- •Конспект лекций по курсу “общая химия”
- •Оглавление страница
- •Введение
- •Основные законы химии
- •2. Энергетика химических процессов
- •Возможность и направленность процесса. Энтропия. Свободная энергия Гиббса.
- •Химическая кинетика и равновесие
- •Основные характеристики растворов
- •Гидролиз солей
- •5. Строение атома и систематика химических элементов
- •Изменение свойств элементов в свете Периодического закона д.И.Менделеева
- •6. Химическая связь и строение молекул
- •Типы кристаллических решеток
- •Электрохимические процессы
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Свойства р-элементов
- •Группа VII а. Галогены (ns2np5)
- •Группа VI a (ns2np4)
- •Группа V a (ns2np3)
- •Металлы
- •Химические свойства
- •3) Металлотермическое восстановление.
- •11. Комплесные соединения
- •Лантаниды и актиниды
- •13. Полупроводниковые материалы – кремний и германий
-
Электрохимические процессы
-
Процессы превращения энергии химической реакции в электрическую – это процессы, протекающие в гальванических и топливных элементах.
-
Процессы превращения электрической энергии в химическую – это процессы, протекающие при прохождении постоянного тока через раствор или расплав (электролиз).
Понятие об электродном потенциале
Рассмотрим электродную систему: металлический электрод, погруженный в электролит – раствор соли.
1. При погружении достаточно активных металлов (Zn, Fe и др.) в водный раствор на их поверхности происходит взаимодействие ионов металла с диполями воды. В итоге ионы металла гидратируются и переходят в раствор, а электроны остаются в металле и заряжают пластину металла отрицательно. Ионы металла остаются в прилежащем слое раствора около поверхности металла. В результате образуется двойной электрический слой, кторый можно уподобить конденсатору.
Рис.24. Возникновение двойного электрического слоя на границе Zn – раствор.
[ Zn2+ . . . 2e ] + m H2O = Zn2+ m H2O
кристалл гидратированный ион
остаются в кристаллич. решетке,
нескомпенсированный отрицат. заряд
Сокращенно: Zn0 – 2e = Zn2+
По мере увеличения концентрации ионов металла в растворе у его поверхности, выход их из металла уменьшается, а вероятность обратного процесса возрастает. Устанавливается подвижное динамическое равновесие. Возникшая на границе металл-раствор в условиях равновесия разность потенциалов называется равновесным электродным потенциалом системы Е (Men+/Me).
Активные металлы (цинк, железо и др.) продолжают посылать свои ионы даже в концентрированные растворы своих солей и всегда заряжаются отрицательно – их называют электроотрицательными, а скачок потенциала на границе металл-раствор условно считается отрицательной величиной, например, Zn - 2e = Zn2+, E (Zn2+/Zn) .
2. При погружении малоактивных металлов, например, меди, в раствор своей соли (CuSO4), не ионы меди переходят в раствор, а наоборот, часть катионов из раствора переходит на медный электрод, заряжая его положительно.Раствор же около поверхности металла за счет избытка анионов SO42- имеет избыточный отрицательный заряд. На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой. Металлы, которые извлекают свои ионы из сколь угодно разбавленных растворов своих солей и всегда заряжаются положительно, называют электроположительными.
Рис.25. Возникновение двойного электрического слоя на границе Cu - раствор
Cu2+ + 2e = Cu , E (Cu2+/Cu)
3. Среди электроположительных металлов особое положение занимает платина, которая никогда, ни при каких условиях не посылает своих ионов в раствор (очень прочная кристаллическая решетка). Наоборот, она может извлекать любые катионы из раствора, а ее кристаллическая решетка служит как бы резервуаром электронов, и на поверхности платины протекают процессы типа:
Fe3+ + e = Fe2+ или Sn2+ - 2e = Sn4+
В этом случае потенциал, возникающий на границе металл-раствор, будет определяться свойствами ионов, участвующих в данном процессе, например, Е (Fe3+/Fe2+) , E(Sn4+/Sn2+) .
