ТЕМА 11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ (Г.Э.)
Лекции.ИНФО


ТЕМА 11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ (Г.Э.)



ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА (Х.И.Т.)

Г.Э. – устройство, состоящее из двух полуэлементов, в котором химическая энергия превращается в электрическую.

Полуэлемент – система, состоящая из металлической пластинки, опущенной в раствор собственной соли.

Цинковый и медный полуэлементы.

До замыкания цепи.

+ + + + + + + +   Zn2+ + SO42-
Zn
+ + + + + + + +   Zn2+ + SO42-
Cu

 
 

 


Zn/ZnSO4 Cu/CuSO4

Zn0 - 2ē ↔ Zn2+ (1) Cu0 - 2ē ↔ Cu2+ (2)

В обоих полуэлементах образуются электродные потенциалы, однако на цинке будет больший избыток электронов, т.к. он более активный металл, поэтому равновесие (1) в большей степени смещено вправо, чем равновесие (2).

Для замыкания цепи необходимы:

Проводник первого рода – металлическая проволока (для движения электронов по внешней цепи)

Проводник второго рода – стеклянная трубка, заполненная агар-агаром и KCl (электролитический мостик, по которому движутся анионы).

 

После замыкания цепи.

 

ē

  Zn2+
+
Zn (A) Cu (K)

           
   
   
    +  


SO42-

                   
   
   
       
 
       
 
 
 

 


ē

_

(A) Zn/ ZnSO4// CuSO4/ Cu (K)

Равновесие (1) и (2) нарушатся:

       
 
   


(1) (А) Zn0 - 2ē → Zn2+ (K) Cu2+ + 2ē → Cu0

 

 

Выводы:

1. Анод – электрод, на котором Катод – электрод, на котором

происходит процесс окисления: происходит процесс восстановления:

Активный металл (φ<); Неактивный металл (φ>);

Заряд , т.к. ионы Меn+ из металли – Заряд , т.к. ионы Меn+ переходят на

ческой решётки переходят в раствор; электрод из неактивного металла

Процесс – Ме0 – nē → Men+ - Процесс - Меn+ + nē → Ме0

избыток (ē) на (А). за счёт ē, которые перешли с анода.

                   
         
 


● ●

 

           
     
 
 


2. Расчёт ЭДС (Г.Э.)

ЭДС (электродвижущая сила) – разность потенциалов.

ЭДС = φ(К) – φ(А)

ЭДС = φ0Сu2+/Cu0 – φ0Zn2+/Zn0 (н.у.) = 0,34 – (- 0,76) = 1,1 В.

Для произвольных условий по уравнению Нернста.

ЭДС = (φ0Сu2+/Cu0 + 2,31·R·Tlg[Cu2+]) – (φ0Zn2+/Zn0 + 2,31·R·Tlg[Zn2+])

n·F n·F

ЭДС = (φ0Сu2+/Cu0 + 0,059/2·lg[Cu2+]) – (φ0Zn2+/Zn0 + 0,059/2·lg[Zn2+])

3. Г.Э. работает до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов (пока идут обе реакции).

 

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ».

 

Задача № 1

Рассмотрите работу гальванического элемента: Cu/CuCl2//CdCl2/Cd. Концентрация ионов: [Cu2+] = 0,1 M; [Cd2+] = 0,001 M

 

1.φрСu2+/Cu0 = φ0Сu2+/Cu0 + 0,059/2·lg[Cu2+] = 0,34 + 0,059/2·lg10-1 = 0,3103 В.

 

φрСd2+/Cd0 = φ0Сd2+/Cd0 + 0,059/2·lg[Cd2+] = - 0,4 + 0,059/2·lg10-3 = - 0,4885 B.

 

2.φрСu2+/Cu0 > φрСd2+/Cd0 => Cd – (A), Cu – (K).

 

ē

3. _

(A)Cd/ CdCl2// CuCl2/ Cu (K)

4. ē

+
  Cd2+
5. (A) Cd Cu (K)

           
   
   
 


Cl-

           
   
   
 
 

 

 


6.

(А) Cd0 - 2ē → Cd2+

 
 


(K) Cu2+ + 2ē → Cu0

 

7. ЭДС = φ(К) – φ(А) = 0,3103 – (-0,4885) = 0,7988 В

 

 

ТЕМА 12. ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах, опущенных в раствор или расплав электролита и подключённых к внешнему источнику постоянного тока.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

нерастворимый

расплавов растворов

растворимый

 

 

Электролиз расплавов солей

 

KatAn → Kat+ + An

 
 


Kat+ Катод: (вос-е) Анод: (ок-е) An

 

избыток (ē) от источника тока, к недостаток (ē), к нему подходят Аn¯,

нему подходят Kat+, которые при- которые отдают лишние

соединяют недостающие электро- электроны (окисляются) =>

ны (восстанавливаются) =>

катоданод

Katn+ + nē → Kat0 Ann‾ - nē → An0

Электролиз растворов солей

 

KatAn → Kat+ + An

 
 


Катод: (вос-е) Анод: (ок-е)

 

Kat++2О) An; ОН‾(Н2О)

 

Возможные процессы:

Katn+ + nē → Kat0 Ann‾ - nē → An0

2О + 2ē → Н20 + 2 ОН‾ 2Н2О - 4ē → О20 + 4Н+

В первую очередь восстанавливаются

те частицы, потенциалы которых боль-

ше

φр > ! φр <!

Газ (Н2) плотно облепил катод и затру- Газ (O2) плотно облепил анод и затру-

дняет разрядку последующих ионов, дняет разрядку последующих ионов,

поэтому потенциал смещается в более поэтому потенциал смещается в более

отрицательную сторону на величину положительную сторону на величину

перенапряжения этого газа, которое перенапряжения этого газа, которое

вычитается. прибавляется.

 

φрн2/2Н+ = – 0,059 · рН - ηН2 φрО2/ОН‾ = 1,23 – 0,059 · рН + ηО2

Ме(К) Ме(А)

Выводы:

1.В растворе электролита, кроме Kat+ и An, есть вода, поэтому имеет место конкуренция.

2.Последовательность разряда ионов на электродах зависит от величины электродных потенциалов процесса, которые рассчитываются по уравнению Нернста:

φрМеn+/Ме0 = φ0 – 0,059/n lg[Men+]

φрн2/2Н+ = – 0,059 · рН - ηН2

Ме(К)

φрО2/ОН‾ = 1,23 – 0,059 · рН + ηО2

Ме(А)

3. Особенности катодного процесса:

–ионы металлов, стоящих правее водорода в ряду напряжений (малоактивные металлы – Cu2+, Hg2+, Ag+, Au3+, Pt2+ и др.) восстанавливаются легче водорода.

–ионы металлов средней активности, стоящих в ряду напряжений от марганца до водорода (Mn2+, Zn2+, Cr3+, Fe2+, Cd2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+) восстанавливаются одновременно с водородом воды, что зависит от концентрации ионов металла.

–ионы активных металлов от алюминия и левее (Li+, Rb+, K+, Ba2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+) не восстанавливаются , а идёт восстановление водорода из воды.

2О + 2ē → Н20 + 2 ОН‾

 

4. Особенности анодного процесса:

а) если кислотный остаток не содержит кислорода, то он сам и окисляется (Cl, Br, I, S2-, CN‾).

б) если кислотный остаток содержит кислород (SO32-,NO3, PO43-, CO32- F), то кислотный остаток не окисляется, а окисляется кислород из воды

2О - 4ē → О20 + 4Н+

 

5. С количественной стороны электролиз подчиняется закону Фарадея:

m = Э·I·τ ; где

F

m – масса выделившегося на электроде вещества (г);

Э – химический эквивалент вещества (ЭМе = Ar/валентность);

I – сила тока (А);

τ – время (сек.);

F – число Фарадея (96500 Кл)

 

 









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 104;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная