Что такое электрическая молизация

Электрический ток в жидкостях

Происхождение электрического тока (движение электрических зарядов) через раствор существенно отличается от движения электрических зарядов по металлическому проводнику. Различие, прежде всего в том, что зарядоносителями в растворах являются не электроны, а ионы, т.е. сами атомы или молекулы,

потерявшие или захватившие один или несколько электронов. Естественно, это движение, так или иначе, сопровождается изменением свойств самого вещества.

Жидкости по степени электропроводности делятся на:

диэлектрики (например, дистиллированная вода);

полупроводники (расплавы некоторых солей).

Носители тока в жидкостях – положительные и отрицательные ионы.

Электролиты – вещества, водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся водные растворы солей, кислот, щелочей. Они являются проводниками второго рода.

Молекулы воды и электролитов представляют собой электрические диполи. В

результате кулоновского взаимодействия молекулы электролитов распадаются на ионы (катионы и анионы), такой процесс распада молекул называют

Причины электролитической диссоциации:

тепловое движение полярных молекул растворенного вещества,

взаимодействие этих молекул с полярными молекулами растворителя

(поле молекул H 2 O, окружающих полярную молекулу, ослабляет связь между ионами этой молекулы).

Обратный процесс, процесс образования нейтральной молекулы при столкновении положительного и отрицательного ионов называется рекомбинацией

После разрыва молекулы на ионы диполи растворителя обволакивают их,

образуя сольватную оболочку, сильно затрудняющую движение ионов.

При создании в растворе электрического поля внешним источником тока,

катионы начинают направленно двигаться вдоль Е , а анионы – против Е . Таким образом в растворе возникает электрический ток, обусловленный встречным направленным движением разноимённых ионов.

Закон Ома для электролитов:

где + , − , + , − ‒ концентрации и направленные скорости катионов и анионов,

Когда через раствор проходит электрический ток, между электродами,

соединенными с источником тока, создается разность потенциалов, иначе говоря,

один из них оказывается заряженным положительно, а другой отрицательно. Под действием этой разности потенциалов положительные ионы перемещаются по направлению к отрицательному электроду — катоду, а отрицательные ионы — к

Таким образом, хаотическое движение ионов стало упорядоченным встречным движением отрицательных ионов в одну сторону и положительных в другую. Этот процесс переноса зарядов и составляет течение электрического тока через электролит и происходит до тех пор, пока имеется разность потенциалов на электродах. С исчезновением разности потенциалов прекращается ток через электролит, нарушается упорядоченное движение ионов, и вновь наступает хаотическое движение.

В качестве примера рассмотрим явление электролиза при пропускании электрического тока через раствор медного купороса CuSO 4 с опущенными в него медными электродами.

Явление электролиза при прохождении тока через раствор медного купороса: С — сосуд с

электролитом, Б — источник тока, В — выключатель

Так как этот химический процесс протекает длительное время, то на катоде отлагается медь, выделяющаяся из электролита. При этом электролит вместо ушедших на катод молекул меди получает новые молекулы меди за счет растворения второго электрода — анода.

Таким образом, разница между электрическим током в металлах и жидких проводниках заключается в том, что в металлах переносчиками зарядов являются только свободные электроны, т. е. отрицательные заряды, тогда как в электролитах электричество переносится разноименно заряженными частицами вещества ‒

ионами, двигающимися в противоположных направлениях. Поэтому говорят, что электролиты обладают ионном проводимостью.

Электрический ток в электролитах сопровождается явлением электролиза.

Электролиз – выделение на электродах составных частей растворенных веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах.

Первый закон Фарадея : Масса вещества, которая выделяется на электроде,

прямо пропорциональна заряду, протекшему через электролит:

где k ‒ электрохимический эквивалент вещества, равный количеству вещества,

выделяющемуся на электродах при прохождении через раствор заряда q =1Кл.

Второй закон Фарадея : электрохимический эквивалент вещества k

пропорционален отношению молярной массы A ионов этого вещества к их валентности z

где F = 96486,7 Кл / моль – число Фарадея.

Электролиз широко применяется в различных электрохимических производствах. Важнейшие из них: электролитическое получение металлов из водных растворов их солей и из их расплавленных солей; электролиз хлористых солей; электролитическое окисление и восстановление; получение водорода электролизом; гальваностегия; гальванопластика; электрополировка. Методом рафинирования получают чистый металл, очищенный от примесей . Гальваностегия

– покрытие металлических предметов другим слоем металла . Гальванопластика –

получение металлических копий с рельефных изображений каких-либо поверхностей. Электрополировка – выравнивание металлических поверхностей.

