электролиз

Зміст Вступ 1. Електроліз 1.1 Відкриття законів електролізу 1.2 Перший закон електролізу 1.3 Другий закон Фарадея 2. Спадщина Фарадея 2.1 Проходження струму через розчини 2.2 Роботи Рудольфа Клаузіуса 2.3 Метод Кольрауш 2.4 Які вони, ці іони? 2.5 Відкриття електрона 2.6 Якоб Вант-Гофф 2.7

Сванте Арреніус 2.8 Вільгельм Оствальд 2.9 Вклад російських хіміків 3. Теорія розчинів 4. Гальваніка 5. Дослід з електролізу Вступ Електроліз- сукупність електрохімічних окислювально-відновлювальних процесів, що відбуваються при проходженні електричного струму через електроліт з зануреними у нього електродами. "Електроліз" в нас одразу ж асоціюється з чимось електричним.

Явище електролізу відіграє дуже цікаву роль у нашому житті. Це не лише проводження електричного току через рідкі середовища, а й багато потрібних хімічних процесів в виробництві. Електроліз лежить в основі багатьох електро-хімічни процесів таких як: гальваніки, електроекстракції, гідроелектрометалургії, електрорафінування та медицині (фізіотерапія, електрофорез, ампліпульс) і т.д. Отримання цільових продуктів шляхом електролізу дозволяє порівняно просто (регулюючи силу струму)

керувати швидкістю і напрямом процесу, завдяки чому можна здійснювати процеси як в самих "м'яких", так і в гранично "жорстких" умовах окислення або відновлення, отримуючи найсильніші окислювачі та відновники. Шляхом електролізу виробляють Н2(водень) та О2(кисень) з води, Сl2 з водних розчинів NaCl, F2 з розплаву KF в KH2F3. Зпрощює добування дорогих та рідкісних металів.

Гідроелектрометаллургія - важлива галузь металургії кольорових металів (Сu, Bi, Sb, Sn, Pb, Ni, Co, Cd, Zn); вона застосовується також для отримання благородних і розсіяних металів (Мn, Сr). Електроліз використовують безпосередньо для катодного виділення металу після того, як він переведений з руди в розчин, а розчин підданий очищенню. Такий процес називається електроекстракціей. Електроліз застосовують також для очищення металу - електролітичного

рафінування (електрорафінування). Ще одним застосуванням електролізу являється гальваніка. Вона являє собою електрохімічний метод надання нових можливостей та властивостей іншим токопровідним матеріалам. За допомогою гальваніки надається: захисні, антикорозійних, захисно-декоративні, декоративні (хромування, нікелювання, оцинкування, обміднення) можливості матеріалів. Багато людей користуються плодами електролізу навіть не підозрюючи це.

1.Електроліз 1.1 Відкриття законів електролізу З літа 1832 Фарадей все більше і більше замислювався над хімічною дією електричного струму. Він відчував, що тут має бути укладено щось глибоке, і вирішив будь-що докопатися до цих глибин. Перші досліди були простими, але вони дозволили Фарадею визначити програму і послідовність досліджень.

Спочатку він з'ясував наявність хімічної дії електричного струму. Маленький куркумовий папірець, змочений розчином сульфату натрію, він помістив одним кінцем проти вістря розрядного проводу електричної машини. Інший її кінець з'єднав з другим проводом машини. «Після сорока або п'ятдесяти оборотів машини кінець папірця, звернений до вістря, був окращен завдяки присутності вільного лугу» записав він. Але чи викликаний виявлений ефект тільки дією струму?

Видозмінюючи об'єкт дослідження, він проробив досвід, в якому «не допускалося металевого з'єднання з розкладаючоюсь речовиною». На листочок куркумового папірця був покладений такий же листочок лакмусового папірця, обидва були змочені розчином сульфату натрію. На деякій відстані від кінців папірців були укріплені вістря, одне з яких було пов'язано з кондуктором машини, а інше - з розрядним дротом. Через деякий час після обертання машини «робилося очевидним розкладання,

так як кінець лакмусового папірця червонів від виділиної кислоти, а кінець куркумової фарбувався від подібного ж і одночасного виділення лугу». Фарадей записує: «Кислота збирається біля негативного кінця, а луг - біля позитивного». Що робити далі, ясно 1.2 Перший закон електролізу У вересні 1832р. Фарадей вже міг сформулювати перший закон електролізу. Експериментальні дані не залишали ніяких сумнівів в

існуванні залежності між кількістю електрики і величиною його хімічного дії. Але Фарадей непоспішає він як завжди працює методично. Щоб встановити залежність між кількістю електрики і об'ємом речовин, що утворюються в результаті електрохімічної реакції, треба спочатку виконати деякі підготовчі роботи. 14 вересня він доводить, що кількість електрики не залежить від напруги.

Кілька разів він повторював досліди з батареєю, що складається то з семи, то з п'ятнадцяти лейденський банок, кожну з яких він заряджав тридцятьма оборотами машини, а потім підключав батарею до електрометрії. Стрілка електрометрії через певний час завжди відхилялася на п'ять з половиною поділок. З чого випливало, що «відхиляюча сила електричного струму прямо пропорційна пройшов кількості електрики незалежно від напруги останнього». На другий день він збирає маленький, або, як він його називає, «стандартний»

вольтів стовп. Точно як завжди регламентує всі умови досвіду: діаметр платинової і цинкової зволікань, глибину їх занурення у розчин, концентрацію сірчаної кислоти в розчині. При роботі з такою батареєю він встановлює, що при її розряді стрілка Електрометрії відхиляється на п'ять з половиною поділок за вісім відліків проміжків часу за хронометром. Так він визначає однакові кількості електрики від різних джерел.

Далі Фарадей побачив, що величина бурого плями, розпливаються на просоченої розчином йодистого калію фільтрувальному паперу навколо притиснутою до неї платинової дроту, однакова, якщо пропускати одне і те ж кількість електрики від різних джерел. У цей день він переконався, що розміри плями (тобто величина хімічного дії струму) прямо пропорційні часу пропускання струму, інакше кажучи, кількості електрики. Ось вона, та закономірність, яку він шукав.

Але поки Фарадей записує її як результат досвіду. На його думку, зробленого ще недостатньо. Хімічне дію струму може проявлятися не в одному лише зміні кольору індикаторного папірця. Під дією струму відбувається розкладання води, водних розчинів. Струм обступає і розчиняє метали. Як же буде ситуація справа в цих випадках? Більше двох місяців Фарадей не ставить ніяких дослідів.

Він розмірковує. Нарешті, 10 грудня Фарадей записує закон електрохімічного розкладу, перший закон електролізу: « Хімічна сила прямо пропорційна абсолютній кількості минулого електрики ». Вивод закону Фарадея (1) (2) (3) (4) , де z - валентність атома (іона) речовини, e - заряд електрона (5). Підставляючи (2) - (5) в (1), отримаємо де  — постійна Фарадея. 1.3 Другий закон Фарадея Електрохімічні еквіваленти різних речовин відносяться, як

їх хімічні еквіваленти. Хімічним еквівалентом іона називається відношення молярної маси A іона до його валентності z. Тому електрохімічний еквівалент де F - постійна Фарадея. Перший закон Фарадея записується в наступному вигляді: де M - молярна маса даної речовини, що утворилася (проте не обов'язково виділиться - воно могло і вступити в яку-небудь реакцію відразу після утворення) в результаті електролізу,

I - сила струму, пропущеного через речовину або суміш речовин (розчин, розплав) , t - час, протягом якого проводився електроліз, F - постійна Фарадея, n - число що бере участь в процесі електронів, яке при досить великих значеннях сили струму дорівнює абсолютній величині заряду іона (і його протиіонів), що прийняв безпосередню участь у електролізі (окисленого або відновленого). Однак це не завжди так; наприклад, при електролізі розчину солі міді (II) може утворюватися не тільки

вільна мідь, але і іони міді (I) (при невеликій силі струму). 2. Спадщина Фарадея Почавши працювати, Фарадей неодмінно доводив роботу до кінця. Його девіз був: «працювати, закінчувати, публікувати». Своїми успіхами в науці, він зобов'язаний не тільки таланту, але і вольовій цілеспрямованості. Коли його запитали, у чому секрет його успіхів, він відповів: «Дуже просто:

я все життя вчився і працював, працював і вчився». З 1831 по 1855 р. він опублікував тридцять своїх серій «Експериментальні дослідження з електрики», викладених у формі коротких параграфів. Загальне число параграфів досягло 3430. З ім'ям Фарадея пов'язані цілі три одиниці виміру: Фарада, що служить основною одиницею виміру електричної потужності в

Міжнародній системі одиниць; Фарадей - позасистемна одиниця кількості електрики, що дорівнює приблизно 9,65 • 104 кулонам, тобто стільком кулонам, скільки кулонів / молей міститься в числі Фарадея, або постійної Фарадея, чисельно рівний кількості електрики, проходження якого через електроліт призводить до виділення на кожному з електродів одного моля речовини. У науковій літературі раз у раз зустрічаються явище

Фарадея, ефект Фарадея, закон Фарадея - електродинаміки - Ленца, фарадізація, фарадметр. Роботам Фарадея судилося стати найважливішою ланкою в ланцюгу подій, які зробили нашим надбанням технічні досягнення в області електрики і електрохімії. Якщо роботи інших учених того часу являли собою окремі піки, то Фарадей спорудив цілі гірські ланцюги з взаємозв'язаних

і дуже важливих робіт. Мовою сучасних уявлень про атоми і молекули закони електролізу Фарадея можна сформулювати так: 1. Пропущення одного і того ж електричного заряду через електролітичні клітинку завжди призводить до кількісно однаковим хімічним перетворенню в цiй реакції. Маса речовини, що виділяється на електроді, пропорційна кількості електрики, пропущеної через осередок.

2. Для виділення на електроді одного моля речовини, яка в процесі електрохімічної реакції набуває чи втрачає один електрон, необхідно пропустити через осередок 96485 кулонів електрики. Ці закони мали велике значення для розвитку теорії будови матерії: вони вказували на існування «атомів» електрики, пов'язаних з атомами речовин. Так як в них відбивалася кількісний зв'язок між масою речовини, що виділяється при електролізі,

і необхідними для цього кількості електрики, стало можливим кількісно передбачити хід певних електрохімічних процесів та експериментально визначити еквівалентні маси хімічних елементів і їх з'єднання. Виходячи з еквівалентних мас речовин, можна розрахувати їх молекулярні маси. Зв'язавши свої дослідження електричних явищ з атомістичний поданнями до хімії, Фарадей став передвісником сучасного вчення про будову атома.

Відкриття Фарадея, результати його титанічної роботи вражають уяву. Однією з найбільш вражаючих робіт Фарадея є дослідження, проведене ним після одинадцяти з лишком тисяч експериментів, які він провів протягом усього свого наукового життя. Останній запис у його лабораторному журналі зроблений 12 березня 1862р коли Фарадею було сімдесят років. З неї випливає, що вчений намагався встановити, чи може пучок світла заломлюється

в магнітному полі. Спроба не увінчалася успіхом через обмежені можливості апаратури. Фарадей, проте, був впевнений, що вплив магнетизму і електрики на світло повинно існувати. Він мав рацію. Ефект цей виявив голландський фізик Пітер Земан (1865-1945), за що і був у 1902 р. удостоєний Нобелівської премії. Головним напрямком діяльності

Фарадея було вивчення таємниць природи, а не їх використання, проте важко переоцінити те значення, яке мали закони електролізу для практики. Можливість окислення і відновлення речовин електричним струмом відкрила широкі перспективи як для наукових досліджень, так і для хімічної та металургійної технології. Ще за життя Фарадея був винайдений гальванічний елемент і почалося використання гальванопластики, створений перший

паливний елемент і винайдений свинцевий акумулятор. 2.1 Проходження струму через розчини Даніель Джон Фредерік (12.03.1790-13.03.1845) - англійський вчений і винахідник, член Лондонського королівського товариства (1813), його секретар в 1839-45. Народився в Лондоні. Був директором «Континентал газ компані», в 1831-45 - професор

Лондонського університету. Роботи присвячені електрохімії, електрики, молекулярної фізики, метеорології. Винайшов гігрометр (1818), описав новий пірометр і сконструював водяний барометр (1830). Винайшов (1836) хімічний елемент з міді та цинку (елемент Даніеля) - перше джерело стійкого постійного струму. Спостерігав (1836), що шар міді, відкладався в його елементі на електроді, відображає особливості поверхні

цього електрода. Намагався пояснити основні атмосферні явища. Популяризатор науки. «Про мандрування іонів у час електролізу». Так романтично була названа робота І. Гітторфа, професора Мюнстерського університету. З'явилася ця робота не випадково. У своїх експериментах з електролізу Даніель натрапив на явище, якому ніяк не міг дати пояснення.

Пропускаючи струм через розчин сульфату міді між мідними електродами, він вважав, що у відповідності з теорією електролізу Гротгуса та законами Фарадея на аноді має утворюватися стільки ж солі, скільки її розклалося на катоді. Однак, до його здивування, все виходило не так. Даніель та й сам Фарадей вважали, що у катіонів та аніонів швидкості однакові. З того ж, що побачив Даніель, дізналися, що іони при електролізі рухаються з неоднаковими швидкостями.

Це і вирішив вивчити Йоганн Гітторф (1824-1914). Йому вдалося з'ясувати, що аналіз розчину близько електродів до електролізу і після нього, а також визначення убутку катіонів біля анода та аніонів у катоді дає підставу виміряти відносну швидкість руху іонів. Вимірювання показали, що катіони і аніони рухаються з різною швидкістю. Шість років свого життя присвятив Гітторф визначення відносних швидкостей

іонів багатьох солей, кислот і основ. Частки загальної кількості електроенергії, що переносяться кожним видом іонів, Гітторф назвав числами переносу. Розроблені ним методи дозволяють визначити і швидкості руху іонів, і будова солей. Замислившись над надто високими числами переносу у аніону йодистого калію, Гітторф припустив, що цей іон є комплексним. Надалі це припущення підтвердилося. Результати, отримані

Гітторфом, були прекрасними, але виникало питання, чому в розчині складові частини молекул електроліту, пов'язані, як правило, між собою сильну хімічну спорідненість, розходяться в різні боки до електродів навіть при незначній напруженості поля в електроліті. Стало ясно, що вчення про електроліз не може розвиватися без дослідження причин появи іонів електроліту в розчині. Спочатку всі були переконані, що розпад молекул на

іони відбувається під дією електричної сили, яка долає хімічна спорідненість молекул. І хоча теорія електропровідності Гротгуса була прийнята багатьма вченими, думка його, що в розчині відбувається самопроізводний обмін часток, а отже, і розкладання електроліту без всякого дії струму, не була підтверджена і розвинена. До того ж багато досліджень свідчили про те, що солі, кислоти

і підстави, з яких утворюються електроліти дуже міцні і стійкі з'єднання, а при утворенні їх самих виділяється велика кількість енергії. З іншого боку, якщо припустити, що розкладання відбувається під дією електричного струму, то це буде суперечити закону Фарадея, згідно з яким вся кількість електроенергії має бути витрачено на виділення продуктів електролізу у електродів. Виникає глухий кут.

2.2 Роботи Рудольфа Клаузіуса Вивченням причин появи катіонів та аніонів електроліту в розчині зайнялися теоретики. За справу взявся один із творців термодинаміки і кінетичної теорії газів Тридцятип'ятирічний професор Цюріхського університету Рудольф Клаузіус (1822-1888), якому наука зобов'язана поняттям ентропії, настільки популярним з середини нашого століття, коли на авансцену виступила теорія

інформації та кібернетики. Клаузіус визнав необгрунтованим припущення про стан розчину електроліту, в якому позитивна частина молекул міцно з'єднана з негативною, і запропонував свою теорію, що пояснює причини появи іонів в розчині. За Клаузіус, при молекулярному тепловому русі, зростаючому з температурою, відбуваються зіткнення молекул. Деякі з цих ударів бувають настільки сильними, що одна або навіть обидві молекули

розпадаються після зіткнення на складові частини, які незначний час залишаються вільними, забезпечуючи провідність, а потім з'єднуються, утворюючи нову молекулу. У кожний момент часу відоме число молекул в розчині розпадається на іони цілком мимовільно, без всякого струму, а відоме число іонів збирається в молекулах, так що в кінці кінців при певній температурі між цими процесами встановлюється

рухлива рівновага. Електричний струм же не поділяє молекули на складові частини, а тільки впливає на рух цих частинок, коли ті перебувають у вільному стані. Провідність, природно, зростає з температурою: чим вища температура, тим енергійніше рухаються молекули, тим більше відбувається зіткнень і більше утворюється вільних іонів. Переконливо математично обгрунтована теорія

Клапейрона була чудовою. Але і на її рахунок виникали деякі сумніви. Так, з розведенням розчинів, як було відомо, еквівалентна електропровідність зростає, а з теорії Клапейрона розбавлення, зменшуючи вірогідність зіткнення молекул в електроліті, має, навпаки, погіршувати його електропровідність. Здавалося, що після відкриття Ома не повинно було залишатися жодних труднощів у вимірі електропровідності або опору розчинів.

І проте Якщо електропровідність звичайного дроту та інших провідників легко вимірювалася по тому опору, що вони чинили постійному струму, то застосування постійного струму для вимірювання електропровідності розчинів наражалося на серйозні перешкоди. Вимірювання опору осередку ускладнювалося поляризацією електродів (відхиленням потенціалу електроду від рівноважного значення при проходженні струму) і концентраційної поляризації (зміною концентрації

розчину у електродів). 2.3 Метод Кольрауш Німецький фізик-експериментатор Фрідріх Кольрауш (1840-1910) запропонував замінити постійний струм змінним, який не робить ніякого впливу на електроліт, так як речовини, які виділяються в один момент, в іншій із зміною напрямку струму поглинаються. Взявши за основу відомий місток Уітстона для вимірювання опору металевих провідників, він розробив для вимірювання опору електролітів

свій місток, названий містком Кольрауш. Виявилося, що гранична молекулярна електропровідність розчину електроліту дорівнює сумі рухливостей його іонів при нескінченному розведенні. З цих даних і даних Гітторфа виходило, що при однаковій електрорушійної силі кожен іон переміщається з властивою йому швидкістю незалежно від того, чи переміщуються в цей час через рідини інші іони. Метод Кольрауш став застосовуватися при аналізі будови солей, кислот, основ у розчинах

і в інших дослідженнях. Кодьрауш показав також, що чиста вода (він переганяв її в золотій посуді по п'ятдесят разів) має більший опір з огляду на нікчемність дисоціації її власних часток. Безводний хлористий водень також виявився поганим провідником, в той час як водний розчин соляної кислоти належить до числа найбільш електропровідних електролітів. Чи можна пояснити такі різні властивості хлористого водню, не допустивши взаємодії частинок хлористого

водню з водою? Невирішені проблеми, як це зазвичай буває, виникали одна за одною. Існували, наприклад, експериментальні факти, що свідчать про те, що електроліз дійсно починається при мінімальній електрорушійної силі, але незабаром зупиняється. Щоб він не припинявся, треба підтримувати в ланцюзі ЕРС, іноді досить значну. Це стало предметом уважного вивчення.

