Поиск

Полнотекстовый поиск:
Где искать:
везде
только в названии
только в тексте
Выводить:
описание
слова в тексте
только заголовок

Рекомендуем ознакомиться

'Рабочая программа'
о понятиях и обобщенных положениях коммерческой деятельности, которые в совокупности становятся целостной системой и образуют научную дисциплину «Орг...полностью>>
'Конкурс'
Приглашаем Вас принять участие в Региональном Фестивале–конкурсе детского и юношеского творчества «Самоцветы Сибири», посвящённом празднованию 350–ле...полностью>>
'Документ'
Данное Положение вводится в целях повышения эффективности производства, усовершенствования системы организации оплаты труда. Оплата труда работников ...полностью>>
'Документ'
Выпускники данной специальности – специалисты по планированию, организации и контролю движения материальных и нематериальных потоков в производственн...полностью>>

Методические указания к самостоятельной работе по общей химии для студентов Iкурса всех специальностей, изучающих химию

Главная > Методические указания
Сохрани ссылку в одной из сетей:

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего и профессионального образования

«Тихоокеанский государственный университет»

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Методические указания к самостоятельной работе

по общей химии для студентов I курса всех специальностей,

изучающих химию

Хабаровск

Издательство ТОГУ

2007

УДК 541.13 (07)

Электрохимические процессы : методические указания к самостоятельной работе по общей химии для студентов I курса всех специальностей, изучающих химию / сост. Л. Е. Незаментимова. – Хабаровск : Изд-во Тихоокеан. гос. ун-та, 2007. – 27 с.

Mетодические указания составлены на кафедре «Химия» и предназначены для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы студентов. В них представлены общие вопросы темы «Электрохимические процессы» по разделам «Потенциалы металлических электродов», «Гальванические элементы», «Коррозия металлов» и «Электролиз», приведены примеры решения задач, предложены многовариантные задания для самоподготовки.

Печатается в соответствии с решениями кафедры химии и методического совета факультета математического моделирования и процессов управления.

Ó Тихоокеанский государственный

университет, 2007

ВВЕДЕНИЕ

Особенности структуры металлов приводят к тому, что свойства металлических элементов неразрывно связаны с протеканием окислительно-восстановительных реакций и электрохимическими свойствами системы металл – среда. На практике оказывается необходимым умение оценить активность металлов, характер их взаимодействия с окружающей средой, химическое поведение металлов в составе конструкционных узлов различных технологических систем и установок.

Электрохимические процессы лежат в основе целого ряда важнейших производств, связанных с получением черных и цветных металлов, их сплавов и других химически ценных продуктов; c созданием и применением химических источников тока.

Объем химических знаний для современного инженера определяется также проблемами, которые встречаются при конструкторской разработке деталей, механизмов и установок в связи с выбором специальных, традиционных и новых конструкционных материалов.

Таким образом, изучение темы «Электрохимические процессы» является важной составной частью инженерного образования.

В данных методических указаниях представлены в краткой форме теоретические основы электрохимических процессов по разделам, посвященным потенциалам металлических электродов, гальваническим элементам, электрохимической коррозии металлов и электролизу растворов электролитов. Задания для самоподготовки студентов предваряются примерами с подробными решениями.

Предлагаемые методические указания не только послужат цели проверки знаний, но и помогут студентам найти ответы на многие важные вопросы по изучаемой теме и в итоге более качественно усвоить материал.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах); 2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником (проводником 1-го рода). Ионным проводником (проводником 2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником.

Количественные характеристики электрохимических процессов устанавливаются законами Фарадея, открытыми в 1833 г. С учетом современной терминологии эти законы формулируются так:

  1. Масса вещества, испытавшего электрохимическое превращение на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.

  2. При пропускании одинакового количества электричества через растворы или расплавы различных электролитов массы веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

Экспериментально установлено, что для выделения на электроде одной молярной массы эквивалента вещества В необходимо затратить одно и то же количество электричества, равное примерно 96500 Кл. Оно получило название постоянной Фарадея F.

