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.

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%.

Создатель

Лиана Арифметова

Миссия: Демократизировать сложные расчеты. Превратить страх перед числами в ясность и контроль. Девиз: «Любая повторяющаяся задача заслуживает своего калькулятора».

Был ли этот калькулятор полезен?

Обновлено: 18 апреля 2026 г.

⚖️

Отказ от ответственности

Только для информационных целей. Все расчёты, результаты и данные, предоставляемые данным 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.

Медицинские, финансовые и профессиональные решения должны приниматься исключительно на основании консультации с квалифицированными специалистами — врачом, финансовым советником, инженером или другим профессионалом в соответствующей области. Не используйте результаты данного инструмента как единственное основание для принятия важных решений.

Ограничение ответственности. Авторы и разработчики сервиса не несут никакой ответственности за прямой или косвенный ущерб, возникший в результате использования данных расчётов. Пользователь принимает на себя всю ответственность за интерпретацию и применение полученных результатов.

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

Отказ от ответственности

Похожие инструменты

Калькулятор теории цвета: гармония, конвертер, палитры, смешивание, дальтонизм

Markdown-редактор с превью

Калькулятор компьютерной сборки для нейросетей (ИИ)

Калькулятор инсулиновой дозы

Калькулятор читабельности текста: Flesch-Kincaid, Gunning Fog

Калькулятор поликарбоната

Калькулятор золотого сечения

Калькулятор шкалы Уэллса (ТГВ и ТЭЛА)

Калькулятор конверсии воронки продаж

Генератор .htaccess редиректов

Калькулятор органической химии

Калькулятор технического долга: объём, SQALE, рефакторинг

Калькулятор конного спорта: калории, содержание, кормление

Калькулятор размера кольца по диаметру и окружности пальца

Калькулятор рассады

Калькулятор электрохимии

Калькулятор электрохимии
онлайн