адмірала Макарова С.html

Работа добавлена на сайт samzan.net:

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

Український державний морський технічний університет

ім. адмірала Макарова

С.Ю. Кельїна, О.В. Яновська

Е Л Е К Т Р О Х І М І Я

Методичні вказівки

         

Миколаїв – 2002

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

Український державний морський технічний університет

ім. адмірала Макарова

Е Л Е К Т Р О Х І М І Я

Рекомендовано Методичною радою УДМТУ

як методичні вказівки

         

Миколаїв – 2002

УДК 546

Кельїна С.Ю., Яновська О.В. Електрохімія: Методичні вказівки. – Миколаїв: УДМТУ, 2003. – 37 с.

Кафедра хімії

Вказівки містять теоретичні матеріали, методи розв'язання задач для засвоєння теми «Електрохімія», задачі і вправи для самостійної підготовки.

Методичні вказівки призначені для студентів, які поглиблено вивчають електрохімію, і можуть бути корисними для всіх спеціальностей.

Спис. літ. – 5 назв.

Рецензент канд.. техн. наук, доц. Андрєєв А.А.

1. Основні поняття електрохімії

Електрохімія – розділ хімії, що вивчає фізико-хімічні процеси, що супроводжуються появою електричного струму або, навпаки, відбуваються під дією на хімічні сполуки електричного струму.

Електродом називається електронно-провідна фаза − провідник першого роду (метали, графіт або напівпровідники), що контактує з іонним провідником − провідником другого роду (розчини або розплави електролітів). У провідниках першого роду електричний струм виникає завдяки напрямленого руху електронів, у електролітах – завдяки руху іонів, причому електрони не можуть рухатись у електролітах, а іони – у металах, тому на поверхні розділу фаз у електрода  відбуваються реакції особливого типу, що мають назву електрохімічних.

Електрохімічні реакції – це окисно-відновні реакції, що відбуваються під час обміну електронами між провідниками першого роду і частинками електроліту – іонами та молекулами.

У металах і графіті у вузлах кристалічної решітки знаходяться катіони, між якими відносно вільно рухаються електрони, причому сумарний позитивний заряд  іонів металів дорівнює кількості електронів. Якщо провідник  першого роду занурити у електроліт, то на межі розділу фаз виникає перерозподіл позитивних та негативних зарядів, що несуть іони і електрони, а також з’являється напрямлена орієнтація диполів, при цьому одна з фаз завжди заряджується позитивно, інша – негативно.

Розглянемо два випадки цього процесу, звертаючи увагу на те, що у розчинах іони завжди сольватовані і характеризуються певною енергією сольватації  Есольв (для води  енергією гідратації (Егідр). У провідниках першого роду міцність зв’язку між іонами в кристалічній решітці характеризується енергією кристалічної решітки − Екр.р. Співвідношення між енергією, потрібною для відриву катіона від поверхні металу (Екр.р), і енергією, що виділяється під час гідратації цього катіону (Егідр), буде обумовлювати здібність різних металів до виділення катіонів у розчин, а також  положення рівноваги цього і оборотного йому процесів (рис. 1).

                                                      1                             2

                                                        

                                                                 +  −  −  +                            −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

                                                           3                              3                                              

                                          а                            б

Рис. 1. Перерозподіл зарядів біля поверхні розділу фаз:

а – електрод з активного металу (1);

б – електрод з неактивного металу (2), занурених у розчини електролітів (3).

У випадку активних металів (Zn, Fe, Ni)  Екр.р< Егідр, тому катіони під дією диполів води переходять у розчин, гідратуються і групуються у шарі води на межі розділу фаз біля поверхні металу, яка заряджується  негативно тому, що в металі утворюється надлишок електронів (рис. 1, а).

У випадку неактивних металів (Cu, Ag, Pt)   Екр.р > Егідр, тому катіони не можуть переходити у розчин (точніше, вони переходять, але у незначних кількостях), але, якщо розчин містить катіони  металу, з яких складається тверда фаза, то ці катіони з розчину починають добудовувати кристалічну решітку і тверда фаза заряджується позитивно внаслідок находження до неї надлишку катіонів. Відповідно до цього, біля  поверхні твердої фази в шарі розчину групуються аніони (рис. 1, б).

У обох випадках шар розчину на межі розподілу фаз набуває заряду, протилежного по знаку заряду поверхні металу, в результаті чого утворюється подвійний електричний шар (ПЕШ), який спричинює виникненню між фазами стрибка потенціалу, або просто потенціалу.

Процес перерозподілу заряджених частинок  самовільний, G < О. Він йде у електрохімічній системі до досягнення нею стану рівноваги, коли  кількість катіонів, які переходять  у розчин, буде дорівнювати кількості катіонів, які осаджуються на поверхні твердої фази (G = 0).  Потенціал електроду при G = 0  називається рівноважним. Будова ПЕШ та величина потенціалу залежать від природи та складу розчину електроліту, природи, стану поверхні електроду та зовнішніх умов.

Електроди можуть бути оборотними або необоротними.

Оборотні  це такі електроди, на яких відбуваються оборотні електродні реакції (пряма – самовільна, зворотна – при накладенні протилежно напрямленої зовнішньої  напруги більшої по абсолютній величині, ніж потенціал електроду). Наприклад: оборотним є цинковий електрод, що складається з цинкової пластини, зануреної у розчин  солі цинку:

Zn0  Zn2+  + 2ē.

Необоротні – це такі електроди, на яких  у прямому напрямку відбувається одна реакція, у протилежному (при накладенні зовнішньої напруги) – інша. Наприклад, необоротним є електрод, що складається з цинкової пластини, зануреної у розчин сульфатної кислоти:

пряма реакція           Zn0 2ē  Zn2+;

зворотна реакція      2Н+ + 2ē  Н2.

Безпосереднє вимірювання електродних потенціалів неможливо, але можливо вимірювати різницю потенціалів між двома електродами, а один електрод прийняти за певних умов за електрод порівняння.

2. Гальванічні елементи

2.1. Загальні поняття по гальванічний елемент.

Окисні та відновні процеси на електродах.

Катоди і аноди. ЕРС

Окиснювально-відновна реакція може відбуватися хімічним шляхом – коли електрони від відновника безпосередньо переходять до окисника. Енергія хімічної реакції в цьому процесі перетворюється на теплову.

Якщо окиснювально-відновні процеси  просторово  відокремити, що відбувається у гальванічних елементах, то перехід електронів від відновника до окисника по зовнішньому провіднику спричинює виникнення електричного струму та перетворення хімічної енергії в електричну.

Гальванічним елементом називається будь-який пристрій для безпосереднього перетворення хімічної енергії окиснювально-відновної реакції у електричну енергію.

Гальванічний елемент складається з зовнішнього і внутрішнього  кіл, електрохімічно з'єднаних між собою. До зовнішнього  кола відносяться електричні дроти та електричні прилади (вимірювачі величини струму  і напруги, споживачі або джерело струму, тощо). Внутрішнє коло складається з електродів, причому електроліти  з'єднуються  між собою напівпроникною мембраною або електролітичним містком. Електролітичний місток виготовляється з скляної або пластмасової трубочки, заповненої насиченим розчином КСl і з обох кінців закритої пористим матеріалом. Мембрани  виробляються з різних матеріалів, наприклад, щільних тканин, полімерних плівок. Через них можуть переміщуватися іони, але не переміщуються молекули розчинника.

У гальванічному елементі, потенціали електродів якого  не дорівнюють один одному, процеси на електродах  не будуть рівноважними. На одному з них, більш активному,  обов’язково йде процес окиснення, на іншому (менш активному)  процес відновлення. Окиснювальна форма речовини (позначається Ох) завжди має у своєму складі атоми елемента з більшим ступенем окиснення, ніж у відновній (позначається Red).

Слід нагадати, що кожна окиснювально-відновна реакція складається з двох напівреакцій − окиснення і відновлення. Коли реакція відбувається у гальванічному елементі, або здійснюється за допомогою електролізу, то кожна напівреакція відбувається на відповідному електроді, тому напівреакції називаються у цих випадках − електродними процесами або електродними реакціями.

   Розглянемо приклад гальванічного елементу (елемент Якобі – Даніеля, рис.2).

                                         4

                                                       V

                                                                           3

                        1       К (−)                                    А  (+)     2

Рис.2. Схема гальванічного елемента (елемент ЯкобіДаніеля).

1  цинковий електрод − цинкова пластина, занурена у розчин цинк сульфату;

2  мідний електрод − мідна пластина, занурена у розчин  купрум сульфату;

3  електролітичний місток;

4  вольтметр

У його зовнішньому колі  електрони рухаються  від  аноду до  катоду, тобто виникає електричний струм.

Катод – це електрод, на якому відновлюються катіони або нейтральні молекули:    Ох + nē    Red.

2Н+  + 2ē  Н 

Сu+2 + 2ē  Cu0                     приклади катодних реакцій.

4H2O + 2ē  H + 2OH−

Анод  це електрод, на якому окиснюються катіони, аніони та нейтральні молекули:   Red  nē  Ox.

Fe+2  1ē  Fe+3 

4OH–  4ē O + H2O             приклади анодних реакцій.

Zn0  2ē  Zn+2

Катод –  це завжди інертний електрод, на якому є надлишок електронів і які він віддає частинкам електроліту.

Анод може бути інертним (неактивним) або активним.  Інертний анод  має достатньо велике значення електродного потенціалу (ним можуть бути, як правило, благородні метали та графіт) і тільки приймає на себе електрони від частинок електроліту, тобто служить для їх накопичення. Активний анод сам розчинюється і посилає катіони у розчин, тобто матеріал аноду безпосередньо приймає участь у окисному процесі:  Zn0  2ē  Zn2+.

Віднесення  електродів до певного типу залежить від співвідношення значень потенціалів обох електродів: функції катоду виконує електрод з більшим потенціалом, тобто кат  завжди більше, ніж  ан. Наприклад, в елементі ЯкобіДаніеля анодом буде цинк, а катодом  мідь тому, що потенціал першого значно менший. Рівняння електродних процесів, що відбуваються при роботі елемента Якобі-Даніеля,  мають вигляд:

К:  Cu+2  +  2ē  Cu0;

A:   Zn0   −   2ē  Zn+2.

При схематичному записі, що заміняє рисунок гальванічного елемента, межу розподілу між провідником першого роду і провідником другого роду позначають вертикальною рискою, а межу розподілу між провідниками другого − двома рисками. Наприклад, схема цього елемента буде така:

(–)ZnZnSO4CuSO4Cu (+).

Якщо необхідно, у схемі вказують і концентрації електролітів, наприклад:

(–)ZnZnSO4, 1 МCuSO4, 0,1 МCu (+).

Найголовнішою характеристикою гальванічного елемента є його електрорушійна сила   ЕРС (Е), яка дорівнює різниці потенціалів  катода та анода

Е =  кат  ан.

ЕРС завжди позитивна величина, тому що  кат  >  ан.

2.2. Термодинаміка гальванічного елемента.

Рівняння Нернста

Незалежно від того, за яким шляхом, хімічним або електрохімічним, проходить реакція, енергетичні  зміни у системі однакові. З курсу термодинаміки відомо, що максимальна робота виконується системою у рівноважному стані, тобто коли система є оборотною. Гальванічний елемент є оборотним, якщо виконуються дві умови: він складається з оборотних електродів; до нього підключено зовнішнє джерело електричного струму, ЕРС якого має протилежний напрямок  і  на нескінченно малу величину відрізняється від ЕРС самого елементу.  При цих умовах       

G = А макс = n·E·F,

де n  кількість електронів у сумарній електродній реакції;

Е  ЕРС гальванічного елементу, В;

F  число Фарадея  (кількість електрики, яку переносить один еквівалент електронів):

F =  e NА, Кл/моль.

З другого боку, зміна енергії Гіббса повязано з константою хімічної рівноваги рівнянням  G = RT . ln K. В цьому випадку К  константа рівноваги відповідної окиснювальної реакції і дорівнює добутку рівноважних концентрації продуктів, поділеному на добуток рівноважних концентрацій вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. Виходячи з цих рівнянь Нернст довів формулу для розрахунку потенціалів електродів.

 = 0   

 2,3= 0,059 (2,3 – основа натурального логарифму), тому для температури 298 К  рівняння можна спростити

 = 0   

       Це рівняння залежності потенціалу електроду від складу електроліту було виведено німецьким вченим Нернстом і носить його ім'я.

2.3. Вимірювання електродних потенціалів.

Стандартний водневий електрод

З метою визначення потенціалу електроду складають гальванічний елемент, вимірюють його ЕРС, розраховують потенціал електрода. Найчастіше для цього використовується водневий електрод.      

Водневий електрод  це платинова пластина, яка покрита губчастою платиною (інертний електрод), і яка  насичена газоподібним воднем. Він  подається  під тиском 101,3 кПа у розчин сульфатної або хлоридноїкислоти при аН+ = 1 моль/дм3, у  який  занурена платинова пластина.

Схема електроду така: Pt, 2H+H

На електроді відбуваються пряма чи зворотна реакції:

2Н3О+ + 2е    Н + 2Н2О, або 2Н+  + 2е      Н.

При тиску водню 101,3 кПа, аН+ =1моль/л  потенціал цього електроду при температурі 298 К умовно прийнято за нуль, і відносно цього електроду визначаються потенціали усіх інших електродів.

Розглянемо два типи гальванічних елементів, які призначені для визначення потенціалів електродів.

Приклад 1. Є електрод, утворений активним металом і який у парі з водневим електродом буде анодом, тобто буде розчинюватися. Схема гальванічного елемента буде така:

()МеМеn+2Н+Н,Pt (+).

А:  Ме  nē    Ме n+

К :  2Н+ + 2ē   Н

ЕРС =  кат  ан  =  ан,                                                                     

 кат = 0,  а ЕРС завжди позитивна, тому знак потенціалу аноду повинен бути від'ємним.

Приклад 2. Є електрод, утворений малоактивним металом і який у парі з водневим електродом буде катодом. Схема цього гальванічного елемента така:

()Pt,H22H+Men+Me (+)

А:  Н 2е  2Н+

К:  Меn+ + nе   Ме0

ЕРС = кат  0ан = кат

Отже, електродний потенціал чисельно дорівнює ЕРС гальванічного елемента, складеного зі стандартного водневого електроду і досліджуваного електроду, яка виміряна за стандартних умов. Він позначається (ел) або Е(ел).  

Стандартний потенціал чисельно дорівнює потенціалу  електрода при активності  іонів у електроліті, які беруть участь у електрохімічній реакції, рівній одиниці. Він позначається  0(ел) або Е0(ел). Наприклад:

0(2Н+Н2)  = 0,00 В; 0(Zn2+Zn0)  = 0,76 В.

Всі стандартні потенціали зведені у таблиці, а самі метали утворюють так званий ряд активностей металів (або ряд напруг металів).  Природно, що у цьому ряду присутній водень, тому що відносно стандартного водневого потенціалу визначаються усі інші потенціали.

Li  K  Ba  Ca  Na  Mg  Al  Ti  Mn  Zn  Cr  Fe  Cd  Co  Ni   Sn  Pb  (H2) Bi  Cu   Ag  Au

Метали, «активніші» за водень, мають від'ємний знак потенціалу, тому що в парі з водневим електродом є анодами. Малоактивні метали, які розташовані в  ряді активності металів після водню, мають додатний знак потенціалу, тому що в парі з водневим електродом грають роль  катодів. Наприклад,

0Fe2+|Fe0  =  0,44 В; 0 Cu2+|Cu0  = + 0,34 В.

   1.Чим ближче розташований метал до початку ряду, тим легше він окиснюється і важче відновлюється. Всі дуже активні метали сильні відновники і реагують навіть з водою:

2Na + 2H2O   2NaOH + H.

Магній досить повільно реагує з водою, алюміній не реагує внаслідок наявності на його поверхні інертної  оксидної плівки

  2. Кожний метал ряду відновлює менш активний метал з розчинів його солей:

Fe + CuSO4   FeSO4 + Cu

  3. Всі метали, розташовані у ряді до водню  окиснюються   іоном водню  в кислотах, малоактивні і благородні  не окиснюються:

Zn + 2HCl   ZnCl2 + H;

Cu + HCl  не реагує.

Малоактивні окиснюються кислотами-окисниками  сульфатною концентрованою та нітратною будь-якої концентрації. Деякі благородні  сумішшю концентрованих нітратної та хлоридної кислот (співвідношення 1:3)  царською  горілкою (Au).

Сu +  4HNO3    Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

Au + HNO3 + 4НСl  H[AuCl4] + NO+ 2H2O.

   4.  Чим більше відстань між положенням металів у ряді, тим більше буде ЕРС гальванічного елемента, який складається з електродів цих металів. Наприклад:

(–) ZnZn2+Cu2+Cu (+);

ЕРC = кат  ан = Сu   Zn =  +0,34  (0,76 ) = 1,1  В.

(–) SnSn2+Cu2+Cu (+);

ЕРС  = кат  ан = Cu   Sn = + 0,34  (0,14) = 0,48  В.

2.4. Типи електродів

Електроди, які застосовують у електрохімії залежно від типу оборотності, числа і агрегатного стану фаз , поділяють на кілька груп. Деякі з них ми розглянемо.

Електроди першого роду. До них відносяться метал-іонні та напівметал-іонні електроди. Найбільш поширені  метал-іонні електроди. Наприклад, цинковий (Zn2+Zn), мідний (Cu2+Cu), залізний (Fe 2+Fe ) електроди, у яких метал занурено у розчин власних іонів. Загальна електродна реакція має вигляд:

Ме  nē   Меn+

Рівняння Нернста  для них має вигляд:

(Меn+Me) = 0(Men+Me) +  lg [Men+].

Потенціал цих електродів залежить тільки від концентрації катіонів у електроліті, тому що  концентрація самого металу практично не змінюється і є сталою.

Ці електроди оборотні відносно катіону.

Напівметал-іонні  електроди менш поширені, наприклад селеновий електрод:

Se0 + 2ē   Se2-

 = 0    lg [Redn-] = 0    lg [Ann-].

Вони оборотні відносно аніону.

Електроди другого роду. Вони складаються з металу, покритого нерозчинним осадом його сполуки (солі або гідроксиду) і зануреного у розчин, який містить такі ж аніони, як  і осад. До них належать, наприклад, каломельний електрод  і хлор-срібний електрод.

Хлор-срібний електрод складається з срібного дротика, покритого шаром аргентум хлориду, який занурено у розчин калій хлориду. Електролітичний контакт із зовнішнім розчином відбувається крізь гніт з азбесту. Схема хлор-срібного електрода така:

Ag,AgClKCl.

Він оборотний відносно катіону Ag+  і аніону Сl згідно з реакціями:

Ag+ + ē    Ag0  та  AgCl + ē   Ag0 +  Cl.

Його потенціал залежить від концентрації КСl:

 (1 н. КСl) = +0,237 В;

 (0,1 н. КСl) = +0,29 В.

У загальному вигляді в таких електродах встановлюється рівновага:

МеАn (осад)       Меn+  + An-(розч)      Ме0 +  An- +  nē.

Концентрація катіонів залежить від добутку розчинності малорозчиненої речовини:

[ Меn+]  =

Потенціал цих електродів визначається за формулою:

φ =  φо  + 0,059 / n  lg  [ А -n],

де     φо = φо ( Меn+ / Me ) + 0,059 / n lg ДР МеА       

Електроди другого роду використовують як електроди порівняння, замість не дуже зручного водневого електроду. Вони відрізняються простотою виготовлення і сталим значенням потенціалу.

Газові електроди. Прикладом газового електроду є водневий електрод. До них відносяться також кисневий (Pt,O2/OH) та хлорний  (Pt,Cl2/2Cl) електроди. Для виготовлення цих електродів використовують платиновий дротик, покритий шаром губчастої платини, яка має високу  адсорбційну властивість. На поверхні розділу фаз встановлюються рівноважні процеси, які платина каталізує:

                              Н2 адс  2Н адс  2Н+ + 2е

                              О + 2Н2О + 4е   4ОН–

                              Сl + 2е   2Сl-

Потенціал газових електродів залежить від активностей окиснювальної та відновної форм речовини. Наприклад, при Р = 101,3 кПа потенціал водневого електроду розраховується  за формулою.

φ = – 0,059 рН     

Окиснювально-відновні електроди. До окислювально-відновних електродів (або редокс-електродів), належать напівелементи, які складаються з інертного металу ( платина, золото), зануреного у розчин, в

якому містяться  окислена та відновна форма однієї і тієї  ж речовини.

