реферат. химия. Электрохимические процессы

• Название: Электрохимические процессы
• Анкор: реферат
• Дата: 26.05.2022
• Размер: 43.99 Kb.
• Имя файла: химия.docx
• Тип: Документы; #551293

Электрохимические процессы

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

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними (расплав, раствор электролита или твёрдые электролиты – проводники 2-го рода). Электродами называют проводники первого рода, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы электрохимической системы электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы.

Гальванический элемент

Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в энергию электрического тока.

Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами

Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами

Суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей

Анод –

Катод +

Уравнение Нернста :

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность окислительно-восстановитель-ных потенциалов (электродных потенциалов¹) частных реакций, определяющих электродвижущую силу Е_э гальванического элемента, и в рассматриваемом случае:

.

В общем случае: Е_э = _к - _а,

где _к – потенциал катода, _а – потенциал анода.

Е_э всегда больше нуля (Е_э> О).

Электродный потенциал – разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором его соли

Электролиз

Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника.

При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую.

Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов, поступающих из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) – процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Таким образом, распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. Причина этого заключается в том, что процессы, протекающие при электролизе, в принципе обратны процессам, идущим при работе гальванического элемента. При электролизе процессы осуществляются за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию.

Поляризация и перенапряжение

Потенциалы электродов, определённые в растворах электролитов в условиях отсутствия в цепи электрического тока, называются равновесными потенциалами (в стандартных условиях – стандартные электродные потенциалы).При прохождении электрического тока потенциалы электродов изменяются.

Изменение потенциала электрода при прохождении тока называется поляризацией:

 = _i - _р,

где: – поляризация; _i – потенциал электрода при прохождении тока; _р– равновесный потенциал электрода.

Когда известна причина изменения потенциала при прохождении тока вместо термина «поляризация», используют термин «перенапряжение». Его также относят к некоторым конкретным процессам, например, к катодному выделению водорода (водородное перенапряжение).

При прохождении тока изменяются потенциалы электродов электролизёра, т.е. возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации (_к) потенциал катода становится более отрицательным, а из-за анодной поляризации (_а) потенциал анода становится более положительным.

Последовательность электродных процессов при электролизе растворов электролитов

В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды, ионы Н⁺ и ОН в зависимости от характера среды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1. 
   Катодные процессы.
   

1.1. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наибольшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь восстанавливаются наиболее сильные окислители.

1.2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu²⁺, Ag⁺ , Hg²⁺, Au³⁺ и др. катионы малоактивных металлов – см. р.11.2), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:

Meⁿ⁺ + neˉ Me.

1.3. Катионы металлов, потенциал которых значительно меньше, чем у водорода (стоящих в «Ряду напряжений» от Li⁺ до Al³⁺ включительно, т.е. катионы активных металлов), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2еˉ  Н₂ + 2ОН .

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода:

2Н⁺ + 2еˉ  Н₂.

1.4. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал, меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (стоящих в «Ряду напряжений» от Al³⁺ до 2Н⁺ - катионы металлов средней активности), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды:

Меⁿ⁺ + neˉ Me

2Н₂О + 2еˉ  Н₂ + 2ОН .

К данной группе относятся ионы Sn²⁺, Pb²⁺, Ni²⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺ и т.д.. При сравнении стандартных потенциалов этих ионов металлов и водорода можно было бы сделать вывод о невозможности выделения металлов на катоде.

1. 
   Анодные процессы.
   

2.1. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наименьшим электродным потенциалом, т.е. в первую очередь окисляются сильные восстановители.

2.2. Обычно аноды подразделяют на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительный положительный электродный потенциал или покрытых устойчивой защитной плёнкой, служащих только проводниками электронов. Вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др.

2.3. На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, а также НF и ее солей (фторидов) происходит электрохимическое окисление гидроксид-ионов с выделением кислорода.

В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями:

а) в кислой и нейтральной среде

2 Н₂О – 4еˉ = О₂ + 4 Н⁺;

б) в щелочной среде

4ОН – 4еˉ = О₂ + 2Н₂О.

Потенциал окисления гидроксид-ионов (потенциал кислородного электрода) можно рассчитать по формуле (см. раздел 10.3):

.

Кислородосодержащие анионы SO , SO , NO ,CO , PO и т.д. или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах, например: 2SO - 2eˉ = S₂O = 2,01 В.

2.4. При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF и ее солей) у инертного анода разряжаются их анионы.

Отметим, что выделение хлора (Cl₂) при электролизе раствора НCl и её солей, выделение брома (Br₂) при электролизе раствора HBr и её солей противоречит взаимному положению систем.

2Cl - 2eˉ = Cl₂ = 1,356 В

2Br - 2eˉ = Br₂ = 1,087 В

2H₂O- 4eˉ = O₂ + 4 Н⁺ = 0,82 В (рН = 7)

2.5. Если потенциал металлического анода меньше, чем потенциал ионов ОН или других веществ, присутствующих в растворе или на электроде, то протекаетэлектролиз с активным анодом. Активный анод окисляется, растворяясь:

Ме – neˉ Meⁿ⁺.

Применение электролиза

Практически нет ни одной отрасли техники, где бы он не применялся. В энергетике водород, полученный электролизом, используют для охлаждения генераторов на тепловых и атомных ЭС. Электролизом солей получают различные металлы: Cu, Zn, Cd, Ni, Mn и др. металлы. Электролиз используется для нанесения металлических покрытий на металлы и пластмассы (гальванические покрытия). Электролизом воды получают O₂, H₂, Cl₂ и щёлочи из раствора хлорида натрия. Электролиз используют для зарядки аккумуляторов

1