Можно ли использовать калькулятор для задач ЕГЭ по химии?

Да, все режимы калькулятора соответствуют задачам ЕГЭ и ОГЭ по химии: расчёт масс при электролизе (задачи на закон Фарадея), определение самопроизвольности реакции по таблице потенциалов (ЭДС элемента), расчёт потенциалов (уравнение Нернста — профильный уровень). Калькулятор показывает подставленные формулы, что помогает оформить решение задачи.

Q: Что такое выход по току и почему он не равен 100%?

Выход по току η = m_факт / m_теор × 100% — это отношение реально полученного вещества к теоретически рассчитанному по закону Фарадея. Он меньше 100% из-за побочных реакций: выделения водорода на катоде при низких потенциалах, растворения осадка, утечки тока. Например, при хромировании η = 12–18% (большая часть тока уходит на выделение H₂ и O₂). При осаждении меди η = 95–99%.

Рассчитайте электродный потенциал по уравнению Нернста, массу осадка при электролизе по закону Фарадея, ЭДС гальванического элемента, проводимость растворов и толщину гальванического покрытия.

Уравнение НернстаЗакон ФарадеяЭДС ячейкиПроводимостьЭлектроосаждениеБатареи

Калькулятор электрохимии

Уравнение Нернста, законы Фарадея, ЭДС ячейки, проводимость, электроосаждение и батареи

E = E° − (RT / nF) · ln(Q)

Уравнение Нернста — расчёт реального электродного потенциала

E° — стандартный потенциал (В)

n — число переданных электронов

T — температура (°C)

Q — реакционная квота (безразмерная)

Постоянная Фарадея F = 96 485 Кл/моль | Газовая постоянная R = 8.314 Дж/(моль·К) | При 25°C: RT/F = 0.02569 В

Режимов расчёта

Нернст, Фарадей, ЭДС, проводимость, гальваника, батареи

Стандартных потенциалов

Полная таблица от Li до F₂ в таблице ЭДС

F = 96 485

Кл/моль

Постоянная Фарадея — заряд одного моля электронов

R = 8.314

Дж/(моль·К)

Универсальная газовая постоянная для уравнения Нернста

Что такое электрохимия

Электрохимия — раздел физической химии, изучающий взаимопревращения химической и электрической энергии. Она охватывает процессы на границе раздела «электрод–электролит»: электролиз, работу гальванических элементов, коррозию металлов и электроосаждение покрытий.

⚡

Электродный потенциал

Электродный потенциал возникает на границе металл–раствор вследствие перехода ионов через межфазную границу. Стандартный потенциал E° измеряется относительно стандартного водородного электрода (СВЭ) при активности всех участников 1 моль/л.

E = E° − (RT/nF)·ln(Q)

🔋

Гальванический элемент

Гальванический элемент преобразует химическую энергию окислительно-восстановительной реакции в электрическую. ЭДС равна разности потенциалов катода (восстановление) и анода (окисление). При E°ячейки > 0 реакция самопроизвольна.

E°ячейки = E°катода − E°анода

🏭

Электролиз

Электролиз — это принудительный электрохимический процесс под действием внешнего тока. По закону Фарадея масса вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна пропущенному заряду и молярной массе, обратно пропорциональна числу электронов.

m = M·I·t / (n·F)

Где применяется электрохимия

Электрохимические процессы лежат в основе десятков промышленных технологий и используются в науке, медицине, энергетике и производстве.

🔋

Аккумуляторы и батареи

Литий-ионные, свинцово-кислотные, NiMH аккумуляторы. Расчёт ёмкости (А·ч), энергии (Вт·ч), времени работы и КПД для электромобилей, смартфонов и систем накопления энергии.

🏭

Гальваническое производство

Нанесение покрытий меди, никеля, хрома, золота, серебра. Расчёт толщины покрытия, плотности тока и времени осаждения для электроники и машиностроения.

⚗️

Химическое производство

Получение хлора, щёлочи, алюминия, водорода методом электролиза. Расчёт энергозатрат и производительности электролизёров по закону Фарадея.

🛡️

Защита от коррозии

Катодная и анодная защита металлических конструкций. Электрохимические методы защиты трубопроводов, корпусов судов и подземных сооружений от коррозии.

🔬

Аналитическая химия

Вольтамперометрия, полярография, потенциометрия — методы определения состава растворов. pH-метры и ион-селективные электроды работают на основе уравнения Нернста.

🌱

Возобновляемая энергетика

Водородная энергетика: электролиз воды для получения водорода, топливные элементы. Расчёт эффективности и производительности для систем хранения энергии.

Электрохимия подробно

Ключевые уравнения, константы и принципы электрохимии с примерами расчётов.

⚡

Уравнение Нернста

E = E° − (RT/nF) · ln(Q)

Вальтер Нернст вывел это уравнение в 1889 году. Оно описывает зависимость электродного потенциала от концентрации участников электрохимической реакции. При стандартных условиях (все активности равны 1) Q = 1, ln(Q) = 0, и E = E°. При 25°C RT/F ≈ 0.02569 В, поэтому формула принимает удобный вид: E = E° − (0.0592/n) · log₁₀(Q).

Пример: Медный электрод Cu²⁺/Cu (E° = +0.34 В) в растворе 0.01 М CuSO₄ при 25°C. n = 2, Q = [Cu²⁺] = 0.01. E = 0.34 − (0.0592/2) · log₁₀(0.01) = 0.34 − 0.0296 · (−2) = 0.34 + 0.0592 = 0.399 В. Потенциал возрос при низкой концентрации Cu²⁺.

🔬

Законы Фарадея

m = M·I·t / (n·F)

Майкл Фарадей сформулировал два закона электролиза в 1833–1834 годах. Первый закон: масса вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна количеству прошедшего электричества (Q = I·t). Второй закон: при одинаковом количестве электричества масса разных веществ пропорциональна их эквивалентным массам (M/n).

Пример: Электролиз раствора CuSO₄ током 5 А в течение 2 часов (7200 с). M(Cu) = 63.5 г/моль, n = 2. m = 63.5 × 5 × 7200 / (2 × 96485) = 11.84 г меди. При этом на аноде выделяется кислород: 4OH⁻ − 4e⁻ → O₂ + 2H₂O.

⚖️

ЭДС, энергия Гиббса и константа равновесия

ΔG° = −n·F·E°

ln(K) = n·F·E° / RT

Электрохимия связывает термодинамику и кинетику через эти три уравнения. При E° > 0 энергия Гиббса отрицательна (реакция самопроизвольна), константа равновесия K > 1 (реакция сдвинута вправо). Гальванический элемент Даниэля-Якоби (Zn/Cu) с E° = 0.34 − (−0.76) = 1.10 В: ΔG° = −2 × 96485 × 1.10 = −212 кДж/моль.

Важно: Уравнение ΔG° = −nFE° справедливо только для стандартных условий (активности = 1). Для реальных условий используйте уравнение Нернста для нахождения E, затем ΔG = −nFE.

〰️

Электрическая проводимость растворов

σ = 1/ρ (См/м)

R = ρ·L/A (Ом)

В электролитах носители тока — ионы, а не электроны. Удельная проводимость σ (или κ) зависит от концентрации, степени диссоциации и подвижности ионов. Морская вода (σ ≈ 5 См/м) проводит в 10 000 раз лучше дистиллированной (σ ≈ 0.0001 См/м), но в 10 миллионов раз хуже меди (σ ≈ 6×10⁷ См/м).

Применение: Кондуктометрия — метод анализа состава растворов по их проводимости. Используется в водоподготовке, пищевой промышленности, биотехнологии. Проводимость воды — показатель степени её очистки.

Ключевые формулы/ справочник электрохимика

Все основные уравнения электрохимии в одном месте. Константы и формулы для расчётов электролиза, потенциалов и проводимости.

Фундаментальные константы

F = 96 485 Кл/моль — постоянная Фарадея

R = 8.314 Дж/(моль·К) — газовая постоянная

e = 1.602×10⁻¹⁹ Кл — заряд электрона

RT/F при 25°C = 0.02569 В (25.69 мВ)

Уравнение Нернста (упрощения)

При 25°C: E = E° − (0.05916/n)·log₁₀(Q)

В общем виде: E = E° − (RT/nF)·ln(Q)

Электрохим. равновесие: ln(K) = nFE°/RT

Энергия Гиббса: ΔG° = −nFE°

Электролиз и электроосаждение

m = M·I·t / (n·F) — масса осадка

Q = I·t — пропущенный заряд

d = m / (ρ·A) — толщина покрытия

j = I/A — плотность тока (А/см²)

Проводимость

R = ρ·L/A — сопротивление (Ом)

σ = 1/ρ — удельная проводимость (См/м)

G = 1/R = σ·A/L — проводимость (См)

Λ_m = σ/c — молярная проводимость

Практические советы

Типичные ошибки при электрохимических расчётах и как их избежать.

1Правильно определяйте n

Число электронов n — это количество электронов в полуреакции, не валентность. Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (n=2). Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (n=6). Всегда записывайте и балансируйте полуреакцию перед подстановкой n в формулы.

2Катод и анод не перепутайте

В гальваническом элементе катод — положительный электрод, где происходит восстановление (металл с более высоким E°). Анод — отрицательный, где происходит окисление. Формула: E°ячейки = E°катода − E°анода. Если E°ячейки > 0 — процесс самопроизвольный.