Электрофорез ‒ движение под действием электрического поля грубодисперсных

(взвешенных мелких твёрдых частиц, пузырьков и т.д.) или коллоидно-дисперсных

(крупные органические молекулы) заряженных частиц. Электрический заряд такие

частицы приобретают или в результате ионизации, или в результате формирования на их поверхности двойного слоя элементарных зарядов.

Ионофорез ‒ введение в организм лекарств при пропускании через него электрического тока, образованного (внутри организма) ионами лекарственного вещества, которым пропитывают тампон, подкладываемый под один из электродов.

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК В ЭЛЕКТРОЛИТАХ И РАСПЛАВАХ

Если в электролит или расплав ввести две твердотельных пластинки (электроды) и подать на них напряжение, то возникает электрический ток, который создаётся направленным движением ионов. Достигнув соответствующих электродов, ионы отдают или приобретают электроны и превращаются в нейтральные атомы или молекулы. В результате химических реакций вторичные продукты либо оседают на электродах, либо переходят в раствор. Явление осаждения составных частей электролита на электродах получило название электролиза. Материалы, в которых при прохождении тока происходят химические превращения, относятся к проводникам второго рода. Т.е. электролиты и расплавы это проводники второго рода.

Количественно электролиз описывается законами Фарадея:

где m – масса осевшего на электроде вещества, k – его электрохимический эквивалент, i = f(t) – сила тока, t – время его протекания, F – число Фарадея (F = 96,497∙10 6 Кл/моль.), М – молярная масса вещества, z – валентность, F/z – называется химическим эквивалентом вещества.

Если величина тока I в процессе электролиза не меняется, то (18) принимает вид:

Ионы, как носители электрического заряда в электролитах, образуются в растворах солей, щелочей или кислот в воде и некоторых других жидкостях в результате электролитической диссоциации.

В растворе каждая полярная молекула растворенного вещества окружена дипольными молекулами растворителя. Причем к положительно заряженной части молекулы растворенного вещества молекулы растворителя повернуты своими «отрицательными» концами, а к отрицательно заряженной соответственно «положительными». Это ослабляет силы электростатического притяжения ионов, образующих молекулу растворенного вещества. В результате теплового движения может произойти разрыв связи. Образующиеся ионы (анионы и катионы) начинают странствовать по раствору. При сближении на достаточно малое расстояние анион и катион могут снова соединится. Этот процесс называется рекомбинация (или молизация). В растворе процессы диссоциации и рекомбинации идут параллельно. В конечном итоге в растворе при постоянных внешних условиях устанавливается динамическое равновесие. Этому состоянию соответствует определенная степень диссоциации, которую принято характеризовать коэффициентом диссоциации – α, который показывает долю распавшихся молекул растворенного вещества – α = n ‘ / n0, где n0 – концентрация растворённого вещества, n ‘ – концентрация распавшихся молекул.

При невысоких температурах ионы бывают окружены облепившими их ионами растворителя. Это явление получило название сольватации (для водных растворов – гидратации), а сам комплекс из иона и удерживаемой его силовым полем оболочки из молекул растворителя называют сольватом.

Рассмотрим механизм электролитической проводимости. При наложении электрического поля на электролит на каждый ион будет действовать кулоновская сила Fк = Еq, которая вызовет ускоренное упорядоченное движение. Ионы, а тем более сольваты, из-за своих раз-меров испытывают при движении сопротивление пропорциональное скорости упорядоченного движения – υ: Fс = kυ. Скорость υ будет расти пока кулоновская сила Fк не станет равной силе сопротивления Fс: Еq = kυ. Откуда: , т.к. для данного раствора k = const и q = const. Отношение

называется подвижностью ионов, которая представляет среднюю

скорость дрейфа заряженных частиц в поле с напряженностью 1 В/м). [b] = м 2 / (В·с). Подвижность ионов b зависит от их природы, свойств растворителя и температуры. При комнатной температуре для водных растворов подвижность по порядку величины равна 10 -8 – 10 -7 м 2 /В∙с.

