Какими носителями эл заряда создается эл ток в металлах?

7 ответов на вопрос “Какими носителями эл заряда создается эл ток в металлах?”

  1. Девушка с цепью Ответить

    При исследованиях были получены доказательства электронной природы тока в металлах. Еще в 1913 году Л.И. Мандельштам и Н.Д. Папалекси выдали первые качественные результаты. А в 1916 году Р. Толмен и Б. Стюарт модернизировали имеющуюся методику и выполнили количественные измерения, которые доказывали, что движение электронов происходит под действием тока в металлических проводниках.
    Рисунок 1.12.1 показывает схему Толмена и Стюарта. Катушка, состоящая из большого количества витков тонкой проволоки, приводилась в действие при помощи вращения вокруг своей оси. Ее концы были прикреплены к баллистическому гальванометру Г. Производилось резкое торможение катушки, что было следствием возникновения кратковременного тока, обусловленного инерцией носителя заряда. Измерение полного заряда производилось при помощи движения стрелок гальванометра.

    Рисунок 1.12.1. Схема опыта Толмена и Стюарта.
    Во время торможения вращающейся катушки сила F=-md?dt, называемая тормозящей, действовала на каждый носитель заряда е. F играла роль сторонней силы, иначе говоря, неэлектрического происхождения. Именно эта сила, характеризующаяся единицей заряда, является напряженностью поля сторонних сил Eст  :
    Eст=-med?dt.
    То есть при торможении катушки происходит возникновение электродвижущей силы ?, равной ?=Eстl=med?dtl, где l – длина проволоки катушки. Определенный промежуток времени процесса торможения катушки обусловлен протеканием по цепи заряда q:
    q=?Idt=1R??dt=mel?0R.
    Данная формула объясняет, что l – это мгновенное значение силы тока в катушке, R – полное сопротивление цепи, ?0 – начальная линейная скорость проволоки. Видно, что определение удельного заряда em в металлах производится, исходя из формулы:
    em=l?0Rq.
    Величины, находящиеся с правой стороны, можно измерить. Основываясь на результатах опытов Толмена и Стюарта, установили, что носители свободного заряда имеют отрицательный знак, а отношение носителя в его массе близко по значению удельного заряда электрона, получаемого в других опытах. Было выявлено, что электроны – это носители свободных зарядов.
    Современные данные показывают, что модуль заряда электрона, то есть элементарный заряд, равняется e=1,60218·10-19 Кл, а обозначение его удельного заряда – em=1,75882·1011 Кл/кг.
    При наличии отличной концентрации свободных электронов есть смысл говорить о хорошей электропроводимости металлов. Это выявили еще перед опытами Толмена и Стюарта. В 1900 году П. Друде, основываясь на гипотезе о существовании свободных электронов в металлах, создал электронную теорию проводимости металлов. Ее развил и расширил Х. Лоренц, после чего она получила название классическая электронная теория. На ее основании поняли, что электроны ведут себя как электронный газ, похожий на идеальный по своему состоянию. Рисунок 1.12.2 показывает, каким образом он может заполнить пространство между ионами, которые уже образовали кристаллическую решетку металла.

    Рисунок 1.12.2. Газ свободных электронов в кристаллической решетке металла. Показана траектория одного из электронов.

    Потенциальный барьер. Движение электронов в кристаллической решетке

    Определение 2

  2. ЙА_ЙО}|{ИГ Ответить

    По современным данным модуль заряда электрона (элементарный заряд) равен

    а его удельный заряд есть

    Хорошая электропроводность металлов объясняется высокой концентрацией свободных электронов, равной по порядку величины числу атомов в единице объема.
    Предположение о том, что за электрический ток в металлах ответственны электроны, возникло значительно раньше опытов Толмена и Стюарта. Еще в 1900 году немецкий ученый П. Друде на основе гипотезы о существовании свободных электронов в металлах создал электронную теорию проводимости металлов. Эта теория получила развитие в работах голландского физика Х. Лоренца и носит название классической электронной теории. Согласно этой теории, электроны в металлах ведут себя как электронный газ, во многом похожий на идеальный газ. Электронный газ заполняет пространство между ионами, образующими кристаллическую решетку металла (рис. 3.3.1.1).

    Рисунок 3.3.1.1
    Газ свободных электронов в кристаллической решетке металла. Показана траектория одного из электронов.
    Из-за взаимодействия с ионами электроны могут покинуть металл, лишь преодолев так называемый потенциальный барьер. Высота этого барьера называется работой выхода. При обычных (комнатных) температурах у электронов не хватает энергии для преодоления потенциального барьера.
    Как ионы, образующие решетку, так и электроны участвуют в тепловом движении. Ионы совершают тепловые колебания вблизи положений равновесия – узлов кристаллической решетки. Свободные электроны движутся хаотично и при своем движении сталкиваются с ионами решетки. В результате таких столкновений устанавливается термодинамическое равновесие между электронным газом и решеткой. Согласно теории Друде–Лоренца, электроны обладают такой же средней энергией теплового движения, как и молекулы одноатомного идеального газа. Это позволяет оценить среднюю скорость теплового движения электронов по формулам молекулярно-кинетической теории. При комнатной температуре она оказывается примерно равной 105 м/с.
    При наложении внешнего электрического поля в металлическом проводнике кроме теплового движения электронов возникает их упорядоченное движение (дрейф), то есть электрический ток. Среднюю скорость дрейфа можно оценить из следующих соображений. За интервал времени ?t через поперечное сечение S проводника пройдут все электроны, находившиеся в объеме
    Число таких электронов равно где n – средняя концентрация свободных электронов, примерно равная числу атомов в единице объема металлического проводника. Через сечение проводника за время ?t пройдет заряд Отсюда следует:

    или

    Концентрация n атомов в металлах находится в пределах 1028–1029 м–3.
    Оценка по этой формуле для металлического проводника сечением 1 мм2, по которому течет ток 10 А, дает для средней скорости упорядоченного движения электронов значение в пределах 0,6–6 мм/c. Таким образом, средняя скорость упорядоченного движения электронов в металлических проводниках на много порядков меньше средней скорости их теплового движения Рис. 3.3.1.2 дает представление о характере движения свободного электрона в кристаллической решетке.

    Рисунок 3.3.1.2.
    Движение свободного электрона в кристаллической решетке: а – хаотическое движение электрона в кристаллической решетке металла; b – хаотическое движение с дрейфом, обусловленным электрическим полем. Масштабы дрейфа сильно преувеличены.
    Малая скорость дрейфа на противоречит опытному факту, что ток во всей цепи постоянного тока устанавливается практически мгновенно. Замыкание цепи вызывает распространение электрического поля со скоростью c = 3·108 м/с. Через время порядка l / с (l – длина цепи) вдоль цепи устанавливается стационарное распределение электрического поля и в ней начинается упорядоченное движение электронов.
    В классической электронной теории металлов предполагается, что движение электронов подчиняется законам механики Ньютона. В этой теории пренебрегают взаимодействием электронов между собой, а их взаимодействие с положительными ионами сводят только к соударениям. Предполагается также, что при каждом соударении электрон передает решетке всю накопленную в электрическом поле энергию и поэтому после соударения он начинает движение с нулевой дрейфовой скоростью.
    Несмотря на то, что все эти допущения являются весьма приближенными, классическая электронная теория качественно объясняет законы электрического тока в металлических проводниках.
    Закон Ома. В промежутке между соударениями на электрон действует сила, равная по модулю eE, в результате чего он приобретает ускорение Поэтому к концу свободного пробега дрейфовая скорость электрона равна

    где ? – время свободного пробега, которое для упрощения расчетов предполагается одинаковым для всех электронов. Среднее значение скорости дрейфа равно половине максимального значения:

    Рассмотрим проводник длины l и сечением S с концентрацией электронов n. Ток в проводнике может быть записан в виде:

    где U = El – напряжение на концах проводника. Полученная формула выражает закон Ома для металлического проводника. Электрическое сопротивление проводника равно:

    а удельное сопротивление ? и удельная проводимость ? выражаются соотношениями:

    Закон Джоуля–Ленца. К концу свободного пробега электроны приобретают под действием поля кинетическую энергию

    Согласно сделанным предположениям, вся эта энергия передается решетке при соударении и переходит в тепло.
    За время ?t каждый электрон испытывает ?t / ? соударений. В проводнике сечением S и длины l имеется nSl электронов. Отсюда следует, что выделяемое в проводнике за время ?t тепло равно:

    Это соотношение выражает закон Джоуля–Ленца.
    Таким образом, классическая электронная теория объясняет существование электрического сопротивления металлов, законы Ома и Джоуля–Ленца. Однако в ряде вопросов классическая электронная теория приводит к выводам, находящимся в противоречии с опытом.
    Эта теория не может, например, объяснить, почему молярная теплоемкость металлов, также как и молярная теплоемкость диэлектрических кристаллов, равна 3R, где R – универсальная газовая постоянная (закон Дюлонга и Пти, см. ч. I, § 3.10). Наличие свободных электронов на сказывается на величине теплоемкости металлов.
    Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов с металлоидами в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.
    Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.
    Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:

    При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 1.15.1).
    Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают но одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.
    Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.
    Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме

    Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:
    SO4 + Cu = CuSO4.
    Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.
    Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.

    Рисунок 3.3.1.3
    Электролиз водного раствора хлорида меди.
    Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:
    Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:
    m = kQ = kIt.
    Величину k называют электрохимическим эквивалентом.
    Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:

    Здесь m0 и q0 – масса и заряд одного иона, – число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m0 иона данного вещества к его заряду q0.
    Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q0 = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде

    Здесь NA – постоянная Авогадро, M = m0NA – молярная масса вещества, F = eNA – постоянная Фарадея.
    F = eNA = 96485 Кл / моль.
    Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.
    Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:

    Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

  3. Stoneworker Ответить

    Электролитами принято
    называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока
    сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в
    электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы.
    Основными представителями
    электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы
    неорганических кислот, солей и оснований. Прохождение электрического тока через
    электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило
    название электролиза (рис.9.10).

    Рис.9.10
    Электрический ток в
    электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в
    противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному
    электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных
    растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных
    молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией.
    Закон электролиза был
    экспериментально установлен английским физиком М. Фарадеем в
    1833 году.
    Первый закон Фарадея определяет количества
    первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе: масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду q, прошедшему через электролит:
    m = kq = kIt,
    где k – электрохимический
    эквивалент вещества    :

    F = eNA = 96485 Кл / моль. – постоянная Фарадея.
    Второй закон Фарадея электрохимические
    эквиваленты различных веществ относятся их химические эквиваленты     :
    .
    Объединенный закон Фарадея для электролиза:
    .
    Электролитические
    процессы классифицируются
    следующим образом:
    получение неорганических веществ (водорода, кислорода,
    хлора, щелочей и т.д.);
    получение металлов (литий, натрий, калий, бериллий,
    магний, цинк, алюминий, медь и т.д.);
    очистка металлов (медь, серебро,…);
    получение металлических сплавов;
    получение гальванических покрытий;
    обработка поверхностей металлов (азотирование,
    борирование, электрополировка, очистка);
    получение органических веществ;
    электродиализ и обессоливание воды;
    нанесение пленок при помощи электрофореза.
    Практическое
    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 1 в электролизер 3 (рис.9.11). При
    пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному
    растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы
    металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок
    уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми
    4, либо переходят в электролит и удаляются.

    Рис. 9.11
    На рисунке 9.11 приведена схема электролитического
    рафинирования меди.
    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 гальваностегиюи
    гальванопластику    .
    Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла,
    который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом),
    служащим катодом электролизера (рис. 9.12).
    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.

  4. VideoAnswer Ответить

  5. VideoAnswer Ответить

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *