Химия. Электрохимические процессы и системы
Покупка
Основная коллекция
Тематика:
Электрохимия
Издательство:
Новосибирский государственный технический университет
Год издания: 2013
Кол-во страниц: 60
Дополнительно
Вид издания:
Учебно-методическая литература
Уровень образования:
Профессиональное образование
ISBN: 978-5-7782-2241-0
Артикул: 636872.01.99
Доступ онлайн
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.
Тематика:
ББК:
УДК:
ОКСО:
- 04.00.00: ХИМИЯ
- ВО - Бакалавриат
- 04.03.02: Химия, физика и механика материалов
- ВО - Магистратура
- 04.04.02: Химия, физика и механика материалов
Скопировать запись
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 МеМеν(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 AgAgClCl–. 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
В корзину