Электрохимический ряд напряжений металлов

Li Rb K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

№37. Теория гальванических элементов. Гальванический элемент Даниэля-Якоби.

Два метала погруженные в растворы своих солей отделенные друг от друга пористой перегородкой или электромостиком и соединён проводником образуют гальванические элементы, это устройство, в котором химическая энергия окислительное восстановительных процессов превращается в электрическую энергию, т.е. протекание процессов.

Возникновение электрического тока в элементах, является следствием электродного потенциала метала. Рассмотрим принцип гальванического элемента на примере Якоби.

Способность растворяться у Zn больше чем у Меди, поэтому концентрация избыточных элементов, на цинковом электроде будет больше, если соединить пластинки (электроды) проводником, то электроды с цинковой пластинки будут переходить по проводнику на медную пластинку. Этот переход нарушает равновесие на цинковой пластинке. На цинковом электроде происходит процесс окисления цинка, и этот переход называется анодом, на медном электроде будет происходить восстановительный процесс. Анод в гальваническом элементе имеет знак - , а катод знак +. При составлении схемы анод пишется слева, а катод с право, правило правого плюса.

А - Zn/ Zn²⁺ /Cu²⁺/Cu +K

- А: Zn⁰ -2e = Zn²⁺ — окисление

+ К: Сu²⁺ +2e =Cu⁰ — восстановление

Zn⁰ + Cu²⁺ = Zn²⁺+Cu⁰

При составлении гальванического элемента, анодом всегда является электродом у которого величина электродного потенциала меньше значения и катодом у которого электрический потенциал больше значения. При одинаковой концентрации растворов анодом всегда является пластинка из более активного метала. Зачем нужна пористая перегородка, или электролитический мостик. Назначение пористой перегородки или электролитического мостика, состоит в том чтобы в катодном пространстве не накапливались анионы, а в анодном пространстве чтобы не накапливались анионы. Иначе если не поставить электролитический мостик будет происходить концентрационная поляризация и процесс будет тормозится. Эффективность работы гальванического элемента характеризует величина ЭДС элемента.

№38.Зависимость электродного потенциала от концентрации. Уравнение Нернста.

Концентрационные гальванические элементы.

Величина электродного потенциала метала зависит от следующих факторов:

1) от природы метала;

2) от температуры;

3) от давления;

4) от равновесной концентрации гидроцированых ионов метала в растворе. Даная зависимость выражается уравнением Нернста.

Е _Ме/_Меⁿ⁺ = E⁰_Ме/_Меⁿ⁺ + RT/nF*ln[Меⁿ⁺-m H₂O]

F — постоянная Фарадея F=96500 Кл.

Если подставить все значения поставных для стандартных условий то уравнений будет:

Е _Ме/_Меⁿ⁺ = E⁰_Ме/_Меⁿ⁺ * 0,059/n * lg[Меⁿ⁺]

Из последнего уравнения Нернста можна записать уравнение для расчёта водородного электрода помещённого в кислату щёлочь или воду.

E_H2/2H+=E⁰_H2/2H+ + 0,059/n * lg [H⁺]

pH= - lg[H⁺]

Е _H2/_2H⁺ = - 0,059 pH

= -0,059*7 = -0,413 (В)

В гальваническом элементе электроды могут быть изготовлены не из различных металлов, а из одного и того же метала, эти электроны будут погруженными в одном элементе по в разности концентрации, такие элементы называются разно концентрационными.

Примечание: Анодом всегда является электродом опущенным в более разбавленный раствор, т.е. раствор с меньшей концентрацией.

№39.Расчет ЭДС гальванического элемента.

Эффективность работы гальванического элемента характеризует величина ЭДС элемента. ЭДС гальванического элемента, рассчитывается по разности катода и анода. ЭДС = E_катод – E_анод.

ЭДС всегда должна быть величина постоянная. Чем дальше стоят металлы электродов гальванического соединения, тем больше величина ЭДС при одинаковых концентрациях электродов. Если электроды погружены в однополярные растворы своих солей то их электронные потенциалы раствора…

ЭДС = E_катод – E_анод = +0,118В

ЭДС = 0,059/n * lg c₁/c₂ — расчёт ЭДС концентрационного гальванического элемента.

Примечание: Анодом всегда является электродом опущенным в более разбавленный раствор, т.е. раствор с меньшей концентрацией.

№40.Электролиз. Электролиз расплавов. Напряжение разложения. Перенапряжение.