Для установившегося движения, в соответствии с (5) и учетом (20) плотность тока в электролите будет:

Величина в скобках не зависит от напряженности поля – Е. Это значит, ток в электролитах подчиняется закону Ома. Если каждая молекула диссоциирует на два иона, то

представляет собой электропроводность электролита. Как видно из выражения (23), проводимость электролитов растет с повышением температуры, т.к. при этом увеличивается коэффициент диссоциации и подвижность ионов. Зависимость γ от концентрации довольно сложная (рис.): Для слабых растворов, когда α ≈ 1, γ растет пропорционально с. В дальнейшем с увеличением концентрации коэффициент диссоциации α убывает, поэтому рост проводимости замедляется, а затем даже начинает уменьшаться.

Электрофорез – направленное движение заряженных частиц (ионов, капелек жидкости, взвешенных и коллоидных части) под воздействием электрического поля в какой-то среде. Скорость упорядоченного движения при электрофорезе определяется уравнением Смолуховского:

где ε – диэлектрическая проницаемость среды, Е – напряженность электрического поля, η – вязкость среды, ξ – электрокинетический (дзета) потенциал. (Более подробно материал изложен в лабораторной работе «Электрофорез»)

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

молизация

рекомбинация — носителей заряда; рекомбинация Исчезновение пары электрон проводимости дырка проводимости . рекомбинация; отрасл. молизация Процесс нейтрализации зарядов противоположно заряженных соударяющихся частиц … Политехнический терминологический толковый словарь

электролиз — Ток, проходя по жидким проводникам, разлагает их на составные части. Поэтому жидкие проводники называются проводниками второго рода или электролитами в отличие от металлических проводников, которые называются проводниками. Разложение электролитов … Справочник технического переводчика

Что такое электрическая молизация

рекомбинация — носителей заряда; рекомбинация Исчезновение пары электрон проводимости дырка проводимости . рекомбинация; отрасл. молизация Процесс нейтрализации зарядов противоположно заряженных соударяющихся частиц … Политехнический терминологический толковый словарь

электролиз — Ток, проходя по жидким проводникам, разлагает их на составные части. Поэтому жидкие проводники называются проводниками второго рода или электролитами в отличие от металлических проводников, которые называются проводниками. Разложение электролитов … Справочник технического переводчика

Электролитическая диссоциация (диссоциация молекул в электролитах). Сольватация, гидратация, молизация

Свободными носите­лями заряда в металлах, которые могут со­здавать электрический ток, являются элект­роны. Электронную проводимость имеет так­же вакуум, где свободные носители заряда получаются вследствие какого-нибудь вида эмиссии, например термоэлектронной. Ка­кова же природа проводимости электро­литов?

Проводники, при прохождении тока в которых не происходят никакие химические преобразования, называются проводниками первого рода.

Проводники первого рода — это металлы, вакуумные при­боры, полупроводники с электронной про­водимостью.

Про­водники второго рода — вещества, при прохож­дении тока в которых происходят хими­ческие преобразования.

Про­водники второго рода — это электролиты, ионные полупроводники. Свободными но­сителями зарядов в электролитах, образу­ющих ток, являются положительно и от­рицательно заряженные ионы.

Ионы в электролитах получаются вслед­ствие явления электролитической диссоциа­ции — распад на ионы молекул электроли­тов при растворении их в полярном раство­рителе (молекулы таких растворителей — полярные), например в воде.

Электролиты — химические ве­щества или их системы, про­хождение электрического тока в которых обусловлено пере­движением ионов. Электроли­ты бывают твердые (йодистое серебро — Agj), жидкие (раст­воры солей, кислот, щелочей в воде и неводных растворите­лях) и расплавленные (NaOH — гидроксид натрия, MgCl2 — хлорид магния и др.).

Рассмотрим распад молекулы NaCl при растворении в воде. Молекула соли является полярной, она состоит из положительно заряженного иона натрия и отрицательно заряженного иона хлора (рис. 7.14). Эту мо­лекулу как будто облепляют также поляр­ные молекулы растворителя.

Электрический ток в жидкостях

Происхождение электрического тока (движение электрических зарядов) через раствор существенно отличается от движения электрических зарядов по металлическому проводнику. Различие, прежде всего в том, что зарядоносителями в растворах являются не электроны, а ионы, т.е. сами атомы или молекулы,

потерявшие или захватившие один или несколько электронов. Естественно, это движение, так или иначе, сопровождается изменением свойств самого вещества.

Жидкости по степени электропроводности делятся на:

диэлектрики (например, дистиллированная вода);

полупроводники (расплавы некоторых солей).

Носители тока в жидкостях – положительные и отрицательные ионы.

Электролиты – вещества, водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся водные растворы солей, кислот, щелочей. Они являются проводниками второго рода.

Молекулы воды и электролитов представляют собой электрические диполи. В

результате кулоновского взаимодействия молекулы электролитов распадаются на ионы (катионы и анионы), такой процесс распада молекул называют

Причины электролитической диссоциации:

тепловое движение полярных молекул растворенного вещества,

взаимодействие этих молекул с полярными молекулами растворителя

(поле молекул H 2 O, окружающих полярную молекулу, ослабляет связь между ионами этой молекулы).

Обратный процесс, процесс образования нейтральной молекулы при столкновении положительного и отрицательного ионов называется рекомбинацией

После разрыва молекулы на ионы диполи растворителя обволакивают их,

образуя сольватную оболочку, сильно затрудняющую движение ионов.

При создании в растворе электрического поля внешним источником тока,

катионы начинают направленно двигаться вдоль Е , а анионы – против Е . Таким образом в растворе возникает электрический ток, обусловленный встречным направленным движением разноимённых ионов.

Закон Ома для электролитов:

где + , − , + , − ‒ концентрации и направленные скорости катионов и анионов,

Когда через раствор проходит электрический ток, между электродами,

соединенными с источником тока, создается разность потенциалов, иначе говоря,

один из них оказывается заряженным положительно, а другой отрицательно. Под действием этой разности потенциалов положительные ионы перемещаются по направлению к отрицательному электроду — катоду, а отрицательные ионы — к

Таким образом, хаотическое движение ионов стало упорядоченным встречным движением отрицательных ионов в одну сторону и положительных в другую. Этот процесс переноса зарядов и составляет течение электрического тока через электролит и происходит до тех пор, пока имеется разность потенциалов на электродах. С исчезновением разности потенциалов прекращается ток через электролит, нарушается упорядоченное движение ионов, и вновь наступает хаотическое движение.

В качестве примера рассмотрим явление электролиза при пропускании электрического тока через раствор медного купороса CuSO 4 с опущенными в него медными электродами.

Явление электролиза при прохождении тока через раствор медного купороса: С — сосуд с

электролитом, Б — источник тока, В — выключатель

Так как этот химический процесс протекает длительное время, то на катоде отлагается медь, выделяющаяся из электролита. При этом электролит вместо ушедших на катод молекул меди получает новые молекулы меди за счет растворения второго электрода — анода.

Таким образом, разница между электрическим током в металлах и жидких проводниках заключается в том, что в металлах переносчиками зарядов являются только свободные электроны, т. е. отрицательные заряды, тогда как в электролитах электричество переносится разноименно заряженными частицами вещества ‒

ионами, двигающимися в противоположных направлениях. Поэтому говорят, что электролиты обладают ионном проводимостью.

Электрический ток в электролитах сопровождается явлением электролиза.

Электролиз – выделение на электродах составных частей растворенных веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах.

Первый закон Фарадея : Масса вещества, которая выделяется на электроде,

прямо пропорциональна заряду, протекшему через электролит:

где k ‒ электрохимический эквивалент вещества, равный количеству вещества,

выделяющемуся на электродах при прохождении через раствор заряда q =1Кл.

Второй закон Фарадея : электрохимический эквивалент вещества k

пропорционален отношению молярной массы A ионов этого вещества к их валентности z

где F = 96486,7 Кл / моль – число Фарадея.

Электролиз широко применяется в различных электрохимических производствах. Важнейшие из них: электролитическое получение металлов из водных растворов их солей и из их расплавленных солей; электролиз хлористых солей; электролитическое окисление и восстановление; получение водорода электролизом; гальваностегия; гальванопластика; электрополировка. Методом рафинирования получают чистый металл, очищенный от примесей . Гальваностегия

– покрытие металлических предметов другим слоем металла . Гальванопластика –

получение металлических копий с рельефных изображений каких-либо поверхностей. Электрополировка – выравнивание металлических поверхностей.

Электрофорез ‒ движение под действием электрического поля грубодисперсных

(взвешенных мелких твёрдых частиц, пузырьков и т.д.) или коллоидно-дисперсных

(крупные органические молекулы) заряженных частиц. Электрический заряд такие

частицы приобретают или в результате ионизации, или в результате формирования на их поверхности двойного слоя элементарных зарядов.

Ионофорез ‒ введение в организм лекарств при пропускании через него электрического тока, образованного (внутри организма) ионами лекарственного вещества, которым пропитывают тампон, подкладываемый под один из электродов.

