Электрический ток в жидкостях (электролитах)
Доклад на тему:
Электрический ток
в жидкостях
(электролитах)
Электролиз
Законы Фарадея
Элементарный электрический
заряд
Ученицы 8го класса «Б»
Логиновой Марии Андреевны
Москва 2003
Школа № 91
Введение
С
электропроводностью растворов солей в воде (электролитов)
связано очень многое в нашей жизни. С первого удара сердца («живое» электричество в теле человека, на 80% состоящем из воды) до
автомобилей на улице, плееров и мобильных телефонов (неотъемлимой частью этих
устройств являются «батарейки» – электрохимические
элменты питания и различные аккумуляторы – от свинцово-кислотных в автомобилях
до литий-полимерных в самых дорогих мобильных телефонах). В огромных, дымящихся
ядовитыми парами чанах из расплавленного при огромной температуре боксита электролизом
получают алюминий – «крылатый» металл
для самолётов и банок для «Фанты».
Все вокруг – от хромированной решетки радиатора иномарки до посеребрённой
серёжки в ухе когда-либо сталкивалось с раствором или расплавом солей, а
следовательно и с электротоком в жидкостях. Не зря это явление изучает целая
наука – электрохимия. Но нас сейчас больше интересуют физические основы этого
явления.
Электроток
в растворе. 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
CuSO4 распадается (диссоциирует) на два разнозаряженных иона – Cu2+ и SO42- .
Упрощенно происходящие процессы можно отразить следующей формулой:
CuSO4ÞCu2++SO42-
ü
Проводят электрический ток растворы солей, щелочей, кислот.
ü
Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются
электролитами.
ü
Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не
проводят электрический ток.
ü
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.
ü
Сильные электролиты
– такие, которые при растворении практически полностью диссоциируют.
У
них значение степени диссоциации стремится к единице.
ü
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 CuSO4 диссоциировал
на ионы – Cu2+ и SO42-. Положительно заряженный ион Cu2+ (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 AgNO3) 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
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 (H2O) равен 18 граммам
(1+1+16=18), моль кислорода (O2) – 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´1023
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=6x1023. 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 CuSO4. 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 SO42-, 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 (золото 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.
Гальванотехника пожразделяется на гальваностегию и гальванопластику.
Посредством электролиза можно покрыть
металлические предметы слоем другого металла. Этот процесс называется гальваностегией. Особое техническое значение имеют покрытия трудноокисляемыми
металлами, в частности никелирование и хромирование, а также серебрение и
золочение, часто применяемые для защиты металлов от коррозии. Для получения
нужных покрытий предмет тщательно очищяют, хорошо обезжиривают и помещают как
катод в электролитическую ванну, содержащую соль того металла, которым желают
покрыть предмет. Для более равномерного покрытия полезно применять две пластины
в качестве анода, помещая предмет между ними.
Также
посредством электролиза можно не только покрыть предметы слоем того или иного
металла, но и изготовить их рельефные металлические копии (например, монет,
медалей). Этот процесс был изобретен русским физиком и электротехником, членом
Российской Академии наук Борисом Семеновичем Якоби (1801-1874) в сороковых
годах XIX века и называется гальванопластикой. Для
изготовления рельефной копии предмета сначала делают слепок из какого-либо
пластичного материала, например из воска. Этот слепок натирают графитом и
погружают в электролитическую ванну в качестве катода, где на нём и осаждается
слой металла. Это применяется в полиграфии при изготовлении печатных форм.
Кроме указанных выше, электролиз
нашел применение и в других областях:
ü
получение оксидных защитных пленок на металлах
(анодирование);
ü
электрохимическая обработка поверхности
металлического изделия (полировка);
ü
электрохимическое окрашивание металлов (например,
меди, латуни, цинка, хрома и др.);
ü
очистка воды – удаление из нее растворимых
примесей. В результате получается так называемая мягкая вода (по своим свойствам
приближающаяся к дистиллированной);
ü
электрохимическая заточка режущих инструментов
(например, хирургических ножей, бритв и т.д.).
Список
использованной литературы:
1.
Гуревич А. Е. «Физика. Электромагнитные явления. 8
класс» Москва, Издательский дом «Дрофа». 1999 год.
2.
Габриэлян О. С. «Химия. 8 класс» Москва,
Издательский дом «Дрофа». 1997 год.
3.
«Элементарный учебник физики под редакцией
академика Г. С. Ландсберга - Том II – электричество и магнетизм». Москва, «Наука» 1972 год.
4.
Eric M. Rogers. «Physics for the Inquiring
Mind (the methods, nature and phylosophy of physical science)». «Prinseton University press»
1966. Том III – электричество и магнетизм. Перевод Москва,
«Мир» 1971 год.
5.
А. Н. Ремизов «Курс физики, электроники и кибернетики для
медицинских институтов». Москва, «Высшая школа» 1982 год.
Похожие работы на - Электрический ток в жидкостях (электролитах)
|