Такие электродные системы называются редокси-электродами (Red – восстановленная форма, Ox - окисленная форма).
4. Если платину покрыть платиновой чернью (слоем мелкодисперсной платины), то она приобретает свойства растворять и атомизировать газы (водород, кислород). Если платину погрузить в раствор кислоты и насытить газообразным водородом, то на границе раздела пойдет процесс:
Н2 2Н - 2е 2Н+, Е(2Н+/Н2)
Равновесный потенциал такой системы при стандартных условиях (р = 101,3 кПа, Т = 298К, активная концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты 1 моль/л) принимают условно равным нулю, а саму систему называют стандартным водородным электродом: Е0(2Н+/Н2) = 0 вольт.
Этот электрод устойчив в работе и имеет хорошо воспроизводимый потенциал.
ВЫВОДЫ: на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой – электродный
потенциал. Абсолютное значение этого равновесного потенциала измерить нельзя. Можно
измерить или рассчитать относительные значения потенциалов.
Нормальный или стандартный окислительно-восстановительный (ОВ) потенциал.
Относительный потенциал любой электродной системы можно рассчитать по измеренному значению ЭДС гальванического элемента, составленного из искомого электрода и стандартного, потенциал которого условно известен.
Потенциал любой электродной системы, находящейся при стандартных условиях (р=101,3 кПа, Т=298К, активные концентрации всех ионов в растворе 1 моль/л), и измеренный относительно стандартного водородного электрода, называется нормальным или стандартным ОВ-потенциалом, и обозначается Е (Ox/Red), вольт (или ).
Ox – окисленная форма,
Red – восстановленная форма.
Знак электродного потенциала совпадает со знаком электрода в гальваническом элементе, составленном из данного электрода и водородного. Все нормальные стандартные потенциалы сведены в таблицы или ряды.
ПРИМЕР. Гальванический элмент (-) ZnZnSO4H2SO4Pt(H2) (+),
Условия стандартные, ЭДС = 0,764 вольта, Е0 (Zn2+/Zn) = -0,764 вольта.
Вместо водородного электрода можно использовать другие эталонные электроды, потенциалы которых в свою очередь известны относительно водородного электрода (хлоридсеребряный, каломельный и др.).
Следует иметь в виду, что, как правило, эти потенциалы не измеряют, а вычисляют из термодинамических данных.
Непосредственное измерение потенциалов затруднено из-за следующих факторов:
-
Металлы обычно содержат примеси.
-
Их поверхности покрыты пленками оксидов.
-
Равновесие устанавливается очень медленно.
-
Возможны побочные процессы (например, активные металлы растворяются в воде).
Ряд напряжений металлов (ряд активности).
Если расположить металлы в порядке возрастания их стандартных ОВ-потенциалов Е0(Меn+/Me0), то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд помещают также водород, который, как и металлы, отдает электрон, образуя положительно заряженный ион.
Men+ K+ Ca2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Ag+ Au3+
Me0 K . . . Ca . . . Al . . . Zn . . . Fe . . . Pb . . . H2 . . . Cu . . . Ag . . . Au
E0, вольт -2.92 -2.87 -1.66 -0.76 -0.44 -0.13 0 +0.34 +0.8 +1.5
-
каждый металл вытесняет из солей другие металлы, находящиеся в ряду напряжений правее него;
-
все металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют его из кислот-неокислителях, а стоящие правее – не растворяются в указанных кислотах;
-
чем левее в ряду напряжений находится металл, тем он активнее, тем более сильным восстановителем он выступает и тем труднее восстанавливаются его ионы.
Зависимость потенциала от концентрации ионов в растворе. Уравнение Нернста
R = 8,315 Дж/(Кмоль) –молярная газовая постоянная, F = 96500 Кл - константа Фарадея, Т- абсолютная температура, n – число электронов, участвующих в процессе, [Ox] и [Red] – молярные концентрации окисленной и восстановленной форм, моль/л ( x и у – коэффициенты в уравнении реакции). Активная концентрация вещества в конденсированном состоянии принимается равной 1.