Оба закона Фарадея можно объединить одной формулой:

m(В) = = ,

где m(B) – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде, г; Mэк(В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; Q – количество электричества, прошедшего через электролит, Кл. (Q = It, где I – сила тока, А; t – время, с).

Показателем эффективности электролиза является выход по току  (%), определяемый как отношение массы вещества, фактически полученной в данных условиях, mфакт к массе вещества, теоретически вычисленной на основе закона Фарадея, mтеор:

 = %.

ПОТЕНЦИАЛЫ МЕТАЛЛИЧЕСКИХ ЭЛЕКТРОДОВ

При погружении металлической пластинки в воду или в раствор соли этого же металла между пластинкой и раствором устанавливается окислительно-восстановительное равновесие:

Mе + mH2О ⇄ Меn+ mН2О + nē.

пластинка пластинка

раствор

На границе раздела двух фаз (металл – раствор) возникает двойной электрический слой, характеризующийся некоторой разностью электростатических потенциалов. При равновесии скорость растворения металла равна скорости восстановления его ионов. Скачок потенциала, устанавливающийся в двойном электрическом слое при равновесии, называется равновесным потенциалом металлического электрода, Е0Men+/ Me.

Схематическое изображение металлического электрода представляет собой дробь, в числителе которой записывают окисленную форму, а в знаменателе – восстановленную форму частиц, образующих двойной электрический слой. Разделительная черточка символизирует границу раздела между проводниками разного рода – металлом и электролитом.

Например:

структура двойного электрического слоя

схема соответствующего электрода

Zn ⇄ Zn2+ + 2ē

Zn2+/ Zn

Al ⇄ Al3+ + 3ē

Al3+/ Al

Экспериментально определить абсолютное значение электродного потенциала невозможно. Поэтому на практике потенциалы металлических электродов измеряют относительно водородного электрода, принятого за электрод сравнения.

Стандартный водородный электрод изготовлен из платины, покрытой платиновой чернью и погруженной в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной единице. Через раствор при 298 К (25 oС) под давлением 101,325 кПа пропускается газообразный водород. Таким образом, на поверхности платинового электрода устанавливается равновесие:

2H+ + 2ē ⇄ H2,

которое характеризуется определенным значением скачка потенциалов на межфазной границе. Электродный потенциал, отвечающий данным условиям, называют стандартным потенциалом стандартного водородного электрода, а его численное значение условно принято равным нулю: = 0.

Стандартным потенциалом металлического электрода ЕoMen+/ Me называют потенциал этого электрода в растворе собственных ионов с их концентрацией, равной 1 моль/дм3, измеренный относительно стандартного водородного электрода. (При точных определениях и расчетах вместо аналитической концентрации используют активность электролитов).

Значения стандартных потенциалов электродов приводятся в справочной литературе [3, 4, приложение]. Располагая окислительно-восстановительные системы типа Mеn+/Mе в порядке возрастания стандартных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов.

Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в водных растворах:

  1. чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов;

  2. металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т. е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот;

  3. каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.

При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме Ох + nē ⇄ Rеd, рассчитывают по уравнению Нернста:

ЕOх / Red = Е0Oх / Red + ln ,

где ЕOх / Red – электродный потенциал системы в заданных условиях, В; Е0Oх / Red – стандартный электродный потенциал, В; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(мольК); Т – абсолютная температура, К; F – постоянная Фарадея, Кл/моль; n – число электронов, участвующих в электродном процессе; [Ох], [Rеd] – молярные концентрации частиц, участвующих в электродной реакции в окисленной и восстановленной формах, моль/л. При точных расчетах вместо аналитической концентрации используют активность электролитов.

Из анализа уравнения Нернста следует, что значение потенциала электрода определяется природой его материала, температурой и концентрациями (активностями) частиц, участвующих в электродной реакции.

Применяя уравнение Нернста к металлическим электродам и учитывая, что [Rеd] = [Ме] = 1, получим

ЕМеn+/ Ме = E0Меn+/ Ме + ln[Mеn+].

