Elektrisk strøm i væsker. Bevegelse av ladninger, anioner kationer. Elektrisk strøm i væsker - teori, elektrolyse Mekanisme for strømflyt i væsker

« Fysikk - klasse 10"

Hva er bærerne av elektrisk strøm i et vakuum?
Hva er arten av deres bevegelse?

Væsker, som faste stoffer, kan være dielektriske stoffer, ledere og halvledere. Dielektriske stoffer inkluderer destillert vann, ledere - løsninger og smelter av elektrolytter: syrer, alkalier og salter. Flytende halvledere er smeltet selen, sulfidsmelter, etc.

elektrolytisk dissosiasjon.

Når elektrolytter løses opp under påvirkning av det elektriske feltet til polare vannmolekyler, brytes elektrolyttmolekyler ned til ioner.

Desintegreringen av molekyler til ioner under påvirkning av det elektriske feltet til polare vannmolekyler kalles elektrolytisk dissosiasjon.

Grad av dissosiasjon- andelen molekyler i det oppløste stoffet som har forfalt til ioner.

Graden av dissosiasjon avhenger av temperaturen, konsentrasjonen av løsningen og de elektriske egenskapene til løsningsmidlet.

Med økende temperatur øker graden av dissosiasjon, og følgelig øker konsentrasjonen av positivt og negativt ladede ioner.

Ioner med forskjellige tegn, når de møtes, kan igjen forenes til nøytrale molekyler.

Under konstante forhold etableres en dynamisk likevekt i løsningen, hvor antall molekyler som forfaller til ioner per sekund er lik antall ionpar som rekombinerer til nøytrale molekyler på samme tid.

Ioneledning.

Ladningsbærere i vandige løsninger eller elektrolyttsmelter er positivt og negativt ladede ioner.

Hvis et kar med en elektrolyttløsning er inkludert i en elektrisk krets, vil negative ioner begynne å bevege seg mot den positive elektroden - anoden, og positiv - mot den negative - katoden. Som et resultat vil en elektrisk strøm flyte gjennom kretsen.

Ledningsevnen til vandige løsninger eller elektrolyttsmelter, som utføres av ioner, kalles ionisk ledningsevne.

Elektrolyse. Med ionisk ledningsevne er strømmen assosiert med overføring av materie. På elektrodene frigjøres stoffer som utgjør elektrolytter. Ved anoden donerer de negativt ladede ionene sine ekstra elektroner (i kjemi kalles dette en oksidativ reaksjon), og ved katoden får de positive ionene de manglende elektronene (reduksjonsreaksjon).

Væsker kan også ha elektronisk ledningsevne. Slik ledningsevne besittes for eksempel flytende metaller.

Prosessen med frigjøring av et stoff ved elektroden, assosiert med redoksreaksjoner, kalles elektrolyse.

Hva bestemmer massen til et stoff som frigjøres i løpet av en gitt tid? Det er klart at massen m til det frigjorte stoffet er lik produktet av massen m 0i til ett ion med antallet N i ioner som har nådd elektroden i løpet av tiden Δt:

m = m 0i Ni. (16.3)

Ionemassen m 0i er:

hvor M er den molare (eller atomære) massen til stoffet, og N A er Avogadro-konstanten, dvs. antall ioner i en mol.

Antall ioner som når elektroden er

hvor Δq = IΔt er ladningen som passerer gjennom elektrolytten i løpet av tiden Δt; q 0i er ladningen til ionet, som bestemmes av valensen n til atomet: q 0i \u003d ne (e er den elementære ladningen). Under dissosiasjonen av molekyler, for eksempel KBr, bestående av monovalente atomer (n = 1), oppstår K + og Br - ioner. Dissosiasjonen av kobbersulfatmolekyler fører til utseendet av dobbeltladede Cu 2+ og SO 2- 4 ioner (n = 2). Ved å erstatte uttrykk (16.4) og (16.5) i formel (16.3) og ta i betraktning at Δq = IΔt, a q 0i = ne, får vi

Faradays lov.

La oss betegne proporsjonalitetskoeffisienten med k mellom massen m av stoffet og ladningen Δq = IΔt som går gjennom elektrolytten:

hvor F \u003d eN A \u003d 9,65 10 4 C / mol - Faraday konstant.

Koeffisienten k avhenger av stoffets natur (verdiene til M og n). I følge formel (16.6) har vi

m = kIΔt. (16,8)

Faradays lov om elektrolyse:

Massen av stoffet som frigjøres på elektroden i løpet av tiden Δt. under passering av elektrisk strøm, er proporsjonal med styrken til strømmen og tiden.

Denne uttalelsen, oppnådd teoretisk, ble først etablert eksperimentelt av Faraday.

Verdien k i formel (16.8) kalles elektrokjemisk ekvivalent gitt stoff og uttrykt i kilo per anheng(kg/C).

Fra formel (16.8) kan man se at koeffisienten k er numerisk lik massen av stoffet som frigjøres på elektrodene under overføring av en ladning på 1 C av ioner.

Den elektrokjemiske ekvivalenten har en enkel fysisk betydning. Siden M / N A \u003d m 0i og en \u003d q 0i, så ifølge formel (16.7) k \u003d rn 0i / q 0i, dvs. k er forholdet mellom ionemassen og ladningen.

Ved å måle verdiene til m og Δq kan man bestemme de elektrokjemiske ekvivalentene til ulike stoffer.

Du kan verifisere gyldigheten av Faradays lov ved erfaring. La oss sette sammen installasjonen vist i figur (16.25). Alle tre elektrolysebadene er fylt med den samme elektrolyttløsningen, men strømmene som går gjennom dem er forskjellige. La oss betegne styrken til strømmene gjennom I1, I2, I3. Da er I 1 = I 2 + I 3 . Ved å måle massene m 1 , m 2 , m 3 av stoffene som frigjøres på elektrodene i forskjellige bad, kan man sikre seg at de er proporsjonale med de tilsvarende strømmene I 1 , I 2 , I 3 .

Bestemmelse av elektronladningen.

Formel (16.6) for massen av stoffet som frigjøres på elektroden kan brukes for å bestemme elektronladningen. Fra denne formelen følger det at elektronladningsmodulen er lik:

Når man kjenner massen m til det frigjorte stoffet under passasjen av ladningen IΔt, molmassen M, valensen til n atomer og Avogadro-konstanten N A, kan man finne verdien av elektronladningsmodulen. Det viser seg å være lik e = 1,6 10 -19 C.

Det var på denne måten verdien av den elementære elektriske ladningen ble oppnådd for første gang i 1874.

Påføring av elektrolyse. Elektrolyse er mye brukt i ingeniørfag til forskjellige formål. Dekk overflaten til ett metall elektrolytisk med et tynt lag av et annet ( nikkelbelegg, forkromning, gullbelegg etc.). Dette slitesterke belegget beskytter overflaten mot korrosjon. Hvis det sikres god avskalling av det elektrolytiske belegget fra overflaten som metallet er avsatt på (dette oppnås for eksempel ved å påføre grafitt på overflaten), kan en kopi fås fra relieffflaten.

Prosessen med å skaffe avtrekkbare belegg - elektrotype- ble utviklet av den russiske vitenskapsmannen B. S. Jacobi (1801-1874), som i 1836 brukte denne metoden for å lage hule figurer til St. Isak-katedralen i St. Petersburg.

Tidligere, i trykkeriindustrien, ble kopier fra en relieffflate (stereotyper) hentet fra matriser (et avtrykk av et sett på et plastmateriale), for hvilke et tykt lag med jern eller et annet stoff ble avsatt på matrisene. Dette gjorde det mulig å reprodusere settet i ønsket antall eksemplarer.

Elektrolyse fjerner urenheter fra metaller. Dermed støpes råkobber fra malmen i form av tykke plater, som deretter legges i et bad som anoder. Under elektrolyse oppløses anodekobberet, urenheter som inneholder verdifulle og sjeldne metaller faller til bunnen, og rent kobber legger seg på katoden.

Aluminium oppnås fra smeltet bauxitt ved elektrolyse. Det var denne metoden for å skaffe aluminium som gjorde den billig og sammen med jern den vanligste innen teknologi og hverdagsliv.

Ved hjelp av elektrolyse oppnås elektroniske kretskort, som tjener som grunnlag for alle elektroniske produkter. En tynn kobberplate er limt på dielektrikumet, hvorpå et komplekst mønster av forbindelsesledninger er påført med en spesiell maling. Deretter legges platen i en elektrolytt, hvor de områdene av kobberlaget som ikke er dekket med maling etses. Etter det vaskes malingen av, og detaljene til mikrokretsen vises på brettet.

Absolutt alle vet at væsker perfekt kan lede elektrisk energi. Og det er også en kjent sak at alle ledere er delt inn i flere undergrupper etter type. Vi foreslår å vurdere i artikkelen vår hvordan en elektrisk strøm utføres i væsker, metaller og andre halvledere, samt lovene for elektrolyse og dens typer.

Teori om elektrolyse

For å gjøre det lettere å forstå hva som står på spill, foreslår vi å starte med teorien om at elektrisitet, hvis vi betrakter en elektrisk ladning som en slags væske, har vært kjent i mer enn 200 år. Ladninger består av individuelle elektroner, men de er så små at enhver stor ladning oppfører seg som en kontinuerlig strøm, en væske.

Som legemer av fast type, kan væskeledere være av tre typer:

• halvledere (selen, sulfider og andre);
• dielektriske stoffer (alkaliske løsninger, salter og syrer);
• ledere (si, i et plasma).

Prosessen der elektrolytter løses opp og ioner desintegrerer under påvirkning av et elektrisk molarfelt kalles dissosiasjon. I sin tur avhenger andelen av molekyler som har forfalt til ioner, eller nedbrutt ioner i et oppløst stoff, helt av de fysiske egenskapene og temperaturen i ulike ledere og smelter. Husk at ioner kan rekombinere eller rekombinere. Hvis forholdene ikke endrer seg, vil antallet forfallne ioner og forente være like proporsjonale.

I elektrolytter leder ioner energi, pga. de kan være både positivt ladede partikler og negativt. Under tilkoblingen av væsken (eller rettere sagt, karet med væsken til strømforsyningen), vil partikler begynne å bevege seg mot motsatte ladninger (positive ioner vil begynne å bli tiltrukket av katodene, og negative ioner til anodene). I dette tilfellet transporteres energi direkte av ioner, så denne typen ledning kalles ionisk.

Under denne typen ledning føres strøm av ioner og stoffer frigjøres ved elektrodene som er bestanddeler av elektrolytter. Kjemisk sett forekommer oksidasjon og reduksjon. Dermed transporteres elektrisk strøm i gasser og væsker ved hjelp av elektrolyse.

Fysikkens lover og strøm i væsker

Elektrisitet i våre hjem og apparater overføres vanligvis ikke i metallledninger. I et metall kan elektroner bevege seg fra atom til atom og dermed bære en negativ ladning.

Som væsker drives de i form av elektrisk spenning, kjent som spenning, målt i voltenheter, etter den italienske forskeren Alessandro Volta.

Video: Elektrisk strøm i væsker: en komplett teori

Dessuten flyter elektrisk strøm fra høyspenning til lavspenning og måles i enheter kjent som ampere, oppkalt etter André-Marie Ampère. Og i henhold til teorien og formelen, hvis du øker spenningen, vil styrken også øke proporsjonalt. Dette forholdet er kjent som Ohms lov. Som et eksempel er den virtuelle strømkarakteristikken nedenfor.

Ohms lov (med ytterligere detaljer om ledningslengde og tykkelse) er typisk noe av det første man lærer i fysikktimer, og mange elever og lærere ser derfor på elektrisk strøm i gasser og væsker som en grunnleggende lov i fysikk.

For å se med egne øyne bevegelsen av ladninger, må du forberede en kolbe med saltvann, flate rektangulære elektroder og strømkilder, du trenger også en amperemeterinstallasjon, ved hjelp av hvilken energi vil bli ledet fra strømmen tilførsel til elektrodene.

Platene som fungerer som ledere må senkes ned i væsken og spenningen skrus på. Etter det vil den kaotiske bevegelsen av partikler begynne, men som etter utseendet av et magnetfelt mellom lederne, vil denne prosessen bli bestilt.

Så snart ionene begynner å endre ladninger og kombineres, blir anodene katoder, og katodene blir til anoder. Men her må du ta hensyn til den elektriske motstanden. Selvfølgelig spiller den teoretiske kurven en viktig rolle, men hovedpåvirkningen er temperaturen og dissosiasjonsnivået (avhengig av hvilke bærere som er valgt), samt valg av vekselstrøm eller likestrøm. Når du fullfører denne eksperimentelle studien, kan du legge merke til at det har dannet seg et tynt lag salt på faste legemer (metallplater).

Elektrolyse og vakuum

Elektrisk strøm i vakuum og væsker er en ganske komplisert sak. Faktum er at i slike medier er det ingen ladninger i kroppene, noe som betyr at det er et dielektrikum. Målet vårt er med andre ord å skape forhold slik at et atom til et elektron kan starte sin bevegelse.

For å gjøre dette må du bruke en modulær enhet, ledere og metallplater, og fortsett deretter som i metoden ovenfor.

Påføring av elektrolyse

Denne prosessen brukes på nesten alle områder av livet. Selv det mest elementære arbeidet krever noen ganger inngrep av en elektrisk strøm i væsker, for eksempel,

Ved hjelp av denne enkle prosessen blir faste legemer belagt med det tynneste laget av ethvert metall, for eksempel nikkelbelegg eller krombelegg. dette er en av de mulige måtene å bekjempe korrosjonsprosesser. Lignende teknologier brukes i produksjon av transformatorer, målere og andre elektriske apparater.

Vi håper at vår begrunnelse har svart på alle spørsmålene som dukker opp når vi studerer fenomenet elektrisk strøm i væsker. Hvis du trenger bedre svar, anbefaler vi deg å besøke forumet for elektrikere, hvor du gjerne kan konsultere gratis.

Med hensyn til deres elektriske egenskaper er væsker svært forskjellige. Smeltede metaller, som metaller i fast tilstand, har en høy elektrisk ledningsevne assosiert med en høy konsentrasjon av frie elektroner.

Mange væsker, som rent vann, alkohol, parafin, er gode dielektriske stoffer, siden molekylene deres er elektrisk nøytrale og det ikke er gratis ladningsbærere i dem.

elektrolytter. En spesiell klasse av væsker er de såkalte elektrolyttene, som inkluderer vandige løsninger av uorganiske syrer, salter og baser, smelter av ioniske krystaller osv. Elektrolytter kjennetegnes ved tilstedeværelsen av høye konsentrasjoner av ioner, som gjør det mulig for en elektrisk strøm å passere. Disse ionene oppstår under smelting og under oppløsning, når molekylene til det oppløste stoffet, under påvirkning av de elektriske feltene til løsemiddelmolekylene, spaltes til separate positivt og negativt ladede ioner. Denne prosessen kalles elektrolytisk dissosiasjon.

elektrolytisk dissosiasjon. Graden av dissosiasjon a av et gitt stoff, dvs. andelen molekyler av det oppløste stoffet som er spaltet til ioner, avhenger av temperaturen, konsentrasjonen av løsningen og løsningsmidlets permittivitet. Når temperaturen øker, øker graden av dissosiasjon. Ioner med motsatte fortegn kan rekombinere og forenes igjen til nøytrale molekyler. Under konstante ytre forhold etableres en dynamisk likevekt i løsningen, der prosessene med rekombinasjon og dissosiasjon kompenserer hverandre.

Kvalitativt kan avhengigheten av graden av dissosiasjon a av konsentrasjonen av det oppløste stoffet fastslås ved å bruke følgende enkle resonnement. Hvis en enhetsvolum inneholder molekyler av et oppløst stoff, blir noen av dem dissosiert, og resten blir ikke dissosiert. Antall elementære dissosiasjonshandlinger per volumenhet av løsningen er proporsjonal med antall udelte molekyler og er derfor lik hvor A er en koeffisient avhengig av elektrolyttens natur og temperatur. Antall rekombinasjonshandlinger er proporsjonalt med antall kollisjoner av ulikt ioner, dvs. proporsjonalt med antallet av både disse og andre ioner. Derfor er det lik hvor B er en koeffisient som er konstant for et gitt stoff ved en viss temperatur.

I en tilstand av dynamisk likevekt

Forholdet avhenger ikke av konsentrasjonen Det kan sees at jo lavere konsentrasjonen av løsningen er, desto nærmere er a enhet: i svært fortynnede løsninger dissosieres nesten alle molekylene i det oppløste stoffet.

Jo høyere dielektrisitetskonstanten til løsningsmidlet, desto mer svekket er de ioniske bindingene i molekylene til det oppløste stoffet og, følgelig, desto større grad av dissosiasjon. Så saltsyre gir en elektrolytt med høy elektrisk ledningsevne når den er oppløst i vann, mens løsningen i etyleter er en veldig dårlig leder av elektrisitet.

Uvanlige elektrolytter. Det er også veldig uvanlige elektrolytter. For eksempel er elektrolytten glass, som er en svært underkjølt væske med en enorm viskositet. Ved oppvarming mykner glasset og dets viskositet reduseres kraftig. Natriumionene som er tilstede i glasset får en merkbar mobilitet, og passasjen av en elektrisk strøm blir mulig, selv om glass er en god isolator ved vanlige temperaturer.

Ris. 106. Demonstrasjon av den elektriske ledningsevnen til glass ved oppvarming

En klar demonstrasjon av dette kan tjene som et eksperiment, hvis skjema er vist i fig. 106. En glassstang kobles til lysnettet gjennom en reostat Mens stangen er kald, er strømmen i kretsen ubetydelig på grunn av glassets høye motstand. Hvis pinnen varmes opp med en gassbrenner til en temperatur på 300-400 ° C, vil motstanden falle til flere titalls ohm og lyspærens glødetråd L blir varm. Nå kan du kortslutte lyspæren med nøkkel K. I dette tilfellet vil motstanden i kretsen avta og strømmen øke. Under slike forhold vil pinnen effektivt varmes opp av elektrisk strøm og varmes opp til en skarp glød, selv om brenneren fjernes.

Ioneledning. Passasjen av elektrisk strøm i elektrolytten er beskrevet av Ohms lov

En elektrisk strøm i elektrolytten oppstår ved en vilkårlig liten påført spenning.

Ladningsbærerne i elektrolytten er positivt og negativt ladede ioner. Mekanismen for elektrisk ledningsevne for elektrolytter er i mange henseender lik mekanismen for elektrisk ledningsevne for gasser beskrevet ovenfor. Hovedforskjellene skyldes det faktum at i gasser er motstanden mot bevegelse av ladningsbærere hovedsakelig på grunn av deres kollisjoner med nøytrale atomer. I elektrolytter skyldes mobiliteten til ioner intern friksjon – viskositet – når de beveger seg i et løsemiddel.

Når temperaturen stiger, øker ledningsevnen til elektrolyttene, i motsetning til metaller. Dette skyldes det faktum at med økende temperatur øker dissosiasjonsgraden og viskositeten synker.

I motsetning til elektronisk ledningsevne, som er karakteristisk for metaller og halvledere, der passasjen av en elektrisk strøm ikke er ledsaget av noen endring i den kjemiske sammensetningen av stoffet, er ionisk ledningsevne assosiert med overføring av materie

og frigjøring av stoffer som er en del av elektrolyttene på elektrodene. Denne prosessen kalles elektrolyse.

Elektrolyse. Når et stoff frigjøres på elektroden, reduseres konsentrasjonen av de tilsvarende ionene i elektrolyttområdet ved siden av elektroden. Dermed blir den dynamiske balansen mellom dissosiasjon og rekombinasjon forstyrret her: det er her nedbrytningen av stoffet skjer som følge av elektrolyse.

Elektrolyse ble først observert i dekomponering av vann ved en strøm fra en voltaisk kolonne. Noen år senere oppdaget den berømte kjemikeren G. Davy natrium, og skilte det fra kaustisk soda ved elektrolyse. De kvantitative elektrolyselovene ble eksperimentelt etablert av M. Faraday i De er enkle å rettferdiggjøre ut fra mekanismen til fenomenet elektrolyse.

Faradays lover. Hvert ion har en elektrisk ladning som er et multiplum av den elementære ladningen e. Med andre ord er ladningen til ionet , hvor er et heltall lik valensen til det tilsvarende kjemiske elementet eller forbindelsen. La ioner frigjøres under passering av strøm ved elektroden. Deres absolutte ladning er lik Positive ioner når katoden og ladningen deres nøytraliseres av elektroner som strømmer til katoden gjennom ledninger fra strømkilden. Negative ioner nærmer seg anoden og det samme antall elektroner går gjennom ledningene til strømkilden. I dette tilfellet går en ladning gjennom en lukket elektrisk krets

La oss betegne med massen av stoffet som frigjøres på en av elektrodene, og med massen til ionet (atomet eller molekylet). Det er åpenbart at derfor, ved å multiplisere telleren og nevneren til denne brøken med Avogadro-konstanten, får vi

hvor er atom- eller molarmassen, Faraday-konstanten, gitt av

Fra (4) kan det sees at Faraday-konstanten har betydningen "én mol elektrisitet", dvs. den er den totale elektriske ladningen til ett mol elementære ladninger:

Formel (3) inneholder begge Faradays lover. Hun sier at massen av stoffet som frigjøres under elektrolyse er proporsjonal med ladningen som går gjennom kretsen (Faradays første lov):

Koeffisienten kalles den elektrokjemiske ekvivalenten til et gitt stoff og uttrykkes som

kilogram per anheng Det har betydningen av den gjensidige av den spesifikke ladningen til ionet.

Den elektrokjemiske ekvivalenten til er proporsjonal med den kjemiske ekvivalenten til stoffet (Faradays andre lov).

Faradays lover og elementær ladning. Siden på Faradays tid konseptet om elektrisitets atomære natur ennå ikke eksisterte, var den eksperimentelle oppdagelsen av elektrolyselovene langt fra triviell. Tvert imot var det Faradays lover som i hovedsak fungerte som det første eksperimentelle beviset på gyldigheten av disse ideene.

Eksperimentell måling av Faraday-konstanten gjorde det for første gang mulig å få et numerisk estimat av verdien av den elementære ladningen lenge før direkte målinger av den elementære elektriske ladningen i Millikans eksperimenter med oljedråper. Det er bemerkelsesverdig at ideen om den atomære strukturen til elektrisitet fikk en utvetydig eksperimentell bekreftelse i eksperimenter på elektrolyse utført på 30-tallet av 1800-tallet, da selv ideen om materiens atomstruktur ennå ikke ble delt av alle forskere. I en berømt tale holdt til Royal Society og dedikert til minnet om Faraday, kommenterte Helmholtz denne omstendigheten på denne måten:

"Hvis vi innrømmer eksistensen av atomer av kjemiske elementer, kan vi ikke unngå den videre konklusjonen at elektrisitet, både positiv og negativ, er delt inn i visse elementære mengder, som oppfører seg som elektrisitetsatomer."

Kjemiske strømkilder. Hvis noe metall, for eksempel sink, er nedsenket i vann, vil en viss mengde positive sinkioner, under påvirkning av polare vannmolekyler, begynne å passere fra overflatelaget til metallkrystallgitteret til vann. Som et resultat vil sink bli negativt ladet, og vann positivt. Et tynt lag dannes ved grensesnittet mellom metall og vann, kalt det elektriske dobbeltlaget; det er et sterkt elektrisk felt i det, hvis intensitet er rettet fra vann til metall. Dette feltet forhindrer videre overgang av sinkioner til vann, og som et resultat oppstår en dynamisk likevekt, der gjennomsnittlig antall ioner som kommer fra metallet til vannet er lik antallet ioner som returnerer fra vannet til metallet. .

Dynamisk likevekt vil også etableres dersom metallet senkes ned i en vandig løsning av et salt av samme metall, for eksempel sink i en løsning av sinksulfat. I løsning dissosieres saltet til ioner. De resulterende sinkionene er ikke forskjellige fra sinkionene som kommer inn i løsningen fra elektroden. En økning i konsentrasjonen av sinkioner i elektrolytten letter overgangen av disse ionene til metallet fra løsningen og gjør det vanskelig

overgang fra metall til løsning. Derfor, i en løsning av sinksulfat, er den neddykkede sinkelektroden, selv om den er negativt ladet, svakere enn i rent vann.

Når et metall er nedsenket i en løsning, er ikke metallet alltid negativt ladet. For eksempel, hvis en kobberelektrode er nedsenket i en løsning av kobbersulfat, vil ioner begynne å felle ut fra løsningen på elektroden, og lade den positivt. Feltstyrken i det elektriske dobbeltlaget er i dette tilfellet rettet fra kobber til løsningen.

Når et metall nedsenkes i vann eller i en vandig løsning som inneholder ioner av det samme metallet, oppstår således en potensiell forskjell ved grenseflaten mellom metallet og løsningen. Tegnet og størrelsen på denne potensialforskjellen avhenger av typen metall (kobber, sink, etc.) av konsentrasjonen av ioner i løsningen og er nesten uavhengig av temperatur og trykk.