3Q — это не константа равновесия K

В уравнении Нернста Q — реакционная квота (текущие концентрации), а не константа равновесия K. Q включает только растворённые вещества и газы; чистые твёрдые вещества и жидкости не входят в Q. При равновесии Q = K, и E = 0 (батарея разряжена).

4Единицы в законе Фарадея

В формуле m = M·I·t / (n·F): M в г/моль, I в амперах, t в секундах, F = 96 485 Кл/моль. Результат m в граммах. Наш калькулятор принимает время в минутах и автоматически переводит. Не забудьте: 1 А·ч = 3600 Кл.

5КПД электролиза

Реальная масса осадка меньше теоретической из-за побочных реакций (выделение водорода, растворение осадка). Выход по току η = m_факт / m_теор × 100%. Для промышленных процессов η обычно 70–98%. В расчётах лаборатории при небольших токах η ≈ 95–100%.

6Стандартные потенциалы — при 25°C

Табличные значения E° действительны при 25°C (298.15 К), активности ионов = 1 моль/л, давлении газов = 1 атм. При другой температуре или концентрации используйте уравнение Нернста для поправки. Для смешанных электролитов учитывайте активности, а не концентрации.

Как пользоваться калькулятором

Пошаговая инструкция для решения задач по электрохимии за несколько секунд.

Выберите режим

Нажмите на нужную вкладку: Нернст, Фарадей, ЭДС элемента, Проводимость, Электроосаждение или Батарея — в зависимости от задачи.

Используйте пресеты

Для расчёта ЭДС выберите электроды из таблицы стандартных потенциалов. Для гальваники — металл из списка. Для батарей — типовой аккумулятор.

Введите данные

Заполните поля значений. Время в минутах, площадь в см², температура в °C — калькулятор автоматически переводит единицы.

Получите результат

Нажмите кнопку расчёта. Результат отображается с подставленной формулой и промежуточными вычислениями для проверки.

ЧАСТЫЕ ВОПРОСЫ

Часто задаваемые вопросы

Уравнение Нернста E = E° − (RT/nF)·ln(Q) описывает зависимость электродного потенциала от концентрации реагентов и продуктов. Применяется при концентрациях, отличных от стандартных (1 М), при температуре, отличной от 25°C, или когда нужно точно учесть активность ионов. Используется в аналитической химии (pH-метрия, ион-селективные электроды), расчёте реальной ЭДС батарей и определении степени разряженности аккумулятора.

E°ячейки = E°катода − E°анода. Важно: катод — электрод с более высоким стандартным потенциалом (происходит восстановление), анод — с меньшим (происходит окисление). Пример: элемент Даниэля-Якоби. Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0.34 В. Анод: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 В. E°ячейки = 0.34 − (−0.76) = 1.10 В. Значение > 0 означает, что реакция самопроизвольна.

Постоянная Фарадея F = 96 485 Кл/моль — это заряд одного моля электронов. F = NA × e, где NA = 6.022×10²³ моль⁻¹ (число Авогадро), e = 1.602×10⁻¹⁹ Кл (заряд электрона). Физически: чтобы восстановить 1 моль одновалентного металла (например, Ag⁺ + e⁻ → Ag), нужно пропустить ровно 96 485 Кулон электричества. Открыта Майклом Фарадеем экспериментально в 1833 году.

Используйте формулу: d = m / (ρ·A) = M·I·t / (n·F·ρ·A), где d — толщина (переведите в мкм, умножив на 10⁴), m — масса осадка (г), ρ — плотность металла (г/см³), A — площадь поверхности (см²). Пример: никелирование детали 100 см² током 2 А в течение 30 минут. M(Ni)=58.7, n=2, ρ(Ni)=8.9. m = 58.7×2×1800/(2×96485) = 1.10 г. d = 1.10/(8.9×100) = 0.00124 см = 12.4 мкм.

Гальванический элемент (батарея, аккумулятор) преобразует химическую энергию в электрическую — реакция протекает самопроизвольно (E°ячейки > 0, ΔG° < 0). Электролизёр — наоборот: несамопроизвольная реакция (E°ячейки < 0) принудительно протекает под действием внешней ЭМС. Примеры электролиза: получение алюминия из Al₂O₃, хлора из NaCl, нанесение гальванических покрытий, заряд аккумуляторов.

Стандартный водородный электрод (СВЭ, SHE) — универсальная точка отсчёта для электродных потенциалов, его потенциал условно принят равным 0.000 В. Реакция: 2H⁺(a=1) + 2e⁻ ⇌ H₂(P=1 атм). Все табличные значения E° даны относительно СВЭ при 25°C. Практически используют более удобные электроды сравнения: каломельный (E = +0.241 В) и хлорид-серебряный (E = +0.197 В).

Время зарядки t = Q / I_зарядки, где Q — ёмкость батареи в А·ч, I — ток зарядки. Но нужно учесть КПД: реальное время немного больше. Пример: аккумулятор 50 А·ч заряжается током 10 А при КПД зарядки 90%. t = 50 / (10 × 0.90) ≈ 5.56 ч. При медленной зарядке (ток C/10 = 5 А) время ≈ 11 ч, но батарея заряжается лучше и служит дольше.

Плотность тока j = I/A (А/см²) определяет качество покрытия. При слишком высокой j — покрытие пористое, грубое, с дендритами. При слишком низкой j — процесс неэффективен, покрытие может быть неравномерным. Оптимальная j зависит от металла: для меди 1–5 А/дм², для никеля 2–8 А/дм², для хрома 15–60 А/дм². Всегда учитывайте данные производителя электролита.

Да, все режимы калькулятора соответствуют задачам ЕГЭ и ОГЭ по химии: расчёт масс при электролизе (задачи на закон Фарадея), определение самопроизвольности реакции по таблице потенциалов (ЭДС элемента), расчёт потенциалов (уравнение Нернста — профильный уровень). Калькулятор показывает подставленные формулы, что помогает оформить решение задачи.

Выход по току η = m_факт / m_теор × 100% — это отношение реально полученного вещества к теоретически рассчитанному по закону Фарадея. Он меньше 100% из-за побочных реакций: выделения водорода на катоде при низких потенциалах, растворения осадка, утечки тока. Например, при хромировании η = 12–18% (большая часть тока уходит на выделение H₂ и O₂). При осаждении меди η = 95–99%.

Был ли этот калькулятор полезен?

ревизия · 9 мая 2026

ОТКАЗ ОТ ОТВЕТСТВЕННОСТИ

Инструмент справочный — не заменяет эксперта

Только для информационных целей. Все расчёты, результаты и данные, предоставляемые инструментом, носят исключительно ознакомительный и справочный характер. Они не являются профессиональной консультацией — медицинской, юридической, финансовой, инженерной или иной.

Точность результатов. Калькулятор основан на общепринятых формулах и методиках, однако фактические результаты могут отличаться в зависимости от индивидуальных условий, исходных данных и применяемых стандартов. Мы не гарантируем полноту, точность или актуальность приведённых расчётов.

Профессиональные решения — медицинские, финансовые, инженерные — должны приниматься только после консультации с квалифицированным специалистом. Не используйте автоматический расчёт как единственное основание для важных решений.

Ограничение ответственности. Авторы и разработчики сервиса не несут ответственности за прямой или косвенный ущерб, возникший из-за использования данных расчётов. Пользователь принимает на себя всю ответственность за интерпретацию результатов.

СМЕЖНЫЕ ИНСТРУМЕНТЫ

Калькулятор электрохимии онлайн

Калькулятор электрохимии

Что такое электрохимия

Электродный потенциал

Гальванический элемент

Электролиз

Где применяется электрохимия

Аккумуляторы и батареи

Гальваническое производство

Химическое производство

Защита от коррозии

Аналитическая химия

Возобновляемая энергетика

Электрохимия подробно

Уравнение Нернста

Законы Фарадея

ЭДС, энергия Гиббса и константа равновесия

Электрическая проводимость растворов

Ключевые формулы/ справочник электрохимика

Фундаментальные константы

Уравнение Нернста (упрощения)

Электролиз и электроосаждение

Проводимость

Практические советы

1Правильно определяйте n

2Катод и анод не перепутайте

3Q — это не константа равновесия K

4Единицы в законе Фарадея

5КПД электролиза

6Стандартные потенциалы — при 25°C

Как пользоваться калькулятором

Выберите режим

Используйте пресеты

Введите данные

Получите результат

Часто задаваемые вопросы

Лиана Арифметова

Инструмент справочный — не заменяет эксперта

Похожие калькуляторы

Калькулятор органической химии

Калькулятор химии полимеров

Калькулятор спектроскопии

Калькулятор пищевой химии

Калькулятор биохимии

Калькулятор теории кристаллического поля

Калькулятор химической кинетики

Калькулятор стехиометрии: балансировка и выход реакции

Калькулятор разбавления растворов

Калькулятор энтальпии реакции (ΔH)

Калькулятор электронной конфигурации

Калькулятор молярности раствора

Калькулятор скорости химической реакции

Калькулятор титрования (кривые титрования)

Калькулятор константы равновесия (Kc, Kp)

Калькулятор электрохимии

Калькулятор электрохимии
онлайн