Переходя от натурального логарифма к десятичному и подставляя в уравнение Т = 298 К и соответствующие значения R и F, получаем:

ЕМеn+/ Ме = E0Меn+/ Ме + lg[Mеn+].

Примеры решения задач

Пример 1

В какой пробирке происходит реакция при внесении медных пластинок в растворы сульфата железа(), нитрата серебра, разбавленной серной кислоты?

Решение

По таблице приложения (с. 27) найдем значения соответствующих стандартных электродных потенциалов и сравним их. Поскольку Е0Сu 2+/ Сu = +0,33 В имеет большую алгебраическую величину, чем Е02+/ Fе = 0,44 В, медь менее активна, чем железо, и не способна вытеснить его из раствора соли. Взаимодействия меди с сульфатом железа() не произойдет: Cu + FeSO4  .

Стандартный электродный потенциал меди Е0Сu2+/ Сu = +0,33 В имеет большую алгебраическую величину, чем Е0Ag+/ Аg = +0,80 В, следовательно, медь активнее серебра и будет вытеснять его из раствора соли:

Cu + 2АgNO3 = 2Аg + Cu(NО3)2.

Сu – 2ē = Сu 2+ 1 окисление, восстановитель;

Аg+ + ē = Аgо 2 восстановление, окислитель.

Поскольку Е0Сu2+/ Сu = +0,33 В больше, чем Е 0Н+/ Н = 0, медь не способна вытеснять водород из разбавленных кислот. Взаимодействия меди с разбавленной серной кислотой не произойдет: Сu + Н2SO4 (разб.) .

Пример 2

Стандартный потенциал никеля больше, чем кобальта (см. приложение). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль/л ?

Решение

Электродный потенциал металла зависит от концентрации его ионов в растворе по уравнению Нернста. Определим электродные потенциалы никеля и кобальта при заданных концентрациях:

ENi2+/ Ni = E0 Ni2+/ Ni + lg[Ni2+] = 0,25 +lg10-3 = 0,339 В;

ЕCo2+/ Со = Е0Co2+/ Со + lg[Со2+] = 0,277 + lg10-1 = 0,307 В.

Таким образом, при изменившейся концентрации ионов потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Задания для самоподготовки

Задание 1

Рассмотрите возможность взаимодействия металла Ме с водными растворами электролитов (табл. 1). Ответ мотивируйте, приведя значения соответствующих стандартных электродных потенциалов. Составьте молекулярные и электронные уравнения возможных реакций.

Таблица 1

Варианты задания 1

п/п

Ме

Водные растворы электролитов

п/п

Ме

Водные растворы электролитов

1

Мn

FeSO4 ; H2SO4 (р); NaCI

16

Ni

CdSO4; H2SO4 (р); Bi(NO3)3

2

Sn

Hg(NO3)2; CrCl3 ; CuSO4

17

Ag

Hg(NO3)2 ; CoSO4 ; HCl

3

Ni

MgCl2 ; Sn(NO3)2 ; HCl

18

Co

MgCl2 ; Pb(NO3)2 ; ZnSO4

4

Ag

CuCl2 ; Al2(SO4)3 ; H2S

19

Fe

H2S ; AgNO3 ; CaCl2

5

Co

Na2SO4; FeCl2; Рb(NO3)2

20

Pb

Hg(NO3)2; FeCl3 ; H2SO4 (р);

6

Fe

HCl; Mg(NO3)2 ; Al2(SO4)3

21

Cr

AlCl3 ; Co(NO3)2 ; NiSO4

7

Pb

Hg(NO3)2; ZnCl2 ; CuSO4

22

Al

Pb(CH3COO)2 ; MgCl2;FеSO4

8

Cr

MgCl2;Fe2(SO4)3; H2SO4(р)

23

Sn

AgNO3 ; NiCl2 ; HCl

9

Al

Zn(NO3)2; Pb(CH3COO)2; HCl

24

Cd

Hg(NO3)2 ; AlCl3 ; H2SO4 (р)

