Что представляет собой электрический ток в электролитах

Что представляет собой 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.

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 (рис.9.10).

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.

Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году.

Первый 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,

где kэлектрохимический эквивалент вещества:

F = eNA = 96485 Кл / моль. – постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея электрохимические эквиваленты различных веществ относятся их химические эквиваленты :

.

Объединенный закон Фарадея для электролиза:

.

Электролитические процессы классифицируются следующим образом:

получение неорганических веществ (водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д.);

получение металлов (литий, натрий, калий, бериллий, магний, цинк, алюминий, медь и т.д.);

очистка металлов (медь, серебро,…);

получение металлических сплавов;

получение гальванических покрытий;

обработка поверхностей металлов (азотирование, борирование, электрополировка, очистка);

получение органических веществ;

электродиализ и обессоливание воды;

нанесение пленок при помощи электрофореза.

Практическое применение электролиза

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами – процесс электрорафинирования или с нерастворимыми – процесс электроэкстракции. Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах. В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки.

Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др. Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов 1 в электролизер 3 (рис.9.11). При пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми 4, либо переходят в электролит и удаляются.

На рисунке 9.11 приведена схема электролитического рафинирования меди.

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 подразделяется на гальваностегиюи гальванопластику.

Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера (рис. 9.12).

Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.

Рис. 9.12 Рис. 9.13

Рекомендуем просмотреть демонстрацию “Гальванопластика”.

Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами (рис. 9.13).

С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т. д. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование “накладного” слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Что представляет собой 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 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 1.15.1).

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по 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.

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

Величину называют электрохимическим эквивалентом .

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

Здесь 0 и 0 – масса и заряд одного иона, – число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда . Таким образом, электрохимический эквивалент равен отношению массы 0 иона данного вещества к его заряду 0.

Так как заряд иона равен произведению валентности вещества на элементарный заряд (0 = ), то выражение для электрохимического эквивалента можно записать в виде

Здесь A – постоянная Авогадро, = 0A – молярная масса вещества, = A – постоянная Фарадея .

= A = 96485 Кл / моль.

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

Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

Электрический ток в электролитах

Электролиты – это проводящие среды, в которых протекает электрический ток, сопровождающийся переносом вещества.

Какие вещества являются электролитами. Электролиз

Положительно и отрицательно заряженные ионы являются носителями свободных зарядов в электролитах. Соединения металлов в расплавленном состоянии, некоторые твердые вещества относят к электролитам. Основными их представителями являются водные растворы неорганических кислот, солей, оснований. Их широко применяют в технике.

При прохождении электрического тока через электролит происходит одновременное выделение веществ на электродах. Данное явление получило название электролиза.

Электрический ток в электролитах рассматривается как перемещение ионов с обоими знаками в противоположных направлениях.

Движение положительных ионов направлено к отрицательному электроду (катоду), а отрицательных – к положительному электроду (аноду). Появление ионов с противоположными знаками в водных растворах солей, кислот, щелочей является следствием расщепления нейтральных молекул. Явление получило название электролитической диссоциации.

При диссоциации в водном растворе хлорида меди CuCl 2 на ионы меди и хлора получаем выражение:

CuCl 2 ⇄ Cu 2 + + 2 Cl – .

Рисунок 1 . 15 . 1 показывает принцип упорядоченного движения положительных ионов меди к катоду, а отрицательных ионов хлора – к аноду вследствие подключения электродов к источнику тока при действии электрического поля на эти ионы.

После достижения катода ионы меди нейтрализуются избыточным количеством его электронов и переходят в состояние нейтральных атомов, оседающих на катоде. Ионы хлора, добравшись к аноду, отдают по одному электрону. После чего происходит соединение попарно нейтральных атомов хлора для образования молекулы хлора Cl 2 . Его наличие обусловлено выделением пузырьков на аноде.

Многие реакции электролиза сопровождаются вторичными реакциями продуктов разложения, которые выделяются на электродах, с его материалом или растворителями.

Примером может служить электролиз раствора сульфата меди (медного купороса) CuSO 4 при опущенных в электролит электродов, изготовленных их меди.

Диссоциация молекул сульфата меди идет согласно формуле:

CuSO 4 ⇄ Cu 2 + + SO 4 2 – .

Нейтральные атомы меди оседают в виде твердого осадка на катоде. Таким образом получается химически чистая медь. При отдаче ионом SO 4 2 – двух электронов аноду становится нейтральным радикалом SO 4 , который вступает во вторичную реакцию с медным анодом:

SO 4 + Cu = CuSO 4 .

Получившаяся молекула сульфата меди переходит в раствор. Это показывает прохождение электрического тока через водный раствор сульфата меди для растворения медного анода и оседания меди на катоде. Концентрация данного раствора не меняется.

Рисунок 1 . 15 . 1 . Электролиз водного раствора хлорида меди.

Закон электролиза

В 1833 году М. Фарадеем был установлен закон электролиза.

Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, которые выделяются во время электролиза на электродах. Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q , прошедшему через электролит:

m = k Q = k I t , где k является электрохимическим эквивалентом.

Масса вещества, выделившегося на электроде, равняется массе всех ионов, пришедших к электроду, и запишется n = m 0 N = m 0 Q q 0 = m 0 q 0 I t .

Значения m 0 и q 0 являются массой и зарядом одного иона соответственно, а N = Q q 0 – числом ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит с зарядом Q . Отсюда следует, что электрохимический эквивалент k равняется отношению массы m 0 иона данного вещества к его заряду q 0 .

Заряд иона является произведением валентности вещества n на элементарный заряд e ( q 0 = n e ) , тогда запись выражения для k примет вид

k = m 0 q 0 = m 0 N А n e N А = 1 F M n .

Значение N А является постоянной Авогадро, M = m 0 N А – молярной массой вещества, F = e N А – постоянной Фарадея.

F = e N А = 96485 К л / м о л ь .

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

Запись закона Фарадея для электролиза имеет вид

Явление электролиза широко применимо в современном промышленном производстве.

Электрический ток в электролитах

Передача электричества

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц. Носителями заряда электрического тока в электролитах являются ионы. Они образуются в результате распада (электролитической диссоциации) молекул вещества под действием молекул воды в растворе или при нагревании и образовании расплава.

Расщепление молекул происходит за счёт разрыва полярных ковалентных или ионных связей. Интенсивность диссоциации зависит от температуры и концентрации раствора. Также на степень диссоциации влияет природа электролита. В связи с этим выделяют:

  • слабые электролиты, распадающиеся частично или не распадающиеся вообще;
  • сильные электролиты, быстро распадающиеся на ионы.

К слабым электролитам относится большинство органических веществ, слабые кислоты, плохо растворимые соли и нерастворимые основания. Сильные кислоты, щёлочи, соли относятся к сильным электролитам.

Рис. 1. Процесс электролитической диссоциации.

Образованные в результате диссоциации ионы делятся на два типа:

  • катионы – положительно заряженные частицы;
  • анионы – отрицательно заряженные частицы.

Проводником электрического тока в электролитах является электрод. Он может быть анодом или катодом. Анод присоединён к положительному полюсу источника тока, катод – к отрицательному. Анод окисляет вещества, находящиеся в электролите, катод – восстанавливает.

Рис. 2. Электроды.

Если в раствор электролита поместить два электрода – катод и анод – и включить электрический ток, то ионы начнут двигаться под действием электрического поля. Катионы устремятся к катоду, анионы – к аноду. Достигнув электродов, ионы нейтрализуются, превращаются в нейтральные атомы и оседают.

Процесс разложения вещества на составные части, которые оседают на электродах, называется электролизом.

Закон Фарадея

Процесс электролиза экспериментально изучил английский физик и химик Майкл Фарадей в 1833 году. Он сформулировал закон, согласно которому масса выделившегося на электроде вещества прямо пропорциональна прошедшему через электролит заряду. Этот закон закрепился в науке как первый закон Фарадея.

Рис. 3. Майкл Фарадей.

  • m – масса вещества;
  • Q – заряд;
  • k – электрохимический эквивалент;
  • I – сила тока;
  • t – время действия тока.

Согласно второму закону Фарадея масса выделившегося на электроды вещества прямо пропорциональна отношению молярной массы к валентности и равна электрохимическому эквиваленту.

  • m – масса выделившегося вещества;
  • k – электрохимический эквивалент;
  • M – молярная масса;
  • z – валентность вещества.

Электролиз используется в щелочных и кислотных аккумуляторах. С помощью электролиза можно защитить изделие металлическим покрытием.

Что мы узнали?

Электрический ток в электролитах передают ионы, образовавшиеся в результате электролитической диссоциации. Положительно заряженные ионы – катионы – движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду. Отрицательно заряженные анионы устремятся к положительно заряженному электроду – аноду. Достигнув электрода, ионы нейтрализуются, превращаясь в атомы вещества, и оседают на электродах. Это явление было изучено Майклом Фарадеем и получило название электролиза.

Учебники

Разделы физики

Журнал “Квант”

Лауреаты премий по физике

Общие

SA. Ток в электролитах

Содержание

Электрический ток в жидкостях

Как и твердые тела, жидкости могут быть диэлектриками и проводниками. Дистиллированная вода, например, — диэлектрик, а небольшое количество поваренной соли NaCl (тоже диэлектрик), добавленной в дистиллированную воду, делает ее проводником.

Объясняется это следующим образом. В дистиллированной воде концентрация свободных зарядов очень мала, поэтому она плохо проводит ток. Диэлектрическая проницаемость воды ε = 81, поэтому при растворении вещества в воде кулоновские силы взаимодействия ионов в молекуле соли уменьшаются. И энергии теплового (беспорядочного) движения частиц может хватить, чтобы молекула распалась на ионы Na + и Cl – .

  • Распад молекул вещества на ионы при растворении его в жидкости называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году немецким ученым Р. Клаузиусом и шведским химиком С. Аррениусом.

Молекулы различных веществ диссоциируют по-разному и могут распадаться на два или больше ионов. Характер диссоциации тесно связан с химическими свойствами вещества.

Например, при растворении в воде соли сульфата меди молекула CuSO4 диссоциирует на два иона: Cu 2+ и SO4 2- :

CuSO_4 leftrightarrows Cu^ <2+>+ SO_4^<2->.)

При отсутствии внешнего электрического поля ионы находятся в тепловом хаотическом движении.

Ионы противоположного знака при встрече вновь могут образовать нейтральную молекулу. Этот процесс называется рекомбинацией ионов (процесс, обратный диссоциации). При неизменных условиях в растворе устанавливается динамическое равновесие, когда число молекул, распадающихся за секунду на ионы, равно числу пар ионов, которые за то же время вновь объединяются в нейтральные молекулы.

Степень диссоциации α определяется отношением числа распавшихся на ионы молекул к их общему числу. Степень диссоциации зависит от температуры, концентрации раствора и диэлектрической проницаемости растворителя. Так как с ростом температуры энергия теплового движения молекул увеличивается, то при этом степень диссоциации электролита возрастает и, следовательно, увеличивается концентрация положительно и отрицательно заряженных ионов.

Пусть в сосуд с раствором электролита помещены два электрода, представляющие собой металлические проводники, к которым присоединяем источник ЭДС. Электрод, подключенный к положительной клемме источника, называется анод, к отрицательной клемме — катод. В сосуде возникнет электрическое поле, и отрицательные ионы (анионы) начнут двигаться к аноду, а положительные (катионы) — к катоду (рис. 1). В результате в растворе электролита установится электрический ток.

Поскольку перенос заряда в электролитах осуществляется ионами, такую проводимость называют ионной.

Однако некоторые жидкости могут обладать и электронной проводимостью. Такой проводимостью обладают, например, жидкие металлы.

  • Жидкости, которые проводят электрический ток, называются электролитами.

Для электролитов также справедлив закон Ома и закон Джоуля-Ленца.

При ионной проводимости прохождение тока связано с переносом вещества. На электродах происходит выделение веществ, входящих в состав электролитов. На аноде отрицательно заряженные ионы отдают свои лишние электроны (это называется окислительной реакцией), а на катоде положительные ионы получают недостающие электроны (восстановительная реакция). Отдав или получив электроны, ионы превращаются в нейтральные атомы. Эти атомы (или образованные из них молекулы) выделяются на электродах.

Образовавшиеся атомы могут вступить в реакцию с электродами или растворителем. Химические реакции, в которые вступают нейтрализовавшиеся ионы, называются вторичными.

  • Явление выделения на электродах веществ, при прохождении электрического тока через электролит, называют электролизом.

Необходимым условием электролиза является прохождение через электролит постоянного электрического тока.

Электролиз впервые наблюдался в 1800 г. У.Никольсоном и А. Карлейлем, разложившими воду постоянным током. Через 7 лет Г. Дэви при помощи электролиза выделил и открыл натрий.

Законы электролиза

Электролиз описывается двумя основными законами, экспериментально установленными Фарадеем в 1833-1834 годах.

Первый закон Фарадея:

  • масса вещества m, выделившегося на одном из электродов, прямо пропорциональна заряду Δq, прошедшему через электролит:

m = K⋅Δq = K⋅I⋅Δt.

Здесь I — сила тока в электролите, Δt — время протекания тока через электролит, K — электрохимический эквивалент вещества.

  • Электрохимический эквивалент численно равен массе вещества m, выделившегося на электроде при прохождении через раствор электролита заряда q в 1 Кл. В СИ единицей электрохимического эквивалента является килограмм на кулон (кг/Кл).

Электрохимические эквиваленты веществ

Вещество (анионы) K, 10 –6 кг/Кл Вещество (катионы) K, 10 –6 кг/Кл
Гидроксил (OH – ) 0,177 Алюминий (Al 3+ ) 0,0932
Кислород (O 2– ) 0,0829 Водород (H + ) 0,1045
Кислотный остаток (SO4 2– ) 0,499 Железо (Fe 3+ ) 0,193
Сера (S 2– ) 0,167 Золото (Au 3+ ) 0,681
Хлор (Cl – ) 0,367 Медь (Cu 2+ ) 0,329
Натрий (Na + ) 0,238
Никель (Ni 2+ ) 0,30
Серебро (Ag + ) 1,11
Ртуть (Hg + ) 2,079
Цинк (Zn 2+ ) 0,339

Второй закон Фарадея:

  • электрохимический эквивалент вещества K прямо пропорционален его химическому эквиваленту:

[K=Ccdot dfrac.]

Здесь С — коэффициент пропорциональности, постоянная величина, отношение $dfrac $ — химический эквивалент, M — молярная масса вещества, Z — валентность вещества.

Этот закон обычно записывают в ином виде, учитывая, что $C = dfrac<1>$, где F получила название постоянной Фарадея:

[K=frac<1>cdot dfrac.]

  • Постоянная Фарадея F равна произведению элементарного заряда e на число Авогадро NA:

F = e⋅NA, F = 9,65⋅10 4 Кл/моль.

Законы Фарадея сыграли важную роль в истории развития физики. Они послужили толчком к выдвижению гипотезы о существовании в природе элементарного электрического заряда и позволили впервые определить его значение.

См. так же

Применение электролиза в технике

Электролиз находит широкое применение в технике.

Очистка или рафинирование металлов. Процесс происходит в электролитической ванне. Анодом служит металл, подлежащий очистке, катодом — тонкая пластинка из чистого металла, а электролитом — раствор соли данного металла, например, при рафинировании меди — раствор медного купороса. В загрязненных металлах могут содержаться ценные примеси. Так, в меди часто содержится никель и серебро. Для того чтобы на катоде выделялся только чистый металл, необходимо учитывать, что выделение каждого вещества начинается лишь при некоторой определенной разности потенциалов между электродами, называемой «потенциалом разложения». При надлежащем ее выборе из раствора медного купороса на катоде выделяется чистая медь, а примеси выпадают в виде осадка или переходят в раствор.

Электрометаллургия. Некоторые металлы, например, алюминий, получают методом электролиза из расплавленной руды. Электролитической ванной и одновременно катодом служит железный ящик с угольным полом, а анодом — угольные стержни. Температура руды (около 900 °С) поддерживается протекающим в ней током. Расплавленный алюминий опускается на дно ящика, откуда его через особое отверстие выпускают в формы для отливки.

Гальваностегия — электролитический способ покрытия металлических изделий слоем благородного или другого металла (золота, платины), не поддающегося окислению. Например, при никелировании предмета он сам служит катодом, кусок никеля — анодом. Пропуская через электролитическую ванну в течение некоторого времени электрический ток, покрывают предмет слоем никеля нужной толщины.

Гальванопластика, или электролитическое осаждение металла на поверхности предмета для воспроизведения его формы, была изобретена в 1837 г. русским ученым Б. С. Якоби, предложившим использовать электролиз для получения металлических отпечатков рельефных предметов (медалей, монет и др.). С предмета снимают слепок из воска или вырезают выпуклое изображение на деревянной доске и делают его проводящим, покрывая слоем графита. Затем опускают слепок или доску в качестве катода в электролит. Анодом служит кусок металла, используемого для осаждения. Этим способом изготовляют, например, типографские клише.

Электролитическим путем получают тяжелую воду (D2O), в которой атомы водорода заменены атомами его изотопа — дейтерия (D) с атомной массой 2.

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий