Книжная полка Сохранить
Размер шрифта:
А
А
А
|  Шрифт:
Arial
Times
|  Интервал:
Стандартный
Средний
Большой
|  Цвет сайта:
Ц
Ц
Ц
Ц
Ц

Химия. Электрохимические процессы и системы

Покупка
Основная коллекция
Артикул: 636872.01.99
Доступ онлайн
30 ₽
В корзину
Работа посвящена практическим вопросам электрохимии – электродам, гальваническим элементам, электролизу, коррозии металлов и способам защи-ты от нее. В каждом разделе представлена краткая теоретическая информация, продуктивные способы деятельности, примеры обучающих и контролирующих заданий. Предназначена для студентов технических специальностей.
Варенцов, В. К. Химия. Электрохимические процессы и системы / Варенцов В.К., Синчурина Р.Е., Турло Е.М. - Новосибирск :НГТУ, 2013. - 60 с.: ISBN 978-5-7782-2241-0. - Текст : электронный. - URL: https://znanium.com/catalog/product/558712 (дата обращения: 28.03.2024). – Режим доступа: по подписке.
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов. Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в ридер.
Министерство образования и науки Российской Федерации 

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

 
 
 
 
 
 
В.К. ВАРЕНЦОВ, Р.Е. СИНЧУРИНА,  
Е.М. ТУРЛО 
 
 
 
 
ХИМИЯ 
 
 
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ 
ПРОЦЕССЫ И СИСТЕМЫ 
 
 
Учебно-методическое пособие 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
НОВОСИБИРСК 
2013 

УДК 541.13(075.8) 
   В 18 
 
 
 
Рецензенты: 
канд. хим. наук, доц. Т.П. Александрова; 
д-р хим. наук, проф. Н.Ф. Уваров 
 
 
 
Работа подготовлена на кафедре химии для студентов технических 
специальностей дневной и заочной форм обучения  
и утверждена Редакционно-издательским советом университета  
в качестве учебно-методического пособия 
 
 
 
 
Варенцов В.К. 
В 18  
Химия. Электрохимические процессы и системы: учеб.-метод. пособие / В.К. Варенцов, Р.Е. Синчурина, Е.М. Турло. – Новосибирск: Изд-во НГТУ, 2013. – 60 с. 

 
 
ISBN 978-5-7782-2241-0 

Работа посвящена практическим вопросам электрохимии – электродам, 
гальваническим  элементам, электролизу, коррозии металлов и способам защиты от нее. В каждом разделе представлена краткая теоретическая информация, 
продуктивные способы деятельности, примеры обучающих и контролирующих 
заданий. 
Предназначена для студентов технических специальностей.  
 
 
УДК 541.13(075.8) 
 
 
 
ISBN 978-5-7782-2241-0 
© Варенцов В.К., Синчурина Р.Е.,  
 
    Турло Е.М., 2013 
 
© Новосибирский государственный  
 
    технический университет, 2013 

ВВЕДЕНИЕ 

Работа направлена на обобщение и систематизацию знаний и умений обучающихся. Пользуясь предложенными материалами, обучающиеся могут более глубоко и осознанно освоить теоретические и практические  вопросы такого раздела курса химии как «Электрохимия». С 
этой целью в учебно-методическом пособии приведены учебные цели 
раздела, краткие теоретические сведения, продуктивные способы деятельности (алгоритмы выполнения заданий), примеры обучающих и 
контролирующих заданий, справочные материалы и список использованной литературы. 
После успешного освоения данного раздела «Электрохимия» студент будет знать и уметь, а именно 
иметь представление: 
 об основных проблемах и направлениях развития электрохимии; 
 о механизме возникновения и строении двойного электрического 
слоя; 
знать: 
 классификацию электрохимических систем и электрохимических 
процессов; 
 основные положения соглашения об электрических цепях; 
 устройство и принцип работы основных электродов (первого и 
второго родов, газовых), понятие проводник первого и второго рода, 
уравнения Нернста и Нернста – Петерсона; 
 классификацию, устройство и механизм работы гальванических 
элементов; 
 основные электродные реакции при электролизе водных растворов электролитов, понятие растворимые и нерастворимые аноды; законы Фарадея, выход вещества по току; 
 классификацию коррозионных процессов; 
 причины, обуславливающие коррозию металлов; 
 механизм коррозии металлов с водородной и кислородной деполяризацией; 
 способы и методы защиты металлов от коррозии; 