При 25С (298 К) уравнение Нернста принимает вид:
П РИМЕРЫ.
1. Cu2+ + 2e = Cu 2. Fe3+ + e = Fe2+
3. MnO4- + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O
4. Рассчитать значения потенциала Е (2Н+/Н2) в кислом (рН=0), нейтральном
(рН=7) и щелочном (рН = 14) растворах (Рн2 = 1 атм).
2Н+ + 2е = Н2, Е0 = 0
Е(2Н+/Н2) = Е0 + (0.059/2)lg[H+]2 = 0.059 lg[H+]= 0.059pH
-
pH
0
7
14
E(2Н+/Н2)
0
-0.41
-0.83
Гальванический элемент (ГЭ)
Устройство, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию. Состоит из двух электродных систем (двух полуэлементов).
Рис.26. Схема ГЭ Даниэля-Якоби
Электроды соединены проводником (внешняя цепь – лампочка, звонок). Внутренняя цепь замыкается за счет перемещения ионов через пористую перегородку или с помощью электролитического ключа.
На электродах ГЭ протекают процессы:
(-) Zn - 2e = Zn2+ - Отдача электронов, Окисление, Анод
(+) Cu2+ + 2e = Cu - прием электронов, восстановление, катод
Zn + Cu2+ = Zn2++ Cu - cуммарная ОВ-реакция, энергия которой превращается в электрический ток.
Постоянное протекание процессов на электродах способствует сохранению постоянной разности потенциалов, а следовательно, постоянному переходу электронов с Zn на Cu (электрический ток).
Условная запись ГЭ: (-) ZnZnSO4CuSO4Cu (+)
Знак – условное обозначение контакта электролитов через пористую перегородку или электролитический ключ.
Е0 (Zn2+/Zn) = -0,764 B E0 (Cu2+/Cu) = +0,34 B
Отрицательным полюсом ГЭ (-) является электродная система с меньшим значением потенциала.
Разность ОВ потенциалов, храктеризующих катодный и анодный процессы, определяет электродвижущую силу гальванического элемента (ЭДС). ЭДС всегда положительная величина.
ЭДС = Е(+) – Е(-) = 0,34 – (-0,76) = 1,1 В.
По мере работы элемента уменьшается напряжение и ток. Это связано с изменением потенциалов за счет концентрационной поляризации электродов. В приэлектродном пространстве вследствие разряда ионов происходит изменение их концентраций. Около цинкового электрода концентрация ионов металла растет вследствие его растворения, а около медного - падает, что и приводит к изменению потенциалов, а значит и ЭДС.
Особенности измерения ЭДС.
-
Необходимо обеспечить отсутствие тока в цепи, чтобы исключить концентрационную поляризацию электродов (можно использовать компенсационный метод или использовать высокоомный вольтметр).
-
Необходимо свести к минимуму искажение ЭДС за счет диффузионного потенциала, который возникает на границе контакта двух электролитов, различных по составу и концентрации. За счет различной скорости диффузии ионов на границе между различными электролитами возникает двойной электрический слой и скачок потенциала Едиф.
Тогда, ЭДСизмер. = Е(+) Е(-) + Едиф. Чтобы свести к нулу диффузионный потенциал, контакт между электролитами организуют с помощью электролитического ключа – соединительного сосуда, заполненного концентрированным раствором КС1. Благодаря большой концентрации ионы К+ и С1- диффундируют в оба электролита, а поскольку подвижность этих ионов одинаковая, то двойной электрический слой не образуется и Едиф..
Топливные элементы.
Это гальванические элементы, в которых реакция горения непосредственно превращается в электрический ток: топливо - Н2, СО, природные и искусственные горючие газы и др.; oкислитель – кислород или воздух (реже фтор и хлор).
В топливных элементах, как и в обычных ГЭ, анод, к которому подается восстановитель (топливо) и катод, к которому подается окислитель, разделены ионопроводящим электролитом (кислотами и щелочами, расплавленными солями, твердыми оксидами).
Электроды в случае применения газообразных продуктов делают обычно из полых пористых графитовых трубок и пластин. На электроды наносят катализаторы – платиновые металлы, серебро, никель, кобальт и др. Токообразующий процесс совершается на границе соприкосновения электрода с электролитом.
ПРИМЕР. Водородно-кислородный топливный элемент. Топливо - Н2, окислитель - О2, электролит –
раствор щелочи: Анод: 2H2 + 4OH- - 4e = 4H2O
Катод: О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН-
Суммарная реакция: 2Н2 + О2 = 2Н2О, энергия которой в данном случае не выделяется в виде тепла, а непосредственно превращается в электрическую.
Высокий коэффициент использования топлива, непрерывность действия, большой температурный диапазон позволяют уже сейчас использовать топливные элементы в спутниках и космических кораблях, а также для военных целей.
Электролиз
Электролиз – совокупность химических процессов, проходящих при протекании постоянного тока через расплав или раствор электролита. При этом энергия электрического тока превращается в энергию химической реакции.
Рис.27. Электролитическая ячейка
Установка для электролиза называется электролизером или электролитической ячейкой (ванной).
Внешний источник постоянного тока выполняет роль своеобразного насоса: «нагнетает» электроны на электрод, подключенный к () полюсу, и «откачивает» электроны с электрода, подключенного к (+).
На электроде () будут разряжаться ионы, способные забирать электроны (восстанавливаться) – это катод.
На электроде (+) разряжаются ионы, способные отдавать электроны (окисляться) – это анод.
Электролиз расплавов.
ПРИМЕР. (-) С расплав MgCl2 C (+) MgCl2 Mg2+ + 2Cl-
Знак (-) означает, что этот электрод подключен к отрицательному полюсу источника постоянного тока, т.е. на этот электрод электроны “нагнетаются”. Ионы, способные принимать электроны будут восстанавливаться на этом электроде.
Электродные процессы:
(-) Mg2+ + 2e = Mg прием электронов, восстановление, катод;
(+) 2С1- - 2е = С12 отдача электронов, окисление, анод.
Обратите внимение, что знаки полюсов катода и анода не совпадают со знаками в ГЭ. Но в любом случае на катоде всегда идут процессы восстановления, а на аноде – окисления.
-
Название электрода
Знак электрода
Процесс
ГЭ
Электролиз
Катод
+
-
Восстановление (+ ne)
Анод
-
+
Окисление (- ne)
Электролиз воды.
Молекулы воды диссоциируют на ионы Н+ и ОН-, которые могут участвовать в электродных процессах.
На катоде (-) восстанавливаются ионы водорода (потенциалы см. в справочнике)
-
2Н+ + 2е = Н2
рН = 0
Е0 = 0 вольт
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-
рН = 7
рН = 14
Е = -0.41
Е0 = -0.83
На аноде (+) окисляются ионы кислорода (потенциалы см. в справочнике)
-
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+
рН = 0
рН = 7
Е0 = +1.23
Е = +0.815
4ОН- - 4е = О2 + 2Н2О
рН = 14
Е0 = +0.401
Разность потенциала, которую надо приложить к электродам, чтобы началось разложение воды, называется потенциалом разложения. При любом значении рН Еразл. теор.(Н2О) 1,23 вольт.
Например, рН = 7, Еразл. = Е(+) – Е(-) = +0,815 – (-0,41) 1,23 вольт.
Еразл. реальный Еразл. теор. Причина – перенапряжение электродов.
Перенапряжение электродов.