Электропроводность электролитов

В большинстве электропроводящих жидкостей (в основном – это водные растворы солей, щелочей и неорганических кислот), а также в некоторых твердых телах (в некоторых кристаллах и расплавах) носителями электрического заряда являются ионы. Ионы – электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или при присоединении электронов атомами, молекулами, радикалами. Ионы могут быть положительными (при потере электронов) и отрицательными (при присоединении электронов). Положительные ионы называются катионами, а отрицательные анионами и обозначаются соответственно К + и А – , где K и A символы химического элемента. Заряд иона кратен заряду электрона. В жидкостях ионы могут существовать в несвязанном состоянии. Вещества с ионным механизмом проводимости называются электролитами или проводниками II рода. Подобная проводимость отличается от электронной, так как сопровождается химическими превращениями, которые М.Фарадей назвал электрохимическими реакциями. Вещества с электронным механизмом проводимости называют проводниками I рода.

Процесс распада молекулы растворенного вещества на противоположно заряженные ионы происходит в результате взаимодействия этой молекулы с молекулами растворителя и называется электролитической диссоциацией. На рис.15.1 показан механизм распада полярной молекулы NaCl на ионы Na + и Cl – в воде.

Молекулы воды обладают большим дипольным моментом и в электрическом поле растворенной молекулы преимущественно ориентированы своей положительной стороной (ион – H + ) к отрицательному иону Cl – , а отрицательной (ион O 2– ) – к положительному иону Na + . В результате сила взаимодействия между ионами Na + и Cl – в молекуле ослабевает. А поскольку все молекулы – участники хаотичного теплового движения, то при столкновениях молекул NaCl между собой и с молекулами растворителя происходит постоянный их распад на ионы и обратный процесс – восстановление нейтральных молекул из ионов. Последний процесс называется рекомбинацией или молизацией. Когда количество восстановленных за единицу времени молекул становится равной числу диссоциированных, наступает динамическое равновесие:

Коэффициент, показывающий долю от всех молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы, называется коэффициентом диссоциации α. Если n – концентрация всех молекул растворенного вещества (число молекул в единице объема), то n' = αn – число диссоциированных молекул.

15.2. Закон Ома для электролитов

В электролитах, как и в металлах, носители зарядов образуются независимо от электрического поля. Поэтому выражение (10.6) (j=qnυ) в электролитах можно представить как сумму плотностей токов, созданных положительными и отрицательными ионами:

где υ+, υ, n+, n, q+, q, – скорости направленного движения, концентрации и величины заряда соответственно положительного и отрицательного ионов. Заряды ионов можно выразить через элементарный заряд e и валентности элементов, образовавших ионы z+, и z. Тогда формула (15.1) примет вид:

Если валентность ионов одинаковая (z+=z=z), концентрации ионов обоих знаков тоже одинаковые:

Подставив 15.3 в 15.2, получим:

Направленно ион в электрическом поле движется под действием силы

где E – напряженность электрического поля. Приближенно его движение можно считать равномерным. Это возможно, если сила, действующая на ион со стороны электрического поля, уравновешивается силой трения. Сила трения прямо пропорциональна скорости движения иона:

Из последнего выражения определим скорость:

Коэффициент пропорциональности b=ze/k называют подвижностью ионов. Численно он равен отношению скорости направленного движения ионов, вызванного электрическим полем к напряженности этого поля. Для ионов разных знаков выражение (15.5) имеет вид:

Подставив последнее выражение в (15.4), получим выражение закона Ома для электролитов:

где σ=zeαn(b++b)– электропроводность электролита. Из выражения (15.5) можно определить размерность подвижности ионов:

Подвижности ионов представляют собой очень маленькие величины (Na + – b+=0,45·10 –4 м2/(В·с)). В таблице 15.1 приведены значения подвижностей некоторых ионов.

Таблица 15.1
Подвижность ионов для неконцентрированных растворов

Согласно выражению (15.6) электропроводность электролитов растет с ростом его концентрации. Однако для многих электролитов (водные растворы NaOH, KOH, H2SO4, CaCl2 и др.) эта зависимость имеет ярко выраженный максимум (рис.15.2).

Наличие этого максимума объясняется следующим образом.

1. Дистиллированная вода электрический ток не проводит. Поэтому при небольших концентрациях с ее ростом согласно (15.6) электропроводность растет. Одновременно происходит уменьшение расстояния между ионами и между ионами и молекулами растворителя. Если растворитель подобно воде полярный (его молекулы представляют собой диполи), то начинает сказываться кулоновское взаимодействие между ионами и молекулами растворителя так, как это показано на рис.15.1.

2. Согласно закону Кулона сила взаимодействия зарядов обратно пропорциональна квадрату расстояния между ними и при малых расстояниях она резко возрастает. В результате ион растворенного вещества, начиная с некоторой концентрации, оказывается окруженным слоем молекул растворителя. В общем случае это явление получило название сольватации, а если растворитель вода – гидратации. Соответственно, в общем случае слой молекул растворителя, окружающий ион, называется сольватной оболочкой, а если растворитель вода – гидратной. Следствием сольватации (гидратации) является падение подвижности ионов, а значит и падение электропроводности.

С ростом температуры электропроводность электролитов растет, так как растет подвижность ионов.

15.3. Электролиз

В электролитах, в отличие от металлов, процесс протекания электрического тока сопровождается переносом вещества. Для создания электрического тока в электролите в раствор необходимо поместить два твердых проводника I рода, которые называются электродами. Если электроды присоединить к источнику постоянного тока, то в растворе электролита возникает электрическое поле. Даже очень слабое поле согласно закону Ома вызывает движение ионов: катионы движутся к электроду с отрицательным потенциалом (катоду), а анионы – к электроду с положительным потенциалом (аноду). Достигнув электродов, ионы нейтрализуются и превращаются в нейтральные атомы или молекулы, либо в группы атомов (радикалы). При этом анионы отдают лишние электроны аноду (окисляют анод), а катионы забирают электроны у катода (восстанавливают катод). Радикалы не могут существовать самостоятельно и вступают в химические реакции либо с растворителем, либо с веществом, из которого изготовлен электрод. В любом случае в непосредственной близости у электродов или непосредственно на них выделяются вещества, которых раньше в таком виде в растворе не было. Процесс выделения на электродах вещества при протекании электрического тока через электролит называется электролизом.

Рассмотрим процесс электролиза на примере серной кислоты. Молекула кислоты в водном растворе диссоциирует:

Под влиянием поля катионы H + движутся к катоду, а анионы к аноду (рис. 15.3).

Если и катод и анод изготовлены из свинца, то на аноде выделяется сернокислый свинец:

В результате электролиза происходит разложение серной кислоты. Если оба электрода изготовить из платины, то на аноде выделяется кислород, что является итогом разложения воды:

На катоде в обоих случаях выделяется водород:

Химические реакции, которые происходят при взаимодействии нейтрализованных ионов с веществом электродов или с растворителем называются вторичными.

15.4. Законы Фарадея

Законы электролиза установлены в 1836 г. М. Фарадеем и носят его имя. Этих законов два.

Первый закон связывает массу, выделившегося на электроде вещества и количество протекшего через раствор электричества и звучит следующим образом:

Масса выделившегося на электроде вещества M пропорциональна прошедшему через электролит количеству электричества Q

Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом. Численно он равен массе вещества, выделившегося на электроде при прохождении через электролит единицы количества электричества. Из (15.6) определяется единица измерения электрохимического эквивалента

Используя связь силы тока в цепи и величины протекшего за время t заряда, (15.6) можно преобразовать:

Второй закон связывает электрохимический эквивалент с химическим:

где C – коэффициент пропорциональности, одинаковый для всех элементов. Обычно вместо коэффициента C используют обратную величину F, которую называют числом Фарадея. Отношение атомной массы элемента A к его валентности z называется химическим эквивалентом элемента. Второй закон Фарадея имеет вид:

Подставив (15.9) в (15.6), получим объединенный закон Фарадея:

Из (15.10) следует, что число Фарадея равно заряду, который должен пройти через раствор, чтобы на электроде выделилась масса вещества равная его химическому эквиваленту. Измерения числа Фарадея дали следующий результат:

15.5. Определение заряда иона

Заряд любого иона qи кратен элементарному заряду

Пусть на одном из электродов выделилось N таких ионов. Их заряд по абсолютной величине

Масса вещества, выделившегося при этом на электроде

где m – масса одного иона. Подставив (15.11) и (15.12) в (15.10), получим выражение для расчета элементарного заряда:

Именно таким образом в 1874 г. Стоней, а в 1881 г. независимо от него Гельмгольц определили элементарный заряд, который тогда назывался атомом электричества.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *