
- •Основы электрохимии и электрохимических технологий
- •Введение
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций.
- •Порядок уравнивания окислительно-восстановительных реакций, т.Е. Приведение их в форму, обеспечивающую закон сохранения энергии (баланс массы и заряда).
- •Демонстрация переноса электронов в окислительно-восстановительных реакциях. Гальванический элемент.
- •Лекция 2. Законы Фарадея и скорость электрохимического процесса Выход по току. Применение закона Фарадея к расчету скорости обработки металлов.
- •Скорость электрохимической обработки
- •Электрохимический эквивалент сплава и практический электрохимический эквивалент.
- •Лекция 3. Равновесный потенциал электрода Электрод, ячейка. Напряжение электрода и ячейки. Равновесный потенциал. Виды равновесных потенциалов.
- •Равновесный потенциал.
- •Виды равновесных потенциалов.
- •Лекция 4. Основы теории электролитической диссоциации Равновесные явления в растворах электролитов. Теория электролитической диссоциации. Ион - дипольное и ион - ионное взаимодействие в электролитах.
- •Теория Дюбая – Гюккеля и ион - ионное взаимодействие в растворах электролитов.
- •Гидролиз солей.
- •Буферные растворы.
- •Ионные равновесия при растворении. Произведение растворимости.
- •Лекция 6 Электропроводность электролитов
- •Экспериментальное определение электропроводности.
- •Особые случаи электропроводности электролитов.
- •Электроды первого рода. Потенциал ионно-металлического электрода.
- •Электроды второго рода.
- •Хлорсеребряный электрод.
- •Окислительно – восстановительные (redox) системы.
- •Водородный электрод.
- •Хингидронный электрод.
- •Мембранный потенциал или потенциал Донана.
- •Методы изучения двойного электрического слоя.
- •Модельные представления о строении двойного электрического слоя.
- •Форма поляризационной кривой при наличии стадии массопереноса.
- •Лекция 11 Теория замедленного разряда.
- •Свойства уравнения теории замедленного разряда.
- •Лекция 12 Поляризация (перенапряжение) при образовании новой фазы. Перенапряжение при лимитирующей стадии образования двумерных и трёхмерных зародышей.
- •Перенапряжение поверхностной диффузии при электроосаждении металлов.
- •Перенапряжение образования пузырьков газа и связь размеров пузырьков с потенциалом.
- •Предельные токи при электроосаждении. Эффект м.А.Лошкарёва.
- •Электрические процессы в условиях медленной гомогенной химической реакции.
- •Критерии определения природы лимитирующейстадии.
- •Лекция 14 Примеры механизмов некоторых электрохимических реакций.
- •Примеры механизмов различных электрохимических реакций. Реакция выделения водорода (водородный электрод).
- •Кинетическая теория коррозии.
- •Коррозия при кислородной деполяризации.
- •Роль локальных элементов в возникновении коррозии и достижении её скорости.
- •Методы защиты от коррозии.
- •Пассивность металлов.
- •Электрохимическая размерная обработка металлов и сплавов
- •Основы прикладной электрохимии и электрохимических технологий Лекция 1 Основные особенности электрохимических технологий.
- •Конструктивные принципы электрохимических реакторов
- •Межэлектродный зазор
- •Токовые нагрузки
- •Сепараторы
- •Подвод и отвод компонентов реакции
- •Корректировка состава электролита
- •Масштабный фактор
- •Подбор коррозионностойких материалов
- •Экономические показатели
- •Классификация основных процессов переноса при химической и электрохимической технологии
- •Лекция 2. Распределение тока и рассеивающая способность электролитов Распределение тока. Виды распределения тока. Параметр Вагнера. Рассеивающая (локализующая) способность электролитов
- •Первичное распределение тока.
- •Вторичное распределение тока.
- •Третичное распределение тока.
- •Распределение тока при высоких плотностях тока (при наличии поверхностного тепловыделения)
- •Распределение скоростей осаждения или растворения при наличии зависимости выхода по току от плотности тока
- •Методы расчёта распределения тока.
- •Методы экспериментального определения рассеивающей (локализующей) способности электролита
- •Лекция 3. Химические источники тока (хит). Основные характеристики хит
- •Лекция 4 Первичные хит (хит первого рода, элементы)
- •Сухие марганцево-цинковые (мц) элементы
- •Первичные хит с магниевыми и литиевыми анодами
- •Первичные хит с литиевыми анодами
- •Хит с твердым электролитом
- •Лекция 5 Вторичные хит (аккумуляторы).
- •Свинцовые кислотные аккумуляторы
- •Основные неисправности свинцовых кислотных аккумуляторов.
- •Щелочные аккумуляторы
- •Лекция 6 Топливные элементы.
- •Лекция 7. Электролиз водных растворов без выделения металлов Производство водорода и кислорода
- •Производство тяжелой воды
- •Интенсификация электрохимических методов получения водорода
- •Лекция 8. Электрохимическое производство хлора, щелочи и гипохлотрта натрия
- •Теоретические основы электролиза растворов хлоридов
- •Электролиз с твердым катодом и фильтрующей диафрагмой
- •Электролиз с ртутным катодом.
