Вопросы для самопроверки
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
Привести два примера.
2. Какие вещества называются окислителями, восстановителями?
3. Написать уравнение реакции взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой. Уравнять уравнение методом электронного баланса.
4. Написать окислительно- восстановительные реакции получения AlCl3 и K2S из простых веществ.
Тема 7. Общие свойства металлов. Электрохимия. Коррозия металлов Электролиз
Методические советы
(Л.1, с. 273-288, 318-336, 677-693)
При изучении общих свойств металлов следует обратить внимание на особенность их внутренней структуры, что обуславливает многие общие свойства для всех металлов: электро- и теплопроводность, термоэлектрический эффект и др. Атомы типичных металлов являются донорами электронов, металлы – восстановителями. Восстановительная способность металлов различна, она зависит от строения атомов, их размеров. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее как восстановитель. Ознакомиться с принципом построения ряда химической активности металла.
Сравнительную активность металла можно оценить и количественно по их стандартным потенциалам. Пользуясь «рядом напряжений», можно рассчитывать ЭДС гальванических элементов, а также решать вопросы, связанные с электролизом и коррозией металлов. Обратить внимание на формулу Нернста.
Теоретические аспекты
7.1 Основные понятия электрохимии.
Электрод – это электронный проводник (металл или полупроводник, твердый или жидкий), находящийся в контакте с электролитом, т.е. ионным проводником (раствором, расплавом или твердым). При этом на границе раздела фаз возникает скачок электрического потенциала – электродный потенциал.
1) Ионы металла могут в некотором количестве перейти в раствор, оставив электроны в металлической фазе. Этому способствуют полярные молекулы растворителя, например, воды:
М(тв.) + mH2O(ж.) = [M(OH2)m]n+(ж.) + ne-(тв.).
В данном примере электрод заряжается отрицательно и притягивает к себе катионы, так что они могут возвращаться обратно, и наступает равновесие. Это самопроизвольный процесс хотя бы потому, что ведет к росту энтропии.
2) Ионы из электролита, как одноименные с материалом электрода, так и посторонние, могут прилипать (адсорбироваться) на поверхности металла, сообщая ему заряд и потенциал, как положительный, так и отрицательный.
Абсолютное значение потенциала j невозможно измерить: если к электроизмерительному прибору (вольтметру, потенциометру) присоединить один электрод - прибор ничего не покажет, т.к. цепь не замкнута, а чтобы замкнуть ее, нужно ввести в электролит второй электрод и там возникнет свой электродный потенциал, так что прибор покажет разность потенциалов.
Поэтому договорились: выбрать какой-то электрод за начало отсчета, принять для него j=0, а все остальные отсчитывать от него. В качестве такого электрода принят нормальный водородный электрод. Это пластинка из платины (покрытая мелкораздробленной “платиновой чернью” для увеличения поверхности), находящаяся в растворе с активностью ионов водорода 1 моль/л (т.е. в 1н растворе сильной кислоты) и обдуваемая водородом под давлением 1 атм. Там, на трехфазной границе тв.-ж.-газ, устанавливается равновесие 2Н+ (ж) + 2е (тв) = Н2 (г). Платина здесь - инертный электрод, служащий для подвода и отвода электронов, но не входящий в уравнение.
Рис. 7.1.
Измерение потенциала металлического электрода (слева) по водородному. Концентрация Н+ в растворе 1М, давление Н2 – 1 атм .
Система из двух электродов с разными потенциалами, соединенных электролитом, называется гальваническим элементом. Гальванические элементы применяются как химические источники тока, а также для измерения потенциалов - в аналитических целях и в научных исследованиях.
В справочных таблицах приводят стандартные электродные потенциалы ряда металлов, показывающие возможность переноса электронов между ними. Эти данные получены для систем, содержащих водный раствор ионов металла с концентрацией (активностью) 1М и электрод из этого металла; электрический потенциал Е определяется относительно стандарта – водородного электрода.
Потенциал системы из двух металлов вычисляется по таблицам. Для системы:
(+) Cu½р-р Cu SO4½½р-р KCl ½½р-р ZnSO4½Zn (-)
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Е0 = Е0(ок-ль) - Е0(восст-ль) = + 0,34 - (-0,76) = 1,1 В
(вертикальная черта означает границу раздела электрод-электролит, двойная черта - размытую границу разных электролитов).
Цинковый электрод отрицательный, т.е. служит источником электронов, которые идут по внешней цепи к медному электроду, где восстанавливаются ионы меди. Цинк окисляется, и его ионы переходят в раствор: Zn = Zn2+ + 2e, ионы меди восстанавливаются, и медь осаждается на пластинке: Cu2+ +2e = Cu. В результате раствор вблизи цинка приобретает положительный заряд, а вблизи меди - отрицательный, поэтому в электролите катионы идут к меди, анионы - к цинку.
Электрод, на котором идет окисление, называется анодом, а где идет восстановление - катодом. В гальваническом элементе анод - источник электронов, то есть имеет отрицательный знак, катод - положительный, а при электролизе все наоборот.