ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

"МАТИ"  Российский государственный технологический университет

имени К.Э. Циолковского

_______________________________________________________________

Кафедра «Моделирование систем и информационные технологии»

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Методические указания к лабораторным работам по курсу «ХИМИЯ»

СОСТАВИТЕЛИ: БЕЛОВА С.Б

ГРИШИНА Н.Д.

ГОРЛАЧЕВА Т.К.

Москва 2005

Цель работы:приобретение теоретических и экспериментальных знаний о работе гальванических элементов и электролизных ячеек и навыков составления уравнений реакций, лежащих в основе электрохимических процессов.

Введение

Электрохимия – область химии, которая изучает реакции, дающие электрический ток или протекающие под его действием.

Такие реакции называются электрохимическими. При электрохимических реакциях происходит превращение химических видов энергии в электрическую и, наоборот, электрической энергии в химическую. Устройство, в котором происходит превращение химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую, называют гальваническим элементом. Устройство, в котором происходит преобразование электрической энергии в химическую, называют электролизером.

1. Электродные потенциалы

Химический характер какого-либо металла в значительной степени обусловлен тем, насколько легко он окисляется, т.е. насколько легко его атомы могут переходить в состояние положительных ионов:

М⁰ – ne^-  Mⁿ⁺.

Металлы, которые окисляются легко, называются неблагородными (Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Cr, Zn, Fe). Металлы, которые окисляются с большим трудом, называются благородными (Cu, Ag, Pt, Au).

Если металлическую пластинку, например медную, погрузить в водный раствор его собственной соли (Cu), то из слоя металла, находящегося на границе с водой, положительно заряженные ионы Cu²⁺ начнут переходить в воду (рис. 1).

Рис. 1. Схема процесса, протекающего на границе раздела металл-вода

При этом в кристаллической решетке металла окажется избыток электронов, и пластина приобретёт отрицательный заряд. Между отрицательно заряженной пластиной и перешедшими в раствор положительными ионами возникает электростатическое напряжение, что препятствует дальнейшему переходу ионов меди в раствор, т.е. процесс растворения металла прекращается. Одновременно развивается противоположный процесс: ионы меди из раствора, подойдя к поверхности пластины, принимают от нее электроны и переходят в нейтральное состояние. Через какой-то промежуток времени устанавливается состояние динамического равновесия, при котором скорость перехода ионов из металла в раствор равна скорости разряжения ионов из раствора на металле.

Равновесие между ионами в растворе и металлом для приведенного примера выражается уравнением:

Cu²⁺_(р-р) + 2e^- = Cu _(к) .

При контакте металла с раствором его соли эти две соприкасающиеся фазы (твердая/жидкая) приобретают противоположные заряды. В результате на поверхности раздела фаз (металл/водный раствор его соли) образуется двойной электрический слой, и между металлом и раствором возникает разность электрических потенциалов.

Подобная система – металл, погруженный в раствор электролита, – называется электродом.

Электроды – это система, состоящая из электрического проводника и раствора (или расплава) электролита, в который погружен проводник. Пример типичного электрода: медная пластина в водном растворе CuSO₄ (обозначается Cu²⁺/ Cu). Устройство, состоящее из двух электродов, называется гальваническим элементом.

Состояние равновесия электродного процесса определяется электродным потенциалом Е, представляющим собой разность потенциалов на границе металл/электролит. Непосредственно измерить абсолютное значение разности потенциалов на границе металл/электролит невозможно, так как она возникает между двумя фазами разной природы (твердый металл – жидкий раствор). Однако можно измерить разность потенциалов двух химически разных электродов, приняв один из них за электрод сравнения. В качестве электрода сравнения применяют водородный электрод H⁺/ H_2(г), на котором устанавливается равновесие:

H⁺_(р-р) + e^- = 1/2H_2(г).

