Все ткани организма пропитаны и омываются биологическими жидкостями, в которых растворены сильные и слабые электролиты. Поэтому такие биологические жидкости как кровь, лимфа, спинномозговая жидкость, слезная жидкость, слюна и т. д. относятся к проводникам второго рода.

Абсолютная скорость движения ионов. В растворах электролитов сольватированные ионы находятся в беспорядочном движении. При наложении электрического поля возникает упорядоченное движение ионов к противоположно заряженным электродам.

Сравнение скоростей движения различных видов ионов производят при градиенте потенциала поля 1 В/м. Для этих условий скорость движения ионов называют абсолютной, обозначают буквой w и выражают в м2 × B–1 × c–1. Абсолютная скорость движения иона –– это расстояние в метрах, которое проходит ион за 1 с при градиенте потенциала 1В/м. Численные значения абсолютных скоростей движения ионов в данном растворителе зависят только от их природы и температуры.

Для оценки способности ионов к перемещению под действием внешнего поля пользуются также количественной характеристикой – подвижность ионов (U). Подвижность иона представляет собой произведение числа Фарадея (F = 96465 B × с × См × моль–1) на абсолютную скорость движения иона и выражается в См × м2 × моль–1:

U = F × w (1)

Значения абсолютных скоростей движения и подвижностей ионов при 250С представлены в таблице 1:

Таблица 1

Катион

м2 × B–1 × c–1

См × м2 × моль–1

Анион

м2 × B–1 × c–1

См × м2 × моль–1

36,3 × 10–8

349,9 × 10–4

OH–

20,6 × 10–8

199,2 × 10–4

4,0 × 10–8

38,7 × 10–4

F–

5,7 × 10–8

55,4 × 10–4

5,2 × 10–8

50,3 × 10–4

Cl–

7,9 × 10–8

76,3 × 10–4

7,6 × 10–8

73,5 × 10–4

Br–

8,1 × 10–8

78,4 × 10–4

8,0 × 10–8

77,5 × 10–4

I–

8,0 × 10–8

76,9 × 10–4

8,0 × 10–8

77,5 × 10–4

7,4 × 10–8

71,5 × 10–4

7,6 × 10–8

73,5 × 10–4

CH3COO–

4,2 × 10–8

40,9 × 10–4

Mg2+

5,5 × 10–8

106,1 × 10–4

7,2 × 10–8

138,6 × 10–4

Al3+

6,5 × 10–8

183,2 × 10–4

8,3 × 10–8

159,6 × 10–4

Из приведенных в табл.1 данных можно усмотреть некоторые закономерности. Во-первых, абсолютная скорость движения катионов растет в пределах одной группы периодической системы элементов с ростом порядкового номера, как это видно из данных для катионов щелочных металлов. Сравнение расположенных в одном периоде и имеющих приблизительно одинаковый размер ионов Na+, Mg2+, Al3+ показывает незначительное увеличение абсолютной скорости движения с увеличением заряда иона. Оба эти факта объясняются явлением сольватации ионов в растворе. Молекулы растворителя группируются вокруг иона и увеличивают его эффективный радиус (который называется гидродинамическим радиусом).

В электрическом поле в растворах электролитов перемещается не свободный ион, а ион с плотно связанной с ним сольватной оболочкой. В силу меньшего размера ион Li+ сильнее притягивает диполи воды и в итоге имеет большую сольватную оболочку, чем ион калия. Следовательно, небольшие ионы имеют больший гидродинамический радиус и характеризуются меньшей абсолютной скоростью движения. Этим же объясняется малое отличие в абсолютной скорости движения ионов Na+, Mg2+, Al3+. С увеличением заряда, естественно, резко возрастает сольватная оболочка и тем самым размер перемещающейся частицы. Это увеличение размера почти полностью компенсирует эффект увеличения заряда.

Обращает также на себя внимание аномально высокая абсолютная скорость движения ионов гидроксония H 3 O + (H + ) и гидроксила OH – . Можно предположить, что ион Н+ должен быть сильно сольватирован, тем не менее он способен быстро передвигаться в растворе. В этом случае нельзя применить гидродинамический довод, поскольку действует так называемый «эстафетный механизм» перемещения ионов гидроксония и гироксила. В цепочке, построенной из молекул воды, заряд может перейти от одного конца цепочки к другому в результате сравнительно небольшого перемещения протонов, образующих водородные связи между молекулами воды, например:

Из приведенной схемы видно, что перемещение электрического заряда происходит без перемещения атомов водорода. Иными словами, вместо одного иона Н+, двигающегося в растворе, существует эффективное движение иона Н+ , включающее образование и разрыв связей вдоль длинной цепочки молекул воды. Аналогичную схему легко изобразить и для перемещения гидроксид-иона.

font-size:13.0pt;line-height:150%">Повышение температуры влияет на абсолютную скорость движения ионов путем дегидратации и уменьшения вязкости среды, что способствует увеличению скорости перемещения ионов.

Удельная электрическая проводимость

Электрическая проводимость (L) –– это способность веществ проводить электрический ток под действием электрического поля. Она представляет собой величину обратную электрическому сопротивлению R:

L = (2)

Единицей электрической проводимости в CИ является сименс (См), и 1 См = 1 Ом–1.

Известно, что R = r https://pandia.ru/text/79/437/images/image007_146.gif" width="20 height=41" height="41">.gif" width="16 height=44" height="44">= æ , то:

L == æ × , (3)

где æ (каппа) – удельная электрическая проводимость (См/м), S – площадь плоских электродов (м2), между которыми заключен раствор,ℓ – расстояние между электродами (м).

Удельной электрической проводимостью называется электрическая проводимость 1м3 раствора, находящегося в однородном электрическом поле при напряженности 1 В/м. Единицей удельной проводимости в CИ служит сименс/метр (См/м). Удельная электрическая проводимость зависит от многих факторов и, прежде всего, от природы электролита, его концентрации и температуры. Изотермы удельной электрической проводимости (рис.1) дают представление о характере зависимости удельной электрической проводимости от природы электролита и его концентрации для 250С (298К). Анализ изотермы позволяет сделать следующие выводы:

1. Удельная электрическая проводимость максимальна для растворов сильных кислот и несколько меньше – сильных оснований, что объясняется полной диссоциацией этих электролитов и высокой подвижностью ионов Н3О+ и ОН–.

2. Наименьшие значения во всем диапазоне концентраций имеет удельная электрическая проводимость растворов слабых электролитов (СН3СООН) в связи с низкой концентрацией ионов (a <<1).

3. Удельная электрическая проводимость растет с увеличением концентрацией до некоторых максимальных значений, что отвечает увеличению количества ионов в единице объема раствора. Достигнув максимума, удельная электрическая проводимость начинает уменьшаться, несмотря на рост концентрации электролита. Подобный характер зависимости æ от С связан у сильных электролитов с уменьшением подвижности ионов из-за возрастающего по мере увеличения концентрации раствора межионного взаимодействия, а у слабых электролитов – с уменьшением степени электролитической диссоциации электролита, а значит, и уменьшением количества ионов в единице объема раствора.

С увеличением температуры удельная электрическая проводимость растет. Это обусловлено, в основном, дегидратацией ионов и уменьшением вязкости среды, т. е. уменьшением сопротивления движению ионов.

Удельная электрическая проводимость растворов зависит от разведения. Разведение величина обратная концентрации. (Разведение обозначается символом V или 1/С и характеризует объем раствора, содержащий 1 моль электролита). Когда разведение мало – раствор концентрирован и степень диссоциации слабого электролита мала. С ростом разведения a сначала увеличивается, а, следовательно, и увеличивается удельная электрическая проводимость. При дальнейшем увеличении разведения степень диссоциации приближается к единице и перестает расти, в то время как общее количество электролита в единице объема уменьшается, что вызовет падение электрической проводимости.

Удельная электрическая проводимость может быть вычислена теоретически:

æ = F × C × a × (w А + w K ) – для слабых электролитов (4)

æ = F × C × fa × (w А + w K ) –для сильных электролитов (5)

где F – число Фарадея, С – концентрация электролита (моль/м3), a – степень диссоциации слабого электролита, fa – коэффициент активности сильного электролита, w А и w K – абсолютная скорость движения аниона и катиона в м/сек при градиенте потенциала 1 В/м.

Молярная электрическая проводимость.

Молярная электрическая проводимость – электрическая проводимость 1 моль электролита, находящегося в растворе между параллельными электродами с расстоянием между ними 1 м и градиенте потенциала 1В/м. Между удельной электрической проводимостью и молярной электрической проводимостью (λm) существует зависимость:

λm = æ/C, (6)

где λm (лямда) – молярная электрическая проводимость, См × м2 × моль–1, æ – удельная электрическая проводимость, См × м–1; С – концентрация электролита в растворе, моль/м3.

Обычно молярная концентрация характеризуется количеством вещества в 1 дм3 (1л), а не в 1м3. В этом случае соотношение имеет вид:

Ионные электропроводности (подвижности) – получают умножением абсолютных скоростей ионов v + и v _ на число Фарадея: для катиона  + = v + *F и аниона:  - = v - *F.

Примеры решения задач

Пример 1.

Вычислить ЭДС соответствующего гальванического элемента, константу равновесия окислительно-восстановительной реакции и определить наиболее вероятное направление самопроизвольного протекания реакции:

Сd 0 (тв) + Аg + (p)  Сd 2+ (p) + Аg 0 (тв),

еcли концентрации ионов равны:

С А g + = 10  4 моль/л; C С d 2+ = 10  3 моль/л.

Решение:

Вычислим электродные потенциалы соответствующих электродов по формуле Нернста:

Е 1 = Е 0 1 +  lg С С d 2+ ;

Стандартный электродный потенциал кадмия составляет – 0,40 В.

Е 1 =  0,40 +  lg 10  3 =  0,49 В;

Для серебра стандартный потенциал равен +0,80 В, тогда:

Е 2 = Е 0 2 +  lg С А g +

Е 2 = 0,80 +  lg 10  4 =+ 0,56 В.

Поскольку Е 1  Е 2 , реакция будет протекать слева направо, т. е.

Сd 0 (тв) + 2Аg + (p)  Сd 2+ (p) + 2Аg 0 (тв)

Запишем схему гальванического элемента:

 Сd 0  Сd 2+ Аg +  Аg 0 +,

Сd 0  2е  Сd 2+  на аноде происходит процесс окисления;

Аg + + е  Аg 0  на катоде происходит процесс восстановления.

ЭДС такого элемента будет равна:

ЭДС = Е 2  Е 1

ЭДС = 0,56  (0,49) = 1,05 В.

Для вычисления константы равновесия, вспомним связь между стан­дартной ЭДС и стандартной энергией Гиббса: G =  nFE.

С другой стороны, G связана с константой равновесия K уравне­нием G =  2,3 RT lg K. Для 25°С (298 К) последнее уравнение после подстановки в него значений R (8,31 Дж/моль K) и F (96485 Кл/экв) преобразуется к такому виду (Е = Е 2  Е 1):

lg K =  ;

2  (0,8 – (– 0,4)) 2  1,2

lg K =  =  = 35,6.

Отсюда K = 10 35,6 .

Из этого следует, что реакция между кадмием и ионами серебра практически протекает в сторону продуктов реакции.

Пример 2.

Ток в 2,5 А, проходя через раствор электролита в течение 30 мин, выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквива­лентную массу металла.

Решение:

Согласно закону Фарадея:

m = (ЭI)/F.

Тогда Э = (m F)/ I; Э = (2,77 96485)/(2,5  З0  60) = 59,4 г/моль.

Пример 3.

Какой из металлов: кадмий, медь, платина, молибден, ртуть  в паре с никелем в гальваническом элементе будет анодом? Составьте схему гальванического элемента.

Решение:

Запишем значения стандартных электродных потенциалов для данных металлов:

Е Cd  Cd +2 =  0,40 В; Е Mo  Mo +2 =  0,20 В;

Е Cu  Cu +2 = + 0,34 В; Е Pt  Pt +2 = + 1,20 В;

Е Ni  Ni +2 =  0,25 В.

При работе гальванического элемента электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала восстанавливается, выступая в качестве окислителя, а с более низким – окисляется, являясь восстановителем.

Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом. Поэтому Е АНОД  Е КАТОД. Сравнивая значения электродных потенциалов металлов со значением Е Ni  Ni ++ , получаем Е Cd  Cd +2  Е Ni  Ni +2 . Следовательно, анодом в паре с никелем в гальваническом элементе будет кадмий.

Схема гальванического элемента записывается следующим образом:

Cd Cd 2+  Ni 2+  Ni.

Пример 4.

В контакте с каким из металлов: платина, никель, железо, хром  коррозия цинка будет проходить быстрее и почему?

Решение:

Коррозия – самопроизвольный процесс, и для него G =  nFЕ, поэтому, чем больше значение ЭДС, тем больше вероятность протекания коррозии.

Е = Е Pt  Pt +2  Е Zn  Zn +2 = 1,2  (0,76) = 1,98 B;

Е = Е Ni  Ni +2  Е Zn  Zn +2 = 0,25  (0,76) = 0,51 B;

Е = Е Fe  Fe +2  Е Zn  Zn +2 = 0,44  (0,76) = 0,32 B;

Е = Е Cr  Cr +3  Е Zn  Zn +2 = 0,74  (0,76) = 0,02 B.

Поэтому в контакте с платиной коррозия цинка протекает быстрее.

Пример 5.

Какое вещество выделяется у катода и анода при электролизе водного раствора смеси солей: CuSO 4 ; NaNO 3 ; K 2 SO 4 . Концентрация всех солей в растворе одинаковы.

Решение:

Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них, т.е. окисленная форма той электрохимической системы, которой отвечает наибольшее значение электродного потенциала.

Cu 2+ + 2е - = Cu: Е Cu  Cu +2 = + 0,34 В

2Н + + е - = Н 2: Е Н  Н+ = 0,0 В

К + + е - = К: Е К  К+ =  2,92 В

Na + + е - = Na: Е Na  Na + =  2,71 В

Поскольку Е Cu  Cu +2 обладает наибольшим значением электродного потенциала, то именно медь будет выделяться на катоде. Аналогично, если в системе имеется несколько восстановителей, на аноде будет окисляться наиболее активный из них, т.е. восстановленная форма той электрохимической системы, которая характеризуется наименьшим значением электродного потенциала.

При электролизе водных растворов нитратов, сульфатов на инертном электролизе происходит окисление гидроксид –ионов с образованием кислорода:

4 ОН – = О 2  + 2Н 2 О + 4е - Е 0 = 0,40 В.

Пример 6.

Что произойдет, если в раствор медного купороса CuSO 4 опустить кусок железа?

Решение:

Запишем электродные полуреакции:

Cu 0  Cu 2+ + 2е - Е Cu  Cu +2 = + 0,34 В;

Fe 0  Fe 2+ + 2е - Е Fe  Fe+2 = - 0,44 В;

т.к. Е Cu  Cu +2  Е Fe  Fe +2 , то наиболее предпочтительна первая полуреакция.

Действительно, отрицательное значение стандартного электродного потенциала FeFe 2+ означает, что железо должно окисляться катионами водорода сильнее, чем медь:

Fe + 2Н +  Fe 2+ + Н 2 .

