Методичні вказівки.

Загальну електропровідність визначають її можливістю проводити електричний струм. Вона являється величиною зворотною електричному опору.

Електропровідність залежить від:

1) Довжини провідника (оборотна залежність);

2) Від поперечного перерізу провідника (пряма залежність).

L = S/l

χ- питома електропровідність - це електропровідність 1 см³ провідника.

3) Від швидкості руху іонів.

Чим швидше рухаються іони, тим краще електропровідність. А швидкість руху іонів залежить від природи іонів. Самі швидкорухомі є іони Н⁺ і ОН^- ( сильні електроліти -це кислоти і луги). Швидкість залежіть від температури. Чим вище температура, тим більше електропровідність.

4) Від в'язкості середовища. Чим менш в'язкість, тим краще електропровідність.

5) Від валентності іону. Чим більше валентність, тим краще електропровідність.

Відрізняють питому і еквівалентну електропровідності.

Еквівалентна електропровідність - електропровідність електроліту з концентрацією 1 г/екв., який знаходиться у посудині з дном 1см². Обидві стінки сосуду зроблено з платини і є одночасно електродами і знаходяться на відстані 1см. Дві інші стінки зроблені з скла і також знаходяться на відстані 1см. одна від одної. Відрізняють еквіваленту електропровідність при даному розбавленні і при безмежному розбавленні.

За еквівалентною електропровідністю можна визначити ступінь дисоціації - формула Арреніуса:

де, λ_v – при даному об’ємі

λ_ - при безмежному розведенні

λ_ = λ_К + λ_А – формула Кольрауша

Електрорушійні сили. Гальванічний елемент.

Гальванічний елемент, в якому джерелом енергії є не хімічна реакція, а робота вирівнювання іонів називається концентраційним. Він складається з двох однакових електродів, занурених в розчини з різною концентрацією іонів.

Наприклад:

Сu | CuSO₄ CuSO₄  Сu, або Ag | AgNO₃  AgNO₃ | Ag,

а₁ а₂ а₁ а₂

де, a₁ < а₂

Електрод, який знаходиться в більш розчиненому розчині, розчиняється та його іони переходять у розчин. Сам електрод при цьому заряджується негативно. На електроді, зануреному в більш концентрований розчин, осаджуються іони металу з розчину, та він заряджується позитивно. Таким чином, на обох електродах проходять процеси, які призводять до вирівнювання концентрації іонів у розчинах.

Потенціали електродів дорівнюють:

Е₁ = Е₁° + RT/nF ln a₁

Е₂ = Е₂° + RT/nF In a₂

Е₂° = E₁°

Віднімаючи перше рівняння з другого, отримаємо рівняння для електрорушійної сили концентраційного елементу :

Е = Е₂ – Е₁ = RT/nF  In a₂/a₁

Е = 0,059 / n  ln а₂ /а₁

Концентраційний елемент буде працювати до тих пір, поки активності іонів у розчинах не зрівняються ; при а₁ = а₂ його ЕРС = 0. Різниця електричних потенціалів виникає при контакті двох розчинів електролітів, якщо вони відрізняються концентрацією або природою розчиненої речовини. Внаслідок різності швидкості дифузії іонів у розчинах виникає дифузійна різність потенціалів чи дифузійний потенціал.

Окислювально–відновні гальванічні елементи складається з пластинок, які занурюють у розчини їх солей. Виникнення електричного струму в таких елементах є за рахунок окислювально-відновних реакцій. Платинові електроди (пластинки, занурені у розчини) служать тільки для передачі електронів, Е.Р.С. будь-якого гальванічного елемента знаходять за формулою :

Е = Е₁ – Е₂

де, Е - Е.Р.С. гальванічного елемента

Е₁ і Е₂ - потенціали, які виникають на електродах

Е₁ - потенціал з більшою алгебраїчною величиною

Е₂ - потенціал з меншою алгебраїчною величиною.

Потенціал Е знаходять за формулою Нернста:

Де, Е₀ - нормальний потенціал із таблиці

n - валентність металу в розчині солі

С - концентрація розчину, у який занурили електрод

Будь-який гальванічний елемент можливо виразити формулою, цю формулою називають схемою.

(-) Zn/ZnSO₄//CuSO₄/Cu ( + )

( + )Ag/A_gN0₃//AgN0₃/Ag(-)

C₁ C₂

де, С₁ >С₂

Електролізом називається електронний хімічний процес, який спостерігається при проходженні постійного електричного струму через електроліти. При електролізі на електроліті безперервно протікають окислювально-відновні процеси: на катоді – процес відновлення, на аноді – окислення. Продукти цих реакцій відкладаються на електроді, або вступають у повторні реакції (взаємодіють поміж собою з молекулами речовини електрода), або накопичуються в розчині електродів. Протікання первинних анодних і катодних процесів підпорядковуються законом, встановленим англійським вченим М.Фарадеєм (1834):

1. Маса речовини m, виділена на електроді електричним струмом, прямо пропорційна кількості електрики Q, яка пройшла через електроліт:

m = K  Q

Q = I  

де: І – сила струму, А

 - час пропускання струму, сек

К – електрохімічний еквівалент, який дорівнює кількості речовини (кг), виділеного при проходженні 1 кулона (Кл), або 1 ампер  секунди (1 А  с) електрики.

m = K  І  

2. Вага різних речовин, виділенні одною і тією ж кількістю електрики, прямо пропорційна їх хімічним еквівалентам (Е):