Лаба №9 Электрохимические процессы (1020785)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Работу выполнил_____________ Работу принял________________

Дата выполнения_____________ Отметка о зачете______________

Основные понятия

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций является возможность пространственного разделения процессов окисления и восстановления, т.е. проведения их на отдельных электродах. Окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах, называется электрохимическим.

Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. В общем случае между окислителем (О) и соответствующим ему восстановителем (В) устанавливается равновесие: О + ne  В.

В зависимости от условий на любом электроде может быть осуществлен как окислительный так и восстановительный процесс. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Если материал электрода не принимает участия в окислительно-восстановительном процессе, электрод называется инертным (к ним относятся электроды из графита и благородных металлов). Если материал проводника участвует в электрохимическом процессе, электрод называется активным или растворимым (большинство металлических электродов).

Электрохимический процесс, как и любая окислительно-восстановительная реакция, представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Поэтому он может осуществляться только при наличии двух электродов: анода, на котором идет окисление и катода, на котором идет восстановление.

В состоянии равновесия каждый электрод (окислительно-восстановительная пара) характеризуется величиной стандартного электродного потенциала (Е_О/В), измеренного относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимается равным нулю Е2Н⁺/Н₂ = 0 В.

Электродный потенциал зависит от химической природы окислителя и восстановителя, температуры и концентраций ионов в растворе. Для металлических электродов, равновесие в которых можно выразить общим уравнением Меⁿ⁺ +ne^–  Me, электронный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

Е Меⁿ⁺/Ме = Е Меⁿ⁺/Ме + (RT/nF)ln C Меⁿ⁺ = Е Меⁿ⁺/Ме+ (0,059/n) lg C Меⁿ⁺ , (l) где C Меⁿ⁺ - концентрация ионов металла в растворе, F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея.

Гальванический элемент

Двухэлектродная система, в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительный процесс, называется гальваническим элементом. При протекании электрохимического процесса в гальваническом элементе передача электронов от восстановителя к окислителю осуществляется через внешний участок цепи, в котором создается направленный поток электронов – электрический ток. Таким образом гальванический элемент представляет собой систему, в которой происходит самопроизвольное превращение химической энергии в электрическую, т.е. гальванический элемент является источником электрического тока.

ПРИМЕР 1. Гальванический элемент с железным и серебряным электродами.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, каждый из которых представляет собой металлическую пластинку, помещенную в раствор соли соответствующего металла.

Электрическая цепь гальванического элемента состоит из внешнего и внутреннего участов. Внешний участок цепи соединяет металлические пластинки электродов через потребителя электрической энергии или электроизмерительный прибор. Внутренний участок цепи соединяет растворы солей через «солевой мостик» - трубку, заполненную раствором сильного электролита.

Гальванические элементы принято обозначать условными схемами. Схема гальванического элемента записывается начиная с анода и включая в себя последовательное обозначение фаз, находящихся в непосредственном контакте. Граница раздела фаз обозначается вертикальной чертой. Для рассматриваемого гальванического элемента схема записывается: Fe | Fe (NО₃)₂| | AgNО₃| Ag.

Характер электродных процессов определяется значениями электродных потенциалов. Окисление протекает на электроде, включающем более сильный восстановитель, т.е. анодом (отрицательным полюсом гальванического элемента) является электрод с меньшим значением электродного потенциала. Электрод с большим значением электродного потенциала является катодом гальванического элемента (положительным полюсом).

Разность потенциалов катода (Ек) и анода (Еа) представляет собой электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента:

Е = Ек – Еа (величина всегда положительная!)

Таким образом, полная схема рассматриваемого гальванического элемента, включающая уравнения электродных процессов выглядит так:

Анод - Fe | Fe^2׀| | Ag^׀| Ag + Катод

Е Fe²⁺/ Fe = - 0,44 В Е Ag⁺ / Ag = 0,8 В

Анодный процесс Fe = Fe²⁺+2е^- окисление

Катодный процесс Ag⁺ + еˉ = Ag восстановление

Суммарное уравнение Fe+2 Ag⁺= Fe²⁺+2 Ag

Стандартная (ЭДС): Е = Ек - Еа = Е Ag⁺ / Ag - Е Fe²⁺/ Fe =0,8 – (-0,44) = 1,24В

Для условий, отличных от стандартных, электронные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста. (см. ур.1)

Электролиз растворов

Электролиз – процесс окисления – восстановления протекающий на электродах при пропускании через электролит постоянного электрического тока.

При электролизе электроды включаются в цепь внешнего источника постоянного тока. Под действием приложенной разности потенциалов положительные ионы – катионы – перемещаются к отрицательному полюсу внешнего источника, отрицательные ионы- анионы – к положительному. На аноде и катоде протекают процессы окисления и восстановления соответственно.

Электролизу могут подвергаться как расплавы, так и растворы электролитов. Характерным для электролиза водных растворов является то, что в электродных процессах могут участвовать кроме ионов растворенных электролитов молекулы растворителя – воды, а также материал самого электрода (если электрод активный). Таким образом, на электроде теоретически могут протекать несколько окислительно-восстановительных процессов. Однако в первую очередь могут протекать энергетически выгодные процессы, а именно: на аноде окисляется наиболее сильный восстановитель (с наименьшим значением электродного потенциала); на катоде восстанавливается наиболее сильный окислитель (с наибольшим значением электродного потенциала).

ПРИМЕР 2. Электролиз раствора сульфата никеля (с активным – никелевым анодом).

Напишем уравнение диссоциации соли и укажем направление движения ионов к электродам:

NiSO₄→ SO₄² + Ni²⁺

Анод + − катод

Составляем уравнение возможных электродных процессов и выписываем из справочных таблиц значения соответствующих электродных потенциалов:

Анод (окисление): Катод (восстановление):

2SO₄^2- = S₂O₈^2- + 2 еˉ Е=2,01В Ni²⁺ +2 еˉ= Ni Е= −0,25 В

2Н₂О = 4Н⁺ + О₂ + 4 еˉ Е =1,23В 2Н₂О+2 еˉ= 2ОН + Н₂ Е=−0,83 В

Ni= Ni²⁺+2 еˉ Е= −0,25 В − растворение никелевого анода.

Сопоставляя значения электродных потенциалов для анодного и катодного процессов, делаем вывод о преимущественном протекании процесса электролиза на каждом электроде: на аноде идет окисление никеля (наименьший потенциал), на катоде идет выделение металлического никеля (наибольший потенциал). Суммируя уравнения анодного и катодного процессов, получаем полное уравнение электролиза: Ni + Ni²⁺ = Ni²⁺ + Ni. Записанное уравнение показывает, что при электролизе с растворимым анодом происходит перенос материала анода на катод.

Электрохимическая коррозия металлов.

Коррозией металлов называется процесс их разрушения в результате взаимодействия с окружающей средой. Коррозия металлов может протекать по химическому и электрохимическому механизму. Химическая коррозия является следствием химического взаимодействия металла с тем или иным окислителем окружающей среды. Электрохимическая коррозия в простейшем случае протекает вследствие работы на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов – гальванопар.

Причин образования короткозамкнутых гальванопар множество: например, кристаллическая неоднородность металла, микрошероховатость поверхности, наличие примесей и пр. все это приводит к тому, что различные участки поверхности имеют различные значения электродного потенциала, т.е. поверхность металла может рассматриваться как совокупность электродов, одни из которых в условиях контакта поверхности с электролитом окружающей среды будут играть роль анода, другие катода. В отличие от обычных гальванических элементов анод и катод гальванопар на поверхности металла имеют общий электролит.

В типичных случаях электрохимической коррозии короткозамкнутые гальванопары имеют микроскопические размеры и потому называются микрогальванопарами. Коррозию металла вызывает работа не всех микрогальванопар, а лишь тех, в которых металл играет роль анода. Общую схему таких микрогальванопар можно записать следующим образом:

_neˉ

|¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯↓

А − Ме │электролит окружающей среды│катодный участок + К

↑____________________|

При работе таких микрогальванопар коррозию металла вызывает процесс его анодного окисления: Ме = Меⁿ⁺ +neˉ. На катодных участках происходит восстановление окислителя электролита. В кислой среде восстанавливаются ионы Н⁺ согласно уравнению: 2Н⁺ + 2еˉ = Н₂. В остальных случаях протекает процесс восстановления атмосферного кислорода с участием воды: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾

ПРИМЕР 3: электрохимическая коррозия железа в кислой среде.

В качестве конкретного примера рассмотрим коррозию железа в воздухе, содержащем сернистый газ SO₂. На поверхности железа в данном случае образуется пленка сернистой кислоты вследствие взаимодействия сернистого газа с парами воды: SO₂ +Н₂О = Н₂ SO₃. Записываем схему микрогальванопар, работа которых в рассматриваемых условиях будет приводить к коррозии железа:

А - Fe| Н₂ SO₃| катодный участок +К

Записываем уравнение электродных процессов, протекающих при работе таких микрогальванопар:

А: Fe = Fe²⁺+2е‾ − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: 2Н⁺ + 2еˉ = Н₂ − восстановление ионов Н⁺ на катодных участках.

Fe + 2Н⁺ = Fe²⁺+Н₂ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

ПРИМЕР 4: Атмосферная коррозия железа.

Атмосферная коррозия – это электрохимическая коррозия металлов, протекающая в нейтральной среде. Коррозия железа в данных условиях происходит вследствие работы микрогальванопар: А − Fe| O₂ , Н₂О | катодный участок +К. процессы, протекающие при работе таких микрогальванопар, выражаются следующими уравнениями:

А: Fe = Fe²⁺+2е^- − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ − восстановление на катодных участках

2 Fe + О₂ + 2 Н₂О = 2 Fe²⁺+4ОН‾ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Чтобы предохранить металл от разрушения применяются разнообразные способы защиты от электрохимической коррозии, но все они имеют одно общее: обеспечение условий, предотвращающих работу микрогальванопар.

Наиболее распространенным является метод защиты от коррозии путем создания на поверхности металлов изолирующих покрытий: лакокрасочные покрытия, покрытие металлов другими металлами и пр. Механизм защитного действия изолирующих покрытий заключается в том, что они предотвращают доступ окружающей среде к поверхности металла, тем самым делая невозможным работу микрогальванопар (для работы микрогальванопар необходимы не только анодный и катодный участки, но и электролит). При разрушении покрытия, даже незначительном, в месте нарушения сплошности открывается доступ окружающей среды к поверхности металла и тем самым создаются условия для работы микрогальванопар.

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов лабораторной работы