Гальванический элемент

Гальванический элемент (ГЭ) – это прибор, который позволяет превратить энергию химической реакции в электрическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, соединенных между собой металлическим проводником. Электроды погружены в раствор электролитов, которые сообщаются друг с другом чаще всего через пористую перегородку. На каждом электроде происходит полуреакция (электродный процесс): на аноде – процесс окисления, на катоде – процесс восстановления.

Гальванические элементы изображаются в виде схем. Схема ГЭ, в основе которой лежит реакция:

Ме₁⁰ + Ме₂ⁿ⁺ = Ме₁ⁿ⁺ + Ме₂⁰,

изображается следующим образом:

(-) А Ме₁ / Ме₁ⁿ⁺ // Ме₂ⁿ⁺ / Ме₂⁰ К(+).

Анодом является более активный, катодом менее активный металлы:

процесс на аноде: Ме₁⁰ − nе = Ме₁ⁿ⁺;

процесс на катоде: Ме₂ⁿ⁺ + nе = Ме₂⁰.

Например, для реакции, протекающей в ГЭ:

Ni + 2AgNO₃ = Ni(NO₃)₂ + 2Ag

(φ⁰ Ni²⁺/ Ni = −0,25В; φ⁰Ag⁺ / Ag = 0,8В);

схема ГЭ имеет вид:

(-)А Ni / N(NO₃)₂ // AgNO₃ / AgК(+).

Процесс на аноде: Ni⁰ − 2е = Ni²⁺ 2 1

Процесс на катоде: Ag⁺+2е = Ag⁰ 1 2

Ni⁰ + 2 Ag⁺ = Ni²⁺ + 2Ag – суммарная токообразующая реакция.

Напряжение ГЭ (e⁰) при стандартных условиях рассчитывается по формуле

e⁰ = φ⁰_катода − φ⁰_анода,

где φ⁰_катода и φ⁰_анода − стандартные значения электродных потенциалов катода и анода.

При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение электродного потенциала определяется по уравнению Нернста.

φ⁰ Меⁿ⁺ / Ме = φ⁰ Меⁿ⁺ / Ме^{+0,059/n × lgC}_Меⁿ⁺,

где φ⁰Меⁿ⁺/ Ме и φ⁰ Меⁿ⁺ / Ме – соответственно электродный и стандартный электродный потенциалы металлов;

C _Меⁿ⁺ − молярная концентрация катиона металла в растворе, моль/л.

Значение электродного потенциала водорода рассчитывается по формуле:

Φ_2Н⁺ / _Н = − 0,059 рН.

Условие самопроизвольного протекания химического процесса при стандартных условиях является D _r G⁰ (298 К) < 0.

Взаимосвязь между изменением энергии Гиббса и напряжением ГЭ выражается формулой:

D r G⁰ (298 К) = − nFe⁰ = − 2,3 RT l g K.

Константа равновесия соответствующей окислительно-восстановительной реакции определяется по формуле:

К = 10 ^{n e / 0,059}.

Коррозия металлов

Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения металлов под действием агрессивной среды. По механизму взаимодействия металлов с агрессивной средой коррозию можно разделить на два типа: химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия представляет собой разрушение металлов вследствие непосредственного взаимодействия их с сухими агрессивными газами О₂, СО₂, SO₂, H₂S, NH₃, H₂ O (газовая коррозия) или с агрессивными компонентами в жидких неэлектролитах, например в нефтепродуктах.

При контакте металла с водой, растворами электролитов, влажными газами наблюдается электрохимическая коррозия – наиболее распространенный вид коррозии металлов.

Процессы, протекающие при электрохимической коррозии:

анодные: Ме⁰− nė = Меⁿ⁺;

катодные:2Н⁺ +2ė = Н₂ − водородная деполяризация.

О₂ + 4Н⁺ + 4ė =2 Н₂О

Количественно скорость коррозии характеризуется показателями коррозии:

• весовой показатель К _m = D m /t S, г/м² × ч,

где D m – масса металла, превратившегося в продукцию коррозии, г;

t − продолжительность коррозии;

S – площадь поверхности металла, м²;

• объемный показатель К _V = V /t S, см³/м² × ч,

где V – объем газа, выделяющегося и поглощающегося при коррозии, см³;

• глубинный показатель П = δ/t, мм/год,

где δ − глубина проникновения коррозии в металл, мм;

t − продолжительность коррозии, год.

Электролиз

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс разложения вещества (расплава или раствора электролита) под действием электрического тока.

Характер химических реакций (окисление на аноде и восстановление на катоде), протекающих при электролизе, определяется свойствами электролита, природой электродов и режимов процесса электролиза. В большинстве случаев электролиты представляют собой водные растворы или расплавы солей, кислот, оснований.

При электролизе электроды выполняются из инертных (нерастворимых) и активных (растворимых) материалов (металлические электроды).

При прохождении тока через расплав электролита катионы электролита под действием электрического тока движутся к катоду и восстанавливаются, а анионы движутся к аноду и окисляются.

В водных растворах кроме ионов самого электролита находятся также молекулы воды, способные восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде, а также ионы Н⁺ и ОН^-, относительная концентрация которых определяется средой. В этом случае при электролизе возможны конкурирующие реакции. Критерием, который определяет преимущество электрохимического процесса, служит стандартный электрический потенциал соответствующих равновесных систем. Чем выше потенциал, тем легче восстанавливается окисленная форма системы. Характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется положением соответствующих металлов в ряду напряжений.

