Тема 1. I род электродных процессов. Электродные процессы и электродвижущие силы в гальванических элементах.

Цели, задачи:

На фактическом уровне получения знаний:

1. Предмет изучения электрохимии. Электродный потенциал металла, механизм его возникновения, способы измерения и зависимость от температуры и концентрации ионов. Ряд стандартных электродных потенциалов Н.Н. Бекетова, его использования в электрохимии.

2. Гальванический элемент как химический источник тока. Принципиальная схема. Анод и катод как проводники первого рода, анодный и катодный процессы в гальваническом элементе. Функции внешней и внутренней цепей.

3. Определение работы гальванического элемента.

На операционном уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Использовать ряд стандартных электронных потенциалов Бекетова;

2. Использовать уравнение Нернста для электродного потенциала и расчета величины работы гальванического элемента;

3. Описывать уравнения электродных реакций для гальванических элементов и аккумуляторов;

4. Определять работу гальванического элемента с использованием энергии Гиббса;

5. Характеризовать принцип работы концентрационного элемента.

На аналитическом уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Определять анодную и катодную области, используя значения стандартных и равновесных электродных потенциалов;

2. Определять направление перемещения электронов во внешней цепи;

3. Составлять гальванические элементы, как с использованием различных металлов так и концентрационные. Характеризовать работу аккумулятора;

4. Приводить формулу электрохимической цепи в ионной форме;

5. Определять Э.Д.С. электрохимической цепи как с помощью энергии Гиббса, так и на основании электродных потенциалов.

Фактический материал:

I. Электрохимия как наука, изучающая взаимопревращения химической и электрической энергии. Два рода проводников электрического тока: а) с электронным типом проводимости; б) с ионным типом проводимости.

II. Электродный потенциал (φ, В), механизм его возникновения. Стандартный водородный электрод. Способы измерения электродного потенциала, его зависимость от различных факторов, выражаемая уравнением Нернста , где - концентрации окисленной и восстановленной формы электрохимической системы, соответственно. По восстановительной способности все металлы характеризуются значениями стандартных электродных потенциалов , систематизированных Н. Н. Бекетовым по снижению восстановительной активности.

III. Гальванические элементы как устройства, в которых происходит превращение химической энергии самопроизвольно протекающих окислительно-восстановительных реакций в электрическую. Устройство, принцип действия и Э.Д.С (Е, В) как разность электродных потенциалов катода и анода Е = .

Электрохимическая запись гальванического элемента Якоби-Даниэля анод (-)Zn |ZnSO₄||CuSO₄|Cu(+) катод; электродные процессы:

а) на аноде:

б) на катоде:

Работа обратимого гальванического элемента соответствует изменению энергии Гиббса для данной окислительно-восстановительной реакции

∆ G⁰ = - n F.

Выводы по теме:

1. На границе металл – водный раствор соли металла, всегда возникает скачек потенциала, величина и знак которого зависят от природы металла, от концентрации раствора и температуры процесса.

2. Все металлы по их восстановительной способности располагаются в ряд стандартных электродных потенциалов Бекетова.

3. Используя любые два металла можно составить гальванический элемент как источник электроэнергии.

4. Э.Д.С. гальванического элемента будет тем больше, чем более различными по природе являются металлы, его составляющие.

Вопросы для самопроверки:

1. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислить Э.Д.С. элемента, написать уравнение электродных процессов, составить электрохимическую цепь.

2. Вычислить потенциал серебряного электрода в насыщенном растворе Ag Br ( Пр = 6∙10^-13), содержащем кроме того, 0,1 моль/л бромида калия.

3. Вычислить активность ионов H⁺ в растворе, в котором потенциал водородного электрода равен – 82 мВ.

4. Определить Э.Д.С. гальванического элемента

Ag|AgNO₃(0,001М)||Ag NO₃ (0,1М)|Ag

В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи?

5. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнение реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значение стандартных Э.Д.С.

6. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg²⁺ 0,1; 0,01 и 0,001 моль/л.

Тема 2. Электролиз

Цели, задачи:

На фактическом уровне получения знаний:

1. Электролиз, как окислительно-восстановительный процесс;

2. Катод и анод, их поляризация от внешнего источника, характер процессов и их последовательность;

3. Явление поляризации электродов и ее разновидности;

4. Количественные законы электролиза;

5. Прикладное значение электрохимических процессов.

На операционном уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Характеризовать электрохимическую систему;

2. Использовать значения окислительно-восстановительных потенциалов для решения вопроса о характере анодных и катодных процессов;

3. Описывать уравнение реакций анодного окисления и катодного восстановления с учетом явления поляризации;

4. Использовать законы Фарадея и выход по току для количественных расчетов.

На аналитическом уровне получения знаний:

1. Используя значения стандартных электродных потенциалов, определять окислитель, восстанавливающийся катодным током, и восстановитель, окисляющийся анодным током;

2. Описывать уравнения электродных реакций. Анализируя систему, формировать при необходимости вторичные продукты электролиза и приводить общие уравнения реакции;

3. Использовать законы Фарадея и выхода по току, определять массы первичных и вторичных продуктов.

Фактический материал:

I. Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс на электродах при протекании элекетрического тока от внешнего источника Э.Д.С. через раствор или расплав электролитов. В процессе электролиза электрическая энергия преобразуется в химическую, для совокупного окислительно-востановительного процесса ΔG>0.

II. Правила катодного восстановления и анодного окисления. Особенности электролиза с активным анодом.

III. Потенциал разложения, перенапряжение при электролизе, вызванное явлением поляризации электродов, т.е. сдвигом значения потенциала катода в отрицательную область, а анода в положительную. Поляризационные процессы классифицируются: а) концентрационная поляризация, возникающая за счет изменения концентраций ионов в приэлектродном слое; б) электро-химическая, вызванная изменением природы поверхности электродов в результате процесса.

IV. Количественные законы электролиза, I и II закон Фарадея, физический смысл постоянной Фарадея.

Повышенный расход электричества в реальных процессах характеризуется с помощью выхода по току.

V. Процессы электролиза используется в таких областях промышленности как: а) химическая (получение щелочей и газов, органический синтез и др.); б) металлургия (получение химически агрессивных металлов, в том числе и алюминия, получение металлов высокой чистоты, т.е. электрорафинирование металлов) в) гальванотехника ( гальваностегия и гальванопластика).

Особая область использования электрохимических процессов – это производство и эксплуатация химических источников электрического тока (ХИЭТ). Классификация ХИЭТ : а) однократного использования – гальванические элементы (сухие или наливные батареи); б) многократного использования – аккумуляторы (кислотные и щелочные); в) топливные элементы , работающие по принципу холодного горения.

Выводы по теме:

1. Электролиз – совокупность процессов, протекающих под действием постоянного электрического тока через систему, состоящую из электродов и электролита.

2. Катод – электронно-избыточный электрод, на котором восстанавливаются окислители электролита с наибольшим потенциалом. Анод – электронно-недостаточный электрод, под действием анодного тока окисляется восстановитель с наименьшим значением потенциала.

3. При наличии нескольких электролитов электролизу подвергается вещество с наименьшим потенциалом разложения.

4. В процессе электролиза формируются как первичные, так и вторичные продукты.

5. Реальные электрохимические процессы, как в гальванических элементах, так и при электролизе существенно отличаются от равновесных вследствие процессов поляризации.

6. Количественно электролиз описывается законами Фарадея и выходом по току.

7. Процесс электролиза используется в технике.

Вопросы для самопроверки:

1. Составить уравнение процессов, протекающих при электролизе расплавов NaOH и NiCl₂ c инертными электродами.

2. Составить схемы электролиза водного раствора хлорида цинка, если а) анод – цинковый; б) анод – угольный.

3. Имеется раствор, содержащий KCl и Cu(NO₃)₂. Предложить наиболее простой способ получения практически чистого KNO₃

4. При электролизе раствора CuCl₂ на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.). Найти массу меди выделившейся на катоде.

5. При электролизе водного раствора Cr₂(SO₄)₃током силой 2 А масса катода увеличилась на 8г. В течение какого времени проводили электролиз?

6. При прохождении через раствор соли трёхвалентного металла тока силой 1,5 А в течение 30 минут на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислить малярную массу атома металла.

7. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 6 А через раствор нитрата серебра в течение 30 минут при выходе по току 80%.