Электрический ток в жидкостях

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

Введение

1. Электролитическая диссоциация

2. Электролиз. Законы электролиза

3. Проводимость электролитов. Закон Ома для электролитов

4. Химические источники тока

5. Применение электролиза

Заключение

Список литературы



Введение

электролиз ион физический разряд

С электропроводностью растворов солей в воде (электролитов) связано очень многое в нашей жизни. С первого удара сердца («живое» электричество в теле человека, на 80% состоящем из воды) до автомобилей на улице, плееров и мобильных телефонов (неотъемлемой частью этих устройств являются «батарейки» - электрохимические элементы питания и различные аккумуляторы - от свинцово-кислотных в автомобилях до литий-полимерных в самых дорогих мобильных телефонах). В огромных, дымящихся ядовитыми парами чанах из расплавленного при огромной температуре боксита электролизом получают алюминий - «крылатый» металл для самолётов и банок для «Фанты». Все вокруг - от хромированной решетки радиатора иномарки до посеребрённой серёжки в ухе когда-либо сталкивалось с раствором или расплавом солей, а, следовательно, и с электротоком в жидкостях. Не зря это явление изучает целая наука - электрохимия. Но нас сейчас больше интересуют физические основы этого явления.

Электролиз - это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии. Еще в начале позапрошлого столетия было установлено, что при прохождении электрического тока через водные растворы солей происходят химические превращения, приводящие к образованию новых веществ. В результате этого, в начале прошлого века возникло научное направление по изучению электрохимических процессов в растворах и расплавах веществ - электрохимия. К концу семидесятых годов оно разделилось на два самостоятельных раздела - ионику, изучающую явления электропроводности и движения заряженных частиц под воздействием электрического поля, и электродику, изучающую явления происходящие непосредственно на поверхности электродов, когда через границу электрод-раствор (расплав) протекает электрический ток. Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическими.

Электролиз представляет собой довольно сложную совокупность процессов, к которым относятся: миграция ионов (положительных к катоду, отрицательных к аноду), диффузия ионов, разряжающихся на электродах, электрохимические реакции разряда ионов, вторичные химические реакции продуктов электролиза между собой, с веществом электролита и электрода. Актуальность электролиза объясняется тем, что многие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы как никель, натрий, чистый водород и другие, получают только с помощью этого метода. Кроме того с его помощью электролиза относительно легко можно получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремиться к ста процентам. В промышленности алюминий и медь в большинстве случаев получают именно электролизом. Преимущество этого способа в относительной дешевизне и простоте. Однако чтобы производство было наиболее выгодным: с наименьшими затратами электроэнергии и с наибольшим выходом продукции, необходимо учитывать различные факторы, влияющие на количество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока, температура электролита, материал электродов и др.).

На сегодняшний день большой популярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами. (позолоченные или посеребренные вещи). К тому же металлические изделия покрывают слоем другого металла электролитическим способом с целью защитить его от коррозии. Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.



1. Электролитическая диссоциация

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д.И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворённого вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, то есть «одетые в шубку» из молекул воды. Следовательно, диссоциация молекул электролитов происходит в следующей последовательности:

а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;

б) гидратация молекулы электролита;

в) её ионизация;

г) распад её на гидратированные ионы;

По отношению к степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

· Сильные электролиты - такие, которые при растворении практически полностью диссоциируют. У них значение степени диссоциации стремится к единице.

· Слабые электролиты - такие, которые при растворении почти не диссоциируют. Их степень диссоциации стремится к нулю.

Из этого делаем вывод, что переносчиками электрического заряда (носителями электрического тока) в растворах электролитов являются не электроны, а положительно и отрицательно заряженные гидратированные ионы. При повышении температуры облегчается процесс диссоциации, повышается подвижность ионов и сопротивление электролита падает.

А что же происходит с ионами под воздействием электрического тока?

