Распределение электрического потенциала при электрохимической обработке описывается уравнением

Лекция по химии на тему «Электродные потенциалы и электрохимические процессы»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

ПОНЯТИЕ ОБ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛАХ и

В основе всех электрохимических процессов лежит теория возникновения скачка потенциалов на границе металл — электролит, предложенная Нернстом. Основные положения этой теории заключаются в следующем:

1. Металлы имеют кристаллическое строение . В узлах решеток расположены катионы и атомы, а в межузловом пространстве электроны, называемые электронным газом . Между катионами и атомами происходит непрерывный обмен электронами.

Катионы образуются из атомов в процессе их обратимого окисления:

Оторвавшиеся электроны переходят в межузловое пространство и участвуют в образовании металлической связи.

2. Абсолютно нерастворимых веществ не существует . И если металлическую пластинку погрузить в полярный растворитель, то она начнет поверхностно растворяться. Процесс частичного растворения металла заключается в следующем. Полярные молекулы воды за счет ион – дипольного взаимодействия притягиваются к поверхностным ионам металла, вырывают их из узлов кристаллической решетки и катионы в гидратированном состоянии переходят в водную среду. При этом пластинка заряжается отрицательно за счет избыточных электронов. Отрицательно заряженная пластинка притягивает катионы перешедшие в воду и не дает им свободно распространиться по всему объему. Ионы металла плотно прилегающие к его поверхности образуют адсорбционный слой , а ионы металла, находящиеся в объеме воды, составляют диффузный слой .

В результате на границе металл – вода возникает двойной электрический слой ДЭС , вследствие, которого между металлом и водой создается разность потенциалов, называемая электродным потенциалом металла .

По мере выхода ионов металла из пластины в воду заряд ДЭС увеличивается и тогда начинается обратный процесс возврат ионов металла из раствора на пластину. В результате, между металлом и водой устанавливается подвижное химическое равновесие, которое можно изобразить уравнением:

где Me ( H ₂ O ) _m n + — гидратированные ионы металла, n – заряд ионов металла.

Потенциал, устанавливающийся в состоянии динамического равновесия, называется равновесным электродным потенциалом данного металла Е . Определить можно только относительные значения равновесного потенциала. В качестве стандарта взят водородный электрод, электродный потенциал которого условно принят за нуль. Стандартным электродным потенциалом Е о называется разность потенциалов, которая возникает между нормальным водородным электродом и электродом данного металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1моль/кг. Водородный электрод представляет собой платиновую пластину, погруженную в раствор H ₂ SO ₄ , с концентрацией ионов Н 1моль/кг.

Электродный потенциал зависит от следующих факторов:

1. Природа металла : чем меньше энергия ионизации металла, тем более отрицательное значение принимает электродный потенциала металла и тем более металл электрохимически активен.

2. Активность металла : Она определяется положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений). Чем левее расположен металл в этом ряду, тем выше его восстановительная активность и ниже окислительная способность его катиона в растворе и наоборот.

В связи со значением электродных потенциалов металлы делятся на три группы:

1 Активные от Li до Zn

2. Средней активности от Fe до H

3. Неактивные правее H .

Все металлы (активные, средней активности и неактивные) в воде, растворах кислот заряжаются отрицательно, а раствор положительно.

Если же металл погрузить в раствор собственной соли, то его заряд будет зависеть от соотношения скоростей перехода ионов в раствор и обратно. У активных металлов выше скорость перехода катионов металла из узлов кристаллической решетки в раствор; поэтому они заряжается отрицательно, а раствор положительно. У неактивных металлов выше скорость возврата катионов из раствора в вакансии кристаллической решетки, поэтому они заряжаются положительно, а раствор отрицательно.

Способность металла отдавать ионы в раствор характеризуется электролитической упругостью растворения (ЭУР) , способность принимать их из раствора ионным осмосом . У активных металлов выше ЭУР, у неактивных металлов — ионный осмос. Следовательно, активные металлы в растворах собственных солей при стандартных условиях заряжаются отрицательно, а неактивные положительно. Стандартными условиями являются давление 101,3 КПа, температура 298К и концентрация катионов металла в растворе 1моль/кг растворителя.

3. Концентрация ионов металла в растворе : С повышением концентрации катионов металла уменьшается переход ионов металла в раствор и увеличивается их переход из раствора на металл, что приводит к смещению электродного потенциала металла в сторону положительных значений . Зависимость величины электродного потенциала от концентрации его катионов в растворе выражается уравнением Нернста:

Ес = Ео + 0,059ℓ g С m / n , где

Ес — потенциал металла при концентрации его катионов в растворе равной С m

Ео – стандартный электродный потенциал металла

Электрохимические методы исследования. Потенциометрия

Электрохимические методы исследования.

Биомедицинская значимость темы

Методы потенциометрии используются в клиническом анализе и в практике санитарно-гигиенических исследований. С помощью потенциометрических методов возможно определение концентрации физиологически активных ионов (H3O+, K+, Na+, Ca2+,, Cl–, Br–, I–) в биологических жидкостях и тканях. При применении ферментных электродов возможно определение глюкозы, мочевины, аминокислот и других метаболитов, а с помощью газовых электродов вести контроль за состоянием воздушной среды.

Изучение механизмов возникновения электродных и окислительно-восстановительных потенциалов (ОВ-потенциалов) позволяет разобраться в закономерностях многих биохимических процессов в организме, в частности, процессов биологического окисления и установить последовательность и энергетические значения ОВ-процессов. Метод регистрации биопотенциалов используется при исследовании деятельности различных органов, например, при диагностике сердечных заболеваний (электрокардиография). Регистрация биопотенциалов мозга (электроэнцефалограмма) в ряде случаев позволяет судить о патологических нарушениях центральной нервной системы. При изучении явлений возбуждения в мышцах и координации мышечной деятельности у спортсменов применяется метод последовательной регистрации ряда отдельных токов действия мышцы (электромиография). Наряду с этим в медицинской практике широко используют материалы, в частности, металлы при эндопротезировании костных тканей, зубов, при введении которых в организм на границе металл – раствор образуется скачок потенциала и развиваются электрохимические процессы.

Потенциометрическое титрование применяется для определения концентрации биологически активных и лекарственных веществ.