Электролиз окислительный восстановительной процесс протекает при прохождении постоянного электролиза через раствор или расплав электролита. Для осуществления электролиза к отрицательному полису внешнего источника постоянного тока присоединяются электрод на котором будет происходить процесс восстановления катода, а к противоположном к полюсу подсоединяя. электрод на котором будет происходить процесс окисления (т.е. анод ) и оба эти электрода погружают в водный раствор или раствор электролита. Материал из которого изготовлены электроды должен проводить электрический ток. В качестве электродов могут использоваться либо металлические электроды, либо другие металлы., но проводящие электрический ток. При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию т.е. происходит процесс обратный процессу в гальваническом элементе. Но как и в случае гальванического элемента на катоде идёт реакция восстановления, а на аноде окисления. Во всех электрохимических процессах на аноде окисления всегда, а на катоде всегда восстановления. При электролизе анод имеет знак плюс, а катод знак минус — отличие.

Характер протекания электродных процессов пи электролизе зависит от состава электролита, материала электролитов, а также от режима электролиза. Катодное восстановление при электролизе т.е. реакции на катоде могут идти:

а) Восстановительные катионов до свободных атомов или молекул.

Ni²⁺ —2e = Ni⁰

2H⁺ —2e = H₂↑

б) Засечет восстановления молекул воды из электролита:

2H₂O +2e = H₂↑+2(OH)

№41.Электролиз водных растворов электролитов с инертными электродами.

При электролизе различают два вида электродов:

1) Инертные электроды (не растворимые и не активные электроды). Эти электроды не расходуются в процессе электролиза их назначение проводить электрический ток, электролиз происходит у поверхности этих электродов. Инертные электроды изготавливаются чаще всего из угля, графита или из благородных металлов: платано, золото серебро.

2) Активные электроды — эти электроды сами участвуют в процессе электролиза и расходуются в процессе электролиза. Растворимыми электродами могут быть металлы средней активности или неактивными металлами. Растворимым при электролизе является анод.

Существует три правила катодного восстановления при электролизе.

I правило:

Если электролизу подвергается водный раствор соли не активного метала, метала стоящего в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы этого метала.

Cu²⁺ —2e = Cu⁰

Meⁿ⁺ —2e = Me⁰

II правило:

Если электролизу подвергается водный раствор соли метала высокой активности, металлы: литий, алюминий то на катоде происходит восстановление волы и выделяется водород.

2H₂O+2e=H₂ ↑ + 2(OH)

Катионы Meⁿ⁺ в этом случае не восстанавливаются т.к. потенциал их восстановления намного больше чем потенциал восстановления воды.

III правило:

Если электролизу подвергается водный раствор соли метала средней активности (после Al до H ) то на катоде происходит две реакции, восстановление катионов метала и восстановление молекул воды.

Meⁿ⁺ +ne = Me⁰

2H₂O +2e = H₂↑+2(OH) ^-

Анодное окисление при электролизе идёт по двум правилам:

1) Правило:

Если анод кислотный остаток без кислородной кислоты, в своём составе, анион, не содержит атомов кислорода.

Cl ^- , Br ^-, I ^- , S ^2- кроме F ^–

То на аноде окисляются эти анионы:

S^2- —2e = S⁰

2Cl^- —2e = Cl₂↑

2) Правило:

Если анионы содержат в своём составе кислород, например NO₂ ^-,

NO₃ ^-, SO₄ ^2- и другие и фторид ионы (F ^- ) то на аноде идёт реакция окисления воды с выделением кислорода.

2Н₂О — 4e=O₂↑+4H⁺

№42.3аконы Фарадея. Выход вещества по току.

Количественные характеристики процессов при электролизе регулируются или устанавливаются двумя законами Фарадея.

Законов Фарадея два:

1

m = K_эQ = KэIt

) Масса вещества выделяющегося на электроде, прямопропорциональна количеству электричества прошедшему через раствор или расплав электролита.

t — время

Q — количества электричества; Q = I*t

I — сила тока в Амперах;

К_э — коэффициент, он равен массе вещества выделяющегося при электролизе при прохождении электричества.

2) При прохождении одинакового количества электричества через растворы или расплавы различных электролитов массы веществ выделяющиеся на электродах, пропорциональны их эквивалентным массам этих веществ или электролитическим эквивалентам. Рис:1

Э

кспериментально было

установлено что для

выделения при электролизе

одной эквивалентной массы

л

юбого вещества, необходимо

пропустить 96500 Кл электричества.

F =96500 Кл — постоянная Фарадея.

Т

огда

Если на электроде при электролизе выделяется газообразное вещество, то тогда закон Фарадея можно записать в следующем образе: рис:2

На практике при электролизе почти всегда выделяется меньше вещества чем это следует из расчётов Фарадея. Причиной такого явления является то что наряду с основными процессами могут идти побочные (или параллельные) процессы.

Показателем эффективности использованием электроэнергии при электролизе является выход по току η «это». Это отношение фактически выделившегося, к теоретически рассчитанному:

— выход потока для твёрдых веществ

— для газа

№43.Электролиз с растворимым анодом. Практическое применение электролиза.