Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника


Гальванические элементы. В отличие от гомогенных реакций, протекающих во всем объеме системы, гетерогенные взаимодействия осуществляются на границе раздела фаз.




В отличие от гомогенных реакций, протекающих во всем объеме системы, гетерогенные взаимодействия осуществляются на границе раздела фаз.

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими процессами.

Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металла в воду или раствор соли данного металла, в качестве примера гетерогенного взаимодействия.

Так как совершенно нерастворимых веществ не существует, то любой металл хотя бы в ничтожной степени растворяется в воде. При этом в раствор переходят положительно заряженные ионы металла Меn+, а в самом металле остаются электроны, в результате чего металл заряжается отрицательно. Уравнение, отражающее процесс ионизации атомов металла под действием полярных молекул воды имеет вид:

 

Ме0+ m H2O Û [Me(H2O)m]n+ + ne (29)

в растворе в кристалле Ме

 

Катионы, перешедшие в жидкость, располагаются вблизи поверхности отрицательно заряженной пластинки металла, в результате чего образуется двойной электрический слой. На границе раздела раствора соли с металлом возникает определенная разность потенциалов, которая называется электродным потециалом ЕМе/Меn+ [В].

Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно. Поэтому измеряют разность потенциалов между данным электродом и стандартным водородным электродом, потенциал которого условно принимают равным нулю: Е02Н+/Н2 = 0В. Электродный потенциал, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду в стандартных условиях (Т = 250C (298 К), Р = 1 атм, СМеn+ = 1 моль/л), называется стандартным электродным потенциалом(обозначается Е0).

Зависимость электродного потенциала от природы металла, температуры и концентрации ионов металла выражается уравнением Нернста:

Е=Е0 + (RT/nF)lg CMen+, (30)

Где (RT/F)=0,059 при Т=298 К. Тогда уравнение принимает вид:

ЕМеn+/Me00 Меn+/Me0 + (0,059/n)lg CMen+, (31)

Е0 Меn+/Me0 – стандартный электродный потенциал Ме;

n – число электронов, участвующих в электродном процессе;

CMen+ - концентрация ионов металла, моль/л (молярная концентрация).

В зависимости от величины Е0 Меn+/Me0 все металлы можно расположить в ряд, который называется ряд стадартных электродных потенциалов металлов (табл. 4). В этом ряду (слева направо) величина электродного потенциала возрастает, при этом восстановительная способность металлов уменьшается, а окислительная способность ионов металлов увеличивается.

 

Таблица 4

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Восст.форма Li K Na Mg Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Au
Окисл.форма Li+ K+ Na+ Mg2+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Ag+ Au3+
ЕМе/Меn+, В -3,04 -2,92 -2,71 -2,36 -0,76 -0,44 -0,25 -0,13 +0,34 +0,80 +1,50

 

Этот ряд характеризует химические свойства металлов:

Металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы (т.е. имеющие более положительные электродные потенциалы) из растворов их солей.

Металлы, имеющие более отрицательный электродный потенциал по отношению к водородному, вытесняют водород из кислот – HCl (разб. и конц.) и H2SO4 (разб.), так как окислителем в них является ион H+.

По восстановительной активности все металлы делят на три группы:

1) активные металлы: Е0 Меn+/Me0< -1В;

2) металлы средней активности: -1В < Е0 Меn+/Me0 <0 В;

3) малоактивные металлы: Е0 Меn+/Me0 >0 В.

В концентрированной серной кислоте H2SO4 (конц.) роль окислителя выполняет анион SO42- за счет иона S+6, который является более сильным окислителем, чем H+. Взаимодействие металлов с ней протекает по схеме:

Me0 + H2S+6O4 (конц.) = Me2+n (SO4)n + H2O + S+4O2 – для малоактивных металлов;

Me0 + H2S+6O4 (конц.) = Me2+n(SO4)n + H2O +S0 – для металлов средней активности;

Me0 + H2S+6O4 (конц.) = Me2+n(SO4)n + H2O + Н2S–2 – для активных металлов.

В азотной кислоте любой концентрации окислителем является анион NO3- за счет иона N+5. При взаимодействии HNO3 (конц.) с металлами она восстанавливается до иона N+4, образуя газ NO2, независимо от активности металла. При взаимодействии HNO3 (разб.) с металлами взаимодействие протекает по схеме:

Me0 + HN+5O3 (разб.) = Me+n (NO3)n + H2O + N+2O – для малоактивных металлов;

Me0 + HN+5O3(разб.)= Me+n (NO3)n+ H2O+ N2+1O – для металлов средней активности;

Me0 + HN+5O3(разб.)= Me+n (NO3)n+ H2O + N-3H4NO3 – для очень активных металлов.

Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, в котором энергия химической реакции превращается в электрическую. В основе работы гальванического элемента лежит ОВР. Гальванический элемент состоит из двух металлических электродов (анода и катода): пластин, изготовленных из разных металлов и погруженных в растворы своих солей. ГЭ имеет две цепи: внешнюю – металлический проводник, соединяющий пластины, по которому двигаются электроны от анода к катоду, и внутреннюю – электролитический ключ, соединяющий растворы солей, по которому двигаются ионы в направлении от катода к аноду.

Максимальная разность потенциалов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой гальванического элемента (ЭДС) – Еэдс [В]: Еэдс= Еок – Евос или Еэдс= Ек – Еа.

Для рассмотрения электрохимического процесса, лежащего в основе работы любого гальванического элемента, следует использовать алгоритм, предложенный в примерах решения задач. Необходимо помнить, что в ГЭ анодом является металл с большей восстановительной активностью, т.е. с меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с меньшей восстановительной активностью, т.е. с более высоким значением электродного потенциала. При написании уравнений электродных процессов следует учитывать, что более активный металл является восстановителем, а ион менее активного металла – окислителем.

 


Поделиться:

Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 71; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2024 год. (0.005 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты