Понятия об электрохимических процессах

⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 10Следующая ⇒

Процессы протекающие на поверхности раздела фаз, способны обмениватся заряженными частицами, называются электрохимическими процессами.

Переход заряженных частиц из одной фазы в другую приводит к возникновению скачка потенциалов вблизи поверхности разделов обеих фаз.

При этом возникающее электрическое поле может влиять на химические процессы, а химические процессы в свою очередь могут изменить величину скачка потенциала. Следовательно между электрическими и химическими явлениями существует тесная взаимосвязь, при которых происходят взаимопревращения электрическои и химической форм энергии.

Превращение химической энергии в электрическую имеет место в работе химических источников тока- электрохимических элементов и акумуляторов.

Превращение электрической энегии в химическую происходит при электролизе.

Расположив металлы в порядке возрастания алгебраической величины Е⁰, получают ряд стандартных электродных потенциалов, который справедлив только для водных растворов. Поскольку Е⁰представляет собой разность потенциалов (напряжение), то этот ряд называют также рядом напряжений.

Окисленная форма: усиление окислительных свойств ¾¾¾¾¾¾ ®

Li⁺ К⁺ … Mg²⁺ Al³⁺ Mn²⁺ Zn²⁺… Pb²⁺ H⁺ Sb³⁺ Cu²⁺…Au³⁺

Восстановленная форма: уменьшение восстановительных свойств ¾¾ ®

LiКCs Rb … Mg Be Al Mn Zn … Pb H₂ Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

уменьшение стандартного электродного потенциала Е⁰, B

Чем меньше значение Е⁰, тем более сильно выражены восстановительные свойства его атомов и тем слабее – окислительные свойства его ионов.

Из ряда напряжений следует:

· Активные металлы (отLi до Al) вытесняют водород (Н)из воды и из кислот-неокислителей, обладающих окислительными свойствами только за счет ионов Н⁺ (HCl, HBr, HI, H₃PO₄, H₂SO₄(разб), CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S).

· Между Mn и Н₂ в ряду напряжений расположены металлы средней активности, вытесняющие водород (Н) из перегретого водяного пара (Mg и Al – из горячей воды) и из кислот сильных и средней силы.

· Правее Н₂ в ряду напряжений расположены малоактивные металлы (отSb до Au), не вытесняющие Н из воды и кислот даже при высокой температуре.

· Каждый металл вытесняет все последующие (менее активные) металлы из растворов их солей. Щелочные и щелочноземельные металлы в растворе соли менее активного металла реагируют не с солью, а с водой.

· С кислотами-окислителями: HNO₃(разб.), HNO₃(конц.), H₂SO₄(конц.) взаимодействуют все металлы (кроме Au,Pt,Ir,Rh,Ta), но Н₂ при этом не выделяется.

12.4 Электролиз электролитов

Электролиз – этоОВР, протекающая на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Следовательно, электролиз - это процесс несамопроизвольный, так как для его проведения требуется расход энергии.

Все количественные расчеты электролиза производят по закону Фарадея: масса вещества, прореагировавшего на электродах, пропорциональна коли-честву электричества, прошедшего через раствор: m=k×I×t, где m – масса вещества, выделившегося на одном из электродов, k – электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, t – время.

Электролиз проводят в специальной емкости, называемой электролизером,который заполняют раствором или расплавом электролита и погружают в него две токопроводящие пластины (электроды), изготовленные из инертного по отношению к электролиту и продуктам электролиза материала.

Электроды подключают к клеммам источника постоянного тока.

· Электрод, подключенный к (+) клемме, называется анодом (А)

· Электрод, подключенный к (-) клемме, называется катодом (К)

Между катодом и анодом устанавливают полупроницаемую перегородку, пропускающую ионы, но не пропускающую молекулы, чтобы исключить возможность взаимодействия продуктов электролиза, накапливающихся в электродном пространстве. При подаче напряжения, отрицательные ионы устремляются к аноду, а положительные – к катоду.

Отсюда и названия ионов:

· анионы (А^m‾) – ионы, притягиваемые анодом. На аноде идет процесс

окисления анионов (А^m^-, ОН‾ ) или молекулН₂О:

4ОН‾- 4 ē®О₂+ 2Н₂О, А^m‾ -mē®A⁰, 2H₂O– 4 ē®O₂+ 4H⁺

· катионы (Meⁿ⁺) – ионы, притягиваемые катодом. На катоде идет процесс

восстановления катионов (Meⁿ⁺, Н⁺) или молекул Н₂О:

2H⁺+ 2 ē®H₂, Meⁿ⁺ + n ē ® Me⁰, 2H₂O + 2 ē®H₂+ 2OH‾

Электролиз расплавов электролитов

С момента подачи напряжения на электродах протекают процессы окисления и восстановления ионов электролита. Эти процессы не зависят от материала электродов и природы ионов (рисунок 12.2). Если в расплаве находится смесь ионов различных электролитов, то порядок их разрядки на электродах определяется их электродными потенциалами (Е⁰):

· анионы окисляются на аноде в порядке возрастания Е⁰

· катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания Е⁰

Электролиз растворов электролитов

Электролиз водных растворов электролитов протекает сложнее, чем электролиз расплавов (рисунок 12.2). Характер образующихся продуктов зависит от материала электродов, природы ионов и условий (температуры, концентрации раствора, рН среды, силы тока).

Различают анод нерастворимый (инертный), изготовленный из угля, графита, платины или золота и анод растворимый (активный), изготовленный из атомов металла анода: меди, серебра и других металлов (кроме платины и золота). В первом случае, анод не окисляется, а во втором – окисляется металл, из которого сделан анод.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов пользуются следующими практическими правилами:

· процессы на катоде не зависят от материала катода, а зависят от положения металла в ряду напряжений;

· процессы на аноде зависят от материала анода и природы анионов.

Вопрос 18

18.1. Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, состоящее из двух электродов, в котором энергия самопроизвольно протекающей химической реакции (ОВР) преобразуется в электрическую энергию.

Рассмотрим ГЭ Даниэля-Якоби. Элемент состоит из Zn и Cu пластинок, погруженных в растворы электролитов ZnSO₄ и CuSO₄. Если пластинки соединить проволокой, то по ней электроны с Zn–пластины перейдут на Cu–пластину. Это объясняется тем, что Е⁰Zn²⁺/Zn = – 0,763В < Е⁰ Cu²⁺/Cu = +0,337В. При этом Zn–пластина растворяется, а ионы Cu²⁺восстанавливаются, освободившиеся ионы SO₄^-2 медного электрода и Zn²⁺в цинковом электроде через пористую перегородку перемещаются навстречу друг другу.

Основная характеристика ГЭ – электродвижущая сила (ЭДС), равная разности потенциалов правого и левого электродов: E=E_П-E_Л.

Значение ЭДС определяет работоспособность ГЭ: чем больше ЭДС, тем выше интенсивность работы элемента.

18.2. Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительное-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительное-восстановительных пар.

18.3. Редокс–потенциал – является мерой окислительно-восстановительной способности вещества: чем больше значениеЕ(OФ/ВФ), тем выше активность окислителя и наоборот, чем меньше значение Е(OФ/ВФ), тем выше активность восстановителя в этой системе.

Например: MnO₄‾ + 8 H⁺ + 5 ē ® Mn²⁺ + 4 H₂O, Е⁰= + 1,51 B (1)

Fe³⁺ + ē ® Fe²⁺, Е⁰= + 0,77 B (2)

Окислительные свойства (1) системы сильнее, чем у (2), поэтому MnO₄‾ будет Ox, а Fe²⁺ – Red. Схема ОВР имеет следующий вид:

MnO₄‾ + Fe²⁺ ® Mn²⁺ + Fe³⁺

ВОПРОС

металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое, от 1 до 3, число электронов на внешнем энергетическом уровне, исключения составляют только германий, олово, свинец (4 электрона), сурьма, висмут (5 электронов) и полоний (6 электронов). Для атомов металлов характерны низкие значения электороотрицательности и восстановительные свойства. Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам.

Получение металлов

* Металлы получают восстановлением их из оксидов при помощи угля (C),

оксида углерода (CO), водорода (H₂) или алюминия (Al) при высокой Т:

ZnO + C ® Zn + CO Fe₃O₄ + 4CO ® 3Fe + 4CO₂

3Fe₃O₄+ 8Al ® 4Al₂O₃+ 9Fe MgO + C ® Mg + CО

* если Ме находится в руде в виде соли или основания, то последние

предварительно переводят в оксид:

2ZnS + 3O₂® 2ZnO + 2SO₂ MgCO₃® MgO + CO₂

* в тех случаях, когда Ме из оксида нельзя восстановить углём или оксидом

углерода из-за образования карбидов или гидридов для восстановления

используют алюминий:

4SrO + 2Al ® Sr(AlO₂)₂+ 3Sr 3MnO₂+ 4Al ® 3Mn + 2Al₂O₃

* для получения особо чистых металлов используют водород:

WO₃ + 3H₂® W + 3H₂O MoO₃+ 3H₂® Mo + 3H₂O

* щелочные, щелочноземельные металлы (кроме Ве и Mg) и алюминий в

промышленности получают электролизом расплавов солей, оксидов и

гидроксидов, которые плавятся без разложения:

2NaCl ® 2Na + Cl₂ NaOH ® 4Na +2H₂O + O₂ 2Al₂O₃ ® 4Al + 3O₂

Химические свойства металлов

Активность металлов в химических реакциях, протекающих в растворах определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений:

– чем левее расположен металл, тем выше его химическая активность;

– чем активнее металл, тем выше его восстановительная способность и тем

ниже окислительная способность его катиона.

* отношение к воде: активные металлы реагируют с водой при любых условиях; средней активности металлы – только с паром (при Т>> 100⁰); малоактивные металлы с водой не реагируют:

2К + 2Н₂О ® 2КОН + Н₂ Zп + Н₂О ® ZпО + Н₂ (Т) Си + Н₂О ¹

* отношение к кислотам:

1) кислоты-неокислители (окисл. свойствами обладает ион водорода – Н⁺): реагируют только с Ме, стоящими в ряду напряжений до водорода с образованием соли и воды:

Fе + 2НВr ® FеВr₂ + Н₂ Си + Н₂SО₄ (разб.) ¹

2) кислоты-окислители (окисл. свойствами обладает кисл.остаток); к ним относятся НNОз (разб)., НNО₃(конц.), Н₂SО₄(конц.) реагируют практически со всеми Ме с образованием соли, воды и продукта восстановления кислоты; вид которого определяется концентрацией кислоты, активностью металла и температурой; Аu, Рt, Ir, Rh, Та с кислотами не реагируют.

* Н₂SО₄(конц.) – с активными Ме образует соль (сульфат), воду и S или Н₂S (в зависимости от Т), с остальными Ме - соль, воду и SО₂.

4Ca + 5Н₂SО₄(конц) ® 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O

Си + 2Н₂SО₄(конц) ® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

* НNОз (разб.) – с активными Ме образует соль (нитрат), воду и NH₃ (NH₄NO₃); с другими Ме в зависимости от условий - соль, воду и NO (или N₂О, N₂, NН₃); с малоактивными Ме - соль, воду и NO.

4Са + 10HNO₃ (разб.) ® 4Са(NО₃)₂ + NН₄NО₃ + 3Н₂O

3Zn + 8НNОз (разб.) ® 3Zn(NО₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

4Zn +10НNОз (очень разб.) ® 4Zn(NО₃)₂ + NH₄NO₃+ 3Н₂О

3Си + 8НNОз (разб.) ® 3Си(NО₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

* НNО₃(конц.) – с активными Ме образует соль (нитрат), воду и N₂O; с другими Ме – соль, воду и NО₂

4Ва + 10НNОз ® 4Ва(NО₃)₂ + N₂О + 5Н₂О

Cu + 4HNО₃ (конц) ® Cu(NО₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

* на холоду и при обычных условиях конц. НNО₃ не действует на Fе, Со, Ni, Сг, А1 (такие Ме пассивируются, покрываются плотной оксидной пленкой), при высокой температуре эти Ме взаимодействуют с конц. НNО₃ с образованием соли, воды и NО₂

Fе + 6HNО₃ (конц) ® Fе(NО₃)₂ + 3NO₂ + 3H₂O (Т)

* смесь конц. кислот НNО₃: HCl =1:3 («царская водка») растворяет Au, Pt

Au + HNО₃+ 4HCl ® H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

Pt + 4HNО₃ + 18HCl ® 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

* отношение к основаниям: амфотерные металлы с растворами щелочей образуют комплексную соль, а с расплавом щелочи – среднюю соль:

Zn + 2Н₂O + 2NаОН (р-р) ® Nа₂[Zn(ОН)₄] + Н₂

Zn (ОН)₂ + 2NaОН (тв) ® Na₂ZnО₂ + 2Н₂О

* отношение к солям: более активные Ме вытесняют менее активные Ме из водных растворов солей

Zп + FеSО₄ ® ZпSО₄ + Fе Fе + СuSО₄ ® FеSО₄ + Сu

* отношение к металлам и неметаллам:

Металлы друг с другом не реагируют, однако при высокой Т образуют интерметаллиды: Аg-Аи, Аg₂Zп₅, Аg - Рb, Аи -Pt, Сu₃Sп; Ме реагируют практически со всеми н/Ме с образованием бинарных соединений: оксидов, карбидов, гидридов, нитридов, фосфидов, силицидов, сульфидов и т.д. В атмосфере O₂ активные металлы образуют пероксиды, остальные металлы - высшие оксиды; Аи, Рt не реагируют.

Са + Н₂® СаН₂Fе + S ® FеS 3Са + 2Р ® Са₃Р₂

3Са + N₂ ® Са₃N₂2Мg + Sі ® Мg₂Sі 2К + О₂ ® К₂О₂

2Fе + 3С1₂ ® 2FеС1₃3Fе + 2О₂ ® Fе₃О₄ Ва + О₂ ® ВаО₂

ВОПРОС

Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 44; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8910 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!