Количественная характеристика электролиза выражается двумя законами Фарадея:

1 При электролизе различных химических соединений равное количество электричества выделяют на электродах массы вещества, пропорциональные молярным массам их эквивалентов.

2 Масса вещества, выделяющегося на электродах или разлагающегося при электролизе, прямо пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества.

Контрольные вопросы и задачи

1 Вычислить значение электродного потенциала водородного электрода в 0,05 М раствора гидроксида натрия.

2 Составить схему коррозийного ГЭ, возникающего при контакте меди с кобальтом в растворе соляной кислоты с кислородом. Написать уравнения электродных процессов и уравнение суммарной реакции процесса коррозии.

3 Составить схему коррозийного ГЭ, возникающего в атмосферных условиях при контакте железа с никелем. Написать уравнение электродных процессов и уравнение суммарной реакции процесса коррозии.

4 Вычислить потенциал водородного электрода с концентрацией ионов водорода в растворе, равной 0,04 моль/л.

5 Составить схему коррозийного ГЭ, возникающего при контакте свинца с алюминием в растворе разбавленной серной кислоты. Написать уравнение электродных процессов и уравнение суммарной реакции процесса коррозии.

6 Составить схемы двух ГЭ, в одном из которых никель служил бы катодом, а в другом – анодом. Для одного из них написать уравнение электродных процессов токообразующей реакции и рассчитать стандартное напряжение ГЭ.

7 Кобальтовый электрод погружен в 0,001 М раствора хлорида кобальта (II). Вычислить значение электродного потенциала кобальта.

8 Потенциал водородного электрода равен 0,59 В. Вычислить концентрацию ионов в растворе.

9 Составить схемы двух ГЭ, в одном из которых олово служило бы катодом, а в другом – анодом. Для одного из них написать уравнение электродных процессов токообразующей реакции и рассчитать стандартное напряжение ГЭ.

10 Составить схему коррозийного ГЭ, возникающего в атмосферных условиях при контакте железа с медью. Написать уравнение электродных процессов и уравнение суммарной реакции процесса коррозии.

11 Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса реакции, протекающей в ГЭ:

Сd / Сd²⁺ // Ag⁺ / Ag

при концентрациях (моль/л):

С_Сd⁺² = 0,001, С_Ag+ = 0,1.

Написать уравнение электродных процессов.

12 Гальванический элемент состоит из стандартного водородного электрода и водородного электрода, погруженного в раствор с рН = 12. Составить схему ГЭ, написать уравнение электродных процессов и рассчитать напряжение ГЭ.

13 Составить схему коррозийного ГЭ, возникающего при контакте магниевой пластины площадью 30 см² с никелевой в растворе разбавленной серной кислоты. Написать уравнение электродных процессов и суммарной реакции процессов коррозии. Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 20 мин. выделилось 3 см³ водорода (при нормальных условиях).

14 Составить схему ГЭ и написать уравнение электродных процессов. На основании изменения стандартных энергий Гиббса образования ионов рассчитать напряжение ГЭ и константу равновесия реакции, протекающей в ГЭ:

Сd⁰ + Cо²⁺ = Сd²⁺ + Cо⁰.

15 Определить массу вещества, выделяющегося на катоде при электролизе раствора сульфата меди (III) в течение 40 мин при силе тока 1,2 А. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный.

16 Определить силу тока, необходимую для выделения 1 г вещества на катоде при электролизе раствора нитрата серебра в течение 25 мин. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный.

_________________

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – Ленинград: Химия,

1984.

Врублевский, А. И. Задачи по химии с примерами решений /

А. И. Врублевский. – Минск: Юнипресс, 2005.

Задачи и упражнения по химии: учебно-методическое пособие / под редакцией В. Н. Яглова. – Минск: Высшая школа, 2003.

Слепнева, Л. М. Органическая химия: учебно-методическое пособие / Л. М. Слепнева. – Минск: Высшая школа, 2005.

Ерохин, Ю. М. Химия / Ю. М. Ерохин. – Москва: Химия, 2000.

СОДЕРЖАНИЕ

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ………………………………………..... 3

ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ …………………………………... 19

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ ………………………...... 28

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ………………………………………………... 36

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ …………………... 42

Гидролиз солей ……………………………………………………………. 54

Ионные реакции ……………………………………………………………. 59

Гальванический элемент …………………………………………………... 64

Коррозия металлов ………………………………………………………… 66

Электролиз …………………………………………………………………. 67

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ ………………………………………………………... 71

___________________

Учебное издание

С о с т а в и т е л ь

Борушко Нина Алексеевна

ХИМИЯ

Задачи и упражнения

Учебно-методическое пособие

Редактор

Т. А. Шабанова

Ответственный за выпуск

Н. Л. Рипинская

Подписано в печать 18.10.2011. Формат бумаги А4. Бумага офсетная. Гарнитура «Таймс».

Усл. печ. л. 4,2. Тираж 30 экз. Заказ № 298

Отпечатано в редакционно-издательском отделе

МГВАК

220096, г. Минск, ул. Уборевича, 77

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: