Электрический ток в электролитах

Весь курс Физики | Шпаргалки по биологии | Шпаргалки по географии | Шпаргалки по Истории России | Шпаргалки по философии

Разделы Физики

  КИНЕМАТИКА
  ОСНОВЫ ДИНАМИКИ
  СИЛЫ В ПРИРОДЕ
  ЭЛЕМЕНТЫ СТАТИКИ
  Законы сохранения в механике
  Механические колебания
  Волны
  Молекулярно-кинетическая теория
  Термодинамика
  Электрическое поле
  Постоянный электрический ток
  Магнитное поле
  Электромагнитные колебания и волны
  Геометрическая оптика
  Волновая оптика
  Основы специальной теории относительности
  Квантовая физика
  Физика атома и атомного ядра

Постоянный электрический ток

4.8 Электрический ток. Закон Ома

4.9 Последовательное и параллельное соединение проводников

4.10 Правила Кирхгофа для разветвленных цепей

4.11 Работа и мощность тока

4.12 Электрический ток в металлах

4.13 Электрический ток в полупроводниках

4.14 Электронно-дырочный переход. Транзистор

4.15 Электрический ток в электролитах

4.15. Электрический ток в электролитах

Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов с металлоидами в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.

Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.

Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl₂ диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:

При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 4.15.1).

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают но одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl₂. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.

Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO₄ (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.

Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме

Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион

отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO₄ вступает во вторичную реакцию с медным анодом:

SO₄ + Cu = CuSO₄.

Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.

Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.

Рисунок 4.15.1.

Электролиз водного раствора хлорида меди.

Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:

Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:

m = kQ = kIt.

Величину k называют электрохимическим эквивалентом.

Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:

Здесь m₀ и q₀ – масса и заряд одного иона,

– число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m₀ иона данного вещества к его заряду q₀.

Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q₀ = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде

Здесь N_A – постоянная Авогадро, M = m₀N_A – молярная масса вещества, F = eN_A – постоянная Фарадея.

F = eN_A = 96485 Кл / моль.

Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.

Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:

Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

Persona Grata- строгая австрияЧитайте истории про Ленд Ровер, Land Rover в Екатеринбурге и области Подержанные автомобили Ауди Q7, продажа автомобилей с пробегомКомпания "Гупеш": установим стальные двери (Москва)

Все права на текстовые материалы и графику принадлежат их законным владельцам (авторам или правообладателям).
Все материалы на сайте представлены исключительно для личного ознакомления.