Лекция № 13. Электрический ток в электролитах и газах.

I.Электрическая диссоциация молекул в растворах. Закон Ома для жидкостей.

При прохождении тока через проводники 2-го класса на электродах происходит выделение вещества (химические процессы) – электролиз.

Схема опыта по исследованию проводимости водных растворов различных веществ.

Прохождение тока в растворах объясняется появлением ионов.

Распад молекул на ионы называется электролитической диссоциацией, он происходит при растворении вещества.

Теория электролитической диссоциации разработана Р. Клаузиусом (1857 г.) и разработана С. Аррениусом (1887 г.). Большое значение имеют также работы русского ученого И.А. Каблукова.

Наряду с диссоциацией при соударениях возможны обратные процессы воссоединения разноименных ионов в нейтральные молекулы – рекомбинацияилимолизация.

В установившемся электролите всегда существует динамическое равновесие

Кислоты:HClH++Cl– Щелочи: NaOH Na+ + OH– Соли:NaClNa+ +Cl–

Способность диссоциировать у различных жидкостей – различна. Для количественной характеристики степени диссоциации вводится коэффициент степень диссоциации α.

α – определяется соотношением числа диссоциированных молекул, т.е. он показывает – какая доля молекул растворенного вещества распалась на ионы.

α зависит: 1) от природы растворителя;

2) от природы растворяемого вещества;

3) от концентрации раствора;

4) от температуры.

Электрический ток в жидкостях обусловлен упорядоченным движением ионов. При отсутствии внешнего поля ионы в электролите совершают тепловое движение.

При перемещение иона возникает сила трения, пропорциональная средней скорости движения иона:

,

где k– коэффициент трения.

С другой стороны движение иона происходит под действием электрической силы:

Для установившегося режима:

,

где b– подвижность ионов.

Подвижность – скорость ионов при Е=1

Плотность тока в электролите равна:

j=j₊+j_–,

где n– концентрация ионов.

Для бинарных электролитов справедливо:

n₊=n_–=n,

где – коэффициент диссоциации;

n– число молекул растворенного вещества в единице объема электролита.

Полагая также q₊=q_–=q, имеем:

j=αnqv₊+αnqv_–=αnq(v₊+v_–)

Учитывая, что v₊=b₊E;v_–=b_–E

–закон Ома для электролитов(1)

Сравнивая эту формулу с дифференциальной формой закона Ома j=E, получим:

γ = nq(b₊ + b_–)

II. Электролиз.Законы Фарадея.

При пропускании тока через электролитическую ванну электронные потоки в электродах замыкаются ионными потоками электролита. При этом у анода будет происходить превращение анионов в нейтральные атомы с отдачей электронов аноду; у катода – превращение катионов в нейтральные атомы с получением электронов от катода.

У поверхности электродов происходит выделение веществ – это сущность электролиза.

Законы электролиза (Фарадея).

1 закон

Масса вещества, выделившегося на электроде, прямопропорциональна заряду, прошедшему через электролит.

, (2)

где k– электрохимический эквивалент.

2 закон

Электрохимические эквиваленты прямопропорциональны их химическим эквивалентам х.

, (3)

где : А – атомный вес вещества,Z– его валентность.

– число Фарадея – равно электрическому заряду, который нужно пропустить через электролит для выделения на электроде 1 моля вещества.

3 закон

Объединенный закон.

(4)

Применение электролиза:

1. получение металлов в электрометаллургии (расплавы) Na,Al

2. Очистка или рафинирование металлов (Cu)

3. Электролитическое разложение воды на Н₂и О₂

4. Гальванопластика (изображение предметов)

5. Гальваностегия (покрытия)

6. Электролитическая полировка