VIII. ELEKTROMOS ÁRAM FOLYADÉKOKBAN ÉS GÁZOKBAN

Pálinkás József: Fizika 2.

VIII. ELEKTROMOS ÁRAM FOLYADÉKOKBAN ÉS GÁZOKBAN Bevezetés: Folyadékok - elsősorban savak, sók, bázisok vizes oldatai áramvezetésének igen fontos gyakorlati alkalmazásai vannak. Leggyakrabban az elektronikus órák, számológépek, rádiók stb. energiaforrásaként használt “elemek”-kel vagy az autókban is használt akkumulátorokkal találkozunk. A folyadékok áramvezetésén alapuló elektrolízis a kémia egyik tudományterülete, az ezen alapuló fémgyártás (alumíniumgyártás) és galvanizálás (fémbevonatok, áramköri panell-ek készítése) rutin - eljárás. Ebben a fejezetben ezen nagy gyakorlati fontosságú, mindennapos jelenségkör alapvető fogalmaival és törvényszerűségeivel ismerkedünk meg. Gázok elektromos áramvezetési tulajdonságainak megismerése elsősorban a minket körülvevő természeti jelenségek és technikai berendezések megértése szempontjából fontos. Ebbe a jelenségkörbe tartoznak a gáztöltésű elektromos fényforrások a légköri elektromos vezetési jelenségek (villám), az un. plazmában (ionok és elektronok kvázineutrális forró keveréke) lejátszódó folyamatok. A gázok elektromos vezetése nagyon fontos szerepet játszik az un. ionizáló sugárzások (pl. röntgensugárzás) detektálására kidolgozott műszerekben. A fizika fejlődése során a ritkított gázokban való vezetéshez kapcsolódó jelenségek kísérleti vizsgálata vezetett pl. a röntgensugárzás felfedezéséhez. A 19. század végén az un. katódsugárcső (légritkított üvegcső két nagyfeszültségű elektródával) az egyik legfontosabb laboratóriumi eszköz volt. 1.

Az elektrolízis alapjelenségei és alapfogalmai

A legtöbb kémiailag tiszta folyadék, köztük a tiszta (desztillált) víz gyengén (alig) vezeti az elektromos áramot. Kísérlet: Desztillált vízbe helyezett fémlemezekre (elektródákra) feszültséget (100200V) kapcsolva az áramkörben igen gyenge áramot észlelünk. A vízben cukrot oldva az áram nem változik. Kénsav hatására azonban a folyadék vezetni kezd, az áramvezetést kémiai változás - gázképződés - kíséri. Azokat a vezetőket, amelyekben az áram áthaladása kémiai változásokkal kapcsolatos – Faraday nyomán – elektrolitoknak (másodfajú vezetőknek, vagy – mivel az áramvezetést ionok mozgása biztosítja – ionvezetőknek) nevezzük. Az elektrolitok savak, sók, bázisok (általában vizes) oldatai vagy olvadékai. Az áram elektrolitba történő bevezetésére szolgáló fémes vezetőket elektródoknak – a pozitívat anódnak, a negatívat katódnak – nevezzük. Az elektrolitok áramvezetésénél fellépő jelenségeket összefoglalóan elektrolízisnek nevezzük. Az elektrolízisnél a két legszembetűnőbb jelenség az áramvezetés és az elektródokon történő anyagkiválás. Kísérlet: Elektrolizáljuk sósav (HCl) és rézklorid (CuCl2) vizes oldatait szénelektródok között. Az első esetben H2 és Cl2 a másodikban Cu és Cl2 válik ki. Az áramvezetés és az anyagkiválás értelmezéséhez tegyük fel, hogy az oldódáskor az oldott anyag semleges molekulái disszociálnak, pozitív és negatív töltésű atomcsoportokra

2007. február 7.

1


ionokra esnek szét. Az elektródákra kapcsolt feszültség hatására létrejövő elektromos erőtérben a negatív anionok (oxigén vagy savmaradék ionok) a pozitív anód felé, a pozitív kationok (hidrogén vagy fémionok) a negatív katód felé vándorolnak. Az ionok az elektródákon semlegesítődnek (elsődleges folyamat). Az elektromos áramot az elektrolitban az ionok mozgása (a külső vezetékben elektronok mozgása) biztosítja. A semlegesítődött ionok (atomok) kémiai reakciói (másodlagos folyamat) határozzák meg az anyagkiválást az elektródokon. Példák: 1. HCl elektrolízise szén elektródok között: anódon: 2Cl- → 2Cl → Cl2 katódon: 2H+ → 2H → H2 2. CuCl2 elektrolízise szénelektródok között: anódon: 2Cl- → 2Cl → Cl2 katódon: Cu++ → Cu → Cu 3. H2SO4 elektrolízise platina elektródok között: anódon: 2SO42- → 2SO4 (+2H2O) →2H2SO4 + 2O → O2 katódon: 4H+ → 4H → 2H2 4. H2SO4 elektrolízise réz anód platina katód esetén: anódon: SO42- → SO4 (+Cu) → CuSO4 katódon: 2H+ → 2H → H2 ha az oldatban a CuSO4 dominál: Cu2+ → Cu (a katódon Cu válik ki.) 5. Ólomacetát vizes oldatát ólomelektódok között elektrolizálva az anód oldódik, a katódon ólom válik ki, “ólomfa” jelenik meg,. 2.

Az elektolízis Faraday-féle törvényei

Faraday első törvénye: Az elektódon kiváló anyag tömege arányos az elektoliton átáramló töltés ( Q = It mennyiségével:

m = K ′Q ahol K′ a kérdéses anyag elektrokémiai egyenértéke:

[ K ′] = ′ ≈ 1 ⋅ 10−6 Példa: K Ag

kg As

kg . As

Faraday második törvénye: Különböző anyagok elektrokémiai egyenértékei úgy aránylanak egymáshoz, mint egyenértéktömegeik, azaz a gyöktömeg (M) és a vegyérték (Z) hányadosa: K1′ M 1 / Z1 = K 2′ M 2 / Z 2

Másként fogalmazva a K′ =K M /Z

az anyagi minőségtől független, univerzális állandó, amely megadja, hogy 1 As töltés áthaladása esetén az anyagból az egyenértéktömeg hányszorosa válik ki:

2007. február 7.

2


K = 1.0363.10−8

M kg Z As

A gyakorlatban K reciproka használatos: F=

1 1 kg , = 9.65.107 K M / Z As

amely megadja M/Z kg tömegű anyag kiválasztásához szükséges töltés mennyiségét. Faraday törvénye(i) így: m=

1 Q F

alakban írható(k). Példa: M/Z kg Cu2+ (kb. 31.8 kg) kiválasztásához Q = 9.65.107 As = 26800 Ah töltés szükséges. Mivel 1 mol [M.10-3 kg] anyag NA = 6.023.1023 molekulát tartalmaz, és M.10-3 kg egy vegyértékű ion kiválasztásához Q = 9.65.104 C töltés szükséges, feltételezve, hogy az ionok töltése azonos, egy ion töltése: qe =

9.65 ⋅10−19 C = 1.602 ⋅10−19 C 6.023

Ezen gondolatmenettel vetődött fel először az elektromos töltés “atomos” volta, kvatáltsága. Az ion töltés/tömeg aránya az F ismeretében meghatározható. Ismervén, hogy az ionok az atom egy (vagy több) elektronjának elvesztésével keletkeznek, az elektrolitot tartalmazó áramkörben az áramvezetés szemléletesen értelmezhető: az elektrolitban ion-vezetés, az elektródákon elektronátadás, a külső fémes vezetőben elektron-vezetés biztosítja az elektromos áramot. Kísérlet: Bemutatjuk az ezüst-coulomb méter működését: Platina katódrészében ezüst anóddal AgNO3 oldatot elektrolizálva mérjük a kivált ezüst tömegét. 3.

