Курс лекций по химии (стр. 10 )

Так, в левом полуэлементе окислительно-восстановитель-ной системой (парой) является Sn4+/Sn2+, где Sn4+ - окисленная форма (ставится в числителе), Sn2+ - восстановленная форма (ставится в знаменателе). В правом полуэлементе такой системой является Fe3+/Fe2+, где в числителе - окисленная форма, в знаменателе - восстановленная форма.

Схему рассмотренного гальванического элемента можно представить так:

(–) Pt, Sn2+/Sn4+ // Fe3+/Fe2+, Pt (+).

Потенциал окислительно-восстановительной пары вычисляют по уравнению Нернста, которое можно представить в виде

где Е - окислительно-восстановительный потенциал данной пары;

Е0 - стандартный окислительно-восстановительный потенциал;

аокисл - активность окисленной формы в системе;

авосст - то же восстановленной формы;

n - число электронов, приобретаемых окисленной формой или теряемых восстановленной формой.

Для сравнения потенциалов берут отношение аокисл./авосст = 1, то есть одинаковые активности окисленной и восстановленной форм (например, каждая равная 1 моль/л), при этом Е = Е0. В этих условиях потенциал окислительно-восстановительной системы Е0, измеряемый по отношению к водородному электроду, называется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом (или, что то же, стандартным редокс-потенциалом).

Стандартные электродные окислительно-восстановитель­ные потенциалы для многих систем определены экспериментально (табл.7.5.)

7.4.3. Направление протекания окислительно-

восстановительных процессов

С помощью электродных потенциалов можно определить осуществим ли на практике тот или иной окислительно-восстановительный процесс, также можно определить направление и полноту их самопроизвольного протекания и т. п.

Как известно, термодинамическим условием самопроизвольного протекания химического процесса является отрицательное значение изменения изобарно-изотермического потенциала, то есть Δ G < 0. Взаимосвязь между этой термодинамической функцией и ЭДС гальванического элемента, составленного из двух окислительно-восстановительных систем, выражается формулой

,

где n - число электронов, участвующих в суммарном окислительно-восстановительном процессе;

F - постоянная Фарадея, равная 96487 Кл.;

Δ Е = ЭДС.

Из уравнения следует, что термодинамическим условием самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении является положительное значение ЭДС, когда система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, то есть восстанавливается.

Итак, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна, то есть . Если ЭДС окажется отрицательной, то реакция протекает в обратном направлении. Так, реакция

будет протекать только слева направо, но не в обратном направлении. Действительно, из таблицы находим, что Е0 для системы Fe3+/Fe2+ = 0,771 В, а для I2/2I- = 0,536 В. Потенциал первой системы больше потенциала второй системы, а значит способность притягивать электроны у Fe3+ больше, чем у I2. ЭДС реакции положительна: 0,771 – 0,536 = 0,235 В.

При разнице значений Е0 большей, чем 0,2 В, о возможности осуществления того или иного окислительно-восстанови-тельного процесса можно судить по стандартным электродным потенциалам, являющимся основными характеристиками окислительно-восстановительных систем.

При больших значениях Е0 необходимо учитывать также концентрацию ионов, температуру, характер среды. Например, с увеличением концентрации ионов водорода Н+ окислительно-восстановительный потенциал таких пар, у которых окисленная форма содержит кислород (например, ионы , , ), возрастает, а с уменьшением концентрации ионов Н+ - падает. Так, в системе из двух полуреакций

, Е0 = 1,33 В,

, 1,36 В;

при стандартных условиях суммарный окислительно-восстановительный процесс

в прямом направлении происходить не может, поскольку . Однако при замене раствора HCl с С(HCl) = 1 моль/л на более концентрированный, например, с С(HCl) = 2 моль/л (уменьшение рН), электродный потенциал повышается до 1,37 В и окислительно-восстановительный процесс протекает в прямом направлении. Аналогичный эффект достигается и при увеличении концентрации ионов .

В этой же реакции смена направления протекания окислительно-восстановительного процесса может быть достигнута за счет изменения температуры

t > 60 0C

.

t < 60 0С

7.4.4. Коррозия металлов

Коррозией называют самопроизвольный процесс разрушения металлов и сплавов под действием окружающей среды.