To elektroder laget av forskjellige metaller, nedsenket i en elektrolytt, danner en galvanisk celle. For eksempel, i Volta-elementet, er sink- og kobberelektrodene nedsenket i en vandig løsning av svovelsyre. I det første øyeblikket inneholder løsningen verken sinkioner eller kobberioner. Men senere kommer disse ionene inn i løsningen fra elektrodene og en dynamisk likevekt etableres. Så lenge elektrodene ikke er forbundet med hverandre med en ledning, er elektrolyttpotensialet det samme på alle punkter, og potensialene til elektrodene skiller seg fra elektrolyttpotensialet på grunn av dannelsen av doble lag ved deres grense til elektrolytten. I dette tilfellet er elektrodepotensialet til sink -0,763 V, og kobber. Den elektromotoriske kraften til Volt-elementet, som består av disse potensialhoppene, vil være lik

Strøm i en krets med galvanisk celle. Hvis elektrodene til en galvanisk celle er forbundet med en ledning, vil elektronene passere gjennom denne ledningen fra den negative elektroden (sink) til den positive (kobber), noe som forstyrrer den dynamiske balansen mellom elektrodene og elektrolytten der de er nedsenket. Sinkioner vil begynne å bevege seg fra elektroden til løsning, for å opprettholde det elektriske dobbeltlaget i sin tidligere tilstand med et konstant potensialhopp mellom elektroden og elektrolytten. På samme måte, ved kobberelektroden, vil kobberioner begynne å bevege seg ut av løsningen og avsettes på elektroden. I dette tilfellet dannes en mangel på ioner nær den negative elektroden, og et overskudd av slike ioner dannes nær den positive elektroden. Det totale antallet ioner i løsningen vil ikke endre seg.

Som et resultat av de beskrevne prosessene vil en elektrisk strøm opprettholdes i en lukket krets, som skapes i forbindelsesledningen ved bevegelse av elektroner, og i elektrolytten av ioner. Når en elektrisk strøm passerer, løses sinkelektroden gradvis opp og kobber avsettes på den positive (kobber) elektroden.

elektrode. Konsentrasjonen av ioner øker ved sinkelektroden og avtar ved kobberelektroden.

Potensial i en krets med en galvanisk celle. Det beskrevne bildet av passasjen av en elektrisk strøm i en inhomogen lukket krets som inneholder et kjemisk element tilsvarer potensialfordelingen langs kretsen, skjematisk vist i fig. 107. I en ekstern krets, det vil si i en ledning som forbinder elektrodene, synker potensialet gradvis fra verdien ved den positive (kobber) elektrode A til verdien ved den negative (sink) elektrode B i samsvar med Ohms lov for en homogen leder. I den interne kretsen, dvs. i elektrolytten mellom elektrodene, avtar potensialet gradvis fra verdien nær sinkelektroden til verdien nær kobberelektroden. Hvis strømmen i den eksterne kretsen flyter fra kobberelektroden til sinkelektroden, så inne i elektrolytten - fra sink til kobber. Potensielle hopp i elektriske doble lag skapes som et resultat av virkningen av eksterne (i dette tilfellet kjemiske) krefter. Bevegelsen av elektriske ladninger i doble lag på grunn av ytre krefter skjer mot virkningsretningen til elektriske krefter.

Ris. 107. Potensialfordeling langs en kjede som inneholder et kjemisk grunnstoff

De skrå seksjonene av den potensielle endringen i fig. 107 tilsvarer den elektriske motstanden til de ytre og indre seksjonene av den lukkede kretsen. Det totale potensialfallet langs disse seksjonene er lik summen av potensialhoppene i de doble lagene, dvs. elementets elektromotoriske kraft.

Passasjen av elektrisk strøm i en galvanisk celle kompliseres av biprodukter som frigjøres på elektrodene og utseendet til et konsentrasjonsfall i elektrolytten. Disse fenomenene blir referert til som elektrolytisk polarisering. For eksempel, i Volta-elementene, når kretsen er lukket, beveger positive ioner seg mot kobberelektroden og avsettes på den. Som et resultat, etter en tid, blir kobberelektroden så å si erstattet av en hydrogen. Siden elektrodepotensialet til hydrogen er 0,337 V lavere enn elektrodepotensialet til kobber, synker elementets EMF med omtrent samme mengde. I tillegg øker hydrogenet som frigjøres på kobberelektroden den indre motstanden til elementet.

For å redusere de skadelige effektene av hydrogen, brukes depolarisatorer - forskjellige oksidasjonsmidler. For eksempel, i det vanligste elementet Leklanshe ("tørre" batterier)

den positive elektroden er en grafittstav omgitt av en komprimert masse av manganperoksid og grafitt.

Batterier. En praktisk viktig rekke galvaniske celler er batterier, for hvilke en omvendt ladeprosess er mulig etter utlading med konvertering av elektrisk energi til kjemisk energi. Stoffer som forbrukes når de mottar elektrisk strøm, gjenopprettes inne i batteriet ved elektrolyse.

Det kan sees at når batteriet lades, øker konsentrasjonen av svovelsyre, noe som fører til en økning i tettheten til elektrolytten.

Således, under ladeprosessen, skapes en skarp asymmetri av elektrodene: den ene blir bly, den andre fra blyperoksid. Et ladet batteri er en galvanisk celle som kan tjene som strømkilde.

Når forbrukere av elektrisk energi kobles til batteriet, vil en elektrisk strøm flyte gjennom kretsen, hvis retning er motsatt av ladestrømmen. Kjemiske reaksjoner går i motsatt retning og batteriet går tilbake til sin opprinnelige tilstand. Begge elektrodene vil bli dekket med et lag salt, og konsentrasjonen av svovelsyre vil gå tilbake til sin opprinnelige verdi.

Et ladet batteri har en EMF på ca. 2,2 V. Ved utlading faller den til 1,85 V. Ytterligere utladning anbefales ikke, siden dannelsen av blysulfat blir irreversibel og batteriet forringes.

Den maksimale ladningen et batteri kan gi ved utlading kalles dets kapasitet. Batterikapasitet vanligvis

målt i amperetimer. Den er jo større, jo større overflate på platene.

elektrolyseapplikasjoner. Elektrolyse brukes i metallurgi. Den vanligste elektrolytiske produksjonen av aluminium og rent kobber. Ved hjelp av elektrolyse er det mulig å lage tynne lag av noen stoffer på overflaten av andre for å oppnå dekorative og beskyttende belegg (nikkelbelegg, forkromning). Prosessen med å skaffe avtrekkbare belegg (galvanoplastikk) ble utviklet av den russiske forskeren B. S. Yakobi, som brukte den til fremstilling av hule skulpturer som pryder St. Isaks katedral i St. Petersburg.

Hva er forskjellen mellom den fysiske mekanismen for elektrisk ledningsevne i metaller og elektrolytter?

Forklar hvorfor graden av dissosiasjon av et gitt stoff avhenger av permittiviteten til løsemidlet.

Forklar hvorfor i svært fortynnede elektrolyttløsninger er nesten alle oppløste molekyler dissosierte.

Forklar hvordan mekanismen for elektrisk ledningsevne til elektrolytter ligner mekanismen for elektrisk ledningsevne til gasser. Hvorfor, under konstante ytre forhold, er den elektriske strømmen proporsjonal med den påførte spenningen?

Hvilken rolle spiller loven om bevaring av elektrisk ladning for å utlede loven om elektrolyse (3)?

Forklar forholdet mellom den elektrokjemiske ekvivalenten til et stoff og den spesifikke ladningen til dets ioner.

Hvordan kan man eksperimentelt bestemme forholdet mellom elektrokjemiske ekvivalenter av forskjellige stoffer hvis det er flere elektrolysebad, men det ikke finnes instrumenter for å måle strømstyrken?

Hvordan kan fenomenet elektrolyse brukes til å lage en strømforbruksmåler i et DC-nettverk?

Hvorfor kan Faradays lover betraktes som eksperimentelt bevis på ideene om elektrisitets atomære natur?

Hvilke prosesser skjer når metallelektroder senkes ned i vann og i en elektrolytt som inneholder ioner av disse metallene?

Beskriv prosessene som skjer i elektrolytten nær elektrodene til en galvanisk celle under strømmen.

Hvorfor beveger positive ioner inne i en galvanisk celle seg fra den negative (sink) elektroden til den positive (kobber) elektroden? Hvordan oppstår en potensiell fordeling i kretsen som gjør at ionene beveger seg på denne måten?

Hvorfor kan ladegraden til et syrebatteri kontrolleres ved hjelp av et hydrometer, det vil si en enhet for å måle tettheten til en væske?

Hva er den grunnleggende forskjellen mellom prosesser i batterier og prosesser i "tørre" batterier?

Hvilken del av den elektriske energien som brukes i prosessen med å lade batteriet c kan brukes når det utlades, hvis spenningen ble opprettholdt ved polene under ladingen av batteriet

Rapport om temaet:

Elektrisitet

i væsker

(elektrolytter)

Elektrolyse

Faradays lover

elementær elektrisk ladning

elever 8 th klasse « B »

L oginova M arier MEN ndreevny

Moskva 2003

Skole nr. 91

Introduksjon

Mange ting i livet vårt er forbundet med den elektriske ledningsevnen til løsninger av salter i vann (elektrolytter). Fra det første hjerteslaget ("levende" elektrisitet i menneskekroppen, som er 80 % vann) til biler på gaten, spillere og mobiltelefoner (en integrert del av disse enhetene er "batterier" - elektrokjemiske batterier og forskjellige batterier - fra bly -syre i biler til litiumpolymer i de dyreste mobiltelefonene). I store kar som røyker med giftige damper, oppnås aluminium ved elektrolyse fra bauxitt smeltet ved en enorm temperatur - det "vingede" metallet for fly og bokser for Fanta. Alt rundt – fra en forkrommet radiatorgrill på en fremmed bil til en sølvbelagt øredobber i øret – har noen gang møtt en løsning eller smeltet salt, og derfor en elektrisk strøm i væsker. Ikke rart at dette fenomenet studeres av en hel vitenskap - elektrokjemi. Men vi er nå mer interessert i det fysiske grunnlaget for dette fenomenet.

elektrisk strøm i løsning. elektrolytter

Fra fysikktimene i 8. klasse vet vi at ladningen i ledere (metaller) bæres av negativt ladede elektroner.

Den ordnede bevegelsen av ladede partikler kalles elektrisk strøm.

Men hvis vi monterer enheten (med grafittelektroder):

da skal vi sørge for at amperemeternålen avviker - det går strøm gjennom løsningen! Hva er de ladede partiklene i løsningen?

Tilbake i 1877 kom den svenske forskeren Svante Arrhenius, som studerte den elektriske ledningsevnen til løsninger av forskjellige stoffer, til den konklusjon at den er forårsaket av ioner som dannes når salt løses opp i vann. Når det er oppløst i vann, dekomponerer (dissosieres) CuSO 4-molekylet til to forskjellig ladede ioner - Cu 2+ og SO 4 2-. Forenklet kan de pågående prosessene reflekteres med følgende formel:

CuSO 4 ÞCu 2+ +SO 4 2-

Led elektrisk strømløsninger av salter, alkalier, syrer.

Stoffer hvis løsninger leder elektrisitet kalles elektrolytter.

Løsninger av sukker, alkohol, glukose og noen andre stoffer leder ikke elektrisitet.

Stoffer hvis løsninger ikke leder elektrisitet kalles ikke-elektrolytter.

Elektrolytisk dissosiasjon

Prosessen med nedbrytning av en elektrolytt til ioner kalles elektrolytisk dissosiasjon.

S. Arrhenius, som holdt seg til den fysiske teorien om løsninger, tok ikke hensyn til interaksjonen mellom elektrolytt og vann og mente at frie ioner var tilstede i løsninger. I motsetning brukte de russiske kjemikerne I. A. Kablukov og V. A. Kistyakovsky den kjemiske teorien til D. I. Mendeleev for å forklare den elektrolytiske dissosiasjonen og beviste at når elektrolytten er oppløst, oppstår den kjemiske interaksjonen mellom det oppløste stoffet med vann, noe som fører til dannelsen av hydrater, og så dissosieres de til ioner. De mente at det i løsninger ikke er frie, ikke "bare" ioner, men hydratiserte, det vil si "kledd i en pels" av vannmolekyler. Derfor skjer dissosiasjonen av elektrolyttmolekyler i følgende sekvens:

a) orientering av vannmolekyler rundt polene til et elektrolyttmolekyl

b) hydrering av elektrolyttmolekylet

c) dets ionisering

d) dens forfall til hydratiserte ioner

I forhold til graden av elektrolytisk dissosiasjon deles elektrolytter inn i sterke og svake.

- Sterke elektrolytter- de som ved oppløsning nesten helt dissosieres.

Deres verdi av graden av dissosiasjon har en tendens til enhet.

- Svake elektrolytter- de som, når de er oppløst, nesten ikke dissosieres. Deres grad av dissosiasjon har en tendens til null.

Fra dette konkluderer vi at bærerne av elektrisk ladning (bærere av elektrisk strøm) i elektrolyttløsninger ikke er elektroner, men positivt og negativt ladet hydratiserte ioner .

Temperaturavhengighet av elektrolyttmotstand

Når temperaturen stiger dissosiasjonsprosessen forenkles, mobiliteten til ioner økes og elektrolyttmotstanden synker .

katode og anode. Kationer og anioner

Men hva skjer med ionene under påvirkning av en elektrisk strøm?

La oss gå tilbake til enheten vår:

I løsning dissosierte CuSO 4 til ioner - Cu 2+ og SO 4 2-. positivt ladet ion Cu2+ (kation) tiltrukket av en negativt ladet elektrode katode, hvor den mottar de manglende elektronene og reduseres til metallisk kobber - et enkelt stoff. Hvis du fjerner katoden fra enheten etter å ha passert gjennom den nåværende løsningen, er det lett å legge merke til et rød-rødt belegg - dette er metallisk kobber.

Faradays første lov

Kan vi finne ut hvor mye kobber som ble sluppet ut? Ved å veie katoden før og etter forsøket kan man nøyaktig bestemme massen til det avsatte metallet. Målinger viser at massen av stoffet som frigjøres på elektrodene avhenger av strømstyrken og elektrolysetiden:

hvor K er proporsjonalitetsfaktoren, også kalt elektrokjemisk ekvivalent .

Følgelig er massen av det frigjorte stoffet direkte proporsjonal med styrken til strømmen og tidspunktet for elektrolyse. Men strømmen over tid (i henhold til formelen):

det er en kostnad.

Så, massen av stoffet som frigjøres ved elektroden er proporsjonal med ladningen, eller mengden elektrisitet som har gått gjennom elektrolytten.

M=K´q

Denne loven ble eksperimentelt oppdaget i 1843 av den engelske vitenskapsmannen Michael Faraday og kalles Faradays første lov .

Faradays andre lov

Og hva er den elektrokjemiske ekvivalenten og hva er den avhengig av? Dette spørsmålet ble også besvart av Michael Faraday.

Basert på en rekke eksperimenter kom han til den konklusjon at denne verdien er karakteristisk for hvert stoff. Så, for eksempel, under elektrolysen av en løsning av lapis (sølvnitrat AgNO 3), frigjør 1 anheng 1,1180 mg sølv; nøyaktig samme mengde sølv frigjøres under elektrolyse med en ladning på 1 anheng av ethvert sølvsalt. Under elektrolysen av et salt av et annet metall, frigjør 1 anheng en annen mengde av dette metallet. På denne måten , den elektrokjemiske ekvivalenten til et stoff er massen av dette stoffet som frigjøres under elektrolyse av 1 coulomb elektrisitet som strømmer gjennom en løsning . Her er verdiene for noen stoffer:

Fra tabellen ser vi at de elektrokjemiske ekvivalentene til ulike stoffer er vesentlig forskjellige fra hverandre. Hvilke egenskaper ved et stoff avhenger verdien av dets elektrokjemiske ekvivalent? Svaret på dette spørsmålet er Faradays andre lov :

De elektrokjemiske ekvivalentene til forskjellige stoffer er proporsjonale med deres atomvekter og omvendt proporsjonale med tallene som uttrykker deres kjemiske valens.

n - valens

A - atomvekt

- kalles den kjemiske ekvivalenten til dette stoffet

- proporsjonalitetskoeffisient, som allerede er en universell konstant, det vil si at den har samme verdi for alle stoffer. Hvis vi måler den elektrokjemiske ekvivalenten i g/k, så finner vi at den er lik 1,037´10 -5 g/k.

Ved å kombinere den første og andre Faradays lov får vi:

Denne formelen har en enkel fysisk betydning: F er numerisk lik ladningen som må føres gjennom en hvilken som helst elektrolytt for å frigjøre et stoff på elektrodene i en mengde lik en kjemisk ekvivalent. F kalles Faraday-tallet og det er lik 96400 kg/g.

En føflekk og antall molekyler i den. Avogadros nummer

Fra 8. klasse kjemikurs vet vi at det ble valgt en spesiell enhet, føflekken, for å måle mengden av stoffer som er involvert i kjemiske reaksjoner. For å måle en mol av et stoff, må du ta så mange gram av det som dets relative molekylvekt.

For eksempel er 1 mol vann (H 2 O) lik 18 gram (1 + 1 + 16 = 18), en mol oksygen (O 2) er 32 gram, og en mol jern (Fe) er 56 gram Men det som er spesielt viktig for oss, det har blitt fastslått at 1 mol av ethvert stoff alltid er inneholder samme antall molekyler .

En føflekk er mengden av et stoff som inneholder 6 ´ 10 23 molekyler av dette stoffet.

Til ære for den italienske forskeren A. Avogadro, dette tallet ( N) er kalt konstant Avogadro eller Avogadros nummer .

Fra formelen det følger at hvis q=F, deretter . Dette betyr at når en ladning lik 96400 coulombs passerer gjennom elektrolytten, vil gram av ethvert stoff frigjøres. Med andre ord, for å frigjøre én mol av et monovalent stoff, må en ladning strømme gjennom elektrolytten q=F anheng. Men vi vet at enhver mol av et stoff inneholder like mange molekyler - N=6x10 23. Dette lar oss beregne ladningen til ett ion av et monovalent stoff - den elementære elektriske ladningen - ladningen til ett (!) elektron:

Påføring av elektrolyse

Elektrolytisk metode for å oppnå rene metaller (raffinering, raffinering). Elektrolyse ledsaget av anodeoppløsning

Et godt eksempel er elektrolytisk raffinering (raffinering) av kobber. Kobber oppnådd direkte fra malmen støpes i form av plater og plasseres som en anode i en CuSO 4 løsning. Ved å velge spenningen på elektrodene til badet (0,20-0,25V), er det mulig å sikre at kun metallisk kobber frigjøres på katoden. I dette tilfellet går fremmede urenheter enten i løsning (uten utfelling ved katoden) eller faller til bunnen av badet i form av et bunnfall ("anodeslam"). Kationene i anodestoffet kombineres med SO 4 2- anion, og kun metallisk kobber frigjøres på katoden ved denne spenningen. Anoden "oppløses" liksom. Slik rensing gjør det mulig å oppnå en renhet på 99,99 % ("fire nire"). Edelmetaller (gull Au, sølv Ag) renses også på lignende måte (raffinering).

For tiden utvinnes alt aluminium (Al) elektrolytisk (fra smeltet bauxitt).

Galvanisering

Galvanisering - feltet anvendt elektrokjemi, som omhandler prosessene for å påføre metallbelegg på overflaten av både metall- og ikke-metallprodukter når en likestrøm passerer gjennom løsninger av deres salter. Galvanisering er delt inn i galvanisering og galvanisering .

Gjennom elektrolyse er det mulig å dekke metallgjenstander med et lag av et annet metall. Denne prosessen kalles galvanisering. Av særlig teknisk betydning er belegg med metaller som er vanskelige å oksidere, spesielt nikkel- og forkromning, samt sølv- og gullbelegg, som ofte brukes for å beskytte metaller mot korrosjon. For å få de ønskede beleggene blir gjenstanden grundig rengjort, godt avfettet og plassert som katode i et elektrolysebad som inneholder et salt av metallet som de ønsker å dekke gjenstanden med. For et mer jevnt belegg er det nyttig å bruke to plater som en anode, og plassere en gjenstand mellom dem.

Ved hjelp av elektrolyse er det også mulig ikke bare å dekke gjenstander med et lag av et eller annet metall, men også å lage deres relieffmetallkopier (for eksempel mynter, medaljer). Denne prosessen ble oppfunnet av den russiske fysikeren og elektroingeniøren, medlem av det russiske vitenskapsakademiet Boris Semenovich Jacobi (1801-1874) på ​​førtitallet av XIX århundre og kalles galvanisering . For å lage en relieffkopi av en gjenstand lages det først et avtrykk av noe plastmateriale, for eksempel voks. Dette avtrykket gnis med grafitt og senkes i et elektrolysebad som en katode, hvor et lag av metall er avsatt på det. Dette brukes i trykkeribransjen ved fremstilling av trykkskjemaer.

I tillegg til det ovennevnte har elektrolyse funnet anvendelse på andre områder:

Innhenting av oksidbeskyttende filmer på metaller (anodisering);

Elektrokjemisk overflatebehandling av et metallprodukt (polering);

Elektrokjemisk farging av metaller (for eksempel kobber, messing, sink, krom, etc.);

Vannrensing er fjerning av løselige urenheter fra det. Resultatet er såkalt mykt vann (nærmer seg destillert vann i sine egenskaper);

Elektrokjemisk sliping av skjæreinstrumenter (f.eks. kirurgiske kniver, barberhøvler osv.).

Liste over brukt litteratur:

1. Gurevich A. E. "Fysikk. elektromagnetiske fenomener. Grad 8, Moskva, Drofa Publishing House. 1999

2. Gabrielyan O. S. "Kjemi. Grad 8, Moskva, Drofa Publishing House. 1997

3. "Elementær lærebok i fysikk redigert av akademiker G. S. Landsberg - Bind II - elektrisitet og magnetisme." Moskva, Nauka, 1972.

4. Eric M. Rogers. "Fysikk for det spørrende sinnet (metodene, naturen og filosofien til fysisk vitenskap)". "Prinseton University press" 1966. Bind III - elektrisitet og magnetisme. Oversettelse Moskva, "Mir" 1971.

5. A. N. Remizov "Kurs i fysikk, elektronikk og kybernetikk for medisinske institutter". Moskva, "Higher School" 1982.

Væsker, som alle andre stoffer, kan være ledere, halvledere og dielektriske stoffer. For eksempel vil destillert vann være et dielektrikum, og elektrolyttløsninger og smelter vil være ledere. Halvlederne vil for eksempel være smeltet selen eller sulfidsmelter.

Ioneledning

Elektrolytisk dissosiasjon er prosessen med desintegrering av elektrolyttmolekyler til ioner under påvirkning av et elektrisk felt av polare vannmolekyler. Graden av dissosiasjon er andelen molekyler som brytes ned til ioner i et oppløst stoff.

Graden av dissosiasjon vil avhenge av ulike faktorer: temperatur, løsningskonsentrasjon, løsningsmiddelegenskaper. Når temperaturen øker, vil også dissosiasjonsgraden øke.

Etter at molekylene er delt inn i ioner, beveger de seg tilfeldig. I dette tilfellet kan to ioner med forskjellige tegn rekombinere, det vil si kombinere igjen til nøytrale molekyler. I fravær av ytre endringer i løsningen bør dynamisk likevekt etableres. Med den vil antall molekyler som forfalt til ioner per tidsenhet være lik antall molekyler som vil forenes igjen.

Ladningsbærere i vandige løsninger og elektrolyttsmelter vil være ioner. Hvis et kar med en løsning eller smelte er inkludert i kretsen, vil positivt ladede ioner begynne å bevege seg mot katoden, og negative - mot anoden. Som et resultat av denne bevegelsen vil det oppstå en elektrisk strøm. Denne typen ledning kalles ionisk ledning.

I tillegg til ionisk ledningsevne i væsker, kan den også ha elektronisk ledningsevne. Denne typen ledningsevne er karakteristisk for for eksempel flytende metaller. Som nevnt ovenfor, i ionisk ledning, er passering av strøm assosiert med overføring av materie.

Elektrolyse

Stoffer som er en del av elektrolytter vil sette seg på elektrodene. Denne prosessen kalles elektrolyse. Elektrolyse er prosessen med frigjøring av et stoff ved elektroden, assosiert med redoksreaksjoner.

Elektrolyse har funnet bred anvendelse innen fysikk og teknologi. Ved hjelp av elektrolyse dekkes overflaten av ett metall med et tynt lag av et annet metall. For eksempel krom og nikkelbelegg.

Ved hjelp av elektrolyse kan du få en kopi fra en relieffflate. For dette er det nødvendig at metalllaget som legger seg på elektrodeoverflaten lett kan fjernes. For å gjøre dette påføres noen ganger grafitt på overflaten.

Prosessen med å oppnå slike lett skrellbare belegg kalles galvanisering. Denne metoden ble utviklet av den russiske vitenskapsmannen Boris Jacobi i fremstillingen av hule figurer til St. Isaks katedral i St. Petersburg.