ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Бийский технологический институт (филиал)
государственного образовательного учреждения
высшего профессионального образования
«Алтайский государственный технический университет
имени »
, ,
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Методические рекомендации по выполнению лабораторной
работы по курсу «Химия» для студентов, обучающихся
по направлениям подготовки 260601 всех форм обучения
Бийск
Издательство Алтайского государственного технического университета
им.
2008
УДК
Разработано в соответствии с Государственным образовательным стандартом ВПО для направления подготовки 200106 на основе
рабочей программы дисциплины «Химия»
Рецензент: доцент кафедры ПАХТ БТИ АлтГТУ,
к. т.н.
Работа подготовлена на кафедре общей химии и экспертизы товаров
Сакович, Г. Г.
Электрохимические процессы: методические рекомендации по выполнению лабораторной работы по курсу «Химия» для студентов, обучающихся по направлениям подготовки 260601 всех форм обучения / , , ; Алт. гос. техн. ун-т, БТИ. – Бийск: Изд-во Алт. гос. техн. ун-та, 2008. – 42 с.
Методические рекомендации содержат основные сведения об электрохимических процессах и электролизе, а также описание мето-дики и правил проведения лабораторной работы.
УДК
Рассмотрены и одобрены на заседании кафедры
общей химии и экспертизы товаров.
Протокол № 70-05/11 от 01.01.2001 г.
ã , , 2008
ã БТИ АлтГТУ, 2008
 |
СОДЕРЖАНИЕ
Введение………………………………………………………………… | 4 |
1 Теоретическая часть…………………………………………………. | 5 |
1.1 Основные определения…………………………………………. | 5 |
1.2 Разность потенциалов на фазовых границах………………….. | 5 |
1.3 Гальванический элемент Даниэля–Якоби……………………… | 7 |
1.4 Стандартные потенциалы………………………………………. | 9 |
1.5 Электрохимический ряд…………………………………………. | 13 |
1.6 Уравнение Нернста………………………………………………. | 14 |
1.7 Зависимость протекания окислительно-восстановительных | 16 |
1.8 Понятие электролиза……………………………………………. | 18 |
1.9 Закономерности электролиза растворов электролитов……….. | 19 |
1.10 Законы электролиза……………………………………………. | 22 |
2 Экспериментальная часть……………………………………………. | 24 |
2.1 Изготовление медно-цинкового гальванического элемента…. | 24 |
2.2 Изготовление концентрационного гальванического | 24 |
2.3 Электролиз водного раствора иодида калия..………………….. | 25 |
2.4 Электролиз водного раствора хлорида меди…………………… | 25 |
2.5 Содержание отчета по работе…………………………………… | 25 |
3 Техника безопасности……………………………………………….. | 27 |
4 Контрольные вопросы для допуска к лабораторной работе………. | 28 |
5 Контрольные вопросы для защиты лабораторной работы………… | 29 |
Тесты для самоконтроля……………………………. | 30 |
Основные термины и определения…………………. | 36 |
Таблица стандартных электродных потенциалов…. | 39 |
Титульный лист………………………………………. | 40 |
Литература……………………………………………………………… | 41 |
ВВЕДЕНИЕ
Очень многие химические реакции протекают с выделением химической энергии, которая может переходить в другие формы энергии: тепловую, световую, механическую, электрическую и др. Тщательное изучение всевозможных химических процессов показало, что возможен и обратный переход этих видов энергии в химическую.
Электрохимия − это наука, которая рассматривает физико-хими-ческие свойства ионных проводников, а также явления, имеющие мес-то на границах контакта ионных проводников с электронными провод-никами или полупроводниками.
Вещества делятся на две группы: плохо проводящие электричес-кий ток, или изоляторы, и хорошо проводящие ток, или электрические проводники. В свою очередь электрические проводники бывают двух типов: металлические, или электронные проводники, и электролиты.
В металлических проводниках электрический ток переносят под-вижные электроны атомов металла. Перенос электричества в электро-литах осуществляется ионами. Ионы представляют собой атомы или группы атомов, которые отдали или приняли электроны, в результате приобрели положительный или отрицательный электрический заряд. Положительные ионы движутся по направлению тока, а отрицательные − в противоположном направлении.
В настоящем пособии будут описаны химические реакции, в ко-торых участвуют ионы, и сопутствующие им электрические явления.
Соли, кислоты и основания объединяются в обширный класс электролитов. Электролиты являются электрическими проводниками только в растворе, а некоторые из них (соли и некоторые основания) − и в расплаве.
Растворы и расплавы содержат положительные и отрицательные ионы, каждый из которых несет один или несколько электрических зарядов, причем число положительных и отрицательных зарядов оди-наково. Положительные ионы названы катионами, а отрицательные анионами.
При прохождении электрического тока через электролит проис-ходит перенос вещества; при этом изменяется концентрация раствора и на электродах выделяются соответствующие вещества. Этот процесс называется электролизом, т. е. превращение электрической энергии в химическую энергию.
1 ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1.1 Основные определения
Электрохимическими называют процессы непосредственного превращения химической энергии в электрическую и обратно. Их мож-но разделить на две группы:
1) процессы превращения химической энергии в электрическую (химические источники тока: работа гальванических и топливных элементов, разрядка аккумулятора);
2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз, электрохимическая коррозия, зарядка аккумулятора и др.).
Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником.
Ионным проводником (проводник 2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электроды за-мыкаются металлическим проводником.
Электрод, на котором происходит окисление, называют анодом, электрод, на котором происходит восстановление, − катодом. Элект-роны, образующиеся в процессе окисления на аноде, перемещаются по внешней цепи к катоду, на котором они участвуют в процессе вос-становления.
Электрохимические цепи – системы, состоящие из двух электро-дов, помещенных в раствор электролита или в два разных раствора, находящихся в контакте друг с другом.
1.2 Разность потенциалов на фазовых границах
Процессы непосредственного превращения химической энергии в электрическую и обратно происходят в электрохимических системах, состоящих из электролитов и электродов.
Между компонентами фаз происходит реакция (электродный процесс), сопровождающаяся переходом электрических зарядов из одной фазы в другую и возникновением скачка потенциала на границе их раздела.
Существует несколько теорий, объясняющих механизм возник-новения скачка потенциала на границе раствор−металл. Наиболее со-вершенной является сольватационная теория электродного потенциала,
основы которой высказаны , затем развиты
. Согласно этой теории скачок потенциала на границе раствор−металл обусловлен двумя процессами: 1) диссоциацией атомов металла на ионы и электроны внутри металла; 2) сольватацией ионов металла, находящихся на его поверхности, при соприкосновении его с раствором, содержащий молекулы растворителя:
Me ↔ Mez+ + ze−
Mez+ + nL ↔ Mez+∙nL
Me + nL ↔ Mez+∙nL + ze−
Каждая стадия имеет определенную энергетическую характерис-тику: для первой – это работа выхода катиона UMe, для второй – энергия сольватации Usol. При Usol > UMe начальный процесс будет заключаться в переходе металла в раствор:
Me + nL ↔ Mez+∙nL + ze−
Если Usol < UMe, то начальный процесс будет представлять собой выделение металла из раствора:
Mez+∙nL + ze− ↔ Me +nL
В результате раствор вблизи металла приобретает электрический заряд, противоположный по знаку заряду самого металла. Образуется, как принято говорить, двойной электрический слой, и возникает элект-рическая разность потенциалов (скачок потенциала) между металлом и раствором.