Az elektrolitikus vezetés mechanizmusa

Az elektrolitok elektromos vezetésének magyarázatához feltételeztük, hogy az elektrolitokban pl. HCl vizes oldatában a molekulák egy része az oldódáskor disszociál. Ezt a hipotézist, amelyet Clausius (1857) és Arrhenius (1887) vezetett be, kísérletileg az támasztja alá, hogy az elektrolitban az áram bármilyen kicsi feszültség hatására beindul, nincs “küszöb feszültség”, amely kellene a molekula felbontásához. Ettől független termodinamikai kísérleti bizonyíték, hogy az ozmózisnyomás-változás, a forráspont-emelkedés és fagyáspontcsökkenés mértéke nagyobb az oldott molekulák számának megfelelőnél. A disszociált molekulák számának és a molekulák teljes számának hányadosa az α disszociációfok. Kétkomponensű (biner) elektrolitokban a disszociáció és a rekombináció egyensúlya határozza meg a disszociáció fokot. A disszociációt szemléletesen úgy képzelhetjük el, hogy a dipólusmomentummal rendelkező (pl. HCl) molekulára az oldószer (pl. víz) dipólusmomentummal rendelkezó molekulái “rácsimpaszkodnak”. Ezáltal a kötést annyira meggyengítik, hogy a hőmozgás a molekulát “szétrázza”.

2007. február 7.

3


Megjegyzés: Az iont az oldatban gyakran oldószer (hidrát) burok veszi körül. A H+ a hidratáció miatt (H3O)+ módon van jelen a vízben.

A disszociáció foka függ az oldószertől. Nagyobb ε r -ű oldószerekben a disszociáció erősebb. Elektrolitokban egyenáramokra az U p polarizációs feszültség fellépése miatt, amely az elektródokon végbemenő kémiai változások következménye, az Ohm-törvény

(U − U ) = konst p

I

módon teljesül. Váltakozó áramokra az Ohm törvény U = R = konst I

formában teljesül. Kísérlet: Szén elektródok között HCl vizes oldatát elektrolizálva bemutatjuk az Ohm törvény teljesülését.

Az elektrolitokban az áramot ionok rendezett mozgása közvetíti. Az ionvándorlás kísérletileg megjeleníthető. Kísérlet: Két üveglap között lévő KMnO4 oldatot úgy elektrolizáljuk, hogy a katód elé KMnO4 oldatot töltünk. A feszültség bekapcsolása után az MnO4- ionok az anód felé vándorolnak. A feszültséget megfordítva a vándorlás ellentétes irányú.

Biner elektrolitban (pl. HCl) az E = V

térerősség hatására a pozitív és negatív ionok l – rövid gyorsulás után – a súrlódás következtében v+ és v− sebességgel mozognak, amelyet a FE = eE elektromos és FS = −α v “súrlódási” erők egyensúlya FE = FS határoz meg:

ZeE v+ = α+

v− =

ZeE

α−

Az f felületen áthaladó teljes áramot az

I+ =

dQ+ nZefv+ dt = = nZefv+ , és I − = nZefv− dt dt

pozitív és negatív ion-áramok összege adja, ahol n az ionok koncentrációja.

I = nZef ( v+ + v− ) Az áramsűrűség:

J = nZe ( v+ + v− ) A vezetőképesség: v −v 1 ⎞ 2⎛ 1 σ = nZe + − = n ( Ze ) ⎜ + ⎟ E ⎝ α+ α− ⎠

Az Ohm törvény (σ = konst) érvényessége mikroszkopikus szempontból azt jelenti, hogy n független E-től, v+ és v− pedig E lineáris függvénye.

2007. február 7.

4


Az ionok súrlódásos mozgása egyszerű kísérlettel demonstrálható: Kísérlet: Elektromágnes vasmagjára helyezett kör alakú csészében lévő elektrolitra parafa úszót helyezve és a csésze középpontja és oldala közé feszültséget kapcsolva az úszó körbe mozog, mert a mágneses térben az ionok spirális pályán mozognak.

A súrlódás következtében az áram VIt munkája az elektrolitban Joule-hővé alakul. Megjegyzés: Stokes törvényét az ionokra alkalmazva:

FS = 6πη rv ⇒ α = 6πη r

v± =

Ze

α±

E =

Ze E 6 π η r±

a hidrátburok miatt: r± rion . 4.

Elektrolitikus polarizáció, galvánelemek és akkumulátorok

A galvánelemek kémiai energiát elektromos energiává alakító áramforrások (elektromotoros erők!). A galvánelemek legalább három – köztük legalább egy elektrolit – vezetőből állnak, elektromotoros erejüket (főként) a fém és az elektrolit határán fellépő Galvani-feszültség (elektród-potenciál) adja. Fém és saját elektrolitjaik között potenciálkülönbség alakulhat ki, mert a fém “oldódási nyomása” (Pe) és az elektrolit “ozmózisnyomása” (Poz) általában különböző ezért vagy fémionok mennek az oldatba [az elektród negatív lesz] mindaddig míg a létrejövő elektromos tér ezt a vándorlást meg nem akadályozza, vagy megfordítva. Megjegyzés: A fentiek pontosabb megfogalmazása, ha azt mondjuk, hogy a fémion úgy mozog, hogy szabad entalpiája minimális legyen. Ha a fémben nagy a szabad entalpia akkor a fém az oldatba megy, ha az oldatban nagy a kémiai potenciál, akkor a fém kirakódik az elektródra. Zn elektróda és ZnSO4 esetén a Zn elektróda negatív lesz, Zn megy az elektrolitba, Cu elektróda és CuSO4 esetén a Cu elektróda pozitív lesz, és Cu rakódik ki a Cu elektródára.. Megjegyzés: A fém és saját elektrolitja közötti feszültség nem mérhető meg közvetlenül, hanem csak egy standard [H-nel bevont platina] elektródhoz viszonyított feszültség, amelyet a fém standard elektrokémiai normálpotenciáljának nevezzünk. Kísérlet: Bemutatjuk a Cu⏐CuSO4⏐⏐ZnSO4 ⏐Zn Daniell-féle elemet. Zn2+/Zn = 0.76 V, Cu2+/Cu = +0.34 V, E0 = 1.1 V. A Daniell-elem áramtermelő folyamata (az idegen erő!) a Zn ZnSO4-dá oldódása és a CuSO4-ből a réz kiválása. Az elektrolitban az SO42- a külső körben elektronok vándorolnak. Kísérlet: Elektrolitba (pl. H2SO4 híg vizes oldatába) merülő azonos elektródok (pl. platina) között nem lép fel feszültség. Ha azonban az oldatot elektrolizáljuk az elektródok között az elektrolizáló feszültséggel ellentétes irányú Vp feszültség lép fel, a két elektródot összekötve az előzővel ellentétes irányú Ip áram folyik. Az elektrolitikus polarizációnak nevezett jelenség magyarázata, hogy az áram megbontotta a szimmetriát és az elektródok felülete vagy az elektród környezetében a koncentráció megváltozott. A fenti kísérletben az elektródok felületét O2 és H2 vonta be, azaz H2 - H2SO4 - O2 galvánelem keletkezett és ennek elektromotoros ereje a Vp polarizációs feszültség.

2007. február 7.

5


A fenti elektrolízis során az U - I összefüggést megvizsgálva azt tapasztaljuk, hogy a gázfejlődés (buborékképződés) csak Vb = 1.7 V “bomlásfeszültség” fölött indul meg. Ezen feszültség fölött az Ohm törvény: I=

V − Vb R

módon teljesül. Az elektrolitikus polarizáció következtében keletkezett H2 - H2SO4 - O2 galvánelem Vb elektromotoros ereje ellentétes a külső elektromotoros erővel. A Daniell-elemnél a két különböző elektrolit miatt nem lépett fel polarizáció. Az elektrolitikus polarizáció jelensége azonban galvánelemeknél is fellép. A leggyakrabban alkalmazott Leclanche-elemekben a katódon kiváló hidrogén kémiai megkötésével (oxidáció) küszöbölik ki ezt a gyakorlati szempontból káros jelenséget. A Leclanche-elem egy (-) Zu⏐NH4Cl(H2O) ⏐MnO2⏐C(+) galvánelem, amelyben az elektromos energiát termelő kémiai folyamat: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = Mn2O3 + Zn(NH3)2Cl2 A negatív Zn elektródon: Zn → Zn2+ + 2e A pozitív (C) elektródon: 2H+ + 2MnO2 + 2e → H2O + Mn2O3 Az elem elektromotoros ereje: 1.5 V. Az akkumulátorok szekunder elemek vagy megfordított galvánelemek. A galvánelem által szolgáltatott árammal ellentétes áram (feltöltés) hatására a kémiai reakciók megfordulnak. Az ólomakkumulátor Pb⏐H2SO4(H2O) ⏐Pb galvánelem, amely töltés nélkül PbSO4 ⏐H2SO4(H2O) ⏐PbSO4 galvánelemmé alakul.

Töltéskor a pozitív elektródon PbO2, a negatív elektródon Pb keletkezik, és a kénsav bedúsul. Kisüléskor (az előbb negatív) Pb elektródra H+ ionok jutnak (az akkumulátor pozitív sarka), (az előbb pozitív) PbO2 elektródra SO42- ionok vándorolnak (az akkumulátor negatív sarka). Semlegesítődés után visszaáll a töltés előtti állapot. Sematikusan: Töltés: 2PbSO4 +2H2O

⇒

Pb + PbO2 + 2(2H+ + SO42-)

Kisütés: Pb + PbO2 + 2(2H+ + SO42-)

⇒

2PbSO4 +2H2O

A negatív elektródon (pozitív sarkon) 1. Pb ⇒ Pb2+ + 2e2. Pb2+ + SO42- ⇒ PbSO4 A pozitív elektródon (negatív sarkon): 3. PbO2 + 4H+ ⇒ Pb4+ +H2O 4. Pb4+ ⇒ Pb2+ + 2e5. Pb2++SO4 ⇒ PbSO4 5.

Elektromos vezetés gázokban

A gázok általában jó szigetelők, mivel semleges molekulákból állnak és így töltéshordozókat nem vagy nagyon kis számban tartalmaznak. Észrevehető vezetést csak

2007. február 7.

6


akkor tapasztalunk, ha a gázba beviszünk vagy a gázban keltünk töltéshordozókat. Gázok áramvezetését szokás gázkisülésnek nevezni. Kísérlet: Síkkondenzátor fegyverzeteit feltöltve az elektrométer időben változatlan töltést jelez. A kondenzátorlemezek közé lángot vagy radioaktív preparátumot helyezve a töltés csökken. Henger-kondenzátor fegyverzetei között port átfújva a töltés csökken.

Ha a töltéshordozók létrehozása magával az elektromos térrel nem kapcsolatos (feltöltött porszemek, radioaktív sugárzás, hőmérsékleti sugárzás stb. biztosítja, vagy hozza létre a töltéshordozókat) nem önálló vezetésről beszélünk. Ha a töltéshordozókat az elektromos térnek tulajdonítható folyamatok révén jönnek létre, vagy ha maga a vezetési mechanizmus hozza létre töltéshordozókat (pl. ütközési ionizáció) önálló vezetésről beszélünk. Gázok áramvezetése során a töltéshordozók bevitele, külső hatásokkal vagy a vezetés révén való keltése mellett lényeges szerepet játszik rekombinációjuk (megszűnésük), egy pozitív és negatív töltéshordozó semlegesítődése. Kísérlet: Egy hosszú csőben egymás fölött elhelyezett elektródok a cső alján láng vagy radioaktív forrás keltette töltéshordozók esetén különböző gyorsaságú kisülése azt demonstrálja, hogy a töltéshordozók mozgásuk során rekombinálódnak. 6. 4

Nem önálló vezetés gázokban 6

Közönséges (10 - 10 Pa) nyomású gázok nem önálló vezetési tulajdonságait a fenti egyszerű kísérleti elrendezéssel vizsgálhatjuk. Az I-V karakterisztika két jól elkülönülő V részből áll: egy R = = konst (az Ohm törvényt teljesítő) részből és egy I = konst. I szakaszból (Nagy V esetén önálló vezetés indul be!) A vezetést és az I-V karakterisztikát a következőképpen értelmezhetjük: A külső hatás (pl. radioaktív sugárzás) által létrehozott ionpárok sűrűségének keletkezési sebességét (egységnyi térfogatban egységnyi idő alatt létrejövő ionpárok számát) ⎛ dn ⎞ ⎛ dn ⎞ jelölje ⎜ ⎟ (Ha a töltéshordozókat külső hatás hozza létre ⎜ ⎟ = α i ng , ahol ng a gáz ⎝ dt ⎠ i ⎝ dt ⎠i

sűrűsége α i a külső hatás, pl. ionizáció erőssége).

A rekombinálódó ionpárok sűrűségének változási sebessége (térfogategységenként időegység alatt rekombinálódó ion-párok száma): ⎛ dn ⎞ 2 ⎜ ⎟ = αr n ⎝ dt ⎠r

ahol n az ionpárok sűrűsége, αr a rekombinációs együttható. Az egyensúly feltétele: ⎛ dn ⎞ ⎛ dn ⎞ 2 ⎜ ⎟ = ⎜ ⎟ = α rn ⎝ dt ⎠ i ⎝ dt ⎠ r

n=

2007. február 7.

⎛ dn ⎞ ⎜ ⎟ ⎝ dt ⎠i

αr

7

=

α i ng αr


Megjegyzés: A természetes sugárzási háttér következtében αi ng ≤ 10, αr ≈ 10-6 azaz n ≤ 3.103 azaz a levegő jó szigetelő.

Az elektródák közé feszültséget kapcsolva az ionpárok sűrűségének csökkenése a ⎛ dn ⎞ feszültség következtében legyen ⎜ ⎟ amely ⎝ dt ⎠ j ⎛ dn ⎞ I = eZ ⎜ ⎟ lf ⎝ dt ⎠ j áramot jelent, ha f az elektródák felülete, l a távolsága, azaz:

I J ⎛ dn ⎞ = ⎜ ⎟ = ⎝ dt ⎠ j eZ lf eZ l Feszültség esetén az egyensúly feltétele ⎛ dn ⎞ ⎛ dn ⎞ ⎛ dn ⎞ ⎜ ⎟ = ⎜ ⎟ +⎜ ⎟ ⎝ dt ⎠ i ⎝ dt ⎠ r ⎝ dt ⎠ j

⎛ dn ⎞ 2 J ⎜ ⎟ = α rn + ⎝ dt ⎠ i ez l

Kis áramsűrűség (gyenge terek) esetén a második tag elhanyagolható, n = konst. , és teljesül Ohm törvénye. ⎛e e ⎞ J = neZ (v+ + v− ) = neZ ⎜ Z + Z ⎟ E ⎝ α+ α− ⎠

Erős terek esetén az első tag elhanyagolható, és ekkor ⎛ dn ⎞ J = ez l ⎜ ⎟ ⎝ dt ⎠i a telítési áramsűrűség. Megjegyzés: A telítési áramsűrűség az ionkeltés erősségével arányos, annak mérésére felhasználható (ionizációs kamrák).

Ritka gázokban (p < 10-3 Pa) a töltéshordozók száma kisebb, mint a közönséges nyomású gázokban ezért a vákuum jó szigetelő. Ha a vákuumba (pl. izzó katódról töltéshordozókat juttatunk, akkor a vákuumban „nem önálló vezetés” jön létre. Ezen jelenségek azonban a töltött részecskék elektromos térben való mozgásához és nem az áramvezetéshez tartoznak. 7.

Önálló vezetés gázokban

Az önálló vezetést az ionok elektromos térben való gyorsulása és a gázmolekulák ütközéses ionizációja révén létrejövő töltéshordozók biztosítják. A vezetési tulajdonságok ezért az átlagos szabad úthossztól azaz a nyomástól függenek. Nagyon nagy nyomásokon nehezebben nagyon kicsi nyomásokon egyáltalán nem jön létre önálló vezetés. A ritkított gázokban létrejövő önálló vezetést ködfénykisülésnek nevezzük Kísérlet: Kb. 0.5 m hosszú, néhány cm átmérőjű üvegcső elektródái közé ≈ 1000V feszültséget kapcsolunk és a gáz (levegő) nyomását 105 Pa értékről fokozatosan 2007. február 7.

8


csökkentjük kb. 102 Pa-ig. Megfigyeljük kb. 4.103 Pa-nál egy “fényszál” kb. 1.5.102 Pa-nál a ködfénykisülés megjelenését. Ha 1.5 Pa nyomásnál az elektródok feszültségét növeljük a kisülés egy Vgy gyújtófeszültségnél indul meg és egy Vk kioltási feszültségnél szünik meg. A ködfénykisülés részei: 1. katódfény (levegő esetén vörös, a szekunder elektronok gerjesztette gázmolekulák fénye) 2. sötét katódtér (gyors elektronok ionizálnak és nem gerjesztenek, az ionok lassúak pozitív tértöltés alakul ki) 3. negatív ködfény (levegő esetén kék, elektronok és ionok nagy koncentrációja következtében erős rekombináció) 4. Faraday-féle sötét tér (az elektronok tovább gyorsulnak) 5. pozitiv oszlop (levegő esetén vöröses, gázkisüléses plazma: ionok és elektronok kvázineutrális keveréke) 6. sötét anódtér 7. anódfény A kisülési cső nyomását 1.5.102 Pa alá csökkentve a ködfénykisülés megszűnik, a katóddal szemközti rész zöldes színben világítani kezd. A katódlumineszenciát az un. katódsugarak, az elektromos tér által felgyorsított szekunder elektronok okozzák. Kísérlet: Az un. Crooks-csőben demonstráljuk a katódsugarak egyenes vonalú terjedését, mágneses térben való eltérülését és mechanikai impulzusukat. A kísérletben megmutatjuk az un. csősugarak (ionsugarak) megjelenését is.

A gázkisülés gyakorlati alkalmazásai között a spektrál-lámpák a fénycsövek és a ködfénylámpák a legismertebbek. Különleges körülmények között közönséges nyomású gázokban is kialakulhat önálló vezetés. Ilyen az ív-, a szikra- és a korona kisülés. Kísérlet: Szénelektródákkal demonstráljuk az ívkisülés létrejöttét és a katód izzásának szerepét az ívkisülés fenntartásában. Kísérlet: Demonstráljuk a szikrakisülés létrejöttét. A villám elektromos szikra (csak jó nagy: 10 km hosszú, 40 cm átmérőjű, 105A áram). Kísérlet: Demonstráljuk a koronakisülést. Az un. lidércfény tipikus koronakisülés.

2007. február 7.

9

VIII. ELEKTROMOS ÁRAM FOLYADÉKOKBAN ÉS GÁZOKBAN

Recommend Documents