Електричний струм у рідинах. Рух зарядів, аніони катіони. Електричний струм у рідинах - теорія, електроліз Механізм протікання струму в рідинах

« Фізика – 10 клас»

Які носії електричного струму у вакуумі?
Який характер їхнього руху?

Рідини, як і тверді тіла, можуть бути діелектриками, провідниками та напівпровідниками. До діелектриків відноситься дистильована вода, до провідників - розчини та розплави електролітів: кислот, лугів та солей. Рідкими напівпровідниками є розплавлений селен, розплави сульфідів та ін.

Електролітична дисоціація.

p align="justify"> При розчиненні електролітів під впливом електричного поля полярних молекул води відбувається розпад молекул електролітів на іони.

Розпад молекул на іони під впливом електричного поля полярних молекул води називається електролітичною дисоціацією.

Ступінь дисоціації- Частка в розчиненій речовині молекул, що розпалися на іони.

Ступінь дисоціації залежить від температури, концентрації розчину та електричних властивостей розчинника.

Зі збільшенням температури ступінь дисоціації зростає і, отже, збільшується концентрація позитивно та негативно заряджених іонів.

Іони різних знаків під час зустрічі можуть знову об'єднатися у нейтральні молекули.

За постійних умов у розчині встановлюється динамічна рівновага, у якому число молекул, що розпадаються за секунду на іони, дорівнює числу пар іонів, які водночас знову об'єднуються в нейтральні молекули.

Іонна провідність.

Носії заряду у водних розчинах або розплавах електролітів є позитивно і негативно заряджені іони.

Якщо посудину з розчином електроліту включити до електричного ланцюга, то негативні іони почнуть рухатися до позитивного електрода - анода, а позитивні - до негативного - катода. В результаті ланцюгом піде електричний струм.

Провідність водних розчинів або розплавів електролітів, що здійснюється іонами, називають іонною провідністю.

Електроліз.При іонній провідності проходження струму пов'язане із перенесенням речовини. На електродах відбувається виділення речовин, що входять до складу електролітів. На аноді негативно заряджені іони віддають свої зайві електрони (в хімії це називається окислювальною реакцією), а на катоді позитивні іони одержують електрони, що не вистачають (відновна реакція).

Рідини можуть мати і електронну провідність. Таку провідність мають, наприклад, рідкі метали.

Процес виділення на електроді речовини, пов'язаний з окислювально-відновними реакціями, називають електролізом.

Від чого залежить маса речовини, що виділяється за певний час? Очевидно, що маса m речовини, що виділилася, дорівнює добутку маси m 0i одного іону на число N i іонів, що досягли електрода за час Δt:

m = m 0i N i. (16.3)

Маса іона m 0i дорівнює:

де М - молярна (або атомна) маса речовини, a N A - постійна Авогадро, тобто число іонів в одному молі.

Число іонів, що досягли електрода, дорівнює

де Δq = IΔt – заряд, що пройшов через електроліт за час Δt; q 0i – заряд іона, який визначається валентністю n атома: q 0i = пе (е – елементарний заряд). При дисоціації молекул, наприклад КВr, які з одновалентних атомів (n = 1), виникають іони До + і Вr - . Дисоціація молекул мідного купоросу веде до появи двозарядних іонів Сі 2+ та SO 2-4 (n = 2). Підставляючи у формулу (16.3) вирази (16.4) та (16.5) та враховуючи, що Δq = IΔt, a q 0i = nе, отримуємо

Закон Фарадея.

Позначимо через k коефіцієнт пропорційності між масою m речовини та зарядом Δq = IΔt, що пройшов через електроліт:

де F = eN A = 9,65 10 4 Кл/моль - постійна Фарадея.

Коефіцієнт k залежить від природи речовини (значень М та n). Згідно з формулою (16.6) маємо

m = kIΔt. (16.8)

Закон електролізу Фарадея:

Маса речовини, що виділилася на електроді за час Δt. при проходженні електричного струму, пропорційна силі струму та часу.

Це твердження, отримане теоретично, вперше було встановлено експериментально Фарадеєм.

Величину k у формулі (16.8) називають електрохімічним еквівалентомданої речовини і виражають у кілограмах на кулон(Кг/Кл).

З формули (16.8) видно, що коефіцієнт чисельно дорівнює масі речовини, що виділився на електродах, при переносі іонами заряду, рівного 1 Кл.

Електрохімічний еквівалент має просте фізичне значення. Оскільки M/N A = m 0i та еn = q 0i , то згідно з формулою (16.7) k = rn 0i /q 0i , тобто k - відношення маси іона до його заряду.

Вимірюючи величини m та Δq, можна визначити електрохімічні еквіваленти різних речовин.

Переконатись у справедливості закону Фарадея можна на досвіді. Зберемо установку, показану малюнку (16.25). Всі три електролітичні ванни заповнені тим самим розчином електроліту, але струми, що проходять через них, різні. Визначимо сили струмів через I1, I2, I3. Тоді I1 = I2 + I3. Вимірюючи маси m 1 , m 2 , m 3 речовин, що виділилися на електродах у різних ваннах, можна переконатися, що вони пропорційні відповідним силам струмів I 1 , I 2 , I 3 .

Визначення заряду електрона.

Формулу (16.6) для маси речовини, що виділився на електроді, можна використовувати для визначення заряду електрона. З цієї формули випливає, що модуль заряду електрона дорівнює:

Знаючи масу m речовини, що виділилася при проходженні заряду IΔt, молярну масу М, валентність п атомів і постійну Авогадро N A , можна знайти значення модуля заряду електрона. Воно виявляється рівним e = 1,6 10 -19 Кл.

