Лабораторная работа №3.

Тема: «Электр охимия»

Цель работы:Изучение процессов электролиза, коррозии металлов и электрохимических методов защиты от коррозии.

В электрохимии рассматриваются процессы, протекающие в химических системах, служащих источниками электрической энергии, а также процессы, протекающие за счет подведения к химическим системам электрической энергии. Другими словами, процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими. К ним относятся окислительно-восстановительные реакции электролиза, коррозии и гальванических элементов.

Потенциал - это физическая величина, характеризующая силовое поле (электрическое или гравитационное) в данной точке. Разность потенциалов между двумя точками поля определяет работу, которую совершит пробное тело с зарядом или массой, равными единице, при движении из одной точки в другую.

Электродами называются проводники с электронной проводимостью (металлы, графит), находящиеся в контакте с электролитами (проводниками тока с ионной проводимостью). Электроды, на которых протекают реакции окисления, называются анодами, а электроды, на которых протекают восстановительные процессы, называются катодами.

При контакте металла с раствором, содержащим его катионы, на границе металл - раствор устанавливается динамическое равновесие:

                             Ме + mH₂O                  Meⁿ⁺ • (H₂O)_m + ne.

В прямом направлении происходит окисление металла и переход его катионов в раствор, который приобретает избыточный положительный заряд, а валентные электроны остаются в металле, сообщая ему отрицательный заряд. Катионы металла в растворе окружаются полярными молекулами воды и становятся гидратированными. В обратном направлении происходит восстановление катионов и встраивание их в кристаллическую решетку металла. В результате указанного равновесия на границе металл — раствор образуется двойной электрический слой с

разностью потенциалов между металлом и прилегающим к нему тончайшим слоем раствора, которая называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов определить невозможно, но можно измерить разность потенциалов между исследуемым электродом и электродом сравнения, стандартный потенциал которого условно принимается равным нулю. Таким электродом сравнения является стандартный водородный электрод. Он представляет собой платинированную платину, опущенную в раствор кислоты с концентрацией протонов 1 моль/л, через который прокачивается газообразный водород с парциальным давлением 1 атм. В растворе водородного электрода протекает равновесный процесс:

Н2        2H+ +2e.

Устройство, состоящее из двух электродов и создающее электродвижущую силу (ЭДС) в результате протекания на них химических реакций, называется гальваническим элементом. ЭДС гальванического элемента равна разности потенциалов катода и анода (Е_э = Е_к – Е_а). Стандартные электродные потенциалы металлов, приведённые в приложении 2, фактически представляют собой ЭДС элементов, составленных из стандартных металлических и водородного электродов.

Величину электродного потенциала металла при температуре 298К можно рассчитать по уравнению Нернста:

где Е°_Mеⁿ⁺_{/ Mе} - стандартный электродный потенциал металла (равновесный электродный потенциал при с(Меⁿ⁺) = 1 моль/л), n - количество электронов, принимающих участие в электродной реакции 35, с(Меⁿ⁺) – молярная концентрация катионов металла в растворе (моль/л). Для водородного электрода уравнение Нернста принимает вид

Металлы и их стандартные электродные потенциалы, расположенные в порядке возрастания, образуют ряд напряжений.