Электрический ток в жидкостях (электролитах)

Скачать работу - Электрический ток в жидкостях (электролитах)

Электролиты Из уроков физики в 8 классе нам известно, что заряд в проводниках (металлах) переносят отрицательно заряженные электроны.

Упорядоченное движение заряженных частиц называется электрическим током. Но если мы соберем прибор (с электродами из графита): то убедимся, что стрелка амперметра отклоняется – через раствор идет ток! Какие же заряженные частицы есть в растворе? Ещё в 1877 году шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что её причиной являются ионы, которые образуются при растворении соли в воде. При растворении в воде молекула CuSO 4 распадается (диссоциирует) на два разнозаряженных иона – Cu 2+ и SO 4 2- . Упрощенно происходящие процессы можно отразить следующей формулой: CuSO 4 Cu 2+ +SO 4 2- Проводят электрический ток растворы солей, щелочей, кислот.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Электролитическая диссоциация Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворённого вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, то есть «одетые в шубку» из молекул воды.

Следовательно, диссоциация молекул электролитов происходит в следующей последовательности: а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита б) гидратация молекулы электролита в) её ионизация г) распад её на гидратированные ионы По отношению к степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты – такие, которые при растворении практически полностью диссоциируют. У них значение степени диссоциации стремится к единице.

Слабые электролиты – такие, которые при растворении почти не диссоциируют. Их степень диссоциации стремится к нулю. Из этого делаем вывод, что переносчиками электрического заряда (носителями электрического тока) в растворах электролитов являются не электроны, а положительно и отрицательно заряженные гидратированные ионы . Температурная зависимость сопротивления электролита При повышении температуры облегчается процесс диссоциации, повышается подвижность ионов и сопротивление электролита падает . Катод и анод.

Катионы и анионы А что же происходит с ионами под воздействием электрического тока? Вернёмся к нашему прибору: В растворе CuSO 4 диссоциировал на ионы – Cu 2+ и SO 4 2- . Положительно заряженный ион Cu 2+ (катион) притягивается к отрицательно заряженному электроду – катоду , где получает недостающие электроны и восстанавливается до металлической меди – простого вещества. Если извлечь катод из прибора после прохождения через раствор тока, то нетрудно заметить красно-рыжий налет – это металлическая медь.

Первый закон Фарадея А можем ли мы узнать сколько меди выделилось? Взвешивая катод до и после опыта, можно точно определить массу осадившегося металла.

Измерения показывают, что масса вещества, выделевшегося на электродах, зависит от силы тока и времени электролиза: m=K I t где K – коэффиент пропорциональности, называемый также электрохимическим эквивалентом . Следовательно, масса выделевшегося вещества прямо пропорциональна силе тока и времени электролиза. Но ток за время (согласно формуле): q=I t есть заряд. Итак, масса вещества, выделевшегося на электроде, пропорциональна заряду, или количеству электричества, прошедшему через электролит. M=K q Этот закон был эксперементально открыт в 1843 году английским ученым Майклом Фарадеем и называется первый закон Фарадея . Второй закон Фарадея А что такое и от чего зависит электрохимический эквивалент? На этот вопрос тоже дал ответ Майкл Фарадей. На основании многочисленных опытов он пришёл к выводу, что эта величина является характерной для каждого вещества. Так, например при электролизе раствора ляписа (азотнокислого серебра AgNO 3 ) 1 кулон выделяет 1,1180 мг серебра; точно такое же количество серебра выделяется при электролизе зарядом в 1 кулон любой серебряной соли. При электролизе соли другого металла 1 кулон выделяет другое количество данного металла. Таким образом , электрохимическим эквивалентом какого-либо вещества называется масса этого вещества, выделяемая при электролизе 1кулоном протекшего через раствор электричества . Приведем его значения для некоторых веществ:

Вещество	K в мг/к
Ag (серебро)	1,118
H (водород)	0,01045
Cu (медь)	0,3294
Zn (цинк)	0,3388

Из таблицы мы видим, что электрохимические эквиваленты различных веществ существенно отличны один от другого. От каких же свойств вещества зависит величина его электрохимического эквивалента? Ответ на этот вопрос даёт второй закон Фарадея : Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их атомным весам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность. Где: n – валентность A – атомный вес – называют химическим эквивалентом данного вещества – коэффициент пропорциональности, который является уже универсальной постоянной, то есть имеет одинаковое значение для всех веществ. Если измерить электрохимический эквивалент в г/к то найдем, что он равен 1,037 10 -5 г/к . Обьединяя первый и второй законы Фарадея получаем: Эта формула имеет простой физический смысл: F численно равно заряду, котоый надо пропустить через любой электролит, чтобы выделить на электродах вещество в количестве, равном одному химическому эквиваленту . F называют числом Фарадея и оно равно 96400 к/г. Моль и количество молекул в нем. Число Авогадро Из курса химии за 8й класс мы знаем, что для измерения количеств веществ, участвующих в химических реакциях, была выбрана особая еденица – моль. Чтобы отмерять один моль вещества, нужно взять столько граммов его, какова относительная молекулярная масса его.

Например, 1моль воды ( H 2 O ) равен 18 граммам (1+1+16=18), моль кислорода ( O 2 ) – 32 грамма, а моль железа ( Fe ) – 56 грамм.Но что особенно для нас важно, установлено , что 1 моль любого вещества всегда содержит одинаковое число молекул . Моль – это такое количество вещества, в котором содержится 6 10 23 молекул этого вещества. В честь итальянского ученого А. Авогадро это число ( N ) называется постоянной Авогадро или числом Авогадро . Из формулы следует, что если q=F , то . Это значит что при прхождении через электролит заряда равного 96400 кулонам, выделится граммов любого вещества . Иначе говоря, для выделения одного моля одновалентного вещества через электролит должен протечь заряд q=F кулонов. Но мы знаем, что в любом моле вещества содержится одно и то же число его молекул – N=6x10 23 . Это позволяет нам вычислить заряд одного иона одновалентного вещества – элементарный электрический заряд – заряд одного (!) электрона: Применение электролиза Электролитический метод получения чистых металлов (рафинирование, аффинаж). Электролиз, сопровождающийся растворением анода Хорошим примером является электролитическое очищение (рафинирование) меди.

Полученная непосредственно из руды медь отливается в виде пластин и помещается в качестве анода в раствор CuSO 4 . Подбирая напряжение на электродах ванны (0,20-0,25в), можно добиться, чтобы на катоде выделялась только металлическая медь. При этом посторонние примеси либо переходят в раствор (без выделения на катоде), либо выпадают на дно ванны в виде осадка («анодный шлам»). Катионы вещества анода соединяются с анионом SO 4 2- , а на катоде при этом напряжении выделяется только металлическая медь. Анод как бы « растворяется ». Такая очистка позволяет добится чистоты 99,99% («четыре девятки»). Аналогично (аффинаж) очищают и драгоценные металлы (зол о то Au , серебро Ag ). В настоящее время весь алюминий ( Al) добывается электролитически (из расплава бокситов). Гальванотехника Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей.

кадастровая стоимость в Москве
оценка аренды земли в Курске
оценка комнаты в коммунальной квартире в Твери