С.Г. Калашников - Электричество (1115533), страница 91
Текст из файла (страница 91)
434 ДВИЖГНИЕ ЗАРЯЖЕННЫХ ЧАСТГЩ В ПОЛЯХ ГЛ. ХНН Отклонение электронного луча в осциллографе пропорционально приложенному напряжению, и поэтому электронный осциллограф представляет собой быстродействующий вольтметр, Так как электроны имеют ничтожную массу, то электронный луч практически не обладает никакой инерцией даже для очень быстро изменяющихся напряжений,. в чем и заключается основное достоинство электронных осциллографов. В некоторых типах электронно-лучевых трубок отклонение электронного пучка производится магнитным полем. В этом случае вместо отклоняющих пластин применяют проволочные катушки, расположенные вне трубки, в непосредственной близости к ней.
Развитие быстродействующей осциллографии и телевидения потребовало создания таких источников электронов, которые позволили бы получить на экране возможно меньшее пятно с максимальной интенсивностью. Это осуществляют с помощью специальных электронно-оптических систем, получивших название электронных пушек. Второй анод Рис. 323. Типичная электронная пушка (а) и ее оптическая аналогия (б). Показатели преломления п1 < пэ < пз < п4 < пь Устройство типичной электронной пушки изображено на рис, 323 а. Она имеет накаливаемый катод и три коаксиельных цияиндра: управляющий электрод, первый анод и второй анод.
Управляющий электрод имеет отрицательный потенциал относительно катода н сжимает выходящий из катода электронный пучок. Изменяя этот потенциал, можно изменять число электронов, проходящих через диафрагмы первого анода, а следовательно, регулировать интенсивность пятна на экране.
Потенциал первого анода положителен относительно катода, а потенциал второго анода положителен 435 5 гвэ относительно первого анода. управляющий электрод и первый анод н соответственно первый я второй аноды образуют две электрические линзы. Их эквипотенциальные поверхности изображены на рисунке. Регулируя потенциалы анодов, можно изменять схсдимость электронного пучка и добиться наилучшей фокусировки пятна на экране. Потенциал второго анода относительно катода определяет также конечную скорость электронов в пучке. В типовых электронно-лучевых трубках потенциал первого анода делают равным У1 =- +(250 — 500) В, а потенциал второго анода доводят до Уг =- = +(1000 — 2000) В. На рис.
323 б изображена также оптическая система из двух линз, приблизительно соответствующая рассматриваемой электронно-оптической системе. ГЛАВА ХЧП1 ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК В ЭЛЕКТРОЛИТАХ 9 189. Законы электролиза Фарадея В настошцей главе мы рассмотрим особенности электрического тока в проводниках 2-го рода — электролитах. В 3 55 мы уже говорили, что электрический ток в электролитах всегда сопровождается выделением на электродах химических составных частей электролита. Это явление было тщательно исследовано Фарадеем, который установил на опыте два основных закона электролиза. Согласно первому закону Фарадея, масса т вещества, выделившаяся на каком-либо из электродов, пропорциональна заряду (количеству электричества) о, прошедшему через электролит: пт = Ко.
(189.1) Здесь К вЂ” электрохимический эквивалент, различный для разных веществ. Он равен массе данного вещества, выделяемой при электролизе зарядом о = 1. Обычно К выражают в граммах (или килограммах) па кулон. Значения электрохимических эквивалентов для некоторых веществ приведены в табл. 15. Таблнца 15 436 ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК В ЭЛЕКТРОЛИТАХ ГЛ ХНП! Второй закон Фарадея касается величины электрохимического эквивалента.
Фарадей обратил внимание на то, что электрохимические эквиваленты К различных веществ всегда пропорциональны малярной массе вещества М и обратно пропорциональны валентности У вещества. Отношение М/л называется в химии химическим эквивалентом вещества. Второй закон Фарадея утверждает, что электроеимический эквивалента прямо пропорционален химическому эквиваленту данного веи4ества: К = СМ/г. (189.2) В этой формуле коэффициент пропорциональности С имеет одно и то же значение для всех веществ.
Оба закона Фарадея можно выразить одной формулой. Подставляя выражение (189.2) для К в (189.1) и обозначая 1/С = Г, находим т=а" о. (189.3) Величина Г получила название постоянной Фарадея, Полагая в (189.3) д = Р, имеем т = М/л — количество вещества, масса которого равна химическому эквиваленту. Следовательно, если через любой электролит проходит заряд, равный постоянной Фарадея Г, то на каждом из электродов выделяется 1/л молей вещества.
Опыт показывает, что Р = 96,4845 10 Кл/моль 96,5 Кл/моль. Явление электролиза показывает, что молекулы растворенного вещества в электролитах существуют в виде положительно и отрицательно заряженных частей, но+ нов, которые под действием электрического поля движутся в противоположные стороны: положительные ионы — — к катоду, а отрицательные ионы-- — ~+» — -О+ — к аноду (рис. 324). Достигая анода, от- - -З вЂ” -~Э-~- — рицательный ион передает аноду свой Й+~ . отрицательный заряд, отчего один или несколько электронов (в зависимости Рпс. 324.
Схема воппоя от заряда иона) проходят по внешней проводимости цепи, и ион превращается в нейтраль- ный атом или молекулу, выделяющуюся на аноде. Положительный ион, напротив, заимствует от катода один или несколько электронов и, нейтрализуясь, выделяется на катоде. Ионы, выделяющиеся на аноде, т.е. несущие отрицательный заряд, Фарадей назвал анионами, а выделяющиеся на катоде 437 ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА ФАРАДЕЯ 1 199 ЗП ~ т= — 9, Ят (189.4) т.е. первый закон Фарадея.
Из (189 4) следует, что электрохимический эквивалент К = = т1/91 или (если умножить числитель и знаменатель на число частиц в 1 моле вещества, т.е, постоянную Авогадро А1 = = 6,02 1099 моль ') К = М/91%. С другой стороны, согласно (189.3), К = М/(ЯГ). Сравнивая оба выражения для К, полу- чаем д1 = ЯР/Ф. (189.5) Следовательно, заряд электролитического иона пропорционален налентности Я вещества, т.е. ионы двухвалентных веществ имеют вдвое больший заряд, нежели одновалентные ионы, ионы трехвалентных веществ — втрое больший и т.д.
Полученный результат показывает, что заряды ионов кратны между собой. Наименьший заряд е имеют ионы одновалентных веществ, заряд двухвалентного иона равен 2е, Я-валентных— Яе, но дробные части е не наблюдаются. Отсюда Гельмгольц и Стоней, независимо друг от друга, в 1881 г. впервые сделали заключение, что электрические заряды имеют атомарную природу, т.е. разделены на определенные элементарные количества. Значение элементарного заряда получается из (189.5) при Я = 1: эбеоо =1,60 10 '9 К 1У 6Д2 10м Это значение прекрасно согласуется со значением заряда электрона, полученным позднее другими методами. (положительно заряженные) — катпонами. В 3 55 мы видели, что при электролизе раствора КВг на катоде выделяется К, а на аноде — Вг. Следовательно, ионы Вг являются анионами, а ионы К+ — катионами.
Так как все металлы и водород выделяются всегда на катоде, т.е. являются катионами, то отсюда можно заключить, что в электролитах ионы металлов и водорода всегда заряжены положительно. Представление об ионной проводимости электролитов позволяет не только качественно понять явление электролиза, но и объяснить законы Фарадея. Действительно, пусть число ионов, выделившихся на каком-либо электроде в процессе электролиза, равно и, а заряд каждого иона есть д1. Тогда полный заряд д, прошедший через электролит, есть д = 91и.
Если масса одного иона равна ги1, то масса, выделившаяся на электроде, есть пт = т1ь . Исключая из этих равенств и, находим 438 Э11ЕКТРИЧЕСКИй ТОК В ЭЛЕКТРОЛИТАХ гл хааа! 8 100. Электролитическая диссоциация Рассмотрим теперь, каким образом возникают ионы в электролитах. На первый взгляд можно было бы предположить, что ионы образуются в электролитах под действием самого тока, подобно тому как это происходит в самостоятельных газовых разрядах.
Однако если бы это было действительно так, то на расщепление молекул на ионы должна была бы затрачиваться определенная энергия. Между тем опыт показывает, что для электролитов хороню выполняется закон Джоуля Ленца и вся работа электрического тока целиком превращается в тепло. Поэтому остается единственная возможность предположить, что ионы возникают независимо от электрического тока, т.е.
растворенные молекулы в электролитах распадаются (диссоциируют) на заряженные части даже в отсутствие тока, под влиянием процессов, происходящих в самом электролите. Это представление лежит в основе теории электролитическои диссоциации, заложенной Клаузиусом и Аррениусом (1887) и позволивпгей объяснить не только явление электролиза, но и многие другие свойства растворов. Наиболее убедительное доказательство существования электролнтической диссоциации дает исследование осмотического давления растворов. Согласно закону Вант-ГоФфа при малой концентрации растворов осмотическое давление подчиняется тем же законам,что и давление идеального газа А именно, если п! есть концентрация частиц растворенного вещества, а Т вЂ” абсолютная температура раствора, то осмотическое давление р равно р= (190 1) где й — постоянная Больцмвна.
Поэтому, измеряя осмотическое давление, можно определить и число частиц в каждом кубическом сантиметре раствора. Представим себе теперь, что мы растворяем т граммов вещества с молярной массой М. Это количество вещества содержит (т/М)И молекул и, следовательно, концентрация молекул равна т 1'т' п= — —, М 1"' (190. 2) где г' — объем раствора. Опыт показывает, что если мы имеем дело с растворами, которые не являются электролитами (не проводят электричества), например с раствором сахара в воде, то концентрация частиц и!., определенная из измерений осмотического давления, всегда равна концентрации молекул и, вычисленной по (190.2), и, следовательно, в непроводящнх растворах молекулы не д!гссоциируют, Напротив, для электролитов опыт всегда дает, что чнаю частиц п~ больще числа растворенных молекул и, что и доказывает диссоцнацию молекул в электролитах. Молекулы различных веществ диссоциируют по-разпому и могут распадаться на два или большее число ионов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