Различают два вида коррозии - химическую и электрохимическую. Химическая коррозия обусловлена взаимодействием металлов с веществами, содержащимися в окружающей среде. В производственных условиях такими веществами, помимо О2, являются SO2, CO2, H2S, NH3 и др.

Химическую коррозию, обусловленную взаимодействием металлов с газами, называют газовой. Основной вклад в газовую коррозию металла вносит кислород воздуха. Различные металлы обладают различной устойчивостью по отношению к О2. Некоторые металлы (Al, Cr, Zn, Pb, Sn) образуют на воздухе плотные пленки оксидов, не разрушающиеся при изгибе или нагревании. Такие пленки защищают металл от дальнейшего доступа к нему газов и жидкостей, и процесс коррозии резко замедляется. Оксидные пленки других металлов (например, Fe) представляют собой рыхлые, пористые, механически непрочные образования. Они не предохраняют металл от доступа к нему газов и жидкостей. Поэтому такие металлы корродируют особенно быстро.

Однако наибольший вред приносит не химическая, а электрохимическая коррозия, связанная с переходом электронов от одних участков металла к другим. Закономерности, наблюдаемые при работе гальванических элементов, позволяют понять процесс электрохимической коррозии металлов. Механизм электрохимической коррозии связан с образованием гальванической пары при контакте двух металлов различной активности, контакте металла и сплава, образованием микрогальванических пар из зерен разных металлов.

11

Дело в том, что металлы обычно содержат примеси других металлов и неметаллов. При соприкосновении таких металлов с электролитом (которым может служить Н2О, адсорбированная из воздуха, поскольку в ней всегда имеются ионы растворенных веществ) на поверхности металла возникает множество микрогальванических пар. В этих парах атомы более активного металла (обычно Fe) играют роль анода, а атомы менее активного - роль катода. Схема электрохимической коррозии железа с включением меди изображена на рис.7.6.

Металлы высокой степени чистоты более коррозионно устойчивы. Наглядный пример устойчивости железа высокой степени чистоты - железная колонна в Индии, дошедшая к нам из глубокой древности.

Рис. 7.6. Схема электрохимической коррозии железа.

Коррозия - процесс поверхностный и при отсутствии трещин внутри металла развиваться не может. Поэтому одним из способов защиты от коррозии является нанесение на поверхность металла металлических и неметаллических покрытий.

В качестве металлических покрытий используют пленки Au, Ag, Ni, Cr, Zn и других металлов, которые мало подвергаются коррозии из-за своей индеферентости или по причине образования прочных оксидных пленок. Некоторые из этих металлов (Au, Ag, Ni, Cr), помимо защитной, выполняют и эстетическую функцию - придают изделиям приятный внешний вид.

Различают два вида металлических покрытий - анодное и катодное. Покрытие называется анодным, если оно изготовлено из металла, более активного, чем защищаемый; катодным, если изготовлено из менее активного металла. Примером анодных покрытий для изделий из железа являются пленки из Zn, Cr, примером катодных - пленки из Ni, Sn, Au, Ag. Катодные покрытия не защищают металлы в случае нарушения их целостности (трещины, царапины), так как при наличии электролита возникает гальваническая пара, роль растворимого анода в которой играет защищаемый металл.

Неметаллические покрытия также делятся на два вида - неорганические и органические. В качестве органических покрытий используются пленки лаков, красок, пластмасс, резины, битума, в качестве неорганических - эмали.

Протекторная защита заключается в соединении защищаемого изделия проводником с протектором - пластиной из более активного металла (Al, Mg, Zn). В процессе коррозии протектор служит анодом и разрушается, предохраняя от коррозии металлическое изделие или конструкцию (например, корпус корабля).

Электрохимическая (катодная) защита заключается в соединении соединяемого изделия с катодом внешнего источника тока, вследствие чего изделие становится катодом. Анодом служит вспомогательный, обычно стальной, электрод (кусок металла), который и разрушается в процессе коррозии.

7.4.5. Электролиз

Как было сказано выше, второй группой электрохимических процессов является превращение электрической энергии в химическую, которая осуществляется в электролизе. Процессы, протекающие при электролизе, по существу обратны процессам, имеющим место в гальванических элементах.

Если через раствор электролита пропускать постоянный электрический ток, то положительно заряженные частицы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные (анионы) - к аноду (рис.7.7.).

Рис.7.7. Схема электролиза.

Катионы, соприкасаясь с катодом, принимают у него электроны, то есть восстанавливаются, а на аноде происходит процесс окисления аниона. Таким образом, электролизом называют совокупность процессов, в которых химические реакции протекают на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.

Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора хлорной меди CuCl2. При пропускании тока находящиеся в растворе ионы Cu2+ и Cl - направляются к соответствующим электродам, на которых происходят следующие процессы:

катод (–) ← Cu2+ 2Cl- → (+) анод.

Ионы меди, принимая электроны, восстанавливаются на катоде до свободной меди, а ионы хлора, отдавая электроны, окисляются до свободного хлора

; .

Следовательно, на катоде происходит процесс восстановле­ния, а на аноде - процесс окисления.

Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются состав электролита, материал электродов и режим электролиза (температура, напряжение, плотность тока и др.).

Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.

Электролиз расплавов протекает просто. Эти процессы не зависят от материала электродов и природы ионов. Если в расплаве находится смесь ионов различных электролитов, то порядок их разрядки на электродах определяется их электродным потенциалом (Е0) в данных условиях:

- анионы окисляются на аноде в порядке возрастания Е0;

- катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания Е0.

Электролиз растворов электролитов протекает сложнее, чем электролиз расплавов из-за возможности участия в электродных процессах молекул воды - восстановление на катоде:

и окисление на аноде: .

В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание двух или большего числа процессов, наиболее вероятен тот, осуществление которого связано с минимальной затратой энергии, в связи с этим:

для процессов на катоде:

1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода, в порядке уменьшения Е0 (от Cu2+ до Pt4+).

2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом (от Li+ до Al3+ включительно) не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды.

3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного потенциала соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag+, Cu2+, Fe2+ сначала восстанавливаются катионы Ag+ (Е0 = 0,799 В), потом катионы Cu2+ (Е0 = 0,337 В), а затем катионы Fe2+ (Е0 = -0,44 В).

Для процессов на аноде:

– характер окислительных процессов зависит также от материала электродов. Различаются нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) электроды;

– инертные электроды изготовляются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. При использовании инертных анодов:

1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их Е0, не превышающих +1,5 в (S2-, I-, Br-,Cl-).

2. При электролизе водных растворов, содержащих анионы кислородсодержащих кислот (, , , и др.), на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды.

3. В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН-

;

– при использовании растворимых анодов (из меди, цинка, серебра, никеля и других металлов) электроны во внешнюю цепь посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого сделан анод

анод в растворе во внеш-

нюю цепь

Рассмотрим примеры.

Электролиз водных растворов солей (инертные электроды):

1. NaCl

↓

катод (–) ← Na+ + Cl- → (+) анод

____________________________________

2. K2SO4

↓

катод (–) ← 2K+ + → (+) анод

Н2О Н2О

__________________________________

3. ZnSO4

↓

катод (–) ← Zn2+ + → (+) анод

Н2О Н2О

________________________________________

Электролиз водного раствора CuCl2 (активный медный электрод)

CuCl2

Cu ↓

катод (–) ← Cu2+ + 2Cl- → (+) анод

Вещества, полученные электролизом, как правило, имеют высокую чистоту. Поэтому последняя реакция применяется для рафинирования меди.

7.4.6. Количественные характеристики

электролитических процессов

Количественная характеристика электролиза основывается на двух законах Фарадея.

1. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор электролита.

2. Массы различных веществ, окисляющихся или восстанавливающихся на электродах, прямо пропорциональны их химическим эквивалентам. При этом 96487 или округленно 96500 Кл электричества (26,8 ампер-часа) выделяют 1 эквивалент любого вещества. Это количество электричества (как было выше сказано) называется числом Фарадея (F).

Оба закона можно объединить общей формулой

,

где m - масса окисленного или восстановленного вещества, г;

э - эквивалент вещества;

Q - количество электричества, выраженное в кулонах, прошедшего через электролит (Q = Jt, где J - сила тока в амперах; t - время в секундах);

F - число Фарадея, равное 96500 Кл.

