Elektriskā strāva šķidrumos. Lādiņu, anjonu un katjonu kustība. Elektriskā strāva šķidrumos - teorija, elektrolīze Strāvas plūsmas mehānisms šķidrumos

« Fizika - 10. klase"

Kādi ir elektriskās strāvas nesēji vakuumā?
Kāds ir viņu kustības raksturs?

Šķidrumi, tāpat kā cietas vielas, var būt dielektriķi, vadītāji un pusvadītāji. Dielektriķi ietver destilētu ūdeni, vadītāji ietver elektrolītu šķīdumus un kausējumus: skābes, sārmus un sāļus. Šķidrie pusvadītāji ir izkausēts selēns, izkausēti sulfīdi utt.

Elektrolītiskā disociācija.

Kad elektrolīti izšķīst polāro ūdens molekulu elektriskā lauka ietekmē, elektrolīta molekulas sadalās jonos.

Molekulu sadalīšanos jonos polāro ūdens molekulu elektriskā lauka ietekmē sauc. elektrolītiskā disociācija.

Disociācijas pakāpe- molekulu īpatsvars izšķīdušajā vielā, kas sadalījušās jonos.

Disociācijas pakāpe ir atkarīga no temperatūras, šķīduma koncentrācijas un šķīdinātāja elektriskajām īpašībām.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās disociācijas pakāpe un līdz ar to palielinās pozitīvi un negatīvi lādēto jonu koncentrācija.

Kad satiekas dažādu zīmju joni, tie atkal var apvienoties neitrālās molekulās.

Pastāvīgos apstākļos šķīdumā tiek izveidots dinamisks līdzsvars, kurā molekulu skaits, kas sadalās jonos sekundē, ir vienāds ar jonu pāru skaitu, kas tajā pašā laikā rekombinējas neitrālās molekulās.

Jonu vadītspēja.

Lādiņu nesēji ūdens šķīdumos vai elektrolītu kausējumos ir pozitīvi un negatīvi lādēti joni.

Ja trauks ar elektrolīta šķīdumu ir pievienots elektriskajai ķēdei, tad negatīvie joni sāks virzīties uz pozitīvo elektrodu - anodu, bet pozitīvie joni - uz negatīvo - katodu. Tā rezultātā caur ķēdi plūst elektriskā strāva.

Tiek saukta ūdens šķīdumu vai elektrolītu kausējumu vadītspēja, ko veic joni jonu vadītspēja.

Elektrolīze. Jonu vadīšanā strāvas pāreja ir saistīta ar vielas pārnesi. Pie elektrodiem izdalās vielas, kas veido elektrolītus. Pie anoda negatīvi lādētie joni atdod savus papildu elektronus (ķīmijā to sauc par oksidācijas reakciju), bet pie katoda pozitīvie joni saņem trūkstošos elektronus (reducēšanas reakcija).

Šķidrumiem var būt arī elektroniska vadītspēja. Piemēram, šķidriem metāliem ir šāda vadītspēja.

Tiek saukts vielas izdalīšanās process pie elektroda, kas saistīts ar redoksreakcijām elektrolīze.

Kas nosaka vielas masu, kas izdalās noteiktā laikā? Ir skaidrs, ka izdalītās vielas masa m ir vienāda ar viena jona masas m 0i reizinājumu ar to jonu skaitu N i, kas sasnieguši elektrodu laikā Δt:

m = m 0i N i . (16.3)

Jona masa m 0i ir vienāda ar:

kur M ir vielas molārā (vai atommasa) un N A ir Avogadro konstante, t.i., jonu skaits vienā molā.

Jonu skaits, kas sasniedz elektrodu, ir vienāds ar

kur Δq = IΔt ir lādiņš, kas izvadīts caur elektrolītu laikā Δt; q 0i ir jona lādiņš, ko nosaka atoma valence n: q 0i = ne (e ir elementārais lādiņš). Molekulu disociācijas laikā parādās, piemēram, KBr, kas sastāv no monovalentiem atomiem (n = 1), K + un Br - joni. Vara sulfāta molekulu disociācija izraisa divkārši uzlādētu Cu 2+ un SO 2-4 jonu parādīšanos (n = 2). Aizvietojot izteiksmes (16.4) un (16.5) formulā (16.3) un ņemot vērā, ka Δq = IΔt, a q 0i = ne, iegūstam

Faradeja likums.

Ar k apzīmēsim proporcionalitātes koeficientu starp vielas masu m un lādiņu Δq = IΔt, kas iet caur elektrolītu:

kur F = eN A = 9,65 10 4 C/mol - Faradeja konstante.

Koeficients k ir atkarīgs no vielas veida (M un n vērtības). Saskaņā ar formulu (16.6) mums ir

m = kIΔt. (16.8)

Faradeja elektrolīzes likums:

Uz elektroda izdalītās vielas masa laikā Δt. kad iet elektriskā strāva, tā ir proporcionāla strāvas stiprumam un laikam.

Šo teorētiski iegūto apgalvojumu vispirms eksperimentāli noteica Faradejs.

Tiek izsaukts lielums k formulā (16.8). elektroķīmiskais ekvivalentsšīs vielas un ir izteikts kilogrami uz kulonu(kg/Cl).

No formulas (16.8) ir skaidrs, ka koeficients k ir skaitliski vienāds ar vielas masu, kas izdalās uz elektrodiem, joni pārnesot lādiņu, kas vienāds ar 1 C.

Elektroķīmiskajam ekvivalentam ir vienkārša fiziska nozīme. Tā kā M/N A = m 0i un еn = q 0i, tad pēc formulas (16.7) k = rn 0i /q 0i, t.i., k ir jona masas attiecība pret tā lādiņu.

Mērot m un Δq vērtības, ir iespējams noteikt dažādu vielu elektroķīmiskos ekvivalentus.

Faradeja likuma derīgumu var pārbaudīt eksperimentāli. Samontēsim instalāciju, kas parādīta attēlā (16.25). Visas trīs elektrolītiskās vannas ir piepildītas ar vienu un to pašu elektrolīta šķīdumu, taču caur tām plūstošās strāvas ir atšķirīgas. Apzīmēsim strāvas stiprumus ar I1, I2, I3. Tad I 1 = I 2 + I 3. Izmērot dažādās vannās uz elektrodiem izdalīto vielu masas m 1 , m 2, m 3, var pārliecināties, ka tās ir proporcionālas attiecīgajiem strāvas stiprumiem I 1, I 2, I 3.

Elektronu lādiņa noteikšana.

Elektrona lādiņa noteikšanai var izmantot formulu (16.6) uz elektroda izdalītās vielas masai. No šīs formulas izriet, ka elektronu lādiņa modulis ir vienāds ar:

Zinot vielas masu m, kas izdalās lādiņa IΔt pārejot, molmasu M, n atomu valenci un Avogadro konstanti N A, varam atrast elektronu lādiņa moduļa vērtību. Izrādās, ka tas ir vienāds ar e = 1,6 10 -19 C.

Tādā veidā 1874. gadā pirmo reizi tika iegūta elementārā elektriskā lādiņa vērtība.

Elektrolīzes pielietošana. Elektrolīzi plaši izmanto tehnoloģijā dažādiem mērķiem. Elektrolītiski pārklājiet viena metāla virsmu ar plānu cita metāla kārtu ( niķelēšana, hromēšana, apzeltīšana un tā tālāk.). Šis izturīgais pārklājums aizsargā virsmu no korozijas. Ja nodrošina labu elektrolītiskā pārklājuma nolobīšanos no virsmas, uz kuras tiek uzklāts metāls (to panāk, piemēram, uz virsmas uzklājot grafītu), tad no reljefa virsmas var iegūt kopiju.

Nolobāmu pārklājumu iegūšanas process - elektrotips- izstrādāja krievu zinātnieks B. S. Jacobi (1801-1874), kurš 1836. gadā ar šo metodi izgatavoja dobas figūras Īzaka katedrālei Sanktpēterburgā.

Iepriekš poligrāfijas nozarē kopijas no reljefa virsmas (stereotipi) ieguva no matricām (tipa nospiedums uz plastmasas materiāla), kam uz matricām tika uzklāts biezs dzelzs vai citas vielas slānis. Tas ļāva pavairot komplektu vajadzīgajā eksemplāru skaitā.

Izmantojot elektrolīzi, metāli tiek attīrīti no piemaisījumiem. Tādējādi no rūdas iegūtais jēlvarš tiek izliets biezu lokšņu veidā, kuras pēc tam ievieto vannā kā anodus. Elektrolīzes laikā anoda varš izšķīst, vērtīgus un retus metālus saturoši piemaisījumi nokrīt apakšā, un uz katoda nosēžas tīrs varš.

Izmantojot elektrolīzi, alumīniju iegūst no kausēta boksīta. Tieši šī alumīnija ražošanas metode padarīja to lētu un līdz ar dzelzi par visizplatītāko tehnoloģiju un ikdienas dzīvē.

Izmantojot elektrolīzi, tiek iegūtas elektroniskās shēmas plates, kas kalpo par pamatu visiem elektroniskajiem izstrādājumiem. Uz dielektriķa tiek pielīmēta plāna vara plāksne, uz kuras ar īpašu krāsu tiek krāsots sarežģīts savienojošo vadu raksts. Pēc tam plāksne tiek ievietota elektrolītā, kur tiek iegravēti vara slāņa laukumi, kas nav pārklāti ar krāsu. Pēc tam krāsa tiek nomazgāta, un uz tāfeles parādās mikroshēmas detaļas.

Pilnīgi visi zina, ka šķidrumi var labi vadīt elektrisko enerģiju. Un tas ir arī labi zināms fakts, ka visi vadītāji pēc to veida ir sadalīti vairākās apakšgrupās. Mēs piedāvājam mūsu rakstā apsvērt, kā elektriskā strāva tiek veikta šķidrumos, metālos un citos pusvadītājos, kā arī elektrolīzes likumus un tās veidus.

Elektrolīzes teorija

Lai būtu vieglāk saprast, par ko mēs runājam, mēs iesakām sākt ar teoriju, ja mēs uzskatām, ka elektriskais lādiņš ir sava veida šķidrums, ir kļuvis zināms vairāk nekā 200 gadus. Lādiņi sastāv no atsevišķiem elektroniem, taču tie ir tik mazi, ka jebkurš liels lādiņš darbojas kā nepārtraukta šķidruma plūsma.

Tāpat kā cietie ķermeņi, šķidrie vadītāji var būt trīs veidu:

• pusvadītāji (selēns, sulfīdi un citi);
• dielektriķi (sārmu šķīdumi, sāļi un skābes);
• vadītāji (teiksim, plazmā).

Procesu, kurā elektrolīti izšķīst un joni sadalās elektriskā molārā lauka ietekmē, sauc par disociāciju. Savukārt to molekulu īpatsvars, kuras ir sadalījušās jonos jeb sabrukušos jonus izšķīdušajā vielā, ir pilnībā atkarīgs no fizikālajām īpašībām un temperatūras dažādos vadītājos un kausējumos. Ir svarīgi atcerēties, ka joni var rekombinēties vai atkal apvienoties. Ja apstākļi nemainās, tad sabrukušo un apvienoto jonu skaits būs vienlīdz proporcionāls.

Joni vada enerģiju elektrolītos, jo tās var būt gan pozitīvi, gan negatīvi lādētas daļiņas. Kad šķidrums (vai precīzāk, trauks ar šķidrumu ir pievienots barošanas avotam), daļiņas sāks virzīties pretī pretējiem lādiņiem (pozitīvie joni sāks piesaistīties katodiem, bet negatīvie - anodiem). Šajā gadījumā enerģiju tieši transportē joni, tāpēc šāda veida vadītspēju sauc par jonu.

Šāda veida vadīšanas laikā strāvu pārnēsā joni, un pie elektrodiem izdalās vielas, kas ir elektrolītu sastāvdaļas. Ja domājam no ķīmiskā viedokļa, tad notiek oksidēšanās un reducēšana. Tādējādi elektriskā strāva gāzēs un šķidrumos tiek transportēta, izmantojot elektrolīzi.

Fizikas likumi un strāva šķidrumos

Elektrība mūsu mājās un iekārtās, kā likums, netiek pārraidīta pa metāla vadiem. Metālā elektroni var pārvietoties no atoma uz atomu un tādējādi veikt negatīvu lādiņu.

Kā šķidrumi tie tiek pārvadāti elektriskā sprieguma veidā, kas pazīstams kā spriegums, voltu vienībās, nosaukts itāļu zinātnieka Alesandro Voltas vārdā.

Video: Elektriskā strāva šķidrumos: pilnīga teorija

Arī elektriskā strāva plūst no augsta sprieguma uz zemu spriegumu, un to mēra vienībās, kas pazīstamas kā ampēri, kas nosaukti Andre-Marie Ampere vārdā. Un saskaņā ar teoriju un formulu, ja jūs palielinat spriegumu, tad arī tā stiprums palielināsies proporcionāli. Šīs attiecības ir pazīstamas kā Ohma likums. Piemēram, zemāk ir norādīts virtuālā ampēra raksturlielums.

Oma likums (ar papildu informāciju par stieples garumu un biezumu) parasti ir viena no pirmajām lietām, ko māca fizikas stundās, tāpēc daudzi skolēni un skolotāji elektrisko strāvu gāzēs un šķidrumos uzskata par fizikas pamatlikumu.

Lai savām acīm redzētu lādiņu kustību, jāsagatavo kolba ar sālsūdeni, plakaniem taisnstūrveida elektrodiem un strāvas avotiem būs nepieciešama arī ampērmetra instalācija, ar kuras palīdzību tiks vadīta enerģija no strāvas padeve elektrodiem.

Plāksnes, kas darbojas kā vadītāji, ir jānolaiž šķidrumā un jāieslēdz spriegums. Pēc tam sāksies haotiska daļiņu kustība, bet, tāpat kā pēc magnētiskā lauka rašanās starp vadītājiem, šis process tiks pasūtīts.

Tiklīdz joni sāks apmainīties ar lādiņiem un apvienoties, anodi kļūs par katodiem, bet katodi – par anodiem. Bet šeit jums jāņem vērā elektriskā pretestība. Protams, liela nozīme ir teorētiskajai līknei, taču galvenā ietekme ir temperatūrai un disociācijas līmenim (atkarībā no tā, kādi nesēji ir izvēlēti), un vai tiek izvēlēta maiņstrāva vai līdzstrāva. Pabeidzot šo eksperimentālo pētījumu, var pamanīt, ka uz cietiem ķermeņiem (metāla plāksnēm) ir izveidojies plāns sāls slānis.