Толщина этого слоя в растворе зависит от концентрации раст-вора, от заряда металла и от температуры, его часто называют диффуз-ным слоем. Если металл при погружении в раствор заряжается поло-жительно, то в диффузном слое концентрация катионов будет пони-жена, а анионов – повышена по сравнению с концентрацией их в растворе.
Таким образом, при погружении металла в воду или в раствор, содержащий ионы данного металла, на поверхности раздела
металл–раствор образуется двойной электрический слой и возникает разность потенциалов (скачок потенциала) между металлом и раствором. Величина этой разности потенциалов зависит от свойств металла и раствора, в особенности от концентрации ионов металла в растворе и от характера взаимодействия между частицами в двойном электрическом слое (рисунок 1).
Рисунок 1 – Разность потенциалов на фазовых границах
1.3 Гальванический элемент Даниэля–Якоби
Гальванический элемент можно определить как прибор для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую за счет пространственного разделения про-цессов окисления и восстановления.
Простая электрохимическая ячейка, называемая гальваническим элементом Даниеля−Якоби, представлена рисунке 2.
Рисунок 2 – Гальванический элемент Даниэля−Якоби
Гальванический элемент Даниэля−Якоби состоит из двух поло-вин, называемых полуэлементами или полуячейками, одна из которых содержит медную полоску, погруженную в водный раствор сульфата меди (II), а другая содержит цинковую фольгу, помещенную в водный раствор сульфата цинка (II). Растворы соединены друг с другом соле-вым мостиком, содержащим желатин с раствором хлорида калия или нитрата калия, что позволяет ионам перемещаться между двумя полуэлементами, но не способствует слишком быстрому перемешиванию растворов, содержащих ионы меди (II) и цинка (II). Металлические полоски соединяются электропроводящей проволокой, а в цепь может быть включен вольтметр.
Каждый из металлов (Zn, Cu) может выделить в раствор то количество ионов, которое отвечает равновесию его с раствором:
Zn ↔ Zn2+ + 2e−
Cu ↔ Cu2+ + 2e−
Однако отвечающие такому равновесию потенциалы этих метал-лов неодинаковы. Если пластинки соединить проволокой, то разница этих потенциалов приводит к переходу соответствующего числа элект-ронов с цинковой пластинки на медную. Это нарушает равновесие двойного слоя на обеих пластинках, снова возникает разность в зарядах пластинок, вызывающая переход электронов с цинковой плас-тинки на медную. В результате возникает самопроизвольно протекаю-щий процесс, при котором цинковая пластинка растворяется, а на медной выделяется металлическая медь. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк (или не высадится на медном электроде вся медь).
Реакции окисления и восстановления («полуреакции») в гальва-ническом элементе Даниэля–Якоби протекают на разных электродах, т. е. пространственно разделены:
Анод (−): Zn0 → Zn2+ + 2е−
Катод (+): Cu2+ + 2е - → Cu0
В основе работы элемента лежит суммарная реакция:
CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu
Движущей силой окислительно-восстановительной реакции слу-жит разность потенциалов, возникающая на электродах, которые про-странственно разделены.
Электродвижущей силой (ЭДС, E) гальванического элемента называется максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента.
Схема электрохимической цепи Даниэля–Якоби может быть представлена диаграмной ячейкой, и схематически данный элемент изображается следующим образом:
Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0,
где одинарные вертикальные линии обозначают межфазные границы, а двойная вертикальная линия − солевой мостик.
Схема гальванического элемента Даниэля−Якоби представлена на рисунке 3.
Рисунок 3 – Схема гальванического элемента Даниэля−Якоби
1.4 Стандартные потенциалы
Окислительно-восстановительные полуреакции. Удобно рассмат-ривать окислительно-восстановителную реакцию в виде суммы двух полуреакций, в которых ясно показаны процессы потери электрона (окисление) или его приобретения (восстановление). В полуреакции восстановления вещество приобретает электроны:
2Н(aq)+ + 2е - → Н2(г)
В полуреакции окисления вещество теряет электроны, например:
Zn(aq) → Zn2+ + 2e-
Окисление и восстановление частицы в полуреакции составляет окислительно-восстановительную пару. Полуреакции записывают, указывая сначала окисленные частицы, а затем восстановленные: H+/H2, Zn2+/Zn(ox/red). Обычно принято записывать все полуреакции в виде реакций восстановления. Поскольку полуреакция окисления является обратной полуреакции восстановлению, то можно записать вторую из приведенных выше реакций как реакцию восстановления:
Тогда суммарная реакция представляет собой разность двух полуреакций восстановления.
Стандартный водородный потенциал. Поскольку суммарная химическая реакция представляет собой разность между двумя вос-становительными полуреакциями, стандартная энергия Гиббса суммар-ной реакции также является разностью стандартных энергий Гиббса ∆G0 двух полуреакций.
Так как окислительно-восстановительные полуреакции в любой реальной реакции должны осуществляться парами, имеет смысл лишь разность их стандартных энергий Гиббса. Таким образом, можно принять, что одна из полуреакций имеет ∆G0= 0, и приводить все остальные величины по отношению к ней. В качестве такой особой полуреакции принято считать полуреакцию восстановления ионов водорода:
2Н(aq)+ + 2е- → Н2(г) ∆G0 = 0
Следуя этому выбору, стандартную энергию Гиббса восстанов-ления ионов цинка, например, определяют из экспериментальных дан-ных реакции.
∆G0= +147 кДж/моль
Поскольку полуреакция восстановления ионов водорода вносит нулевой вклад в энергию Гиббса (в соответствии с принятым условием), то энергия Гиббса полуреакции восстановления цинка будет равна энергии Гиббса выше приведенной суммарной реакции.
∆G0 = +147 кДж/моль
Стандартные энергии Гиббса можно измерить при помощи гальванической ячейки (водород–цинковый электроды). В гальванической ячейке реакция восстановления цинка водородом будет являться источником электродвижущей силы, благодаря которой течет ток во внешней цепи. Составляют гальванический элемент и затем измеряют разность потенциалов между электродами, далее, если необходимо, переводят ее в энергию Гиббса, используя уравнение (при равновесии работа по созданию разности потенциалов равна изменению свободной энергии Гиббса).
∆G0 = - nFE, (1)
где n – число электронов, участвующих в реакции;
F – постоянная Фарадея (количество электричества, необходимое для окисления или восстановления одного химического эквивалента вещества);
E0 – стандартный потенциал.