Сравнение значений разности потенциалов различных электродов проводят в стандартных условиях: при температуре25⁰С(298,15 К), давлении101,3 кПа(1 атм), концентрации (активности) ионов1 моль/л. В электроде сравнения, называемомстандартный водородный электрод, поддерживается концентрация катионов водорода 1 моль/л и давление газообразного водородаH₂101,3 кПа(1 атм).

Разность потенциалов стандартного водородного электрода и какого-либо другого электрода (металл/раствор соли металла), измеренная при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом (обозначается Е⁰).

Стандартный потенциал стандартного водородного электрода условно принят равным нулю.

Разность электродных потенциалов Е⁰ – этоэлектродвижущая сила(ЭДС) гальванического элемента. Так как водородный электрод служит электродом сравнения, для которого Е⁰ = 0 В, то измеряемая ЭДС рассматриваемого элемента – это потенциал измеряемого электрода по отношению к водородному. Таким образом, потенциалы металлов можно сравнивать по ЭДС гальванической цепи с водородным электродом.

Стандартные потенциалы Е⁰распространенных металлов Мⁿ⁺/M⁰всегда относятся к определенному электродному процессу, т.е. к определенному заряду и составу катиона металла в растворе. Так, для железа это могут быть катионыFe²⁺ иFe³⁺.

В зависимости от того, положительноилиотрицательнозаряженным оказывается металлический электрод относительно стандартного водородного электрода, стандартный потенциал пары Мⁿ⁺/M⁰также может иметьположительное илиотрицательноезначение.

Пример. Длямедноводородного гальванического элемента, состоящего из медногоCu²⁺/Cu⁰и водородногоH⁺/H⁰₂ электродов, в стандартных условиях разность потенциалов составляет +0,338 В. Медный электрод является положительным полюсом гальванического элемента, а водородный электрод – отрицательным полюсом. Следовательно, стандартный потенциал парыCu²⁺/Cu⁰будет иметь такое же значение (по абсолютному числовому значению и знаку):

Cu²⁺+ 2e^-=Cu⁰ ; Е⁰ = +0,34 В.

Для цинководородного гальванического элемента, состоящего из цинковогоZn²⁺/Zn⁰и водородногоH⁺/H⁰₂ электродов, в стандартных условиях разность потенциалов составляет –0,763 В. Цинковый электрод является отрицательным полюсом гальванического элемента, а водородный электрод – положительным полюсом. Следовательно, стандартный потенциал парыZn²⁺/Zn⁰будет иметь такое же значение (по абсолютному числовому значению и знаку):

Zn²⁺+ 2e^-=Zn⁰ ; Е⁰ = -0,76 В.

Если расположить стандартные электродные потенциалы металлов в порядке уменьшения их отрицательного значения и повышения положительного, то получится ряд стандартных электродных потенциалов:

Равновесная электродная реакция	Е0, В
Li+ + e- = Li	-3,05
Na+ + e- = Na	-2,71
Zn2+ + 2e- = Zn	-0,76
Fe2+ + 2e- = Fe	-0,44
H+ (110-7моль/л)+ e- = 1/2 H2	-0,41
Sn2+ + 2e- = Sn	-0,14
H+ (1моль/л) + e- = 1/2 H2	0,00
Cu2+ + 2e- = Cu	+0,34
Ag+ + e- = Ag	+0,80
Au3+ + 3e- = Au	+1,50

Чем более отрицателен электродный потенциал, тем выше способность металла посылать ионы в раствор и тем сильнее проявляет себя металл как восстановитель.

Все металлы, расположенные выше водорода, т.е. имеющие отрицательное значение электродного потенциала, растворяются в кислотах с концентрацией (активностью) ионов водорода 1 моль/л.

Если электродный потенциал металла имеет положительный знак, то металл является окислителем по отношению к водороду и не вытесняет его из растворов, содержащих по 1 моль/л ионов водорода и катионов металла, а, наоборот, водород вытесняет металл из раствора соли.