![]() Главная страница Случайная лекция ![]() Мы поможем в написании ваших работ! Порталы: БиологияВойнаГеографияИнформатикаИскусствоИсторияКультураЛингвистикаМатематикаМедицинаОхрана трудаПолитикаПравоПсихологияРелигияТехникаФизикаФилософияЭкономика ![]() Мы поможем в написании ваших работ! |
Определить абсолютные значения электродных потенциалов невозможно. Их можно только сравниватьВ качестве электрода сравнения используется так называемый водородный электрод (рис.2),потенциал которого при стандартных условиях
(р=101,325КПа; Т=298К; активность ионов в растворе 1моль/л) принят равным нулю. Газообразный водород не проводит электрического тока, но, адсорбируясь на платиновой поверхности в кислой среде, образует электрод, аналогичный металлическому. Водород в виде ионов переходит в раствор, и устанавливается равновесие
При измерении электродных потенциалов металлов составляют гальванический элемент из водородного электрода сравнения (анод) и исследуемого металлического электрода (катод) при стандартных условиях. Измеряемая в этом случае ЭДС гальванического элемента
при Стандартные электродные потенциалы металлов сведены в таблицу (ряд напряжений) (см. табл. 5). При значениях активностей, отличных от 1 моль/л, равновесные электродные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста:
где: аМеп+ – активность ионов металла в растворе; R – универсальная газовая постоянная. При небольших концентрациях растворов, применяемых в лабораториях, активность можно заменить концентрацией и после подстановки значений констант и параметров получить расчетное уравнение в виде
Зависимость электродных потенциалов от концентрации широко используют для определения многих важнейших констант: произведения растворимости, константы нестойкости, ионного произведения воды, рН водных растворов. Для этих целей используют концентрационные цепи, в которых материал электродов одинаков, а отличны лишь концентрации растворов электролитов, содержащих соответствующие катионы. Например:
с1 < с2 ; Можно построить совершенно аналогичную окислительно-восстановительную цепь с участием только ионов в каждом из процессов окисления и восстановления, при этом электроды инертные, а продукты реакции остаются в растворе и не выделяются на электродах. Например, в гальваническом элементе типа переход электронов осуществляется от электрода с KNO2 к электроду с KMnO4, о чем свидетельствует измеритель напряжения. Для того чтобы составить уравнение электродной реакции, можно воспользоваться электронно-ионным способом, включая в уравнение только участвующие в реакции ионы, которые образуются при диссоциации сильного электролита, и молекулы слабых электролитов, в том числе воды. Уравнивание следует производить путем прибавления или отнятия молекул воды (ионов ОН– или Н+ для щелочной или кислой среды соответственно). В приведенном примере анодом будет электрод с NO2–, а катодом – электрод с MnO4– в водном растворе. Поэтому реакция окисления на аноде записывается в виде NО2– + Н2О – 2е реакция восстановления на катоде принимает вид MnO4 – + 8Н+ + 5е Суммирование обеих полуреакций с учетом баланса электронов дает уравнение реакции в ионном виде:
2MnO4 – + 6Н+ + 5NО2–
или в молекулярном виде:
5KNО2 + 2KMnO4 + 3Н2 SO4 Величина потенциала каждого электрода может быть определена его сравнением с водородным электродом. Так как окислительно-восстановительные потенциалы зависят от концентраций, то такое сравнение принято проводить при концентрациях окисленной и восстановленной форм, равных 1 моль/л. В таблице стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приводятся только потенциалы восстановления (для окислителя):
Электродная реакция, характеризующаяся меньшей величиной потенциала, определяет восстановитель и переписывается в обратном направлении; при этом знак потенциала меняется на обратный. Суммируя электродные потенциалы, можно определить величину ЭДС элемента, положительное значение которой подтверждает возможность самопроизвольного протекания реакции. По найденной величине Зависимость восстановительного потенциала от концентрации ионов определяемая уравнением Нернста, а именно: включает концентрацию тех ионов, которые написаны в уравнении электродной реакции, характеризуемой восстановительным потенциалом, после знака равенства (свосст) или перед знаком равенства (сокисл). Концентрации окисленных и восстановленных форм ставятся в степенях их стехиометрических коэффициентов. Так, для потенциала электродов в приведенном выше случае следует записать Окислительные свойства молекул или ионов тем сильнее, чем больше их потенциалы по алгебраической величине. Соотношения:
-nF
позволяют вычислить изменения свободной энергии
1.8.2. Электролиз
Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении электрического тока через растворы или расплавы электролитов. При электролизе электрод, соединенный с отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока, называется катодом (на нем идет восстановление), соединенный с положительным полюсом источника тока – анодом (на нем идет окисление). В любом растворяемом в воде электролите под влиянием полярных молекул воды или под влиянием нагрева безводного электролита наблюдается процесс диссоциации его молекул на ионы. Поэтому при погружении в электролит электродов, соединенных с источником тока, происходит направленное перемещение ионов: катионов (положительно заряженных ионов) к катоду, анионов (отрицательно заряженных ионов) - к аноду. Например, при электролизе раствора или расплава хлорида натрия (NaCl) ионы Na+ перемещаются к катоду (К–), а ионы Cl- – к аноду(А+). Различают растворимые и нерастворимые аноды. К первым относятся аноды, изготовленные из угля, графита или благородных металлов (золота, платины, палладия и т.п.). В этом случае к анодам перемещаются анионы кислотных остатков, и протекает соответствующий окислительный процесс. Например: К растворимым анодам относятся аноды, изготовленные из любых металлов, кроме благородных. В этом случае происходит окисление (растворение) самого анода. Например, на медном аноде протекает следующий процесс: Для решения вопроса о составе полученных при электролизе продуктов необходимо учесть порядок восстановления катионов на катоде и анионов на аноде. Восстанавливающийся на катоде катион называется окислителем, окисляющийся анион – восстановителем. Руководствуясь вторым началом термодинамики, таблицей стандартных электродных потенциалов металлов и ее свойствами, утверждающими, что окислительная способность катионов возрастает сверху вниз, а восстановительная способность атомов металлов – снизу вверх, в простейших случаях можно установить следующий порядок восстановления катионов на катоде. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов с наиболее положительными значениями стандартных электродных потенциалов (от золота до сурьмы включительно). Например: Во вторую очередь преимущественно восстанавливаются катионы металлов, занимающих в ряду напряжений среднее положение (от вольфрама до марганца). Например: Вместо всех остальных активных металлов, расположенных выше марганца, восстанавливаются молекулы воды с образованием на катоде газообразного водорода Пользуясь рядом стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, можно приближённо установить порядок окисления анионов на аноде: · В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот(S2-, I–, Br–, Cl–, CN–), за исключением иона фтора. Например:
· Во вторую очередь окисляются молекулы воды по уравнению: · В третью очередь окисляются анионы бескислородных кислот. Например: В случае растворимого анода происходит его окисление (см. выше). В случае протекания вышеперечисленных процессов по второму началу термодинамики система переходит в состояние с минимальным запасом энергии, т.е. её изобарно-изотермический потенциал Рассмотрим примеры различных случаев электролиза.
Примеры электролиза растворов электролитов с нерастворимыми анодами.
1. Электролиз раствора хлорида меди
Продукты, образующиеся при электролизе на электродах в результате электрохимических реакций, называются первичными продуктами электролиза. 2. Электролиз раствора сульфата цинка
Продукты, образующиеся в растворе у электродов в результате вторичных реакций соединения, называются вторичными продуктами электролиза. В данном примере это образовавшаяся у анода серная кислота. Цинк и кислород, образовавшиеся на электродах, - первичные продукты электролиза. 3. Электролиз раствора хлорида натрия
В приведённом примере первичными продуктами электролиза являются газы – водород и хлор, вторичными - гидроксид натрия, образовавшийся у катода. 4. Электролиз раствора сульфата натрия
В данном случае, как и при электролизе кислородсодержащих кислот и щелочей, образуется 2 первичных (водород и кислород) и 2 вторичных (щелочь и кислота) продукта. 5. Электролиз расплава хлорида натрия
Примеры электролиза растворов электролитов с растворимыми анодами.
6. Рафинирование (очистка от примесей) анода, изготовленного из меди с примесями Zn, Sn, Ag. Электролитом в этом случае служит раствор соли меди, анодом – медь, загрязненная примесями, катодом – графит или пластинка из чистой меди. Прилагаемое из внешнего источника напряжение не превышает стандартный электродный потенциал меди (
Для растворения серебра величина используемого напряжения недостаточна, и поэтому оно в нейтральном состоянии остается на дне электролизера в виде рыхлого осадка (в шламе). Для осаждения примесей на медном катоде требуется большое перенапряжение, и поэтому они остаются в растворе. Подобно рафинированию методом электролиза производится покрытие одного металла другим (гальваностегия), и наносятся металлические покрытия на неметаллические полупроводниковые подложки (гальванопластика). Приведенные примеры находят широкое применение в промышленности.
Законы Фарадея. Выход продукта по току Количество веществ, образующихся при электролизе на электродах, можно рассчитать, пользуясь двумя законами электролиза, установленными Фарадеем в 1833 г. которые с учетом современной терминологии можно сформулировать в следующем виде: 1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества; 2) массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов. Для расчетов используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея:
Практический расход тока при электролизе вследствие протекания побочных процессов (взаимодействие полученных веществ с электродом или электролитом) превышает его количество, рассчитанное согласно закону Фарадея. Следовательно, практическая масса полученных веществ отличается от теоретически рассчитанной. Отношение массы практически полученного вещества к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах, называется выходом вещества по току:
Примеры решения типовых задач.