Для того, чтобы процессы протекали с заметной скоростью, необходимо приложить такой потенциал, который обеспечит определенную плотность тока на катоде ( jк ) и аноде ( jа ). Чем больше плотность тока, тем больше скорость реакции (до определенного предела). Графическая зависимость Е ( j ) – называется поляризационной кривой (это экспериментальная зависимость). Из рис.28 видно, что процесс разложения воды на
Pt-электродах при рН=7 будет протекать с заметной скоростью, если потенциал катода сместить в более отрицательную область по отношению к теоретическому (-0,41 вольт), а потенциал анода – в более положительную область по отношению к теоретическому значению (+0,815 вольт). Смещение реального потенциала разряда ионов на данном электроде от теоретического значения называется перенапряжением электрода.
Рис.28. Катодная и анодная поляризационные кривые процесса разложения воды
на Pt-электродах при рН=7 и на угольных электродах при рН=7
Перенапряжение электрода зависит от многих факторов (состава электролита, концентрации ионов, плотности тока), но особенно от типа электрода.
На Pt-электродах перенапряжение водорода и кислорода мало, поэтому можно пользоваться табличными значениями потенциалов с учетом среды.
На всех других электродах (угольных, металлических) – перенапряжение водорода и кислорода велико и его необходимо учитывать. Потенциал водорода смещается вплоть до значения (0.8)(1.0) вольт (в любой среде), а потенциал кислорода – вплоть до значения (+1.8) вольт (в любой среде).
Электролиз водных растворов солей.
Соли диссоциируют в растворе нацело на катионы и анионы (кислотные остатки), которые могут участвовать в конкурирующих процессах на катоде и аноде.
Катодные процессы – процессы восстановления, протекают на электроде (-). Из водных растворов солей восстанавливаться могут:
а) катионы металлов, Men+ + ne = Me0 - катодный осадок металла;
б) ионы водорода., 2Н+ + 2е = Н2 (при рН 7)
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- (при рН 7)
При наложении минимальной разности потенциалов к электродам в
первую очередь пойдет процесс, который характеризуется
наибольшим потенциалом.
ПРИМЕР. В водном растворе находятся катионы Сu2+ , K+, Zn2+, среда нейтральная.
Конкурирующие процессы на катоде |
Значения потенциалов с учетом перенапряжения электрода |
|
Pt-электрод |
Другие электроды (металлические или угольные) |
|
Cu2+ + 2e = Cu |
+0,34 |
+0,34 |
K+ + e = K |
-2,93 |
-2,93 |
Zn2+ + 2e = Zn |
-0,76 |
-0,76 |
2H2O + 2e = H2 + 2OH- |
-0,41 |
(-0,8)(-1) |
Если электролиз ведут с Pt-катодом, то при наложении минимальной разности потенциалов к электродам начнется процесс восстановления ионов меди, затем, по мере увеличения разности потенциалов, будет разлагаться вода. Катионы K+, Zn2+ восстанавливаться не будут.
Если катод из другого материала, то потенциал восстановления ионов водорода смещается в отрицательную область значений (см. ранее). Перенапряжение электрода при восстановлении катионов металлов минимальное, следовательно, реальные потенциалы близки к табличным. Ими и следует пользоваться. Тогда порядок разряда ионов будет следующим: медь – цинк- водород, а возможно и одновременное выделение цинка и водорода.
Ясно, что те металлы, у которых Е0 (Меn+/Me) B, не будут разряжаться на катоде из водного раствора (только из расплавов).
Анодные процессы – процессы окисления, протекают на (+). Из водных растворов солей окисляться могут:
а) анионы соли (бескислородные), 2Cl- - 2e = Cl2, 2J- - 2e = J2, 2Br- - 2e = Br2;
б) ионы кислорода из воды или гидроксильных ионов, 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ (рН 7),
4ОН- - 4е = О2 + 2Н2О (рН 7);
в) материал анода.Различают аноды нерастворимые (инертные) – угольные и Pt-электроды, и
растворимые – металлические электроды, которые при окислении растворяются, например,
Cu – 2e = Cu2+.
На аноде в первую очередь идут те реакци, которые характеризуются
наименьшими электродными потенциалами.
Кислород на всех электродах, кроме Pt, выделяется с перенапряжением,
Е(О2/2Н2О) +1,8 В (в любой среде).
Кислородсодержащие анионы NO3-, SO42- и др. при электролизе разбавленных
водных растворов, не участвуют в анодных процессах, поскольку
характеризуются очень высокими потенциалами. Вместо них идет процесс
разложения воды с выделением кислорода.
ПРИМЕР. Рассмотрим анодные процессы, протекающие при электролизе раствора NaCl , если анод
а) из Pt, б) угольный, в) цинковый (среда нейтральная).
А) Конкурирующие реакции: 2Cl- - 2e = Cl2 , E0 = +1,36
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, E = +0,815 - будет выделяться кислород.
Б) Конкурирующие реакции: 2Cl- - 2e = Cl2 , E0 = +1,36 – будет выделяться хлор
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, E = +1,8
В) Конкурирующие реакции: 2Cl- - 2e = Cl2 , E0 = +1,36
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, Е = +1,8
Zn – 2e = Zn2+ , E0 = -0,76 – будет растворяться электрод.
Метод электролитической очистки металлов.
ПРИМЕР. Рафинирование меди. (-) Cu раствор СuSO4Cu (+)
Катод (-) – из очищнной меди.
Анод (+) – черновая медь, содержит примеси, например Zn, Ag, Au и др.
Электродные процессы: (-) Cu2+ + 2e = Cu, E 0 = +0,34 – чистая медь осаждается на катоде
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- , E = -1
(+) SO42- - ионы не участвуют
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, Е = +1,8
Cu – 2e = Cu2+ , E 0 = +0,34 - растворение анода (черновой меди).
Рассмотрите самостоятельно поведение примесных металлов в ходе электролиза.
Коррозия металлов
Коррозия – это процес разрушения (окисления) металлов под воздействием окружающей среды. Различают два основных вида коррозии – химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия – это процесс окисления металла без участия элктрического тока (процессы окисления при высоких температурах, в диэлектрических средах).
Электрохимическая коррозия – это окисление металлов при обычных температурах в токопроводящих средах за счет электрохимических процессов.
К электрохимической коррозии относятся электрокоррозия (электролиз блуждающими токами) и гальванокоррозия (образование гальванопар при контакте металлов различной активности).
ПРИМЕР. Два металла Cu и Zn находятся в контакте в атмосфере влажного воздуха.
Рис.29.
Запишем условно гальванопару (+) Cu H2O, O2, CO2Zn (-)
Электродные процессы: (-) Zn – 2e = Zn2+ - начало работы гальванопары.
Освободившиеся электроны переходят на медь и на поверхности меди могут протекать следующие конкурирующие реакции:
(+) а) 2H+ + 2e = H2 (кислая среда образуется в результате
реакции СО2 + Н2О = Н2СО3)
коррозия с водородной
б) 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- деполяризацией
в) О2 + 4е + 2Н2О = 4ОН- – коррозия с кислородной деполяризацией
В литературе по коррозии термин деполяризатор означает – окислитель.
Выводы: 1) Из двух различных металлов, находящихся в контакте, корродирует более активный.
2) Коррозия цинка в контакте с медью идет значительно быстрее, чем коррозия чистого
цинка.
Методы защиты от коррозии.
Во-первых, различные защитные покрытия: смазки, краски, лаки, эмали, полимеры.
Во-вторых, электрохимические методы защиты – катодная защита и метод протекторов.
При катодной защите защищаемая деталь присоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, т.е. становится катодом (см. процессы электролиза). Электроны укрепляют кристаллическую решетку металла и он не разрушается в ходе электрохимических процессов.
Для любого металла протектором является более активный металл. Находясь в контакте с защищаемым металлом, протектор является отрицательным полюсом гальванопары и растворяется. Освобождающиеся электроны переходят в кристаллическую решетку защищаемого металла, укрепляют ее и расходуются на реакции, рассмотренные в разделе “Kоррозия металлов”.