Билет 24) Электродный потенциал. Измерение электродного потенциала. Ряд "напряжений" металлов. Свойства этого ряда.

Электродные потенциалы

Каждая точка электрического поля характеризуется векторной величиной. Напряженнность электрического поля в данной точке равна силе, действующей на положительный пробный заряд. При перемещении электрического заряда в эл-ом поле совершается работа, электрическое поле обладает важным свойством — потенциальностью — работа по перемещению заряда из одной точки поля в другую, не зависит от формы пути. U= работе, совершаемой электрическим полем по перемещению единицы положительного заряда из одной точки поля в другую. В отличие от напряженности, определяемой в отдельн взятой взятой точке, если зафиксировать одну точку, выбрав её за начало отсчёта, то любая точка будет иметь напряжение по отношению к выбранной точке, это напряжение называется потенциалом. Началу отсчёта соответствует нулевой потенциал.

Стандартный электродный потенциал — это потенциал данного электродного процесса при концентрациях (точнее активностях) всех участвующих в нём веществ, равных единице.

{Если хатим рисуночки - смотрим лекции}

{рисунки}

F – число Фарадея

n – зарядность иона

Ряд напряжений металлов.

Ряд напряжений является важной классификацией металлов по их электрохимическим свойствам. Он устанавливает связь между химическими и эелектро-химическими свойствами металло:

1. Чем левее в ряду напряжений металл, тем он химически активнее. Тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.

2. Каждый металл не разлагающий воду вытесняет все следующие за ним металлы из растворов и солей.

3. Все металлы, стоящие левее водорода вятесняют (восстанавливают) его из разбавленных кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств, а стоящие правее водорода его не вытесняют.

4. Чем дальше друг от друга 2 металла, тем большую ЭДС будет иметь построенный на них гальванический элемент.

Билет 25. Принцип работы гальванического элемента Даниеля-Якоби. Устройство и принцип работы бытовых "сухих" элементов.

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нём окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней.ю изготовленных из различных металлов и погружённых в раствор электролита. Такая систма делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

19. Гальванический элемент — электрохимическая система, в которой химическая энергия превращается в электрическую. В состав гальванического элемента входят два разнородных электрода (один — содержащий окислитель, другой — восстановитель), контактирующие с электролитом. Различают гальванические элементы одноразового использования (т. н. первичные элементы {единичные ячейки хим. источников тока, предназначенных для однократного электрич. разряда (непрерывного или прерывистого). После разряда гальванические элементы, в отличие от аккумуляторов, теряют работоспособность}, напр. Лекланше элемент), многоразового действия (электрические аккумуляторы) и с непрерывной подачей реагентов (топливные элементы). Ранее термин «гальванический элемент» относился только к первичным элементам. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

В качестве анодов обычно применяются электроды из цинка и магния, катодов — электроды из оксидов металлов (марганца, меди, ртути, серебра) и хлоридов (меди и свинца) на графите, а также кислородный электрод.

Процессы:

1.окисления на аноде(-)

2.восстановления на катоде(+)

3.движение электронов во внешней цепи

4.движение ионов в растворе.

1 - электроды: катод К и анод А;

2 - растворы солей;

3 - диафрагма, проницаемая для ионов;

4 - внешняя цепь (металлические проводники).

Концентрационные элементы состоят из одинаковых электродов, отличающихся активностями потенциалопределяющего иона M_a+. Действительно, из уравнения Нернста следует, что при a₁ > a₂ ЭДС концентрационного элемента

равна

ЭДС этих элементов обычно очень мала. Концентрационные элементы используются при определении pH и концентраций труднорастворимых солей.

Билет 26. Электролизом называется процесс разложения вещества электрическим током. Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду. Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды. На аноде(+) - процессы окисления, на катоде(-) - восстановления. Характер протекания зависит от: 1. состав электролита. 2. материал электрода. 3. режим электролиза (t, напряжение, плотность тока)

Законы электролиза (М. Фарадей 1833-34.):

1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего через раствор электричества и практически не зависит от других факторов. M=k*Q, m=k*I*t

2. Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянных количествах электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов. m₁/m₂=Э₁/Э₂

3. Для выделения из раствора электролита одного грамм-эквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор 96500 кулонов электричества. m(x) = ((I•t)/F)•(M(x)/n), где m(x) - количество восстановленного или окисленного вещества (г); I - сила пропускаемого тока (а); t - время электролиза (с); M(x) - молярная масса; n - число приобретенных или отданных в окислительно-восстановительных реакциях электронов; F - постоянная Фарадея (96500 кул/моль).

Электрохимическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Моль вещества эквивалента содержит 6,02•10²³ эквивалентов.

Электролиз расплава

Н-р NaCl

1. восстановление ионов Na на катоде 2. окисление хлорид-ионов на аноде. При прох.тока изм-ся потенциалы электродов. Возникает электродная поляризация. Потенциал катода стан-ся более отриц-м, анода - положит-м.

Электролиз раствора

Характер окислительных процессов зависит от материала электрода – инертные(нерастворимые) и растворимые(активные).

Процессы:

На аноде: 1. в первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их потенциалов, не превышающих 1,5В

2. при электролизе водных растворов содержащих кислотосодержащие анионы на аноде окисляется вода по реакции 2H₂O=O₂+4H⁺+4e^-

А при использовании растворимых анодов электроны отдает сам анод за счет окисления Ме.

На катоде: 1. в первую очередь окисляются катионы Ме, имеющие стандартный электродный потенциал > чем у водорода

2. катионы Ме с малым станд. потенциалом от Li до Al не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды 2Н⁺+2е^-=Н₂↑

3. катионы Ме, имеющие ст.эл.пот. < чем у водорода и > чем у Al восст-ся вместе с водой.

На аноде в первую очередь окисляются ионы с наименьшим электродным потенциалом, а на катоде – с наибольшим.