Саме таким шляхом і було вперше 1874 р. отримано значення елементарного електричного заряду.

Застосування електролізу.Електроліз широко застосовують у техніці для різних цілей. Електролітичним способом покривають поверхню одного металу тонким шаром іншого ( нікелювання, хромування, позолотаі т.п.). Це міцне покриття захищає поверхню корозії. Якщо забезпечити хороше відшаровування електролітичного покриття від поверхні, на яку осідає метал (цього досягають, наприклад, наносячи на поверхню графіт) то можна отримати копію з рельєфної поверхні.

Процес отримання покриттів, що відшаровуються - гальванопластика- був розроблений російським ученим Б. С. Якобі (1801-1874), який у 1836 р. застосував цей спосіб для виготовлення порожніх постатей для Ісаакіївського собору в Санкт-Петербурзі.

Раніше в поліграфічній промисловості копії з рельєфної поверхні (стереотипи) отримували з матриць (відбиток набору на пластичному матеріалі), для чого тримали в облозі матриці товстий шар заліза або іншої речовини. Це дозволяло відтворити набір потрібної кількості екземплярів.

За допомогою електролізу здійснюють очищення металів від домішок. Так, отриману з руди неочищену мідь відливають у формі товстих листів, які потім поміщають у ванну як аноди. При електролізі мідь анода розчиняється, домішки, що містять цінні та рідкісні метали, випадають на дно, а на катоді осідає чиста мідь.

За допомогою електролізу отримують алюміній із розплаву бокситів. Саме цей спосіб отримання алюмінію зробив його дешевим і поряд із залізом найпоширенішим у техніці та побуті.

За допомогою електролізу отримують електронні плати, які є основою всіх електронних виробів. На діелектрик наклеюють тонку мідну пластину, на яку наносять особливою фарбою складну картину проводів, що з'єднують. Потім пластину поміщають в електроліт, де витравлюються не закриті фарбою ділянки мідного шару. Після цього фарба змивається і на платі з'являються деталі мікросхеми.

Те, що рідини можуть добре проводити електричну енергію, знають абсолютно всі. І також загальновідомим фактом є те, що всі провідники за своїм типом поділяються на кілька підгруп. Пропонуємо розглянути в нашій статті, як електричний струм у рідинах, металах та інших напівпровідниках проводиться, а також закони електролізу та його види.

Теорія електролізу

Щоб було легше зрозуміти, про що йдеться, пропонуємо почати з теорії, електрику, якщо ми розглядаємо електричний заряд, як своєрідна рідина, стало відомим вже понад 200 років. Заряди складаються з окремих електронів, але ті настільки малі, що будь-який великий заряд поводиться як безперервного перебігу, рідина.

Як і тіла твердого типу, рідкі провідники можуть бути трьох типів:

• напівпровідниками (селен, сульфіди та інші);
• діелектиками (лужні розчини, солі та кислоти);
• провідниками (скажімо, у плазмі).

Процес, у якому відбувається розчинення електролітів і розпадання іонів під впливом електричного молярного поля, називається дисоціація. У свою чергу частка молекул, які розпалися на іони, або розпалися іонів в розчиненій речовині, повністю залежить від фізичних властивостей і температури в різних провідниках і розплавах. Обов'язково потрібно пам'ятати, що іони можуть рекомбінуватися або об'єднатися. Якщо умови не змінюватимуться, то кількість іонів, що розпалися і об'єдналися, буде однаково пропорційною.

У електролітах проводять енергію іони, т.к. вони можуть і позитивно зарядженими частинками, і негативно. Під час підключення рідини (або точніше судини з рідиною до мережі живлення) почнеться рух частинок до протилежних зарядів (позитивні іони почнуть притягуватися до катодів, а негативні – до анодів). У цьому випадку енергію транспортують безпосередньо іони, тому провідність такого типу називається іонною.

Під час цього типу провідності струм переносять іони, і на електродах виділяються речовини, які є складовими електролітів. Якщо міркувати з погляду хімії, то відбувається окислення та відновлення. Таким чином, електричний струм у газах та рідинах транспортується за допомогою електролізу.

Закони фізики та струм у рідинах

Електрика в наших будинках та техніці, як правило, не передається в металевих дротах. У металі електрони можуть переходити від атома до атома, і, таким чином, нести негативний заряд.

Як рідини, вони наводяться у вигляді електричної напруги, відомої як напруга, що змінюється в одиницях - вольт, на честь італійського вченого Алессандро Вольта.

Відео: Електричний струм у рідинах: повна теорія

Також, електричний струм тече від високої напруги в низьку напругу та вимірюється в одиницях, відомих як ампер, названих на ім'я Андре-Марі Ампера. І згідно з теорією і формулою, якщо збільшити напругу струму, то його сила також збільшиться пропорційно. Це співвідношення відоме як закон Ома. Як приклад, віртуальна ампермерна характеристика є нижчою.

Закон Ома (з додатковими подробицями щодо довжини та товщини дроту), як правило, є одним з перших речей, що викладаються в класах, що вивчають фізику, багато студентів та викладачів тому розглядають електричний струм у газах та рідинах як основний закон у фізиці.

Для того щоб побачити на власні очі рух зарядів, потрібно приготувати колбу з солоною водою, плоскі прямокутні електроди та джерела живлення, також знадобиться ампермерна установка, за допомогою якої проводитиметься енергія від мережі живлення до електродів.

Пластини, які виступають провідниками, необхідно опустити в рідину, і включити напругу. Після цього почнеться хаотичне переміщення частинок, але після виникнення магнітного поля між провідниками, цей процес упорядкується.

Як тільки іони почнуть змінюватися зарядами та об'єднуватись, аноди стануть катодами, а катоди – анодами. Але тут треба враховувати й електричний опір. Звичайно, не останню роль відіграє теоретична крива, але основний вплив – це температура та рівень дисоціації (залежить від того, які носії буде обрано), а також обраний змінний струм чи постійний. Завершуючи це досвідчене дослідження, Ви можете звернути увагу, що на твердих тілах (металевих пластинах) утворився найтонший шар солі.

Електроліз та вакуум

Електричний струм у вакуумі та рідинах – це досить складне питання. Справа в тому, що в таких середовищах повністю відсутні заряди в тілах, отже це діелектрик. Іншими словами, наша мета – це створення умов для того, щоб атом електрона міг почати свій рух.

Для того потрібно використовувати модульний пристрій, провідники та металеві пластини, а далі діяти, як і в методі вище.

Застосування електролізу

Цей процес застосовується практично у всіх сферах життя. Навіть найпростіші роботи часом вимагають втручання електричного струму в рідинах, скажімо,

За допомогою цього простого процесу відбувається покриття твердих тіл найтоншим шаром будь-якого металу, наприклад, нікелювання або хромування Т.е. це один із можливих способів боротьби з корозійними процесами. Подібні технології використовуються у виготовленні трансформаторів, лічильників та інших електричних приладів.

Сподіваємось, наше обґрунтування відповіло на всі питання, які виникають, вивчаючи явище електричний струм у рідинах. Якщо потрібні якісніші відповіді, то радимо відвідати форум електриків, там Вас з радістю проконсультують безкоштовно.

Відносно своїх електричних властивостей рідини відрізняються великою різноманітністю. Розплавлені метали, як і метали у твердому стані, мають високу електропровідність, пов'язану з великою концентрацією вільних електронів.

Багато рідин, наприклад чиста вода, спирт, гас, є хорошими діелектриками, оскільки їх молекули електронейтральні і відсутні вільні носії заряду.

Електроліти. Особливий клас рідин складають звані електроліти, яких ставляться водні розчини неорганічних кислот, солей і підстав, розплави іонних кристалів тощо. буд. Для електролітів характерна наявність високих концентрацій іонів, що зумовлюють можливість проходження електричного струму. Ці іони виникають при плавленні і при розчиненні, коли під впливом електричних полів молекул розчинника відбувається розкладання молекул розчиняється на окремі позитивно і негативно заряджені іони. Такий процес називається електролітичною дисоціацією.

Електролітична дисоціація.Ступінь дисоціації даної речовини, т. е. частка молекул розчиненої речовини, що розпалися на іони, залежить від температури, концентрації розчину і діелектричної проникності розчинника. Зі збільшенням температури ступінь дисоціації зростає. Іони протилежних знаків можуть рекомбінувати, поєднуючись знову в нейтральні молекули. За незмінних зовнішніх умов у розчині встановлюється динамічна рівновага, при якому процеси рекомбінації та дисоціації компенсують один одного.

Якісно залежність ступеня дисоціації, а від концентрації розчиненої речовини можна встановити за допомогою наступних простих міркувань. Якщо в одиниці об'єму міститься молекул розчиненої речовини, то їх дисоційовані, а інші не дисоційовані. Число елементарних актів дисоціації в одиниці об'єму розчину пропорційно числу нерозщеплених молекул і тому дорівнює де А - коефіцієнт, що залежить від природи електроліту та температури. Число актів рекомбінації пропорційно числу зіткнень різноїменних іонів, тобто пропорційно числу як тих, так і інших іонів. Тому воно дорівнює де - коефіцієнт, постійний для даної речовини при певній температурі.

У стані динамічної рівноваги

Відношення не залежить від концентрації Видно, що менше концентрація розчину, тим ближче до одиниці: в дуже розбавлених розчинах практично всі молекули розчиненої речовини дисоційовані.

Чим вище діелектрична проникність розчинника, тим більше послаблюються іонні зв'язки в молекулах розчиненої речовини і, отже, тим більший ступінь дисоціації. Так, соляна кислота дає електроліт з високою електропровідністю при розчиненні у воді, в той час як її розчин в етиловому ефірі дуже погано проводить електричний струм.

Незвичайні електроліти.Зустрічаються і дуже незвичайні електроліти. Наприклад, електролітом є скло, що є сильно переохолодженою рідиною, що володіє величезною в'язкістю. При нагріванні скло розм'якшується та його в'язкість сильно зменшується. Іони натрію, що присутні в склі, набувають помітної рухливості, і стає можливим проходження електричного струму, хоча при звичайних температурах скло є хорошим ізолятором.

Мал. 106. Демонстрація електропровідності скла під час нагрівання

Наочною демонстрацією цього може бути досвід, схема якого показано на рис. 106. Скляна паличка включена в освітлювальну мережу через реостат. Поки паличка холодна, струм у ланцюгу незначний через високий опір скла. Якщо паличку нагріти газовим пальником до температури 300-400 °С, її опір впаде до кількох десятків омів і нитка лампочки Л розжариться. Тепер можна закоротити лампочку ключем К. При цьому опір ланцюга зменшиться і сила струму зросте. У таких умовах паличка ефективно нагріватиметься електричним струмом і розжарюватиметься до яскравого свічення, навіть якщо прибрати пальник.

Іонна провідність.Проходження електричного струму в електроліті описується законом Ома

Електричний струм в електроліті виникає при скільки завгодно малому прикладеному напрузі.

Носіями заряду в електроліті є позитивно та негативно заряджені іони. Механізм електропровідності електролітів багато в чому подібний до описаного вище механізму електропровідності газів. Основні відмінності пов'язані з тим, що в газах опір руху носіїв заряду обумовлено головним чином зіткненнями з нейтральними атомами. В електролітах рухливість іонів обумовлена ​​внутрішнім тертям - в'язкістю - при їх русі в розчиннику.

При підвищенні температури провідність електролітів, на противагу металам, збільшується. Це з тим, що з зростанням температури зростає ступінь дисоціації і зменшується в'язкість.

На відміну від електронної провідності, характерної для металів і напівпровідників, де проходження електричного струму не супроводжується будь-якою зміною хімічного складу речовини, іонна провідність пов'язана з перенесенням речовини

та виділенням на електродах речовин, що входять до складу електролітів. Такий процес називається електролізом.

Електроліз.При виділенні речовини на електроді зменшується концентрація відповідних іонів в області електроліту, що примикає до електрода. Тим самим тут порушується динамічна рівновага між дисоціацією та рекомбінацією: саме тут відбувається розкладання речовини внаслідок електролізу.

Електроліз вперше спостерігався при розкладанні води струмом від вольтового стовпа. Через кілька років знаменитий хімік Г. Деві відкрив натрій, виділивши його шляхом електролізу з їдкого натру. Кількісні закони електролізу були експериментально встановлені М. Фарадеєм в них легко обгрунтувати виходячи з механізму явища електролізу.

Закони Фарадея.Кожен іон має електричний заряд, кратний елементарному заряду е. Іншими словами, заряд іона дорівнює , де - ціле число, що дорівнює валентності відповідного хімічного елемента або сполуки. Нехай під час проходження струму на електроді виділилося іонів. Їх заряд по абсолютній величині дорівнює Позитивні іони досягають катода і їхній заряд нейтралізується електронами, що припливають до катода по дротах від джерела струму. Негативні іони підходять до анода і така сама кількість електронів йде по дротах до джерела струму. При цьому по замкнутому електричному ланцюзі проходить заряд

Позначимо через масу речовини, що виділився одному з електродів, а через масу іона (атома чи молекули). Очевидно, що , отже, помноживши чисельник і знаменник цього дробу на постійну Авогадро отримаємо

де - атомна або молярна маса, постійна Фарадея, що визначається виразом

З (4) видно, що стала Фарадея має сенс «одного моля електрики», тобто це сумарний електричний заряд одного моля елементарних зарядів:

Формула (3) містить обидва закони Фарадея. Вона говорить про те, що маса речовини, що виділилася при електролізі, пропорційна минулому по ланцюгу заряду (перший закон Фарадея):

Коефіцієнт називається електрохімічним еквівалентом даної речовини і виражається в

кг на кулон Він має сенс зворотної величини питомого заряду іона.

Електрохімічний еквівалент пропорційний хімічному еквіваленту речовини (другий закон Фарадея).

Закони Фарадея та елементарний заряд.Оскільки в часи Фарадея уявлення про атомарну природу електрики ще не існувало, експериментальне відкриття законів електролізу було не тривіальним. Навпаки, саме закони Фарадея послужили сутнісно першим експериментальним доказом справедливості цих уявлень.

Вимірювання на досвіді постійної Фарадея дозволило вперше отримати числову оцінку значення елементарного заряду задовго до прямих вимірювань елементарного електричного заряду в дослідах Міллікена з масляними краплями. Чудово, що ідея атомарної структури електрики отримала недвозначне експериментальне підтвердження у дослідах з електролізу, виконаних у роки XIX століття, коли навіть ідея атомарного будови речовини ще поділялася всіма вченими. У знаменитій промові, сказаній у Королівському суспільстві та присвяченій пам'яті Фарадея, Гельмгольц таким чином коментував цю обставину:

"Якщо ми визнаємо існування атомів хімічних елементів, то ми не можемо уникнути і подальшого висновку, що електрика, як позитивна, так і негативна, розділена на певні елементарні кількості, які поводяться як атоми електрики".

Хімічні джерела струмуЯкщо якийсь метал, наприклад цинк, занурити у воду, то деяка кількість позитивних іонів цинку під впливом полярних молекул води почне переходити з поверхневого шару кристалічних ґрат металу у воду. Внаслідок цього цинк зарядиться негативно, а вода позитивно. На межі металу та води утворюється тонкий шар, званий подвійним електричним шаром; у ньому існує сильне електричне поле, напруженість якого спрямована від води до металу. Це поле перешкоджає подальшому переходу іонів цинку у воду, і в результаті виникає динамічна рівновага, при якому середня кількість іонів, що приходять з металу у воду, дорівнює кількості іонів, що повертаються з води в метал.

Динамічна рівновага встановиться і в тому випадку, якщо метал занурити у водний розчин солі того ж металу, наприклад, цинк в розчин цинкового купоросу. У розчині сіль дисоціює на іони Іони, що при цьому утворилися, нічим не відрізняються від іонів цинку, що надійшли в розчин з електрода. Підвищення концентрації іонів цинку в електроліті полегшує перехід цих іонів у метал з розчину та утруднює

перехід із металу в розчин. Тому в розчині цинкового купоросу занурений цинковий електрод хоч і заряджається негативно, але слабше, ніж у чистій воді.

При зануренні металу розчин метал не завжди заряджається негативно. Наприклад, якщо мідний електрод занурити в розчин мідного купоросу, то іони почнуть з розчину осідати на електроді, заряджаючи його позитивно. Напруженість поля у подвійному електричному шарі в даному випадку спрямована від міді до розчину.

Таким чином, при зануренні металу у воду або водний розчин, що містить іони того ж металу, на межі металу з розчином між ними виникає різниця потенціалів. Знак і величина цієї різниці потенціалів залежить від типу металу (мідь, цинк тощо. від концентрації іонів у розчині майже залежить від температури і тиску.