Elektrolīze un vakuums

Elektriskā strāva vakuumā un šķidrumos ir diezgan sarežģīts jautājums. Fakts ir tāds, ka šādos plašsaziņas līdzekļos ķermeņos nav pilnīgi nekādu lādiņu, kas nozīmē, ka tas ir dielektrisks. Citiem vārdiem sakot, mūsu mērķis ir radīt apstākļus, lai elektronu atoms varētu sākt savu kustību.

Lai to izdarītu, jums jāizmanto modulāra ierīce, vadītāji un metāla plāksnes, un pēc tam rīkojieties tāpat kā iepriekš minētajā metodē.

Elektrolīzes pielietojumi

Šis process tiek pielietots gandrīz visās dzīves jomās. Pat visvienkāršākajā darbā dažreiz ir nepieciešama elektriskās strāvas iejaukšanās šķidrumos, piemēram,

Izmantojot šo vienkāršo procesu, cietie korpusi tiek pārklāti ar plānu jebkura metāla slāni, piemēram, niķeļa vai hroma pārklājumu. Šis ir viens no iespējamiem veidiem, kā cīnīties pret korozijas procesiem. Līdzīgas tehnoloģijas tiek izmantotas transformatoru, skaitītāju un citu elektrisko ierīču ražošanā.

Mēs ceram, ka mūsu pamatojums ir atbildējis uz visiem jautājumiem, kas rodas, pētot elektriskās strāvas fenomenu šķidrumos. Ja jums nepieciešamas labākas atbildes, iesakām apmeklēt elektriķu forumu, kur viņi ar prieku sniegs jums padomus bez maksas.

Pēc elektriskajām īpašībām šķidrumi ir ļoti dažādi. Izkausētiem metāliem, tāpat kā metāliem cietā stāvoklī, ir augsta elektrovadītspēja, kas saistīta ar augstu brīvo elektronu koncentrāciju.

Daudzi šķidrumi, piemēram, tīrs ūdens, spirts, petroleja, ir labi dielektriķi, jo to molekulas ir elektriski neitrālas un nav brīvu lādiņu nesēju.

Elektrolīti. Īpaša šķidrumu klase sastāv no tā sauktajiem elektrolītiem, kas ietver neorganisko skābju, sāļu un bāzu ūdens šķīdumus, jonu kristālu kausējumus utt. Elektrolītus raksturo augstas jonu koncentrācijas, kas nodrošina caurlaidību. no elektriskās strāvas. Šie joni rodas kušanas un šķīšanas laikā, kad šķīdinātāja molekulu elektrisko lauku ietekmē izšķīdušās vielas molekulas sadalās atsevišķos pozitīvi un negatīvi lādētos jonos. Šo procesu sauc par elektrolītisko disociāciju.

Elektrolītiskā disociācija. Dotās vielas disociācijas pakāpe a, t.i., jonos sadalījušos izšķīdušo molekulu īpatsvars, ir atkarīgs no temperatūras, šķīduma koncentrācijas un šķīdinātāja dielektriskās konstantes. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās disociācijas pakāpe. Pretēju zīmju joni var rekombinēties, atkal apvienojoties neitrālās molekulās. Pastāvīgos ārējos apstākļos šķīdumā tiek izveidots dinamisks līdzsvars, kurā rekombinācijas un disociācijas procesi kompensē viens otru.

Kvalitatīvi disociācijas pakāpes a atkarību no izšķīdušās vielas koncentrācijas var noteikt, izmantojot šādus vienkāršus argumentus. Ja tilpuma vienībā ir izšķīdušas vielas molekulas, tad dažas no tām ir disociētas, bet pārējās nav disociētas. Elementāro disociācijas aktu skaits uz šķīduma tilpuma vienību ir proporcionāls nesadalīto molekulu skaitam un tāpēc ir vienāds ar kur A ir koeficients atkarībā no elektrolīta rakstura un temperatūras. Rekombinācijas notikumu skaits ir proporcionāls atšķirībā no jonu sadursmju skaitam, t.i., proporcionāls gan šo, gan citu jonu skaitam. Tāpēc tas ir vienāds ar kur B ir koeficients, kas ir nemainīgs konkrētai vielai noteiktā temperatūrā.

Dinamiskā līdzsvara stāvoklī

Attiecība nav atkarīga no koncentrācijas Redzams, ka jo mazāka ir šķīduma koncentrācija, jo tā ir tuvāk vienotībai: ļoti atšķaidītos šķīdumos gandrīz visas izšķīdušās vielas molekulas ir disociētas.

Jo augstāka ir šķīdinātāja dielektriskā konstante, jo vairāk jonu saites izšķīdušās vielas molekulās ir novājinātas un līdz ar to lielāka disociācijas pakāpe. Tādējādi sālsskābe, izšķīdinot ūdenī, rada elektrolītu ar augstu elektrovadītspēju, savukārt tā šķīdums etilēterī ļoti slikti vada elektrību.

Neparasti elektrolīti. Ir arī ļoti neparasti elektrolīti. Piemēram, elektrolīts ir stikls, kas ir ļoti pārdzesēts šķidrums ar milzīgu viskozitāti. Sildot, stikls kļūst mīkstāks un tā viskozitāte ievērojami samazinās. Stiklā esošie nātrija joni kļūst ievērojami kustīgi, un kļūst iespējama elektriskās strāvas pāreja, lai gan parastā temperatūrā stikls ir labs izolators.

Rīsi. 106. Stikla elektrovadītspējas demonstrēšana sildot

Skaidru to var pierādīt eksperimentā, kura diagramma ir parādīta attēlā. 106. Stikla stienis caur reostatu ir pievienots apgaismojuma tīklam Kamēr stienis ir auksts, strāva ķēdē ir niecīga stikla lielās pretestības dēļ. Ja kociņu uzkarsē ar gāzes degli līdz 300-400 °C temperatūrai, tad tā pretestība samazināsies līdz vairākiem desmitiem omu un spuldzes L kvēldiegs sakarst. Tagad jūs varat īsslēgt spuldzi ar taustiņu K. Šajā gadījumā ķēdes pretestība samazināsies un strāva palielināsies. Šādos apstākļos kociņš tiks efektīvi uzkarsēts ar elektrisko strāvu un spīdēs, līdz tas spilgti spīd, pat ja deglis tiks noņemts.

Jonu vadītspēja. Elektriskās strāvas pāreju elektrolītā apraksta Ohma likums

Elektriskā strāva elektrolītā notiek pie patvaļīgi zema pieliktā sprieguma.

Elektrolīta lādiņu nesēji ir pozitīvi un negatīvi lādēti joni. Elektrolītu elektriskās vadītspējas mehānisms daudzējādā ziņā ir līdzīgs iepriekš aprakstītajam gāzu elektrovadītspējas mehānismam. Galvenās atšķirības ir saistītas ar to, ka gāzēs pretestība lādiņnesēju kustībai galvenokārt ir saistīta ar to sadursmēm ar neitrāliem atomiem. Elektrolītos jonu kustīgums ir saistīts ar iekšējo berzi – viskozitāti – tiem pārvietojoties šķīdinātājā.