Так как эквивалент Э = А/n, где А - атомная масса элемента; n - его зарядность в соединении, то можно написать

.

Если Jt = 1 Кл, то масса выделившего вещества составляет A/(nּ96500) = E или, что то же, Э/96500 = Е.

Величина Е называется электрохимическим эквивалентом вещества и характеризует собой массу вещества, окисляющегося или восстанавливающегося на электродах при прохождении через электролит 1 Кл электричества. Химический эквивалент связан с электрохимическим соотношением Э = EּF.

Показателем эффективности электролиза является выход по току η, %, определяемый как отношение массы вещества, фактически полученной в данных условиях электролиза mп, к массе вещества, теоретически вычисленной на основании закона Фарадея mт

.

Электролиз широко применяется в технике. Электролиз используется для получения многих активных металлов и неметаллов, щелочей и некоторых солей. Электролизом пользуются в гальванотехнике для покрытия изделий другим металлом: никелем, цинком, оловом, хромом, золотом и т. д. С помощью электролиза получают сложные неорганические и органические соединения (электросинтез). Электролизом получают тяжелую воду.

7.4.7. Химические источники тока

Электрохимический способ получения тока является одним из наиболее перспективных. Исторически первым источником электрического тока, нашедшим реальное применение, был гальванический элемент Вольта. Этот элемент, состоящий их двух пластин - цинковой и медной, погруженных в разбавленный раствор серной кислоты, работает крайне непродолжительное время, из-за выделения газообразного водорода на медной пластинке (гальваническая поляризация).

В современных конструкциях гальванических элементов используются другие реакции. Например, в наиболее распространенных сейчас марганец-цинковых элементах ток генерируется за счет реакции

.

Анодом в элементе служит цинковый электрод, а катодом электрод из смеси диоксида марганца с графитом, токоотводом служит графит. В качестве электролита используется паста, состоящая из раствора хлорида аммония с добавкой муки или крахмала (загустителя).

В последние годы разработаны элементы с литиевыми анодами и катодами на основе оксида марганца, оксида меди, тионилхлорида (SOCl2) и др. Такие элементы используются в электронной аппаратуре, часах, портативных ЭВМ, кинокамерах, медицинских приборах, а также в военной технике.

Аккумуляторы

Аккумуляторами называются приборы, которые служат для накопления химической энергии, превращаемой по мере необходимости в электрическую энергию. В принципе любой обратимый гальванический элемент может служить аккумулятором. Аккумуляторы отличаются друг от друга как химической природой электродов и электролита, так и своей конструкцией.

В качестве примера рассмотрим устройство и работу так называемого свинцового аккумулятора, который широко используется, например, в автомобилях. Общая схема свинцового аккумулятора близка к схеме гальванического элемента. Он составляется из решетчатых свинцовых пластин (рис.7.8.), заполненных пастой, приготовляемой из оксида свинца (II) PbO. Пластины погружаются в 25–30-процентный раствор Н2SO4 (ρ = 1,18 – 1,22).

В результате взаимодействия оксида свинца с серной кислотой на поверхности пластин образуется слой труднорастворимого сернокислого свинца

PbO + H2SO4 = PbSO4 + H2O.

Рис.7.8. Схема свинцового аккумулятора.

Чтобы накопить в аккумуляторе химическую энергию, надо его зарядить. Для этого одну из свинцовых пластин соединяют с отрицательным, а другую - с положительным полюсами источника постоянного электрического тока. При зарядке аккумулятора электрическая энергия превращается в химическую:

катод ,

анод .

Складывая уравнения реакций, происходящих на отрицательном и положительном электродах будем иметь

.

В результате зарядки аккумулятора на одном электроде образуется металлический свинец, обладающий свойствами восстановителя, а на другом - диоксид свинца PbO2, который обладает свойствами окислителя (рис.7.9.).

Рис.7.9. Схема свинцового аккумулятора до и после зарядки.

Иначе говоря, при зарядке аккумулятора образуется гальванический элемент

(–) Pb/H2SO4/PbO2 (+).

При зарядке аккумулятора на его электродах происходят следующие процессы:

анод ,

катод .

Если сложить уравнения реакций, протекающих при разрядке аккумулятора, то получится следующее суммарное уравнение:

.

Так как при разрядке аккумулятора ионы Н+ и вступают в реакцию, то концентрация Н2SO4 в растворе уменьшается. Следовательно, уменьшение концентрации кислоты может быть показателем степени заряженности аккумулятора.

Учитывая, что при разрядке аккумулятора идет процесс, обратный тому, какой имел место при его зарядке, оба процесса, происходящие в аккумуляторе, можно выразить одним уравнением

зарядка

.

разрядка

Напряжение электрического тока, возникающего при разрядке свинцового аккумулятора, выше 2 В.

Автомобильный аккумулятор состоит из шести соединенных вместе свинцовых ячеек, его ЭДС = 12 В.

Кроме кислотных аккумуляторов важное практическое применение находят, так называемые, щелочные (железо-никелевые, кадмиево-никелевые и серебряно-цинковые) аккумуляторы, они дают ток с напряжением 1,35 В, но обладают большей устойчивостью, чем кислотные.

Топливные элементы

Особой разновидностью химических источников тока являются топливные элементы. В топливном элементе химическая энергия реакции горения (окисления) топлива непосредственно превращается в электрическую энергию. Поэтому КПД его превышает 80 %.

Как и в любом другом химическом источнике тока, реакция между восстановителем (топливом) и окислителем протекает на двух пространственно разделенных электродах. На аноде протекает реакция электрохимического окисления топлива с отдачей электронов во внешнюю цепь, на катоде - восстановление окислителя, для чего потребляются электроны из внешней цепи.

Однако в отличие от обычных источников тока запасы топлива и окислителя находятся не в самом элементе, а подаются в электроды извне со скоростью, пропорциональной снимаемому току (рассчитывают по закону Фарадея). Это элемент непрерывного действия, так как реагирующие вещества непрерывно подводят к электродам, а продукты горения непрерывно выводятся.

Как правило, в топливных элементах используется жидкое или газообразное топливо. Из жидких топлив наиболее перспективными являются метиловый и этиловый спирты, формальдегид, гидразин; из газообразных - водород, оксид углерода (II), этилен, бутан, пропан и др. В качестве окислителя применяют воздух или кислород и реже хлор, бром. Электролиты также разные. Это могут быть водные растворы щелочей или кислот, расплавленные карбонаты или гидроксиды металлов, наконец, тугоплавкие твердые электролиты (например, ZrO2 + CaO).

В настоящее время наиболее часто применяют водородно-кислородный топливный элемент. Устройство его чрезвычайно простое (рис.7.10.).

Рис.7.10. Схема кислородно-водородного топливного элемента:

1 – анод, 2 - ионный проводник, 3 - катод.

На электродах протекают реакции: на аноде - электрохимическое окисление водорода

;

на катоде - электрохимическое восстановление (ионизация) кислорода

.

Суммарное уравнение реакции

,

то есть элемент основан на принципе, обратном электролизу воды.

Топливные элементы широко применяются в спутниках, космических кораблях, а также в электрохимической промышленности.

Весьма заманчиво применение топливных элементов вместо двигателей внутреннего сгорания. Это вызовет техническую революцию на транспорте.

Основные понятия и выводы

1. Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами.

2. Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними.

3. Электродом называют пластинку металла, погруженную в раствор электролита, а разность потенциалов образовавшегося при этом двойного электрического слоя - электродным потенциалом (Е0).

4. Электрод, на поверхности которого происходит процесс восстановления, называют катодом, а электрод, на поверхности которого происходит процесс окисления, называют анодом.

5. Электродным потенциалом называется разность потенциалов между пластиной металла и раствором, содержащим его ионы. Стандартный электродный потенциал Е0 - электродный потенциал, измеренный при стандартных условиях: концентрация ионов металла равна 1 моль/л при 25 0С (298 К) и давлении Р = 1,03ּ105 Па.

6. Для измерения Е0 собирают гальванический элемент, состоящий из электрода исследуемого металла, помещенного в раствор его соли, и электрода сравнения. Обычно в качестве электрода сравнения используют стандартный водородный электрод.

7. Расположив металлы (слева направо) в порядке возрастания алгебраической величины Е0, получают ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений).

8. Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру окислительно-восстановительной способности металла и его ионов. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает и наоборот.

