10.5. Список рекомендованої літератури

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. – С.255-266.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. – С. 161-182.

3. Курс общей химии / Под ред. Коровина А.В. – М.: Высш. шк., 1985. – С.185-190.

4. Фролов В.В. Химия. – М.: Высш. шк., 1986. – С.225-229.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. шк., 1981.-С.214-222 (2001. – С. 234 – 244).

6. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб.- К.: Вища шк., 2005. – С. 285-310.

М о д у л ь 4. Електрохімічні процеси

Електрохіміявивчає велику область фізико-хімічних процесів, що умовно можна розділити на дві групи:

1. явища, пов'язані з виникненням різниці потенціалів і одержанням електричної енергії за рахунок окисно-відновної реакції (хімічні джерела струму);

2. здійснення окисно-відновної реакції й одержання речовин за рахунок витрати електричної енергії (електроліз).

До першої групи явищ слід віднести й електрохімічну корозію, оскільки механізм виникнення корозійних струмів має ту ж природу, що і механізм одержання електричного струму в гальванічних елементах.

Ці теми найбільше глибоко і повно розглянуто в підручниках В.В.Фролова, Кириченко В.І., Коровіна А.В. Крім того, по окремим питанням електрохімії надрукована численна додаткова література. У курсі загальної хімії для нехімічних спеціальностей зазначені явища розглядаються при вивченні наступних тем: «Гальванічні елементи», «Корозія металів і захист від корозії», «Електроліз».

Т е м а 11. Гальванічні елементи

11.1. Рекомендації до вивчення теоретичного матеріалу

Гальванічні елементи (ГЕ) – це системи або пристрії, в яких енергія гетерогенних окисно-відновних реакцій перетворюється в енергію електричну. В основі роботи всіх ГЕ лежить явище виникнення потенціалу на межі метал – електроліт. Варто уважно вивчити по підручнику особливості процесу виникнення електродного потенціалу, звернувши увагу на фактори, що впливають на його величину (температура, концентрація розчину електроліту, матеріал електрода ін.). Цілком зрозуміло, що різні по природі метали мають різну електролітичну пружність розчинення (тобто здатність посилати свої іони в розчин). Звідси випливає, що за однакових умов величина електродних потенціалів різних металів буде різна. Вперше залежність величини електродного потенціалу (Е) від різних факторів визначено В.Нернстом (1888 р.):

Е = ,

де R- універсальна газова стала; Т - абсолютна температура (К); n- число електронів у реакції окиснення металу; F – стала Фарадея; с і с_o - концентрація іона метала в глибині розчину і на поверхні електроду. Концентрацію с_o неможливо визначити точно; звідси випливає, що абсолютне значення електродного потенціалу визначити неможливо. На практиці визначають різницю потенціалів, тобто потенціал даного електрода відносно іншого електрода, потенціал якого прийнятий за стандарт. Найчастіше таким стандартним електродом виступає нормальний (стандартний) водневий електрод, потенціал якого прийнятий за 0 В. У цьому випадку величину електродних потенціалів (Е) можна обчислити по рівнянню Нернста: Е = Е⁰ + або в спрощеному виді Е = Е⁰ + , (де Е⁰ – стандартний електродний потенціал металу – табличні дані; R – універсальна газова стала; Т – абсолютна температура (К), n – число електронів у реакції окиснення металу, F – стала Фарадея; а-активність металу: а= f С(f – коефіцієнт активності)).

Якщо прийняти, що температура, при якій визначається потенціал, дорівнює 25⁰С (298 К), то після невеликих перетворень маємо з невеликою погрішністю зручну для більшості розрахунків формулу: Е = Е⁰ + . Тут Е⁰ – стандартний електродний потенціал даного електрода відносно нормального водневого електрода за умовою, що концентрація (точніше, активність а) іонів металу дорівнює 1 моль/л.

Гальванічні елементи прийнято позначати у виді формул. Наприклад, формула елемента Даніеля-Якобі:

Zn Анод (-)

Zn2+(с)

Cu2+(с)

Cu (+) катод

На аноді протікають процеси окиснення (віддачі електронів), на катоді – відновлення (прийняття електронів). При цьому електрони переміщуються по зовнішньому ланцюгу, виконуючи корисну роботу. Таким чином, при роботі ГЕ процеси окиснення і відновлення просторово роз'єднані. Е.Р.С. гальванічного елемента розраховується як різниця потенціалу катода й анода, кожному з який відповідає конкретна напівреакція:

Е.Р.С. = Е_к – Е_а.

Теоретично будь-яка окисно-відновна реакція (ОВР) може служити джерелом струму, тому для будь-якої ОВР можна розрахувати Е.Р.С. за формулою: Е.Р.С. = Е = Е_ок-ка – Е_в-ка.

Якщо, відповідно до розрахунків, Е.Р.С.>0, то ГЕ буде працювати, а окисно-відновна реакція в даних умовах можлива.

Варто ознайомитися по підручнику з різновидами ГЕ (Вольта, Даніеля-Якобі, Грене, Лекланше, концентраційними, повітряно-металевими ГЕ та ін.), а також з будовою і принципом дії акумуляторів.

Нижче наведені формули ГЕ (хімічних джерел струму), які використовуються найчастіше:

Т а б л и ц я 6

Хімічні джерела струму

№ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 2 3

Гальванічний елемент: Елемент Лекланше Елемент Грене “Гудзикового типу” Повітряно-металевий Літієвий Мангано-магнієвий Мідно-цинковий Свинцево-цинковий свинцево-кадмієвий Акумулятори: Кислотний Лужний (Cd/Ni) Лужний (Fe/Ni)

Формула ГЕ: (-) Zn |NH4Cl|| MnO2 |(C) (+) Zn|H2SO4|| K2Cr2O7| (C) Zn|електроліт||Ag2O(або AgО)|катод Me(Al,Zn)|електроліт||O2| катод Li|електроліт, розчинник| катод Mg|MgBr2||MnO2|(C) Zn|NaOH||CuO|Cu Zn|H2SO4||PbO2|Pb Cd|H2SO4|| PbO2| Pb (-) Pb| H2SO4|| PbO2 |(Pb) (+) Cd|KOH||NiO(OH)|Ni Fe| KOH||NiO(OH)|Ni

Е.Р.С., В 1,5 ~2,0 1,35 ~2,6-2,5 ~2,5-3,5 2,0 0,6-1,0 2,5 2,2 1,95-2,15 1,30-1,34 1,37-1,41

Зазначимо також, що на практиці реальний електродний потенціал ΔЕ (Е.Р.С) завжди нижче, ніж розрахований згідно з теорією. Падіння потенціалу обумовлене побічними процесами, які відбуваються при роботі хімічних джерел струму: поляризацією, наявністю електроопору, втрати електрики в зоні контактів і інш.:

ΔЕ_практ. = ΔЕ_теор. - ІR - ΔЕ_поляр. - ΔЕ_конт.