Paaugstinoties temperatūrai, elektrolītu vadītspēja atšķirībā no metāliem palielinās. Tas ir saistīts ar faktu, ka, palielinoties temperatūrai, palielinās disociācijas pakāpe un samazinās viskozitāte.

Atšķirībā no elektroniskās vadītspējas, kas raksturīga metāliem un pusvadītājiem, kur elektriskās strāvas pāreju nepavada nekādas izmaiņas vielas ķīmiskajā sastāvā, jonu vadītspēja ir saistīta ar vielas pārnesi.

un elektrolītos iekļauto vielu izdalīšanās uz elektrodiem. Šo procesu sauc par elektrolīzi.

Elektrolīze. Kad uz elektroda izdalās viela, atbilstošo jonu koncentrācija elektrolīta apgabalā, kas atrodas blakus elektrodam, samazinās. Tādējādi šeit tiek izjaukts dinamiskais līdzsvars starp disociāciju un rekombināciju: tieši šeit elektrolīzes rezultātā notiek vielas sadalīšanās.

Elektrolīze pirmo reizi tika novērota ūdens sadalīšanās laikā ar strāvu no volta kolonnas. Dažus gadus vēlāk slavenais ķīmiķis G. Deivijs atklāja nātriju, izolējot to ar elektrolīzi no kaustiskās sodas. Elektrolīzes kvantitatīvos likumus eksperimentāli noteica M. Faradejs. Tos ir viegli pamatot, pamatojoties uz elektrolīzes fenomena mehānismu.

Faradeja likumi. Katram jonam ir elektriskais lādiņš, kas ir elementārā lādiņa e daudzkārtnis Citiem vārdiem sakot, jona lādiņš ir vienāds ar , kur ir vesels skaitlis, kas vienāds ar atbilstošā ķīmiskā elementa vai savienojuma valenci. Pieņemsim, ka tad, kad strāva iet caur elektrodu, izdalās joni. To lādiņš absolūtā vērtībā ir vienāds ar Pozitīvie joni sasniedz katodu un to lādiņu neitralizē elektroni, kas caur vadiem no strāvas avota plūst uz katodu. Negatīvie joni tuvojas anodam un tikpat daudz elektronu iet caur vadiem uz strāvas avotu. Šajā gadījumā lādiņš iet caur slēgtu elektrisko ķēdi

Apzīmēsim ar uz viena no elektrodiem izdalītās vielas masu un ar jona (atoma vai molekulas) masu. Ir skaidrs, ka, reizinot šīs daļas skaitītāju un saucēju ar Avogadro konstanti, mēs iegūstam

kur ir atomu vai molārā masa, Faradeja konstante, ko nosaka izteiksme

No (4) ir skaidrs, ka Faradeja konstantei ir “viena mola elektroenerģijas” nozīme, t.i., tā ir viena mola elementāro lādiņu kopējais elektriskais lādiņš:

Formula (3) satur abus Faradeja likumus. Tajā teikts, ka elektrolīzes laikā izdalītās vielas masa ir proporcionāla lādiņam, kas iziet caur ķēdi (Faraday pirmais likums):

Koeficients tiek saukts par dotās vielas elektroķīmisko ekvivalentu un tiek izteikts

kilogrami uz kulonu Tam ir jona īpašā lādiņa apgrieztā vērtība.

Elektroķīmiskais ekvivalents k ir proporcionāls vielas ķīmiskajam ekvivalentam (Faraday otrais likums).

Faradeja likumi un elementārais lādiņš. Tā kā Faradeja laikā elektrības atomu rakstura jēdziens vēl nepastāvēja, elektrolīzes likumu eksperimentālā atklāšana nebūt nebija triviāla. Gluži pretēji, tieši Faradeja likumi būtībā kalpoja par pirmo eksperimentālo pierādījumu šo ideju pamatotībai.

Faradeja konstantes eksperimentālais mērījums ļāva pirmo reizi iegūt elementārā lādiņa vērtības skaitlisku aplēsi ilgi pirms elementārā elektriskā lādiņa tiešiem mērījumiem Millikana eksperimentos ar eļļas pilieniem. Zīmīgi, ka ideja par elektrības atomu uzbūvi guva nepārprotamu eksperimentālu apstiprinājumu elektrolīzes eksperimentos, kas veikti 19. gadsimta 30. gados, kad pat ideja par matērijas atomu uzbūvi vēl nebija visiem kopīga. zinātnieki. Slavenajā runā, kas tika sniegta Karaliskajai biedrībai un veltīta Faradeja piemiņai, Helmholcs komentēja šo apstākli šādi:

"Ja mēs atzīstam ķīmisko elementu atomu esamību, mēs nevaram izvairīties no tālāka secinājuma, ka elektrība, gan pozitīvā, gan negatīvā, tiek sadalīta noteiktos elementārajos daudzumos, kas uzvedas kā elektrības atomi."

Ķīmiskie strāvas avoti. Ja metāls, piemēram, cinks, tiek iegremdēts ūdenī, tad noteikts daudzums pozitīvo cinka jonu polāro ūdens molekulu ietekmē no metāla kristāliskā režģa virsmas slāņa sāks pārvietoties ūdenī. Tā rezultātā cinks tiks uzlādēts negatīvi, bet ūdens - pozitīvi. Metāla un ūdens saskarnē veidojas plāns slānis, ko sauc par elektrisko dubultslāni; tajā ir spēcīgs elektriskais lauks, kura intensitāte tiek virzīta no ūdens uz metālu. Šis lauks novērš turpmāku cinka jonu pāreju ūdenī, un rezultātā rodas dinamisks līdzsvars, kurā vidējais jonu skaits, kas no metāla nonāk ūdenī, ir vienāds ar to jonu skaitu, kas no ūdens atgriežas metālā.

Dinamiskais līdzsvars tiks izveidots arī tad, ja metāls ir iegremdēts tā paša metāla sāls ūdens šķīdumā, piemēram, cinks cinka sulfāta šķīdumā. Šķīdumā sāls sadalās jonos. Iegūtie cinka joni neatšķiras no cinka joniem, kas šķīdumā iekļuva no elektroda. Cinka jonu koncentrācijas palielināšanās elektrolītā atvieglo šo jonu pāreju metālā no šķīduma un apgrūtina to

pāreja no metāla uz šķīdumu. Tāpēc cinka sulfāta šķīdumā iegremdētais cinka elektrods, kaut arī ir negatīvi uzlādēts, ir vājāks nekā tīrā ūdenī.

Kad metāls ir iegremdēts šķīdumā, metāls ne vienmēr kļūst negatīvi uzlādēts. Piemēram, ja vara elektrods ir iegremdēts vara sulfāta šķīdumā, tad no šķīduma uz elektroda sāks izgulsnēties joni, to pozitīvi uzlādējot. Lauka stiprums elektriskā dubultā slānī šajā gadījumā tiek novirzīts no vara uz šķīdumu.

Tādējādi, kad metāls tiek iegremdēts ūdenī vai ūdens šķīdumā, kas satur tā paša metāla jonus, metāla un šķīduma saskarnē starp tiem rodas potenciāla atšķirība. Šīs potenciālu starpības zīme un lielums ir atkarīgs no metāla veida (vara, cinks utt., No jonu koncentrācijas šķīdumā) un gandrīz nav atkarīgs no temperatūras un spiediena.

Divi dažādu metālu elektrodi, kas iegremdēti elektrolītā, veido galvanisko elementu. Piemēram, Volta šūnā cinka un vara elektrodi ir iegremdēti sērskābes ūdens šķīdumā. Sākumā šķīdums nesatur ne cinka jonus, ne vara jonus. Tomēr vēlāk šie joni no elektrodiem nonāk šķīdumā un tiek izveidots dinamiskais līdzsvars. Kamēr elektrodi nav savienoti viens ar otru ar stiepli, elektrolīta potenciāls visos punktos ir vienāds, un elektrodu potenciāls atšķiras no elektrolīta potenciāla, jo to saskarnē ar elektrolīti veidojas dubultslāņi. elektrolīts. Šajā gadījumā cinka elektroda potenciāls ir vienāds ar -0,763 V, un vara elektromotora spēks, kas sastāv no šiem potenciāla lēcieniem, būs vienāds ar

Strāva ķēdē ar galvanisko elementu. Ja galvaniskās šūnas elektrodi ir savienoti ar vadu, tad elektroni caur šo vadu pārvietosies no negatīvā elektroda (cinka) uz pozitīvo elektrodu (varu), kas izjauc dinamisko līdzsvaru starp elektrodiem un elektrolītu, kurā tie atrodas. iegremdēts. Cinka joni sāks pārvietoties no elektroda šķīdumā, lai saglabātu elektrisko dubulto slāni tādā pašā stāvoklī ar pastāvīgu potenciāla lēcienu starp elektrodu un elektrolītu. Līdzīgi, izmantojot vara elektrodu, vara joni sāks pārvietoties no šķīduma un nogulsnēties uz elektroda. Šajā gadījumā negatīvā elektroda tuvumā veidojas jonu deficīts, un pozitīvā elektroda tuvumā veidojas šādu jonu pārpalikums. Kopējais jonu skaits šķīdumā nemainīsies.

Aprakstīto procesu rezultātā slēgtā ķēdē tiks uzturēta elektriskā strāva, ko savienojošajā vadā rada elektronu kustība, bet elektrolītā – joni. Kad iet elektriskā strāva, cinka elektrods pakāpeniski izšķīst un varš tiek nogulsnēts uz pozitīvā (vara)

elektrodu. Jonu koncentrācija palielinās pie cinka elektroda un samazinās pie vara elektroda.

Potenciāls ķēdē ar galvanisko elementu. Aprakstītais elektriskās strāvas pārejas modelis nevienmērīgā slēgtā ķēdē, kurā ir ķīmisks elements, atbilst potenciāla sadalījumam pa ķēdi, kas shematiski parādīts attēlā. 107. Ārējā ķēdē, t.i., vadā, kas savieno elektrodus, potenciāls vienmērīgi samazinās no vērtības pie pozitīvā (vara) elektroda A līdz vērtībai pie negatīvā (cinka) elektroda B saskaņā ar Oma likumu viendabīgam. diriģents. Iekšējā ķēdē, tas ir, elektrolītā starp elektrodiem, potenciāls pakāpeniski samazinās no vērtības netālu no cinka elektroda līdz vērtībai netālu no vara elektroda. Ja ārējā ķēdē strāva plūst no vara elektroda uz cinka elektrodu, tad elektrolīta iekšpusē tā plūst no cinka uz varu. Potenciālie lēcieni elektriskajos dubultslāņos rodas ārējo (šajā gadījumā ķīmisko) spēku darbības rezultātā. Elektrisko lādiņu kustība dubultslāņos ārējo spēku ietekmē notiek pretēji elektrisko spēku darbības virzienam.

Rīsi. 107. Potenciālais sadalījums pa ķēdi, kas satur ķīmisko elementu

Potenciālu izmaiņu slīpās sekcijas attēlā. 107 atbilst slēgtās ķēdes ārējo un iekšējo posmu elektriskajai pretestībai. Kopējais potenciāla kritums pa šīm sekcijām ir vienāds ar potenciālo lēcienu summu dubultslāņos, t.i., elementa elektromotora spēku.

Elektriskās strāvas pāreju galvaniskajā šūnā sarežģī blakusprodukti, kas izdalās uz elektrodiem, un koncentrācijas atšķirības parādīšanās elektrolītā. Šīs parādības sauc par elektrolītisko polarizāciju. Piemēram, Volta elementos, kad ķēde ir aizvērta, pozitīvie joni pārvietojas uz vara elektrodu un tiek nogulsnēti uz tā. Rezultātā pēc kāda laika vara elektrods tiek aizstāts ar ūdeņraža elektrodu. Tā kā ūdeņraža elektroda potenciāls ir par 0,337 V mazāks nekā vara elektroda potenciāls, elementa emf samazinās par aptuveni tikpat lielu daudzumu. Turklāt uz vara elektroda izdalītais ūdeņradis palielina elementa iekšējo pretestību.

Lai samazinātu ūdeņraža kaitīgo ietekmi, tiek izmantoti depolarizatori - dažādi oksidētāji. Piemēram, visbiežāk izmantotajā elementā Leclanche (“sausās” baterijas)

Pozitīvais elektrods ir grafīta stienis, ko ieskauj saspiesta mangāna peroksīda un grafīta masa.

Baterijas. Praktiski svarīgs galvanisko elementu veids ir akumulatori, kuriem pēc izlādes ir iespējams reversās uzlādes process ar elektroenerģijas pārvēršanu ķīmiskajā enerģijā. Elektriskās strāvas ražošanas laikā patērētās vielas tiek atjaunotas akumulatorā ar elektrolīzes palīdzību.

Var redzēt, ka, uzlādējot akumulatoru, palielinās sērskābes koncentrācija, kas izraisa elektrolīta blīvuma palielināšanos.

Tādējādi lādēšanas procesā veidojas asa elektrodu asimetrija: viens kļūst par svinu, otrs kļūst par svina peroksīdu. Uzlādēts akumulators ir galvaniskais elements, kas var kalpot kā strāvas avots.

Kad akumulatoram ir pievienoti elektroenerģijas patērētāji, caur ķēdi plūdīs elektriskā strāva, kuras virziens ir pretējs uzlādes strāvai. Ķīmiskās reakcijas notiek pretējā virzienā, un akumulators atgriežas sākotnējā stāvoklī. Abi elektrodi tiks pārklāti ar sāls slāni, un sērskābes koncentrācija atgriezīsies sākotnējā vērtībā.

Uzlādētam akumulatoram EMF ir aptuveni 2,2 V. Izlādējoties, tas samazinās līdz 1,85 V. Turpmāka izlāde nav ieteicama, jo svina sulfāta veidošanās kļūst neatgriezeniska un akumulators pasliktinās.

Maksimālo uzlādes līmeni, ko akumulators var nodrošināt izlādējoties, sauc par tā ietilpību. Akumulatora ietilpība parasti

mēra ampērstundās. Jo lielāka ir plākšņu virsma, jo lielāka tā ir.

Elektrolīzes pielietojumi. Elektrolīzi izmanto metalurģijā. Visizplatītākā alumīnija un tīra vara elektrolītiskā ražošana. Izmantojot elektrolīzi, uz citu virsmu iespējams izveidot plānu kārtiņu no dažām vielām, lai iegūtu dekoratīvus un aizsargpārklājumus (niķelēšana, hromēšana). Noplēšamo pārklājumu (elektroplastikas) ražošanas procesu izstrādāja krievu zinātnieks B. S. Jacobi, kurš to izmantoja, lai izgatavotu dobas skulptūras, kas rotā Īzaka katedrāli Sanktpēterburgā.

Kāda ir atšķirība starp metālu un elektrolītu elektriskās vadītspējas fizisko mehānismu?

Paskaidrojiet, kāpēc dotās vielas disociācijas pakāpe ir atkarīga no šķīdinātāja dielektriskās konstantes.

Paskaidrojiet, kāpēc ļoti atšķaidītos elektrolītu šķīdumos gandrīz visas izšķīdušās vielas molekulas ir disociētas.

Paskaidrojiet, kā elektrolītu elektrovadītspējas mehānisms ir līdzīgs gāzu elektrovadītspējas mehānismam. Kāpēc pastāvīgos ārējos apstākļos elektriskā strāva ir proporcionāla pielietotajam spriegumam?

Kādu lomu spēlē elektriskā lādiņa nezūdamības likums elektrolīzes likuma (3) atvasināšanā?

Izskaidro sakarību starp vielas elektroķīmisko ekvivalentu un tās jonu īpatnējo lādiņu.

Kā var eksperimentāli noteikt dažādu vielu elektroķīmisko ekvivalentu attiecību, ja ir vairākas elektrolītiskās vannas, bet nav instrumentu strāvas mērīšanai?

Kā elektrolīzes fenomenu var izmantot, lai izveidotu elektrības skaitītāju līdzstrāvas tīklā?

Kāpēc Faradeja likumus var uzskatīt par eksperimentālu pierādījumu idejām par elektrības atomisko dabu?

Kādi procesi notiek, kad metāla elektrodus iegremdē ūdenī un elektrolītā, kas satur šo metālu jonus?

Aprakstiet procesus, kas notiek elektrolītā pie galvaniskās šūnas elektrodiem strāvas pārejas laikā.

Kāpēc pozitīvie joni sprieguma elementā pārvietojas no negatīvā (cinka) elektroda uz pozitīvo (vara) elektrodu? Kā notiek potenciāla sadalījums ķēdē, kas izraisa jonu kustību šādā veidā?

Kāpēc skābes akumulatora uzlādes pakāpi var pārbaudīt, izmantojot hidrometru, t.i., šķidruma blīvuma mērīšanas ierīci?

Kā procesi akumulatoros būtiski atšķiras no procesiem “sausajās” baterijās?

Kādu daļu no akumulatora c uzlādes procesā iztērētās elektriskās enerģijas var izmantot tā izlādēšanai, ja uzlādes laikā tā spailēs tika uzturēts spriegums

Ziņojums par tēmu:

Elektrība

šķidrumos

(elektrolīti)

Elektrolīze

Faradeja likumi

Elementārais elektriskais lādiņš

Studenti 8 th klasē « B »

L Oginova M ārijas A ndreevny

Maskava 2003

91. skola

Ievads

Daudz kas mūsu dzīvē ir saistīts ar ūdens sāļu (elektrolītu) šķīdumu elektrovadītspēju. No pirmā sirdsdarbības (cilvēka ķermenī “dzīvā” elektrība, kas ir 80% ūdens) līdz automašīnām uz ielas, atskaņotājiem un mobilajiem tālruņiem (šo ierīču neatņemama sastāvdaļa ir “akumulatori” - elektroķīmiskās baterijas un dažādas baterijas - no svina skābes automašīnās līdz litija polimēram dārgākajos mobilajos tālruņos). Milzīgās tvertnēs, kas kūp ar toksiskiem izgarojumiem, alumīnijs tiek ražots elektrolīzes ceļā no augstā temperatūrā izkausēta boksīta - "spārnotā" metāla lidmašīnām un kārbām Fanta. Viss apkārt – no svešas automašīnas hromētā radiatora režģa līdz sudrabotajam auskaram ausī – savulaik sastapies ar šķīdumu vai izkausētiem sāļiem un līdz ar to arī elektrisko strāvu šķidrumos. Ne velti šo fenomenu pēta vesela zinātne – elektroķīmija. Bet tagad mūs vairāk interesē šīs parādības fiziskais pamats.

Elektriskā strāva šķīdumā. Elektrolīti

No 8. klases fizikas stundām zinām, ka lādiņu vadītājos (metālos) nes negatīvi lādēti elektroni.

Lādētu daļiņu sakārtotu kustību sauc par elektrisko strāvu.

Bet, ja mēs saliekam ierīci (ar grafīta elektrodiem):

tad pārliecināsimies, ka ampērmetra adata novirzās - caur šķīdumu plūst strāva! Kādas lādētas daļiņas ir šķīdumā?

Vēl 1877. gadā zviedru zinātnieks Svante Arrhenius, pētot dažādu vielu šķīdumu elektrovadītspēju, nonāca pie secinājuma, ka to izraisa joni, kas veidojas, sāli izšķīdinot ūdenī. Izšķīdinot ūdenī, CuSO 4 molekula sadalās (disociējas) divos dažādi lādētos jonos - Cu 2+ un SO 4 2-. Vienkāršotus procesus var atspoguļot ar šādu formulu:

CuSO 4 ÞCu 2+ +SO 4 2-

Sāļu, sārmu un skābju šķīdumi vada elektrisko strāvu.

Vielas, kuru šķīdumi vada elektrisko strāvu, sauc par elektrolītiem.

Cukura, spirta, glikozes un dažu citu vielu šķīdumi nevada elektrību.

Vielas, kuru šķīdumi nevada elektrisko strāvu, sauc par neelektrolītiem.

Elektrolītiskā disociācija

Elektrolītu sadalīšanās procesu jonos sauc par elektrolītisko disociāciju.

S. Arrhenius, kurš pieturējās pie risinājumu fizikālās teorijas, neņēma vērā elektrolīta mijiedarbību ar ūdeni un uzskatīja, ka šķīdumos ir brīvie joni. Turpretim krievu ķīmiķi I.A. un V.A.Kistjakovskis izmantoja D.I.Mendeļejeva ķīmisko teoriju, lai izskaidrotu elektrolītisko disociāciju, un izšķīdušās vielas ķīmiskā mijiedarbība noved pie hidrātu veidošanās. tad tie sadalās jonos. Viņi uzskatīja, ka šķīdumi nesatur brīvus, nevis “kailus” jonus, bet gan hidratētus, tas ir, “ietērptus ūdens molekulu apvalkā”. Līdz ar to elektrolītu molekulu disociācija notiek šādā secībā:

a) ūdens molekulu orientācija ap elektrolīta molekulas poliem

b) elektrolīta molekulas hidratācija

c) tā jonizācija

d) tā sadalīšanās hidratētos jonos

Saistībā ar elektrolītiskās disociācijas pakāpi elektrolītus iedala stipros un vājos.

- Spēcīgi elektrolīti- tie, kas izšķīdinot gandrīz pilnībā sadalās.

Viņu disociācijas pakāpei ir tendence uz vienotību.

- Vāji elektrolīti- tie, kas izšķīdinot gandrīz nedalās. Viņu disociācijas pakāpei ir tendence uz nulli.

No tā mēs secinām, ka elektriskā lādiņa nesēji (elektriskās strāvas nesēji) elektrolītu šķīdumos ir nevis elektroni, bet gan pozitīvi un negatīvi lādēti. hidratēti joni .

Elektrolīta pretestības atkarība no temperatūras

Temperatūrai paaugstinoties tiek atvieglots disociācijas process, palielinās jonu kustīgums un elektrolītu pretestības kritumi .

Katods un anods. Katjoni un anjoni

Kas notiek ar joniem elektriskās strāvas ietekmē?

Atgriezīsimies pie mūsu ierīces:

Šķīdumā CuSO 4 sadalījās jonos – Cu 2+ un SO 4 2-. Pozitīvi lādēts jons Cu 2+ (katjons) tiek piesaistīts negatīvi lādētam elektrodam - katods, kur tas saņem trūkstošos elektronus un tiek reducēts par metālisku varu – vienkāršu vielu. Ja no ierīces noņemat katodu pēc tam, kad strāva ir izgājusi caur šķīdumu, ir viegli pamanīt sarkanbrūnu pārklājumu - tas ir metālisks varš.

Faradeja pirmais likums

Vai mēs varam uzzināt, cik daudz vara tika izlaists? Nosverot katodu pirms un pēc eksperimenta, var precīzi noteikt nogulsnētā metāla masu. Mērījumi liecina, ka uz elektrodiem izdalītās vielas masa ir atkarīga no strāvas stipruma un elektrolīzes laika:

kur K ir proporcionalitātes koeficients, ko sauc arī par elektroķīmiskais ekvivalents .

Līdz ar to izdalītās vielas masa ir tieši proporcionāla strāvas stiprumam un elektrolīzes laikam. Bet pašreizējais laika gaitā (saskaņā ar formulu):

ir maksa.

Tātad, uz elektroda izdalītās vielas masa ir proporcionāla lādiņam jeb caur elektrolītu izvadītās elektrības daudzumam.

M=K´q

Šo likumu 1843. gadā eksperimentāli atklāja angļu zinātnieks Maikls Faradejs un sauc Faradeja pirmais likums .

Faradeja otrais likums

Kas ir elektroķīmiskais ekvivalents un no kā tas ir atkarīgs? Maikls Faradejs arī atbildēja uz šo jautājumu.

Pamatojoties uz daudziem eksperimentiem, viņš nonāca pie secinājuma, ka šī vērtība ir raksturīga katrai vielai. Tā, piemēram, lapis (sudraba nitrāta AgNO 3) šķīduma elektrolīzes laikā 1 kulons atbrīvo 1,1180 mg sudraba; tieši tikpat daudz sudraba izdalās elektrolīzes laikā ar 1 kulonu jebkura sudraba sāls lādiņu. Veicot cita metāla sāls elektrolīzi, 1 kulons atbrīvo citu šī metāla daudzumu. Tādējādi , Vielas elektroķīmiskais ekvivalents ir šīs vielas masa, ko elektrolīzes laikā izdala 1 kulons elektrības, kas plūst caur šķīdumu . Šeit ir tā vērtības dažām vielām:

No tabulas redzams, ka dažādu vielu elektroķīmiskie ekvivalenti būtiski atšķiras viens no otra. No kādām vielas īpašībām ir atkarīga tās elektroķīmiskā ekvivalenta vērtība? Atbildi uz šo jautājumu sniedz Faradeja otrais likums :

Dažādu vielu elektroķīmiskie ekvivalenti ir proporcionāli to atomu svaram un apgriezti proporcionāli skaitļiem, kas izsaka to ķīmisko valenci.

n – valence

A – atomu svars

- sauc par konkrētās vielas ķīmisko ekvivalentu

– proporcionalitātes koeficients, kas jau ir universāla konstante, tas ir, tam ir vienāda vērtība visām vielām. Ja mēs izmērām elektroķīmisko ekvivalentu g/k, mēs atklājam, ka tas ir vienāds ar 1,037´10 -5 g/k.

Apvienojot Faradeja pirmo un otro likumu, mēs iegūstam:

Šai formulai ir vienkārša fizikāla nozīme: F ir skaitliski vienāds ar lādiņu, kas jāizlaiž caur jebkuru elektrolītu, lai uz elektrodiem atbrīvotu vielu tādā daudzumā, kas vienāds ar vienu ķīmisko ekvivalentu. F tiek saukts par Faradeja skaitli, un tas ir vienāds ar 96400 k/g.

Mols un tajā esošo molekulu skaits. Avogadro numurs

No 8. klases ķīmijas kursa zinām, ka ķīmiskajās reakcijās iesaistīto vielu daudzumu mērīšanai tika izvēlēta speciāla vienība - kurmis. Lai izmērītu vienu vielas molu, jums ir jāņem tik daudz gramu, cik tās ir relatīvā molekulmasa.

Piemēram, 1 mols ūdens (H 2 O) ir vienāds ar 18 gramiem (1 + 1 + 16 = 18), mols skābekļa (O 2) ir 32 grami un mols dzelzs (Fe) ir 56 grami. Bet, kas mums ir īpaši svarīgi, ir konstatēts, ka 1 mols jebkuras vielas ir vienmēr satur vienāds skaits molekulu .

Mols ir vielas daudzums, kas satur 6 ´ 10 23 šīs vielas molekulas.

Par godu itāļu zinātniekam A. Avogadro šis skaitlis ( N) tiek saukts Avogadro konstante vai Avogadro numurs .

No formulas no tā izriet, ka ja q=F, Tas. Tas nozīmē, ka tad, kad lādiņš, kas vienāds ar 96 400 kuloniem, iziet cauri elektrolītam, izdalīsies jebkuras vielas grami. Citiem vārdiem sakot, lai atbrīvotu vienu molu monovalentas vielas, caur elektrolītu jāplūst lādiņam q=F piekariņi. Bet mēs zinām, ka jebkurš vielas mols satur vienādu skaitu molekulu - N=6x10 23. Tas ļauj aprēķināt viena vienvērtīgas vielas viena jona lādiņu - elementāro elektrisko lādiņu - viena (!) elektrona lādiņu:

Elektrolīzes pielietojumi

Elektrolītiskā metode tīru metālu iegūšanai (rafinēšana, attīrīšana). Elektrolīze kopā ar anoda izšķīšanu

Labs piemērs ir vara elektrolītiskā attīrīšana (rafinēšana). Varš, kas iegūts tieši no rūdas, tiek izliets plāksnēs un ievietots kā anods CuSO 4 šķīdumā. Izvēloties spriegumu uz vannas elektrodiem (0,20-0,25 V), var nodrošināt, ka katodā tiek atbrīvots tikai metālisks varš. Šajā gadījumā svešķermeņi vai nu nonāk šķīdumā (neizdaloties pie katoda), vai arī nokrīt vannas dibenā nogulšņu veidā (“anoda nogulsnes”). Anoda vielas katjoni savienojas ar SO 4 2- anjonu, un pie šāda sprieguma pie katoda izdalās tikai metālisks varš. Šķiet, ka anods "izšķīst". Šī attīrīšana ļauj sasniegt 99,99% tīrību (“četri deviņi”). Arī dārgmetāli (zelts Au, sudrabs Ag) tiek attīrīti līdzīgi (attīrīšana).

Pašlaik viss alumīnijs (Al) tiek iegūts elektrolītiski (no boksīta kausējuma).

Galvanizācija

Galvanizācija – lietišķās elektroķīmijas nozare, kas nodarbojas ar metāla pārklājumu uzklāšanu gan uz metāla, gan nemetāla izstrādājumu virsmām, kad tiešā elektriskā strāva iet cauri to sāļu šķīdumiem. Galvanizācijas tehnoloģija ir sadalīta galvanizācija Un galvanoplastika .

Elektrolīzi var izmantot, lai pārklātu metāla priekšmetus ar cita metāla slāni. Šo procesu sauc galvanizācija. Īpaši tehniski svarīgi ir pārklājumi ar grūti oksidējamiem metāliem, jo ​​īpaši niķeļa un hroma pārklājums, kā arī sudraba un zelta pārklājums, ko bieži izmanto, lai aizsargātu metālus no korozijas. Lai iegūtu vēlamos pārklājumus, objektu rūpīgi notīra, labi attauko un ievieto kā katodu elektrolītiskā vannā, kurā ir tā metāla sāls, ar kuru objektu vēlams pārklāt. Viendabīgākam pārklājumam ir lietderīgi kā anodu izmantot divas plāksnes, novietojot priekšmetu starp tām.

Tāpat, izmantojot elektrolīzi, jūs varat ne tikai pārklāt priekšmetus ar viena vai otra metāla slāni, bet arī izgatavot to reljefa metāla kopijas (piemēram, monētas, medaļas). Šo procesu 19. gadsimta četrdesmitajos gados izgudroja krievu fiziķis un elektroinženieris, Krievijas Zinātņu akadēmijas loceklis Boriss Semenovičs Jakobijs (1801-1874), un to sauc par galvanizācija . Lai izgatavotu objekta reljefu kopiju, vispirms tiek izgatavots lējums no kāda plastmasas materiāla, piemēram, vaska. Šo lējumu ierīvē ar grafītu un iegremdē elektrolītiskā vannā kā katodu, kur uz tā tiek uzklāts metāla slānis. To izmanto drukāšanā iespiesto veidlapu ražošanā.

Papildus iepriekš minētajiem, elektrolīze ir atradusi pielietojumu citās jomās:

oksīda aizsargplēvju iegūšana uz metāliem (anodēšana);

Metāla izstrādājumu virsmas elektroķīmiskā apstrāde (pulēšana);

Metālu (piemēram, vara, misiņa, cinka, hroma uc) elektroķīmiskā krāsošana;

Ūdens attīrīšana ir šķīstošo piemaisījumu noņemšana no tā. Rezultāts ir tā sauktais mīkstais ūdens (tā īpašības ir līdzīgas destilētam ūdenim);

Griešanas instrumentu (piemēram, ķirurģisko nažu, skuvekļu u.c.) elektroķīmiskā asināšana.

Izmantotās literatūras saraksts:

1. Gurevičs A. E. “Fizika. Elektromagnētiskās parādības. 8. klase" Maskava, Izdevniecība "Drofa". 1999. gads

2. Gabrieljans O. S. “Ķīmija. 8. klase" Maskava, Izdevniecība "Drofa". 1997. gads

3. "Akadēmiķa G. S. Landsberga rediģētā fizikas elementārā mācību grāmata - II sējums - elektrība un magnētisms." Maskava, “Zinātne” 1972.

4. Ēriks M. Rodžerss. "Fizika jautājošajam prātam (fizikas zinātnes metodes, būtība un filozofija)". "Princeton University Press" 1966. III sējums - elektrība un magnētisms. Tulkojums Maskava, “Mir”, 1971.

5. A. N. Remizovs “Fizikas, elektronikas un kibernētikas kurss medicīnas institūtiem”. Maskava, "Augstskola" 1982.

Šķidrumi, tāpat kā citas vielas, var būt vadītāji, pusvadītāji un dielektriķi. Piemēram, destilēts ūdens būs dielektriķis, un elektrolītu šķīdumi un kausējumi būs vadītāji. Pusvadītāji būs, piemēram, izkausēta selēna vai sulfīda kausējums.

Jonu vadītspēja

Elektrolītiskā disociācija ir process, kurā elektrolītu molekulas sadalās jonos polāro ūdens molekulu elektriskā lauka ietekmē. Disociācijas pakāpe ir to molekulu īpatsvars, kuras izšķīdušajā vielā ir sadalījušās jonos.

Disociācijas pakāpe būs atkarīga no dažādiem faktoriem: temperatūras, šķīduma koncentrācijas, šķīdinātāja īpašībām. Paaugstinoties temperatūrai, palielināsies arī disociācijas pakāpe.

Pēc tam, kad molekulas ir sadalītas jonos, tās pārvietojas nejauši. Šajā gadījumā divi dažādu zīmju joni var rekombinēties, tas ir, tie var atkal apvienoties neitrālās molekulās. Ja šķīdumā nav ārēju izmaiņu, ir jāizveido dinamisks līdzsvars. Ar to molekulu skaits, kas sadalījās jonos laika vienībā, būs vienāds ar molekulu skaitu, kas atkal apvienosies.

Lādiņu nesēji ūdens šķīdumos un elektrolītu kausējumos būs joni. Ja trauks ar šķīdumu vai kausējumu ir pievienots ķēdei, tad pozitīvi lādētie joni sāks virzīties uz katodu, bet negatīvie - uz anodu. Šīs kustības rezultātā radīsies elektriskā strāva. Šo vadītspējas veidu sauc par jonu vadītspēju.

Papildus jonu vadītspējai šķidrumos tai var būt arī elektroniska vadītspēja. Šāda veida vadītspēja ir raksturīga, piemēram, šķidriem metāliem. Kā minēts iepriekš, jonu vadītspējas gadījumā strāvas pāreja ir saistīta ar vielas pārnešanu.

Elektrolīze

Vielas, kas ir daļa no elektrolītiem, nogulsnējas uz elektrodiem. Šo procesu sauc par elektrolīzi. Elektrolīze ir vielas izdalīšanās process pie elektroda, kas saistīts ar redoksreakcijām.

Elektrolīze ir atradusi plašu pielietojumu fizikā un tehnoloģijā. Izmantojot elektrolīzi, viena metāla virsma tiek pārklāta ar plānu cita metāla kārtu. Piemēram, hromēšana un niķeļa pārklājums.

Izmantojot elektrolīzi, jūs varat iegūt kopiju no reljefa virsmas. Lai to izdarītu, ir nepieciešams, lai metāla slānis, kas nosēžas uz elektroda virsmas, būtu viegli noņemams. Lai to panāktu, uz virsmas dažreiz tiek uzklāts grafīts.

Šādu viegli nolobāmu pārklājumu iegūšanas procesu sauc par galvanizāciju. Šo metodi izstrādāja krievu zinātnieks Boriss Jakobijs, izgatavojot dobas figūras Īzaka katedrālei Sanktpēterburgā.