1. В усіх металах є вільні електрони, які хаотично рухаються між позитивними іонами, що утворюють кристалічну решітку.

2. Кількість негативного і позитивного заряду всередині металу однакова, а отже їх взаємодія є скомпенсованою. Якщо електрон виходитиме за межі металу порушиться зарядова збалансованість і виникне електрична сила, що поверне його всередину.

3. Мінімальну роботою А , яку має виконати електрон за рахунок своєї кінетичної енергії, щоб вийти з металу ( і не повернутися в нього), називають роботою виходу. А= е ·∆φ (∆φ – різниця потенціалів, е – заряд електрона)

4. Потенціальну енергію електрона поза металом приймаємо рівною нулю, а всередині металу від’ємною.

5. Під час нагрівання збільшується кінетична енергія електронів, а отже зростатиме кількість тих, що вилітатимуть за межі металу.

6. Вилітання вільних електронів з металу, спричинене його нагріванням, називають термоелектронною емісією. Емісія електронів з металу відчутна при температурі 1000К.

7. 1.Різні метали мають різну роботу виходу електронів. 2.Різні метали мають різну концентрацію вільних електронів.

8. При дотиканні двох різних металів один до одного між ними виникає різниця потенціалів ( напруга), яку називають контактною різницею потенціалів. Це явище відкрив Вольта, який експериментально встановив два закони: 1.Контактна різниця потенціалів, що виникає під час дотикання двох різних металів, залежить тільки від їх хімічного складу і температури. 2. Різниця потенціалів на кінцях кола, складеного з послідовно з’єднаних металевих провідників, температура яких однакова, не залежить від хімічного складу проміжних провідників. Вона дорівнює контактній різниці потенціалів крайніх провідників.

9. Контактна різниця потенціалів має різне значення для різних пар металів – від кількох десятих вольта до кількох вольтів.

10. Досліджуючи різні метали Вольта показав, що можна утворити такий ряд послідовно з’єднаних металів, в яких кожен із металів відносно наступного матиме позитивний потенціал, а відносно попереднього - негативний : + Na, K, Bi, Co, Hg, Pt, Au, Cu, Sn, Al, Pb, Zn, Ag, Cd, Fe, As, Sb -

11. Контактна різниця потенціалів при однаковій температурі контактів у замкненому колі з металевих провідників не може створити струму. Але якщо один із контактів нагріти то по колу потече струм викликаний дією електрорушійної сили. Це явище відкрив у 1821р. Зеебек.

12. Електрорушійну силу у замкненому колі, складеному з різнорідних металів, яка зумовлена різними температурами контактів, називають термоелектрорушійною силою.

13. Термоелектрорушійна сила у колі з двох різних металів прямо пропорційна різниці температур їх контактів і залежить від роду матеріалів.

14. Прилад, що складається з двох різнорідних металів зі спаяними кінцями, в якому створюється електрична енергія за рахунок внутрішньої енергії іншого тіла, що підтримує різницю температур спаїв, називають термопарою. На практиці використовують термопари: залізо – константан ( сплав Cu + Ni ), мідь – константан, хромель (сплав Cr + Ni ) – алюмель (сплав Al + Ni ) тощо. Термопари використовують для вимірювання температур у досить широкому діапазоні.

15. Якщо термопару під’єднати до зовнішнього джерела струму то температура одного спаю почне підвищуватися, а другого понижуватися. Це явище називають явищем Пельтьє.

Явище Пельтьє використовують для створення холодильних машин.

37. Електричний струм в електролітах.

1. Електролітична дисоціація.

Чиста дистильована вода — практично діелектрик. Молекули води є природними диполя­ми. Припустимо, що у воді є молекула соляної кислоти НС1. Ця моле­кула складається з іону Н⁺ і іону СІ^-, які утримуються кулонівською силою притягання. Вода великою мірою ослаблює електричну взаємодію зарядів (приблизно у 80 раз), а молекули води, які хаотично рухаються, вдаряють з усіх боків молекулу соляної кис­лоти; внаслідок цього молекула НС1 розпадається на іони. Можна ска­зати, що диполі води оточують молекулу кислоти і ніби розтягають її на іони (рис.19.1). Зауважимо, що різнойменно заряджені іони, які є у воді, притягуються і, зустрівшись, можуть знову утворити молеку­ли. Тому, коли кислота потрапляє у воду, там триває не тільки процес розпаду молекул на іони, а й обернений процес утворення нейтральних молекул з іонів НС1↔Н⁺ + Сl^-

(стрілка показують, що процес відбувається в обох напрямах).

Роз­пад молекул на іони під дією розчинника називають електролітичною дисоціацією.

Число, яке показує, яку частину всіх молекул розчиненої речовини становлять молекули, що розпалися на іони, називає­ться ступенем дисоціації

2Отже, рухомими носіями зарядів у розчинах є лише іони. Під час дисоціації іони водню і всіх металів заряджені позитивно. Іони в роз­чині іноді утворюють групу з кількох атомів. Зазначимо, що дисоціацію молекул на іони може спричинити не тільки розчинник. Наприклад, під час значного нагрівання речовини її молекули, які складаються з іонів, можуть дисоціювати на окремі іони. Тому розплави солей також є провідниками електричного струму.

3.Отже, згідно з теорією електролітичної дисоціації, у розчинах солей, кислот і лугів завжди є вільні іони, бо вони виникають у момент розчинення речовини у воді або в іншому розчиннику.

4. Електроліз. Рідкий провідник, в якому рухомими носіями зарядів є лише іони, називають електролітом. Нехай у ванну налито розчин сірчаної кис­лоти у воді. Молекули сірчаної кислоти дисоціюють згідно з рівнянням H₂SO₄ ↔ 2Н⁺ + SO₄^--.

Опустимо у ванну платинові пластини і з'єднаємо їх через ампер­метр з батареєю. Ці пластини називаються є л є к т р од а м и. Електрод, з'єднаний з позитивним полюсом батареї, називають анодом, а електрод, з'єднаний з негативним полюсом,— като­дом. Якщо коло замкнути ключем, то в електроліті між електродами виникне електричне поле. Під дією сил цього поля іони водню Н⁺ прямуватимуть до катода, а іони кислотного залишку SO₄ — до ано­да. Дійшовши до катода, іони Н⁺ приєднують до себе один з вільних електронів пластини і перетворюються в нейтральні атоми водню. З'єднуючись попарно, ці атоми утворюють молекули газоподібного водню, який і виділяється на катоді.

Встановлено, що в описаному випадку, крім іонів SO₄^{- -}, в елек­троліті є ще інші негативні іони, бо молекули самої води в невеликій кількості також дисоціюють: н₂о ↔н⁺ + он-.

Іони ОН^- (гідроксил) легко віддають свій зайвий електрон, а іони SO₄^-- утримують свої електрони міцніше. Тому на аноді, куди підхо­дять негативні іони, розряджаються іони ОН^-, а іони SО^-- залиша­ються в розчині. Під час розряджання іонів ОН^- утворюється вода і нейтральні молекули газоподібного кисню, який і виділяється на аноді.

Позначивши абсолютну величину заряду електрона буквою е_у усі ці процеси можна записати так: Утворення іонів у розчині 4Н₂О ↔4Н⁺ + 4ОН^--, H₂SO₄↔2H⁺ + SO₄^--

Процеси на катоді Процеси на аноді

4Н⁺ + 4е = 2Н₂ ↑ 4ОН^-— 4е =. 2Н₂О + 0₂ ↑

(Виділяється газоподібний водень) (Виділяється кисень)

5. Отже, з розчину виходять складові частини молекул води, а скла­дові частини молекул кислоти залишаються в розчині. Це означає, що в міру проходження струму кількість води в розчині зменшується, а концентрація розчину зростає. Ось чому описаний процес іноді на­зивають розкладом води електричним струмом.

З описаного вище видно, що проходження електричного струму через електроліти супроводжується перетворенням речовини, тобто струм в електролітах чинить хімічну дію 6. Проходження електричного струму через електроліти, яке супроводиться хімічними перетворен­нями речовини і виділенням її на електродах, називається електролі­зом. Посудину з електродами, в якій є електроліт, називають елек­тролітичною ванною.

7. Позитивні іони в розчині називають катіонами (бо під час електролізу вони рухаються до катода), а негативні іони — аніонами. Нагадаємо, що катіонами є іони водню і металів.

8. Перший закон Фарадея. Явище електролізу вивчив М. Фарадей. Ви­мірюючи величину заряду, що пройшов через розчин, і масу катода до і після електролізу, Фарадей установив, що маса речовини, яка виділяється під час електролізу _у прямо пропорційна кількості електри­ки, що пройшла через розчин: m=k·q

Дане твердження є першим законом Фарадея.

Досліди Фарадея показали, що маса виділеної під час електролізу речовини залежить не тільки від величини заряду q, а й від роду речо­вини.

9.Коефіцієнт пропорційності k, який визначає залежність маси виділеної під час електролізу речовини від її роду, називають електро­хімічним еквівалентом речовини. Електрохімічний еквівалент вимірюється масою речовини, яка виділяється на електроді під час проходження через електроліт одиниці заряду: k=m/q. ( k вимірюється в кг/Кл).

Оскільки q == I t, то перший закон Фарадея можна записати так: т = k I t.

На досліді електрохімічні еквіваленти можна визначити з великою точністю.

10. Другий закон Фарадея. Частку від ділення молярної маси іонів на їх валентність (М/n) називають хімічним еквівалентом цих іонів

В результаті своїх дослідів Фарадей установив, що для виділення на електроді одного хімічного еквівалента іонів будь-якого виду треба пропустити через електроліт однакову кількість електрики F. Цю кількість електрики називають числом Фарадея, або с т а лою Фарадея.

F=9,65 · 10⁷ Кл/моль

11. Електрохімічний еквівалент знаходять за формулою: k= (1/F)·(M/n)

Дана формула є математичним виразом другого закону Фарадея: електрохімічні еквіваленти різних речовин прямо пропор­ційні їх хімічним еквівалентам.