      Наприклад:

      Pt, Fe3+ / Fe2+ ;      Fe3+ + e  = Fe2+ 

      Pt, MnO + 8H+ / Mn2+ + 4H2O; MnO + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

Атоми платини не беруть участь у електродному процесі, а є тільки  переносниками електронів. Величина електродного потенціалу залежить від концентрацій окиснювальної та відновної форм речовини:

φ = φо + 0,059/n lg ([ Oх ]/ [ Red] )

                                                        

φ = φо + 0,059/ 1 lg [ Fe3+] / [Fe2+];

φ = φо  + 0,059 /5 lg [MnO4-] [H8+] / [Mn2+]

Стандартні окиснювально-відновні потенціали зведені у таблиці і також визначаються за водневою шкалою, тобто порівнюються зі стандартним водневим електродом. Вони характеризують здатність системи функціонувати в якості окисника або відновника. Чим  більш позитивне  значення ОВ потенціалу, тим сильнішим окисником є система. Знак (–) означає, що самодовільно відбувається процес відновлення, знак (+) – процес  окиснення. Наприклад:

Електрод	електродний процес	 , В	самодовільний процес
Pt,Cr3+ / Cr2+	Cr3+ + 1e  Cr2+	–0,41	Cr2+ – 1e = Cr3+
Pt,Sn4+ / Sn2+	Sn4+ + 2e  Sn2+	+0,15	Sn4+ + 2e = Sn2+

Використання розрахунку ЕРС для окиснювально-відновних кіл дає можливість визначити напрямок окиснювально-відновної реакції незалежно від того, хімічним, або електрохімічним шляхом вона йде.

    Враховується, що відновна реакція  відповідає анодному процесу, а окиснювальна реакція – катодному. Тоді:

ЕРС = φ кат – φ ан =  φ окис – φ від > O.

Наприклад:

Визначити, у якому напрямку буде  відбуватися реакція

Sn2+ + Pb4+    Sn4+ + Pb2+

Знайдемо по таблиці значення стандартних потенціалів даних ОВР:

Sn4+  +2e  Sn2+ ;   φo =  0,15 В – анод

Pb4+ + 2e Pb 2+ ;  φo =  1,69 В – катод

ЕРС = φкат – φ ан =  1,69 – 0,15 = 1,54 В, тобто реакція відбувається за прямим напрямком.

Іоноселективні електроди. Іоноселективними звуться електроди, потенціал яких  залежить  від  концентрації  (активності) певного виду іонів (потенціалутворюючих іонів).Вони  складаються з  пластмасового або скляного корпусу, внутрішнього допоміжного інертного електроду, який занурено у розчин певної концентрації досліджених іонів і мембрани, розташованої на кінці корпусу, яка контактує з дослідженим розчином і розчином певної концентрації. Мембрана – основна складова частина електроду. Такі електроди часто називають мембранними і класифікують за типом мембрани: скляні, кристалічні, рідкі та плівкові. Мембрани вміщують електродно-активні речовини, які забезпечують процес селективного обміну іонами між мембраною та розчином. При зануренні іоноселективного електрода у досліджуваний розчин, виникає потенціал, величина якого залежить від активності  потенціалутворюючих іонів.

До цих електродів належить скляний електрод для вимірювання рН. Він складається з скляного корпуса, до якого припаяна куляста мембрана з електродного скла. У середину корпуса заливають розчин НСl з певною концентрацією та занурюють  допоміжний хлорсрібний електрод. Електродне скло мембрани є сплавом силікатів лужних та лужноземельних  металів.

Потенціал скляного електрода лінійно залежить від рН розчину:

φ = φо – 0,059 рН.

φо залежить від сорту електродного скла і змінюється з часом, тому перед застосуванням їх калібрують за стандартними розчинами відповідних  електролітів.

2.5. Типи гальванічних елементів та їх розрахунки

Гальванічні елементи поділяють на хімічні та концентраційні. У хімічних колах рушійною силою процесу та джерелом електричної енергії є хімічна реакція. Їх ЕРС залежить від хімічної природи речовин і їх активностей у розчині. Прикладами хімічних кіл є системи з електродів першого і другого роду, акумулятори, окиснювально-відновні кола.

Концентраційні кола складаються з електродів однакової хімічної природи, які відрізняються один від другого лише концентрацією розчинів. Рушійною силою процесу та джерелом електричної енергії  є вирівнювання концентрацій речовин у електролітах  обох електродів, яке відбувається  електрохімічним шляхом, а не за рахунок дифузії. Як тільки концентрації іонів у електролітах стануть дорівнювати  одна одній, система перестає діяти і його ЕРС = 0. На електродах  відбувається одна й теж реакція, але у різних напрямках, тобто відбувається перенос речовини з одного електрода на другий:

Прикладом може бути такий елемент

(–) Ag ‌ AgNO3 ‌‌ ‌ AgNO3 ‌ Ag (+);

С1 < С2

На першому електроді – аноді, де концентрація електроліту нижче, метал розчинюється і його катіони переходять у розчин. На другому електроді – катоді, де концентрація електроліту вище, катіони металу будуть осаджуватися:    

K: Ag+  +1e = Ago ,  С2

А:  Ago – 1e = Ag+,  С1

Сумарна реакція має вигляд :   Ago – 1e  Ag+

ЕРС = φкат – φан = (φо+0,059 lg С2) – (φо + 0,059 lg С1) =

= 0,059  lg  ( С2/С1)   (9)

Ця формула використовується для розрахунку ЕРС у концентраційних колах.

Для розрахунку гальванічних елементів необхідно:

1.  Записати схему гальванічного елемента;
2.  Розрахувати значення потенціалів обох електродів;
3.  Визначити катод і анод, указати напрямок електричного струму;

4. Розрахувати ЕРС елементу;

5. Розрахувати G  та  А макс.

Наприклад: розрахувати гальванічний елемент, складений із цинкової пластини, зануреної у розчин  цинк сульфату  з концентрацією 10-3 моль/л та залізної пластини, зануреної у розчин  ферум хлоріду  з концентрацією 10-1 моль/л.

1.  Схема елементу (–)Zn ‌ ZnSO4, 10-3 моль/л ‌ ‌ FeSO4,10-1 моль/л, Fe (+)
2.  φ(Zn) = φo  + 0,059/2 lg 10-3 = – 0,76 + 0,03 (–3) =  – 0,85 В

φ(Fe) = φo + 0,059/2 lg 10-1 = – 0,44 + 0,03 (–1) =  – 0,47  В

1.  А: цинк, Zn о–2e = Zn2+; K : залізо, Fe2+ + 2e = Feo
2.  ЕРС = φкат – φ ан = – 0,47 В – (– 0,85 В) = 0,38 В
3.  G =  – n·E·F =  – 2 · 0,38 · 96500 = – 73340  Дж/моль.

3. Електроліз

3.1. Загальні поняття про електроліз

Електроліз – сукупність процесів, які відбуваються у електроліті при проходженні електричного струму, генеруємого зовнішнім джерелом. При електролізі електрична енергія перетворюється у хімічну. Цей процес проходить у електролізері – пристрої, який складається з послідовно підключених джерела постійного струму, амперметру, вольтметру і електродів, занурених у розчин або розплав електроліту, який знаходиться у електролізній ванні.

У гальванічних елементах внаслідок процесів окиснення-відновлення, анод самовільно заряджується негативно, а катод – позитивно. При електролізі за допомогою зовнішнього джерела струму забезпечується зворотний процес і анод примусово заряджується позитивно, а катод – негативно. Наприклад, у гальванічному елементі

(–) Pt, H2 | H2SO4 ,H20 | O2,Pt (+)

на електродах  самовільно проходять процеси ( G < O ) :

А:  (Pt)  2H2 – 4e = 4H+  (окиснення)

К:  (Pt)  O2 + 4H+ + 4e = 2H2O (відновлення)

При  електролізі у цій системі проходять такі процеси (G>O):

А: (Pt)  O2 + 4H+ + 4e = 2H2O

K: (Pt)  2H2 – 4e =  4H+

Матеріали катода і анода повинні задовольняти певним вимогам.

1.  Катод мусить бути інертним (тобто не реагувати зі складовими електроліту), і вплив його речовини  на катодну реакцію повинен бути мінімальним.
2.  Анод може бути інертним і активним. Інертні аноди виробляють з благородних металів (Pt), графіту, з металів і сплавів, які утворюють нерозчинну електропровідну плівку при окисненні (Pb,  нержавіюча сталь).

Для забезпечення процесу електролізу необхідно, щоб зовнішня ЕРС була  більшою, ніж ЕРС відповідного гальванічного елементу. Ця різниця витрачається на переборювання опору зовнішнього та внутрішнього кіл. Мінімальна напруга, при якій відбувається процес електролізу, зветься напругою розкладу (Uроз ).

3.2. Поляризація електродів

Поляризацією називається зміщення потенціалу електродів від рівноважних значень при проходженні крізь електрохімічну систему електричного струму (відбувається при електролізі та у гальванічних елементах). Існує два типи  поляризації – концентраційна та електрохімічна.

Концентраційна поляризація зумовлена тим, що швидкість дифузії гідратованих іонів менше, ніж швидкість електрохімічних процесів. Цю поляризацію можна зменшити перемішуванням і нагріванням.

Електрохімічна поляризація зумовлена неоднаковою швидкістю руху іонів у електролітах та електронів у провідниках. Вона залежить від природи провідників, стану їх поверхні та густини струму на електроді.

Чим більше густина струму, тим більше поляризація. Для зменшення електрохімічної поляризації реальну площину поверхні збільшують, використовуючи пористі та губчасті електроди.

Катодна поляризація зміщує потенціал катоду до більш негативних значень, анодна поляризація зміщує потенціал аноду до більш позитивних  значень.

При електролізі процеси поляризації залежать від густини струму на електродах.

Густина струму і (D) – це відношення величини струму, якій подається у електролізну  ванну, до  площини поверхні електроду, тому у загальному випадку   і кат = і ан:         

і (D) = I / S (А/дм2)

Перенапругою потенціалу електроду, або просто перенапругою   називається різниця потенціалів поляризованого електроду і електроду у рівноважному стані при даній густині струму:

 = φ0 – φрівн

Катодна перенапруга завжди має знак мінус, анодна – знак плюс.

Особливе значення має перенапруга відновлення водню, оскільки у водному розчині завжди є іони водню. Вона залежить від матеріалу електрода і стану його поверхні, значення рН, температури. Для деяких електродів вона досягає –2,0 В. Найменша вона на  губчастому платиновому електроді (φ0 = φрівн).

Для більшості іонів металів при умові відновлення на електроді  тієї ж природи і невеликих значеннях густини струму перенапруга незначна.

 

3.3. Процеси на електродах

Порядок розряду іонів на електродах залежить  від значення рівноважного потенціалу (φрів) і від перенапруги.

На катодах у першу чергу відновлюються катіони з більшим значенням електродного потенціалу  та з найменшим  негативним значенням  перенапруги.

На анодах спочатку окиснюються іони  з меншим значенням потенціалу та з найменшим позитивним значенням перенапруги.

Процеси на катодах. При електролізі кислот, солей і основ на катодах відновлюються катіони металів і водню (з води або кислот) за наступними  правилами:

1.  Метали, які стоять у ряді напруг  після водню завжди відновлюються з водних розчинів та розплавів у порядку зменшення  їх потенціалів  φі.

Сu2+ + 2e = Cu0;   φ0 = + 0,34 В;

1.  Метали, які стоять у ряді напруг до алюмінію включно  відновлюються тільки з розплавів

Na+  + 1e = Na0; φ0 = –2,70 В.

З водних розчинів замість них відновлюється водень з води, тому що їх потенціал значно менше потенціалу відновлення водню:

2Н2О + 2е  = Н + 2ОН– ;  φ0 = – 0,83 В

або в кислих середовищах 2Н+ + 2е = Н;  φ0 = 0,00 – 0,41 В (при рН =1  7).

1.  Метали, які стоять у ряді напруг від алюмінію до водню  теоретично можуть відновлюються на катоді  разом з воднем. У більшості випадків реакцію відновлення водню можна довести до мінімуму збільшенням перенапруги  іонів водню.

Fe2+ + 2e = Fe o; φі = – 0,44 В; Zn2+ + 2e = Zn0; φ0 = – 0,76 В.

Процеси на анодах. На анодах відбуваються процеси, які характеризуються найменшим значенням потенціалу. Вони відбуваються згідно з наступними правилами :

1. Розчинні аноди окиснюються з утворенням відповідних іонів металів:

Znо – 2e = Zn2+; φ0 = – 0,76 В.

1.  На нерозчинних анодах відбувається процес окиснення компонентів електроліту згідно зі значеннями потенціалів реакцій :

   а) якщо у електроліті є аніони без кисневих кислот, вони окиснюються у першу чергу (крім іонів F–)

                          2Cl– – 2e = Cl;  φ0 = 1,52 В;

                          2І– – 2e = І;   φ0 = 0,53 В.

  б) якщо у розчині є іони кисневмісних кислот, то вони не окиснюються на аноді внаслідок  великого значення їх електродних потенціалів. Замість них на аноді розряджаються молекули води з виділенням кисню:

2SO – 2e = S2O;  φ0 = 2,01 В;

2H2O – 4e = O + 4H+;   φ0 = 1,68 В.

 в) у випадку лужного середовища (наявність іонів ОН)  проходить реакція окиснення гідроксид-іонів:

4ОН  4ē = О + 2Н2О; φ0 = 0,4 В.

Наведемо декілька прикладів.

1.  Електроліз розплаву NaCl.

K:  Na+ +1e = Na0

А:  2Сl  2e = Cl

1.  Електроліз розчину NaCl.

К: 2Н2О – 2е = 2Н+ + 2ОН

  на аноді  можливо два процеси:

А: 1.  2Н2О – 4е = О2 + 4Н+;

φрівн = 1,23 В;  = 0,45 В ; φ0 = 1,23 + 0,45 = 1,68 В;

2. 2Cl– – 2e = Cl;  φ рівн =1,36 В;  = 0,16 В;

φ0 = 1,36 + 0,16 = 1,52 В.

У даному випадку на аноді будуть окиснюватися іони хлору, тому що реальний потенціал окиснення хлору менше, ніж потенціал окиснення води.

3.Електроліз розчину Na2SO4 (інертні аноди):

К:  2Н2О + 2е = Н + 2ОН–

А:  2Н2О – 4е  = О + 4Н+

В результаті електролізу цієї солі буде відбуватися розкладення води і концентрація солі зростає.

1.  Електроліз солі CuSO4  з розчинними мідними  анодами

А:  Сu0–2e = Cu 2+

K :  Cu2+ + 2e = Cu0.

В результаті електролізу мідний анод розчинюється, на катоді відновлюється мідь, тобто відбувається перенос речовини міді з аноду на катод.

1.  Електроліз солі CuSO4 з нерозчинними анодами

К:  Сu2+ + 2e = Cu0

А: 2Н2О – 4е = О + 4Н+.

У цьому процесі відбувається виділення міді на катоді, кисню – на аноді, а у розчині утворюється сульфатна кислота.

3.4. Кількісні характеристики електролізу. Закони Фарадея

Маса речовини, яка перетворюється на електродах, залежить від  кількості електричного струму, який пройшов крізь розчин або розплав електроліту. Між цими величинами є зв'язок, відомій під назвою законів Фарадея, або законів електролізу.

Перший закон Фарадея формулюється так:

Маси перетворених при електролізі речовин пропорційні кількості електрики, яка пройшла через електроліт:

m = k Q,

де m – маса перетвореної речовини;

Q – кількість електрики, Кл або А.год;

K  – коефіцієнт пропорційності, який називається електрохімічним еквівалентом.

k = МЕ/F,

де МЕ – еквівалентна маса перетвореної речовини, МЕ  =М(реч.)/n,

n – кількість електронів у електродній реакції;

F  число Фарадея, 96500 Кл/моль (якщо час виражений у секундах) або 26,5 А·год/моль (якщо час  виражений у годинах).

Математичним виразом  другого закону Фарадея є рівняння:

m = МEIt / F,

де t – тривалість електролізу, с, або год;

І  величина сили струму, А.   

Крім головного процесу при проходженні електричного струму  крізь електроліт відбувається багато побічних процесів. Частка кількості електрики, яка використовується для добування певного продукту характеризується  виходом за струмом. Вихід за струмом  це відношення кількості  практично одержаної речовини  і кількості теоретично одержаної речовини згідно з законом Фарадея:

 = m пр / m теор.

Наприклад:

Визначити час, необхідний для добування 1 кг металічного натрію при електролізі розплаву натрій гідроксиду при силі струму 2500А.. Вихід за струмом () дорівнює 35 %.  Який об'єм кисню  був добутий?

Розв'язання:

1.  Процеси на електродах (склад електроліту: ОH-, Na+).

А: 4ОН–   4ē  2Н2О + О2;

К: Na+ + 1ē  Na.

1.  t  ? 

Закон Фарадея:  m = ME I t/F, t = m F/ ME I, ME(Na) = 23 г/моль. З урахуванням виходу за струмом   t = m F/ βME I; t = (1000 . 96500)/(0,35 . 23 . 2500) = 4795 сек = 1год 20 хв.

   3. V(O2)  ?

V(O2) = VE I tβ /F, де VE  обем  електрохімічного еквівалента  кисню.

VE = 5,6 л/моль. V(O2) = (5,6 . 2500 . 4795 . 0,35) /  96500 = 243,5 л.

Відповідь: t = 1год 20 хв, V(O2) = 243,5 л.

      

3.5. Використання електролізу у промисловості

Рафінування металів. Рафінування металів – це процес очищення їх за допомогою електролізу. Розглянемо процес рафінування міді.  Анодами є пластини забрудненої (чорнової)  міді товщиною 25...50мм,  які електрохімічно розчинюються  разом з домішками – активними та неактивними металами. Катодами є  листи рафінованої міді товщиною 0,5...0,7 мм. Електроліт складається з розчину мідного купоросу і сульфатної кислоти, температура в електролізері  50...60оС  Умови електролізу підбирають таким чином, щоб на катоді з електроліту осаджувалася тільки мідь, а домішки залишалися у розчині ( Fe2+, Zn2+, Ni2+), або випадали у осад (Ag, Au, Se). Метали, потенціали яких є близькими до потенціалу  міді осаджуються разом з нею на катоді  (As, Bi, Pb, Sn).

(-) Сu (чорнова )  CuSO4  Cu (очищена ) (+)

А: Cu0  2ē  Cu2+

K: Cu2+  + 2ē  Cu0

Таким чином добувають  мідь досить  високого ступеню чистоти (99,0% Cu).  

Добування газів, лугів, активних металів О2 і Н2 добувають при електролізі води,  розчинів лугів і кислот, Сl2 –  при  електролізі  розплавів і розчинів солей лужних металів. Лужні  і лужноземельні метали добувають електролізом розплавів солей  (схеми  процесів  наведені вище).

Добування алюмінію. Алюміній добувають електролізом розплавленої суміші глинозему і кріоліту (Al2O3 + Na3[AlF6]) при температурі 1000оС. Кріоліт додають для підвищення електропровідності розплаву і зниження температури плавлення Al2O3. Глинозем при цій температурі дисоціює на іони:

Al2O3    Al 3+ + AlO

Анодом є товсті графітові стержні, катодом – залізний корпус ванни, футерований графітом. Електродні процеси такі:

А: 4AlO – 12 ē  2Al2O3 + 3O 

K: Al3+ + 3e  Al0.

Гальванопластика і гальваностегія. Гальванопластика – процес  виготовлення точних копій виробів з металів, пластмас шляхом нанесення електрохімічного покриття, яке легко відокремлюється від основи. Гальванопластика широко застосовується при виготовленні матриць у поліграфії, прес-форм і т.п. Цим методом виробляють  фольгу, ювелірні вироби, копії  скульптур,  гравюр,  деталі машин складної конфігурації. Товщина осадженого металу коливається в межах  0,1...10,0 мм

Гальваностегія – процес нанесення металевого покриття на метали шляхом електролізу. В основному ці покриття наносяться з декоративною метою та з метою захисту металів від корозії і будуть розглядатися у відповідному розділі. Основна різниця обох процесів складається у тому, що у гальванопластиці покриття відокремлюють від основи, а у гальваностегії покриття повинно  міцно з'єднатися з основою.

4. Розв'язання типових задач

4.1.Гальванічні елементи

Задача 1.

Розрахувати потенціал водневого електрода з концентрацією [Н+] = 10-3 М.

Розв'язання:

1.  рН  ?

рН = – lg[Н+]  = – lg10-3 = 3.

  2.  (2Н+Н2)   ?

2Н+Н2 =  0,059 рН =  0,059 .3 =  – 0,0177 В.

Відповідь: потенціал водневого електроду при рН = 3 дорівнює  – 0,0177 В.

Задача 2.     

Розрахувати потенціал залізного електрода, зануреного у 0,1 М розчин ферум(ІІ) хлориду.

Розв'язання:

Для розрахунку потенціалу   в таблиці знаходимо значення  стандартного потенціалу  ( 0Fe+2Fe0 = – 0,44 В)  і використовуємо формулу Нернста:

Fe+2Fe0  = 0Fe+2Fe0  + 0,059 / 2  lg C( Fe+2) =  0,44 + 0,059/2 lg10-1 =   0,44 0,03 =   0,47 В.

Відповідь: потенціал залізного електрода дорівнює    0,47 В.

Задача 3.

Розрахувати потенціал окиснювально  відновного  манганового електрода, якщо концентрації перманганат-іона та іона Mn+2 дорівнюють одиниці, а рН розчину   3.

Розвязання:

1.МnO4-+8H+Mn2++4H2O ?  

Використовуємо значення стандартного потенціалу, взятого з таблиць і рівняння Нернста для окиснювальновідновних електродів.

0МnO4-+8H+Mn2++4H2O = 1,55 В.

МnO4-+8H+Mn2++4H2 = 0МnO4-+8H+Mn2++4H2O +lg  =

= 1,55 + lg    = 1,55 + lg 10-24 = 1,55  0,28 = 1,27 В.

Відповідь: потенціал манганового електрода у розчині з рН 3 дорівнює 1,27 В.

Задача 4.

Розрахувати гальванічний елемент, складений з цинкової пластини, зануреної у розчин цинк сульфату з концентрацією 10-3 моль/л та залізної  пластини, зануреної у розчин  ферум хлориду з концентрацією 10-1 моль/л.

Розв'язання:

1.  Zn2+Zn, Fe2+Fe  ?

В таблиці стандартних потенціалів  знайдемо значення стандартних електродних потенціалів систем  Zn2+Zn0  та  Fe2+Fe0  і розрахуємо потенціали окремих електродів за рівнянням Нернста.

 0Zn2+Zn0 ==  0,76 B,  0Fe2+Fe0 =  0,44 B.

Zn2+Zn0  = 0Zn2+Zn0 + (0,059 / 2) lg С(Zn2+)  =  0,76 + (0,059 / 2) lg 10-3 =

=  0,76 + ( 0,09)  =  0,85 В.

 Fe2+Fe0 = 0Fe2+Fe0 + (0,059 / 2 ) lg С(Fe2+) =  0,44 + (0,059 / 2) lg 0,1 =

=   0,44 + 0,03 (1) =  0,47 В.

2.Визначення катода і анода.

             0,85 В                0,47 В

                 А                           К

Цинковий електрод буде анодом, оскільки має більш відємний потенціал, залізний електрод буде  катодом (більша алгебраїчна величина потенціалу).

   3. Схема гальванічного елемента і напрямок електричного струму.

() Zn |Zn(NO3)2 (10-3 М)  Fe(NO3)2 (0,1 М )| Fe (+).

   4. Електродні процеси.

                А:  Zn0  2е  Zn2+ ;

на цинковому електроді відбувається процес окиснення цинка.

                           К: Fe2+ + 2e  =  Fe0;

на залізному  електроді відбувається відновлення заліза.

    5. ЕРС  ?

Е = Fe2+Fe0   Zn2+Zn0   =  0,47 – (0,85) = 0,38 В.

6. G0  ?

G0 = – Аmах  –nEF =  – 2  0,38  96500 = – 73340  Дж/моль

Відповідь: ЕРС елемента дорівнює 0,38 В,   G0 = – 73340  Дж/моль.

4.2. Електроліз розплавів і розчинів

Задача 1.

Складіть схему електролізу розплавів: а) калій гідроксиду; б) натрій сульфату.

Розв'язання:

а) калій гідроксиду  дисоціює на іони:

КОН = К+ + ОН–.

Під час проходження крізь розплав електричного струму до негативного електрода (катода) будуть переходити катіони К+ і приєднувати електрони (відновлюватися). До позитивного електрода (анода) будуть надходити аніони ОН– і віддавати електрони (окиснюватися).

Отже, схема процесу набуває такого вигляду:

К+ + е– = К

або

  .

    б) натрій сульфату в розплаві дисоціює на іони:

.

Схема процесу електролізу:       

,

або

.

Задача 2. 

Складіть схеми електролізу водних розчинів:а) купрум (ІІ)сульфату; б) магній хлориду ; в) калій сульфату . В усіх випадках електроліз проводиться з використанням вугільних електродів.

    Розв' язання:

    а) у розчині купрум (ІІ) сульфату дисоціює на іони:

.

Іони купруму (ІІ) можуть відновлюватися на катоді у водному розчині. Сульфат-іони у водному розчині не окиснюються, тому на аноді відбуватиметься окиснення води. Схема електролізу:

Cu2+ + 2е– = Cu

2Н2О — 4е– = 4Н+ + О2

,

або

.

    б) дисоціація магній  хлориду у водному розчині:

.

Іони магнію не можуть відновлюватися у водному розчині (відбувається відновлення води), хлорид-іони — окиснюються. Схема електролізу:

2Н20 + 2е–  = Н2 + 20Н–

2СІ– – 2е– = СІ

,

або

.

    в) дисоціація калій  сульфату у водному розчині:

K2S04 = 2К+ + SO2-4.

Іони калію і сульфат-іони не можуть розряджатися на електродах у водному розчині, отже, на катоді відбуватиметься відновлення, а на аноді — окиснення води. Схема електролізу:

2Н2О + 2 е– = Н2 + 2ОН –

2Н2О – 4 е– = 4Н+ + О

,

або, враховуючи, що 4Н+ + 40Н – = 4Н20 (здійснюється при перемішуванні),

.

Задача 3. 

Під час електролізу водного розчину  калій гідроксиду  з інертними електродами на катоді виділився водень об'ємом 11,2 л (нормальні умови). Розрахуйте об'єм кисню, який виділився при цьому на аноді.

Розв'язання:  

Записуємо рівняння електролізу, враховуючи, що на катоді відновлюється вода (катіони калію не відновлюються при електролізі водних розчинів), а на аноді окиснюються гідроксид-іони:  

Катод (–) 2Н20 + 2е– = Н2 + 20Н–

Анод (+) 40Н– – 4е– = 02 + 2Н20

,

або

.

Визначаємо кількість речовини водню, що виділився:

Із рівняння реакції випливає, що 

Обчислюємо об'єм кисню, що виділився:

V(O2) = n (O2)Vm; V(O2)= 0,25×22,4=5,6(л).

                            

Питання і задачі

1.  Що називається електродами? Які реакції відбуваються на них?
2.  Що трапиться, якщо активний або неактивний метал занурити у розчин власної солі?
3.  Дати визначення поняттям  «потенціал» і «стандартний потенціал». Як вони експериментально  вимірюються і розраховуються?
4.  Намалювати схему і пояснити дію водневого електрода.
5.  Яка формула встановлює залежність значення електродного потенціалу від концентрації електроліту?
6.  Дайте визначення поняттю «гальванічний елемент». З чого він складається?
7.  Охарактеризуйте катоди і аноди у гальванічному елементі.
8.  Наведіть умови оборотності гальванічного елемента. При якому стані його   виконуються умови  G0 = А макс  = nEF.
9.  Що таке ЕРС гальванічного елемента і за якою формулою розраховується ця характеристика?
10.   Які типи гальванічних елементів ви знаєте? Чим вони відрізняються?
11.  Навести приклади концентраційного гальванічного елемента.
12.  Скласти схеми гальванічних елементів, в одному з яких мідь була б анодом, а у іншому   катодом. Написати рівняння реакцій, які відбуваються на електродах при роботі цих гальванічних елементів та розрахуйте ЕРС, використавши стандартні значення потенціалів.
13.  Гальванічний елемент складається з срібного електрода, зануреного у 1 M розчин AgNО3, та стандартного водневого електрода. Визначити його ЕРС.  Написати електродні та сумарну реакції, які відбуваються у гальванічному елементі.
14.  Напишіть схему концентраційного гальванічного елемента, складеного з цинкових  електродів. Концентрація іонів цинку  у розчинах дорівнює відповідно 0,1 та 0,5 моль/л. Розрахувати ЕРС та максимально корисну роботу, яку виконує цей гальванічний елемент.
15.  У якому напрямку будуть рухатись електрони у зовнішньому колі наступних гальванічних елементів:   

а) MgMg+2Pd+2Pb;

б)  PbPb+2Cu+2Cu;

в) CuCu+2Ag+Ag , якщо всі розчини електролітів одномолярні? Розрахуйте ЕРС цих елементів.

1.  Розрахувати потенціал мідного електрода у розчині Сu(NО3)2  з концентрацією іонів Сu+2 0,12 моль/л. Скласти з цього і стандартного мідного електродів гальванічний елемент та розрахувати його G0. Як зветься такий гальванічний елемент?
2.  Що називається електролізом?
3.  Які бувають типи поляризації?
4.  Чим зумовлена концентраційна поляризація?
5.  Від чого залежіть електрохімічна поляризація?
6.  Що таке перенапруга і як вона впливає на потенціал конкретної реакції?
7.  Поясніть, чому особливе значення має перенапруга виділення водню для електролізу водних розчинів і від чого вона залежить?
8.  Сформулюйте правила відновлення на катодах. Від чого залежать ці процеси?
9.  Сформулюйте правила окиснення на анодах. Які процеси можуть відбуватися на розчинних і нерозчинних анодах? Чим вони зумовлені?
10.  Записати схеми електролізу наступних розплавів: КСl, NaBr, MgCl2, RbI.
11.  Записати схеми електролізу наступних розчинів з нерозчинними анодами: K2SO4, MgSO4, CuCl2, NiBr2, FeCl2,  Na2SO4 +CuI2.
12.  Записати схеми електролізу наступних розчинів  з розчинними анодами: FeCl2, CuCl2,  NiSO4, Co(NO3)2, AuCl3.
13.  Крізь розчин ZnСl2 пройшло 96500 Кл електрики. При цьому маси виділених цинку та хлору відповідно дорівнюють 19,61 та 6,20 г. Записати електродні процеси та розрахувати   вихід за струмом.
14.  При електролізі солі двовалентного металу струмом силою 1 А протягом 2 год виділилось на катоді  2,219 г металу. Визначити цей метал.

Список рекомендованої літератури

1.  Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия. – С.-Пб.: Изд-во «Лань», 2000. – 480 с.
2.  Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1998.
3.  Григор'єва В.В., Cамійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. – Київ: Вища школа., 1991.
4.  Романцева З.Л., Лещинская Л.М., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 1991.
5.  Угай Я.А., Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – 547 с.

Зміст

1.	Основні поняття електрохімії
2.	Гальванічні елементи
	2.1.	Загальні поняття по гальванічний елемент. Окисні та відновні процеси на електродах. Катоди і аноди. ЕРС
	2.2.	Термодинаміка гальванічного елемента. Рівняння Нернста
	2.3.	Вимірювання електродних потенціалів. Стандартний водневий електрод
	2.4.	Типи електродів
	2.5.	Типи гальванічних елементів та їх розрахунки
3.	Електроліз
	3.1.	Загальні поняття про електроліз
	3.2.	Поляризація електродів
	3.3.	Процеси на електродах
	3.4.	Кількісні характеристики електролізу. Закони Фарадея
	3.5.	Використання електролізу у промисловості
4.	Розв'язання типових задач
	4.1.	Гальванічні елементи
	4.2.	Електроліз розплавів і розчинів
Питання і задачі
Список рекомендованої літератури

                                                      1                             2

                                                        

                                                                 +  −  −  +                            −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

+  −  −  + −   +  +  −

                                                           3                              3                                              

                                          а                            б

Рис. 1. Перерозподіл зарядів біля поверхні розділу фаз:

а – електрод з активного металу (1);

б – електрод з неактивного металу (2), занурених у розчини електролітів (3).

                                         4

                                                      V

                                                                           3

                        1       К (−)                                    А  (+)     2

Рис.2. Схема гальванічного елемента (елемент ЯкобіДаніеля).

1  цинковий електрод − цинкова пластина, занурена у розчин цинк сульфату;

2  мідний електрод − мідна пластина, занурена у розчин  купрум сульфату;

3  електролітичний місток;

4  вольтметр

41

1. Организация производства его роль в подготовке экономистовменеджеров
2. измов начала 20века
3. культурной деятельности и их значение для разработки современных моделей воспитательной работы в социально.
4. Исходя из материалов служивших для изготовления орудий труда историю человечества принято делить на кам
5. Jhrhunderts Die B~rsen hben sich us fr~heren Messen und M~rkten entwickelt
6. дрібниці до здачі екзаменів
7. МетроFly HUMMER H1 1000р
8. Детский сад общеразвивающего вида 31 Жемчужинка Елабужского муниципального р
9. Причины возникновения остеохондроза
10. ТЕМА- СУЩНОСТЬ СТРУКТУРА ЭВОЛЮЦИЯ Внешнеэкономические связи между странами вызывают необходимость обмен
11. а наука яка вивчає способи усунення відчуттів
12. Запись и считывание данных (работа с файлами).html
13. Контрольная работа- Основные функции международного валютного фонд
14. Лекционный курс Комплексная лучевая диагностика молочной железы 07
15. ТЕМА 1 Общие положение специальной психологии
16. СМИ в чрезвычайных ситуациях
17. Синтез метанола
18. Бессознательное
19. Литература - Терапия Дифференциальный диагноз при шумах сердца
20.  Центры социального обслуживания населения- правовое положение структура задачи функции 2

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе