Элемент Даниэля-Якоби

При замыкании внешней цепи самопроизвольно идут следующие процессы:

1.Цинк, элект. Потенциал которого <0, посылает в р-р большее число катионов чем медь, потенциал котрой положителен и активность очень мала, следовательно плотности электронов в цинковой пластине много выше и электроны с нее будут переходить по внешней цепи на медную.

2.Медь, получая электроны будет их отдавать своим катионам, находящимся у ее поверхности в р-ре, т е. металлическая медь будет осаждаться на электроде.

Таким образом, самопроизвольно на гальваническом электроде происходит процесс, который наз-ся окислением или растворением.

Zn-2ӗ→Zn²⁺

Zn – анод

На медном электроде Cu²⁺+2ӗ→Cu – осаждение или восстановление

Cu – катод

Суммарный токообразующий процесс

А: Zn-2ӗ→Zn²⁺

К: Cu²⁺+2ӗ→Cu

Zn+Cu²⁺→Zn²⁺+Cu

3.В левой части освобождаются ионы SO₄^2-, а в правой ионы Zn^2+. Ионы SO₄^2- переходят в правую часть.

Процессы будут продолжаться до тех пор, пока на катоде не высадится вся медь или не весь цинк.

Таким образом, ГЭ – это устройство в котором в результате протекания окислительно-восстановительных реакций возникает электрический ток.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС ГЭ)

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента наз-ся ЭДС элемента.

Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

ЭДС обозначается Е=_К-_А

Расчет ЭДС

Если Z_К≠Z_А, то нужно по отдельности рассчитать _К и _А, если Z_К=Z_А=Z, то Е=°+

°=°_К-°_А

Как записывается гальваническая цепь.

Гальваническая цепб, элект. цепь, гал. эл – синонимы.

(А)Zn/ZnSO₄//CuSO₄/Cu(K)

А: Zn-2ӗ=Zn²⁺

K: Cu²⁺+2ӗ→Cu

Zn+Cu²⁺→Zn²⁺+Cu

(A)Fe/Fe²⁺//H⁺/Pt,H₂(K)

(A) Pt,H₂/NaOH//H₂O/Pt,O₂(K)

Чтобы вычислить ЭДС ГЭ и ответить на вопрос, будет ли она работать, нужно:

1.Расчитать потенциалы электродов. Электрод с более высоким потенциалом – катод, другой – анод.

2.Рассчитать ЭДС (она должна быть больше 0)

3.Составить схему цепи электродной реакции токообразующую реакацию.????

Связь химической или электрической работы

Если на электродах превращается один моль эквивалентов в-ва, то по закону Фарадея через систему протекает один Фарадей электричества или 96500 Кл, т.е. заряд одного моль электронов. При превращении одного моль в-ва электричество протекает в Z раз больше, т. е. Z Фарадеев электричества.

Электрическая работа равна произведению разности потенциалов на кол-во электричества и при превращении одного моль в-ва в ГЭ равна W=ZFE

С другой стороны, максимальная полезная работа, которую может совершить система при протекании реакции при р=const равна изменению энергии гипса W= -G, тогда это ур-ие - ур-ие связи химической и электрической энергии.

Из этого ур-ия следует, что процесс самопроизвольно идет в прямом направлении если ЭДС>0 (Е>0), если Е<0, то в обратном.

Задача:

1.Анод образованпогружением никиелевой пластины в р-р с С(Ni²⁺)=10^-4 M, T=298 K, °(Ni²⁺/Ni)=-0,25 В

а)Подберите к аноду катод

Pb²⁺/Pb(°= -0,13 B), Cr²⁺/Cr(°= -0,913 B), Zn²⁺/Zn(°= -0,76 B)

б)Составьте схему ГЭ-та из этих электродов

в)Напишите ур-ие электродного и токообразующего процессов в полученном ГЭ-те.

г)Рассчитайте ЭДС ГЭ-та.

Потенциал рассчитывается по ур-ию Нернста ₌ + = -0,25+ = -0,368 B

a)_K>_A

Pb – катод

б)А: Ni-2ӗ→Ni²⁺

K: Pb²⁺+2ӗ→Pb

Ni+Pb²⁺→Ni²⁺+Pb

г) Е=_к-_а= -0,13+0,368=0,238 В

2.Т=298К

Mn/Mn²⁺(1 M), °(Mn²⁺/Mn)= -1,18 B

Tl/Tl⁺(10-2 M), °(Tl⁺/Tl)= -0,37 B

₌ + = -0,37+ = -0,488 B

Определите какой является анодом, а какой катодом.

а)Mn – анод; Tl - катод

б)Составьте схему ГЭ-та из этих электродов

(А)Mn/Mn²⁺(1 M)//Tl⁺(10^-2M)/Tl(K)

в)А: Mn-2ӗ→Mn²⁺

K: Tl⁺+ӗ→Tl /*2

Mn+2Tl⁺→Mn²⁺+2Tl

г)Рассчитайте ЭДС ГЭ-та

Е=_к-_а= -0,488+1,18=0,692 В

Задача:

Вычислите ЭДС Г-та, составленного из водородного электрода в р-ре HCl c концентрацией 0,1 моль/л и электрода из меди в 0,01 М р-р CuSO₄. Напишите схему…..

HCl, C=0,1 моль/л

С_H+=N_H+*α*C_к-ты=0,1 моль/л

pH=-lgC_H+=1

= -0,059*1=0?059 B

₌ + = -0,34+ = 0,281 B

Е=_к-_а= -0,281+0,059=0,34 В

(А)Pt, H₂/HCl(0,1 M)//CuSO₄(0,01 M)/Cu(K)

А: H₂-2ӗ→2H⁺

K: Cu²⁺+2ӗ→Cu

Cu²⁺+H₂→Cu+2H⁺

Концентрационный эл-т

Состоит из 2-х одинаковых электродов, опущенных в р-ры одного и того же электролита, но разных концентраций.

Источником эл. тока в таком эл-те служит работа переноса электролита из более концентрированного р-ра в более разбавленный.

(А) Ag/Ag⁺(Ca)//Ag⁺(C_k)/Ag(K)

Е>0 C_к>C_а

Реакции на электродах:

А: Ag-ӗ→Ag⁺

K: Ag⁺+ӗ→Ag

Ag+Ag⁺→ Ag⁺+ Ag

Задача:

Г-ая цепь составлена магниевыми электролитами, погруженными в 0,001 н и 2М р-ры сульфата магния. Вычислите ЭДС цепи, напишите схему и электродные процессы.

(А) Mg/MgSO₄(0,0005 M)//MgSO₄(2 M)/Mg(K)

А: Mg-2ӗ→Mg²⁺

K: Mg²⁺+2ӗ→Mg

Mg+Mg²⁺→ Mg²⁺+ Mg

Коррозия металлов

Коррозия – разрушение металлов в результате их физикохимического взаимодействия с окружающей средой.

Ржавеет только железо, остальные металлы кородируют.

Коррозия – самопроизвольный процесс, протекает с уменьшением энергии Гипса.

Химическая энергия реакции коррозионного разрушения металлов выделяется в виде теплоты и рассеивается в окружающей среде.

Типы коррозии

Зависят от характера внешней среды с которой взаимодействуют металлы.

Различают химическую и электрохимическую

Химическая коррозия:

Характерна для сред, не проводящих электрический ток.

Сущность коррозии этого типа сводится к прямой окислительно-восстановительной реакции, проходящей между металлом и окислителем окружающей среды.

По условиям протекания эту коррозию различают на:

1.Газовую

Окислитель – сухие газы (обычно при высоких температурах)(образование окалины в среде кисл)

2.Разрушение стали в атмосфере водорода

3.Разрушение металлов при взаимоотношении с агрессивными газами.

Коррозия в р-рах не электролитов

Таким образом, химическая коррозия – это прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем.

Электрохимическая коррозия:

При этом типе коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем добавлением в отличии от химической коррозии пространственно разделена, а именно на одном участке происходит анодное растворение металла, на другом катодное восстановление окислителей. ????????????????

При этом возникает перемещение электронов с анодного участка на катодный, т.е. образуются коррозионные токи.

Расстояние между этими участниками не велико.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость, она может протекать в:

1.в р-рах электролитов, это практически все водные среды, и природные и искусственные ???

2.в атмосфере любого влажного газа

3.в почве

Для чего нужна токопроводящая среда?

1.Прежде всего для прохождения электродных процессов.

Поскольку электродный потенциал имеет место только в р-ре или влажной среде, кор-ия не возникает, пока металл остается сухим

2.Часть ионов среды принимает участие в электродных процессах.

Не участвующие в этих процессах ионы среды, способствуют передаче электронов, т.е. делают среду более токообразующей.

Механизмы электрохимической коррозии

Коррозия металла в средах, имеющих ионную проводимость протекает через анодное окисление металла. А: Me-Zӗ→Me^Z+ и катодное восстановление окислителя К:Ох+Zӗ→Red

Окислителем в окружающей среде яв-ся кислород; а если среда влажная – H⁺

Ox=O₂ и H⁺

Коррозия с участием кислорода как окислитель наз-ся коррозией с кислородной деполяризацией.

Кислородная деполяризация:

А: Me-Zӗ→Me^Z+

pH≥7

K: O₂+2H₂O+4ӗ→4OH^-

pH<7

K: O₂+4H⁺+4ӗ→2H₂O

Коррозия с участием катионов водорода как окислителя наз-ся коррозией с водородной деполяризацией

Водородная деполяризация:

А: Me-Zӗ→Me^Z+

pH≥7

K: 2H₂O+2ӗ→Н₂↑+2OH^-

pH<7

K: 2H⁺+2ӗ→H₂↑