ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

7 ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

 

      Электрохимия – наука, которая  изучает химические процессы, проходящие под
действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия
химических реакций преобразуется в электрическую энергию.  Примером таких процессов являются электролиз,
электрофорез, работа аккумуляторов, гальванических элементов и др. В настоящем
практикуме кратко рассматривается два раздела электрохимии – гальванические
элементы и направление процессов окисления восстановления.

 

7.1 Гальванический элемент (ГЭ)

      Гальванический элемент – устройство, в
котором энергия химических окислительно-восстановительных процессов
преобразуется в электрическую энергию. 
Как было показано в 1-й части практикума, – реакции окисления- восстановления
протекают с участием электронов. Электрический ток – это направленное движение
заряженных частиц,  электронов, ионов.
Гальванический элемент состоит из двух электродов – металлических пластин,
погруженных в растворы. Металл в растворе собственной соли называется
полуэлементом.  Например, медно-цинковый
гальванический элемент или элемент Вольта можно представить в виде следующей
схемы:

 

                                                                     
(металл) Zn (тв)
раствор  Zn+2  ║ раствор Cu+2Cu(тв) (металл),

                                                                                 
Полуэлемент  1                       полуэлемент 2

 

где одной вертикальной чертой
│ показана граница раздела твердой и жидкой фаз, а двумя вертикальными
чертами ║ – граница раздела двух растворов.  Растворы соединяются между собой солевым
мостиком, который обеспечивает электронейтральность растворов. Если два
металлических электрода соединить между собой проводником, то цепь замкнется и
по внешней цепи пойдет электрический ток, силу которого можно измерить. В
зависимости от природы металла и концентрации 
ионов,  в растворе на электродах
могут протекать следующие процессы:

анод      Ме0        ne   
Ме +n     окисление

 
катод    Ме+n   +  ne     
Ме0   восстановление.

В случае элемента Вольта, цинковая пластина является анодом,
медная – катодом. Поскольку Zn
заряжается отрицательно, а Cu
  положительно, электроны во внешней
цепи движутся от цинка к меди.

Электродный
потенциал  (φ) – это разность
потенциалов между металлом и раствором, содержащим его ионы.

Значение φ электрода зависит от
концентрации  ионов металла в растворе и
от температуры. Зависимость эта строгая, термодинамическая и выражается
уравнением Нернста.

 

       φ
  =  
φ0(Ме) 
+ 
RT    ln [Ме+n]  =   φ0(Ме)   +  
2,303  
RT    lg  [Ме+n]  = 
φ0(Ме) 
+   2,303    0,059 
lg [Ме+n] 

                                  nF                                                        
nF                                                             n  

 

 φ0 – стандартный
электродный потенциал,
численно равный потенциалу электрода когда
концентрация ионов металла  [Ме+n ] равна  = 1 моль/л;

 R – универсальная газовая постоянная,     Т  К – температура Кельвина; F   
число Фарадея;

 n  число электронов,
участвующих в электродном процессе;   
0,059в =  RT/ F = 8,31* 298 / 96500 (в).

      ЭД.С. (Е)– электродвижущая сила  гальванического элемента рассчитывается как
разность потенциалов двух  электродов
соединенных между собой.  Э.Д.С. характеризует способность электронов к движению во
внешней цепи, поэтому  Э.Д.С > 0.  По  международному соглашению  Э.Д.С. направлена слева направо:  

Е  = 
φ
правый электродφлевый электрод.

Для  элемента Вольта  Е  = φ
(анод)    φ
(катод) = φ (Cu)    φ (Zn)   или  в
соответствии с уравнением Нернста:

 

Е =   φ0 u) 
+  0,059 lg [Cu+2]   φ0
(Zn)    0,059
lg [Zn+2]  

                              2                                            2

     Стандартный электродный потенциал φ0
(Ме+n )  определяют измерением Э.Д.С. гальванического
элемента, составленного из металлического электрода и стандартного водородного
электрода, потенциал которого условно принят за ноль. Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую
пластину, покрытую рыхлой платиновой чернью, которая погружена в раствор серной
кислоты, концентрация ионов водорода в котором равна 1 моль/л. Через раствор
под давлением 1 атм = 1,03 105 Па пробулькивает газообразный
водород.  Этот электрод является
обратимым и может функционировать как анод или как катод:

 
– как анод                 PtH2 
H+  (H2SO4),                                           
φ 0  =   0,059 
lg   +]2      =  
0

        
как катод              H+  (H2SO4),
H2
Pt                                                                                  2          Р(H2)

  

     Стандартные электродные потенциалы для
всех известных металлов определены и помещены в таблицу. Чем отрицательнее
значение стандартного электродного потенциала, тем сильнее выражены
восстановительные свойства металла. Используя значения φ0(Ме), можно представить ряд
напряжения металлов, причем место каждого металла в этом ряду говорит о
восстановительных свойствах металлов.

 

     Пример. Рассчитать Э.Д.С.
гальванического элемента составленного из свинцового и никелевого электрода,
помещенных в растворы собственных солей. Концентрация потенциалопределяющих
ионов равна: [
Ni+2] = 0,01моль/л, 
[
Fe+3] = 0,1 моль/л.  Составьте электродные
реакции и укажите катод т анод.

      Решение: Используя уравнение Нернста,
рассчитаем значения электродного потенциала, который возникает на каждом
электроде. 

 Никелевый
электрод:  φ0(
Ni)  = –0,25 в +  (0,059в/2) lg 10-2  = -0,25в + ( -2 * 0,0295в) = -0,309
в.

 Железный  электрод  
φ0(
Fe)  = -0,037в + (0,059в /3) lg 10-1
  = -0,037в + (-1 *
0,0197 )в =-0,056в

Э.Д.С.>0, поэтому Е = φ0(Fe)  – φ0(Ni)  = –0,056 – (-0,309) 
= -0,253 в.

Электродные реакции: анод  Fe+3 + 3e = Fe0

                                      
катод  Ni0 – 2е = Ni+2 . 

 

Стандартные
электродные потенциалы

Уравнение

процесса

Ео,

вольт

Уравнение

процесса

Ео,

вольт

AI = AI+3
+ 3e

-1,663

Mg =  Mg +2 + 2e

-2,363

Ba = Ba+2
+ 2e-

-2,905

Mn =  Mn +2 + 2e

-1,179

Be = Be+2
+ 2e

-1,847

Cu = Cu+2
+ 2e

0,337

V = V+2
+ 2e

-1,175

Cu = Cu+
+ e

0,520

H2 = 2H+ + 2e

0,000

Na = Na+
+ e

-2,714

Bi = Bi+3
+ 3e

0,215

Ni = Ni+2
+ 2e

-0,250

Fe = Fe+3
+ 3e

-0,037

Sn = Sn+2
+ 2e

-0,136

Fe = Fe+2
+ 2e

-0,44

2Hg =  Hg 2+2
+ 2e

0,333

Fe+2
= Fe+3 + e

0,771

Rb = Rb +
+ e

-2,925

Au = Au+3
+ 3e

1,498

Pb = Pb+2
+ 2e

-0,126

Au = Au+
+ e

1,692

Pb+2  = Pb+4 + 2e

1,694

Cd = Cd+2
+ 2e

-0,403

Ag = Ag+
+ e

0,799

K = K+
+ e

-2,924

Sr = Sr+2
+ 2e

-2,888

Ca= Ca+2
+ 2e

-2,866

Cr = Cr+3+
3e

-0,744

Co = Co+2
+ 2e

-0,277

Cr = Cr+2+
2e

-0,913

Co+2
= Co+3 + e

1,808

Zn = Zn+2
+ 2e

-0,763

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.