Потенциал E0 называют стандартным потенциалом или стан-дартным восстановительным потенциалом, чтобы подчеркнуть, что по-луреакция является реакцией восстановления. Так как изменение энер-гии Гиббса ∆G0 для восстановления ионов водорода H+ произвольно выбрано равной нулю, то и стандартный потенциал пары 2H+/H2 также равен нулю:
Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластину, электрохимически покрытую губчатой платиной и погруженную в раствор серной кислоты, через который пропускается водород. Концентрация ионов водорода [H+] = 1 моль/л. Пластина насыщена газообразным водородом под давлением в 1 атмосферу (рисунок 4).
Потенциал водородного электрода воспроизводится с очень высо-кой точностью, поэтому водородный электрод принят в качестве эта-лона. Для определения потенциала того или иного электродного про-цесса нужно составить гальванический элемент из испытуемого и стан-дартного водородного электрода и измерить его ЭДС. Поскольку по-тенциал стандартного водородного электрода равен нулю, то измерен-ная ЭДС будет представлять собой потенциал данного электродного процесса.
Рисунок 4 − Стандартный водородный электрод
Стандартным электродным потенциалом Е0 называется ЭДС элемента, составленного из данного электрода и стандартного водо-родного электрода, потенциал которого принят равным нулю.
Стандартные электродные потенциалы ячейки соответствуют следующим условиям:
• концентрация любого раствора составляет 1 моль/л;
• давление любого газообразного компонента составляет 1 бар (105 Па);
• температура 25 °C;
• твердый компонент находится в своем устойчивом состоянии.
Направление протекания окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительная реакция, рассматриваемая как разность между химическими уравнениями двух полуреакций вос-становления, протекает самопроизвольно при отрицательном значении энергии Гиббса ∆G0<0. Тогда знак минус в уравнении (2) означает, что реакция протекает самопроизвольно при положительном значении стандартного потенциала Е0>0.
Для протекания окислительно-восстановительной реакции в прямом направлении потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:
(2)
Направление окислительно-восстановительной реакции обуслов-ливает тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше.
Дополнительная информация
Как определить, идет ли окислительно-восстановительная реакция? Для этого используется правило «Z».
Для протекания окислительно-восстановительной реакции потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя. Записываем из таблицы стандартные потенциалы участников процесса в порядке возрастания (Приложение В):
+0,77 В
+1,33 В
Вычерчиваем букву «Z», концы стрелок буквы будут указывать на продукты реакции.
Действительно, E = 1,33 – 0,77 = 0,56 > 0. Обратная же реакция окисления железом (+3) хрома (+3) не идет, E<0 и правило «Z» не выполняется.
Если разность стандартных восстановительных потенциалов не-велика (не более 0,3 В), направление окислительно-восстановительной реакции можно изменить, увеличивая или уменьшая концентрации веществ и температуру.
1.5 Электрохимический ряд
Все электродные процессы принято располагать в электрохими-ческий ряд – вертикальный ряд стандартных потенциалов, располо-женный по возрастанию их значений.
При составлении таблицы потенциалов, ноль соответствует стан-дартному водородному потенциалу; положительные потенциалы запи-сываются ниже нуля (там, где DG<0), а отрицательные − по возрас-танию абсолютной величины вверху от нуля. В этой таблице сильные окислители находятся в левом нижнем углу, сильные восстановители – в правом верхнем.
Отрицательный знак стандартного потенциала указывает на пару, в которой восстановитель в стандартных условиях в водном растворе восстанавливает ионы водорода.
Если из всего ряда стандартных потенциалов выделить только электродные потенциалы восстановления катионов металлов и рас-положить их горизонтально, то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помещают также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот.
Ряд напряжений металлов при температуре 25 °С, т. е. при 298 K:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Ti, Zr, V, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
При сравнении металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается сумма трех слагаемых:
а) энергии атомизации, характеризующей прочность кристалли-ческой решетки данного металла;
б) энергии ионизации атомов − отрыва от них валентных элект-ронов;
в) энергии гидратации, зависящей от электронной структуры иона, его заряда и радиуса. Чем меньше радиус иона и больше заряд, тем больше энергия гидратации, так как поле, возникающее вблизи мaленьких ионов с большим зарядом будет больше.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1. Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная спо-собность его иона в растворе (т. е. тем легче он отдает электроны (окисляется) и тем труднее его ионы присоединяют обратно элект-роны).
2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те ме-таллы, которые стоят в ряду напряжений правее его, т. е. восстанав-ливает ионы последующих металлов в электронейтральные атомы, от-давая электроны и сам превращаясь в ионы.
3. Только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода (Н), способны вытеснять его из растворов кислот (например, Zn, Fe, Pb, но не Сu, Hg, Ag). Поэтому металлическое оборудование не должно быть изготовлено из более активных металлов.
1.6 Уравнение Нернста
В результате изучения потенциалов различных электродных про-цессов установлено, что их величины зависят от следующих парамет-ров:
− от природы веществ - участников электродного процесса;
− от концентраций (активностей) этих веществ (или ионов);
− от температуры системы.
Рассмотрим модельное уравнение окислительно-восстановитель-ной реакции:
aOxA + bRedB → a'RedA + b'OxB
Потенциал данной реакции при произвольном составе реакцион-ной смеси можно найти по уравнению Нернста:
E = E0 − [RT/nF]ln[RedA]a'[OxB]b'/[OxA]a[RedB]b, (3)
где [RedA]а', [OxB]b', [OxA]а, [RedB]b – молярные концентрации восстановленной и окисленной форм вещества;
E0 – стандартный потенциал;
R – газовая постоянная;
Т – абсолютная температура;
F – постоянная Фарадея;
n - количество электронов, участвующих в реакции.
Реакция самопроизвольна при данных условиях, если ∆E>0. При равновесии Е=0 и выражение, стоящее под знаком логарифма, в уравнении (3) представляет собой константу равновесия К. Тогда получим важное соотношение между стандартным потенциалом и константой равновесия при данной температуре:
lnK=nFE0/RT (4)
Для обычной при электрохимических измерениях стандартной температуры (25 °С=298 K) при подстановке значений постоянных величин (R=8,314 Дж/(моль×K), F=96485 Кл/грамм-эквивалент) уравнение (3) принимает вид:
E = E0 − [0,059/n]ln[RedA]a'[OxB]b'/[OxA]a[RedB]b (5)
Если в качестве электрода используют металл, погруженный в раствор его соли, то рассматриваемая формула для полуреакции примет вид:
, (6)
так как концентрация твердой фазы (металла) принимается равной 1.
ЭДС гальванического элемента определяется как разность по-тенциалов восстановления электродов, причем от большего отнимают меньший потенциал:
ЭДС = Екатода - Еанода (7)
Например, ЭДС гальванического элемента Даниэля−Якоби зависит от концентрации ионов меди и цинка. При их равных концентрациях ЭДС элемента будет равна разности стандартных потенциалов:
Гальванический элемент, составленный из двух одинаковой при-роды электродов, которые различаются только концентрацией одно-именных ионов металла в растворах, называется концентрационным. Например, схема такого элемента, составленного из двух медных электродов, которые опущены в два раствора сульфата меди с различной молярной концентрацией, имеет вид:
Cu/CuSO4(10-6M)// CuSO4(1M)/Cu
ЭДС по уравнению концентрационного элемента можно опреде-лить по формуле:
ЭДС = (0,059/n)ln([Ox1]/[Ox2]) (8)
1.7 Зависимость протекания
окислительно-восстановительных реакций от среды
Окислительно-восстановительная способность данного окисли-теля (восстановителя) часто существенно зависит от условий прове-дения реакции, в частности, от кислотности среды. Так, бромат-ион легко окисляет бромид-ион:
,
если кислотность достаточно высока, но окисление не происходит в слабокислотной и тем более в нейтральной или щелочной среде.
Из одних и тех же веществ, изменяя рН среды можно получить различные продукты. Влияние рН среды особенно наглядно видно на примере окислительных свойств перманганат-иона (таблица 1):
Таблица 1 – Влияние среды на окислительно-восстановительные
свойства перманганат-иона
Среда | Окислительно-восстановительная реакция | Окраска раствора |
кислая |
| бесцветная |
нейтральная |
| бурая |
щелочная |
| зеленая |
Перманганат-ион 
неустойчив и легко диспропорциони-рует:
Для соединений хрома (VI) среда мало влияет на степень окис-ления продуктов, но вследствие амфотерности гидроксида хрома (III) оказывает влияние на их состав.
В кислой среде
В щелочной среде
Все кислородсодержащие анионы в кислой среде являются более сильными окислителями, чем в щелочной.
Изменение pH среды может развернуть реакцию. Так, реакция диспропорционирования хлора в щелочной среде:
идет в обратном направлении при подкислении раствора:
1.8 Понятие электролиза
Электролизом называется разложение веществ под действием электрического тока (это окислительно-восстановительный процесс, который протекает на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов).
Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду. Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды.
На отрицательно заряженном электроде – катоде − происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катио-нов), а на положительно заряженном электроде – аноде − идет элект-рохимическое окисление частиц.
Для перевода различных ионов в нейтральные атомы или группы атомов требуется различное напряжение электрического тока. Одни ионы легче теряют свои заряды, другие труднее. Степень легкости, с которой разряжаются ионы металлов, определяется положением металлов в ряду напряжений. Чем левее стоит металл в ряду нап-ряжений, чем больше его отрицательный потенциал (или меньше положительный потенциал), тем труднее при прочих равных условиях разряжаются его ионы (легче всего разряжаются ионы Аu3+, Ag+; труднее всего Li+, Rb+, K+).
Если в растворе одновременно находятся ионы нескольких ме-таллов, то в первую очередь разряжаются ионы того металла, у которого отрицательный потенциал меньше (или положительный – больше). Но величина потенциала металла зависит также и от кон-центрации его ионов в растворе; точно также изменяется и легкость разряда ионов каждого металла в зависимости от их концентрации: увеличение концентрации облегчает разряд ионов, уменьшение – зат-рудняет. Поэтому при электролизе раствора, содержащего ионы нес-кольких металлов, может случиться, что выделение более активного металла будет происходить раньше, чем выделение менее активного (если концентрация ионов первого металла значительна, а второго – очень мала).
Cхема электролиза представлена на рисунке 5.
Рисунок 5 – Схема электролиза хлорида натрия
1.9 Закономерности электролиза растворов электролитов
Электролиз расплавов и электролиз растворов отличаются друг от друга.
В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка при-сутствуют молекулы воды и ионы H+ и OH-– продукты диссоциации воды. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе.
При электролизе в водных растворах электролитов протекают следующие процессы.
Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений.
1. Если катион электролита находится в начале ряда напряжений (по Аl включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется Н2). Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе:
2Н2О + 2е− → Н2↑ + 2 OH-
2. Если металл по активности находится между алюминием и во-дородом, то на катоде будут протекать обе конкурирующие реакции – и восстановление воды, и восстановление металла, в результате чего уменьшается выход реакции по току:
2Н2О + 2е− → Н2↑ + 2 OH-
Меn+ + ne− → Me0
Соотношение продуктов (металла и водорода) определяется кон-центрацией раствора, его кислотностью и некоторыми другими факто-рами. Чем выше концентрация соли, тем больше доля выделившегося металла. Чем более кислая cреда, тем более вероятно выделение водо-рода.
3. Если металл расположен правее водорода, то протекает реакция восстановления катиона металла (таблица 2):
Меn+ + ne− → Me0
Таблица 2 − Катодные процессы в водных растворах солей
Электрохимический ряд напряжений металлов | |||
Li, K, Ca, Na, Mg, Al | Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb | H | Cu, Hg, Ag, Pt, Au |
2H2O+2e-®H2+2OH- | 2Н2О + 2е− → Н2↑ + + 2ОН−
|
|
Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то первыми восстанавливаются катионы того металла, который имеет наибольшее алгебраическое значение электродного потенциала. После-довательность разрядки катионов на катоде, если в растворе находится их смесь (катионы менее активных металлов разряжаются раньше):
Au3+, Ag+, Hg2+, Cu2+, H+, Pb2+, Sn2+, Ni2+, Fe2+, Zn2+, Na+, Ca2+.
Например: электролиз водного раствора NaCl. К катоду подходят ионы натрия и молекулы воды. Чтобы выбрать, какое вещество будет восстанавливаться на катоде в первую очередь, надо сравнить потен-циалы данных веществ:
По соотношению потенциалов этих двух веществ вода является более сильным окислителем и восстанавливается в первую очередь. Катодное восстановление воды:
2Н2О + 2е− → Н2↑ + 2ОН−
Анодные процессы. Процесс на аноде зависит от материала ано-да и от природы аниона.
Аноды бывают активные и инертные. Инертные изготовляют из металла, который в ходе электролиза не окисляется (уголь, графит, платина, золото).
Активные аноды представляют собой материал, который может окисляться (растворяться) в ходе электролиза (активный анод: железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза, кроме платины и осмия).
1. Если анод растворимый (активный), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода:
Me0 - ne− → Me0
2. Если анод нерастворимый (инертный), то:
а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот
(Cl, Br-, I-, S2-, кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона:
Anm− - me− → An0
б) при электролизе растворов солей оксокислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды; анион не окисляется, остается в растворе. При электролизе растворов щелочей идет окисление гид-роксид-ионов.
В щелочной среде:
в кислой, нейтральной средах:
В результате у анода выделяется кислород (таблица 3).
Таблица 3 − Анодные процессы в водных растворах
Анод | Кислотный остаток Аnm- | |
бескислородный | кислородсодержащий | |
Нерастворимый | Окисление аниона (кроме фторидов)
| В щелочной среде:
в кислой, нейтральной средах: |
Растворимый | Окисление металла анода
анод раствор |
Анионы по их способности окисляться располагаются в следую-щем порядке:
I-; Вr-; S2-; Cl-; ОН-; ; ; F-
восстановительная активность уменьшается
Например: электролиз водного раствора NaCl, анод нераствори-мый. Чтобы выбрать, какое из веществ будет преимущественно окис-ляться на аноде, надо сравнить потенциалы:
В
В
По соотношению потенциалов видно, что ионы хлора являются более сильными восстановителями и, следовательно, будут окисляться в первую очередь. Анодное окисление хлора:
1.10 Законы электролиза
Количественная характеристика процессов электролиза опреде-ляется законами, установленными М. Фарадеем.
Законы Фарадея:
1. Масса вещества, выделяющегося на электродах, прямо пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества и молярным массам химических эквивалентов (первый закон Фарадея):
где m(x) − количество восстановленного или окисленного вещества, г;
I − сила пропускаемого тока, A;
τ − время электролиза, с;
M(x) − молярная масса, г/моль;
MЭ(x) − молярная масса химического эквивалента, г/моль;
z − число приобретенных или отданных в окислительно-восста-новительных реакциях электронов;
F − постоянная Фарадея (96485 Кл).
Исходя из этой формулы можно производить ряд расчетов, связанных с процессом электролиза, например:
1) вычислять количества веществ, выделяемых или разлагаемых определенным количеством электричества;
2) находить силу тока по количеству выделившегося вещества и времени, затраченному на его выделение;
3) устанавливать, сколько времени потребуется для выделения определенного количества вещества при заданной силе тока.
2. Равные количества электричества выделяют при электролизе различных химических соединений эквивалентные количества веществ (второй закон Фарадея):
3. При прохождении через расплав или раствор электролита 96485 Кл электричества на электродах выделяется 1 моль эквивалента вещества.
2 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы: изучить работу гальванических элементов. Электролиз растворов солей.
2.1 Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
Заполнить на 1/4 два стакана с растворами сульфата цинка (1М) и сульфата меди (1М). Соединить стаканы электронным мостиком, за-полненным раствором электролита. Опустить соответственно в раст-воры цинковую и медную пластинки. Соединить пластинки, опущен-ные в растворы с гальванометром. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра (вольтметра), обусловленное возникновением электри-ческого тока, вследствие различной величины нормальных электрон-ных потенциалов электродов.
Обработка результатов:
1) изобразить в отчете схему гальванического элемента (услов-ными знаками в виде строки);
2) выписать из справочной литературы числовые значения этих потенциалов и указать направление электронов во внешней цепи;
3) указать какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе;
4) вычислить ЭДС гальванического элемента.
2.2 Изготовление концентрационного гальванического
элемента
Заполнить на 1/4 два стакана с растворами сульфата меди (0,6М) и сульфата меди (1М). Соединить стаканы электронным мостиком, заполненным раствором электролита. Опустить в оба раствора два оди-наковых медных электрода. Соединить медные электроды, опущенные в растворы с гальванометром. Наблюдать отклонение стрелки гальва-нометра (вольтметра), обусловленное возникновением электрического тока вследствие различной величины фактических электродных потен-циалов двух медных электродов.
Обработка результатов:
1) изобразить в отчете схему гальванического элемента (услов-ными знаками в виде строки);
2) указать направление движения элементов во внешней цепи;
3) указать какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе;
4) вычислить ЭДС концентрационного гальванического эле-мента.
2.3 Электролиз водного раствора иодида калия
В U-образную трубку электролизера налить на (3/4 её объема)
0,1М раствор иодида калия. Опустить в него графитовые электроды и присоединить к источнику постоянного тока.
Поместить в пробирку каплю электролита из прианодного про-странства (с помощью пипетки) и добавить каплю крахмального клейс-тера, объяснить изменение окраски.
С помощью пипетки капнуть раствор из прикатодного пространства на лакмусовую бумажку. Как окрашивается лакмусовая бумажка?
Обработка результатов:
1. Зарисовать схему установки для электролиза и записать общее уравнение процесса электролиза иодида калия в водном растворе. Написать уравнения катодного и анодного процессов.
2. Отметить изменение цвета раствора около катода и анода.
3. Указать, почему окрасился раствор в прианодном пространстве и остался бесцветным в приканодном пространстве.
4. Указать, окисление или восстановление йода произошло на аноде.
2.4 Электролиз водного раствора хлорида меди
В U-образную трубку электролизера налить на (3/4 её объема)
0,1М раствор хлорида меди так, чтобы угольные электроды на 3 см были погружены в раствор и присоединить к источнику постоянного тока. Через 5−10 мин. Посмотреть, что отложилось на катоде. По запаху определить, какой газ выделился на аноде.
Обработка результатов:
1. Зарисовать схему установки для электролиза и записать общее уравнение процесса электролиза хлорида меди в водном растворе. Написать уравнения катодного и анодного процессов.
2. Указать, какие процессы протекли в прикатодном и прианод-ном пространстве.
Катод промыть в азотной кислоте до полного удаления осадка, а затем промыть в воде.
2.5 Содержание отчета по работе
В отчете по проделанной работе нужно привести цель работы, краткую теоретическую часть, результаты экспериментов и их обра-ботку в соответствии с методическими рекомендациями.
Цель работы должна отражать экспериментальный метод (мето-дику) проведения опытов, величины, которые требуется определить.
В теоретической части необходимо привести основные понятия и определения термодинамических свойств растворов, парциальных молярных величин компонентов растворов, от каких факторов они зависят. Описать методы определения парциальных молярных величин. Привести формулы, которые будут необходимы при обработке результатов экспериментов. Содержание теоретической части должно являться ответами на контрольные вопросы по выполняемой работе.
Экспериментальные данные оформлять в соответствии с методи-ческими рекомендациями. Сначала проводятся черновые расчеты по обработке данных экспериментов. После проверки их правильности преподавателем они заносятся в отчет. Все полученные величины при-водить с указанием размерности. Таблицы и графики выполнять акку-ратно с помощью карандаша (ручки) и линейки. Графики выполняются на миллиметровой бумаге.
Отчет пишется на листах А4 или на развернутых тетрадных листах бумаги. Оформление титульного листа приведено в В отчете не должно быть исправлений, зачеркиваний текста и вычислений.
По данным, полученным в работе, необходимо сделать выводы.
В них следует отразить, какой метод использовался в работе, какие по-лучены экспериментальные величины.
Небрежно оформленный отчет не принимается.
Защита лабораторной работы осуществляется по результатам опроса и тестирования (Приложения А и Б).
3 ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ
Лабораторная работа проводится в халате из хлопчатобумажной ткани, который служит для защиты основной одежды от попадания растворов, применяемых в работе.
Приступать к выполнению работы можно только после ознакомления с методическими рекомендациями по работе, уяснения цели и порядка её проведения, собеседования с преподавателем и получения разрешения проводить работу.
Перед началом работы необходимо проверить наличие реактивов, ознакомиться со свойствами веществ, используемых в работе, чтобы принять все меры предосторожности в случае их вредного действия. Установка для электролиза подключается к сети электрического тока, поэтому необходимо перед включением установки убедиться в её исправности, проверить целостность токоподводящих проводов и надежность их крепления. О замеченных неисправностях сообщить преподавателю. Не оставлять включенную установку без присмотра.
Выполняя опыты, следует строго соблюдать правила работы с электрическими установками и приборами. Подключать электролизер к электрической сети (через трансформатор и выпрямитель) можно только под контролем преподавателя, не допускать разбрызгивания электролитов.
Быть внимательным при использовании стеклянной посуды. Обращаться с ней аккуратно, чтобы не разбить её. Растворы заливать аккуратно, без разбрызгивания. В случае попадания растворов на открытые участки кожи пораженное место промыть обильным количеством водопроводной воды. Пролитые растворы собрать хлопчатобумажной тканью, которую затем тщательно прополоскать в воде.
При проведении работы на лабораторном столе не должно быть посторонних предметов, кроме листа бумаги для записи результатов экспериментов. Во время выполнения работы нельзя отвлекаться какими-либо другими делами и посторонними разговорами.
После окончания работы слить применяемые растворы в соответствующие емкости для хранения, вымыть водой установку, сделать уборку на рабочем месте и сдать преподавателю.
При ранении очищают раны от осколков стекла стерильной мар-лей, смазывают окружность раны (но не саму рану) настойкой йода и забинтовывают рану.
Мойте ваши руки перед уходом из лаборатории.
4 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ДЛЯ ДОПУСКА
К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ
1. Какие процессы называют электрохимическими?
2. Какие цепи называют электрохимическими?
3. Какой электрод называют катодом, какой – анодом?
4. Какие процессы протекают на аноде и на катоде гальвани-ческого элемента Даниэля–Якоби?
5. Что называют электродвижущей силой гальванического эле-мента?
6. Раскройте понятие электродного потенциала.
7. Что представляет собой стандартный водородный электрод?
8. Какими свойствами обладает металл в зависимости от его положения в электрохимическом ряду напряжений металлов?
9. От чего зависит электродный потенциал металла?
10. Уравнение Нернста.
11. Какой гальванический элемент называют концетрационным?
12. Какой процесс называется электролизом?
13. Какие металлы можно получить при электролизе расплавов и нельзя получить при электролизе водных растворов их солей?
14. Для каких металлов характер катодных процессов при электролизе растворов и расплавов их солей одинаков?
15. Может ли растворяться катод при электролизе?
16. Какие типы анодов вы знаете?
17. Назовите законы Фарадея.
18. Цель работы.
19. Порядок проведения опытов в лабораторной работе.
20. Основные требования техники безопасности при выполнении лабораторной работы.
5 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ДЛЯ ЗАЩИТЫ
ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ
1. Какие процессы называют электрохимическими?
2. Какие цепи называют электрохимическими?
3. Какой электрод называют катодом, какой – анодом?
4. Какие процессы протекают на аноде и на катоде гальвани-ческого элемента Даниэля–Якоби?
5. Что называют электродвижущей силой гальванического эле-мента?
6. Раскройте понятие электродного потенциала.
7. Что представляет собой стандартный водородный электрод?
8. Какими свойствами обладает металл в зависимости от его положения в электрохимическом ряду напряжений металлов?
9. От чего зависит электродный потенциал металла?
10. Уравнение Нернста.
11. Какой гальванический элемент называют концетрационным?
12. Какой процесс называется электролизом?
13. Какие металлы можно получить при электролизе расплавов и нельзя получить при электролизе водных растворов их солей?
14. Для каких металлов характер катодных процессов при электролизе растворов и расплавов их солей одинаков?
15. Может ли растворяться катод при электролизе?
16. Какие типы анодов вы знаете?
17. Назовите законы Фарадея.
18. Цель работы.
19. Порядок проведения опытов в лабораторной работе.
20. Основные требования техники безопасности при выполнении лабораторной работы.
21. Что происходит при погружении металлической пластинки в раствор, содержащий одноименные ионы?
22. Каково строение таблицы стандартных потенциалов?
23. Как определить направление окислительно-восстановитель-ной реакции с помощью правила «Z»?
24. Почему для создания кислой среды в окислительно-восста-новительных реакциях применяют серную, а не соляную или азотную кислоты?
25. Почему для обеззараживания воды перманганатом калия ис-пользуют лимонную (иногда уксусную) кислоту, а не серную?
26. Окисляются ли на аноде анионы оксокислот при электролизе водных растворов соответствующих кислот и образуемых ими солей?
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Тесты для самоконтроля
1. При электролизе на катоде идет реакция:
а) окисления, катод подключен к положительному полюсу;
б) диспропорционирования, катод подключен к положительному полюсу;
в) комплексообразования, когда катод подключен к отрицатель-ному полюсу;
г) восстановления, катод подключен к отрицательному полюсу;
д) нейтрализации, катод подключен к отрицательному полюсу.
2. При электролизе на аноде идет реакция:
а) окисления, катод подключен к положительному полюсу;
б) диспропорционирования, катод подключен к отрицательному полюсу;
в) комплексообразования, когда катод подключен к положитель-ному полюсу;
г) восстановления, катод подключен к отрицательному полюсу;
д) нейтрализации, катод подключен к отрицательному полюсу.
3. В гальваническом элементе Даниэля−Якоби происходит пре-образование:
а) химической энергии в электрическую;
б) электрической энергии в тепловую;
в) электрической энергии в химическую;
г) химической энергии в тепловую;
д) тепловой энергии в химическую.
4. Электрохимическими называют:
а) процессы непосредственного превращения химической энергии в электрическую и обратно;
б) процессы непосредственного превращения тепловой энергии в электрическую и обратно;
в) процессы непосредственного превращения световой энергии в электрическую и обратно;
г) процессы непосредственного превращения механической энер-гии в электрическую и обратно;
д) процессы непосредственного превращения механической энер-гии в химическую и обратно.
5) Катод − это…
а) электрод, на котором происходит восстановление;
б) электрод, на котором происходит окисление;
в) всегда положительный электрод;
г) всегда отрицательный электрод;
д) при работе гальванического элемента положительный электрод, при электролизе - отрицательный электрод;
е) при работе гальванического элемента отрицательный электрод, при электролизе - положительный электрод.
6. Анод − это…
а) электрод, на котором происходит восстановление;
б) электрод, на котором происходит окисление;
в) всегда положительный электрод;
г) всегда отрицательный электрод;
д) при работе гальванического элемента положительный электрод, при электролизе - отрицательный электрод;
е) при работе гальванического элемента отрицательный электрод, при электролизе - положительный электрод.
7. На фазовых границах металл−раствор происходит растворение металла:
а) если энергия сольватации меньше энергии выхода катиона;
б) если энергия сольватации больше энергии выхода катиона;
в) если энергия сольватации равна энергии выхода катиона;
г) если энергия сольватации имеет положительное значение.
8. На фазовых границах металл−раствор происходит выделение металла:
а) если энергия сольватации меньше энергии выхода катиона;
б) если энергия сольватации больше энергии выхода катиона;
в) если энергия сольватации равна энергии выхода катиона;
г) если энергия сольватации имеет отрицательное значение.
9. Электродвижущая сила гальванического элемента:
а) равна электрической разности потенциалов в двойном элект-рическом слое;
б) максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена;
в) равна показанию вольтметра, включенному в электрохимичес-кую цепь при работе гальванического элемента;
г) ЭДС элемента, составленного из данного электрода и стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю;
д) равна разности потенциалов восстановителя и окислителя.
10. Самопроизвольное направление протекания окислительно-вос-становительной реакции:
а) определяет тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше;
б) определяет тот окислитель, у которого значение электродного потенциала меньше;
в) определяет тот восстановитель, у которого значение элект-родного потенциала меньше;
г) происходит, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя, ∆Е≥0;
д) происходит, если потенциал окислителя меньше потенциала восстановителя, ∆Е≤0.
11. Чем левее расположен металл в электрохимическом ряду напряжений металлов:
а) тем сильнее его окислительные свойства и тем слабее его восстановительная способность;
б) тем слабее его восстановительные свойства и тем сильнее его окислительная способность;
в) тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее его окислительная способность;
г) тем он более способен вытеснять из растворов солей те метал-лы, которые стоят в ряду напряжений правее его;
д) тем он менее способен вытеснять из растворов солей те метал-лы, которые стоят в ряду напряжений правее его.
12. Потенциал реакции при произвольном составе реакционной среды задается уравнением Нернста:
а) ln K=nFE0/RT;
б) ЭДС = Екатода - Eанода;
в) Е0 = Еокислителя - E0восстановителя;
г) ∆G0 = − nFE0;
д) E = E0 − [RT/nF]ln[RedA]a'[OxB]b'/[OxA]a[RedB]b.
13. Топливные элементы − это…
а) устройство для прямого преобразования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую;
б) химические источники тока, предназначенные для многократ-ного их использования за счет регенерации активных компонентов электродов в процессе зарядки;
в) устройства для непосредственного преобразования тепловой энергии сгорания в электрическую;
г) электроды, обратимые относительно ионов в растворе;
д) электроды, покрытые слоем труднорастворимой соли того же металла и обратимые относительно катионов и анионов этой соли.
14. Аккумуляторы − это…
а) устройства для прямого преобразования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую;
б) химические источники тока, предназначенные для многократ-ного их использования за счет регенерации активных компонентов электродов в процессе зарядки;
в) устройства для непосредственного преобразования тепловой энергии сгорания в электрическую;
г) электроды, обратимые относительно ионов в растворе;
д) электроды, покрытые слоем труднорастворимой соли того же металла и обратимые относительно катионов и анионов этой соли.
15. Гальванические элементы − это…
а) устройства для прямого преобразования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую;
б) химические источники тока, предназначенные для многократ-ного их использования за счет регенерации активных компонентов электродов в процессе зарядки;
в) устройства для непосредственного преобразования тепловой энергии сгорания в электрическую;
г) электроды, обратимые относительно ионов в растворе;
д) электроды, покрытые слоем труднорастворимой соли того же металла и обратимые относительно катионов и анионов этой соли.
16. Электролиз − это…
а) процесс преобразования химической энергии в электрическую;
б) реакции диспропорционирования;
в) разложение веществ под действием электрического тока;
г) межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции;
д) внутримолекулярные окислительно-восстановительные реак-ции.
17. При электролизе растворов электролитов, если металл нахо-дится в начале ряда напряжений (по Аl включительно), то на катоде:
а) идет процесс восстановления воды (выделяется водород);
б) идет процесс восстановления воды и катиона металла;
в) идет процесс восстановления катиона металла;
г) идет процесс окисления металла;
д) идет процесс окисления воды.
18. При электролизе растворов электролитов, если металл распо-ложен правее водорода в электрохимическом ряду напряжений ряда напряжений, то на катоде:
а) идет процесс восстановления воды (выделяется водород);
б) идет процесс восстановления воды и катиона металла;
в) идет процесс восстановления катиона металла;
г) идет процесс окисления металла;
д) идет процесс окисления воды.
19. При электролизе растворов электролитов, если металл распо-ложен между алюминием и водородом в электрохимическом ряду на-пряжений ряда напряжений, то на катоде:
а) идет процесс восстановления воды (выделяется водород);
б) идет процесс восстановления воды и катиона металла;
в) идет процесс восстановления катиона металла;
г) идет процесс окисления металла;
д) идет процесс окисления воды.
20. При электролизе растворов электролитов, если анод активный, то на аноде:
а) идет процесс окисления аниона для бескислородных кислот (кроме фторидов);
б) идет процесс окисления воды с выделением кислорода;
в) идет процесс окисления гидроксильных групп;
г) идет окисление металла анода;
д) идет восстановление металла анода.
21. При электролизе растворов электролитов, если анод инертный, то на аноде для бескислородных кислот (кроме фторидов):
а) идет процесс окисления аниона;
б) идет процесс окисления воды с выделением кислорода;
в) идет процесс окисления гидроксильных групп;
г) идет окисление металла анода;
д) идет восстановление металла анода.
22. При электролизе растворов электролитов, если анод инертный, то на аноде для кислородсодержащих кислот и фторидов в кислой и нейтральных средах:
а) идет процесс окисления аниона;
б) идет процесс окисления воды с выделением кислорода;
в) идет процесс окисления гидроксильных групп;
г) идет окисление металла анода;
д) идет восстановление металла анода.
23. Математическая запись первого закона электролиза Фарадея:
а) 
;
б) ;
в) m(x) = [M(x)/zF]×I×τ;
г) MЭ(AB) = MЭ(A) + MЭ(B);
д) lnK=nFE0/RT.
24. Математическая запись второго закона электролиза Фарадея:
а) ;
б) ;
в) m(x) = [M(x)/f]×I×τ;
г) MЭ(AB) = MЭ(A) + MЭ(B);
д) lnK=nFE0/RT.
ПРИЛОЖЕНИЕ Б
Основные термины и определения
Аккумуляторы – устройства, в которых электрическая энергия превращается в хмическую, а химическая снова в электрическую.
Анод – электрод, на котором идет процесс окисления.
Анодирование – электрохимическое оксидирование алюминия.
Анодные процессы – процессы окисления в электрохимии.
Водородная шкала потенциалов – это таблица потенциалов, в которой положительные потенциалы записаны ниже нуля, а отрица-тельные по возрастанию абсолютной величины вверх.
Воронение – процесс нанесения на сталь оксидных пленок (FexOy).
Восстановитель – вещество, отдающее свои электроны в процессе реакции.
Восстановительный потенциал – это стандартный электродный потенциал, т. е. отнесенный к 1 моль/л вещества, при t=25 °С и дав-лении 1 атм.
Второй закон Фарадея – массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.
Гальванический элемент – устройство, преобразующее хими-ческую энергию заключенных в нем реагентов в электрическую.
Ингибитор – вещество, замедляющее химические реакции.
Катод – электрод, на котором идут процессы восстановления.
Катодные процессы – процессы восстановления в электрохимии.
Коррозия – это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.
Лакокрасочные покрытия – защитные покрытия металлов от коррозии при помощи красок, представляющих собой смесь нерастворимых пигментов, взвешенных в однородном органическом связующем и при помощи лаков, состоящих из смеси смолы или высыхающего масла с летучим растворителем.
Легирование металлов – введение в состав сплавов компонен-тов, вызывающих пассивность металла (Cr, Ni, W и др.).
Местная коррозия – это коррозия, которая сосредоточена на отдельных участках и проявляется в виде точек, язв или пятен, про-никает в глубину.
Металлизация – способ получения металлических покрытий на различных сооружениях (мосты, детали судов, большие баки): расплавленный металл с помощью струи сжатого воздуха наносится на защищаемую поверхность.
Металлические покрытия – слой, искусственно создаваемый на поверхности металлических изделий и сооружений для предохранения их от коррозии. Материалами для металлических покрытий служат как чистые металлы (Zn, Cd, Ni, Cu, Al), так и их сплавы (бронза, латунь).
Общая (равномерная) коррозия – это коррозия, которая рас-пределяется более или менее равномерно по всей поверхности металла.
Окислитель – вещество, принимающее электроны в процессе реакции.
Окислительно-восстановительный потенциал – потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции.
Оксидирование – образование на поверхности металлических изделий защитных оксидных пленок.
Пассивность металла – состояние его повышенной коррозийной устойчивости, вызванное торможением анодного процесса.
Первый закон Фарадея – количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорцио-нально количеству прошедшего электричества.
Равновесный электродный потенциал – потенциал, устанав-ливающийся на электроде при равновесии.
Рациональное конструирование – конструирование, исклю-чающее наличие особо опасных с точки зрения коррозии участков в изделиях или конструкциях (сварных узлов, узких щелей и т. д.), а также предусматривающее специальную защиту металла от коррозии.
Скорость коррозии – потеря массы (в граммах или килограммах) в единицу времени (секунду, сутки, год), отнесенная к единице пло-щади, или уменьшение толщины металла в единицу времени.
Стандартный водородный потенциал – потенциал платинового электрода, опущенного в раствор с рН=0, пластина которого насыщена газообразным водородом, отнесенная к концентрации 1 моль/л, при
р = 1 атм и t =25 ° С. Этот потенциал равен нулю.
Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
Термореактивные полимеры – композиции, образующие связь с поверхностью в результате отвердевания.
Топливные элементы – элементы, у которых окислитель и восстановитель хранятся вне самого элемента и подаются к электродам в процессе работы.
Фосфатные покрытия – покрытия стали растворами ортофос-форной кислоты и ортофосфатом марганца.
Химическая коррозия – процесс гетерогенного взаимодействия металла с окислителем окружающей среды, происходящий в одном акте. Характерна для сред, не проводящих электрический ток.
Электродвижущая сила гальванического элемента – макси-мальная разность потенциалов электродов, которая может быть полу-чена при работе гальванического элемента.
Электролиз – процесс, проходящий на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника.
Электрохимическая коррозия – процесс взаимодействия метал-ла с окислителем. Включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя, происходит не в одном акте, характерна для сред, имеющих ионную проводимость.
Электрохимические процессы – процессы взаимного превра-щения химической и электрической форм энергии.
Электрохимические цепи ─ системы, состоящие из двух электродов, помещенные в раствор электролита или в два разных раствора, находящихся в контакте друг с другом.
Эмалирование – покрытие черных и цветных металлов эмалью, которая по составу является силикатом.
ПРИЛОЖЕНИЕ В
Таблица стандартных электродных потенциалов
Электродный потенциал, В | Уравнение полуреакции |
−2,87 | Ca2+ + 2e─ → Ca |
−1,18 | Mn2+ + 2e─ → Mn |
−0,44 | Fe2+ + 2e─ → Fe |
−0,41 | Cr3+ + e─ → Cr2+ |
−0,14 | Sn2+ + 2e─ → Sn |
0 | H+ + e─ → 1/2H2 |
+0,14 | S + 2H+ + 2e─ → H2S |
+0,15 | Sn4+ + 2e─ → Sn2+ |
+0,17 | SO4 + 4H+ + 2e─ → H2SO3 + H2O |
+0,337 | Cu2+ + 2e─ → Cu |
+0,54 | I2 + 2e─ → 2I─ |
+0,77 | Fe3+ + e─ → Fe2+ |
+1,065 | Br2(ж) + 2e─ → 2Br─ |
+1,229 | O2 + 4H+ + 2e─ → 2H2O |
+1,33 |
|
+1,36 | Cl2 + 2e─ → 2Cl─ |
+2,01 |
|
+2,65 | F2 + 2e─ → 2F─ |
+ 14H+ + 6e─ → 2Cr3+ + 7H2O
+ 2e─ → 
ПРИЛОЖЕНИЕ Г
Титульный лист
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Алтайский государственный технический университет
имени »
Бийский технологический институт (филиал)
Факультет ХТиМ
Кафедра ОХЭТ
Лабораторная работа
Электрохимические процессы
Выполнила
студентка гр. ИИТТ-51 дата
Проверил
доцент
Бийск 2008
ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин, химия / . – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.
2. Угай, и неорганическая химия / . – М.: Высшая школа, 2000. − 527 с.
3. Глинка, химия / . – Л.: Химия, 1985. – 704 с.
4. Некрасов, по общей химии / . – М.: Химия, 1981. – 560 с.
5. Коровин, работы по химии / , , . ─ М.: Высшая школа, 1998. − 256 с.
6. Глинка, и упражнения по общей химии: учебное пособие для вузов / . ─ Л.: Химия, 1985. – 272 с.
7. Васильева, практикум по общей химии / [и др.] − М.: Химия, 1969. – 304 с.
8. Романцева, задач и упражнений по общей химии / , , . – М.: Высшая школа, 1980. – 228 с.
9. Лидин, по неорганической химии. Константы неорганических веществ / , , . – М.: Химия, 1987.
10. Макрушина, -восстановительные процессы: методические рекомендации для выполнения лабораторных работ / , . – Бийск: БТИ Алт ГТУ, 2004. – 57 с.
11. Макрушина, : методические рекомендации для выполнения лабораторных работ / , , – Бийск: БТИ Алт ГТУ, 2007. – 97 с.
12. Макрушина, . Модуль 4. Избранные главы химии / . – Бийск: БТИ Алт ГТУ, 2008. – 330 с.
Учебное издание
Сакович Георгий Готфильдович
Макрушина Татьяна Ивановна
Верещагин Александр Леонидович
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Методические рекомендации по выполнению лабораторной работы
по курсу «Химия» для студентов, обучающихся по направлению
подготовки 260601
всех форм обучения
Редактор В.
Подписано в печать 15.12.2008. Формат 60´84 1/16
Усл. п. л. - 2,5. Уч.-изд. л. - 2,7
Печать - ризография, множительно-копировальный
аппарат «RISO TR-1510»
Тираж 50 экз. Заказ 2008-94
Издательство Алтайского государственного
технического университета
г. Барна
Оригинал-макет подготовлен ИИО БТИ АлтГТУ
Отпечатано в ИИО БТИ АлтГТУ