У 1873 р. Гельмгольц висловив перші припущення, що призвели до вельми продуктивних результатів. Перш за все він вивів із закону Фарадея важливе слідство. Якщо для розкладання еквівалентних кількостей різних речовин необхідно завжди одне і те ж кількість електрики, значить, не відбувається ніякої витрати ЕРС на розкладання електроліту в розчині. А це, у свою чергу, означає, що в розчинах

іони знаходяться до електролізу у вільному стані, електричний струм їх тільки підхоплює і направляє до електродів. Виділяючись на електродах, іони розряджаються і віддають всю кількість електрики, що його несли на собі. Таким чином, припускає Гельмгольц, іони вільні і мають електричний заряд, між ними існують електричні сили, а розкладання зводиться лише до того, щоб відняти в

іонів їхні заряди. Інакше кажучи, робота розкладання витрачається лише на перетворення іонів в молекули, на їх переведення у нейтральний стан. Саме в процесі цих міркувань у Гельмгольца народжується думка про електролітичної дисоціації. 2.4 Які вони, ці іони? Після створення гальванічного елемента Джону Даніелю прийшла ще одна прекрасна думка. Він здогадався, нарешті, які вони, ці

іони. Закони електролізу припускали, що два іона, що походять від однієї молекули, володіють рівними по величині і протилежними за знаком електричними зарядами. Але що собою представляють ці іони? Берцеліус вважав, що електрорушійна сила «рве» сили хімічної спорідненості, і при електролізі, наприклад, сірчанокислого калію виходить електропозитивна частка К2О і негативна SO3. Але якщо склад солі висловити, як

K2OSO3 (а за Берцеліуса, він виходить саме таким), то не зрозуміло, чому той же струм в одному випадку в стані тільки розкласти воду на водень і кисень, тоді як в іншому він розкладає стільки ж води і , крім того, ще виділяє на аноді SO3 і на катоді К2О. Допущення електролізу води і одночасного розкладання води і солі на ангідрид та підставу вело до протиріччя із законами

Фарадея. У листі до Фарадея Даніель виклав свої міркування. Усе прийде в гармонію, писав він, якщо в солях містять кисень кислот, метал розглядати в якості одного іона, а кислотну групу - в якості іншого. Коли електроди електролітичної комірки зроблені з платини або іншого хімічно стійкого металу, в результаті електролізу з'являється аніон, який з'єднується з водою, утворюючи сірчану кислоту і кисень, який і виділяється.

Якщо ж анод зроблений з міді або цинку, то аніон з'єднується з таким металом і утвориться або сульфат міді, або сульфат цинку відповідно. Так, спираючись на кількісні вимірювання продуктів електролізу, Даніель дав правильне пояснення складу аніонів і катіонів солей. 5 квітня 1881 в Лондоні в своїй промові в пам'ять

Фарадея Гельмгольц розвинув ідею про вільні іони, заряджених певною кількістю позитивного або негативного електрики. Він підкреслив, що кожна еквівалентна одиниця елементарного іона заряджена певним, неподільним кількістю електрики - «електричним атомом». Ця фарадеевская мова Гельмгольца ідейно підготувала вчення про електрони, вона змусила хіміків звернути увагу на дослідження фізиків і згадати електрохімічну теорію

Берцеліуса, яку він висунув у 1811 р. і в якій були присутні атомістичні подання про електрику. До цієї ж думки схилявся і Фарадей. «Атоми тіл, еквівалентні один одному щодо їхнього звичайної хімічної дії писав він містять рівні кількості електрики, природно пов'язаного з ними». Концепція атомної будови електрики отримала в роботах Фарадея кількісне підтвердження. Здавалося, в постійному повторенні одних

і тих же понять на зразок «порцій електрики» мається на увазі саме атомна будова електрики. Але це було не так. Мова йшла про властивість матерії заряджатися певною кількістю, а не про властивість самої електрики. Втім, виходячи із законів Фарадея, довести атомну будову електрики ще не можна. Адже Фарадей говорив про кількість електрики, яка переноситься іонами під час електролізу. Звідси як наслідок випливало, що

іони заряджаються лише певною кількістю електрики. Як би там не було, але в 70-80-х роках XIX ст. уявлення про структуру електричного заряду були дуже непевними. Тим не менше Максвелл у своїх роботах прийшов до висновку, що «атомний заряд має постійну величину», і назвав її «молекулою електрики». Але далі великий фізик не пішов. Він навіть вважав, що це в майбутньому виявиться непотрібним.

У 1871 р. ідею електричного атомізму висловив німецький фізик Вільгельм Вебер (1804-1891). Він навіть побудував першу електронну модель атома. Вебер сказав: «При загальній поширеності електрики ми маємо право прийняти, що з кожним ваговим атомом пов'язаний електричний атом». 2.5 Відкриття електрона У 1874 р. ірландський фізик і математик Джордж Стогін (1826-1911), теж грунтуючись на законах

Фарадея, зробив логічний висновок про дискретності одиниці електрики. Він писав: « я висловлю закон Фарадея в наступних словах, які додадуть йому точність:« Кожний хімічний зв'язок, який розривається в електроліті, відповідає певний й однакове в усіх випадках електриці ». Але питання про атомному будові електрики по-справжньому поставив все-таки Гельмгольц. « Якщо ми допускаємо існування хімічних атомів говорив він у 1881 р - то ми змушені укласти

звідси далі, що також і електрику, як позитивні, так і негативні, розділяється на певні елементарні кількості, які грають роль атомів електрики . Кожен іон, поки він пересувається в рідині, має бути з'єднаний з одним еквівалентом електрики для кожного свого спорідненого. Тільки на прикордонних поверхнях електродів може відбутися поділ! Якщо тут діє досить велика електрорушійна сила, то

іони можуть віддавати свою електрику і робитися електрично нейтральними ». Видозмінюючи електрохімічну теорію Берцеліуса, Гельмгольц висловив ідею про те, що атоми електрики повинні входити до складу хімічних сполук. Це припущення підтверджувалося тим, що при розчиненні електроліти розпадаються на іони. Один історик науки писав про той час так: «Сцена була цілком готова для драматичного виходу всеперемагаючого

героя - електрона. Жоден драматург не міг би перевершити природу у виборі більш підходящого моменту для того, щоб ввести в дію свого головного актора ». У фізиці в цей час відбулися великі події. У 1895 р. Конрад Рентген (1845-1923) відкрив ікс-промені. Потім виявилося, що це випромінювання виникає при гальмуванні електронів, що випускаються катодом, і їх ударі об анод.

При цьому енергія електронів перетворюється в енергію рентгенівського випромінювання. Через рік Анрі Беккерель (1852-1908) відкрив радіоактивність - мимовільна зміна складу атомних ядер речовин, що супроводжується, як встановили згодом, випусканням елементарних частинок. Це відкриття зіграло величезну роль у вивченні будови атома. Нарешті, наприкінці століття була відкрита найлегша з електрично заряджених частинок - електрон.

У 1897 р. англійський фізик, член Королівського товариства Джозеф Джон Томсон (1856-1940), досліджуючи відхилення катодних променів у магнітному та електричному полях, показав, що вони представляють собою потік негативно заряджених частинок. Томсон виміряв їх питома заряд. Він виявився рівним 1,6 x10-19 кулона, а маса частинки 0,9 x10-27 грама, тобто приблизно в 1837 разів менше маси атома водню.

У 1906 р. Дж. Томсон був удостоєний Нобелівської премії. З'ясувалося, що електричний струм у металах - це потік електронів. Почала відкриватися природа електропровідності металів. У розчинах ж все було по-іншому. 2.6 Якоб Вант-Гофф Менделєєв вважав за необхідне поєднувати хімічну та фізичну точки зору на розчини.

Цієї ж думки тримався і творець фізичної теорії розчинів, один із засновників фізичної хімії голландський хімік Якоб Вант-Гофф (1852-1911). Це був геніальний вчений і мила людина. Він володів сміливою творчою фантазією, вражаючою енергією і незламної логікою. 10 грудня 1901 у присутності видатних вчених світу

Я. Вант-Гофф і К. Рентгену були вручені перші в історії Нобелівські премії. На другий день відповідно до правил Нобелівського комітету нагороджені виступали з повідомленнями про свої наукові досягнення. Рентген доповідав про властивості відкритих ним променів, а Вант-Гофф - про теорію розчинів. Грунтуючись на зміні енергії розчинів при зміщенні компонентів,

Вант-Гофф теоретично вивів кілька законів: про підвищення температури замерзання і температури кипіння, про зниження тиску пари розчинника над розчином і осмотичного тиску розчинів. Ще в 1748 р. французький учений Жан Нолл відкрив явище осмосу. Він виявив, що в ємності зі спиртом, щільно закритою плівкою зі свинячого сечового міхура, якщо її поставити у воду, через деякий час підвищується тиск, що виявляється по здуттю

пузиря. Нолл вважав, що тиск створюється водою, так як перегородка пропускає молекули води, але не пропускає молекули спирту. Через майже два століття німецький фізіолог рослин Вільгельм Пфеффер (1845-1920) провів дуже точні вимірювання залежності осмотичного тиску розчину від його концентрації. Оперуючи його даними, Вант-Гофф провів багато вечорів за розрахунками осмотичного тиску. Поступово йому відкрилося, що закони осмотичного тиску

ідентичні газовим законам. Але все виявилося не так просто: лише для цукрових розчинів і інших неелектролітів можна було розрахувати осмотичний тиск за рівнянням, яке було схоже c рівнянням Клапейрона-Клаузіуса для газів. Для розчинів солей, кислот, основ, словом, для електролітів, розрахункові значення тиску виходили нижче тих, що показували досліди. Вант-Гофф подолав це ускладнення, ввівши в своє рівняння коефіцієнт більше одиниці.

Зі зменшенням концентрації будь-якого електроліту коефіцієнт збільшувався і наближався до цілого числа. Потрібно зрозуміти фізичну сутність явища, думав він, і тоді все стане ясно. Здогадка була знайдена несподівано. 2.7 Сванте Арреніус Молодий швед Сванте Арреніус (1859-1927), тільки-тільки закінчив університет в Упсалі, прагнучи розробити метод визначення молекулярної ваги розчинених речовин, провів вивчення електропровідності

сильно розбавлених електролітів. Він проробив величезну кількість дослідів із сорока п'ятьма різними сполуками при різних ступенях розведення. Навесні 1883 він вирішив, що експериментів проведено досить, пора їх як слід осмислити. Він встановив відносне наростання електропровідності розчину зі зменшенням концентрації електроліту і припустив, що електроліти мимовільно дисоціюють на вільні заряджені

іони. «Ця думка з'явилася у мене в ніч на 17 травня 1883 р і я не міг спати, поки не вирішив до кінця всієї проблеми» згадував він згодом. Через рік він захищав докторську дисертацію на тему «Дослідження гальванічної провідності електролітів». Дисертація була прийнята з несхваленням. Упсальским професорам здавалося неймовірним, що у водному розчині хлориду натрію існують дисоційованими іони хлору

і натрію, не виявляючи своїх властивостей. Ступінь доктора філософії (щось на зразок нашого кандидата наук) все-таки була присуджена Арреніусу, але доцентом його не взяли. Тоді молодий вчений направив листи зі своєю статтею про провідності електролітів Клаузіусу до Бонна, Вант-Гофф в Амстердам і Оствальду до Риги. «Те, що було написано в цій роботі, настільки відрізнялося від звичного

і відомого, що я спочатку був схильний все це цілком прийняти за нісенітницю. Але потім я виявив там кілька обчислень, добре співпадаючих з результатами, до яких я прийшов зовсім іншим шляхом Велика проблема спорідненості, якої я припускав присвятити майже все своє життя, була вирішена » згадував Вільгельм Оствальд (1853-1932) про той черв енський день 1884 р коли він вперше побачив ім'я Сванте Арреніуса. Ідея Арреніуса про дисоціації була чудова.

Вант-Гофф і Оствальд вважали, що нова теорія стане основою у вивченні властивостей розчинів. Вант-Гофф написав грунтовний лист Арреніус, в якому висловив йому підтримку і навів свої дані, які підтверджують теорію електролітичної дисоціації. Щоб обговорити теорію, Оствальд відвідав і Вант-Гоффа, і Арреніуса. Прибуття відомого вченого в Упсалу призвело до збентеження місцевих професорів,

і Арреніусу надали доцентуру Тим не менше один з них, учитель Арреніуса П'єр Теодор Клеве (1840-1905), який відкрив Тулій і Гольмій, з жахом питав Оствальда, вказуючи на склянку з водним розчином хлористого калію: «Але ж це нісенітниця допустити разом з Арреніус, що в розчиненому хлористому калії хлор і калій відокремлені один від одного ». І коли Оствальд відповів ствердженно,

Клеве кинув на нього погляд, висловлюємо щирі сумнів у тому, що співрозмовник розбирається в хімії. Наполегливість Арреніуса та підтримка з боку Оствальда і Вант-Гоффа мало-помалу долали упередження прихильників звичних поглядів. Через деякий час теорія Арреніуса отримала таке експериментальне підтвердження, якого було вже досить, щоб зламати будь-який опір. Арреніус пов'язав зі властивостями

іонів і розчинника і електропровідність: вона тим менше, чим більший розмір іонів і чим більше молекулярна вага розчинника. За розробку теорії електролітичної дисоціації, що опинилася виключно плідною для науки, отримав Нобелівську премію і він. Було це в 1903 р коли Арреніус виповнилося 44 роки. Наступні його експериментальні дослідження були майже всі присвячені доказу теорії.

Арреніус написав багато популярних праць, лаконічних і глибоко змістовних («Курс теоретичної електрохімії», «Хімія і сучасне життя» тощо). У ньому дивно гармонійно поєднувалися серйозність і дотепність. Він рано почав повніти і жартував з цього приводу, розповідаючи, як одного разу на одному конгресі в Берліні він прийшов у готель на вечірній раут.

Він роздягся в гардеробі і хотів пройти в зал до своїх колег. Гардеробник зупинив його: «Ви йдете не туди, корпорація м'ясників засідає поруч». 2.8 Вільгельм Оствальд Особливо велику роль у поширенні і затвердження теорії електролітичної дисоціації зіграв Вільгельм Оствальд. Народився він у Ризі, в сім'ї бондаря, вихідця з

Німеччини. Навчався в університеті в Дерпті (нині Тарту), а незабаром після закінчення університету став викладати хімію в Ризькому політехнічному інституті. Життя цього незвичайно обдарованої людини було наповнене творчістю і боротьбою. Це було невичерпне джерело нових ідей. Про нього казали: «Побалакай з Оствальдом півгодини,

і ти будеш мати роботу на півроку». З його лабораторії вийшло 70 професорів. Оствальд виявив залежність між електропровідністю розчинів кислот і ступенем їх електролітичної дисоціації і знайшов закономірність, що зв'язує ступінь дисоціації електроліту з концентрацією так званий закон розведення. У 1887 р. Оствальд, Арреніус і Вант-Гофф заснували «Журнал фізичної хімії», головним редактором став

Оствальд. Він же був обраний першим президентом електрохімічного товариства, яке було організовано в 1894 р. з ініціативи Оствальда і Нернста. Нобелівська премія з хімії, яку він отримав в 1909 р гідно увінчала його дослідження основних принципів управління хімічною рівновагою і швидкостями реакцій. Як вже говорилося, теорія електролітичної дисоціації припускала, що розчини електролітів містять головним чином вільні іони, а частина речовини в розчині знаходиться у вигляді молекул.

Частка що розпалася на іони молекул розчиненої речовини отримала назву ступеня дисоціації. Дані, що підтверджують цю теорію, накопичувалися з кожним роком. На її основі Арреніус встановив сенс загадкового коефіцієнта Вант-Гоффа. Йому стало ясно, що відхилення електролітів у водному розчині від осмотичного закону Вант-Гоффа і закону Рауля про зниження точки замерзання як раз

і є доказом розпаду речовин на іони. Подібно молекулам, іони знижують точку замерзання розчинника. При розподілі величини зниження температури замерзання електроліту на постійну розчинника виходить коефіцієнт Вант-Гоффа. Так була вирішена ще одна загадка електролітів. 2.9 Вклад російських хіміків У 1891 р. в Московському університеті була захищена докторська дисертація «Сучасна

теорія розчинів (Вант-Гоффа і Арреніуса) в зв'язку з вченням про хімічний рівновазі». Захищав її трідцатічетирехлітній хімік Іван Олексійович Каблуков (1857-1942), учень В. В. Марковникова, А. М. Бутлерова і Арреніуса, у якого він перед тим пропрацював рік. Каблуков вніс істотне вдосконалення в теорію електролітичної дисоціації.

У ті ж роки багато хіміки, а не одні лише професора в Упсалі висловлювали заперечення проти теорії Арреніуса. Вона не давала чіткої відповіді, чому молекули розпадаються на іони, який механізм їх утворення. Це бентежило Д. І. Менделєєва і М. М. Бекетова, і вони нову теорію не визнавали.

Противниками теорії електролітичної дисоціації були майже всі французькі хіміки на чолі з Бертло, у Німеччині - Траубе і Відеман, в Ірландії - Фітцжеральд. Деякі навіть вважали, що теорію електролітичної дисоціації чекає доля флогістон. «Я ніколи не забуду згадував Каблуков ті гарячі суперечки, які відбувалися з приводу теорії електролітичної дисоціації в нашому хімічному відділенні Товариства любителів природознавства, антропології та етнографії, а також

під час з'їздів російських природодослідників і лікарів. У цих дебатах брали участь такі видні представники російської науки, як академік М. М. Бекетов, мій учитель В. В. Марковніков, професор Казанського університету Ф. М. Флавіцкій »Додамо до цього імена Д. П. Коновалова та І . Ф. Шредера, які багато зробили для розвитку теорії розчинів.

Дмитро Петрович Коновалов (1856-1929), що випробував щасливе вплив Менделєєва і Бутлерова, був і блискучим організатором, і талановитим ученим. Його діяльність як товариша міністра торгівлі і промисловості, а також ректора Гірничого інституту в Петербурзі принесла йому величезну повагу у співвітчизників.

Опонентом як магістерської, так і докторської дисертацій у Коновалова був сам Менделєєв. Коновалов вважав, що між хімічними сполуками і розчинами немає кордону. Однією лише фізичною стороною явища не вичерпуються властивості розчинів, стверджував інший великий російський вчений Іван Федорович Шредер (1858-1918). Заперечення, зроблені Менделєєвим

і його колегами прихильникам теорії електролітичної дисоціації, виявилися багато в чому справедливими і були враховані при подальшому дослідженні розчинів. У своїй докторській дисертації Каблуков зробив блискуче доповнення до теорії електролітичної дисоціації. Він ввів уявлення про взаємодію іонів з молекулами розчинника. У молекулі між іонами існують сили тяжіння. Як тільки молекула потрапляє у воду, біля кожного

іона за рахунок електричного взаємодії починають групуватися диполі води. Це послаблює сили притягання між іонами, і енергії молекулярного руху виявляється в кінці кінців достатньо для того, щоб відокремити іони один від одного. Молекула набуває іонізовану структуру. Процес цей отримав назву гідратації іонів. Сам Каблуков писав так: «Молекули води, можна сказати, вторглися всередину молекули хлористого

водню, розхитали зв'язок між атомами хлору та водню настільки, що придбали таку ж свободу руху, якою володіють молекули цукру у водному розчині Вода, розкладаючи молекули розчиненого тіла, входить з іонами в неміцні сполучення, що перебувають у стані дисоціації ». Таким чином, хімічна взаємодія - ось причина розпаду молекул, причина дисоціації електролітів. Каблуков тим самим зробив необхідне доповнення до теорії

Арреніуса: дисоціація на іони - наслідок хімічної взаємодії між розчиненою речовиною і розчинником. У теорію розчинів був зроблений найбільший внесок. Настільки ж вагомий вклад в теорію розчинів вніс інший російський хімік Володимир Олександрович Кістяковський (1865-1952). Незалежно від Каблукова він ввів в науку уявлення про сольватації

іонів, яке й стало основою для об'єднання хімічної теорії розчинів Менделєєва з фізичною теорією розчинів Вант-Гоффа - Арреніуса. «Звідки береться величезна енергія, яка має сприяти розкладанню електролітів на іони Говорив Кістяківський Якщо взяти теорію Арреніуса так, як вона сформульована її засновником, то їй нема звідки взятися ». Відповідь на поставлене ним же самим питання

Кістяківський дав вичерпно. Наукова діяльність Кістяківського була великою і різнобічною. Він заснував Інститут фізичної хімії АН СРСР, його роботи в області колоїдної хімії та електрохімії стали класичними, поставлені ним проблеми розвиваються і в даний час. 3. Теорія розчинів Розчини відіграють величезну роль в органічній та неорганічній природі. Важлива їх роль в геології і гідрографії.

У клітинах рослин і тварин, у тканинах організмів містяться, різні розчини. Ось чому можна очікувати цікавих і важливих відкриттів від програми теорії електричної дисоціації (з урахуванням сольватації як причини розпаду молекул) до різних галузей знань. Так вважали на початку століття всі передові вчені. Коли перше захоплення теорією електролітичної дисоціації вляглося, настав час більш спокійного розгляду

отриманих даних і висунутих гіпотез. Виявилося, що у своєму первісному вигляді теорія Арреніуса цілком застосовна тільки для сильно розведених розчинів речовин з низьким ступенем дисоціації, так званих слабких електролітів, прикладом яких може служити водний розчин оцетової кислоти. Було встановлено, що майже всі солі, більшість неорганічних кислот і основ відносяться до сильних електролітів: у розведених розчинах вони повністю дисоціюються на

іони. Тоді виникло припущення, що відхилення від теорії обумовлені тим, що в цьому випадку іони можуть взаємодіяти не тільки при зіткненні, а й за рахунок електростатичних сил. Ініціатива у вирішенні проблеми перейшла до теоретиків, серед яких слід в першу чергу назвати великого фізика, фахівця з квантової теорії твердого тіла Петера Дебая (1884-1966). В останні роки життя Дебай працював в

Корнельському університеті в США. Іноземний член АН СРСР, в 1936 р. він був удостоєний Нобелівської премії з хімії за відкриття дипольних моментів. На його честь одиниця дипольного моменту молекул була названа Дебай. Ще під час перебування в Цюріхському політехнікумі в 20-х роках Дебай спільно з німецьким фізиком-теоретиком Еріхом

Хюккелем (1896-1980) розробив теорію сильних електролітів, яка враховувала електростатичні взаємодії між іонами. Сенс теорії зводився до наступного. У розчині електроліту катіони й аніони взаємно притягуються. У результаті такого електростатичного притягання поблизу катіона будуть частіше і довше перебувати аніони, а поблизу аніону - катіони. Таким чином, навколо кожного іона виникне іонна атмосфера протилежного знаку.

Її радіус залежить від заряду і радіуса іона, розведення розчину, температури та інших факторів. У свою чергу, іон, що є центральним для своєї іонної атмосфери, увійде до складу іонних атмосфер інших іонів. Якщо зовнішнього електричного поля немає, іони зі своїми атмосферами підпадуть під вплив теплового руху

і електростатичної взаємодії один з одним. При накладенні ж зовнішнього поля розпочнеться спрямоване переміщення іонів зі своєю атмосферою до електродів. Рухаючись до електрода, кожен іон пройде через іонну атмосферу іншого іона, що рухається йому назустріч. Деба і Хюккелю вдалося вивести вельми складні і точні формули для кількісного розрахунку дії міжіонних сил.

Правильність їх теорії для сильно розбавлених електролітів незабаром підтвердилася роботами з вимірювання електропровідності. Однак на концентровані розчини ця теорія поширювалася з працею. Цю трудність усунув хімік і фізик Лару Онсагер (1903-1976), виходець з Норвегії, який працював у США, лауреат Нобелівської премії 1968 Він ввів у теорію Дебая - Хюккеля поправку, яка показала, що прямолінійність поступального руху

іонів порушується їх тепловим рухом. Як логічна не булла б теорія, припущення про існування іонних атмосфер навколо іонів електроліту потребувало в прямому експериментальному підтвердженні. Німецький фізик Макс Він (1866-1938) став вивчати рух іонів в дуже потужних полях, при яких іон повинен рухатися настільки швидко, що іонна атмосфера утворитися навколо нього просто не встигне.

Він виявив, що електропровідність електролітів не підкоряється закону Ома при великих різницях потенціалу. Вона, як з'ясувалося, завжди збільшується в сильних полях, причому збільшення залежить від концентрації, валентності іона й інших властивостей. Нові уявлення про природу сильних електролітів завойовували своє місце в науці, в гострій боротьбі думок, у гарячих наукових дебатах.

У вересні 1931 р. в Кембриджі відбувся щорічний (сотий) з'їзд Британської асоціації для досягнення успіху в науці. Хіміки з різних країн обговорювали животрепетні наукові питання. Председатель зробив доповідь «Майкл Фарадей і теорія електролітичної провідності», в якій дав короткий огляд видатних досліджень з електропровідності розчинів, проведених з 1831р.

Розгорнулася дискусія. Обговорювався вплив частоти струму на електропровідність, вплив середовища на розчинність, додаток статистичної механіки до теорії розчинів і так далі. Пристрасті розжарювалися: як з'ясувалося, були отримані дані, які припускали необхідність введення в теоретичні рівняння різних емпирічних констант. Всі розуміли, що хоча до цього часу всі основні питання, що виникли у зв'язку з винаходом вольтова

стовпа і відкриттям законів електролізу, вирішені, цього ще недостатньо для успішного застосування електрохімії в різних галузях промисловості. 4. Гальваніка Гальваніка - це нанесення на металеві та неметалеві поверхні різних металевих і хімічних елементів. Для того щоб наносити подібні елементи в масовому порядку, професіонали використовують спеціальне гальванічне обладнання. Гальванічне устаткування включає в себе машини по обезжиренню, травлення і очищення поверхонь перед тим, як вона буде піддана кінцевій обробці.

Хімічні реактиви, які використовуються в роботі, здатні додати матеріалам певні властивості: декоративні, захисно-декоративні, антикорозійні, антифрикційні, а також, такі властивості як стійкість, твердість та інше. Гальванічне виробництво здатне виконати безліч видів різних покриттів, серед яких можуть бути нікелювання, хромування, цинкування, фосфатування, оксидування, оловінірування, гаряче цинкування та інше. Як вже згадувалося, завдяки електрохімічним методом нанесення металевих

і хімічних покриттів на електропровідний і неелектропровідний матеріал можна домогтися деяких декоративних цілей і поліпшити властивості предмета. Гальваніка сприяє отриманню масивного, міцного, легкого шару що покриває поверхню необхідного матеріалу. Серед найбільш поширених методів гальваніки вважають гаряче цинкування. На сьогоднішній день це найбільш прогресивний, високоефективний і надійний спосіб захистити різні вироби від корозії.

Відомо, що цинкова оболонка є дуже гарним захисним бар'єром, який здатний звести до мінімуму негативний вплив навколишнього середовища. До того ж, даний спосіб гальваніки робить виріб стійкішим до механічних впливів. Ще можна відзначити, що гаряче цинкування сприяє забезпеченню гарного електрохімічного захисту. 5. Дослід з електролізу Для проведення досліду з обміднення монети використовуємо: кувету з прозорого органічного скла, водяний розчин мідного купаросу(CuSO4), анод –мідний електрод, катод – п'яти копіячна

монета, випрямлював току. Приєднуємо до електродів випрямлював струму. Занурюємо електроди в електроліт.Я використав мідний анод для прискорення електролізу. За рахунок цього з'являється набагато більше вільних іонів міді. Пропускаємо електричний струм протягом декількох хвилин. Катод покривається мідним нальотом. В мідному купоросі маються

іони протилежних знаків, у розчині мідного купоросу в воді. Це іони міді та кислотного остатку. Негативно заряджені іони кислотного залишку рухаються в напрямі аноду а позитивні іони міді рухаються до катоду. Таким чином на котоді відбувається виділення міді. Підходячи до катоду атоми міді забирають з нього електрони

і облягають у вигляді нейтральних атомів міді. Вимикаємо струм, змикаємо ланцюг. Анод почав розчинятися в електроліті. Катод покрився слоєм міді, осіла електролітична мідь. Таким чином ми побачили як іони з аноду і електроліту прейшли на п'ятикопіячну монету, і покрили рівномірним слоєм міді. Висновок Електроліз - основний метод промислового виробництва алюмінію, хлору та їдкого натру, найважливіший спосіб отримання фтору, лужних

і лужноземельних металів, ефективний метод рафінування металів. Шляхом електролізу води виробляють водень і кисень. Електрохімічний метод використовується для синтезу органічних сполук різних класів і багатьох окислювачів (персульфатів, перманганатів, перхлоратів, перфторорганічих сполук та ін.) Застосування електролізу для обробки поверхонь включає як катодні процеси гальванотехніки (у машинобудуванні,

приладобудуванні, авіаційної, електротехнічної, електронної промисловості), так і анодні процеси полірування, травлення, розмірної анодно-механічної обробки, оксидування (анодування) металевих виробів. Шляхом електролізу в контрольованих умовах здійснюють захист від корозії металевих споруд і конструкцій (анодний і катодний захист). Електрохімічні процеси широко застосовують у різноманітних галузях сучасної техніки, в аналітичній хімії, біохімії

і т.д.  У хімічній промисловості електролізом отримують хлор і фтор, луги, хлорати і перхлорати, надсерную кислоту і персульфати, хімічно чистий водень і кисень і т.д. При цьому одні речовини отримують відновлення на катоді інші електроокислення на аноді. На сьогоднішній день електроліз дуже активно використовується майже

в усіх галузях промисловості. Список використаної літератури: Л.В. Вятченникова. Электролиз.//Химия. Приложение к газете «Первое сентября», №24, 1998 А.Ф. Аспицкая. К изучению электролиза в курсе химии, Химия в школе, «Педагогика»,1991 Г.М. Чернобельская, И.Н. Чертков Химия, «Учебная литература для медицинских училищ».

М.: Медицина, 1986г. Статья «Электролиз» (Химическая энциклопедия) http://inelectric.ru/