Равновесные электродные процессы

и электродвижущие силы

Электрод — это система, состоящая из проводника I рода, контактирующего с проводником II рода, например, металлическая пластинка, опущенная в раствор соли этого металла. В такой системе на границе металл-раствор (твердая фаза – жидкость) возникает двойной электрический слой, которому соответствует скачок потенциала, называемый электродным потенциалом.

Механизм возникновения электродного потенциала

Теоретической основой объяснения возникновения электродных потенциалов является сольватационная теория — . Согласно этой теории при погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса. Первый процесс – это ионизация металла пластинки, где в узлах кристаллической решетки находятся ионы – атомы:

Ионизация происходит под действием полярных молекул растворителя (воды). Образующиеся при этом электроны концентрируются на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла переходят с пластинки в раствор и концентрируются возле пластинки (рис.1).

Второй процесс – это взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т. е. сольватация образующихся ионов: Меn+ + mH2O⇄ Меn+ × mH2O

При погружении пластинки металла в раствор вначале преобладает процесс ионизации металла:

но со временем скорость прямой реакции уменьшается, а растет скорость обратной реакции:

пока между этими процессами не установится динамическое равновесие:

Ме + mH2O ⇄ Меn+ × mH2O + nē

или упрощенно Ме ⇄ Меn+ + nē

При этом на границе металл – раствор (твердая фаза – жидкость) устанавливается равновесный двойной электрический слой (ДЭС), т. е. упорядоченное распределение противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз (рис 1). ДЭС будет соответствовать скачок потенциала называемый электродным потенциалом. Потенциал, возникающий в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала экспериментально определить невозможно. Однако можно определить разность электродных потенциалов. Поэтому для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. На величину электродного потенциала влияют природа металла и растворителя. Чем меньше активность металла, тем меньшее количество электронов образуется на пластинке и тем меньший отрицательный заряд возникает на ней. Например, отрицательный заряд медной пластинки в растворе своей соли будет меньше заряда цинковой пластинки, помещенной в раствор собственной соли. Поэтому по отношению к цинковой пластинке (более активный металл) заряд медной пластинки принято считать «положительным». Кроме природы металла электродный потенциал зависит от температуры, активности ионов металла в растворе, а также величины заряда иона металла в растворе. Например, потенциал железного электрода в растворе FeCl3 будет больше потенциала этого же электрода в растворе FeCl2.

Влияние всех перечисленных факторов на величину электродного потенциала металлического электрода выражается уравнением Нернста:

j = j0 + ,

где j0 Меn+/Ме – стандартный электродный потенциал, значение которого определяется природой металла и растворителя, R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль×К; Т – температура в Кельвинах; n – заряд ионов металла; F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; ln – натуральный логарифм; аМеn+ – активность (концентрация) потенциалопределяющих ионов металла в растворе, моль/л.

Гальванические элементы

Гальванический элемент (химический источник тока) — это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из двух электродов (полуэлементов). Между растворами отдельных электродов устанавливается контакт с помощью электролитического мостика, заполненного насыщенным раствором KCl (солевой мостик) или с помощью мембраны. Они обеспечивают электрическую проводимость между растворами, но препятствуют их взаимной диффузии и являются вместе с электродами внутренней цепью гальванического элемента. Внешняя цепь гальванического элемента – это выводы электродов. По внешней цепи осуществляется переход электронов от одного металла к другому.

Различают гальванические элементы химические (биметаллические) и концентрационные.

Химические гальванические элементы состоят из двух металлов, опущенных в растворы своих солей.

Примером химического гальванического элемента может служить элемент Якоби-Даниэля (рис.2.).

Он состоит из медного электрода (т. е. медной пластинки, погруженной в раствор CuSO4) и цинкового электрода (цинковой пластинки, погруженной в раствор ZnSO4). На поверхности цинковой пластинки возникает ДЭС и устанавливается равновесие Zn ⇄ Zn2+ + 2ē. При этом возникает электродный потенциал цинка. Схема электрода будет иметь вид Zn|ZnSO4 или Zn|Zn2+, где вертикальная черта обозначает границу раздела фаз, на которой возникает ДЭС. Аналогично на медной пластинке также возникает ДЭС и устанавливается равновесие Cu ⇄ Cu2+ + 2ē. Поэтому возникает электродный потенциал меди. А схема электрода будет Cu|CuSO4 или Cu|Cu2+. Соединенные солевым мостиком (мембраной), но разомкнутые во внешней цепи оба электрода (гальванический элемент) могут находится сколько угодно времени не изменяясь. Но при замыкании внешней цепи начинают протекать термодинамически необратимые процессы. На Zn-электроде (как электрохимически более активном), протекает процесс окисления: Zn + 2ē ®Zn2+

Процессы окисления в электрохимии называются анодными процессами, а электроды, на которых идут процессы называются анодами.

На Cu-электроде (электрохимически менее активном) протекает процесс восстановления: Cu2+ + 2ē ®Cu.

Процессы восстановления в электрохимии называются катодными процессами, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называются катодами.

При этом электроны, образующиеся на аноде, по внешней цепи двигаются к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммарное уравнение электрохимической реакции : Zn + Cu2+ ®Zn2+ + Cu

или Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов по внутренней цепи элемента, т. е. электрический ток, поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

Схема химического гальванического элемента записывается по правилу «правого плюса». То есть электрод, являющийся катодом (+), пишется справа и его роль играет менее активный металл (в ряду напряжения металлов находящейся правее), Поэтому схема элемента Якоби–Даниэля будет иметь вид:

Двойная черта в схеме обозначает электролитический контакт между электродами, осуществляемый обычно посредством солевого мостика. Он препятствует смешиванию электролитов и обеспечивает протекание электрического тока по внутренней цепи элемента.

В гальваническом элементе между двумя электродами возникает электродвижущая сила, равная разности двух электродных потенциалов. Электродвижущая сила гальванического элемента — величина всегда положительная и рассчитывается по формуле (без учета диффузного потенциала):

Е = j катода – j анода, где j катода > j анода

Отсюда ЭДС медноцинкового гальванического элемента равна:

Е = j Cu2+/Cu – j Zn2+/Zn = j0Cu2+/Cu + – (j0 Zn2+/Zn + )

Гальванический элемент служит источником тока до тех пор, пока весь цинковый электрод (анод) не растворится или не израсходуются из раствора катионы Сu2+, которые разряжаются на катоде.

Концентрационные гальванические элементы состоят из двух одинаковых электродов (например, серебряных), опущенных в растворы одного и того же электролита (например, AgNO3), но разных концентраций. Источником электрического тока в таком элементе служит работа переноса электролита из более концентрированного раствора в более разбавленный. Элемент работает до тех пор, пока сравняются концентрации катионов у анода и катода. Концентрационный гальванический элемент изображают схематически следующим образом:

⊝Ag½AgNO3(C1) ║AgNO3(C2) ½⊕Ag , где С2 > C1

Уравнение для вычисления ЭДС концентрационных гальванических элементов имеет вид: Е = j к – j а = j0Ag+/Ag + – (j0Ag+/Ag + ), отсюда

Е = , где а2 > а1

Стандартные электродные потенциалы. Стандартный водородный электрод

Абсолютное значение электродного потенциала в настоящее время измерить или рассчитать невозможно. Но можно определить значение электродного потенциала относительно какого-либо электрода, выбранного в качестве стандарта. Согласно международному соглашению таким стандартом служит стандартный (нормальный) водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль:

j0 = 0,0В.

Стандартный водородный электрод (рис.3) представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью и опущенную в раствор Н2SO4 или HCI с аН+=1 моль/л, через который все время пропускается газообразный Н2 под давлением 101,3 кПа при 298К. Платина, отличающаяся высокой химической стойкостью, практически не может посылать свои ионы в раствор и в электродном процессе не участвует. Ее роль сводится к адсорбции на своей поверхности водорода и переносу электронов. Условное обозначение стандартного водородного электрода следующее: (Pt)H2½2H+. На поверхности платины протекает процесс: H2 ⇄ 2Н+ + 2е– .

Стандартный электродный потенциал представляет собой электродвижущую силу гальванического элемента, составленного из металла, погруженного в раствор своей соли, и стандартного водородного электрода. Измерения проводят в стандартных условиях: температура – 298К, давление – 101,3 кПа и активность (концентрация) ионов металла в растворе – 1 моль/л.

Если равновесие H2 ⇄ 2Н+ + 2е– смещено вправо и атомы водорода с платиновой пластинки переходят в виде ионов Н+ в раствор, то знак водородного электрода в гальваническом элементе будет отрицательным, а схема гальванической цепи:

ЭДС такой цепи равна: Е= j0 – j0 = j0

т. е. для электродов с более высоким значением электродного потенциала, чем у водородного, стандартный электродный потенциал будет величиной положительной (например, j0 Сu2+/Cu= +0,34 В).

Если же в гальваническом элементе к водородному электроду будет направлен поток электронов, то реакция Н2 ⇄ 2Н+ + 2ē будет сдвинута влево, а схема гальванического элемента:

Тогда ЭДС: Е = j0 – j0 = – j0

т. е. для электродов с более низким значением электродного потенциала, чем у водородного, стандартные электродные потенциалы будут отрицательными величинами (например, j0 Zn2+ /Zn = –0,76В).

Если все металлы расположить последовательно по возрастающей величине их стандартных электродных потенциалов, получим ряд напряжений металлов, который широко используется при изучении окислительно-восстановительных свойств металлов и их катионов и в практике составления гальванических элементов.

На величину ЭДС гальванического элемента влияют природа электродов, активность ионов в растворе, температура. Из перечисленных факторов наибольшее влияние на величину ЭДС оказывает природа электродов. Чем дальше друг от друга удалены металлы в ряду напряжений (т. е. чем больше разница между стандартными потенциалами металлов), тем больше ЭДС гальванического элемента, в котором эти металлы использованы.

ЭДС химического гальванического элемента, измеренная при 298К и активной концентрации ионов металла в растворе их солей 1 моль/л называется стандартной ЭДС и равна: Е0 = j0 катода – j0 анода

Например, для медноцинкового элемента стандартная ЭДС будет равна :

Е0 = j0 Cu2+/Cu – j0 Zn2+/Zn = + 0,34 – (–0,76) = 1,1B

Окислительно-восстановительные потенциалы

Электродный потенциал любого металла является окислительно-восстановительным потенциалом (ОВ-потенциал). Однако, в химии принято называть ОВ-потенциалами лишь те, которые возникают на инертных электродах (Рt, Pd и т. д.), помещенных в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы вещества. Например, платиновая пластинка погруженная в раствор содержащий FeCI2 и FeCI3. Схема ОВ-электрода в этом случае будет записывается следующим образом: Pt½ FeCI3, FeCI2 или Pt½Fe3+, Fe2+. Наличие запятой между окисленной и восстановленной формами показывает, что между ними в растворе нет поверхности раздела. Окислитель Fe3+ и восстановитель Fe2+ в растворе непрерывно взаимодействуют друг с другом. Этот обменный процесс описывается уравнениями:

Fe2+ ® Fe3+ + ē и Fe3+ + ē ® Fe2+ .

В присутствии платины, которая в электродном процессе не участвует, обмен электронами между ионами Fe3+ и Fe2+ ускоряется. При этом происходит появление на металле электрического заряда и образование на границе раздела ДЭС. Постепенно происходит выравнивание скоростей окисления и восстановления и в системе инертный металл (Pt) – раствор (Fe3+/Fe2+) устанавливается в ДЭС равновесие, которое характеризуется определенным значением ОВ-потенциала.

Стандартный ОВ-потенциал представляет собой электродвижущую силу гальванического элемента, составленного из ОВ-электрода, в котором активности (концентрации) окисленной и восстановленной форм вещества равны 1 моль/л, и нормального водородного электрода. Значения стандартных ОВ-потенциалов некоторых систем приведены в таблице:

Мn/Мn2+

Мn + 8Н+ + 5ē ® Мn2+ + 4Н2О

Cr2O /2Cr3+

Cr2O + 14H+ + 6e– ® 2Cr3+ + 7H2O

Стандартные ОВ-потенциалы являются количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы. Чем выше значение j0, тем большей окислительной способностью обладает окисленная форма данной пары. Восстановительные свойства сильнее выражены у восстановленной формы в паре с меньшим значением j0.

Величина ОВ-потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста-Петерса (Петерса): j (ок., вос.) = j0 (ок., вос.) + ,

где n — число электронов, участвующих в ОВ реакции; аокисл и авосст — активности окисленной и восстановленной форм в растворе. Например, для выше взятого электрода уравнение имеет вид:

j Fе3+/Fе2+ = j0 Fе3+/Fе2+ + , где n = 1

Если в сопряженную ОВ-систему входят ионы Н+ или ОН— , то потенциал такой системы зависит и от их активности.

Например, для системы МnО+8Н+ +5ē ⇄ Мn2+ + 4Н2О уравнение Петерса имеет вид: j = j0 + , где n = 5

Таким образом, на значение ОВ-потенциала влияет природа сопряженной ОВ-пары, соотношение активностей (концентраций) окисленной и восстановленной форм в растворе, температура и рН раствора. Из уравнения Петерса следует, что чем выше температура, больше концентрация окисленной формы и меньше концентрация восстановленной формы в растворе, тем больше значение ОВ-потенциала и выше окислительная способность системы.

Все используемые в потенциометрии электроды классифицируются по назначению и по механизму возникновения потенциала.

По своему назначению все электроды делятся на электроды сравнения, потенциалы которых не зависят от концентрации исследуемого раствора и электроды определения, на потенциал которых влияет концентрация ионов.

По механизму возникновения электродного потенциала различают обратимые и необратимые электроды.

Обратимыми называются электроды, в которых реакция может идти как в прямом, так и в обратном направлении. Если изменить направление движения тока, то реакция Zn + Cu2+ ⇄ Zn2+ + Cu пойдет в обратном направлении. Металлические электроды (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.) являются обратимыми. Необратимыми электродами являются электроды, на которых при изменении направления тока идет не обратная, а побочная реакция.

Обратимые электроды делят на электроды первого рода, электроды второго рода, окислительно-восстановительные электроды и ионноселективные электроды.

Электроды I рода обратимы только по отношению к одному виду иона — катиона или аниона. К ним относятся, например, рассматриваемые выше металлические электроды, обратимые относительно катиона (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.). Они применимы как электроды определения (индикаторные электроды). Потенциал такого электрода зависит по уравнению Нернста от концентрации (активности) одного иона.

К электродам первого рода относятся также газовые электроды, которые могут быть обратимы по отношению к катиону или аниону. Их создают по схеме

(Ме) газ|раствор. Металл должен быть инертным по отношению в веществам, находящимся в растворе и необходим для создания поверхности, на которой протекает реакция. Типичным примером газового электрода является водородный электрод

(Pt)H2|2H+. Водородный электрод используется как стандартный электрод сравнения, но может служить и электродом определения (когда аН+ ¹ 1 моль/л). Если перейти от натурального логарифма ln к десятичному lg, то уравнение Нернста для водородного электрода примет вид:

j= j0 +

Так как при 298К сомножитель 0,059, а j0= 0 и n =1,

то j = 0,059 или j = –0,059 рН. (4)

Отсюда, рН = – (5)

Электроды II рода обратимы по отношению к двум видам ионов, т. е. их потенциал зависит от активности (концентрации) катиона металла в растворе и аниона труднорастворимой соли этого металла.

Электрод II рода состоит из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли, погруженного в раствор электролита, содержащий анион одноименный с труднорастворимой солью. Примером такого электрода является хлорсеребряный электрод (рис.4), который состоит из серебряной проволоки (1) с нанесенным слоем АgCI (2), погруженной в раствор, содержащий CI–-ионы (HCl, KCl) определенной концентрации, (4) – микрощель для контакта с исследуемым раствором.

Основному химическому процессу

Ag+ + ē ⇄ Ag сопутствует реакция растворе­ния-осаждения труднорастворимого электролита AgCI: AgCI ⇄ Ag++ CI–

В присутствии CI– –ионов растворимость AgCI снижается. При данной температуре и данной концентрации KCI концентрация ионов Ag+ практически постоянна. Потенциал возникает на границе Ag½Ag+ вследствие протекания электродной реакции:

AgCI (т. в.) + ē ⇄ Ag + CI– .

Этот потенциал может быть выражен уравнением Нернста:

j х. с. = j0 Ag+/ Ag +

Для AgCI термодинамическая константа растворимости равна:

=aAg+ × aCI-, отсюда .

Подставляя значение aAg+ в уравнение Нернста, получим:

j х. с. = j0 Ag+/Ag + = j0 Ag+/Ag + –

Соединяя постоянные при данной температуре величины j0 Ag+/Ag и в одну j0х. с. (постоянная хлорсеребряного электрода), получим уравнение потенциала хлорсеребряного электрода:

j х. с. = j0х. с. – . (6)

В конечном итоге потенциал хлорсеребряного электрода зависит от активности (концентрации) ионов хлора в растворе, связанной с активностью катионов серебра через величину . Так как n = 1, то при 298К j х. с. = j0х. с. – 0,059 lg

Используя хлорсеребрянный электрод как электрод сравнения, проще всего поддерживать постоянную активность Cl– – ионов, используя насыщенный раствор KCl. Схема такого электрода Ag½AgCI, KCI.

Ионоселективные электроды — это электроды, потенциал которых зависит от концентрации только одного какого-то иона в растворе. Они служат электродами определения. При помощи ионоселективных электродов можно определить концентрацию ионов Н+, Na+, K+, Ca2+, , CI– , NO и др.

Одним из важнейших представителей группы ионоселективных электродов является стеклянный электрод, потенциал которого зависит только от активности ионов водорода Н+.

Стеклянный электрод (рис.6) представляет собой тонкостенный шарик (мембрана) из специального сорта токопроводящего литиевого стекла (1), наполненный раствором 0,1М HCI (2). В раствор соляной кислоты погружен внутренний хлорсеребряный электрод сравнения (3). Электродная реакция сводится к обмену ионами Н+ между двумя фазами: стеклянной мембраной (1) и исследуемым раствором (4), которая протекает на поверхности стекла: R (Na+, Li+) + H+⇄ R(H+) + (Na+, Li+)

Состояние поверхности стекла определяется главным образом активностью ионов Н+. Стеклянный электрод с водородной функцией схематически записывается:

Ag½AgCI, 0,1M HCI½стекло ½Н+, раствор

Потенциал стеклянного электрода складывается из нескольких потенциалов:

j стекл. = j1 + j2 + j3,

где j1 – потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода сравнения (величина постоянная); j2 — потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (величина постоянная); j3 — потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (величина переменная, зависящая от активности Н+ в исследуемом растворе).Объединяя постоянные величины под К получим уравнение потенциала стеклянного электрода:

j стекл. = К + 0,059 lg aH+ или j стекл = К – 0,059 рН, где К = j1 + j2.

Потенциометрический анализ

Различают прямую потенциометрию (ионометрию) и потенциометрическое титрование.

Потенциометрические методы анализа основаны на определении зависимости между электрохимическим потенциалом индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор и концентрацией определяемого вещества в этом растворе. Эта зависимость описывается уравнением Нернста. В разбавленных растворах коэффициенты активности ионов близки к единице, а активность близка к концентрации, поэтому можно пользоваться уравнением Нернста в концентрационной форме:

Е = Е0 +

где Е – ЭДС цепи; Е0 – стандартное значение ЭДС гальванической цепи. При измерении ЭДС в окислительно-восстановительных системах применяют уравнение.

Е = Е0 +

где [окисл.], [восст.] – концентрации окисленной и восстановленной форм в растворе, Е0 – значение ЭДС стандартной окислительно-восстановительной цепи. В этом случае применяют инертный металлический электрод, чаще всего платиновый, потенциал которого зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм веществ. Используя газовый электрод в паре с электродом сравнения возможно прямое потенциометрическое определение содержания газа в образце, т. к. в этом случае ЭДС цепи будет определятся уравнением:

Е = const + [газ]

Вышеуказанные уравнения лежат в основе потенциометрических методов анализа.

Потенциометрическое определение рН. Для измерения рН в исследуемый раствор с неизвестной концентрацией ионов Н+ помещают электрод сравнения (например, хлорсеребряный) и стеклянный электрод, являющийся ионноселективным электродом определения. Стеклянный электрод и хлорсеребрянный электрод присоединяют к разным полюсам. Образуется гальваническая цепь, которая условно записывается так:

Ag½AgCI, HCI½стекло ½Н+, раствор║KCl, AgCl½Ag

ЭДС такой цепи равна разности потенциалов хлорсеребряного электрода сравнения и стеклянного электрода определения:

E = j х. с. – jстекл.

Подставим значение j ст. в выражение, получим:

E = j х. с.– (К – 0,059 рН)

Обозначим постоянные j х. с. и К постоянной const, получим:

Е = const + 0,059 рН, откуда

рН =

Потенциометрическое титрование. Потенциометрическим титрованием называют метод определения концентрации или количества вещества по потенциометрическим кривым титрования. В анализируемый раствор опускают электроды определения и сравнения, которые составляют гальваническую цепь. После каждого добавления малых порций титранта (по 0,1 – 0,2 мл) из бюретки в анализируемый раствор измеряют ЭДС или рН. По результатам титрования строят кривую потенциометрического титрования, представляющую собой график зависимости ЭДС в милливольтах от объема раствора титранта в случае окислительно-восстановительного титрования или рН от объема раствора титранта в случае кислотно-основного титрования (рис.6). Кривая потенциометрического титрования характеризуется наличием почти вертикального отрезка кривой, называемой скачком титрования. Скачок титрования свидетельствует о резком изменении потенциала индикаторного электрода (скачок потенциала), а это достигается в том случае, когда в области точки эквивалентности наблюдается резкое изменение концентрации титруемых ионов. Середина скачка титрования соответствует точке эквивалентности, для нее V(титр.) = Vэкв. Потенциометрическое титрование основано на реакциях нетрализации, окисления-восстановления, комплексообразования, осаждения, при этом фиксирование рН или окислительно-восстановительного потенциала по мере прибавления титранта проводится безиндикаторным способом.

Рис.6. Кривые потенциометрического титрования.

1 – сильной кислоты; 2 – слабой кислоты

В зависимости от реакций, лежащих в основе титрования, подбирают титранты, способы определения точки эквивалентности. Типом протекающей реакции определяется и выбор электрода определения. При кислотно-основном титровании рН раствора измеряется с помощью стеклянного электрода определения. При окислительно-восстановительном титровании применяют окислительно-восстановительный платиновый электрод определения. В случае комплексометрического титрования в качестве электрода определения используют ионоселективный электрод, чувствительный к концентрации анализируемого иона, участвующего в реакции комплексообразования.

Потенциометрическое титрование имеет ряд преимуществ по сравнению с другими методами анализа. Относительная погрешность при проведении потенциометрического титрования составляет 0,5 – 1%, что меньше, чем при титровании с индикаторами (1 – 2%). Потенциометрия выгодно отличается от кондуктометрии тем, что присутствующие в растворе электролиты, как правило, не мешают титрованию. Измеряемая ЭДС не обладает тем свойством аддитивности, которое присуще электрической проводимости.

Метод потенциометрического титрования позволяет определить концентрацию веществ в мутных и окрашенных растворах, допускает автоматизацию титрования и определение концентрации нескольких веществ в одной порции исследуемого раствора. Этот метод используется для определения констант диссоциации и констант гидролиза биологически активных веществ(аминокислот, полисахаридов, белков, жиров, нуклеиновых кислот); для определения констант равновесия отдельных стадий биологического окисления; для определения констант нестойкости и состава хелатных комплексных соединений биометаллов с аминокислотами, белками, ферментами. Этот метод используют для изучения кинетики и механизма биохимических реакций, для контроля за физиологическими процессами, связанными с переносом, либо электронов, либо ионов. Потенциометрическое титрование применяют в санитарной практике для анализа и контроля за состоянием окружающей среды.

Основные вопросы темы

1. Электродные и окислительно-восстановительные (ОВ) потенциалы, механизм их возникновения и зависимость от различных факторов. Уравнения Нернста и Петерса для вычисления значений потенциалов.

2. Гальванические элементы (химические и концентрационные): механизм действия и расчет ЭДС. Измерение электродных и ОВ-потенциалов.

3. Обратимые электроды первого и второго рода (водородный и хлорсеребряный). Ионоселективные электроды (стеклянный электрод). Устройство и механизм возникновения потенциала.

4. Электроды сравнения и электроды определения (индикаторные), применяемые в потенциометрии.

5. Сущность потенциометрического определения рН.

6. Потенциометрическое титрование, его сущность и использование в количественном анализе и медико-биологических исследованиях.

Экспериментальные работы

Работа №1. Определение концентрации раствора слабой кислоты и ее

константы диссоциации методом потенциометрического титрования

Цель работы. Научиться определять концентрацию слабой кислоты в растворе и ее константу диссоциации методом потенциометрического титрования.

Приборы и реактивы. Иономер, магнитная мешалка, бюретка для титрования, пипетка Мора на 10 мл, стакан для титрования, раствор уксусной кислоты неизвестной концентрации, 0,1000н раствор гидроксида натрия.

Задание 1. Определить концентрацию уксусной кислоты в растворе.

В стакан для титрования с помощью пипетки Мора отмерить 10 мл исследуемого раствора уксусной кислоты, а затем 10 мл воды. С помощью магнитной мешалки перемешать раствор и измерить значение рН исходного раствора на ионометре, работая строго по инструкции. Далее титровать раствор кислоты, добавляя щелочь из бюретки порциями, объем которых указан в таблице:

Электрохимия

Содержание:

Электрохимия — это раздел физической химии, в котором изучаются свойства систем, содержащих подвижные ионы (растворов, расплавов или твердых электролитов) — а также явления, возникающие на границе двух фаз.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Электрохимия

Электрохимия — наука, изучающая химические процессы, вызываемые действием электрического тока на вещества и электрические явления, возникающие вследствие химических процессов.

Ранее рассмотрены окислительно-восстановительные процессы, протекающие в гальваническом элементе, когда на электродах элемента возникает электродвижущая сила. Возможен и обратный процесс. Если подобную систему (два электрода, помещенные в раствор электролита) включить во внешнюю цепь постоянного тока, то на электродах будет протекать обратный окислительно-восстановительный процесс, в котором:

а) положительно заряженный электрод (анод) принимает электроны от восстановителя, который сам при этом окисляется;

б) отрицательно заряженный электрод (катод) отдает свои электроны окислителю, восстанавливая его.

Схематически эти процессы показаны на рис. 14.1, где анод электрохимической цепи является окислителем, а катод—восстановителем. Окислительно-восстановительный процесс, осуществляемый за счет энергии электрического тока, называют электролизом.

Потенциалы поляризации, перенапряжения и разложения

Рассмотрим в качестве примера систему из двух платиновых электродов, помещенных в водный раствор 1 М хлористого никеля (рис. 14.2). Если к электродам на этой схеме приложить извне небольшую разность потенциалов, то в первый момент в цепи появится ток, который можно зарегистрировать измерительным прибором. Однако через короткий промежуток времени он прекращается в результате поляризации электродов. Суть этой поляризации состоит в следующем. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы никеля движутся к катоду и разряжаются на нем по схеме

выделяя следовые количества металлического никеля. Одновременно с этим процессом отрицательно заряженные

ионы хлора движутся к аноду и разряжаются на нем по схеме

покрывая анод тончайшей пленкой адсорбированного газообразного хлора. В результате платиновые электроды поляризуются, т. е. превращаются в никелевый и хлорный электроды, стандартные потенциалы которых

Разность потенциалов суммарного процесса поляризации выражают величиной

Это означает, что по прошествии короткого времени, когда на платиновых электродах появляются заметные следы металлического никеля и адсорбированного молекулярного хлора, возникшая встречная ЭДС поляризации никель-хлорного элемента препятствует дальнейшему прохождению электрического тока от внешнего источника. Как показывает опыт, электролиз раствора хлористого никеля становится возможным лишь в случае, если напряжение внешнего источника тока будет существенно больше ЭДС поляризации .

Экспериментально определяемая величина минимально необходимая для осуществления процесса электролиза, получила название разности потенциалов разложения. Разница между значениями потенциалов разложения и поляризации названа перенапряжением:

Явление перенапряжения сложное по своей природе и зависит от многих факторов: от материала электродов и характера их поверхности; агрегатного состояния веществ, выделяющихся на электродах; плотности тока и температуры. В первом приближении явление перенапряжения можно объяснить следующим образом. Каждое вещество в твердом и жидком состоянии обладает большим поверхностным натяжением. В процессе образования при электролизе газообразных веществ обязательна стадия появления газообразного пузырька, т. е. рождения новой поверхности раздела газ—жидкость, что требует совершения работы против силы поверхностного натяжения на этой границе. В случае выделения твердых веществ, например металлов, также появляется новая граница раздела, но уже между двумя конденсированными фазами: металл—металл или раствор—металл. Разность поверхностного натяжения на такой границе значительно меньше, следовательно, и работа, требуемая для ее создания, существенно меньше.

При выделении на электродах газообразных продуктов величина велика, и ее обязательно следует учитывать в расчетах; при выделении металлов мала, и в первом приближении ею можно пренебречь.

Значения перенапряжения при выделении водорода и кислорода в процессе электролиза (для малых плотностей тока) приведены в приложении VII, они велики и имеют тот же порядок, что и величины электродных потенциалов, для расчета процессов электролиза их учет обязателен. Однако значения не могут быть строго постоянными и зависят от температуры, интенсивности перемешивания, плотности тока и других условий электролиза. ,

При электролизе водных растворов электролитов всегда следует учитывать и собственную электролитическую диссоциацию воды

за счет которой при электролизе на электродах возможно выделение газообразных водорода и кислорода:

Если в растворе присутствуют два и более электролитов, то в первую очередь на электродах будет протекать та окислительно-восстановительная реакция, для осуществления которой необходим меньший потенциал разложения. На примере электролиза смеси растворов медного купороса и серной кислоты можно выяснить вопрос о возможности выделения меди на катоде без водорода. Согласно принятой схеме разложения на платиновом катоде выделяется медь:

Перенапряжение меди будем считать равным нулю. На платиновом аноде в кислом растворе выделяется кислород:

Отсюда суммарный процесс поляризации

Это означает, что для подавления поляризации с внешнего источника на электроды нужно подать минимальную Согласно данным приложения VII перенапряжение кислорода на платине равно 0,5 В. Следовательно, потенциал разложения

Вычислим потенциал разложения второго компонента этого электролита—серной кислоты, при электролизе которой на катоде должен выделяться водород

а на аноде—кислород

В Суммарный процесс поляризации

характеризуется разностью потенциалов, которая равна — 1,23 В. Потенциалы перенапряжения водорода и кислорода на платине равны соответственно 0,3 и 0,5 В, следовательно, потенциал разложения серной кислоты

Это означает, что при напряжении внешнего источника постоянного тока в пределах от 1,39 до 2,03 В на катоде будет выделяться только медь, а при более высоких значениях напряжения — медь и водород. Точно также, подбирая соответствующие напряжения внешнего источника тока, производят раздельное выделение веществ, например из раствора серебра и меди, кадмия и меди.

Если же потенциалы разложения смешанных электролитов близки между собой, то раздельное восстановление их провести не удается. В подобных случаях подбирают электроды с более выгодным либо изменяют pH раствора (например, в аммиачной среде цинк образуется без выделения водорода, а в кислой или нейтральной — с выделением), либо используют комплексообразование, которое приводит к изменению окислительно-восстановительных потенциалов и т. д. Техника и теория электролиза разработаны в настоящее время настолько, что иногда есть возможность создать условия, необходимые для раздельного выделения компонентов сложных растворов.

Законы Фарадея

В заключение следует кратко остановиться на двух основных законах электролиза, сформулированных в первой половине XIX в. английским физиком И. Фарадеем.

Первый закон Фарадея: массы веществ, выделяющихся на электродах, прямо пропорциональны количеству протекающего через раствор электричества. Математическая форма выражения этого закона следующая:

где m—масса выделенного на электроде вещества; I—сила тока; —время прохождения тока; q—количество электричества; К—электрохимический эквивалент. При токе 1 А за 1 с на электроде выделяется масса вещества:

Второй закон Фарадея: при пропускании через растворы различных электролитов равного количества электричества массы веществ, выделенных на электродах, пропорциональны их химическим эквивалентам (Э). Отсюда следует, что отношение химического эквивалента к электрохимическому есть величина постоянная для любых веществ, ее называют постоянной Фарадея (F):

Таким образом, для восстановления или окисления на электродах 1 моль любого вещества через раствор электролита следует пропустить

96 500 Кл электричества. Решив совместно уравнения (14.1) и (14.2), получаем

Поскольку известно, что валентность X элемента в химическом соединении связана с атомной массой А соотношением

получим еще одно важное для практических целей соотношение

Обычно, работая с растворами электролитов, экспериментатор знает не массу вещества в растворе, а его концентрацию С. По определению, моль-эквивалентную концентрацию выражают соотношением

где V—объем раствора; m — масса вещества.

Решая совместно уравнения (14.3) и (14.4), находим время полного разложения вещества при электролизе:
С помощью приведенных соотношений решают электрохимические задачи, имеющие большое практическое значение, в таких разделах, как химические источники электрической энергии, защита металлов от электрохимической коррозии, гальванические покрытия, электрохимическая очистка воды, электрохимический синтез, электрохимическая обработка металлов.

Химические источники тока

Рассмотрим примеры практического применения электрохимии. Известно, что источником электрической энергии может служить любая окислительно-восстановительная реакция. Однако практически используют лишь некоторые более экономичные реакции, дающие значительную разность потенциалов при наименьшей поляризации и постоянствоЭДС во времени, позволяющие отбирать большие токи. Среди распространенных в настоящее время гальванических элементов можно назвать марганцово-цинковые, воздушно-цинковые, меднооксидные и оксидно-ртутные.

В воздушно-цинковых элементах отрицательным электродом служит металлический цинковый электрод, а в качестве активного вещества положительного электрода используют кислород воздуха, который диффундирует через пористый угольный электрод к поверхности раздела электрод—электролит. В качестве электролитов используются растворы или NaOH. В случае щелочного электролита в гальваническом элементе протекает следующая окислительно-восстановительная реакция:

В медно-оксидных элементах (МОЭ) отрицательным электродом служит цинк, а положительным—оксид меди, электролит—щелочь. При работе такого элемента металлический цинк окисляется, а оксид меди восстанавливается:

В оксидно-ртутных элементах отрицательным электродом служит амальгамированный порошок цинка, а положительным—оксид ртути в смеси с графитом,электролит — раствор КОН. Основным окислительно-восстановительным процессом в этом элементе является окисление цинка и восстановление оксида ртути:

В качестве гальванического элемента чаще всего используют дешевый, стабильный и емкий марганцово-цинковый элемент (МЦ). В нем один электрод представляет собой металлический цинк, а другой—оксид марганца (IV), электролит—раствор хлорида аммония. При разомкнутой цепи на электродах устанавливаются электрохимические равновесия:

При замыкании внешней цепи процессы, идущие на отрицательно заряженном цинковом аноде и положительно заряженном, оксидно-марганцовом катоде, начинают идти необратимо. Энергию суммарного процесса

направляют на совершение работы во внешней цепи (например, вращение якоря электромотора).

Все перечисленные выше гальванические элементы разового использования, что снижает их практическую ценность. Их общая особенность—необратимость процессов, т. е. если частично или полностью использованные элементы подключить к внешнему источнику постоянного тока и пропустить через них ток в обратном направлении, то ни одна из систем не возвратится в исходное состояние.

Существуют и обратимые гальванические элементы, получившие название аккумуляторов. Пропуская через разряженный аккумулятор ток от внешнего источника, можно заставить реакцию идти в обратном, эндоэргическом направлении, что и отличает аккумуляторы от обычных гальванических элементов разового действия.

Среди наиболее распространенных в настоящее время аккумуляторов можно назвать свинцовые (кислотные), никель-железные, никель-кадмиевые (щелочные) и серебряно-цинковые.

В готовом к работе (заряженном) свинцовом аккумуляторе анодом служит металлический губчатый свинец (обратимый анод), катодом—оксид свинца (IV). Электродные процессы можно выразить уравнениями

При подключении разряженного аккумулятора к внешнему источнику тока (зарядка) электрохимические процессы полностью обращаются.

Кадмиево-никелевые (КНА) и железо-никелевые (ЖНА) щелочные аккумуляторы имеют между собой много общего. В этих аккумуляторах положительным электродом служит NiO(OH), а отрицательным в ЖНА—железо, в КНА — кадмий; электролит—раствор щелочи КОН. При разомкнутой цепи на электродах устанавливается электрохимическое равновесие:

При замыкании внешней цепи идет суммарная окислительно-восстановительная реакция

за счет энергии которой возникает в цепи и совершает работу электрический ток. При зарядке разряженного аккумулятора процессы на его электродах обращаются, в результате вновь образуются металлический кадмий и NiO(OH). Аналогичные процессы протекают на электродах и в ЖНА.

В менее распространенном серебряно-никелевом аккумуляторе катодом является анодом — губчатый цинк, электролитом — раствор КОН. При разомкнутой внешней цепи на электродах устанавливается равновесие:

При работе аккумулятора, когда внешняя цепь замкнута на нагрузку, в нем протекает суммарная окислительновосстановительная реакция:

Наряду с преимуществами аккумуляторы обладают рядом существенных недостатков—они дорогостоящие, с небольшой удельной емкостью, источником пополнения энергии в них может быть только электроток. Во многих странах мира проводят исследования по созданию элементов, в которых бы рабочие вещества, участвующие в реакции токообразования, непрерывно подавались извне к электродам, а продукты реакции непрерывно отводились. Такие источники электроэнергии получили название топливных элементов.

Примером топливных элементов может быть водороднокислородный элемент, в основе действия которого лежит реакция окисления водорода:

При обычной температуре эта реакция не идет. Для ее осуществления необходимы катализаторы, в качестве которых используют порошки платины, палладия, серебра и оксидов некоторых металлов. Элемент состоит из пористых угольных электродов (содержащих катализаторы), соединенных с резервуарами водорода и кислорода. Электроды разделены раствором щелочи. Водород диффундирует через пористый электрод с катализаторами (Pt и Pd), при этом малоактивный молекулярный водород активируется:

Кислород диффундирует через второй электрод, молекулы также активируются катализаторами (Pt, Ag или оксиды металлов):

При разомкнутой внешней цепи на границе электродов с раствором электролита устанавливаются электрохимические равновесия

При замыкании внешней цепи в ней начинает идти электрический ток за счет протекания экзоэргической реакции (14.5), получающейся суммированием процессов

(14.6)—(14.9). Как видно из уравнения (14.8), электроны генерируются на водородном электроде (аноде), откуда они по внешней цепи перетекают на кислородный электрод (катод), где и используются для осуществления реакции (14.9).

В настоящее время интенсивно разрабатывают и другие топливные элементы на основе более дешевых и калорийных видов топлива, таких, как оксид углерода, спирты и различные нефтепродукты. В качестве окислителя кроме кислорода используют фтор и хлор. Применение топливных элементов в народном хозяйстве открывает большие возможности на пути прямого превращения химической энергии топлива в электрическую с высоким коэффициентом полезного действия.

Электрохимическая коррозия

Образование гальванических пар в металлах и сплавах может носить самопроизвольный характер и быть источником коррозии.

Под электрохимической коррозией подразумевают процессы взаимодействия металлов и сплавов с электролитами (водными растворами, расплавами солей и др.). Это взаимодействие может быть разделено на следующие самостоятельные процессы:

а) анодный процесс—растворение металла

б) катодный процесс—связывание избыточных электронов, образующихся в анодном процессе каким-либо веществом, именуемым деполяризатором. В обычных условиях деполяризаторами могут служить молекулы воды, кислорода и др. В качестве примера процесса деполяризации можно привести процессы

Отношение металлов в электрохимической коррозии определяется значениями их нормальных электродных потенциалов, согласно которым все металлы делят на 4 группы:

А — металлы повышенной активности, от щелочных до кадмия корродируют даже в нейтральных водных средах без кислорода и окислителей;

Б—металлы средней активности, от кадмия до водорода устойчивы в нейтральных растворах при отсутствии кислорода и не устойчивы в кислых средах;

В—металлы малой активности—висмут, медь, сурьма, мышьяк, серебро, ртуть, родий в отсутствие кислорода и других окислителей устойчивы не только в нейтральных, но и в кислых средах;

Г —благородные металлы—золото, платина, иридий, палладий—устойчивые во всех средах, кроме кислых, в присутствии сильных окислителей.

Коррозия резко уменьшает сроки жизни металлических изделий, что приносит огромный вред народному хозяйству. С коррозией ведут непрерывную борьбу, в связи с чем разработаны всевозможные методы защиты. Наиболее применимы защитные металлические (цинковые, хромовые, никелевые, свинцовые, алюминиевые и др.) и неметаллические (азотированные, фосфатированные, силици-рованные, лакокрасочные, пластмассовые и гумированные) покрытия, а также протекторная защита металлов от коррозии и обработка коррозионной среды ингибиторами.

Протекторная защита заключается в том, что из двух соединенных между собой и погруженных в электролит металлов растворяться (т. е. подвергаться электрохимической коррозии) будет металл, имеющий более отрицательное значение Так, если железо и цинк соединены между собой и опущены в раствор электролита

то цинк будет вытеснять железо из раствора. Это означает, что пока есть металлический цинк, находящееся с ним в контакте железо растворяться, т. е. корродировать, не будет. Вид защитного металлического покрытия следует выбирать с точным учетом условий, в которых будет находиться предохраняемый покрытием металл. Из приведенного примера видно, что цинковое покрытие железа — хорошая защита против электрохимической коррозии. Другое распространенное покрытие железа—оловянное (лужение)—в тех же условиях будет способствовать усилению коррозии железа, действительно:

Полученное значение для процесса вытеснения олова и разрушения железа свидетельствует о том, что этот процесс пойдет с большим выигрышем энергии:

Теория и практика электролиза позволяют в настоящее время широко использовать гальванические покрытия, электролиз расплавленных солей, электросинтез, гидроэлектрометаллургию для создания плотных покрытий одних металлов другими. Электрохимическим путем осуществляют также покрытия цинком, кадмием, медью, никелем, хромом, оловом, серебром, золотом и сплавами — латунью, бронзой. Окислительные процессы, идущие при электролизе на аноде, используют для электронолировки металлов, анодно-механической обработки металлов и нанесения прочных защитных оксидных пленок (оксидирование). Методом электролиза расплавленных солей в заводских условиях получают металлический алюминий (электролизом расплава магний (из расплава натрий (из расплава NaOH или NaCl); зитий, калий, кальций, бериллий (из расплавов хлоридов) и др. Важные для современной химической промышленности и галогенидной металлургии газообразные хлор и фтор также получают электролизом расплавленных солей— фторидов и хлоридов.

Электролизом водных растворов (гидроэлектрометаллургический путь) рафинируют медь, серебро, золото, никель, кобальт, свинец, электроэкстрагируют цинк, кадмий, марганец, хром. Электролизом водных растворов получают промышленные количества водорода, кислорода, пероксида водорода и надсернокислых соединений, щелочи, гипохлорита натрия, хлорной кислоты, перманганата калия, свинцовых белил, гидросульфата натрия. Большое значение имеют электрохимические способы синтеза различных органических соединений.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.