ТЕМА 11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ (Г.Э.)

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА (Х.И.Т.)

Г.Э. – устройство, состоящее из двух полуэлементов, в котором химическая энергия превращается в электрическую.

Полуэлемент – система, состоящая из металлической пластинки, опущенной в раствор собственной соли.

Цинковый и медный полуэлементы.

До замыкания цепи.

+                + +                + +                + +                +   Zn2+ + SO42-

         Zn

+                + +                + +                + +                +   Zn2+ + SO42-

                                                          Cu

 

  Zn/ZnSO₄                                                         Cu/CuSO₄

Zn⁰ - 2ē ↔ Zn²⁺ (1)                             Cu⁰ - 2ē ↔ Cu²⁺ (2)

В обоих полуэлементах образуются электродные потенциалы, однако на цинке будет больший избыток электронов, т.к. он более активный металл, поэтому равновесие (1) в большей степени смещено вправо, чем равновесие (2).

Для замыкания цепи необходимы:

Проводник первого рода – металлическая проволока (для движения электронов по внешней цепи)

Проводник второго рода – стеклянная трубка, заполненная агар-агаром и KCl (электролитический мостик, по которому движутся анионы).

 

После замыкания цепи.

 

                                                             ē

Zn2+

+

                    Zn (A)                                                              Cu (K)

					+

                                                           SO₄^2-

 

ē

                                        _

(A) Zn/ ZnSO₄// CuSO₄/ Cu (K)

Равновесие (1) и (2) нарушатся:

(1) (А) Zn⁰ - 2ē → Zn²⁺                          (K) Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ 

 

 

Выводы:

1. Анод – электрод, на котором            Катод – электрод, на котором                   

происходит процесс окисления:   происходит процесс восстановления:

Активный металл (φ<);                         Неактивный металл (φ>);

Заряд   , т.к. ионы Меⁿ⁺ из металли – Заряд  , т.к. ионы Меⁿ⁺ переходят на

ческой решётки переходят в раствор; электрод из неактивного металла

Процесс – Ме⁰ – nē → Meⁿ⁺  -              Процесс - Меⁿ⁺ + nē → Ме⁰ –

избыток (ē) на (А).                                за счёт ē, которые перешли с анода.

           ●

    ●       ●

           ●                                                                                 

 

2. Расчёт ЭДС (Г.Э.)

ЭДС (электродвижущая сила) – разность потенциалов.

ЭДС = φ_(К) – φ_(А)

ЭДС = φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ – φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ (н.у.) = 0,34 – (- 0,76) = 1,1 В.

Для произвольных условий по уравнению Нернста.

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + ^{2,31· R · T}lg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ + ^{2,31· R · T}lg[Zn²⁺])

                               n·F                                           n·F

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + 0,059/2·lg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ + 0,059/2·lg[Zn²⁺])

3. Г.Э. работает до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов (пока идут обе реакции).

 

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ».

 

Задача № 1

Рассмотрите работу гальванического элемента: Cu/CuCl₂//CdCl₂/Cd. Концентрация ионов: [Cu²⁺] = 0,1 M; [Cd²⁺] = 0,001 M

 

1. φ^р_Сu²⁺_/Cu⁰ = φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + 0,059/2·lg[Cu²⁺] = 0,34 + 0,059/2·lg10^-1 = 0,3103 В.

 

φ^р_Сd²⁺_/Cd⁰ = φ⁰_Сd²⁺_/Cd⁰ + 0,059/2·lg[Cd²⁺] = - 0,4 + 0,059/2·lg10^-3 = - 0,4885 B.

 

2. φ^р_Сu²⁺_/Cu⁰ > φ^р_Сd²⁺_/Cd⁰ => Cd – (A), Cu – (K).

 

                 ē

3. _

(A)Cd/ CdCl₂// CuCl₂/ Cu (K)

4.                                                          ē

+

Cd2+

5.                  (A) Cd                                                               Cu (K)

                                                           Cl^-

 

 

6.

(А) Cd⁰ - 2ē → Cd²⁺

(K) Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ 

 

7. ЭДС = φ_(К) – φ_(А) = 0,3103 – (-0,4885) = 0,7988 В

 

 

ТЕМА 12. ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах, опущенных в раствор или расплав электролита и подключённых к внешнему источнику постоянного тока.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

нерастворимый

расплавов         растворов

растворимый

 

 

Электролиз расплавов солей

 

KatAn → Kat⁺ + An^‾

Kat⁺     Катод: (вос-е)                                         Анод: (ок-е)      An^‾

 

избыток (ē) от источника тока, к          недостаток (ē), к нему подходят Аn^¯,

нему подходят Kat⁺, которые при-       которые отдают лишние

соединяют недостающие электро-        электроны (окисляются) =>

ны (восстанавливаются) =>                   

   катод                                                 анод

Katⁿ⁺ + nē → Kat⁰                                       An^n‾ - nē → An⁰

Электролиз растворов солей

 

KatAn → Kat⁺ + An^‾

Катод: (вос-е)                                         Анод: (ок-е)

 

Kat⁺;Н⁺(Н₂О)                                                                       An^‾; ОН‾(Н₂О)

 

Возможные процессы:

Katⁿ⁺ + nē → Kat⁰                                       An^n‾ - nē → An⁰

2Н₂О + 2ē → Н₂⁰ + 2 ОН‾                         2Н₂О - 4ē → О₂⁰ + 4Н⁺

В первую очередь восстанавливаются

те частицы, потенциалы которых боль-

ше

φ^р > !                                                         φ^р <!

Газ (Н₂) плотно облепил катод и затру- Газ (O₂) плотно облепил анод и затру-

дняет разрядку последующих ионов,   дняет разрядку последующих ионов,

поэтому потенциал смещается в более поэтому потенциал смещается в более

отрицательную сторону на величину   положительную сторону на величину

перенапряжения этого газа, которое     перенапряжения этого газа, которое

вычитается.                                              прибавляется.

      

 

φ^р н_2/2Н+ = – 0,059 · рН - η^{Н 2}                         φ^р О _2/ОН ‾ = 1,23 – 0,059 · рН + η^{О 2}

^{Ме(К)                                                                                                               Ме(А)}

Выводы:

1. В растворе электролита, кроме Kat⁺ и An^‾, есть вода, поэтому имеет место конкуренция.

2. Последовательность разряда ионов на электродах зависит от величины электродных потенциалов процесса, которые рассчитываются по уравнению Нернста:

φ^рМе ⁿ⁺ / _Ме ⁰ = φ ⁰ – 0,059/n lg[Meⁿ⁺]

φ^р н_2/2Н+ = – 0,059 · рН - η^{Н 2}

^Ме(К)

φ^р О _2/ОН ‾ = 1,23 – 0,059 · рН + η^{О 2}

                                                                       ^Ме(А)

3. Особенности катодного процесса:

–ионы металлов, стоящих правее водорода в ряду напряжений (малоактивные металлы – Cu²⁺, Hg²⁺, Ag⁺, Au³⁺, Pt²⁺ и др.) восстанавливаются легче водорода.

–ионы металлов средней активности, стоящих в ряду напряжений от марганца до водорода (Mn²⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Cd²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺) восстанавливаются одновременно с водородом воды, что зависит от концентрации ионов металла.

–ионы активных металлов от алюминия и левее (Li⁺, Rb⁺, K⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) не восстанавливаются , а идёт восстановление водорода из воды.

2Н₂О + 2ē → Н₂⁰ + 2 ОН‾

 

 4. Особенности анодного процесса:

а) если кислотный остаток не содержит кислорода, то он сам и окисляется  (Cl^‾, Br^‾, I^‾, S^2-, CN‾).

б) если кислотный остаток содержит кислород (SO₃^2-,NO₃^‾, PO₄^3-, CO₃^2- F^‾), то кислотный остаток не окисляется, а окисляется кислород из воды

2Н₂О - 4ē → О₂⁰ + 4Н⁺

 

5. С количественной стороны электролиз подчиняется закону Фарадея:

m = ^Э·I·τ ; где

                ^F

m – масса выделившегося на электроде вещества (г);

Э – химический эквивалент вещества (Э_Ме = Ar/валентность);

I – сила тока (А);

τ – время (сек.);

F – число Фарадея (96500 Кл)

 

 

---

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 253; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

⇐ Предыдущая567891011121314Следующая ⇒

---

Мы поможем в написании ваших работ!