уметь: 
 сравнивать свойства металлов на основе их стандартного окислительно-восстановительного потенциала; 
 составлять электрохимическую схему: 
 электрода; 
 гальванического элемента; 
 процесса электролиза; 
 коррозионного элемента; 
 рассчитывать: 
 равновесный потенциал основных электродов (первого и второго 
родов, газовых);  
 равновесное напряжение гальванического элемента; 
 энергию Гиббса для гальванического элемента; 
 максимальную полезную работу для гальванического элемента; 
 массы и объемы веществ, прореагировавших на электроде при 
прохождении электрического тока; 
 записывать уравнения электрохимических реакций, протекающих: 
 в гальваническом элементе (анодная, катодная и суммарная реакции); 
 при электролизе (катодная, анодная реакции); 
 при коррозии металлов (анодная, катодная и суммарная реакции); 
 при нарушении целостности покрытий (катодного, анодного), 
при протекторной и электрозащите; 
 при цементации (вытеснении менее активного металла из раствора его соли более активным); 
 оценивать возможность коррозии металла на основании сравнения рассчитанных равновесных потенциалов возможных анодной и 
катодных реакций, пользуясь диаграммой Пурбе; 
 подбирать способ защиты металлов от коррозии:  
 анодное покрытие; 
 катодное покрытие; 
 протекторная защита; 
 электрозащита.  
Учебное издание может быть использовано обучающимися для самоконтроля, при самостоятельной работе во время подготовки к занятиям, при проведении практических и лабораторных работ. Целесообразно вначале рассмотреть образцы решения  обучающих заданий и 
рекомендации по их выполнению, а затем приступать к выполнению 
контрольных заданий.  

1. ЭЛЕКТРОДЫ  
И ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ 

Электрод – это гетерогенная система из двух находящихся в контакте проводников – электронного (металлы, графит) и ионного (раствор или расплав электролита). Электроды делятся на пять основных 
классов 
(первого, 
второго 
и 
третьего 
родов, 
окислительновосстановительные и газовые). 
Электрод первого рода (ионно-металлический) – это металл 
(Me), погруженный в раствор, содержащий катионы этого (Mez+). 
Схема ионно-металлического электрода: 
 
Me0  |Mez+ (1), C(Mez+) (2),   
(1) 

где вертикальная черта обозначает поверхность раздела фаз металл (1) – 
раствор (2); C(Mez+) – молярная концентрация соответственно катионов или соли данного металла в растворе, моль/л. 
При погружении металла в раствор, содержащий ионы этого металла, осуществляется обмен между поверхностными ионами металла 
и ионами металла в растворе. Наличие такого обмена было экспериментально доказано с помощью радиоактивных изотопов металла. 
В зависимости от природы металла в результате указанного обмена 
поверхность металла заряжается отрицательно или положительно. Соответственно, слой раствора, непосредственно примыкающий к поверхности металла, заряжен отрицательно или положительно, так как 
система «электрод-раствор» в целом электронейтральна. В результате 
различного заряда поверхности металла и прилегающего к ней раствора возникает двойной электрический слой (ДЭС), который определяется электрохимической реакцией  
 
Me1 – z ̅ → Me1
z+,  
(2)    

или  
 
Mez+ + z ̅ → Me0.  
(3) 

Согласно модели Гельмгольца ДЭС рассматривается как конденсатор. Одна обкладка конденсатора проходит через ионы, расположенные на поверхности металла, а вторая – через ионы, прилегающие к 
поверхности металла со стороны раствора. На границе «металлраствор» возникает межфазовая разность потенциалов или скачок потенциала. 
Эта разность потенциалов называется равновесным (или обратимым) окислительно-восстановительным потенциалом ионно-металлического электрода. Равновесный потенциал ионно-металлического 
электрода рассчитывается по уравнению Нернста:     

 
Ме
|Ме
z

 = 
0
Ме
|Ме
φ
z
 + 0,059 lgC
z
(Mez+), 
           (4) 

где z – число электронов, принимающих участие в динамическом равновесии, определяемое зарядом катиона; 
0
Ме
|Ме
 φ
z
 – стандартный по
тенциал ионно-металлического электрода в растворе с C(Mez+) =  
= 1 моль/л, Т = 298 К (значения приводятся в справочниках). 
Поскольку абсолютное значение равновесного потенциала определить невозможно, пользуются понятием потенциала в относительной 
шкале. Для этого измеряют потенциал исследуемого электрода относительно другого электрода. В качестве такого электрода (или точки отсчета) принят стандартный водородный электрод. Стандартный потен
циал этого электрода при активности ионов водорода 
+ 
Н
моль
1
л


,  

Т = 298 К, Р = 1 атм принят равным нулю. 
Значения стандартных электродных потенциалов в относительной 
шкале потенциалов расположены в порядке возрастания их значений и 
характеризуют окислительно-восстановительные свойства металлов. 
Чем меньше алгебраическая величина 
Ме
|Ме
φ
z
, тем металл хими
чески активнее, легче окисляется (отдает электроны) и труднее восстанавливаются его катионы (принимают электроны)  

1
1
2
2
Ме
|Ме
Ме
|Ме
Меj
|Меj
φ
φ
... φ
z
z
z





. 

←усиление восстановительных свойств 
усиление окислительных свойств→ 

Металл, потенциал которого более электроотрицателен, восстанавливает из раствора ионы металла с более положительным потенциалом. Например, железный гвоздь, помещенный в раствор сульфата меди (II), растворяется, а медь выделяется в виде металла. Цементация 
(контактное выделение металла) – процесс восстановления ионов металла с более электроположительным потенциалом на поверхности 
металла с более электроотрицательным равновесным потенциалом.  
Рассчитать потенциал электрода можно, если известна концентрация катионов в растворе. Концентрацию любого иона 
i
С  в растворе 
можно вычислить по формуле 

 
( )
i
i
C
C B
N



, моль/л,  
(5) 

где 
i
N  – число ионов данного сорта, образующихся при диссоциации 
одной молекулы электролита, С(В) – молярная концентрация раствора, 
 – степень диссоциации электролита. 

Пример 1. Электрод образован погружением серебряной пластины 
в раствор, в 5 л которого содержится 5,44 г AgNO3. Рассчитайте потенциал электрода, запишите его схему и напишите уравнение равновесной реакции. 
Решение. По уравнению Нернста при Т = 298 К 

Ag |Ag
φ

 = 
0
Ag |Ag
φ

 + 0,059 lgC
z

+
(Ag ) , 
0
Ag |Ag
φ

 = 0,799 B. 

Рассчитываем 

С(AgNO3) = 





3

3

AgNO
 моль
 
,
AgNO
л

m

M
V

, 

М(AgNO3) = 169,8 г/моль, С(AgNO3) = 
5,44
0,0064 моль/л
169,8 5 

. 

Из уравнения диссоциации AgNO3 

AgNO3  Ag+ + 
–
3
NO  

находим N(Ag+) = 1, z(Ag+) = 1. 

Учитывая (AgNO3) = 1 (сильный электролит), получаем 

C(Ag+) = (AgNО3)  N(Ag+)  C(AgNO3) =  

= 1 1 C
 
(AgNO3) = C(AgNO3), 

+
(Ag |Ag)

  0,799 + 0,059
 
lg0,0064 
1
 = 0,6695 B. 

Схема электрода Ag | Ag+ (0,0064M). 
Равновесие на границе раздела фаз Ag+ + ̅ ↔Ag. 

Пример 2. Рассчитайте, как изменится потенциал хромового электрода в 0,01 М растворе СrCl3, если уменьшить концентрацию С(Сr3+) 
в 10 раз. Запишите схему электрода, уравнение, определяющее равновесный потенциал. 
Решение. Из уравнения диссоциации хлорида хрома (III) 

СrCl3  Сr3+ + 3Cl– находим: z(Сr3+) = 3, N(Сr3+) = 1. 

Отсюда 
3
Cr
|Cr
φ

 = 
3
0
Cr
|Cr
φ

 + 0,059 lg
3
C (Сr3+). 

Учитывая, что 
3+
0
Cr
|Cr
φ
 =  0,744 В (из справочника) и условия за
дачи, получаем 
3
Cr
|Cr
φ

 =  0,744 + 0,059 lg0,01  0,783 В
3

. 

Если уменьшить концентрацию С(Сr3+) в 10 раз, то она станет 
0,001 М. 
Подсчитаем 
3+
Cr
|Cr
φ
 с новой концентрацией. 

3
Cr
|Cr
φ

 = 
3
0
Cr
|Cr
φ

 + 0,059 lg
3
C (Сr3+) = 

= 
0,059
0,744
lg0,001
0,803 В
3


 
. 

Разница 
3
Cr
|Cr
φ

 составляет 0,803
0,783
0,02 В


, значит потен
циал электрода уменьшится на 0,02 В. 
Схема электрода Сr | Сr3+. 
Равновесие на границе раздела фаз Сr3+ + 3e  ↔Сr. 

Пример 3. Какой стержень из меди 
2
0
Cu
|Cu
0,34 В
φ








 или железа 

2
0
Fe
|Fe
0,44 В
φ









 будет вытеснять олово из 1 М раствора SnCl2? 

Напишите уравнение вытеснения олова из раствора в молекулярном и 
ионно-молекулярном виде.  
Решение. Сравним стандартные электродные потенциалы метал
лов: 
2
2
2
0
0
0
Sn
|Sn
Cu
|Cu
Sn
|Sn
φ
φ
φ
–0,136 В













. Медь является окисли
телем по отношению к олову и не может вытеснять его из растворов; 

2
2
0
0
Sn
|Sn
Fe
|Fe
φ
φ



, железо – восстановитель по отношению к олову и 

будет выделять его из растворов. Происходит процесс цементации – 
вытеснение менее активного металла из раствора его соли более активным. 

Уравнение реакции в молекулярном виде SnCl2 + Fe → Sn + FeCl2;  
в ионно-молекулярном виде Sn2+ + Fe → Sn + Fe2+. 
Электрод второго рода – это металл Ме, покрытый малорастворимым соединением этого металла (соль, гидроксид, оксид) состава 
Меν(Ме)Aν(А), погруженный в раствор хорошо растворимого соединения с анионом Аz– с зарядом z–. Здесь ν означает стехиометрический 
состав вещества по указанному в скобках компоненту. 
Электроды второго рода, обратимые относительно аниона малорастворимой соли, содержащей металл электрода. Электрод второго рода 
схематически изображается как 

 
МеМеν(Ме)Aν(А)Аz–,  
(6) 

а равновесная обратимая реакция как 

 
Меν(Ме)Aν(А) + n ̅ ↔ ν(Ме)Me + ν(А)Аz–. 
(7) 

В этой реакции восстанавливается катион Меz+ малорастворимого 
соединения. Равновесный потенциал электрода второго рода описывается следующим выражением Нернста – Петерсона, где z – заряд аниона: 

 

(Ме)
(А)
(Ме)
(А)

0
Ме
А
|Ме,  А
A
Ме
А
|Ме,  А
φ
φ
 –  
ln
|
|
.
z
z
z
v
v
v
v

RT
c
z
F





 (8) 

Пример 4. Рассчитайте значение равновесного электродного потенциала хлорсеребряного электрода при Т = 298 К, если концентрация 
ионов Сl– равна 0,1 моль/л. Запишите схему электрода. 
Решение. Выпишем значение стандартного электродного потенциала электрода. 
0
AgCl|Ag
φ
 = 0,222 В. Подставим значение потенциала в 
преобразованное выражение уравнения Нернста – Петерсона (8). 

AgCl|Ag
φ
 = 
0
AgCl|Ag
φ
ln
(Cl )
RT
C
F


 =  

= 0,222 – 0,059lg(0,1) = 0,281 В. 

Схема электрода AgAgClCl–. Равновесие на границе раздела фаз 

AgCl +  ̅ ↔ Ag + Cl–. 

Газовые электроды состоят из инертного металлического проводника (чаще всего платины), контактирующего одновременно с газом и 
электролитом. Металлический проводник не принимает участия в 
электродной реакции, а служит для передачи электронов от газа к 
ионам в растворе и наоборот. 
Стандартный водородный электрод – конструктивно представляет сосуд, заполненный раствором сильной кислоты с активностью по 
катиону водорода равной единице, в него помещена пластина из платинированной платины, к которой приварена платиновая проволока. В 
сосуд непрерывно подводится газообразный водород, который адсорбируется на платиновой пластине. При этом устанавливается равновесие между газообразным водородом и ионами водорода в растворе  

 
2Н+ + 2 ̅ ↔Н2. 
(9)  

Схема водородного электрода в растворе кислоты  

 
Pt| Н2|H+. 
(10) 

Если активность ионов водорода не равна единице, потенциал водородного электрода без учета парциального давления газообразного 
водорода рассчитывается по формуле  

 

2
H |H
φ

 = – 0,059 рН. 
(11) 

Доступ онлайн
30 ₽
В корзину