Два електроди з різних металів, занурені в електроліт, утворюють гальванічний елемент. Наприклад, в елементі Вольта цинковий та мідний електроди занурені у водний розчин сірчаної кислоти. У перший момент розчин не містить іонів цинку, ні іонів міді. Однак надалі ці іони надходять у розчин з електродів і встановлюється динамічна рівновага. Поки електроди не з'єднані один з одним проводом, потенціал електроліту однаковий у всіх точках, а потенціали електродів відрізняються від потенціалу електроліту завдяки подвійним шарам, що утворюються, на їх межі з електролітом. При цьому електродний потенціал цинку дорівнює -0,763 В, а міді Електрорушійна сила елемента Вольта, що складається з цих стрибків потенціалів, дорівнюватиме

Струм у ланцюгу з гальванічним елементом.Якщо електроди гальванічного елемента з'єднати дротом, то електрони з цього дроту переходитимуть з негативного електрода (цинк) на позитивний (мідь), що порушує динамічну рівновагу між електродами та електролітом, в який вони занурені. Іони цинку почнуть переходити з електрода в розчин, щоб підтримувати подвійний електричний шар у колишньому стані з незмінним стрибком потенціалу між електродом і електролітом. Аналогічно у мідного електрода іони міді почнуть переходити з розчину і брати в облогу на електроді. При цьому у негативного електрода утворюється нестача іонів, а у позитивного - надлишок таких іонів. Загальна кількість іонів у розчині не зміниться.

В результаті описаних процесів у замкнутому ланцюзі підтримуватиметься електричний струм, який у сполучному дроті створюється рухом електронів, а в електроліті іонами. При проходженні електричного струму відбувається поступове розчинення цинкового електрода та осадження міді на позитивному (мідному)

електрод. Концентрація іонів збільшується у цинкового електрода та зменшується у мідного.

Потенціал у ланцюгу з гальванічним елементом.Описана картина проходження електричного струму в неоднорідному замкнутому ланцюгу, що містить хімічний елемент, відповідає розподілу потенціалу вздовж ланцюга, схематично показаному на рис. 107. У зовнішньому ланцюзі, тобто в проводі, що з'єднує електроди, потенціал плавно знижується від значення на позитивному (мідному) електроді А до значення на негативному (цинковому) електроді У відповідно до закону Ома для однорідного провідника. У внутрішньому ланцюгу, тобто в електроліті між електродами, потенціал плавно знижується від значення поблизу цинкового електрода до значення поблизу мідного електрода. Якщо у зовнішньому ланцюзі струм йде від мідного електрода до цинкового, то всередині електроліту - від цинкового до мідного. Скачки потенціалів у подвійних електричних шарах створюються внаслідок дії сторонніх (у разі хімічних) сил. Рух електричних зарядів у подвійних шарах завдяки стороннім силам відбувається проти спрямування дії електричних сил.

Мал. 107. Розподіл потенціалу вздовж ланцюга, що містить хімічний елемент

Похилим ділянкам зміни потенціалу на рис. 107 відповідають електричні опори зовнішньої та внутрішньої ділянок замкнутого ланцюга. Сумарне падіння потенціалу вздовж цих ділянок дорівнює сумі стрибків потенціалу в подвійних шарах, тобто електрорушійної сили елемента.

Проходження електричного струму в гальванічному елементі ускладнюється побічними продуктами, що виділяються на електродах, та появою перепаду концентрації в електроліті. Про ці явища говорять як про електролітичну поляризацію. Наприклад, в елементах Вольти при замиканні ланцюга позитивні іони рухаються до мідного електрода і осідають на ньому. Через війну через деякий час мідний електрод хіба що замінюється водневим. Так як електродний потенціал водню на 0,337 нижче електродного потенціалу міді, то ЕРС елемента зменшується приблизно на таку ж величину. Крім того, водень, що виділяється на мідному електроді, збільшує внутрішній опір елемента.

Для зменшення шкідливого впливу водню використовуються деполяризатори – різні окислювачі. Наприклад, у найбільш уживаному елементі Лекланше («сухі» батареї)

позитивним електродом служить графітовий стрижень, оточений спресованою масою перекису марганцю та графіту.

Акумулятори.Практично важливим різновидом гальванічних елементів є акумулятори, для яких після розрядки можливий зворотний процес заряджання з перетворенням електричної енергії на хімічну. Речовини, що витрачаються при отриманні електричного струму, відновлюються всередині акумулятора електролізом.

Видно, що при зарядці акумулятора підвищується концентрація сірчаної кислоти, що веде до збільшення густини електроліту.

Таким чином, у процесі зарядки створюється різка асиметрія електродів: один стає свинцевим, інший – з перекису свинцю. Заряджений акумулятор є гальванічний елемент, здатний служити джерелом струму.

При підключенні до акумулятора споживачів електричної енергії через ланцюг потече електричний струм, напрямок якого протилежний зарядному струму. Хімічні реакції йдуть у зворотному напрямку та акумулятор повертається у вихідний стан. Обидва електроди будуть покриті шаром солі, а концентрація сірчаної кислоти повернеться до початкового значення.

У зарядженого акумулятора ЕРС становить приблизно 2,2 В. При розрядці вона знижується до 1,85 В. Подальшу розрядку робити не рекомендується, оскільки процес утворення сірчанокислого свинцю стає незворотним і акумулятор псується.

Максимальний заряд, який може віддати акумулятор при розрядженні, називається його ємністю. Ємність акумулятора зазвичай

вимірюється в ампер-годиннику. Вона тим більша, чим більша поверхня пластин.

Застосування електролізу.Електроліз використовується у металургії. Найбільш поширене електролітичне отримання алюмінію та чистої міді. За допомогою електролізу можна створювати тонкі шари одних речовин на поверхні інших з метою одержання декоративних та захисних покриттів (нікелювання, хромування). Процес отримання покриттів, що відшаровуються (гальванопластика) був розроблений російським ученим Б. С. Якобі, що застосував його для виготовлення порожніх скульптур, що прикрашають Ісаакіївський собор в Санкт-Петербурзі.

Чим відрізняється фізичний механізм електропровідності в металах та електролітах?

Поясніть, чому рівень дисоціації цієї речовини залежить від діелектричної проникності розчинника.

Поясніть, чому у сильно розведених розчинах електроліту практично всі молекули розчиненої речовини дисоційовані.

Поясніть, у чому механізм електропровідності електролітів подібний до механізму електропровідності газів. Чому за незмінних зовнішніх умов електричний струм пропорційний доданій напрузі?

Яку роль при виведенні закону електролізу (3) відіграє закон збереження електричного заряду?

Поясніть зв'язок електрохімічного еквівалента речовини з питомим зарядом його іонів.

Як можна з досвіду визначити ставлення електрохімічних еквівалентів різних речовин, якщо є кілька електролітичних ванн, але немає приладів для вимірювання сили струму?

Як явище електролізу можна використовуватиме створення лічильника витрати електроенергії у мережі постійного струму?

Чому закони Фарадея можна розглядати як експериментальний доказ уявлень про атомарну природу електрики?

Які процеси відбуваються при зануренні металевих електродів у воду та електроліт, що містить іони цих металів?

Опишіть процеси, що відбуваються в електроліті поблизу електродів гальванічного елемента під час проходження струму.

Чому всередині гальванічного елемента позитивні іони рухаються від негативного (цинкового) електрода до позитивного (мідного) електрода? Як у ланцюгу виникає розподіл потенціалу, що змушує іони рухатися саме так?

Чому ступінь зарядженості кислотного акумулятора можна перевіряти за допомогою ареометра, тобто приладу для вимірювання густини рідини?

Чим відрізняються процеси в акумуляторах від процесів у «сухих» батарейках?

Яка частина електричної енергії, витраченої в процесі заряджання акумулятора може бути використана при його розрядці, якщо в процесі зарядки акумулятора на його клемах підтримувалася напруга

Доповідь на тему:

Електричний струм

у рідинах

(Електролітах)

Електроліз

Закони Фарадея

Елементарний електричний заряд

учениці 8 го класу « Б »

Л огінової М арії А ндреївни

Москва 2003

Школа №91

Вступ

З електропровідністю розчинів солей у воді (електролітів) пов'язано дуже багато в нашому житті. З першого удару серця («жива» електрика в тілі людини, що на 80% складається з води) до автомобілів на вулиці, плеєрів та мобільних телефонів (невід'ємною частиною цих пристроїв є «батарейки» – електрохімічні елменти живлення та різні акумулятори – від свинцево-кислотних) в автомобілях до літій-полімерних у найдорожчих мобільних телефонах). У величезних чанах, що димляться отруйними парами, з розплавленого при величезній температурі бокситу електролізом отримують алюміній – «крилатий» метал для літаків і банок для «Фанти». Все навколо - від хромованої решітки радіатора іномарки до срібного сережки у вусі коли-небудь стикалося з розчином або розплавом солей, а отже, і з електрострумом у рідинах. Недаремно це явище вивчає ціла наука – електрохімія. Але нас зараз більше цікавлять фізичні засади цього явища.

Електрострум у розчині. Електроліти

З уроків фізики у 8 класі нам відомо, що заряд у провідниках (металах) переносять негативно заряджені електрони.

Упорядкований рух заряджених частинок називається електричним струмом.

Але якщо ми зберемо прилад (з електродами із графіту):

то переконаємося, що стрілка амперметра відхиляється - через розчин іде струм! Які ж заряджені частки є у розчині?

Ще в 1877 році шведський вчений Сванте Арреніус, вивчаючи електропровідність розчинів різних речовин, дійшов висновку, що її причиною є іони, які утворюються при розчиненні солі у воді. При розчиненні у воді молекула CuSO 4 розпадається (дисоціює) на два різнозаряджені іони – Cu 2+ та SO 4 2- . Спрощені процеси можна відобразити наступною формулою:

CuSO 4 ÞCu 2+ +SO 4 2-

Проводять електричний струм розчини солей, лугів, кислот.

Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називають електролітами.

Розчини цукру, спирту, глюкози та інших речовин не проводять електричний струм.

Речовини, розчини яких проводять електричний струм, називаються неэлектролитами.

Електролітична дисоціація

Процес розпаду електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією.

С. Арреніус, який дотримувався фізичної теорії розчинів, не враховував взаємодії електроліту з водою та вважав, що у розчинах знаходяться вільні іони. На відміну від нього російські хіміки І. А. Каблуков та В. А. Кістаковський застосували до пояснення електролітичної дисоціації хімічну теорію Д. І. Менделєєва та довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім вони дисоціюють на іони. Вони вважали, що в розчинах знаходяться не вільні, не голі іони, а гідратовані, тобто одягнені в шубку з молекул води. Отже, дисоціація молекул електролітів відбувається у наступній послідовності:

а) орієнтація молекул води навколо полюсів молекули електроліту

б) гідратація молекули електроліту

в) її іонізація

г) розпад її на гідратовані іони

По відношенню до ступеня електролітичної дисоціації електроліти поділяються на сильні та слабкі.

- Сильні електроліти– такі, що при розчиненні практично повністю дисоціюють.

Вони значення ступеня дисоціації прагне одиниці.

- Слабкі електроліти– такі, що при розчиненні майже не дисоціюють. Їхній ступінь дисоціації прагне нуля.

З цього робимо висновок, що переносниками електричного заряду (носіями електричного струму) у розчинах електролітів є не електрони, а позитивно та негативно заряджені гідратовані іони .

Температурна залежність опору електроліту

При підвищенні температуриполегшується процес дисоціації, підвищується рухливість іонів та опір електроліту падає .

Катод та анод. Катіони та аніони

А що відбувається з іонами під впливом електричного струму?

Повернемося до нашого приладу:

У розчині CuSO 4 дисоціював на іони – Cu 2+ та SO 4 2- . Позитивно заряджений іон Cu 2+ (катіон)притягується до негативно зарядженого електрода – катодуде отримує недостатні електрони і відновлюється до металевої міді – простої речовини. Якщо витягти катод із приладу після проходження через розчин струму, то неважко помітити червоно-рудий наліт – це металева мідь.

Перший закон Фарадея

А чи можемо дізнатися скільки міді виділилося? Зважуючи катод до і після досвіду, можна точно визначити масу металу, що осадився. Вимірювання показують, що маса речовини, що виділилася на електродах, залежить від сили струму та часу електролізу:

де K - коефіцієнт пропорційності, званий також електрохімічним еквівалентом .

Отже, маса речовини, що виділилася, прямо пропорційна силі струму і часу електролізу. Але струм за час (відповідно до формули):

є заряд.

Отже, маса речовини, що виділився на електроді, пропорційна заряду, або кількості електрики, що пройшла через електроліт.

M=K'q

Цей закон був експерементально відкритий у 1843 році англійським вченим Майклом Фарадеєм і називається перший закон Фарадея .

Другий закон Фарадея

А що таке та від чого залежить електрохімічний еквівалент? На це запитання також дав відповідь Майкл Фарадей.

На підставі численних дослідів він дійшов висновку, що ця величина є характерною для кожної речовини. Так, наприклад, при електролізі розчину ляпісу (азотнокислого срібла AgNO 3) 1 кулон виділяє 1,1180 мг срібла; така сама кількість срібла виділяється при електролізі зарядом в 1 кулон будь-якої срібної солі. При електролізі солі іншого металу 1 кулон виділяє іншу кількість даного металу. Таким чином , електрохімічним еквівалентом будь-якої речовини називається маса цієї речовини, що виділяється при електролізі 1кулоном, що протік через розчин електрики . Наведемо його значення для деяких речовин:

З таблиці бачимо, що електрохімічні еквіваленти різних речовин істотно відмінні друг від друга. Від яких властивостей речовини залежить величина його електрохімічного еквівалента? Відповідь це питання дає другий закон Фарадея :

Електрохімічні еквіваленти різних речовин пропорційні їх атомним вагам і обернено пропорційні числам, що виражають їхню хімічну валентність.

n – валентність

A – атомна вага

– називають хімічним еквівалентом цієї речовини

- Коефіцієнт пропорційності, який є вже універсальною постійною, тобто має однакове значення для всіх речовин. Якщо виміряти електрохімічний еквівалент у г/к, то знайдемо, що він дорівнює 1,037'10 -5 г/к.

Об'єднуючи перший і другий закони Фарадея отримуємо:

Ця формула має простий фізичний зміст: F чисельно дорівнює заряду, який треба пропустити через будь-який електроліт, щоб виділити на електродах речовину в кількості, що дорівнює одному хімічному еквіваленту. F називають числом Фарадея і воно дорівнює 96 400 к/р.

Моль та кількість молекул у ньому. Число Авогадро

З курсу хімії за 8-й клас ми знаємо, що для вимірювання кількостей речовин, що беруть участь у хімічних реакціях, була обрана особлива одиниця – моль. Щоб відміряти один моль речовини, потрібно взяти стільки грамів його, якою є відносна молекулярна маса його.

Наприклад, 1моль води (H 2 O) дорівнює 18 грам (1+1+16=18), моль кисню (O 2) – 32 грами, а моль заліза (Fe) – 56 грам. Але що особливо для нас важливо, встановлено , що 1 моль будь-якої речовини завжди містить однакова кількість молекул .

Міль – це така кількість речовини, в якій міститься 6 ´ 10 23 молекул цієї речовини.

На честь італійського вченого А. Авогадро це число ( N) називається постійної Авогадроабо числом Авогадро .

З формули слід, що якщо q=F, то. Це означає, що при проходженні через електроліт заряду рівного 96400 кулонів, виділиться грам будь-якої речовини. Інакше висловлюючись, виділення одного моля одновалентного речовини через електроліт повинен протікати заряд q=Fкулонів. Але ми знаємо, що в будь-якому молі речовини міститься те саме число його молекул. N = 6x10 23. Це дозволяє нам обчислити заряд одного іона одновалентної речовини – елементарний електричний заряд – заряд одного (!) електрона:

Застосування електролізу

Електролітичний метод одержання чистих металів (рафінування, афінаж). Електроліз, що супроводжується розчиненням аноду

Хорошим прикладом є електролітичне очищення (рафінування) міді. Отримана безпосередньо з руди мідь відливається у вигляді пластин і поміщається як анод розчин CuSO 4 . Підбираючи напругу на електродах ванни (0,20-0,25в), можна досягти, щоб на катоді виділялася лише металева мідь. При цьому сторонні домішки або переходять у розчин (без виділення на катоді), або випадають на дно ванни у вигляді осаду (анодний шлам). Катіони речовини анода з'єднуються з аніоном SO 4 2- , а на катоді при цій напрузі виділяється тільки металева мідь. Анод хіба що «розчиняється». Таке очищення дозволяє досягти чистоти 99,99% («чотири дев'ятки»). Аналогічно (афінаж) очищають дорогоцінні метали (золото Au, срібло Ag).