Пример 1.Ряд активности металлов, электродных потенциалов. Задача 1. Медная пластинка массой 10 г была погружена в раствор нитрата серебра, затем промыта водой и высушена. Масса ее оказалась равной 11,0 г. Сколько серебра из раствора выделилось на пластинке? Решение. Для решения этой задачи необходимо знать стандартные электродные потенциалы металлов, т.е. место их в ряду напряжений (ряду активности металлов Бекетова).
Из этих положительных потенциалов стандартный электродный потенциал меди менее положителен, следовательно, пойдёт реакция вытеснения: Для того чтобы вычислить количество серебра, выделившегося на медной пластинке, надо помнить, что медная пластинка в этой реакции и сама растворяется, теряя в массе. Обозначим количество растворившейся меди через x г, тогда масса медной пластинки с учётом её растворения будет (10-х) г, масса выделившегося серебра на основе реакции: 64,0 г Cu – 2 ∙ 108 г Ag х г Cu – (1+х) г Ag 216х =64+64х, 152x=64, x=0,42 г. Таким образом, в течение реакции растворилось 0,42 г меди и выделилось 1,0 + 0,42 = 1,42 г серебра.
Пример 2. Работа гальванического элемента и расчёт ЭДС. Задача 1. Напишите уравнения реакций, происходящих при работе гальванического элемента, состоящего из цинковой и серебряной пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией катионов, равной 1 моль/л. Решение. Стандартные электродные потенциалы цинкового и серебряного электродов соответственно равны:
Металл, имеющий более отрицательное значение электродного потенциала при работе гальваничеcкого элемента, является анодом. В данном случае протекают реакции: т.е. цинк, являясь анодом, растворяется при работе гальваничеcкого элемента, а серебро осаждается в виде металла на катоде. ЭДС гальванического элемента равна
Пример 3. Зависимость электродных процессов от концентрации. Задача 1. Рассчитайте, чему равна ЭДС элемента, составленного из медной и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей, если концентрация катиона у анода равна 0,1 моль/л, а у катода – 0,001 моль/л. Решение. Стандартные электродные потенциалы магниевого и медного электродов соответственно равны:
Следовательно, анодом будет магниевый электрод, катодом – медный. Электродный потенциал металла, опущенного в раствор с любой концентрацией катиона в растворе, определяют по формуле Нернста:
где: с – концентрация катиона, моль/л; п – число электронов, принимающих участие в реакции. Отсюда потенциал магниевого электрода Потенциал медного электрода Тогда для гальванического элемента
Пример 4. Определение возможности протекания реакции в гальвани-ческом элементе. Задача 1. Исходя из величины стандартных электродных потенциалов и значения энергии Гиббса ΔGо298, укажите, можно ли в гальваническом элементе осуществить следующую реакцию: Fe0 + Cd2+= Fe2+ + Cd0. Решение. Надо составить схему гальванического элемента, отвечающего данной реакции. В этой реакции происходит восстановление ионов кадмия и окисление атомов железа: Fe 0 – 2е = Fe 2+ Cd 2+ + 2е = Cd 0. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, определяем ЭДС этого гальваничекого элемента:
Изменение величины энергии Гиббса с величиной ЭДС связано соотношением:
где: n – число электронов, принимающих участие в реакции; F–число Фарадея;
Находим Так как
Пример 5. Расчет количества вещества, выделившегося при электролизе. Задача 1. Какая масса меди осаждается на катоде при прохождении тока силой 2 А через раствор медного купороса в течение 15 минут? Решение. Сначала нужно узнать количество электричества, прошедшее через раствор, выразив его в кулонах (1Кл=А.с). Количество электричества Q=I
Пример 6. Определение электрохимического эквивалента и выхода по току. Задача 1. При электролизе водного раствора AgNO3 в течение 50 минут при силе тока 3А выделилось 9,6 г серебра. Электролиз проводился с растворимым анодом. Напишите уравнение реакций катодного и анодного процессов и определите электрохимический эквивалент серебра в г/Кл и г/А.ч и выход по току. Решение. Нитрат серебра диссоциирует: Процессы, протекающие на электродах: Молярная масса эквивалента AgО =108 г/моль. Определяем массу серебра, которая выделилась бы теоретически при прохождении через раствор данного количества электричества: Выход по току Электрохимический эквивалент
Дата добавления: 2014-10-14; просмотров: 903; Нарушение авторских прав ![]() Мы поможем в написании ваших работ! |