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)

			+

SO₄^2-

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 = φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ – φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ (н.у.) = 0,34 – (- 0,76) = 1,1 В.

Для произвольных условий по уравнению Нернста.

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + ^2,31·R·Tlg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ + ^2,31·R·Tlg[Zn²⁺])

n·F n·F

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + 0,059/2·lg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/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.φ^р_Сu²⁺_/Cu⁰ = φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + 0,059/2·lg[Cu²⁺] = 0,34 + 0,059/2·lg10^-1 = 0,3103 В.

φ^р_Сd²⁺_/Cd⁰ = φ⁰_Сd²⁺_/Cd⁰ + 0,059/2·lg[Cd²⁺] = - 0,4 + 0,059/2·lg10^-3 = - 0,4885 B.

2.φ^р_Сu²⁺_/Cu⁰ > φ^р_Сd²⁺_/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 An^n‾ - nē → An⁰

Электролиз растворов солей

KatAn → Kat⁺ + An^‾

Катод: (вос-е) Анод: (ок-е)

Kat⁺;Н⁺(Н₂О) An^‾; ОН‾(Н₂О)

Возможные процессы:

Katⁿ⁺ + nē → Kat⁰ An^n‾ - nē → An⁰

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

В первую очередь восстанавливаются

те частицы, потенциалы которых боль-

ше

φ^р > ! φ^р <!

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.

φ^рн_2/2Н+ = – 0,059 · рН - η^Н2 φ^рО_2/ОН‾ = 1,23 – 0,059 · рН + η^О2

^{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:

φ^рМеⁿ⁺/_Ме⁰ = φ⁰ – 0,059/n lg[Meⁿ⁺]

φ^рн_2/2Н+ = – 0,059 · рН - η^Н2

^Ме(К)

φ^рО_2/ОН‾ = 1,23 – 0,059 · рН + η^О2

^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.

2Н₂О + 2ē → Н₂⁰ + 2 ОН‾

4. Особенности анодного процесса:

а) если кислотный остаток не содержит кислорода, то он сам и окисляется (Cl^‾, Br^‾, I^‾, S^2-, CN‾).

б) если кислотный остаток содержит кислород (SO₃^2-,NO₃^‾, PO₄^3-, CO₃^2- F^‾), то кислотный остаток не окисляется, а окисляется кислород из воды

2Н₂О - 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 (Э_Ме = Ar/валентность);

I – сила тока (А);

τ – время (сек.);

F – число Фарадея (96500 Кл)