9. В гальваническом элементе электрический ток возникает за счет протекания химической окислительно-восстанови-тельной реакции. Первый гальванический элемент - элемент Вольта.

10. Направление окислительно-восстановительных реакций. В качестве окислителя всегда выступает окисленная форма с большим значением стандартного электродного потенциала (). Если >, протекает прямая реакция. Если >, протекает обратная реакция.

11. Коррозия металлов - разрушение металлов (сплавов) при их окислительно-восстановительном взаимодействии с окружающей средой.

12. Электрохимическая коррозия является результатом возникновения и работы гальванических элементов, в которых анодом является химически более активный материал или участок детали, катодом - более пассивный.

13. Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию. Это обратный процесс происходящему в гальваническом элементе.

14. При электролизе из возможных процессов на катоде наиболее вероятен процесс восстановления, которому отвечает максимальный электродный потенциал, а на аноде - процесс окисления с минимальным электродным потенциалом.

15. Массы выделившихся при электролизе веществ зависят от количества пропущенного электричества и эквивалентов этих веществ и не зависят от давления, температуры и концентрации электролита (законы Фарадея).

16. В настоящее время разработано и используется большое число разнообразных источников тока: первичных и топливных элементов, а также аккумуляторов.

Контрольные вопросы, задачи

1. Из чего состоит электрохимическая система?

2. Что такое электрод?

3. Каковы причины возникновения электродного потенциала?

4. Что называется стандартным электродным потенциалом?

5. Как влияет на потенциал металла концентрация ионов металла?

6. Что такое гальванический элемент?

7. С помощью формулы Нернста рассчитайте электродный потенциал никеля в 0,1 М растворе NiCl2, водорода в 0,01 М растворе H2SO4 (остальные условия стандартные).

8. Предложите гальванический элемент с максимально возможной ЭДС, пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов. Укажите электродные процессы в этом элементе и суммарную окислительно-восстановительную реакцию.

9. Вычислите ЭДС элемента, образованного свинцовым электродом, погруженным в 0,01 М раствор Pb(NO3)2, и серебряным электродом, погруженным в 2 М раствор AgNO3.

10. Что такое коррозия, в чем сущность электрохимической коррозии? В чем ее отличие от химической?

11. Какой участок подвергающегося коррозии металла называется анодом, а какой - катодом?

12. Каковы важнейшие методы защиты металлов от коррозии?

13. В чем сущность электролиза, какие процессы происходят на катоде и на аноде при электролизе?

14. Какие процессы протекают на платиновых электродах при электролизе следующих растворов: а) CuSO4; б) Pb(NO3)2; в) KCl.

15. Как формулируются законы Фарадея?

16. Какой силы должен быть ток, чтобы при пропускании его через расплав MgSO4 выделить на катоде 6 г магния за 10 ч?

17. Через раствор NaOH пропускали ток в 5 а в течение 2 ч 24 мин 45 с. Определить объем выделившегося водорода, измеренного при нормальных условиях.

18. Какие приборы называются аккумуляторами?

19. Опишите электродные процессы и суммарную токообразующую реакцию свинцового кислотного аккумулятора в режимах "заряд" и "разряд".

20. Как работают топливные элементы?

Тема 8. Химическая идентификация

и анализ вещества

Аналитическая химия - это раздел химии, изучающий методы исследования химического состава веществ. Она устанавливает какие химические элементы, в какой форме и в каком количестве содержатся в изучаемом объекте. В соответствии с этими задачами в аналитической химии выделяют два больших раздела: качественный анализ и количественный анализ.

Задача качественного анализа - определить качественный состав веществ, то есть выяснить из каких элементов или ионов состоят исследуемые вещества. Количественный анализ устанавливает количественный состав веществ, то есть определяет в каком количестве отдельные элементы или ионы содержатся в исследуемых веществах.

Для определения качественного состава веществ применяются химические, физические и физико-химические методы исследования. Химические методы основаны на использовании химических реакций, с помощью которых обнаруживают присутствие элемента или иона. Например, ион можно обнаружить с помощью раствора в щелочной среде по характерному красно-бурому осадку, который образуется при их взаимодействии. При малых количествах осадок не образуется, но появляется желто-бурое или желтое окрашивание раствора.