Главная Обратная связь

Дисциплины:






Гальванические элементы



Гальванический элемент - это устройство, в котором, в результате протекания окислительно-восстановительной реакции, возникает электрический ток. Любой гальванический элемент состоит из двух электродов - проводников электрического тока (обычно металлов), погруженных в растворы электролитов и соединенных между собой. Электрод, на котором проходит процесс окисления (отдача электронов), называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление (присоединение электронов) – катодом

В основе работы гальванических элементов лежат явления, происходящие на границе между металлом и раствором электролита и сопровождающиеся возникновением на ней разности или скачка потенциалов. Разности или скачки потенциалов на границе металл-раствор зависят от активности катионов металла в растворе или, другими словами, каждой данной активности катионов металла в растворе соответствует определенное значение равновесного скачка потенциалов. Они называются электродными потенциалами, а их значения определяются относительно стандартного водородного электрода, принятого в качестве эталона, потенциал которого, называемый стандартным или нормальным, условно принимается равным нулю.

Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом – обычно через пористую перегородку. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, – катодом.

При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой: Zn|Zn(NO3)2 ||AgNO3|Ag.

Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей силой Е (э.д.с.) элемента.

Если реакция осуществляется в стандартных условиях, т.е., если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом э.д.с. называется стандартной электродвижущей силой Ео данного элемента.

Э.д.с. гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов:

Е = φAg – φZn .

Здесь φAg и φZn – потенциалы, отвечающие электродным процессам, происходящим соответственно на серебряном и цинковом электродах.

Таблица 2

Электрохимический ряд напряжений металлов

(стандартные электродные потенциалы)

Металл Е0, В Металл Е0, В
Li+/Li -3,045 Ga3+/Ga -0,560
Rb+/Rb -2,925 Fe2+/Fe -0,441
K+/K -2,924 Cd2+/Cd -0,404
Cs+/Cs -2,923 In3+/In -0,338
Ra2+/Ra -2,916 Co2+/Co -0,277
Ba2+/Ba -2,905 Ni2+/Ni -0,234
Sr2+/Sr -2,888 Sn2+/Sn -0,141
Ca2+/Ca -2,864 Pb2+/Pb -0,126
Na+/Na -2,711 H+/H2 ±0,000
Ac3+/Ac -2,600 Sb3+/Sb +0,240
La3+/La -2,522 Re3+/Re +0,300
Y3+/Y -2,372 Bi3+/Bi +0,317
Mg2+/Mg -2,370 Cu2+/Cu +0,338
Sc3+/Sc -2,077 Ru2+/Ru +0,450
Be2+/Be -1,847 Ag+/Ag +0,799
Al3+/Al -1,700 Rh3+/Rh +0,800
Ti3+/Ti -1,208 Hg2+/Hg +0,852
Mn2+/Mn -1,192 Pd2+/Pd +0,915
Cr2+/Cr -0,852 Pt2+/Pt +0,963
Zn2+/Zn -0,763 Au+/Au +1,691

 



Пример 1. Составить схему, написать уравнения электродных процессов и рассчитать э.д.с. элемента, состоящего из цинковой и никелевой пластин, опущенных в растворы сернокислых солей с концентрацией = 0,01 моль/л.

Решение. В ряду напряжений Zn стоит левее Ni, поэтому в гальваническом элементе отрицательным (анодом) будет цинковый электрод, а положительным (катодом) - никелевый.

Схема гальванического элемента

(-) Zn½ZnSO4½½NiSO4½Ni (+).

При работе элемента протекают реакции:

на аноде Zn ® Zn2+ + 2e,

на катоде Ni2+ + 2e ® Ni.

Электродные потенциалы необходимо вычислить по уравнению Нернста:

.

Отсюда Е = -0,309 - (-0,819) = 0,51 В.

С учетом того, что число электронов, переносимых во время электрохимической реакции металлами, одинаково и концентрации растворов равны, уравнение упрощается и принимает вид

; ;

.

Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы). Э.д.с. такого элемента также равна разности потенциалов составляющих его электродов.

Электрод, погруженный в более концентрированный раствор, положителен по отношению к другому, который погружен в более разбавленный раствор.

 

Задание:составить схему, написать уравнения электродных процессов и рассчитать э.д.с. элемента

№ задачи 1-й полуэлемент 2-й полуэлемент
Mg; MgSO4 (C1=0,1 моль/л) Fe; FeSO4 (C2=0,01 моль/л)
Cd; CdSO4 (C1=0,01 моль/л) Cd; CdSO4 (C2=0,1 моль/л)
Pt, H2; H2SO4 (C1=1 моль/л) Ag; AgNO3 (C2=0,1 моль/л)
Al; AlCl3 (C1=0,1 моль/л) Pt, H2; HCl (C2=1 моль/л)
Pb; Pb(NO3)2 (C1=0,01 моль/л) Cu; Cu(NO3)2 (C2=1 моль/л)
Fe; Fe(NO3)2 (C1=1 моль/л) Pb; Pb(NO3)2 (C2=1 моль/л)
Ag; AgNO3 (C1=0,1 моль/л) Ag; AgNO3 (C2=1 моль/л)
Zn; ZnSO4 (C1=0,1 моль/л) Cu; CuSO4 (C2=0,001 моль/л)
Ni; NiSO4 (C1=0,001 моль/л) Cu; CuSO4 (C2=0,01 моль/л)
Cd; CdCl2 (C1=1 моль/л) Sn; SnCl2 (C2=0,01 моль/л)
Zn; ZnSO4 (C1=1 моль/л) Pt, H2; H2SO4 (C2=1 моль/л)
Fe; FeCl2 (C1=0,1 моль/л) Ag; AgCl (C2=0,01 моль/л)
Fe; FeCl2 (C1=1 моль/л) Sn; SnCl2 (C2=1 моль/л)
Mg; Mg(NO3)2 (C1=0,01 моль/л) Pb; Pb(NO3)2 (C2=0,01 моль/л)
Cu; CuCrO4 (C1=0,01 моль/л) Cu; CuCrO4 (C2=0,1 моль/л)
Cd; CdCl2 (C1=0,1 моль/л) Pb; PbCl2 (C2=0,1 моль/л)
Cu; CuCl2 (C1=0,1 моль/л) Pt, Cl2; 2Cl (C2=1 моль/л)
Cr; CrSO4 (C1=0,001 моль/л) Ni; NiSO4 (C2=0,01 моль/л)
Pt, H2; H2SO4 (C1=0,1 моль/л) Ag; AgI (C2=0,01 моль/л)
Zn; ZnCl2 (C1=1 моль/л) Cr; CrCl3 (C2=0,1 моль/л)

Электролиз

Электролиз – это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока.

При электролизе растворов солей необходимо помнить правила:

1. Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного электродного потенциала (от Li+ до AI3+ включительно), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2H2O +2e ® H2 + 2OH.

2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия (от AI до H2) при электролизе восстанавливаются одновременно с молекулами воды. Причи­ной этого явления служит более высокая концентрация катионов металла в растворах по сравнению с ионами водорода ( = 10–7моль/л), а также явление перенапряжения.

3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (от Sb3+ + до Аu+), при электролизе практичес­ки полностью восстанавливаются на катоде.

4. На нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окис­ление анионов или молекул воды. При этом анионы бескислородных кис­лот ( S2-, I- ,Вг-, С1-) при их достаточной концентрации легко окис­ляются. Если же раствор содержит анионы кислородных кислот (например, SO42–, NO3, СО3 2–, PO43–), то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:

2H2O + 4e ® O2 + 4H+.

Задание: разобрать процессы, протекающие у электродов при электролизе водных растворов: CuCl2, K2SO4, Cd(NO3)2, KBr для каждого из них составить общее уравнение реакции.

Решение. 1. Электролиз водного раствора CuCl2.

Медь в ряду напряжений расположена после водорода; поэтому у катода будет происходить разряд ионов Cu2+ и выделение металлической меди. У анода будут разряжаться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида мели (II):

CuCl2

Катод ← Cu2+ 2Cl- → Анод

Cu2+ + 2e- =Cu 2Cl- - 2e =Cl2 -

CuCl2 → Cu + Cl2

 

2. Электролиз водного раствора K2SO4.

Поскольку калий в ряду напряжений стоит значительно раньше водорода, то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ОН-. У анода будет идти выделение кислорода и накопление ионов Н+.

Схема электролиза раствора сульфата калия:

K2SO4

Катод ← 2K+ SO42- → Анод

2О + 2е- =2ОН- + H2↑ 2H2O – 4e → O2 + 4H+

2SO4 + 6H2O → 2H2↑ + 4КOH + O2↑ + 2H2SO4.

 

3. Электролиз водного раствора Cd(NO3)2.

При электролизе водных растворов солей цинка, железа, кадмия и некоторых других металлов, стоящих в ряду напряжения, хотя и левее водорода, но близко к нему, на катоде выделяются эти металлы. Объясняется это тем, что процесс разрядки ионов Н+ осложняется адсорбцией атомов и молекул водорода на поверхности электродов. Для того чтобы десорбировать водород и получить его в газообразном состоянии, необходимо приложить избыточную э.д.с. Увеличение э.д.с. приводит к тому, что на катоде происходит выделение металла, стоящего в ряду напряжения левее водорода.

Схема электролиза:

Cd(NO3)2

Катод ← Cd2+ 2NO3- → Анод

Cd2+ + 2e ↔ Cd 2H2O – 4e → O2 + 4H+

2Cd(NO3)2 + 2H2O → 2Cd + O2↑ + 4HNO3.

 

4. Электролиз водного раствора КВr.

На катоде происходит восстановление воды, а на аноде – окисление брома.

Схема электролиза:

КВr

Катод ← К+ Вr- → Анод

2H2O + 2e → H2 + 2OH 2Br – 2e = Br2

2КВr + 2H2O → 2H2 +2КOH + Br2

 

Задание:разобрать процессы, протекающие у электродов при электролизе водных растворов веществ, для каждого из них составить общее уравнение реакции





sdamzavas.net - 2019 год. Все права принадлежат их авторам! В случае нарушение авторского права, обращайтесь по форме обратной связи...