Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Потенциалы металлических и газовых электродов




eг.э. = jк - ja , где

jк – потенциал положительного электрода (в элементе катод);

ja – потенциал отрицательного электрода (в элементе анод).

Если потенциал одного из электродов принять равным 0, то относительный потенциал второго электрода будет равен ЭДС элемента.

Таким образом можно определить относительный потенциал любого электрода.

  Рис.16. Водородный электрод

В настоящее время за 0 принят потенциал стандартного водородного электрода (рис.16.)

Равновесие на водородном электроде:

2H+ + 2℮ = H2.

Для определения потенциалов электродов по водородной шкале собирают гальванический элемент, слева – водородный электрод, справа – измеряемый электрод:

H2, Pt | H+ || Меn+ | Ме

eг.э. = jп - jл .

Т.к. jл = 0 => eг.э.= jп = jМеn+/ Ме.

Используем уравнение (5):

 
 


RT

jМеn+/ Ме = j0Меn+/ Ме + ∙lnaМеn+

NF

уравнение Нернста для потенциала металлического электрода.

 

При Т = 298К, подставляя значения R и F, получаем

0,059

jМеn+/ Ме = j0Меn+/ Ме + ∙lgaМеn+

n

 

Для разбавленных растворов a » c.

j0Меn+/ Ме – стандартный потенциал металлического электрода.

 

Стандартным потенциалом металлического электрода называют потенциал этого электрода в растворе собственных ионов с активностью их, равной 1.

 

Ряд напряжений металлов:

Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe  
-3.02 -2.99 -2.92 -2.90 -2.89 -2.87 -2.71 -2.34 -1.67 -1.05 -0.76 -0.71 -0.44  
Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pd   Pt Au
-0.40 -0.29 -0.25 -0.14 -0.13 0.0 +0.20 +0.23 +0.24 +0.79 +0.80 +0.83 +1.20 +1.42

Водородный электрод: H2, Pt | H+

2H+ + 2℮ = H2. 0,059 a2H+

При Т = 298К уравнение Нернста: j2H+/H2 = ∙ lg

2 PH2

Учитывая, что lg aH+ = -pH => j2H+/H2 = -0.0295∙lg PH2 – 0.059pH.

Если PH2 = 1,

 
 


j2H+/H2 = -0,059PH

Кислородный электрод:O2, Pt | OH-

O2 + 2H2O +4℮ = 4OH-

 

При Т=298К уравнение Нернста:

0,059 PO2 ∙a2H2O

jО2H- = jоО2H- + ∙ lg

4 а4ОН-

 

0,059

Т.к. aH2О = const, то значение ∙lg a2H2O

введем в joO2/OH-:

 

PO2

jO2/OH- = joO2/OH- + 0,0147∙ lg , где

a4OH-

 

jоО2H- - стандартный потенциал кислородного электрода, равный 0,401 В.

KH2O

Учитывая аOH- = и lg aH+ = -PH, получаем

aH+

 

jО2H- = 1,23 + 0,0147∙lgPO2 – 0,059PH

 
 


Если PO2 = 1, то jО2H- = 1,23 – 0,059РН (рис.17).

 

+1,2 +1,2

+0,8 +0,8

+0,4 +0,4

0 0

-0,4 -0,4

-0,8 7 - 0,8

 

2 4 6 8 10 12 РН

Рис.17. Зависимость потенциалов водородного и кислородного электродов от РН среды при РН2 = 1 и РО2=1 (101 кПа)

 

ЭЛЕКТРОЛИЗ

 

Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника.

При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую.

Ячейка для электролиза, называемая электролизер, состоит из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока.

Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

Электролиз расплава NaCl:

NaCl ® Na+ + Cl-

 

 

к катоду к аноду

 

(-) Катод (восстановление): Na+ + ℮ ® Na0

(+) Анод (окисление): Cl- - ℮ ® ½Cl02

NaCl ® Na0 + ½Cl2

Электролиз водных растворов:

На катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим электродным потенциалом.

Катодные процессы:

Необходимо учитывать величину электродного потенциала процесса восстановления ионов водорода: j = -0,059∙РН.

В случае нейтральных растворов (РН = 7):

j = -0,059∙7 = -0,41В.

 

Поэтому:

1) при электролизе растворов солей, содержащих катионы металла, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем -0,41В, из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет восстанавливаться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова и после него);

 

2) при электролизе растворов солей, содержащих катионы металла, электродный потенциал которого значительно более отрицательный, чем -0,41В, металл восстанавливаться на катоде не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся щелочные, щелочноземельные, магний, алюминий, приблизительно до титана;

 

3) при электролизе растворов солей, содержащих катионы металла, электродный потенциал которого близок к величине -0,41В (металлы средней части ряда – Zn, Cu, Fe, Cd, Ni), в зависимости от концентрации раствора соли и условий электролиза (плотность тока, температура, состав раствора), возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; иногда наблюдается совместное выделение металла и водорода.

В кислых растворах: 2Н+ +2℮ ® H2­

В нейтральных или щелочных растворах: 2Н2О + 2℮ ® H2­ + 2OH-

Анодные процессы:

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан анод.

Материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным (нерастворимым) анодом и электролиз с активным (растворимым) анодом.

Нерастворимые аноды изготавливаются из угля, графита, платины, иридия.

Растворимые аноды изготавливаются из меди, серебра, цинка, кадмия, никеля и других металлов.

1) На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.

 

В щелочной среде: 4ОН- = О2 + 2Н2О + 4℮.

В кислой и нейтральной среде: 2Н2О = О2 + 4Н+ + 4℮.

Пример: 2SO2-4 = S2O2-8 + 2℮ jo = +2,01В

2H2O = O2 + 4H+ + 4℮ jo = +1,23В

2) При электролизе водных растворов бескислородных кислот и солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы. При электролизе растворов HI, HBr, HCl и их солей у анода выделяется соответствующий галоген.

Примеры

 

I. Электролиз с нерастворимым анодом водного раствора Na2SO4:

Na2SO4 ® 2Na+ + SO2-4

H2O = H+ + OH-

При РН = 7 j2H+/H2 = -0,41В.

Т.к. joNa+/Na = -2,71в << j2H+/H2, то на катоде будет выделяться водород.

На аноде будет выделяться кислород.

(-) Катод (восстановление): 2Н2О + 2℮ ®H2 + 2OH-

(+) Анод (окисление): Н2О – 2℮ ® ½O2 + 2H+

В растворе 2Н+ + 2ОН- = 2Н2О

Суммарная реакция: H2O = H2 + ½O2 (разложение воды).

 

 

II. Электролиз раствора NaCl:

NaCl ® Na+ + Cl-

H2O = H+ + OH-

joNa+/Na = -2,71В joCl2/2Cl- = +1,356В

j2H+/H2(PH=7) = -0,41В jO2/OH- = 1,23 – 0,059РН = +0,817В

 

(-) Катод (восстановление): 2H2O + 2℮ ® H2 + 2OH-

(+) Анод (окисление): 2Cl- - 2℮ ® Cl2

 

Выделение хлора противоречит взаимному положению систем в ряду стандартных электродных потенциалов. Эта аномалия связана со значительным перенапряжением второго из этих процессов - материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода.

2H+ + 2OH- + 2Na+ + 2Cl- ® H2 + 2Na+ + 2OH- +Cl2

Кроме Н2, Cl2, в результате реакций получают щелочь.

 

III. Электролиз раствора NiSO4 c никелевым анодом:

NiSO4 ® Ni2+ + SO2+4

H2O = H+ + OH-

joNi2+/Ni = -0,25В jO2/OH-(PH=7) = 1,23 – 0,059РН = +0,817В

j2H+/H2(PH=7) = -0,41В joSO42+4/S2O82- = +2,01В

joNi2+/Ni = -0,25в

(-) Катод (восстановление): Ni2+ + 2℮ ® Nio

(+) Анод (окисление): Ni0 – 2℮ ® Ni2+

Электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде.




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных