Основи електрохімії. Окисно-відновні реакції 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Основи електрохімії. Окисно-відновні реакції



Програмні вимоги до теми:

Поняття про електродні потенціали і методи їх визначення. Ряд стандартних електродних потенціалів. Водневий електрод і вимірювання електродних потенціалів металів. Залежність електродного потенціалу від концентрації і температури. Рівняння Нернста. Будова і принцип роботи гальванічних елементів.

Електроліз. Поняття “катод”, “анод”, “катіон”, “аніон”, “катодний процес”, “анодний процес”. Електроліз розплавів солей Електроліз водних розчинів солей на інертних та розчинних електродах. Фактори, що визначають характер катодного та анодного процесів при електролізі водних розчинів електролітів. Закони Фарадея.

Визначення і класифікація корозійних процесів. Хімічна корозія. Електрохімічна корозія. Захист металів від корозії.

Хімічні реакції та принципи їх класифікації. Ступінь окиснення, окисник, відновник, процес окиснення, процес відновлення. Окисно-відновні реакції. Класифікація окисно-відновних реакцій. Правила розстановки коефіцієнтів методом електронного та електронно-іонного балансу. Вплив середовища на протікання окисно-відновних реакцій. Визначення молярних мас еквіваленту окисника і відновника.

Теоретичний виклад матеріалу:

Електрохімія – розділ хімії, що вивчає процеси, які виникають на межі двох фаз за участю іонів та електронів.

Металевий стан умовно можна позначити як М+е, де М+ – іон металу, е– вільний електрон. При зануренні металевої пластини у воду іони, що знаходяться в поверхневому шарі металу, під дією полярних молекул води гідратуються. Як наслідок, їх зв’язок з іншими іонами послаблюється і певна кількість іонів металу переходить у розчин. Відповідно, пластинка металу набуває негативного заряду.

Рис.3. Утворення подвійного електричного шару

Між позитивно зарядженими іонами металу, що перейшли у розчин, та негативно зарядженою пластинкою виникає електростатичне притягання, що заважає подальшому протіканню процесу, і в системі встановлюється рівновага. На межі дотику металу з розчином утворюється подвійний електричний шар і виникає стрибок потенціалу. Цей потенціал, який виник на межі дотику металу з рідиною, називають електродним потенціалом.

Практично електродні потенціали визначають за допомогою гальванічних елементів – приладів з двох електродів, занурених у розчини електролітів.

Величина електродного потенціалу, що виникає на межі метал – розчин солі, визначається рівнянням Нернста:

де z– валентність метала в даній сполуці (кількість електронів, яку втрачає атом, перетворюючись на іон); C – концентрація іонів металу в даному розчині; R – газова стала; F – число Фарадея; T – абсолютна температура; E 0 – стала, що входить до складу потенціалу для даного металу та розчину при даній температурі. Це рівняння виражає залежність потенціалу метала від концентрації його іонів у розчині і називається рівнянням електродного потенціалу.

Різницю потенціалів цих електродів називають електрорушійною силою (ЕРС) гальванічного елемента. При визначенні стандартного електродного потенціалу одним з електродів беруть водневий.

Розміщуючи метали у ряд за величиною їх нормальних електродних потенціалів, ми одержимо так званий ряд стандартних електродних потенціалів металів, який ще називають рядом напруг металів (Бекетов): Li, K, Ca, Na, Al, Zn, Cd, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

В електрохімічному ряді напруг кожний попередній метал активніший за наступний і може витісняти його з розчину солі; метали, що розміщені до водню, витіснють його з кислот-неокисників. Чим далі один від одного розміщуються метали, тим більше значення ЕРС гальванічного елемента, який з них побудований. Цей ряд справедливий для водного середовища.

Пристрій, у якому у хімічна енергія перетворюється в електричну, називається гальванічним елементом. Гальванічний елемент складається з одного, двох або декількох розчинів електролітів, у які занурені металеві пластинки (електроди), сполучені між собою зовнішнім провідником. Прикладом такого гальванічного елементу є мідно-цинковий елемент Якобі-Данієля, який складається з мідного та цинкового електродів, занурених відповідно у розчини CuSO4 та ZnSO4. Схематично елемент Якобі зображають таким чином:

(+) Cu | CuSO4 || ZnSO4 | Zn (–),

Рис. 4. Елемент Якобі-Данієля

де вертикальні риски відповідають границі поділу двох фаз. У цьому елементі електрична енергія утворюється за рахунок хімічної реакції:

Zn+CuSO4 = Cu+ZnSO4.

При цьому негативно заряджені електрони рухаються від цинкового електрода до мідного (тобто створюють електричний струм), а позитивно заряджені іони переміщуються в розчині від мідного електрода до цинкового.

Пояснення виникнення е.р.с. в ланцюгу

метал | розчин || розчин | метал

дає теорія гальваніч­ного елементу. Залежно від природи металів, занурених у електроліт, від концентрації та температури електроліту в гальванічному елементі виникає електрорушійна сила (е.р.с.).. Так, для елемента Якобі-Данієля

(+) Cu | CuSO4 || ZnSO4 | Zn (–)

Е 1 Е 3 Е 2

буде спостерігатись три стрибки потенціалу: два з них (Е 1 та Е 2) будуть стрибками потенціалу на межі розділу фаз метал-розчин, і один (Е 3) – на межі розділу двох рідких фаз.

Найбільша різниця потенціалів спостерігається на межі метал-розчин. Практично е.р.с. (Е) елементу Якобі-Данієля буде дорівнювати різниці стрибків потенціалу Е 1 та Е 2, оскільки стрибок потенціалу на межі двох рідин в даному випадку незначний:

Е = Е 1Е 2 = Е Cu/Cu2+Е Zn/Zn2+

У гальванічному елементі катодом є позитивно заряджений електрод, анодом – негативно заряджений (при електролізі – навпаки).

Електролізом називають сукупність хімічних процесів, що протікають на електродах, занурених у розчин або розплав електроліту, під дією електричного струму. Сутність електролізу полягає в тому, що при пропусканні електричного струму через розчин (або розплав) електроліту позитивно заряджені іони (катіони) переміщуються до катода, а негативно заряджені (аніони) – до анода. Досягши електродів, іони розряджаються, у результаті чого на електродах виділяються складові частини розчиненого електроліту або водень і кисень з води.

Рис. 5. Схема роботи електролізера

Для відновлення різних іонів у нейтральні атоми чи групи атомів необхідно прикласти різну напругу електричного струму. Ступінь легкості, з яким розряджаються (приєднують електрони) іони металів, визначається положенням металів у ряді напруг. Чим лівіше стоїть метал у ряді напруг, тобто чим більшим є його негативний потенціал (чи меншим позитивний потенціал), тим важче за інших рівних умов розряджаються його іони. Легше всього розряд­жають­ся іони Аu3+, Ag+; важче всього Li+, Rb+, K+). Якщо у розчині одночасно знаходяться іони декількох металів, то в першу чергу розряджаються іони того металу, у якого негативний потенціал є меншим (чи позитивний – більшим). Наприклад, з розчину, що містить іони Zn2+ і Cu2+, в першу чергу виділяється металева мідь.

Величина потенціалу металу залежить також і від концентрації його іонів у розчині, тому так само змінюється і легкість розряду іонів кожного металу в залежності від їхньої концентрації: збільшення концентрації полегшує розряд іонів, зменшення – утруднює. Тому при електролізі розчину, що містить іони декількох металів може статися, що виділення більш активного металу буде відбуватися раніше, ніж виділення менш активного (якщо концентрація іонів першого металу значна, а другого – дуже мала).

У водних розчинах солей, крім іонів солі, завжди існують ще й іони Н+ і ОН(внаслідок незначної дисоціації Н2О). Іони Н+ будуть розряджатися легше, ніж іони всіх металів, що стоять в ряді напруг до Н. Однак через незначну концентрацію іонів Н+ при електролізі всіх солей, крім солей найбільш активних металів, на катоді відбувається виділення металу, а не водню. Тільки при електролізі солей натрію, кальцію й інших металів до алюмінію включно розряджаються іони Н+ і виділяється водень.

На аноді можуть розряджатися іони кислотних залишків, а також гідроксильні іони ОН. Якщо іони кислотних залишків не містять кисню (Cl, S2–, CN і ін.), то звичайно розряджаються саме ці іони, і на аноді виділяються Cl2, S і т.д. Навпаки, якщо електролізу піддається сіль кисневмісної кислоти чи сама кислота, то розряджаються гідроксильні іони, а не іони кислотних залишків. Нейтральні групи, що утворяться при розряді гідроксильних іонів ОНмиттєво розкладаються по рівнянню:

4OH ® 2H2O + O2

У результаті на аноді виділяється кисень.

Електролізу можна піддавати як водні розчини електролітів, так і їх неводні розчини, зокрема розплави.

При проходженні електричного струму через розплав NaCl катіони Na+ рухаються до негативно зарядженого електрода, де відновлюються: Na+ + e = Na0.

Аніони хлору рухаються до позитивно зарядженого електрода, де окиснюються:2Cl- - 2e =Cl2

Сумарне рівняння окисно-відновної реакції під час електролізу розплаву NaCl:

2Na+ + 2Cl- = 2Na + Cl2

Електроліз розплаву магній хлориду MgCl2. Розплав містить іони Mg2+ і Cl. При протікання струму іони Mg2+ переміщуються до катода, а іони Cl – до анода. Приймаючи від катода два електрони, іони Mg2+ перетворюються в нейтральні атоми, На катоді виділяється магній. Іони хлору, досягаючи анода, віддають йому електрони і перетворюються в атоми хлору, що, з'єднуючись попарно, утворять молекули хлору. На аноді виділяється хлор.

–К: Mg2+ + 2 е → Mg0

+А: 2Cl – 2е → Cl2

Електроліз розчину калій йодиду KI. Йодид калію знаходиться в розчині у виді іонів К+ і I. При пропусканні струму іони К+ переміщуються до катоду, іони I – до аноду. Але оскільки калій стоїть в ряді напруг набагато лівіше водню, то на катоді розряджаються не іони калію, а молекули води. Атоми водню, що утворяться при цьому, з'єднуються в молекули Н2, і в такий спосіб на катоді виділяється водень.

–К: 2Н2О + 2 е → Н20↑+ 2ОН

+А: 2I – 2е → I2

В міру розряду іонів водню відбувається дисоціація нових молекул води, внаслідок чого біля катода накопичуються гідроксильні іони (що звільняються з молекули води), а також іони К+, що безупинно переміщуються до катода. Утвориться розчин КОН.

Кількісно електроліз виражають законами Фарадея:



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2017-02-10; просмотров: 559; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 44.202.128.177 (0.034 с.)