Типы электродов и цепей
В электрохимии различ-т химические электроды и цепи, концентрационные электроды и цепи и амальгамные электроды и цепи. Химические э-ды подраздел-я на эл-ды 1-го рода, э-ды 2-го рода и газовые э-ды.
1) Химические э-ды 1-го рода – металл, погружен-й в раст-р своей соли. Потенциалопределяющие ионы – катионы металла. {ФОРМУЛА…}
2) Химические э-ды 2-го рода. Чаще всего – хлорсеребряный эл-д. Ag | AgCl, KCl
Ag(тв)®Ag+ + к Ag+ + Cl- ®AgCl(тв). е Ag(тв) + Cl-« AgCl(тв) + к. Потенциалопределяющие ионы – анионы Cl. Me - nк®Men+ (окисл-е) Cl+ к® Cl- (восс-е)
3) Газовый эл-д (примеры: водород-й, кислор-й, хлор-й). Рассмотим работу газавого эл-да на примере водород-го.
Ѕ Н2 - к«Н+ { ФОРМУЛА }. f зависит не только от активности ионов в р-ре, но и от давления газов в газов-й фазе.
Концентрационные электроды и цепи.
Рис… При замыкании: в левом отделении концентрация катионов будет Ї, а в правом до тех пор, пока концентрации не уравняются ® работа прекратиться. ЕМеn++ nк ®Ме° - Ме0 - nк ®Меn+ . Если бедет поддерж-я разность концентраций, то элемент будет работать сколь угодно долго. {ФОРМУЛА…(Е=…)}. Если возникает отклонение концентрации, в рабочем отделении появиться ЭДС.
Амальгамные эл-ды и цепи.
Рис… Ѓ (Me-Hg)-nк ® Men++Hg ‚ Men++ nк+Hg®(Me-Hg) {ФОРМУЛА…(E=..)}
Окислительно-восст-е эл-ды и цепи.
В принципе, любой эл-д в э/химии является эл-дом окислительно-восст-м. Однако термин окислительно-восст-го принято считать также такой эл-д, материал которого не перинимает непосредственного участия в процессе.
Рис… 1) - Pt: Fe2+-к® Fe3+ 2) Е Pt: Fe3+ + к® Fe2+ Потенциал платинвого эл-да запишется так: {ФОРМУЛА…}
Существует подобно ряду напряжений ряд стандартных окислительно-восст-х потенциалов. Комбинируя окислительно-восст-е эл-ды из ряда, можно составлять гальванические цепи. Эл-ды, расположенные выше в ряду стандарт-х окислительно-восст-х потенц-ов будут заряжаться «-», ниже расположенные – «+». Очень часто в реакциях окисленияо-восстанов-я принимают участие ионы Н+ и они оказывают очень большое влияние на величину потенциала окислительно-восст-го эл-да.
{ ФОРМУЛЫ (две) }
72) Электролиз…
-это окисл-о – восстановит-й процесс, протекающий при прохождении пост-го тока через р-р или расплав электролита. Без подключения электродов к источнику = тока движение ионов хаотично беспорчдочно.
Катионы получают у катода недостающие е-ны, т.е. восстанав-я, аниионы окисляются. Т.о., протекание процесса э-за на катоде-восстанов-е, на аноде – окисл-е.
Пример: на аноде: на катоде:
Последовательность восст-я катионов на катоде и анионоав на аноде в водных р-рах.
Вода частично ионизирована. Все катионы с точки зрения порядка восстановления можно разделить на 3 группы. Общие правилаЖ на катоде в 1-ю очередь восстан-я тот катион, потенц-л которого более +
1-я групп катионов – с наименьшей алгебраической величиной станадартного электродного j (потенциала) т.е. катионы, которые имеют высокие отрицат-е значения стандартн-го электрод-го j. Это группа от Li до Al (включ-о). j° Li=-3,045 B; j° Al = -1,66 B При электро-зе вод-х раст-в, содержащих ионы метала в 1-й группе на катоде идет только 1-н процесс – восстановление катионов Н+.Ничего больше на катоде не выделяется
2-я группа катионов – со средней алгебраической велечиной станд-го электрод-го j. От Mn до Fe (Fe3+) j° Mn=-1,18B j° Fe=-0,036 B j° H=0
При эл-зе вод-х растворов, содерж-х ионы Ме 2-й группы на катоде идут одновременно 2 процесса: а)Men+ + nк® Me° б)2H++2к®H2
В раствор-х, содерж-х ионы Ме 2-й группы Н выделяется в сфере напряжения – идет восстановление Н с очень маленькой скоростью.
h= (m1/m2)*100% -- выход к потоку – отношение практически полученного на катоде вещ-ва к теоретически возможному, котороедолжно было бы выделиться по закону Фарадея. Для разных Ме h колеблеться в очень широких пределах. hZn@80% hNi@90% Cr=20%h
3-я группавкат-ов – с мах алгебраической велечиной станадартного электродного j - все Ме, расположенные в ряду напряжений ниже Н – от Cu2+ ® вниз. На катоде – только восстановление катионов Ме. Меn++ nк ®Ме°
Порядок окисления анионов на аноде.
На аноде в 1-ю очередь окис-я анион, j которого более отрицат-н. Возможны 2 случая: анод нерастворимый и раствор-й.
Нерастворимый (графит, уголь, Pt, Au, Ir, Pb). В 1-ю очередь на аноде окисл-ся анионы бескислород-х кислот. Если этих ионов нет , то тогда порядок окисл-я зависит от характера среды. Если среда щелочная, то окисляются анионы гидроксила. Если среда кислая или нейтральная, то имеет место прямое окисление воды и раст-р у анода преобретает щелочн-ю р-цию.
Растворимый. Имеет место процесс растворения Ме анода с образов-ем катионов Ме.
1) CuCl2, электроды угольные К катоду ® катионы Cu и катионы H+, но медь ® к 3-й группе,гдеидет процесс восстанов-я катионв Ме
Cu2+, H+, Cl-, OH-
катод: Cu2++ 2к ® Cu°
анод: 2Cl- - 2к ® Cl2
2) CuCl2, электроды медные
катод: Cu2++ 2к ® Cu°
анод: Cu - 2к ® Cu2+
3) водн. р-р K2SO4, угольные эл-ды
катод: 2H2O + 2к®H2+2OH- -строгая запись .Среда нейтральная. Идет окисление молекул Н2О
анод: H2O - 2к ®ЅO2 +2 H+ - идет разложение воды
73) Законы электролиза.….1-й закон:
При электролизе данного эл-та кол-ва веществ выделяющихся на электродах пропорцонально количестау прошедшего через электролит электричества. m=qIτ, m-масса вещ-ва, выделевшегося на электроде. q-эл. - химический эквивалент, λ. - υθμθχερκθι ύκβθβΰλενς,2-й закон:при электролизе различных электролитов одно и тоже кол-во электричества выделяет на электродах такие кол-ва веществ, которые пропорциональны хим. эквивалентам этих веществ. HCl. катод: Н(+)+eаH, анод: Cl(-)-ēаCl, чтобы получить 1 грамм-атом Н надо взять Na*1,6*10**-19=96500(Кл)=26,8Ач=1Ф(фарадей). (см.рис). Катод: Н(+)+eаН, 1г-ат:1Ф, 1г-ат.Н. Zn(2+)+2 ēаZn, 2Ф, ? г-ат. Zn. Fe(3+)+3 ē аFe, 3Ф, 1/3г-ат Fe. 1Ф –такое количество электричества, при прохождении которого на электроде выделяется 1г-экв. вещества. m=qIτη(доли единицы), q’[мг/Ас], q[мг/Ач]. доли еденицы), q’[мг/Ас], q[мг/Ач]. _охожд =U/qn. [Втч/г]. m-кол-во вещества за время τ. Для получения 1тонны Al-16000 кВт часов, Mg-13000-14000 кВт часов.