- •Перспективы развития хлорной промышленности
- •Электросинтез гипохлорита натрия
- •Лекция 9 Электрохимические покрытия металлами и сплавами. Теоретические основы.
- •Два метода нанесения покрытий при электролизе
- •Назначение металлических покрытий металлами и сплавами
- •Управление свойствами и размерами покрытий
- •Использование нестационарного электролиза
- •Лекция 10 Электролитическое осаждение железа.
- •Катодный процесс при электроосаждении железа.
- •Электролиты железнения и режимы электролиза
- •Анодный процесс.
- •Лекция 11. Хромирование. Свойства и области применения хромовых покрытий
- •Некоторые особенности процесса хромирования
- •Электролиты и режимы электролиза.
- •Физико-механические свойства хромовых покрытий
- •Лекция 12. Меднение Область применения
- •Сравнительная характеристика медных электролитов.
- •Борфтористоводородные электролиты
- •Цианистые электролиты
- •Пирофосфатные электролиты
- •Лекция 13. Анодная и химическая обработка металлов Оксидирование
- •Электрохимическое и химическое полирование
- •Лекция 14. Электролиз расплавов. Общие сведения.
- •Строение расплавленных солей
- •Электропроводность расплавленных солей
- •Выход по току и удельный расход энергии при электролизе расплавов
- •Влияние физико-химических свойств электролита на процесс электролиза
- •Некоторые специфические явления при электролизе расплавов
- •Лекция 15. Производство алюминия
- •Переработка алюминиевых руд
- •Получение криолита
- •Электроды и другие материалы
- •Электролиз криолит-глиноземного расплава
- •Состав электролита
- •Конструкция и эксплуатация электролизеров
- •Рафинирование алюминия
- •Электролиз хлорида алюминия
- •Лекция 16. Гидроэлектрометаллургия
- •Лекция 17. Электролиз в металлургии благородных металлов
- •Вопросы для самопроверки, задачи и упражнения
- •Заключение Основные направления современного этапа развития электрохимии и электрохимических технологий
- •Литература
Гидролиз солей.
Гидролиз солей - это взаимодействие солей с водой. В зависимости природы соли, т.е. какой кислотой и основанием (по силе) она образована, при растворении соль будет давать разную pHсреды (кислотную, щелочную или нейтральную).
Рассмотрим вначале процесс гидролиза хлорида аммония. При этом учтём, что все соли диссоциируют полностью, а вода является слабым электролитом.
NH4Cl
+
Cl–
H2O
OH-
+ H+
NH4Cl
+ H2O
NH4OH+
+ Cl–
+ H+
(pH< 7)
(малодиссоциирующее соединение) (избыток ионов водорода)
Таким образом, соль сильной кислоты и слабого основания при гидролизе всегда будет создавать кислую среду.
Рассмотрим другой пример – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой:
CH3COONa
CH3COO-+
Na+
H2O
H+ +
OH–
CH3
COO Na + H2O
CH3
COOH + Na+
+ OH–
(pH> 7)
(малодиссоциирующее соединение) (избыток ионов гидроксила)
То есть соль слабой кислоты и сильного основания всегда будет давать при растворении щелочную реакцию.
Соль же сильной кислоты и сильного основания, слабой кислоты и слабого основания при своём растворении будет давать среду, зависящую от соотношения силы кислоты и силы основания.
pHпри гидролизе можно рассчитать для:
соли сильной кислоты и слабого основания
pH= 7 –0,5pKb–0,5lgCab; (5.11)
соли слабой кислоты и сильного основания
pH= 7 + 0,5pKа+0,5lgCab; (5.12)
соли слабой кислоты и слабого основания
pH= 7 + 0,5pKа- 0,5pKb, (5.13)
где Cab концентрация растворенной соли.
Согласно (5.13) pH при гидролизе соли слабой кислоты и слабого основания зависит только от константы диссоциации (ионизации) кислоты и основания, и не зависит от концентрации соли.
Буферные растворы.
Рассмотрим смесь слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием. Например, смесь водных растворов уксусной кислоты и ацетата натрия. Запишем реакцию диссоциации кислоты:
CH3COOH
CH3COO-
+ H+. (5.и)
Тогда
, (5.14)
откуда
.(5.15)
Обозначим:(<<1, слабая
кислота) и концентрацию ацетат – ионов
черезC2, тогда
.
Подставляя полученное уравнение в
(5.3), получаем:
(5.16)
Аналогично для слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой, получим:
(5.17)
Рассмотрим свойства уравнений (5.16) и (5.17)
pHраствора не зависит от разбавления (уменьшения концентрации). При разбавлении в одинаковой степени будет меняться концентрация соли и кислоты, а, следовательно,pHраствора остается постоянным;
если взять высокую концентрацию соли и кислоты, то небольшое изменение кислотности не будет сказываться на величине pH. Аналогично для уравнения (5.17) при высокой концентрации основания и его соли изменение основности раствора не будет сказываться на значенииpH.
Растворы, pHкоторых мало зависит от вносимых изменений концентраций ионов водорода (гидроксила) называютсябуферными растворами. Они представляют собой смеси слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием или смесь слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой.
Существуют буферные растворы, позволяющие поддерживать постоянство практически любых значений pH(как кислых, так и щелочных).