Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



При наличии перенапряжения потенциал катода сдвигается в сторону меньших значений, а потенциал анода сдвигается в сторону больших значений.

Читайте также:
  1. Coupe ballonne в сторону
  2. I. Распространение потенциала действия по безмякотным нервным волокнам.
  3. II. Идентификация потенциально вредных и (или) опасных производственных факторов
  4. II. Сальтаторное распространение потенциала действия вдоль миелинового нервного волокна.
  5. А) Назовите большую сторону;
  6. А) Природно-ресурсный потенциал современного мирового хозяйства
  7. А. сгибания,отведении в локтевую сторону
  8. Алгоритм метода потенциалов решения транспортной задачи.
  9. Алгоритм решения транспортной задачи линейного программирования методом потенциалов
  10. Анализ инновационного потенциала предприятия

В результате общая разность потенциалов и тем самым реальное напряжение разложения оказывается выше, чем теоретическое значение.

Значение перенапряжения зависит от природы электролита (т. е. от химической природы ионов, которые должны разряжаться), а также от природы электрода и состояния его поверхности.

Особое практическое значение имеет перенапряжение водорода и кислорода. В табл. 21 представлены минимальные значения перенапряжения

 

Таблица 21. Перенапряжение водорода и кислорода на некоторых электродах.
  Перенапряжение   Перенапряжение
Электрод водорода, В Электрод кислорода, В
Платина (чернь) Никель +0,12
Палладий Кобальт +0,1 Л
Золото -0,02 Платина (чернь) +0,21
Платина —0,08 Железо +0,24 ,
Серебро —0,10 Медь +0.2Г,
Никель -0,14 Свинец +0,30
Графит —0,14 Серебро +0,40
Железо —0,17 Кадмий +0,42
Медь —0,19 Палладий + 0,42
Кадмий —0,39 Платина + 0,4-1
Свинец —0,40 Золото +0,52
Цинк —0,48    
Ртуть —0,57    

 

водорода и кислорода на распространенных электродах (при наименьшей плотности тока).

Явление перенапряжения нежелательно потому, что оно приводит к повышенному расходу электроэнергии. Однако иногда явление перенапряжения оказывается полезным и позволяет провести такие электрохимические процессы, которые без перенапряжения не ведут к желательному результату. Так, гальваническое хромирование возможно потому, что наряду с влиянием концентрации электролита сказывается также влияние на процесс электролиза перенапряжения водорода. По этой же причине удается электролитически осаждать из водных растворов не только Pb, Sn и Ni, но и Fe, Cr и Zn (см. положение водорода в ряду разряжаемости катионов). С помощью электродов, на которых водород проявляет особенно высокое перенапряжение, например ртутного электрода, удается выделять из водных растворов даже такие неблагородные металлы, как Na (ртутный метод).

Способность анионов к разрядке также в большой степени зависит от наличия перенапряжения. Так, если из водного раствора NaCl необходимо разряжать ионы С1-, а не ОН-, то применяют раствор электролита высокой концентрации; этому же способствует перенапряжение кислорода. Однако влияние перенапряжения не так велико, чтобы обеспечить разрядку фторид ионов из водного раствора:



2F- — 2е- = F2; E° = +2,866

Поэтому газообразный фтор выделяется на аноде при электролизе только расплавов фторидов.

ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Между количеством электричества, потребляемом при электролизе, и массой вещества, выделяющегося на электроде, имеется зависимость, открытая и 1833 г. английским физиком Фарадеем.

Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, пропорциональна количеству электричества, которое прошло через электролит:

m = Aeq

где m -масса вещества; Ae — коэффициент пропорциональности, называемый электрохимической эквивалентной массой; q — количество электричества.

Этот закон электролиза называется первым законом Фарадея.

Если массу вещества выразить в миллиграммах (мг), количество электричества—в кулонах (Кл), то единицей электрохимической эквивалентной массы Ae будет мг/Кл.



Поскольку количество электричества q (Кл) есть произведение силы электрического тока I (в амперах, А) на продолжительность электролиза

 

τ (с) т. е. q = I τ , первый закон Фарадея можно представить в виде:

m = Ae I τ

Электрохимическая эквивалентная масса Ае, представляет собой константу для каждого вещества в конкретной электрохимической реакции.

Электрохимическая эквивалентная масса есть отношение массы вещества, выделившейся при электролизе, к затраченному количеству электричества:

Ае = m /q

Пример. Электрохимическая эквивалентная масса серебра составляет 1.11817 мг/Кл. Это означает, что при пропускании через раствор соли, содержащей ионы Ag+ (которые восстановятся до Ag), электрического тока силой 1А в течение 1с из раствора на катоде выделится 1,11817 мг серебра. (Электрохимическая эквивалентная масса серебра ранее применялась для определения единицы силы электрического тока — ампера.)

Фарадеем установлена также взаимосвязь между количествами различныx веществ, выделяемыми на электродах с помощью одинакового количества электричества.

Количества двух различных веществ, которые выделяются на электродах с помощью одинакового количества электричества, обратно пропорциональны эквивалентным числам этих веществ:

nA/nB = zA/zB

nA и nB — количества веществ А и В, выделенные на электродах; zA и zB — эквивалентные числа веществ А и В в электрохимических (окислительно-восстановительных) реакциях.

Этот закон электролиза известен как второй закон Фарадея.

Пример. Две электролизные ячейки, содержащие соответственно CuS04 и AgNO3, соединены последовательно (рис. 66). При протекании электролиза на катодах будут разряжаться ионы Cu2+ (z =2) и Ag+ (z =1). Количество меди, выделившееся при потреблении количества

 

Рис Последовательное соединение электролизных ячеек: 1- катоды; 2 — аноды.

электричества, за счет которого осаждается 1 моль серебра, составит:

nAg/nCu = zAg/zCu

nСu = nAgzAg/zCu =1*1/2 = 0,5 МОЛЬ

Зависимость, выраженная во втором законе Фарадея, физически объясняется тем, что 1 моль (6*1023) электронов разряжает

1 моль однозарядных ионов (Ag+ + e- = Ag°)

0,5 моль двухзарядных ионов (Сu2+ + 2е- = Си0)

1/z моль z-зарядных ионов (Мz+ + zе- = М°)

Практически удобнее использовать второй закон Фарадея, если ввести эквивалентные количества веществ neq.

При расходе одного и того же количества электричества на электродах выделяются одинаковые эквивалентные количества различных веществ:

nедА = neqB

В такой формулировке второй закон Фарадея является следствием закона эквивалентов для электрохимических реакций.

Пример. Эквивалентные количества меди и серебра, выделяемые в результате электролиза (см. предыдущий пример), равны между собой:

nедAg = nAgzAg = 1*1 = 1 моль

Второй закон Фарадея позволяет перейти от количеств веществ к их массам (через молярные массы):

mA: mB =MA/zA: MB/zB

Пример. Требуется определить массу меди, выделившейся при электролизе раствора CuSO4, если известно, что в последовательно соединенной электролизной ячейке при тех же условиях выделилось 0,2157 г серебра.

Искомая масса составит:

Исходя из определения эквивалентной массы , уравнение второго закона Фарадея можно записать в виде:

Meq= M/z, тогда mA/mB =MеqA/MeqB


Дата добавления: 2015-08-05; просмотров: 32; Нарушение авторских прав


<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Методическая разработка. к лабораторной работе по ХРМ №1 | Массы двух веществ, которые выделяются на электродах при потреблении одинакового количества электричества, прямо пропорциональны эквивалентным массам этих веществ.
lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2019 год. (0.014 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