10

Sn

FeSO4; CuCl2; Mg(NO3)2

25

Ti

Cr2 (SO4)3 ; Ni(NO3)2 ; MgCl2

11

Cd

MgCl2; AgNO3; Cr2(SO4)3

26

Mg

BaCl2 ; Fe 2(SO4)3 ; Sn(NO3)2

12

Ti

H2SO4(p); Sn(NO3)2; AlCl3

27

Bi

NiSO4; Hg(NO3)2 ; HCl

13

Mg

HCl; Co(NO3)2 ; CaCl2

28

Zn

Рb(NO3)2; FeSO4 TiCl2

14

Mn

Fe(NO3)2 ; TiCl2; H2S

29

Fe

CuSO4; Zn(NO3)2 ; H3PO4

15

Sn

Hg(NO3)2; MnCl2; CuSO4

30

Cu

Bi(NO3)3 ; HCl; Al2(SO4)3

Задание 2

Рассчитайте равновесный потенциал электрода, состоящего из металла Ме, погруженного в раствор электролита В с концентрацией С(В) (моль/л) (табл. 2).

Изменится ли потенциал электрода, если электролит разбавить в 10 раз?

Таблица 2

Варианты задания 2

п/п

Ме

В

С(В), моль/л

п/п

Ме

В

С(В), моль/л

1

Ni

NiSO4

0,01

16

Co

CoCl2

0,1

2

Ag

AgNO3

0,001

17

Al

AlCl3

0,01

3

Sn

SnCl2

0,1

18

Cr

Cr2(SO4)3

0,001

4

Zn

ZnSO4

0,1

19

Sn

SnSO4

0,0001

5

Fe

FeCl2

0,001

20

Zn

ZnJ2

0,001

6

Mn

Mn(NO3)2

0,01

21

Mn

MnSO4

0,01

7

Ti

TiCl2

0,0001

22

Ni

NiCl2

0,1

8

Cu

CuSO4

0,01

23

Bi

Bi(NO3)3

0,01

9

Pb

Pb(NO3)2

0,1

24

Fe

FeCl3

0,001

10

Аl

Al2(SO4)3

0,001

25

Mg

MgSO4

0,0001

11

Zn

ZnCl2

0,01

26

Cu

Cu(NO3)2

0,1

12

Cr

CrCl3

0,1

27

Sn

SnBr2

0,001

13

Fe

FeSO4

0,01

28

Cr

Cr(NO3)3

0,0001

14

Mg

Mg(NO3)2

0,001

29

Zn

Zn(NO3)2

0,01

15

Pb

Pb(CH3COO)2

0,001

30

AI

AlBr3

0,001

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Гальванический элемент – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрический ток.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, соединенных металлическим проводником и находящихся в среде электролитов. Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом (отрицательный полюс гальванического элемента), а электрод, на котором происходит восстановление – катодом (положительный полюс). Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Процессы, происходящие на электродах, записывают в виде электронных уравнений. Суммарное уравнение, получаемое при сложении электронных уравнений анодной и катодной реакций, представляет собой уравнение реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента (токообразующей реакции).



Скачать документ

Похожие документы:

  1. Методические указания к выполнению лабораторных работ по дисциплине информатика для студентов Iкурса специальности 080507 и IV курса специальности 030602

    Методические указания
    21 Методические указания к выполнению лабораторных работ по дисциплине ИНФОРМАТИКА для студентов I курса специальности 080507 IV курса специальности 030602 дневного обучения.
  2. Методические указания по выполнению контрольной работы для самостоятельной работы студентов Iкурса всех специальностей (первое высшее образование)

    Методические указания
    Выполнение контрольной работы направлено на углубление теоретических знаний студента по дисциплине «Концепции современного естествознания» с целью проверки качества этих знаний и закрепления их.
  3. Нтов и проведения государственной аккредитации утвержденного приказом Государственной службы по надзору и контролю в сфере образования Кемеровской области от 10

    Документ
    Составлено на основании порядка представления документов и проведения государственной аккредитации утвержденного приказом Государственной службы по надзору и контролю в сфере образования Кемеровской области от 10.

Другие похожие документы..