- •Министерство сельского хозяйства Российской Федерации Уральская государственная сельскохозяйственная академия
- •Предисловие
- •Литература
- •Варианты самостоятельных заданий
- •1. Окислительно-восстановительные реакции. Свойства металлов.
- •Правила при определении степени окисления:
- •2. Электрохимия
- •2.1. Гальванические элементы
- •2.2. Коррозия металлов
- •2.3. Электролиз
- •2.3.1. Электролиз расплава
- •2.3.2. Электролиз раствора
- •2.3.3. Законы электролиза (законы Фарадея)
- •Задания для самостоятельной работы
- •620019, Екатеринбург, ул. К. Либкнехта, 42.
2. Электрохимия
Электрохимия изучает закономерности, связанные с превращением химической и электрической энергии.
2.1. Гальванические элементы
Гальваническим элементом называется прибор, в котором происходит превращение химической энергии в электрическую, за счет окислительно-восстановительной реакции, при отсутствии непосредственного контакта между веществами и переход электронов осуществляется с помощью металлического проводника.
Электродом гальванического элемента называется система, состоящая из металла, погруженного в раствор ионов этого же металла.
Электрод, на котором идет процесс окисления (отдача электронов), называется анодом. Электрод, на котором идет процесс восстановления (присоединения электронов), называется катодом.
Гальванические элементы изображаются в виде схем:
A ( - ) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu ( + ) K
A ( - ) Zn | ZnSO4 ( С, моль/л)|| CuSO4 (С, моль/л)| Cu ( + ) K
A ( - ) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu ( + ) K
A ( - ) Zn | Zn2+ (С, моль/л)|| Cu2+ (С, моль/л)| Cu ( + ) K
Электродные процессы выражаются уравнениями:
-
Zn0 – 2 e => Zn2+ (процесс окисления)
(К) Сu2+ + 2 e => Cu0 (процесс восстановления)
_________________________
Zn0 + Cu2+ => Cu0 + Zn2+ .
Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента равна разности электродных потенциалов:
ЭДС = катода – анода ,
причем катода > анода, то есть катодом является электрод, имеющий большее значение электродного потенциала, а анодом меньшее.
Электродным потенциалом, называется скачок потенциала, возникающий на границе между металлом и раствором.
Уравнение электродного потенциала (уравнение Нернста) при 250С:
= 0 + 0.059/ n . lq [ CMn+ ],
где – электродный потенциал, В;
Т - абсолютная температура, К;
n - валентность иона металла;
С – концентрация ионов металла в растворе; CMn+ = α . Cсоли
(α – степень диссоциации);
0 – стандартный (нормальный) электродный потенциал, он равен электродному потенциалу, когда концентрация ионов металла в растворе равна единице: С = 1 моль/л => lq 1 = 0 => = 0. Величины стандартных электродных потенциалов металлов определены экспериментально относительно стандартного водородного электрода (Pt) H2| H+(1 моль/л), потенциал которого условно принят равным нулю: 0 ( H2/ 2Н+ ) = 0.
Ряд металлов, расположенный в порядке возрастания электродных потенциалов, называется рядом напряжения.
|
Li/Li+ |
K/K+ |
Ca/Ca2+ |
Na/Na+ |
Mg/Mg2+ |
Al/Al3+ |
Mn/Mn2+ |
Zn/Zn2+ |
|
-3.05 |
-2.93 |
-2.87 |
-2.71 |
-2.36 |
-1.66 |
-1.18 |
-0.76 |
|
Cr/Cr3+ |
Fe/Fe2+ |
Cd/Cd2+ |
Co/Co2+ |
Ni/Ni2+ |
Sn/Sn2+ |
Pb/Pb2+ |
H2/2H+ |
|
-0.74 |
-0.44 |
-0.40 |
-0.28 |
-0.25 |
-0.14 |
-0.13 |
0 |
|
Cu/Cu2+ |
Ag/Ag+ |
Au/Au3+ |
|
+0.34 |
+0.80 |
+1.50 |
ПРИМЕР 1. Рассчитать при температуре 25 0С ЭДС медно-цинкового гальванического элемента, если концентрации сульфата цинка и сульфата меди равны соответственно 0.1 и 0.01 моль/л. Степень диссоциации каждой из солей принять равной 1 .
A ( - ) Zn | ZnSO4 ( 0.1 моль/л)|| CuSO4 (0.01 моль/л)| Cu ( + ) K
0 ( Zn | ZnSO4 ) = - 0.76 B; 0 (CuSO4 | Cu) = + 0.34 B.
CZn2+ = α . Cсоли = 1. 0.1 = 0.1 моль/л;
CCu2+ = α . Cсоли = 1. 0.001 = 0.01 моль/л;
( Zn | ZnSO4 ) = 0 ( Zn | ZnSO4 ) + 0.059/n lq [ZnSO4] = - 0.76 +
+ 0.059/2 lq 0.1 = - 0.76 + 0.059/2 ( -1 ) = - 0.79 B.
( Cu | CuSO4 ) = 0 ( Cu | CuSO4 ) + 0.059/n lq [CuSO4] = + 0.34 +
+ 0.059/2 lq 0.01 = + 0.34 + 0.059/2 ( -2 ) = + 0.28 B.
ЭДС = ( Cu | CuSO4 ) - ( Zn | ZnSO4 ) = 0.28 – (- 0.79) = 1.07 В .
ПРИМЕР 2. Чему равна ЭДС концентрационной цепи из водородных электродов, заполненных 0.01 и 0.001-нормальными растворами азотной кислоты при температуре 250С , если степень диссоциации принять равной 1 ?
(Pt) H2| HNO3(0.01 моль/л) || HNO3(0.001 моль/л)| H2 (Pt)
Учитывая, что [ H+] = α . [ HNO3] = 1 . [ HNO3], получим:
(Pt) H2| H+(0.01 моль/л) || H+(0.001 моль/л)| H2 (Pt)
При 250С : (H2| H+) = 0 (H2| H+) + 0.059/n . lq [ H+] .
1(H2| H+) = 0 (H2| H+) + 0.059/n . lq [ H+]1 = 0 + 0.059/1. lq 0.01 =
= 0 + 0.059 . (-2 ) = - 0.118 B,
2(H2| H+) = 0 (H2| H+) + 0.059/n . lq [ H+]2 = 0 + 0.059/1. lq 0.001 =
= 0 + 0.059 . ( - 3 ) = - 0.177 B,
ЭДС = 1(H2| H+) - 2(H2| H+) = - 0.118 – ( - 0.177) = 0.059 В.
Так как 1(H2| H+) > 2(H2| H+), то 1-й электрод является катодом, а 2-й – анодом:
(-) катод(Pt) H2| HNO3(0.01 моль/л) || HNO3(0.001 моль/л)| H2(Pt)анод(+)
ПРИМЕР 3. При какой концентрации ионов цинка ЭДС медно-цинкового гальванического элемента равна 1.1 В, если концентрации ионов меди в растворе 0.01 моль/л ?
A ( - ) Zn | ZnSO4 ( ? моль/л)|| CuS O4 (0.01 моль/л)| Cu ( + ) K
( Cu | CuSO4 ) = 0 ( Cu | CuSO4 ) + 0.059/n lq [CuSO4] = + 0.34 +
+ 0.059/2 . lq 0.01 = + 0.34 + 0.059/2 ( -2 ) = + 0.28 B.
ЭДС = ( Cu | CuSO4 ) - ( Zn | ZnSO4 ) = 0.28 – ( Zn | ZnSO4 ) = 1.1 В ,
Откуда ( Zn | ZnSO4) = 0.28 – 1.1 = - 0.82 В.
( Zn | ZnSO4 ) = 0 ( Zn | ZnSO4 ) + 0.059/n lq [ZnSO4] = - 0.76 +
+ 0.059/2 lq [ZnSO4] = - 0.82 B
откуда lq [ZnSO4] = ( - 0.082 + 0.76) / 0.0295 = - 2
C [ZnSO4] = 10-2 = 0.01 моль/л .
ПРИМЕР 4. На сколько изменится потенциал медного электрода, если раствор соли меди, в которую погружен электрод разбавить в 10 раз?
Учитывая, что С1/С2 =10 и
( Cu | CuSO4 ) = 0 ( Cu | CuSO4 ) + 0.059/n lq [CuSO4]
1 ( Cu | CuSO4 ) - 2 ( Cu | CuSO4 ) = + 0.059/2 . lq [C1/C2] =
= + 0.059/2 lq [10] = 0.0295 B.
ПРИМЕР 5. При какой концентрации ионов свинца, значение потенциала свинцового электрода, становится равным стандартому потенциалу водородного электрода?
( Pb | Pb2+) = 0 (Pb | Pb2+) + 0.059/n lq [ Pb2+] = 0 (H2| H+) = 0
( Pb | Pb2+) = - 0.13 + 0.059/2 lq [ Pb2+] = 0
lq [ Pb2+] = 0.13/0.03 = 4 , откуда [ Pb2+] = 104 моль/л.