В растворе CuSO₄ диссоциировал на ионы - Cu²⁺ и SО. Положительно заряженный ион Cu²⁺ (катион) притягивается к отрицательно заряженному электроду - катоду, где получает недостающие электроны и восстанавливается до металлической меди - простого вещества. Если извлечь катод из прибора после прохождения через раствор тока, то нетрудно заметить красно-рыжий налет - это металлическая медь.

Опыт показывает, что электролиты -- растворы солей, кислот и щелочей в воде -- являются хорошими проводниками электрического тока. Ток в электролитах сопровождается электролизом -- выделением вещества на электродах, погруженных в раствор. Таким образом, в отличие от металлов, обладающих электронной проводимостью, электролиты -- это проводники, электропроводность которых возникает за счет движения ионов.

Ни дистиллированная вода, ни растворяемое вещество в твердом состоянии (типа ионного кристалла) свободных ионов не содержат, и потому все они -- хорошие изоляторы. Следовательно, ионы возникают только в процессе взаимодействия молекул растворенного вещества с молекулами воды. Процесс распада молекул растворенного вещества на ионы под воздействием растворителя называется электролитической диссоциацией.

Причина диссоциации заключается в том, что молекула воды имеет большой дипольный момент (р_е=6,1*10^-30 Кл*м), вследствие чего на расстояниях, имеющих порядок расстояния между молекулами в жидкостях (r ? 1 A=10^-10 м), вокруг нее возникает сильное электрическое поле Энергия взаимодействия иона натрия или хлора с молекулой воды примерно равна энергии взаимодействия между ионами в молекуле NaCl.Поэтому в процессе растворения соли за счет тепловых соударений происходит распад молекул на ионы:



NaCl Na⁺+Cl^-

Рис.1

Стрелки показывают, что процесс идет в двух направлениях: наряду с диссоциацией молекулы на два иона идет обратный процесс рекомбинации (воссоединения) ионов в нейтральную молекулу.

Положительные ионы, движущиеся к катоду, называются катионами, отрицательные -- анионами, т. е. движущимися к аноду.

Заметим, что если молекулы растворенного вещества не диссоциируют на ионы, то раствор не является проводником. Примером могут служить водные растворы сахара и глицерина, которые являются хорошими изоляторами.

Молекулы воды обволакивают ион, образуя вокруг него сольватную оболочку (рис. 1). Это, во-первых, затрудняет рекомбинацию ионов, и при малых концентрациях раствора все молекулы растворенного вещества оказываются диссоциированными. Во-вторых, затрудняется движение ионов -- фактически в растворе движется не отрицательный ион, а сольват -- шарик, состоящий из иона и сольватной оболочки вокруг него, содержащей несколько слоев молекул растворителя.

2. Законы электролиза

Ион -- это частица (атом, молекула, группа атомов), потерявшая или присоединившая к себе один или несколько электронов. Если валентность данного элемента равна Z, то заряд иона q=Ze.

Число ионов, выделившихся на электроде, равно полному заряду Q, прошедшему через электролит, деленному на заряд иона:

Для химического элемента масса иона т равна атомному весу элемента А, деленному на число Авогадро N*. Масса вещества, выделившегося на электроде, равна массе иона, умноженной на число ионов:

M = mN = (3.1)

Выражение (3.1) содержит в себе два закона, которые Фарадей сформулировал в 1832 г. на базе ряда экспериментов:

Первый закон Фарадея: масса выделившегося на электроде вещества пропорциональна электрическому заряду, протекающему через электролит:

M = KQ = Kit(3.2)



где М -- масса вещества, Q -- заряд, i -- сила тока и t -- время. Величина K= M/Q показывает, какая масса вещества выделится на электроде при прохождении через электролит заряда, равного одному кулону. Она называется электрохимическим эквивалентом вещества.

Второй закон Фарадея: электрохимические эквиваленты элементов прямо пропорциональны их химическим эквивалентам:

K = (3.3)

здесь А -- атомный вес элемента, Z -- его валентность, A/Z -- химический эквивалент -- отношение атомного веса элемента к его валентности.

Число Фарадея

F = N*e = 96485,3383( 83) Кл*моль^-1

численно равно электрическому заряду, который должен пройти через электролит, чтобы на электроде выделился один килограмм-эквивалент вещества. В самом деле, положив в выражении (3.1) M=A/Z, получим Q=F. Для одновалентного вещества это означает, что число Фарадея равно электрическому заряду, который должен пройти через электролит, чтобы на электроде выделился килоатом вещества.

Найдя из опыта число Фарадея и зная число Авогадро, можно вычислить заряд одновалентного иона, равный заряду электрона, по формуле:

e = F/N^*.(3.4)



3. Проводимость электролитов. Закон Ома для электролитов

При электролизе положительные ионы движутся к катоду, отрицательные -- к аноду, и на электродах они нейтрализуются. При этом отрицательные ионы отдают аноду электроны, положительные присоединяют их. Однако получившиеся в результате этого нейтральные атомы или молекулы далеко не всегда осаждаются на электродах. Часто они оказываются химически весьма активными и реагируют с электродами или водой. Происходящие при этом химические реакции называются вторичными.

Пусть, например, электролитом служит водный раствор серной кислоты. Молекула H₂S0₄ диссоциирует на ионы:

H₂S0₄ 2H⁺ + SO^2-.

На катоде выделяется водород:

2Н⁺ + 2е^-=Н₂^.

На аноде реакция идет так. Сначала происходит нейтрализация иона:

SО = S0₄ + 2e^-.

Молекула S0₄ нестойкая; она распадется, выделяя атомарный кислород:

SO₄ = SO₃ + O^.



Если электроды изготовлены из никеля или платины, то кислород не реагирует с ними и выделяется в виде пузырьков. Молекула S0₃ вступает в реакцию с водой:

S0₃ + Н₂0 = H₂S0₄ 2Н⁺ + SO.

Итак, здесь вторичная реакция с растворителем приводит к тому, что количество серной кислоты не меняется, а при электролизе происходит разложение воды и выделение ее составных частей -- водорода на катоде и кислорода на аноде. При этом концентрация кислоты в растворе возрастает.

Путем электролиза воды получают тяжелую воду: смесь D₂0 и DHO, в которой атомы водорода заменены атомами дейтерия D -- тяжелого изотопа водорода с атомным весом 2. В обычной воде всегда содержится небольшое количество тяжелой воды (около 0,015%). Подвижность ионов дейтерия несколько меньше подвижности ионов водорода, вследствие чего при электролизе воды дейтерия выделится меньше, чем протия (обычного водорода), и концентрация тяжелой воды возрастет. При длительном электролизе можно получить почти чистую тяжелую воду, которая находит применение в ядерной физике.

Рассмотрим электролиз раствора медного купороса при условии, что анод изготовлен из меди. Диссоциация молекул на ионы происходит так:

CuS0₄ Cu²⁺ + S0.

На катоде выделяется химически чистая медь:

Cu²⁺ + 2e^- = Cu.



На аноде идет такой же процесс, как и при электролизе серной кислоты:

SO= S0₃ + 0 + 2e^-.

Атомарный кислород окисляет медь:

Cu + 0 = CuO.

Кислотный остаток S0₃ реагирует с окисью меди, образуя вновь медный купорос, который переходит в раствор и при этом вновь диссоциирует на ионы. В итоге концентрация электролита остается неизменной, но в ходе электролиза происходит растворение анода и выделение на катоде химически чистой (рафинированной) меди. Аналогично идет процесс электролиза ряда других солей.

Описанный выше процесс электролиза соли находит ряд применений в технике. Прежде всего это -- получение чистых металлов из растворов или расплавов солей. В частности, именно таким образом получают алюминий, натрий, магний, бериллий и т.п.

Электролиз применяется для того, чтобы нанести на поверхность металлического изделия тонкий слой другого металла. Это называется гальваностегией. Изделие служит катодом, электролитом служит раствор соли, содержащей металл, из которого хотят получить покрытие. Анодом служит пластина из этого же металла. Таким образом, производится золочение, никелирование, хромирование изделий.

Аналогичным образом изготавливаются металлические слепки с рельефных моделей (гальванопластика, впервые примененная Б. С. Якоби в 1837 г.). Катодом служит модель из воска или другого пластического вещества, покрытая проводящим слоем графитового порошка. Металл отлагается на катоде в виде слоя, точно отражающего рельеф модели.

Толщина слоя вещества, выделившегося на катоде или снятого с анода в результате электролиза, пропорциональна плотности тока. Рекомендуем читателю самостоятельно получить этот несложный результат.

Как следует из закона Ома (3.25), плотность тока пропорциональна напряженности поля. Если анод содержит выступы и впадины, то напряженность поля у выступов максимальна, следовательно, здесь максимальна плотность тока. Поэтому металл на выступах анода растворяется быстрее, чем во впадинах. На этом принципе основана электрополировка металлических изделий.

Если в электролит поместить два электрода и создать между ними разность потенциалов за счет источника тока, то возникнет упорядоченное движение сольватов. Положительно заряженные сольваты станут двигаться к катоду со скоростью v₊, отрицательные -- к аноду со скоростью v_. Получим выражение для плотности токов в электролите:

j = q₊n₊v₊ + q_-n_-v_-. (4.1)

Здесь q -- заряд иона, n -- концентрация ионов.

Из закона сохранения электрического заряда следует, что сумма зарядов положительных и отрицательных ионов равна нулю, следовательно:

q₊n₊= q_-n_- = qn = бqn₀. (4.2)

Здесь n₀-- концентрация молекул растворенного вещества; коэффициент диссоциации а=n/n₀ есть отношение концентрации ионов к концентрации молекул вещества. Плотность тока

j=qn(v₊ + v_). (4.3)



Скорость упорядоченного движения сольвата можно найти из следующих соображений. На сольват действует электрическая сила F_e=qE и сила сопротивления трения T=6рзrv, где r -- радиус сольвата и з -- вязкость жидкости. Сольват движется равномерно, когда сила сопротивления уравновешивает электрическую силу: qE=6рзrv. Отсюда получим выражение для скорости сольвата

v = (4.4)

и для его подвижности

b = . (4.5)

Из (4.5) и (4.3) следует, что для электролитов должен выполняться закон Ома:

j = qn(b₊ + b_-)E = гE; (4.6)

это подтверждается опытами.

Электропроводность электролита равна

г = qn(b₊ + b_-) = . (4.7)

она много меньше электропроводимости металлов. Наибольшей электропроводимостью обладают растворы кислот, так как радиус сольвата, возникающего вокруг иона водорода (протона), в 5-10 раз меньше радиусов других сольватов.

С ростом температуры электропроводность электролитов довольно быстро возрастает. Причина заключается в том, что с повышением температуры возрастает степень диссоциации раствора и уменьшается вязкость электролита.

4. Химические источники тока

Химический источник тока -- источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

Первый химический источник тока был изобретён итальянским учёным Алессандро Вольта в 1800 году. Это был элемент Вольта -- сосуд с солёной водой с опущенными в него цинковой и медной пластинками, соединенными проволокой. Затем учёный собрал батарею из этих элементов, которая впоследствии была названа Вольтовым столбом.

Вольтов столб

Это изобретение впоследствии использовали другие учёные в своих исследованиях. Так, например, в 1802 году русский академик В. В. Петров сконструировал Вольтов столб из 2100 элементов для получения электрической дуги. В 1836 году английский химик Джон Даниель усовершенствовал элемент Вольта, поместив цинковый и медный электроды в раствор серной кислоты. Эта конструкция стала называться «элементом Даниэля».

В 1859 году французский физик Гастон Плантэ изобрёл свинцово-кислотный аккумулятор. Этот тип элемента и по сей день используется в автомобильных аккумуляторах.

В 1865 году французский химик Ж. Лекланше предложил свой гальванический элемент (элемент Лекланше), состоявший из цинкового стаканчика, заполненного водным раствором хлористого аммония или другой хлористой соли, в который был помещён агломерат из оксида марганца(IV) MnO₂ с угольным токоотводом. Модификация этой конструкции используется до сих пор в солевых батарейках для различных бытовых устройств.

В 1890 году в Нью-Йорке Конрад Губерт, иммигрант из России, создаёт первый карманный электрический фонарик. А уже в 1896 году компания National Carbon приступает к массовому производству первых в мире сухих элементов Лекланше «Columbia». Самый долгоживущий гальванический элемент - серно-цинковая батарея, изготовленная в Лондоне в 1840 г. Подключенный к ней звонок работает и по сей день.

Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов -- электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.

В современных химических источниках тока используются:

· в качестве восстановителя (на катоде) -- свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;

· в качестве окислителя (на аноде) -- оксид свинца(IV) PbO₂, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO₂ и другие;

· в качестве электролита -- растворы щелочей, кислот или солей.

По возможности или невозможности повторного использования химические источники тока делятся на:

· гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости протекающих в них реакций, невозможно перезарядить;

· электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) -- перезаряжаемые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить;

· топливные элементы (электрохимические генераторы) -- устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне, а продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно.

Следует заметить, что деление элементов на гальванические и аккумуляторы до некоторой степени условное, так как некоторые гальванические элементы, например щелочные батарейки, поддаются подзарядке, но эффективность этого процесса крайне низка.

По типу используемого электролита химические источники тока делятся на кислотные (например свинцово-кислотный аккумулятор, свинцово-плавиковый элемент), щелочные (например ртутно-цинковый элемент, ртутно-кадмиевый элемент, никель-цинковый аккумулятор, никель-кадмиевый аккумулятор) и солевые (например, марганцево-магниевый элемент, цинк-хлорный аккумулятор).

Гальванические элементы

Гальванический элемент -- химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Опыт показывает, что если металлическую пластину опустить в электролит, то между ними возникает разность потенциалов. Явление это аналогично возникновению контактной разности потенциалов между двумя металлами, с той лишь разницей, что в электролите контактная разность потенциалов обусловлена диффузией ионов, а не электронов, как это имеет место при контакте металлов.

Диффузия ионов сопровождается химической реакцией между металлом и электролитом, что приводит к изменению внутренней энергии реагирующих веществ. Изменение энергии пропорционально числу прореагировавших атомов металла, иными словами -- пропорционально массе металла, растворившегося в электролите:

?U = лM (5.1)

где U -- внутренняя энергия, л -- удельная энергия химической реакции, М -- масса вещества. Оказывается, что химическая реакция идет лишь в том случае, когда цепь замкнута и по ней течет ток. При этом происходит превращение энергии, выделяемой в результате химических реакций, в энергию электрического тока. На основе этих соображений можно вычислить э. д. с. гальванического элемента. Из закона сохранения энергии следует, что энергия химических реакций, происходящих на аноде и катоде, равна работе, совершаемой сторонними силами при перемещении заряда по цепи:

?U_ан + ?U_кат = А_стор =Q? (5.2)

Катодом гальванических элементов обычно служит цинк, и при его растворении в электролите выделяется энергия, т. е. ?U_кат > 0. Восстановительные реакции на аноде сопровождаются поглощением энергии, ?U_ан <.0. Используя соотношения (5.1) и (5.2), получим

л_кат М_кат - л_ан М_ан = Q?(5.3)

Но по закону Фарадея M/Q=K -- электрохимическому эквиваленту. Итак,

л_кат К_кат - л_ан К_ан (5.4)

Для оценки величины э. д. с. элемента учтем, что удельная энергия взаимодействия цинка с серной кислотой л=6,96 * 10⁶ дж/кг электрохимический эквивалент цинка К=3,39*10^-7 кг/Кл. Пренебрегая реакцией на аноде, получим приближенно

лК = 6,96 *10⁶ *3,39 -10^-7 = 2,36 В.

Опыт дает для элемента Грене и для кислотного (свинцового) аккумулятора ? ? 2 В, для щелочных аккумуляторов - 1,8 В, для сухого элемента Лекланше - 1,3 В. Как видно, порядок величины оценен правильно.



Аккумуляторы

Если в раствор серной кислоты опустить две свинцовые пластины, то э. д. с. такого элемента, естественно, окажется равной нулю. Однако если некоторое время пропускать через раствор ток от постороннего источника, то на электродах возникает так называемая поляризационная э. д. с.

Причина ее возникновения заключается в следующем. При электролизе раствора серной кислоты на катоде выделяется водород, на аноде -- кислород. Водород на катоде вступает в реакцию замещения с солями свинца; в результате этой реакции в раствор уходит кислота, а на катоде восстанавливается чистый свинец. На аноде кислород вступает в окислительную реакцию со свинцом, образуя перекись свинца РЬ0₂.

Итак, в результате зарядки аккумулятора возникает гальванический элемент с катодом из свинца и анодом из перекиси свинца. Концентрация серной кислоты в электролите возрастает. При разрядке аккумулятора идет обратный процесс: на электродах образуется сернокислый свинец, а концентрация электролита уменьшается. Аккумуляторы можно неоднократно разряжать и вновь заряжать.



Аккамуляторы.

Гальванические элементы.

Электрические аккумуляторы

Электрический аккумулятор -- химический источник тока многоразового действия (то есть в отличие от гальванического элемента химические реакции, непосредственно превращаемые в электрическую энергию, многократно обратимы). Электрические аккумуляторы используются для накопления энергии и автономного питания различных устройств.

Один из первых электрических аккумуляторов.



5. 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 в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми, либо переходят в электролит и удаляются.

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 гальваностегию и гальванопластику.

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

Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной. 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.

Гальванопластика - получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

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.).



Кроме указанных выше, электролиз нашел применение и в других областях:

· получение оксидных защитных пленок на металлах (анодирование);

· электрохимическая обработка поверхности металлического изделия (полировка);

· электрохимическое окрашивание металлов (например, меди, латуни, цинка, хрома и др.);

· очистка воды - удаление из нее растворимых примесей. В результате получается так называемая мягкая вода (по своим свойствам приближающаяся к дистиллированной);

· электрохимическая заточка режущих инструментов (например, хирургических ножей, бритв и т.д.).



Заключение

Исследование процессов электролиза растворов и расплавов электролитов не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.

Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода.

Алюминий, магний, натрий, кадмий, кальций, бериллий, титан получают только электролизом расплавов, т.к. потенциалы их выделения из водных растворов более отрицательны, чем потенциал выделения водорода. Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Производство фтора основано на электролизе расплавленной смеси фторида калия и фтороводородной кислоты, хлора - при электролизе водных растворов или расплавов хлоридов. Водород и кислород высокой степени чистоты получают электролизом водных растворов щелочей. Таким образом, с помощью электролиза удается осуществлять реакции окисления и восстановления с большим выходом и высокой селективностью, которые в обычных химических процессах труднодостижимы.

Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии: при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота) устойчивого к коррозии.

Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность протекания на электродах совокупности конкурирующих химических реакций окисления и восстановления. Оказывает влияние на продукты электролиза и материал электродов.

При электролизе водных растворов электролитов окислительно-восстановительные процессы на катоде и аноде зависят от окислительной способности катионов и характера аниона электролита.



Список использованной литературы

1. Яворский Б.М., Пинский А.А. «Основы физики Т.2»

2. Телеснин Р.В., Яковлев В.Ф. «Курс физики. Электричество.Т.2». М., «Просвещение», 1969, 487 с.

3. Савельев И.В. «Курс общей физики.Т.2». Спб, «Лань», 2007,

496 с.

4. Калашников С.Г. «Электричество». М., ФИЗМАТЛИТ, 2008, 624с.

5. Гуревич А.Е. «Физика. Электромагнитные явления. 8 класс» Москва, Издательский дом «Дрофа». 1999, 254 с.

6. «Элементарный учебник физики под редакцией академика Г.С. Ландсберга - Том II - электричество и магнетизм». М., «Наука» 1972, 616 с.

7. Романов В.В., Хашев Ю.М. Химические источники тока -- М., 1978, 264с.

Размещено на Allbest.ru