Электрохимия (Лекции), страница 3
Описание файла
Файл "Электрохимия" внутри архива находится в следующих папках: Лекции, lekcii_kamishova, ЛЕКЦИИ. Документ из архива "Лекции", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из 1 семестр, которые можно найти в файловом архиве НИУ «МЭИ» . Не смотря на прямую связь этого архива с НИУ «МЭИ» , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лекции и семинары", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Электрохимия"
Текст 3 страницы из документа "Электрохимия"
2) и 3)стандартные потенциалы электродных процессов:
4)Электродные процессы:
Данный электролиз можно использовать для получения лития и хлора.
Umin =Е = Е0Cl-/Cl2 - Е0К+/К =1.36В – (-2.925В) = 4.285В
Поляризационные кривые:
Пример 3.2. Определите минимальную разность потенциалов Umin , которую необходимо подать на Pt-электроды для проведения электролиза водного раствора KOH, рН = 12. Напишите уравнения процессов электролиза. Рассчитайте объемы газов (приведенные к нормальным условиям), которые образуются на электродах за 10 часов при токе 5А.
Решение. 1) С целью определения ионного состава электролита запишем уравнения диссоциации раствора электролита:
2) Распределение ионов по электродам:
А ( ) (OH- ) , К ( ) ( К+ ,H+)
3)определим равновесные потенциалы возможных электродных процессов:
4)Так как Е0К+/К значительно отрицательнее , то на катоде будет протекать только процесс восстановления ионов Н+, а на аноде – процесс окисления ионов ОН- :
К- : 2Н2О + 2е → Н2 + 2ОН- ,
А+ : 2ОН- - 2е → 1/2О2 + Н2О.
Минимальная разность потенциалов для электролиза данного раствора (противоЭДС):
Объем газов, выделившихся на электродах, рассчитаем по закону Фарадея (условия нормальные):
Электролиз водного раствора гидроксида калия широко применяется для электрохимического получения водорода.
Пример 3.3. Рассмотрите электролиз водного раствора CuCl2 на графитовых (нерастворимых) электродах. Напишите электродные процессы, покажите ход поляризационных кривых. Рассчитайте массу меди, образовавшейся на катоде, если за это же время на аноде выделилось 5,6 мл Cl2 и 5,6 мл O2 .
Решение. Определим ионный состав раствора электролита и оценим водородный показатель среды. Запишем уравнения диссоциации молекул соли и воды:
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-
Соль CuCl2 образована слабым основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой HCl, следовательно, при ее растворении в воде будет протекать процесс гидролиза с образованием избытка ионов Н+, раствор электролита будет иметь слабокислую реакцию среды (примем рН = 5).
Определим потенциалы возможных процессов на аноде и катоде и запишем уравнения электродных процессов:
т.к. более положителен, чем , то на катоде будет протекать только процесс восстановления ионов меди Сu2+ из раствора электролита.
т.к. более отрицателен, чем , то в первую очередь на аноде будет идти процесс окисления ионов ОН-. Однако, вследствие поляризации при больших плотностях тока потенциалы процессов выделения кислорода и хлора достаточно близки, поэтому на аноде будет идти также процесс окисления ионов Cl– из раствора электролита. Таким образом, на электродах протекают следующие процессы:
Электролиз данного раствора можно проводить для нанесения медного покрытия на изделие, а также для получения газообразных кислорода и хлора.
Рис. 3.2. Поляризационные кривые процесса электролиза водного раствора хлорида меди на нерастворимых электродах.
Определим массу меди, образовавшейся на катоде, для чего сначала рассчитаем объемы моль эквивалентов газов при н.у. и массу моля эквивалента меди:
По закону Фарадея определим количество электричества, необходимое для выделения заданных объемов кислорода и хлора на аноде (н.у.):
Суммарное количество электричества, прошедшее через анод, равно:
Такое же количество электричества на катоде (QК = QА) пойдет только на один процесс образования меди. По закону Фарадея определим массу выделившейся меди:
Определим выход по току (Bj) для всех процессов электролиза:
%, ( т.к. на катоде идет один процесс );
Пример 3.4. Рассмотрите электролиз водного раствора CuCl2 на медных электродах. Напишите уравнения электродных процессов, покажите ход поляризационных кривых. Чем отличается ход поляризационных кривых в данном варианте от варианта, рассмотренного в примере 3.3.?
Решение. Ионный состав раствора электролита таков же, как в примере 3.3., поэтому на катоде, как и в случае с электролизом на нерастворимых электродах, пойдет только процесс восстановления ионов меди.
Потенциалы возможных процессов на аноде:
В, В, (см. пр. 3.3), потенциал материала анода В. Так как равновесный потенциал окисления меди значительно отрицательнее равновесных потенциалов выделения кислорода и хлора, то на аноде в первую очередь пойдет процесс окисления медного электрода. Если при электролизе на катоде и аноде не будут достигнуты равновесные потенциалы систем и (небольшие поляризации ЕК, ЕА и плотности тока i), то электродные процессы будут следующие:
При больших напряжениях электролизера U , могут быть достигнуты , и , тогда начнется газовыделение и к указанным уравнениям электродных процессов добавятся уравнения из примера 3.3.
Благодаря растворению под действием тока медного анода запас ионов Cu2+ в растворе электролита будет восполняться, и процесс образования медного покрытия на катоде будет идти более интенсивно, чем в случае использования инертных электродов (пр. 3.3.).
Рис. 3.3. Поляризационные кривые процесса электролиза водного раствора хлорида меди на медных электродах.
Пример 3.5. Рассмотрите электролиз водного раствора смеси солей Pb(NO3)2 и Sn(NO3)2 на графитовых (нерастворимых) электродах. Напишите уравнения электродных процессов. Рассчитайте выход по току веществ, если на катоде одновременно образовалось 30г Sn, 52г Pb и 2,8л Н2 (условия нормальные).
Решение. Определим ионный состав раствора электролита и оценим водородный показатель среды. Запишем уравнения диссоциации молекул соли и воды:
Pb(NO3)2 → Pb2+ + 2NO3-
Sn(NO3)2 → Sn2+ + 2NO3-
Соли Sn(NO3)2 и Pb(NO3)2 образованы слабыми основаниями и сильной кислотой, следовательно, при их растворении в воде будет протекать процесс гидролиза с образованием избытка ионов Н+, раствор электролита будет иметь слабокислую реакцию среды (примем рН ≈ 5).
Определим равновесные потенциалы возможных процессов на аноде и катоде:
т.к. , и имеют близкое значение, то на катоде будут параллельно протекать процессы восстановления ионов Pb2+, Sn2+ и Н+ из раствора электролита. На аноде ионы NO3-, как сложные кислородсодержащие ионы, окисляться не будут, и в данном растворе электролита на нерастворимом аноде будет идти только процесс окисления ионов ОН- .
Таким образом, на электродах протекают следующие процессы:
K- : Pb2+ + 2e → Pb
Sn2+ + 2e → Sn
2H+ + 2e → H2
Запишем массы и объем (при нормальных условиях) моль эквивалентов веществ, образовавшихся на катоде:
г/моль, г/моль, л/моль (н.у.).
По закону Фарадея определим количество электричества, необходимое для получения на катоде заданного количества вещества (н.у.):
Суммарное количество электричества, прошедшее через катод:
Определим выход по току (Bj) для всех процессов электролиза:
o/o , ( т.к. на аноде идет один процесс );
Рис. 3.4. Поляризационные кривые процесса электролиза водного раствора смеси солей Pb(NO3)2 и Sn(NO3)2 на графитовых (нерастворимых) электродах.
Пример 3.6. Рассмотрите процесс рафинирования никеля, содержащего примеси цинка и меди в водном растворе H2SO4. Какие процессы будут протекать на аноде и катоде? Какое время нужно для проведения рафинирования при токе 500 А для выделения 5 кг никеля при выходе по току 98%?
Решение. Рафинирование – очистка металла от примесей с помощью электролиза. На аноде растворяются основной металл и примеси, потенциал которых отрицательнее основного металла. Примеси, имеющие более положительный потенциал, не растворяются и выпадают из анода в виде шлама. На катоде в первую очередь выделяется металл, имеющий наиболее положительный потенциал.
Анод – очищаемый металл Ni с примесями Zn и Cu. Ионный состав раствора электролита: H+, SO42- , OH-. Запишем равновесные потенциалы возможных электродных процессов при рН = 2:
Так как , то первым на аноде при рафинировании пойдет процесс окисление примесей цинка, затем - окисление основного металла (никеля), примеси меди не растворяются, а выпадают в осадок (шлам) в виде частиц металла по окончании процесса.
Так как , и концентрация ионов никеля выше, чем концентрация ионов цинка, то на катоде осаждается чистый никель. Однако, в начале процесса, когда в растворе электролита отсутствуют ионы Ni2+, на катоде идет процесс выделения водорода.
Запишем уравнения электродных процессов:
А+ : Zn → Zn2+ + 2e