Типы электродов и цепей

В электрохимии различ-т химические электроды и цепи, концентрационные электроды и цепи и амальгамные электроды и цепи. Химические э-ды подраздел-я на эл-ды 1-го рода, э-ды 2-го рода и газовые э-ды.

1) Химические э-ды 1-го рода – металл, погружен-й в раст-р своей соли. Потенциалопределяющие ионы – катионы металла. {ФОРМУЛА…}

2) Химические э-ды 2-го рода. Чаще всего – хлорсеребряный эл-д. Ag | AgCl, KCl

Ag(тв)®Ag⁺ + к Ag⁺ + Cl^- ®AgCl(тв). е Ag(тв) + Cl^-« AgCl(тв) + к. Потенциалопределяющие ионы – анионы Cl. Me - nк®Meⁿ⁺ (окисл-е) Cl+ к® Cl^- (восс-е)

3) Газовый эл-д (примеры: водород-й, кислор-й, хлор-й). Рассмотим работу газавого эл-да на примере водород-го.

Ѕ Н2 - к«Н⁺ { ФОРМУЛА }. f зависит не только от активности ионов в р-ре, но и от давления газов в газов-й фазе.

Концентрационные электроды и цепи.

Рис… При замыкании: в левом отделении концентрация катионов будет Ї, а в правом ­ до тех пор, пока концентрации не уравняются ® работа прекратиться. ЕМеⁿ⁺+ nк ®Ме^° - Ме⁰ - nк ®Меⁿ⁺ . Если бедет поддерж-я разность концентраций, то элемент будет работать сколь угодно долго. {ФОРМУЛА…(Е=…)}. Если возникает отклонение концентрации, в рабочем отделении появиться ЭДС.

Амальгамные эл-ды и цепи.

Рис… Ѓ (Me-Hg)-nк ® Meⁿ⁺+Hg ‚ Meⁿ⁺+ nк+Hg®(Me-Hg) {ФОРМУЛА…(E=..)}

Окислительно-восст-е эл-ды и цепи.

В принципе, любой эл-д в э/химии является эл-дом окислительно-восст-м. Однако термин окислительно-восст-го принято считать также такой эл-д, материал которого не перинимает непосредственного участия в процессе.

Рис… 1) - Pt: Fe²⁺-к® Fe³⁺ 2) Е Pt: Fe³⁺ + к® Fe²⁺ Потенциал платинвого эл-да запишется так: {ФОРМУЛА…}

Существует подобно ряду напряжений ряд стандартных окислительно-восст-х потенциалов. Комбинируя окислительно-восст-е эл-ды из ряда, можно составлять гальванические цепи. Эл-ды, расположенные выше в ряду стандарт-х окислительно-восст-х потенц-ов будут заряжаться «-», ниже расположенные – «+». Очень часто в реакциях окисленияо-восстанов-я принимают участие ионы Н⁺ и они оказывают очень большое влияние на величину потенциала окислительно-восст-го эл-да.

{ ФОРМУЛЫ (две) }

72) Электролиз…

-это окисл-о – восстановит-й процесс, протекающий при прохождении пост-го тока через р-р или расплав электролита. Без подключения электродов к источнику = тока движение ионов хаотично беспорчдочно.

Катионы получают у катода недостающие е-ны, т.е. восстанав-я, аниионы окисляются. Т.о., протекание процесса э-за на катоде-восстанов-е, на аноде – окисл-е.

Пример: на аноде: на катоде:

Последовательность восст-я катионов на катоде и анионоав на аноде в водных р-рах.