В даний час весь алюміній (Al) видобувається електролітично (з розплаву бокситів).

Гальванотехніка

Гальванотехніка – область прикладної електрохімії, що займається процесами нанесення металевих покриттів на поверхню як металевих, так і неметалевих виробів під час проходження постійного електричного струму через розчини їх солей. Гальванотехніка розділяється на гальваностегію і гальванопластику .

За допомогою електролізу можна покрити металеві предмети шаром іншого металу. Цей процес називається гальваностегією. Особливе технічне значення мають покриття металами, що важко окислюються, зокрема нікелювання і хромування, а також сріблення і золочення, що часто застосовуються для захисту металів від корозії. Для отримання потрібних покриттів предмет ретельно очищають, добре знежирюють і поміщають як катод в електролітичну ванну, що містить сіль металу, яким бажають покрити предмет. Для більш рівномірного покриття корисно застосовувати дві пластини як анод, поміщаючи предмет між ними.

Також за допомогою електролізу можна не тільки покрити предмети шаром того чи іншого металу, але й виготовити їх металеві рельєфні копії (наприклад, монет, медалей). Цей процес був винайдений російським фізиком та електротехніком, членом Російської Академії наук Борисом Семеновичем Якобі (1801-1874) у сорокових роках XIX століття і називається гальванопластикою . Для виготовлення рельєфної копії предмета спочатку роблять зліпок з пластичного матеріалу, наприклад з воску. Цей зліпок натирають графітом і занурюють в електролітичну ванну як катод, де на ньому і осаджується шар металу. Це застосовується у поліграфії для виготовлення друкованих форм.

Крім зазначених вище, електроліз знайшов застосування і в інших областях:

Одержання оксидних захисних плівок на металах (анодування);

Електрохімічне оброблення поверхні металевого виробу (полірування);

Електрохімічне фарбування металів (наприклад, міді, латуні, цинку, хрому та ін.);

Очищення води - видалення з неї розчинних домішок. В результаті виходить так звана м'яка вода (за своїми властивостями наближається до дистильованої);

Електрохімічне заточування різальних інструментів (наприклад, хірургічних ножів, бритв тощо).

Список використаної литературы:

1. Гуревич А. Є. «Фізика. Електромагнітні явища. 8 клас» Москва, Видавничий дім «Дрофа». 1999 рік.

2. Габріелян О. С. «Хімія. 8 клас» Москва, Видавничий дім «Дрофа». 1997 рік.

3. «Елементарний підручник фізики під редакцією академіка Г. С. Ландсберга – Том II – електрика та магнетизм». Москва, "Наука" 1972 рік.

4. Ерік М. Рогерс. «Physics for the Inquiring Mind (методи, природа і phylosophy of physical science)». "Prinseton University press" 1966. Том III - електрика і магнетизм. Переклад Москва, "Світ" 1971 рік.

5. А. Н. Ремізов «Курс фізики, електроніки та кібернетики для медичних інститутів». Москва, "Вища школа" 1982 рік.

Рідини, як і будь-які інші речовини, можуть бути провідниками, напівпровідниками та діелектриками. Наприклад, дистильована вода буде діелектриком, а розчини і розплави електролітів будуть провідниками. Напівпровідниками будуть, наприклад, розплавлений селен або розплави сульфідів.

Іонна провідність

Електролітична дисоціація – це процес розпаду молекул електролітів на іони під дією електричного поля полярних молекул води. Ступенем дисоціації називається частка молекул, що розпалися на іони в розчиненій речовині.

Ступінь дисоціації залежатиме від різних факторів: температура, концентрація розчину, властивості розчинника. При збільшенні температури ступінь дисоціації теж буде збільшуватися.

Після того, як молекули розділилися на іони, вони рухаються хаотично. При цьому два іони різних знаків можуть рекомбінуватися, тобто знову об'єднатися у нейтральні молекули. За відсутності зовнішніх змін у розчині має встановитися динамічна рівновага. При ньому число молекул, що розпалося на іони за одиницю часу, дорівнюватиме числу молекул, які знову об'єднаються.

Носіями зарядів у водних розчинах та розплавах електролітів будуть іони. Якщо посудину з розчином чи розплавом включити у ланцюг, то позитивно заряджені іони почнуть рухатися до катода, а негативні – до анода. Внаслідок цього руху виникне електричний струм. Цей вид провідності називають іонною провідністю.

Крім іонної провідності в рідинах може мати і електронну провідність. Такий тип провідності властивий, наприклад, рідким металам. Як зазначалося вище, при іонній провідності проходження струму пов'язане із перенесенням речовини.

Електроліз

Речовини, що входять до складу електролітів, осідатимуть на електродах. Цей процес називається електролізом. Електроліз - процес виділення на електроді речовини, пов'язаний з окислювально-відновними реакціями.

Електроліз знайшов широке застосування у фізиці та техніці. За допомогою електролізу поверхню одного металу покривають тонким шаром іншого металу. Наприклад, хромування та нікелювання.

За допомогою електролізу можна одержати копію з рельєфної поверхні. Для цього необхідно, щоб шар металу, який осяде на поверхні електрода, можна було легко зняти. Для цього іноді на поверхню завдають графіт.

Процес отримання таких покриттів, що легко відшаровуються, отримав назву гальвано-пластика. Цим метод розробив російський учений Борис Якобі під час виготовлення порожніх постатей для Ісаакіївського собору з Санкт-Петербурзі.