Основы электрохимии

  Изменение состава среды: удаление вредных примесей (например, удаление кислорода из воды увеличивает срок службы паровых котлов); применение замедлителей кислотной коррозии

Основы электрохимии

Методическое пособие

Химия

Другие методички по предмету

Химия

Сдать работу со 100% гаранией

Министерство cельского хозяйства Российской Федерации

Уральская государственная сельскохозяйственная академия

Кафедра химии

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

Методические указания для самостоятельной работы

 

 

 

 

 

 

студентов 1 курса факультета механизации

сельского хозяйства УрГСХА

 

 

 

 

 

Екатеринбург, 2001

Содержание

 

1. Гальванические элементы

2. Электролиз

2.1 Электролиз расплава

2.2 Электролиз раствора

2.3 Законы электролиза (законы Фарадея)

3. Химические источники тока

3.1 Свинцовый (кислотный) аккумулятор

3.2 Щелочные аккумуляторы

3.3 Топливные элементы

4. Коррозия металлов

4.1 Химическая коррозия

4.2 Электрохимическая коррозия

4.3 Защита от коррозии

Литература

 

Электрохимия изучает закономерности, связанные с превращением химической и электрической энергии. Электрохимия включает три основных раздела: электропроводность, электролиз, электродвижущие силы гальванических элементов.

 

1. Гальванические элементы

 

В окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от одних атомов или ионов к другим, при этом химическая энергия превращается в тепловую.

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.

Механизм гальванического элемента связан со структурой металла, в узлах кристаллической решетки которой находятся ионы. При погружении металла в воду, ионы, имеющиеся на поверхности, гидратируются полярными молекулами воды и переходят из пластинки в раствор, оставляя на пластинке электроны, которые заряжают ее отрицательно. Вследствие электростатического притяжения, ионы цинка из раствора притягиваются к цинковой пластинке, что препятствует дальнейшему переходу ионов цинка в раствор, устанавливается подвижное равновесие и образуется двойной электрический слой (ДЭС). Скачок потенциала, возникающий на границе между металлом и раствором, называется электродным потенциалом. Чем активнее металл, тем больше ионов переходит в раствор и тем больше величина отрицательного заряда. Так как цинковая пластинка заряжается отрицательно, то такой электродный потенциал считается отрицательным.

На медном электроде происходит иное явление: энергия электронно-ионной связи в медной пластинке больше, чем в цинке, поэтому катионы меди переходят из раствора на пластинку в большем количестве, чем с поверхности металла в раствор, и медная пластинка заражается менее отрицательно, чем цинковая, а прилегающий к ней слой жидкости отрицательно. Такой электродный потенциал считается положительным.

Электродом гальванического элемента называется система, состоящая из металла, погруженного в раствор ионов этого же металла.

При соединении медной и цинковой пластинок металлическим проводником ионы более активного металла (цинка) переходят в раствор,

адсорбируются на пластинке и электроны, имеющиеся в избытке на цинковой пластинке пойдут от цинковой пластинки к медной, в результате чего возникнет электрический ток. Электроны, попадая на медную пластинку, нейтрализуют ионы меди, имеющиеся в растворе и ионы меди осаждаются на медной пластинке. Уменьшение электронов на цинковой пластинке компенсируется переходом в раствор новых ионов цинка, нарушается ДЭС, при этом сульфат-ионы переходят от медной пластинке к цинковой.

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(-) Zn | ZnSO4 (С, моль/л) || CuSO4 (С, моль/л) | Cu (+) K(-) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu (+) K(-) Zn | Zn2+ (С, моль/л) || Cu2+ (С, моль/л) | Cu (+) K

 

Электродные процессы выражаются уравнениями:

 

  1. Zn0 - 2 e => Zn2+ (процесс окисления)

(К) Сu2+ + 2 e => Cu0 (процесс восстановления)

_________________________

Zn0 + Cu2+ => Cu0 + Zn2+.

 

В гальваническом элементе имеются 4 границы возникновения разности потенциала:

  • между первым металлом и раствором его соли возникает электродный потенциал (е 1);
  • между вторым металлом и раствором его соли возникает еще один электродный потенциал (е2);
  • на границе между двумя растворами возникает диффузный потенциал вследствие различия в подвижности ионов, который устраняется включением между растворами электролита, имеющего у обоих ионов одинаковую подвижность, чаще всего используют насыщенный раствор хлорида калия (солевой мостик);
  • на границе между двумя металлами из-за перехода электронов, возникает контактный потенциал, но его значение учитывается при определении электродного потенциала.

Таким образом, электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента равна разности электродных потенциалов:

 

ЭДС = екатода - еанода,

 

причем екатода > еанода, то есть катодом является электрод, имеющий большее значение электродного потенциала, а анодом меньшее.

Уравнение электродного потенциала (уравнение Нернста):

 

или e = e0 + 2.303. RT/ nF. lq [CMn+],

 

где е - электродный потенциал, В;

R - универсальная газовая постоянная, R = 8.31 Дж/ град. моль;

Т - абсолютная температура, К;

F - постоянная Фарадея, F = 96500 кулон;

n - валентность иона металла;

С - концентрация ионов металла в растворе; CMn+ = α. Cсоли

(α - степень диссоциации);

е0 - стандартный (нормальный) электродный потенциал, он равен электродному потенциалу, когда концентрация ионов металла в растворе равна единице: С = 1 моль/л => lq 1 = 0 => e = e0. Величины стандартных электродных потенциалов металлов определены экспериментально относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю: е0 (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+-0.74-0.44-0.40-0.28-0.25-0.14-0.130

Cu/Cu2+Ag/Ag+Au/Au3++0.34+0.80+1.50

Свойства ряда напряжений:

1. Чем меньше значение электродного потенциала, тем активнее металл, больше восстановительная способность атомов и меньше окислительная способность ионов: самым активным восстановителем из ряда напряжений является литий (Li), а самым активным окислителем ион 3-х валентного золота (Au3+).

. Каждый предыдущий металл вытесняет все следующие за ним из водных растворов их солей:

 

Zn + CuSO4 => ZnSO4 + Cu.

 

. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот:

 

Zn + 2 HCl => ZnCl2 + H2.

 

. В гальваническом элементе анодом является более активный металл, то есть стандартный электродный потенциал которого меньше:

 

A (-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+) K0 (Zn | ZnSO4) = - 0.76 B; e0 (CuSO4 | Cu) = + 0.34 B.0 (Zn | ZnSO4) < e0 (CuSO4 | Cu), следовательно Zn-электрод является анодом (-), а Cu-электрод - катодом (+).

 

Для приблизительных расчетов уравнение Нернста имеет вид:

 

е = е0 + 0.000198. Т/n. lq C = e0 + 2.10-4. T/n. lq C, где 2.303. RT/F =

= 2.303.8.31/96500 = 0.000198.

При 180С: е = е0 + 0.058/n. lq C;

При 250С: е = е0 + 0.059/n. lq C.

 

ПРИМЕР 1.1 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

e0 (Zn | ZnSO4) = - 0.76 B; e0 (CuSO4 | Cu) = + 0.34 B.Zn2+ = α. Cсоли = 1.0.1 = 0.1 моль/л;

CCu2+ = α. Cсоли = 1.0.001 = 0.01 моль/л;

е (Zn | ZnSO4) = е0 (Zn | ZnSO4) + 0.059/n lq [ZnSO4] = - 0.76 +

+ 0.059/2 lq 0.1 = - 0.76 + 0.059/2 (-1) = - 0.79 B.

е (Cu | CuSO4) = е0 (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 = е (Cu | CuSO4) - е (Zn | ZnSO4) = 0.28 - ( - 0.79) = 1.07 В.

 

ПРИМЕР 1.2 Чему равна ЭДС концентрационной цепи из водородных э

Лучшие

Похожие работы

1 2 3 4 > >>