Вода частично ионизирована. Все катионы с точки зрения порядка восстановления можно разделить на 3 группы. Общие правилаЖ на катоде в 1-ю очередь восстан-я тот катион, потенц-л которого более +

1-я групп катионов – с наименьшей алгебраической величиной станадартного электродного j (потенциала) т.е. катионы, которые имеют высокие отрицат-е значения стандартн-го электрод-го j. Это группа от Li до Al (включ-о). j^° Li=-3,045 B; j^° Al = -1,66 B При электро-зе вод-х раст-в, содержащих ионы метала в 1-й группе на катоде идет только 1-н процесс – восстановление катионов Н⁺.Ничего больше на катоде не выделяется

2-я группа катионов – со средней алгебраической велечиной станд-го электрод-го j. От Mn до Fe (Fe³⁺) j^° Mn=-1,18B j^° Fe=-0,036 B j^° H=0

При эл-зе вод-х растворов, содерж-х ионы Ме 2-й группы на катоде идут одновременно 2 процесса: а)Meⁿ⁺ + nк® Me^° б)2H⁺+2к®H₂

В раствор-х, содерж-х ионы Ме 2-й группы Н выделяется в сфере напряжения – идет восстановление Н с очень маленькой скоростью.

h= (m1/m2)*100% -- выход к потоку – отношение практически полученного на катоде вещ-ва к теоретически возможному, котороедолжно было бы выделиться по закону Фарадея. Для разных Ме h колеблеться в очень широких пределах. hZn@80% hNi@90% Cr=20%h

3-я группавкат-ов – с мах алгебраической велечиной станадартного электродного j - все Ме, расположенные в ряду напряжений ниже Н – от Cu²⁺ ® вниз. На катоде – только восстановление катионов Ме. Меⁿ⁺+ nк ®Ме^°

Порядок окисления анионов на аноде.

На аноде в 1-ю очередь окис-я анион, j которого более отрицат-н. Возможны 2 случая: анод нерастворимый и раствор-й.

Нерастворимый (графит, уголь, Pt, Au, Ir, Pb). В 1-ю очередь на аноде окисл-ся анионы бескислород-х кислот. Если этих ионов нет , то тогда порядок окисл-я зависит от характера среды. Если среда щелочная, то окисляются анионы гидроксила. Если среда кислая или нейтральная, то имеет место прямое окисление воды и раст-р у анода преобретает щелочн-ю р-цию.

Растворимый. Имеет место процесс растворения Ме анода с образов-ем катионов Ме.

1) CuCl₂, электроды угольные К катоду ® катионы Cu и катионы H⁺, но медь ® к 3-й группе,гдеидет процесс восстанов-я катионв Ме

Cu²⁺, H⁺, Cl^-, OH^-

катод: Cu²⁺+ 2к ® Cu^°

анод: 2Cl^- - 2к ® Cl₂­

2) CuCl₂, электроды медные

катод: Cu²⁺+ 2к ® Cu^°

анод: Cu - 2к ® Cu²⁺

3) водн. р-р K2SO4, угольные эл-ды

катод: 2H₂O + 2к®H2­+2OH^- -строгая запись .Среда нейтральная. Идет окисление молекул Н2О

анод: H₂O - 2к ®ЅO2­ +2 H⁺ - идет разложение воды

73) Законы электролиза.….1-й закон:

При электролизе данного эл-та кол-ва веществ выделяющихся на электродах пропорцонально количестау прошедшего через электролит электричества. m=qIτ, m-масса вещ-ва, выделевшегося на электроде. q-эл. - химический эквивалент, λ. - υθμθχερκθι ύκβθβΰλενς,2-й закон:при электролизе различных электролитов одно и тоже кол-во электричества выделяет на электродах такие кол-ва веществ, которые пропорциональны хим. эквивалентам этих веществ. HCl. катод: Н(+)+eаH, анод: Cl(-)-ēаCl, чтобы получить 1 грамм-атом Н надо взять Na*1,6*10**-19=96500(Кл)=26,8Ач=1Ф(фарадей). (см.рис). Катод: Н(+)+eаН, 1г-ат:1Ф, 1г-ат.Н. Zn(2+)+2 ēаZn, 2Ф, ? г-ат. Zn. Fe(3+)+3 ē аFe, 3Ф, 1/3г-ат Fe. 1Ф –такое количество электричества, при прохождении которого на электроде выделяется 1г-экв. вещества. m=qIτη(доли единицы), q’[мг/Ас], q[мг/Ач]. доли еденицы), q’[мг/Ас], q[мг/Ач]. _охожд =U/qn. [Втч/г]. m-кол-во вещества за время τ. Для получения 1тонны Al-16000 кВт часов, Mg-13000-14000 кВт часов.