Основы электрохимии
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
p;
Электролиз раствора более сложен, т.к. в нем принимают участие молекулы воды.
КАТОДНЫЙ ПРОЦЕСС. Возможны три случая.
- Катионы металлов, расположенные в ряду напряжений от лития до алюминия (Li+ - Al3+), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды:
2 H2O + 2 e => H2 + 2 OH-1.
- Катионы металлов, расположенные в ряду напряжений от алюминия до водорода (Al3+ - 2H+), восстанавливаются на катоде совместно с молекулами воды:
Мn+ + n e => M
H2O + 2 e => H2 + 2 OH-1.
- Катионы металлов, расположенные в ряду напряжений после
водорода (Сu2+ - Au3+) полностью восстанавливаются на катоде: Мn+ + n e => M.
АНОДНЫЙ ПРОЦЕСС. Характер реакций зависит от присутствия молекул воды и от вещества, из которого сделан анод.
Нерастворимый анод (уголь, графит, платина и др.).
1. Анионы бескислородных кислот (Cl - , Br - , I - , S2-) легко окисляются: 2Cl - 2 e => Cl2
S2 - 2 e => S0.
. Анионы кислородсодержащих кислот (SO42-, NO3-, PO43-, CO32-) на аноде не окисляются, вместо них окисляются молекулы воды:
H2O - 4 e => O2 + 4 H+.
электрохимия электролиз гальванический элемент
Растворимый анод (изготовляют из металлов: меди, серебра, цинка, кадмия, никеля и других) при электролизе разрушается, то есть переходит в раствор в виде ионов: М0 - n е => Мn+.
Электролиз с растворимым анодом находит широкое применение:
- получение металлов высокой чистоты;
- покрытие одних металлов слоем других металлов (гальваностегия);
- получение рельефных изображений, точных металлических копий с различных предметов (гальванопластика).
ПРИМЕР 2.1 Электролиз расплава хлорида меди.
СuCl2 => Cu2+ + 2 Cl -
(-) Катод (С) Cu2+ + 2 e => Cu
(+) Анод (С) 2 Cl - 2 e => Cl2
ПРИМЕР 2.2 Электролиз раствора хлорида меди с угольными электродами.
СuCl2 => Cu2+ + 2 Cl -
H2O
(-) Катод (С) Cu2+ + 2 e => Cu
(+) Анод (С) 2 Cl - 2 e => Cl2
ПРИМЕР 2.3 Электролиз раствора хлорида меди с медным анодом.
СuCl2 => Cu2+ + 2 Cl -
H2O
(-) Катод (Cu) Cu2+ + 2 e => Cu
(+) Анод (Cu) Сu0 - 2 е => Cu2+.
ПРИМЕР 2.4 Электролиз раствора сульфата цинка с платиновыми электродами. ZnSO4 => Zn2+ + SO42-
H2O
(-) Катод (Pt) Zn2+ + 2 e => Zn
H2O + 2 e => H2 + 2 OH-1
(+) Анод (Pt) 2 H2O - 4 e => O2 + 4 H+
ПРИМЕР 2.5 Электролиз сульфата цинка с цинковым анодом.
ZnSO4 => Zn2+ + SO42-2O
(-) Катод (Zn) Zn2+ + 2 e => Zn
(+) Анод (Zn) Zn - 2 e => Zn2+.
ПРИМЕР 2.6 Электролиз сульфата калия с угольными электродами.
К2 SO4 => 2 К + + SO42-
H2O
(-) Катод (С) 2 H2O + 2 e => H2 + 2 OH-1.
(+) Анод (С) 2 H2O - 4 e => O2 + 4 H+
ПРИМЕР 2.7 Электролиз сульфата калия с цинковыми электродами.
2.3 Законы электролиза (законы Фарадея)
Количество вещества (m), восстановленного на катоде и окисленного на аноде, пропорционально количеству прошедшего электричества (Q) и химическому эквиваленту (Э):
где F=96500 кулон (постоянная Фарадея).
Зная, что Q = I. t, где I - сила тока, t - время прохождения тока, можно записать:
ПРИМЕР 2.8 Ток силой 10 ампер пропускали через раствор сульфата меди 2 часа. Определить массу выделившегося металла.
ПРИМЕР 2.9 Сколько нужно пропускать ток силой 5 ампер, чтобы из раствора серной кислоты выделить 50 литров водорода при н. у.
3. Химические источники тока
В принципе для получения электрической энергии можно использовать любую окислительно-восстановительную реакцию. Для этого надо разделить процессы окисления и восстановления и провести их отдельно на электродах.
Устройства, вырабатывающие электрический ток за счет энергии окислительно-восстановительной реакции, называются химическими источниками тока.
Простейшим примером химического источника тока может служить медно-цинковый гальванический элемент Даниэля-Якоби. В других широко применяемых гальванических элементах используются не два электролита, как в медно-цинковом, а один, что удобнее в эксплуатации. Эти элементы относятся к первичным источникам тока, так как они предназначены для одноразового использования (или в несколько приемов). После разряда такие элементы к дальнейшей работе непригодны.
Вторичные химические источники тока допускают многократное их использование - аккумуляторы. Они характеризуются обратимостью: после разрядки их работоспособность может быть восстановлена пропусканием тока от внешнего источника в обратном направлении (электролиз).
Аккумуляторы - приборы, которые служат для накопления химической энергии, превращающейся по мере необходимости в электрическую.
Превратив с помощью электролиза электрическую энергию в химическую, можно получить эту энергию обратно, если использовать элемент в качестве гальванического. Анод аккумулятора при разряде служит катодом при зарядке. Аккумуляторы бывают кислотные и щелочные.
3.1 Свинцовый (кислотный) аккумулятор
Свинцовый (кислотный) аккумулятор состоит из свинцовых пластин в виде решеток или рам с ребристой поверхностью. Отверстие в пластинах заполнено пастой из оксида свинца PbO и воды. Эти электроды опускаются в раствор 30-35 % серной кислоты H2SO4 c плотностью 1.25 - 1.30 г/мл. Концентрация кислоты может изменятся в зависимости от условий раб?/p>