Е Cu  Cu +2 = + 0,34 В показывает, что водород легче окисляется:

Cu 2+ + Н 2  Cu 0 + 2Н + .

Суммируя реакции, получаем: Fe + Cu 2+  Fe 2+ + Cu 0 . Следовательно, полная реакция окисления железа самопроизвольно протекает в указанном направлении, т.е. на поверхности железа осаждается слой металлической меди.

Пример 7

Рассчитайте электрохимический эквивалент кадмия.

Решение:

Электрохимический эквивалент металла рассчитывается по следующей формуле:

Э =  ,

где М – молярная масса элемента; n – валентность; F – число Фарадея.

112,41 г/моль

Э =  = 5,83 * 10 – 4 г/Кл = 0,583 мг/Кл.

2 * 96485 Кл/моль

Пример 8

Вычислить число переноса аниона С1 - в бесконечно разбавленном растворе NaС1 при 25 С, если известны подвижности катиона и аниона в этом растворе:  Na + = 50,1 см 2 /Ом* моль;  Cl - = 76,35 см 2 /Ом*моль.

Решение:

При электролизе через каждый электрод проходят одинаковые количества электричества, но каждый вид ионов переносит неодинаковые доли электричества ввиду различия скоростей ионов.

Числа переноса (t) можно выразить через отноше­ние абсолютной скорости иона к сумме абсолютных скоростей обоих ионов или соответственно через отношение ион­ных электропроводностей, например:

t - = --- = ---

v + + v _  + + _

Подставляем известные данные в формулу:

76,35 см 2 /Ом*моль

t - =  = 0, 60

76,35 см 2 /Ом*моль + 50,1 см 2 /Ом* моль

Электропроводность растворов

Предмет электрохимии

Современная электрохимия развивается в нескольких направлениях. Прежде всего, это изучение процессов, связанных с превращением энергии, выделяемой при самопроизвольных химических процессах, в электрическую энергию. Такие превращения происходят в электрохимических системах, называемых гальваническими элементами . На основе этих исследований созданы разнообразные химические источники тока от миниатюрных батареек, регулирующих сердцебиение людей, страдающих сердечными болезнями до водородных топливных элементов, обеспечивающих электроэнергией космические корабли и мощных батарей для электроавтомобилей.

Другое направление электрохимии связано с процессами, по существу противоположными процессам, протекающим в гальванических элементах. Речь идет об электролизе - химических превращениях веществ под действием электрического тока. Электролиз лежит в основе выделения и очистки металлов, получения разнообразных химических веществ, нанесения металлов на поверхность металлических и неметаллических изделий, электрохимического полирования и фрезерования металлов и других важных процессов.

Третье направление связано с изучением коррозионных процессов и разработкой эффективных методов защиты металлов от коррозии.

Важными задачами электрохимии являются создание и совершенствование методов количественного анализа химических веществ, исследования и контроля химических процессов, разработки приборов для обнаружения и количественного определения вредных примесей в окружающей среде и т.д.

Проводники электрического тока бывают двух типов:

1.Проводники первого рода или проводники с электронной проводимостью. К ним относятся все металлы.

2.Проводники второго рода, обладающие ионной проводимостью, это растворы и расплавы электролитов.

Поскольку рассматриваемые в электрохимии процессы протекают, главным образом, в растворах электролитов, остановимся подробно на ионной проводимости.

При растворении в воде кислот, оснований или солей образуются ионы, которые находятся в непрерывном беспорядочном движении. Если в раствор электролита погрузить два твердых электрода, соединенных с источником постоянного тока, движение ионов становится направленным - каждый ион перемещается по направлению к электроду с противоположным знаком заряда.

На скорость движения ионов в электрическом поле влияют следующие факторы:

а)Размер иона: чем меньше ион, тем он более подвижен.Рассматривая этот фактор, необходимо помнить, что ионы в водном растворе гидратированы, а значит речь идет о размерах гидратированного иона . Например, свободный ион Li + меньше иона К + , однако первый ион обладает меньшей скоростью движения в растворе. Это связано с тем, что он в большей степени гидратирован.

б)Заряд иона: скорость движения иона тем больше, чем выше его заряд. Однако следует иметь в виду, что с увеличением заряда увели-чивается степень гидратации, значит уменьшается подвижность.

в)Природа растворителя: чем больше вязкость растворителя, тем большее сопротивление испытывает ион, тем меньше его скорость.

г)Напряженность электрического поля U, т.е. разность потен-циалов между электродами Е, деленная на расстояние между ними l :

U = E/l (3.1.)

Для того, чтобы исключить влияние последнего фактора принято сравнивать скорости движения ионов при U = 1 В×см -1 , называемые абсолютными скоростями . Единица измерения абсолютной скорости: см 2 ×В -1 ×с -1 . Влияние первых двух факторов можно проследить по табл.3.1.

Из таблицы видно, что ионы Н + и ОН - обладают значительно большей скоростью по сравнению с другими ионами. Это принято объяснять особым механизмом движения указанных ионов, называемым эстафетным. Сущность эстафетного механизма можно представить схематически так:

Н 3 О + + Н 2 О = Н 2 О + Н 3 О + и

Н 2 О + ОН - = ОН - + Н 2 О

Таблица 3.1.

Абсолютные скорости ионов в водных растворах (t=25 0 С)

Катион V + Катион V + Анион V - Анион V -
Н + К + NH 4 + Ag + Na + Li + 0.003620 0.000762 0.000760 0.000642 0.000520 0.000388 Ва 2+ Са 2+ S 2+ Mg 2+ 0,000659 0,000616 0,000616 0,000550 ОН - Br - I - Cl - NO 3 - 0,002050 0,000812 0,000796 0,000791 0,000740 СH 3 СОО - SO 4 2- ClO 4 - Fe(CN) 6 4- 0,000424 0,000827 0,000705 0,001140

Таким образом, между ионами гидроксония Н 3 О + и молекулами воды, а также между молекулами воды и гидроксид-ионами происходит обмен ионами Н + . Эти процессы происходят с огромной скоростью - средняя продолжительность существования иона Н 3 О + составляет примерно 10 -11 с. В отсутствие внешнего поля такой обмен протекает в любых направлениях. Под действием электрического поля передача ионов Н + происходит направленно.

Жидкости, как и твердые тела, могут быть проводниками, диэлектриками (спирт, вода) и полупроводниками (расплавленный селен, теллур). Растворы веществ, которые проводят электрический ток, называются электролитами. Электролитами являются, например водные растворы солей, кислот и щелочей. Их (молекулы состоят из двух частей, обладающих противоположными и равными по величине зарядами, т. е. из двух ионов. Когда они попадают в воду, диэлектрическая проницаемость которой ε = 81 , сила электрического взаимодействия между ними уменьшается в 81 раз. При таком уменьшении силы притяжения между ионами, составляющими молекулы растворяемого вещества, последние от столкновения с молекулами воды в процессе теплового движения распадаются на ионы, т. е. происходит электролитическая диссоциация. Ионы водорода и металлов положительные.

Некоторое количество противоположно заряженных ионов при своем движении может оказаться настолько близко друг к другу, что силы электрического притяжения объединяют их снова в нейтральную молекулу. Величина заряда иона (валентность) определяется числом потерянных или приобретенных атомом (или группой атомов, составляющих ион) электронов. Электролитическую диссоциацию записывают в виде уравнений, как и любые другие химические реакции:

Итак, в электролите имеются свободные носители заряда, ими? являются положительные и отрицательные ионы. Они находятся в тепловом движении.

Опустим в электролит два электрода и присоединим их к полюсам источника постоянного тока. Под действием электрического поля, образованного источником тока в электролите, свободные ионы помимо теплового движения начинают двигаться в противоположные стороны: положительные - к отрицательному электроду, а отрицательные - к положительному электроду. Поток положительных и отрицательных ионов в электролите поп действием электрического поля источника тока есть ток в электролите. Чем больше ионов содержится в 1 см 3 электролита и чем больше скорость их движения, тем больше сила тока. Скорость непрерывного движения ионов, образующих ток в электролите, невелика. Даже самый быстрый ион водорода при напряженности электрического поля Е = 100 в / м имеет скорость примерно 12 см / ч , а ион натрия - 1,6 см / ч . Для электролитов справедлив закон Ома.

При прохождении тока через электролит ионы, достигая электродов, нейтрализуются и выделяются на них в виде нейтральных молекул вещества. Значит, прохождение тока через электролиты всегда сопровождается переносом вещества. Из этого следует, что в электролитах, в отличие от металлических проводников, носителями тока являются не свободные электроны, а ионы. В отличие от металлов электролиты имеют ионную проводимость. Через электролит электрический ток проходит до тех пор, пока растворенное вещество в растворителе полностью не выделится на электродах, после этого ток прекратится.

Движение ионов в электрическом поле используется для введения их в организм с лечебной целью через неповрежденную кожу. Например, при введении в руку ионов кальция ее кисть помещают в ванну с водным раствором хлористого кальция, предплечье соединяют с отрицательным полюсом источника тока, а электрод, погруженный в электролит, с положительным полюсом (рис. 107). Под действием электрического поля положительные ионы кальция входят в тело и распространяются по всей руке.

Выясним, как зависит сопротивление электролита от температуры. Соберем электрическую цепь из источника тока, амперметра и пробирки с электролитом, в который погружены электроды (рис. 108). Нагревая электролит, мы замечаем увеличение силы тока в цепи. Значит, при нагревании электролитов их сопротивление уменьшается. Скорость молекул при этом становится большей, кинетическая энергия их увеличивается, что вызывает более частые и сильные соударения между молекулами электролита, в результате происходит больший распад молекул растворенного вещества на ионы. Рост числа ионов, образующих ток, увеличивает его силу. С возрастанием температуры повышается сопротивление электролита направленному движению свободных ионов, но рост их числа вызывает большее увеличение силы тока, чем уменьшение его за счет возрастания числа соударений ионов с молекулами электролита. В конечном итоге от нагревания сопротивление электролита уменьшается.

Материал из Юнциклопедии


Один из способов определения того, с какой скоростью движутся ионы в растворе под действием электрического поля, состоит в следующем. Вырежьте полоску фильтровальной бумаги длиной 10 см и шириной 2 см и укрепите её на стекле или другой изолирующей подставке. Концы полоски должны соприкасаться с проводящими контактами, а вся электрическая цепь состоять из выпрямителя или батареи с напряжением 15–20 В (можно соединить несколько батарей последовательно), ключа и полоски, соединенных последовательно (см. рис.). Теперь займемся приготовлением электролита. Лекарство пурген (фенолфталеин) надо растворить в спирте или одеколоне и добавить несколько капель к раствору поваренной соли в воде. Пропитайте бумагу раствором и замкните ключ. У катода образуется красное пятнышко, которое разрастается и начинает перемещаться к аноду. В результате электролиза у катода происходит выделение водорода и образование ионов OH − . Они вызывают окрашивание фенолфталеина и под действием электрического поля движутся к аноду. Определив скорость перемещения красного цвета, можно оценить скорость движения ионов в электролите. Она составляет несколько миллиметров в минуту.

Следует позаботиться о том, чтобы за время опыта фильтровальная бумага не высохла, и закрыть её сверху еще одним стеклом.

Меняя напряжение на зажимах и концентрацию солевого раствора, вы можете выяснить ряд закономерностей движения ионов.