Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
khimia_pr.doc
Скачиваний:
85
Добавлен:
15.04.2015
Размер:
451.58 Кб
Скачать

7 Основы электрохимии

Электрохимия – наука, которая изучает химические процессы, проходящие под действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия химических реакций преобразуется в электрическую энергию. Примером таких процессов являются электролиз, электрофорез, работа аккумуляторов, гальванических элементов и др. В настоящем практикуме кратко рассматривается два раздела электрохимии – гальванические элементы и направление процессов окисления восстановления.

7.1 Гальванический элемент (гэ)

Гальванический элемент – устройство, в котором энергия химических окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию. Как было показано в 1-й части практикума, – реакции окисления- восстановления протекают с участием электронов. Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц, электронов, ионов. Гальванический элемент состоит из двух электродов - металлических пластин, погруженных в растворы. Металл в растворе собственной соли называется полуэлементом. Например, медно-цинковый гальванический элемент или элемент Вольта можно представить в виде следующей схемы:

(металл) Zn(тв) │ растворZn+2 ║ растворCu+2│Cu(тв)(металл),

Полуэлемент 1 полуэлемент 2

где одной вертикальной чертой │ показана граница раздела твердой и жидкой фаз, а двумя вертикальными чертами ║ - граница раздела двух растворов. Растворы соединяются между собой солевым мостиком, который обеспечивает электронейтральность растворов. Если два металлических электрода соединить между собой проводником, то цепь замкнется и по внешней цепи пойдет электрический ток, силу которого можно измерить. В зависимости от природы металла и концентрации ионов, в растворе на электродах могут протекать следующие процессы:

анод Ме0-ne→ Ме+n окисление

катод Ме+n+ne→ Ме0 восстановление.

В случае элемента Вольта, цинковая пластина является анодом, медная – катодом. Поскольку Znзаряжается отрицательно, аCu- положительно, электроны во внешней цепи движутся от цинка к меди.

Электродный потенциал (φ) - это разность потенциалов между металлом и раствором, содержащим его ионы.

Значение φ электрода зависит от концентрации ионов металла в растворе и от температуры. Зависимость эта строгая, термодинамическая и выражается уравнением Нернста.

φ = φ0(Ме) + RT ln [Ме+n] = φ0(Ме) + 2,303 RT lg [Ме+n] = φ0(Ме) + 2,303 0,059 lg [Ме+n]

nFnFn

φ0 – стандартный электродный потенциал, численно равный потенциалу электрода когда концентрация ионов металла [Ме+n] равна = 1 моль/л;

R– универсальная газовая постоянная, Т К – температура Кельвина;F– число Фарадея;

n– число электронов, участвующих в электродном процессе; 0,059в =RT/F= 8,31* 298 / 96500 (в).

ЭД.С. (Е)– электродвижущая сила гальванического элемента рассчитывается как разность потенциалов двух электродов соединенных между собой.Э.Д.С.характеризуетспособностьэлектронов к движению во внешней цепи, поэтомуЭ.Д.С > 0. По международному соглашению Э.Д.С. направлена слева направо:

Е = φправый электродφлевый электрод.

Для элемента Вольта Е=φ (анод) -φ (катод) =φ (Cu) - φ (Zn) или в соответствии с уравнением Нернста:

Е = φ0 (Сu) + 0,059 lg [Cu+2] - φ0 (Zn) - 0,059 lg [Zn+2]

2 2

Стандартный электродный потенциал φ0 (Ме+n ) определяют измерением Э.Д.С. гальванического элемента, составленного из металлического электрода и стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят за ноль.Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластину, покрытую рыхлой платиновой чернью, которая погружена в раствор серной кислоты, концентрация ионов водорода в котором равна 1 моль/л. Через раствор под давлением 1 атм = 1,03 105 Па пробулькивает газообразный водород. Этот электрод является обратимым и может функционировать как анод или как катод:

- как анод Pt │ H2 │ H+ (H2SO4), φ 0=0,059lg+]2= 0

- как катод ║ H+ (H2SO4), │H2 │Pt 2 Р(H2)

Стандартные электродные потенциалы для всех известных металлов определены и помещены в таблицу. Чем отрицательнее значение стандартного электродного потенциала, тем сильнее выражены восстановительные свойства металла. Используя значения φ0(Ме), можно представить ряд напряжения металлов, причем место каждого металла в этом ряду говорит о восстановительных свойствах металлов.

Пример. Рассчитать Э.Д.С. гальванического элемента составленного из свинцового и никелевого электрода, помещенных в растворы собственных солей. Концентрация потенциалопределяющих ионов равна: [Ni+2] = 0,01моль/л, [Fe+3] = 0,1 моль/л. Составьте электродные реакции и укажите катод т анод.

Решение: Используя уравнение Нернста, рассчитаем значения электродного потенциала, который возникает на каждом электроде.

Никелевый электрод: φ0(Ni) = -0,25 в + (0,059в/2) lg 10-2 = -0,25в + ( -2 * 0,0295в) = -0,309 в.

Железный электрод φ0(Fe) = -0,037в + (0,059в /3) lg 10-1 = -0,037в + (-1 * 0,0197 )в =-0,056в

Э.Д.С.>0, поэтому Е = φ0(Fe) - φ0(Ni) = -0,056 – (-0,309) = -0,253 в.

Электродные реакции: анод - Fe+3 + 3e = Fe0

катод - Ni0– 2е =Ni+2 .

Стандартные электродные потенциалы

Уравнение

процесса

Ео,

вольт

Уравнение

процесса

Ео,

вольт

AI = AI+3 + 3e-

-1,663

Mg = Mg +2 + 2e-

-2,363

Ba = Ba+2 + 2e-

-2,905

Mn = Mn +2 + 2e-

-1,179

Be = Be+2 + 2e-

-1,847

Cu = Cu+2 + 2e-

0,337

V = V+2 + 2e-

-1,175

Cu = Cu+ + e-

0,520

H2 = 2H+ + 2e-

0,000

Na = Na+ + e-

-2,714

Bi = Bi+3 + 3e-

0,215

Ni = Ni+2 + 2e-

-0,250

Fe = Fe+3 + 3e-

-0,037

Sn = Sn+2 + 2e-

-0,136

Fe = Fe+2 + 2e-

-0,44

2Hg = Hg 2+2 + 2e-

0,333

Fe+2 = Fe+3 + e-

0,771

Rb = Rb + + e-

-2,925

Au = Au+3 + 3e-

1,498

Pb = Pb+2 + 2e

-0,126

Au = Au+ + e-

1,692

Pb+2 = Pb+4 + 2e

1,694

Cd = Cd+2 + 2e-

-0,403

Ag = Ag+ + e-

0,799

K = K+ + e-

-2,924

Sr = Sr+2 + 2e-

-2,888

Ca= Ca+2 + 2e-

-2,866

Cr = Cr+3+ 3e-

-0,744

Co = Co+2 + 2e-

-0,277

Cr = Cr+2+ 2e-

-0,913

Co+2 = Co+3 + e-

1,808

Zn = Zn+2 + 2e-

-0,763

ЗАДАЧИ

  1. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М растворы собственных солей. Напишите уравнения электродных реакций.

  2. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из цинкового и магниевого электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01 М растворы собственных солей, соответственно. Напишите уравнения электродных реакций

  3. Какой электрод – алюминиевый или кадмиевый является катодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.

  4. Какой электрод – золотой или серебряный анодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.

  5. Расставьте следующие металлы в порядке ослабления их восстановительных свойств: Mn,Sr,Na,Cu,Pb,Cd. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.

  6. Расставьте следующие металлы в порядке усиления их восстановительных свойств: Sn,Cr,Zn,Au,Mg,Ca. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.

  7. Какой металл в паре играет роль катода при стандартных условиях и почему:

Мg – Cu; Sr - Co; Ag – Ba; AI – V.

  1. Какой металл в паре играет роль анода при стандартных условиях и почему:

K – Ca; Cu - Ni; Zn – Sn; Cd – Cr.

  1. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01М , растворы собственных солей, соответственно.

  2. Составьте гальванический элемент, составленный из водородного и кадмиевого электродов. Концентрация потенциалопределяющих ионов равна 1 моль/л, давление газообразного водорода 1 атм. Какую роль в этом ГЭ играет водородный электрод? Составьте уравнения электродных реакций.

  3. Назовите три металла, которые при стандартных условиях в паре с кальциевым электродом будут выполнять роль анода. Ответ мотивируйте.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]