Лекция 29

Лекция 29
Тема: Электрический ток в жидкостях. Электролиз. Законы
Фарадея для электролиза.
Электрический ток в жидкостях объясняется
явлением, которое называется электролитическая
диссоциация. Нейтральные молекулы солей, кислот,
щелочей распадаются в растворителе (воде) на
положительные и отрицательные ионы. Например:
молекула медного купороса CuSO4=Cu+++SO4--. Этот
процесс не зависит от наличия электрического поля.
Если теперь в растворе создать электрическое поле,
например, опустив в него электроды, то в нем
возникнет электрический ток (рис. 1). Такой раствор,
проводящий электрический ток называется
электролитом (проводник второго рода).
Положительные ионы меди начнут двигаться к
отрицательному электроду – катоду, о отрицательные ионы SO4 к аноду. Таким образом,
электрический ток в жидкостях представляет собой направленное движение
положительных и отрицательных ионов. При этом на электродах выделяется вещество.
Выделение на электродах вещества при прохождении электрического тока через
электролиты называется электролизом.
Законы электролиза Фарадея.
1. Масса вещества, выделяющегося на электроде прямо пропорциональна
электрическому заряду, прошедшему через электролит: m=kq,
где k -электрохимический эквивалент.
2. Электрохимический эквивалент веществ прямо пропорционален их
химическим эквивалентам.
, где М – молярная масса, n-валентность,
F-постоянная Фарадея F=96500 Кл/моль или F=eNa (e- элементарный заряд).
Объединенный закон электролиза:
Пример. Ток в электролитической ванне с раствором медного купороса равномерно
увеличивается в течение 20 секунд с 0 до 2 А. Определить массу выделившейся меди.
Решение.
Дано:
t=20c
I=2 A
M=63,6 кг/моль
N=2
m-?
Построим график зависимости силы тока от времени:
Можно показать, что площадь фигуры под графиком
Можно показать, что площадь фигуры под графиком равна прошедшему через электролит
заряду. Для этого вспомним, что при постоянном токе dq=Idt. Если разбить интервал
времени на малые отрезки dt, то сила тока в течении этого промежутка меняется
незначительно (можно считать постоянной). Следовательно dq- площадь маленького
прямоугольничка. Суммируя по всему интервалу времени получаем, что
подставляя в объединенный закон Фарадея:
,
.
Применение электролиза.
1. Получение чистых металлов. Например, весь алюминий добывается
электролитически.
2. Гальваностегия – покрытие металлических поверхностей слоем другого металла:
никелирование, хромирование, золочение. Служит, в частности, для предохранения
от коррозии.
3. Гальванопластика. Получение рельефных металлических копий. Скажем,
делается рельефное изображения из пластического материала (гипс, воск),
покрывается слоем проводника (графита) и опускается в электролитическую ванну,
где на ней осаждается слой металла нужной толщины.
Химические источники тока.
Химические источники тока –
гальванические элементы получили свое
название по имени итальянского врача и
анатома Луиджи Гальвани (XVIIIвек). Он
заметил, что свежепрепарированная
лягушачья лапка, подвешенная на медном
крючке к железной перекладине,
сокращается каждый раз, когда она касается
железа. Гальвани правильно предположил,
что сокращение обусловлено действием
электрического разряда, но ошибочно
полагал, что формирование зарядов обязано
биологическим процессам в тканях
лягушки.
Его соотечественник Александро
Вольта, поставив опыты, установил, что
появление электрического тока связано с
наличием двух металлов, соприкасающихся
с электролитом (жидкостью в лягушачьей лапке).
Он создал в начале XIXвека первый
гальванический элемент, состоящий из медной и
цинковой пластин, погруженных в раствор
серной кислоты. При погружении металла в
кислоту происходит растворение металла,
однако, в раствор переходят не нейтральные
молекулы, а положительные ионы (рис. 4).
Металлы, при этом, заряжаются отрицательно.
Между металлами и кислотой создается разность
потенциалов, но разность потенциалов между
медью и кислотой по модулю на 1,1 В меньше,
чем разность потенциалов между цинком и кислотой.
Поэтому, излишек электронов будет переходить с
цинковой пластины на медную (условно можно считать
медь положительным полюсом, а цинк отрицательным)
– рисунок 4.
Аккумуляторы.
Рассмотрим действие свинцового аккумулятора (2
свинцовые пластины, погруженные в раствор серной
кислоты). В незаряженном аккумуляторе оба электрода
покрыты слоем сернокислого свинца PbSO4. При
зарядке ионы SO4—перемещаются к положительному
электроду и превращают его в перекись свинца: PbSO4+ SO4+2H2O=PbO2+2H2SO4, а ионы
Н+ восстанавливают второй электрод в металлический свинец по уравнению:
PbSO4+2H=Pb+ H2SO4.
Соединение PbO2 становится анодом, а второй электрод катодом. При разрядке ток во
внешней цепи протекает от анода к катоду, внутри аккумулятора ионы
SO4— и Н+
движутся в обратных направлениях, чем при зарядке и реакции протекают в
обратных направлениях.