Федеральне агентство з освіти Російської Федерації. Окисно-відновлювальні реакції Окисно-відновні реакції в свинцевому кислотному акумуляторі

Електронні уявлення про окиснення та відновлення. Хімічні реакції можуть протікати без зміни або зі зміною ступеня окиснення елементів, наприклад:

Якщо в першому прикладі (реакція нейтралізації) жоден з елементів не змінює ступеня окиснення, то в другому - змінюється від +2 до 0 ступінь окиснення цинку та від 0 до +2 ступінь окиснення вуглецю.

Реакції, що протікають зі зміною ступеня окиснення елементів, називаються окиснювально-відновними.

Зміна ступенів окислення відбулася очевидна внаслідок переходу двох електронів від вуглецю до цинку, що може бути виражене електронними рівняннями напівреакцій окиснення та відновлення,які при додаванні дають рівняння окисно-відновної реакції:

відновник окиснення;

окислювач відновлення;

Елемент, віддаєелектрони, називається відновником,під час реакції він окислюється,його ступінь окиснення збільшується.

Елемент, приймаючийелектрони, називається окислювачем,під час реакції він відновлюється,його ступінь окиснення зменшується.

Поняття окислювач та відновник поширюються також на прості та складні речовини, що містять відповідні елементи. У наведеному прикладі відновником є проста речовина: вуглець С, окислювачем - складна речовина: оксид цинку ZnO.

У загальному випадку окислювально-відновна реакція може бути оборотною, в результаті відновник перетворюється на окислювач, а окислювач - на відновник:

відновник - ne ↔ окислювач

окислювач + ne ↔ відновник

Таким чином, окислювально-відновна реакція є нерозривною єдністю двох напівреакцій - окислення і відновлення, причому кількості електронів, відданих відновником і прийнятих окислювачем рівні.

Окисно-відновні властивості простих та складних речовин. Прості речовини - метали, володіючи невеликою електронегативністю, порівняно легко втрачають електрони, виявляючи виключно відновлювальні властивості.Найбільш яскраво вони виражені у лужних металах. Для простих речовин - неметалів з великою електронегативністю характерні окисні властивості.Абсолютним окисником є фтор, яскраво виражені окисні властивості також у кисню (крім реакції з фтором, де кисень відіграє роль відновника). Однак неметали з порівняно невеликою електронегативністю, наприклад вуглець, водень поряд з окисними можуть виявляти і відновлювальні властивості, віддаючи електрони сильнішим окисникам.

Складні речовини можуть бути окислювачами або відновниками залежно від величини ступеня окиснення елементів, що входять до їхнього складу.

Якщо ступінь окислення елемента в даному з'єднанні велика, він може знизити її, приймаючи електрони. Речовина у разі буде окислювачем. Найважливішими окисниками є: азотна кислота Н NO з та її солі - нітрати, тетраоксид азоту N 2 O 4 , солі хлорної кислоти НС1О 4 - перхлорати, перманганат калію КМпО 4 та ін.

Якщо до складу з'єднання входить елемент з невеликим ступенем окиснення, він може його підвищити, віддаючи електрони. Складна речовина, що містить такий елемент, виявлятиме відновлювальні властивості. Найважливішими відновниками є аміак N Н 3 , гідразин N 2 H 4 та його органічні похідні, вуглеводні, спирти, аміни та інші речовини.

Очевидно, якщо до складу з'єднання входить елемент із проміжним ступенем окиснення, він може знизити її, приймаючи електрони, або підвищити, віддаючи електрони. Поняття окислювач і відновник у разі стають відносними: речовина залежно від властивостей партнера з реакції виявляти або окислювальні, або відновлювальні властивості. Прикладом може бути пероксид водню Н 2 Про 2 , ступінь окислення кисню у якому дорівнює -1. Її величина може зменшитись до -2 шляхом приєднання одного електрона або збільшитись до 0 шляхом його віддачі. Тому при взаємодії з енергійними відновниками пероксид водню веде себе як окислювач, а реакції з енергійними окислювачами - як відновник.

Складання рівнянь окиснювально-відновних реакцій.

Окисно-відновні реакції часто виражається складними рівняннями. Для підбору коефіцієнтів у них застосовують два методи: метод електронних рівнянь та метод електронно-іонних рівнянь.

Метод електронних рівнянь базується на понятті ступеня окиснення. Він носить універсальний характер і застосовується для всіх типів окисно-відновних реакцій. Метод включає такі операції:

1. Записують схему реакції із зазначенням ступеня окиснення елементів, наприклад:

2. Визначають елементи, що змінили рівень окислення. У цій реакції ступінь окиснення змінили вуглець і азот, у водню та кисню величина ступеня окиснення залишилася незмінною.

3. Складають електронні рівняння напівреакцій окиснення та відновлення з дотриманням рівності мас та зарядів:

Числа електронів, відданих відновником і прийнятих окислювачем повинні бути рівними, тому слід перше рівняння помножити на три, а друге - на чотири. Вказані множники є коефіцієнтами для відновника, окислювача HNO 3 та продуктів їх перетворень СО та NO:

3C + 4HNO 3 ® 3CO 2 + 4NO + Н 2 О ,

4. Коефіцієнти для інших речовин, що складаються з елементів з постійним ступенем окислення, знаходять із балансу відповідних атомів у лівій та правій частинах рівняння. У розглянутій реакції такою речовиною є вода, перед формулою якої необхідно поставити коефіцієнт два. Остаточне рівняння запишеться у вигляді:

3C + 4HNO 3 ® 3CO 2 + 4NO + 2Н 2 О

Метод електронно-іонних рівнянь застосовують при складанні рівнянь реакцій, що протікають у розчинах електролітів. У цьому випадку ступінь окиснення не визначається, а процеси окиснення та відновлення записуються для реальнихіонів і молекул, що у розчині.

З метою збереження балансу мас використовують частинки середовища, у якому протікає реакція. У будь-яких водних розчинах це молекули води, в кислих - додатково іони Н + і в лужних - іони ВІН -.

Послідовність дій така:

1. Складають іонну схему реакції, записуючи сильні електроліти у вигляді іонів, газоподібні, нерозчинні речовини та слабкі електроліти у вигляді молекул:

З + Н + + NO 3 - ® CO 2 + NO + Н 2 О

2. 3 описують електронно-іонні рівняння напівреакцій окислення і відновлення.

У цій реакції в ролі відновника виступає вуглець З, який окислюючись перетворюється на діоксид вуглецю 2 . Для збереження балансу мас у ліву частину рівняння додають дві молекули Н 2 Про, а праву - чотири іони Н - . Баланс зарядів зберігають, віднімаючи від лівої частини рівняння чотири електрони:

З + 2Н 2 О - 4е ® З O 2 + 4Н +

Окислювачем служить іон NO 3 - , що перетворюється на NO , Баланс мас забезпечується в цьому випадку додаванням двох молекул H 2 O у праву частину рівняння та чотирьох іонів Н+ у його ліву частину. Оскільки сумарний заряд частинок у лівій частині рівняння дорівнює плюс три, а у правій - нулю, до лівої частини необхідно додати три електрони:

NO 3 - + 4Н + + 3е ® NO + H 2 O

3. Підсумовують рівняння напівреакцій, попередньо зрівнявши числа відданих та прийнятих електронів:

Після скорочення подібних членів отримують іонне рівняння:

ЗС + 4H + + 4 NO 3 - ® ЗСО 2 + 4 NO + 2Н 2 О

4. Об'єднують іони в молекули та отримують підсумкове молекулярне рівнянняреакції:

3С + 4Н NO 3 ® 3СО 2 + 4 NO + 2Н 2 О

Порівнюючи розглянуті методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій, слід зазначити, що вони призводять до однакового кінцевого результату. Однак метод електронно-іонних рівнянь більш інформативний, він оперує не гіпотетичними, а реальними іонами та молекулами, що існують у розчинах електролітів. Особливо корисний при описі електрохімічних процесів.

5.2. електрохімічні системи.

Електродний потенціал. Електрохімічними називаються процеси взаємного перетворення хімічної та електричної енергії. Ці перетворення здійснюються в результаті окисно-відновних реакцій, що протікають на межі розділу фаз між електронним та іонним провідниками. Електронний провідник, який перебуває в контакті з іонним, називається електродім.

Розглянемо електрод, що складається з платівки активного металу - цинку, зануреної у водний розчин сульфату цинку, що дисоціює на іони:

ZnSO 4 ↔ Zn 2+ SO 4 2-

Позитивно заряджені катіони цинку, розташовані на поверхні пластинки, внаслідок взаємодії з полярними молекулами води відриваються від пластинки і переходять у розчин, електрони залишаються в металі. Відбувається процес окиснення:

Zn 0 – 2е ® Zn 2+

Одночасно протікає і зворотний процес: катіони цинку з розчину притягуються поверхнею металу та входять до складу його кристалічних ґрат. Йде процес відновлення:

Zn 2+ +2е ® Zn 0

У міру збільшення концентрації катіонів цинку в розчині швидкість виходу іонів з металу зменшується, а швидкість переходу в метал зростає. Коли швидкості цих процесів зрівняються, на межі метал-електроліт встановиться окиснювально-відновна рівновага між металом та його іонами, яке домовилися записувати як оборотний процес відновлення:

При записі електрохімічної схеми електрода його окислену форму відокремлюють від відновленої межею: Zn+2/Zn.

Оскільки цинк є активним металом, рівновага процесу зміщена вліво, тобто розчин переходить більше іонів, ніж повертається назад. В результаті цинкова пластинка набуває негативного потенціалу (рис. 5.1 а).

Ті ж процеси відбуваються і при зануренні пластинки з малоактивного металу-міді в розчин сульфату міді, що дисоціює на іони:

Однак у цьому випадку метал посилає в розчин незначне число катіонів, переважає процес осадження катіонів на металі та рівновага зміщена вправо:

Мідний електрод С u 2+ /Сu набуває позитивного потенціалу (рис. 5.1.).

Малюнок 5.1. Схема виникнення електродного потенціалу

а) активного металу; б) малоактивного металу

Абсолютну величину електродного потенціалу виміряти неможливо, тому вимірюють її щодо потенціалу електрода порівняння, як якого використовують стандартний водневий електрод (рис.5.2).Він являє собою платинову пластинку у водному розчині сірчаної кислоти з концентрацією іонів водню Сн + = 1 моль/л, що омивається воднем з тиском 101,3 кПа при температурі 293К.

Платина має здатність адсорбувати водень і на кордоні

Малюнок 5.2. Схема водневого електроду

розділу фаз встановлюється рівновагаміж молекулами та іонами водню:

2Н + + 2е ↔ Н 2

Відповідний електродний потенціал умовно приймають за нуль, Е 02Н +/Н2 = 0.

Стандартним електродним потенціалом металу називають різницю потенціалів між даним металом, опущеним у розчин своєї солі з концентрацією іонів металу С М n + =1 моль/л при температурі 293К та стандартним водневим електродом.

Стандартний електродний потенціал є мірою окиснювально-відновної активності системи.

З збільшенням величини стандартного електродного потенціалу відновлювальна активність системи зменшується, а окислювальна- зростає.

Так, зі зростанням величини стандартного електродного потенціалу металів зменшується відновна активність їх атомів та зростає окисна активність іонів.

Порівняння електродних потенціалів напівреакцій дозволяє зробити висновок про напрямок окисно-відновного процесу.

Розглянемо гетерогенну окисно-відновну реакцію, що протікає при зануренні цинкової пластинки в розчин сульфату міді, що дисоціює на іони (рис. 5.3а):

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 2-

Електродні потенціали цинку та міді мають такі значення:

Zn 2+ + 2е ↔ Zn 0; E 0 = - 0,76 B

Cu 2+ + 2 e ↔ Cu 0; E 0 = +0,34 B

Як видно, стандартний електродний потенціал для другої системи є вищим, ніж для першої. Отже, при контакті друга система виступить як окислювач, перша - як відновник. Іншими словами, друга реакція піде зліва направо, а перша - у протилежному напрямку, тобто цинк віддаватиме електрони іонам міді, витісняючи, таким чином, мідь з розчину її солі (рис. 5.3 а):

Електродний потенціал виникає не тільки в результаті обміну іонами між металом та розчином його солі. Будь-яка окисно-відновна напівреакція характеризується певним значенням електродного потенціалу, наприклад:

СО 2 + 4Н + + 4е ↔ С + 2Н 2; Е° = +0,21 B ,

NO 3 - + 4Н + + 3 e ↔ NO + 2 H 2; E° = +0,96 B

В цьому випадку окисні властивості сильніше виражені у іона NO 3 - тому цей іон буде окислювати вуглець, відновлюючись до оксиду азоту NO (див.5.1).

Величина електродного потенціалу не є постійною, вона залежить від низки факторів, зокрема від співвідношення окисленої та відновленої форм речовини. Ця залежність виражається рівнянням Нернста,яке при стандартній температурі 293К записується у вигляді:

(5.1),

де: Е - електродний потенціал при даних концентраціях окисленої С ок і відновленої З восст форм речовини, моль/л,

Е° - стандартний електродний потенціал

n - Число переданих електронів.

Для металевих електродів у розчинах солей відновленою формою є атоми металу, концентрація яких - величина постійна M = const . У цьому випадку рівняння Нернста набуває вигляду:

(5.2)

де:

З м + n - Концентрація іонів металу, моль/л;

n – заряд іона.

Хімічні джерела електричного струму У розглянутих системах перехід електронів від відновника до окислювача здійснюється хаотично, у результаті хімічна енергія перетворюється на теплову.

Можна, проте, просторово розділивши процеси окислення та відновлення, отримати спрямований рух електронів – електричний струм. Пристрій, в якому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну, називається хімічним джерелом струму або гальванічним елементом.

Малюнок 5.3. Гетерогенний окисно-відновний процес:

а - просторово нерозділений; в – просторово розділений

На рис.5.3 зображено схему гальванічного елемента Даніеля - Якобі, що складається з цинкового та мідного електродів, поміщених у водні розчини сульфатів цих металів. Розчини з'єднані електролітичним містком - трубкою, заповненою розчином електроліту, наприклад, калію хлориду. При замиканні електродів через навантаження на цинковому електроді йде процес окиснення з виходом іонів Zn 2+ розчин; електрони, що звільнилися, переходять по зовнішньому ланцюгу на мідний електрод, де відновлюють іони С u +2 що надходять із розчину сульфату міді.

Електрод, у якому йде процес окислення, називається анодом, електрод, у якому протікає процес відновлення, - катодом. У мідно-цинковому елементі цинковий електрод є анодом, мідний катодом. У процесі роботи елемента цинковий анод поступово розчиняється, на мідному катоді мідь осаджується. Таким чином, цинковий електрод є активним, його матеріал бере безпосередню участь в окисно-відновному процесі. Мідний електрод грає пасивну роль провідника електронів, його матеріал в окислювально-відновному процесі не бере участі.

Окисно-відновний процес, що протікає на електродах, порушує іонну рівновагу в розчинах - у мідного електрода утворюється надлишок іонів SO 4 2- , У цинкового - їх нестача. В результаті у внутрішньому ланцюзі виникає рух іонів SO 4 2- з розчину сульфату міді розчин сульфату цинку.

Електрохімічна схема цього елемента може бути записана у вигляді:

де одна вертикальна риса означає межу між електронним та іонним провідниками, а дві – межу між двома іонними провідниками.

Електрорушійна сила (ЕРС) елемента при стандартних концентраціях іонів (1 моль/л) може бути розрахована як різниця стандартних потенціалів катода та анода:

ЕРС = D Е° = Е 0 кат - Е 0 ан = Е 0 С u 2 +/ З u - Е 0 Zn 2 +/ Zn = +0,34 - (- 0,76) = 1,1 B .

Якщо концентрації іонів відрізняються від стандартних, необхідно за формулою 5.2 обчислити потенціал електродів при заданих концентраціях і потім взяти їх різницю.

У принципі, будь-яка окислювально-відновна реакція може бути використана для отримання електричної енергії за умови просторового поділу процесів окислення та відновлення. Активними матеріалами електродів можуть бути як метали, а й неметали, і навіть оксиди, гідроксиди та інші складні речовини. Так, у разі реакції окиснення вуглецю азотною кислотою (див. 5.1) електричний струм може бути отриманий, якщо розчин азотної кислоти занурити вугільний і платиновий електроди і замкнути їх металевим провідником. При цьому активний вугільний анод окислюється з утворенням діоксиду вуглецю O 2 ,на пасивному платиновому катоді йде відновлення нітрат-іонів NO 3 - до оксиду азоту . Схема елемента може бути записана як:

ЕРС = D Е ° = Е ° кат - Е ° ан = Е ° NO 3 - / NO - E ° CO 2 / C = 0,96 - 0,21 = 0,75В

Величина D Е° пов'язана зі стандартною енергією Гіббса реакції ( D G °) співвідношенням:

D G °=- nF D E ° (5.3)

де n - число переданих під час реакції електронів, F - Число Фарадея (96500Кл).

Рівняння 5.3 встановлює зв'язок між хімічною та електричноюформами енергії. Воно дозволяє за відомим значенням G розрахувати Е гальванічного елемента і навпаки, знаючи Е розрахувати G.

Паливні елементи. Паливний елемент є різновидом гальванічного елемента, в якому електрична енергія виходить в результаті окислювально-відновного процесу між компонентами палива - пальним (відновником) та окислювачем, що безперервно підводяться до електродів ззовні. Пальним може бути водень, моноксид вуглецю, метан, спирти, а окислювачем - кисень, повітря, пероксид водню та інші речовини. Отже, в паливних елементах, на відміну теплових машин, хімічна енергія палива безпосередньо перетворюється на електричну, тому їх ККД в 1,5 - 2,0 вище, ніж в теплових машин. Крім того, вони значно менше забруднюють довкілля.

Рисунок 5.4. Воднево-кисневий паливний елемент

В даний час практичне застосування знайшов воднево-кисневий паливний елемент (рис.5.4).

Він містить два пористі металеві або вугільні електроди з добавками каталізатора. Як електроліт використовується водний 40 - 85% розчин гідроксиду калію. Електрохімічна схема елемента:

Подаються до електродів газоподібні водень і кисень дифундують через електроди у напрямку електроліту, адсорбуються на поверхні пор та активуються каталізатором. Це полегшує та прискорює процеси окислення водню на аноді та відновлення кисню на катоді:

H 2 + 2 OH - - 2е ® 2 H 2 O

1/2О 2 + Н 2О + 2е ® 2ОН -

Сумарне рівняння реакції:

Н 2 +1/2О 2 ® Н 2 О

Продукт реакції - пароподібна вода відводиться потоком водню, який після відокремлення води повертається назад у систему. Таким чином, здійснюється холодне спалювання водню в кисні з виділенням енергії в електричній формі.

Акумулятори.Окисно-відновні процеси, що протікають під час роботи гальванічних елементів, можуть мати або необоротний, або оборотний характер. Відповідно хімічні джерела струму можуть бути одноразової та багаторазової дії. Гальванічні елементи багаторазового впливу називаються акумуляторами.При роботі акумулятора в режимі джерела струму мимовільно протікає окислювально-відновний процес, що призводить до перетворення хімічної енергії на електричну (енергія Гіббса реакції негативна D G <0). Химический состав электродов при этом меняется, аккумулятор разряжается. Обратная реакция самопроизвольно не идет ( D G >0). Однак розряджений акумулятор можна зарядити від зовнішнього джерела струму, напруга якого перевищує ЕРС елемента. При цьому йде зворотний процес перетворення електричної енергії на хімічну і матеріал електродів регенерується.

Окисно-відновний процес, що протікає при пропусканні струму через електроліт, називається електролізом.

Внаслідок електролізу акумулятор може знову працювати як джерело струму. Число циклів заряду - розряд може досягати кілька сотень. В авіації знаходять застосування свинцевий, срібно-цинковий та кадмій-нікелевий акумулятори.

Свинцевий (кислотний) акумулятор у зарядженому стані відповідає електрохімічній схемі:

У режимі джерела струму при розряді на негативному електроді відбувається окислення свинцю, але в позитивному - відновлення діоксиду свинцю. При заряді йдуть зворотні процеси: на негативному електроді – відновлення сульфату свинцю, на позитивному – його окиснення:

У зарядженому свинцевому акумуляторі, залежно з його типу, концентрація сірчаної кислоти становить 27 - 30% мас. При розряді вона знижується, оскільки електроліт виділяється вода. Щільність електроліту у своїй також зменшується. Це дає можливість, вимірюючи щільність електроліту, контролювати рівень розряду акумулятора.

Кадмій-нікелевий акумулятор виконаний за схемою:

При розряді на негативному електроді Cd окислюється, на позитивному - Ni (OH ) 3 частково відновлюється. При заряді йдуть зворотні процеси:

Кадмій-нікелеві акумулятори стабільні в роботі, вимагають менше догляду та відрізняються більшим терміном служби, ніж свинцеві.

Срібно-цинковий акумулятор у зарядженому стані відповідає схемі:

При його роботі протікають оборотні реакції: на негативному електроді – окиснення цинку, на позитивному – відновлення оксиду срібла:

Головною перевагою срібно-цинкового акумулятора є його висока енергоємність; на одиницю маси він дає у 4 - 6 разів більше енергії, ніж розглянуті типи акумуляторів.

Корозія металів. Корозія – це руйнування металу внаслідок його фізико-хімічної взаємодії з довкіллям. Найбільш небезпечним та найпоширенішим видом корозії металів є електрохімічна корозія,яка відбувається при контакті металів із розчинами електролітів. Найчастіше вона є наслідком роботи короткозамкнутих гальванічних елементів, які утворюються, наприклад, при контакті деталей різнорідних металів.

Роль електроліту у разі може виконувати тонка плівка вологи, що утворюється при адсорбції на металевих поверхнях водяної пари з атмосфери. Так, при контакті деталей із міді та заліза у присутності води утворюється гальванічний елемент (рис.5.5):

Малюнок 5.5. Схема електрохімічної корозії

Залізо, як активніший метал, служить анодом і піддається окисленню, на мідному ж катоді відновлюється з допомогою води кисень повітря:

Для захисту металів від корозії використовують різноманітні покриття: металеві, неметалеві, лакофарбові, полімерні.

Зразкові питання для самооцінки:

1. Які реакції називають окиснювально-відновними?

2. Що розуміють під відновником, окисником?

3. У чому сенс методу електронних рівнянь?

4. У чому сенс методу електронно-іонних рівнянь?

5. Які процеси називають електрохімічними?

6. Що таке стандартний водневий електрод?

7. Що є мірою окисно-відновної активності системи?

8. Яку залежність виражає рівняння Нерста?

9. Що називається гальванічним елементом?

10. Що називається катодом, анодом?

11. Як протікають окисно-відновні процеси в акумуляторах?

12. Що таке електроліз?

13. Що таке електрохімічна корозія?

Завдання до теми № 5

Завдання №5.1.

Методом електронного балансу скласти рівняння окисно-відновних реакцій. Вказати окислювач та відновник:

1. NH 3 +O 2 NO+H 2 O

2. HClO 3 ClO 2 + HClO 4 +H 2 O

3. AgNO 3 Ag+NO 2 +O 2

4. NH 4 NO 2 +H 2 O

5. H 2 O 2 +PbS PbSO 4 +H 2 O

6. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 +Cr 2 O 3 +H 2 O

7. Ca 3 (PO 4) 2 +C+SiO 2 CaSiO 3 +P+CO

8. FeS +O 2 Fe 2 O 3 +SO 2

9. N 2 H 2 +O 2 N 2 +H 2 O

10. S+KOH K 2 SO 3 +K 2 S+H 2 O

Завдання №5.2.

Скласти рівняння окисно-відновних реакцій:

1) методом електронного балансу;

2) іонно-електронним способом.

Вказати окисник та відновник.

1. P+NO 3 H 3 PO 4 +NO 2 +H 2 O

2. Zn+HNO 3 Zn(NO 3) 2 NO 2 +H 2 O

3. K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+H 2 SO 4 S+Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +H 2 O

4. KMnO 4 +KNO 2 +H 2 O KNO 3 +MnO 2 +KOH

5. FeSO 4 +H 2 O 2 +H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 +H 2 O

6. CrCl 3 +H 2 O 2 +NaOH Na 2 CrO 4 +NaCl+H 2 O

7. CrO 3 +KNO 3 +KOH K 2 CrO 4 +KNO 2 +H 2 O

8. PH 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 H 3 PO 4 +K 2 SO 4 +MnSO 4 +H 2 O

9. Si+NaOH+H 2 O Na 2 SiO 3 +H 2

10. HCl+KMnO 4 Ci 2 +MnCl 2 +KCl+H 2 O

Завдання №5.3.

Рішення:

Електродний потенціал розраховується за формулою Нернста, яка для металевих та водневих електродів записується у вигляді:

де Е - електродний потенціал,

n - Заряд іону металу (водню).

Рівняння дисоціації сульфату заліза:

Fe 2 SO 4 2 Fe 3+ +3 SO 4 2-

показує, що з дисоціації 0,05 моль Fe 2 (SO 4) 3 утворюється 0,05 2=0,1 моль іонів Fe 3+ .

Отже (Fe 3+ )=0,1 моль/л, n =3.

З таблиці 3 маємо E 0 (Fe3 + / Fe) = -0,04.

Завдання №5.4.

Завдання №5.5.

На скільки зміниться потенціал цинкового електрода, якщо розчин солі цинку, який він занурений розбавити в 10 разів.

Завдання №5.6.

Потенціал кадмієвого електрода у розчині його солі дорівнює 0,52В. Розрахувати концентрацію іонів Сd+ у розчині.

Завдання №5.7.

Завдання №5.8.

Обчислити рН розчину, у якому потенціал водневого електрода дорівнює – 100 мБ.

Завдання №5.9.

Рівняння реакції

Концентрація іонів, З моль/л

рН

MnO 4 - +8H + +5 e Mn 2+ +4H 2 O

C(MnO4-)=C(Mn2+)=1

ClO 3 - +6H + +6e Cl - +3H 2 O

C(ClO 3 -)=C(Cl-)=0,1

Cr 2 O 7 2- +14H + +6e 2Cr 3 ++7H 2 O

C(Cr 2 O 7 2-)=C(Cr 3+)=1

PbO 2+ 4H + +2e Pb 2 ++2H 2 O

C(Pb 2+)=0,1

Рішення 1:

Потенціал окиснювально-відновного електрода Е розраховують за рівнянням Нерста:

де Е0 стандартний електродний потенціал;

n – число електронів, що беруть участь у реакції;

С ок, С восст - твори концентрацій речовин, що знаходяться в окисленій та відновленій формах відповідно.

У цій системі в окисленій формі знаходяться іони Mn 4 - і H+ , у відновленій – іон Mn 2+ та молекула Н 2 О. У реакції бере участь 5 електронів. Враховуючи, що концентрація води практично залишається постійною і входить до значення Е 0 маємо:

За даними таблиці 3: Е 0 (MnO 4 - / Mn 2 +) = +1,51В.

Підставляючи числові значення отримаємо остаточно:

Завдання №5.10.

Написати рівняння електродних процесів, що протікають під час роботи гальванічного елемента. Обчислити ЕРС елемента при заданих концентраціях, моль/л.

Схема елемента

З, моль/л

Zn/Zn 2+ //Pb 2+ /Pb

C(Zn2 +)=0,2, C(Pb 2+)=0,04

Mn/Mn 2+ //Ni 2+ /Ni

C(Mn 2+)=0,1, C(Ni 2+)=0,01

Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu

C(Fe 2+)=1, C(Cu 2+)=0,5

H 2 /2H + // Ag + / Ag

C(H+)=0,01, C(Ag+)=0,1

Ni/Ni 2+ (C 1)//Ni 2+ (C 2)/Ni

C 1 (Ni 2+)=0,1, C 2 (Ni 2+)=0,01

Cu/Cu 2+ //Fe 3+ /Fe 2+

C(Cu 2+)=1, C(Fe 3+)=C(Fe 2+)=1

Рішення 1:

На підставі даних таблиці 3 можна зробити висновок, що більш активний метал цинк буде в даному елементі анодом, а менш активний метал свинець - катодом.

ЕРС гальванічного елемента дорівнює різниці електродних потенціалів окислювача (катода) та відновника (анода):

Використовуючи формулу Нерста, маємо:

Завдання №5.11.

Встановити, у напрямі можливе мимовільне перебіг у стандартних умовах цієї реакції. Розрахуйте величину константи рівноваги реакції.

Рівняння реакції

2С l - + 2Fe 3+ 2Fe 2+ +Cl 2

H 2 O 2 +HClO H + Cl+O 2 +H 2 O

5H 2 O 2 +H + +2IO 3 I 2 +5O 2 +6H 2 O

Sn 4+ +2I - Sn 2+ +I 2

Sn 4+ +H 2 S Sn 2+ +S+2H +

H 2 S+4H 2 O 2 2H + +SO4 2- +4H 2 O

Рішення 1:

Для визначення напрямку окисно-відновної реакції необхідно знайти ЕРС гальванічного елемента, утвореного з дпнного окислювача та відновника.

де Е 0 ок, Е 0 відновлення - стандартні потенціали окислювача і відновника.

Можлива та реакція, на яку, оскільки у разі зміна енергії Гиббса – негативна величина.

де n - число електронів, що беруть участь у реакції;

F – число Фарадея, що дорівнює 96480 Кл/моль.

У свою чергу зміна енергії Гіббса пов'язана з константою рівноваги співвідношенням:

Отже,

звідки

, .

Стандартні електродні потенціали дорівнюють (див. таблицю 3):

Cl 2 + 2e 2Cl - E 0 (Cl 2 /2Cl -)=1,36 B

Fe 3+ + e Fe 2+ E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ =0,77 B

Оскільки Е 0 (З l 2 /2С l )> E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) окислювачем буде хлор, а відновником – іон Fe 2+ .

Рівняння електродних процесів:

Сумарне рівняння:

Cl 2+ 2Fe 2+ 2 Cl - + Fe 3+

Таким чином, реакція, що розглядається, буде протікати справа наліво.

К=10 20

Завдання №5.12.

Розрахувати величину потенціалу окислювально-відновного електрода, отриманого при зануренні платинового дроту у водний розчин, що містить одночасно дві солі А і В з концентраціями А і С, моль/л при заданому значенні водневого показника рН.

З А

З В

рН

Na 2 Cr 2 O 7

Cr 2 (SO 4) 3

0,2

NaClO 2

NaClO

0,1

0,3

KClO 4

NaClO3

0,2

0,3

Na 2 SO 4

K 2 SO 3

0,05

0,08

CrCl 3

CrCl 2

0,2

0,8

NaNO 3

NaNO 2

0,01

0,09

Na 2 S 2 O 8

Na 2 SO 4

0,1

0,2

KMnO 4

K2MnO 4

0,3

0,6

Fe 2 (SO 4) 3

FeSO 4

Ce(SO 4) 2

Ce 2 (SO 4) 3

0,002

0,001

0,5

Рішення 1:

Розчин, що містить одночасно окислену та відновлену форму одного і того ж елемента (в даному випадку, хрому), називається окислювально-відновною системою. У загальному вигляді рівняння окиснювально-відновної реакції для окиснювально-відновного електрода має вигляд:

Ох+ne Red,

деn– число електронів, що у реакції, а Ох іRed– окислена та відновлена форма елемента. Для визначення величини електродного потенціалу такої системи слід скористатися рівнянням Нерста:

Формально в даному випадку ступінь окиснення в електродному процесі змінює хром.

Cr 6+ + 3 e Cr 3+ ,

тобто окисленою формою будеCr 6+ - що містить форма, однак це не означає, що можна записати за логарифмом у рівнянні Нерста величину активностіCr 6+ . Це пов'язано з тим, що сама по собі частка Сr 6+ у водному розчині не існує, вона входить до складу більш складної часткиCr 2 O 7 2- тому поняття активності, тобто здається концентрації неіснуючих частинокCr 6+ не має сенсу. Можна визначити активність (або концентрацію) частинокCr 2 O 7 2- , але тоді і рівняння електродного процесу слід записати за участю частинокCr 2 O 7 2-

Cr 2 O 7 2- +…. Cr 3+ +…,

проте в цьому випадку в лівій частині присутній кисень, а в правій його немає, тому необхідно дописати в праву частинку, що містить Про 2- . Іонів Про 2 - у водному розчині немає, проте кисень з таким ступенем окислення входить до складу або молекул Н 2 Про, або іонів ВІН - . Оскільки за умовою середовище є кислим (рН<7), концентрация ионов ОН - в этом растворе крайне мала, значит следует записывать электродный процесс на с участием этих ионов, а с участием молекул Н 2 О

Cr 2 O 7 2- + 14Н+ + 6е 2Сr 3+ + 7 H 2 O

Таким чином, в електродному процесі крім іонівCr 2 O 7 2- і Зr 3+ беруть участь і іони Н + тому їх концентрація також буде впливати на величину електродного потенціалу, тобто

За умовою концентрації До 2Cr 2 O 7 іCr 2 (SO 4 ) 3 складають відповідно 0,1 та 0,2 моль/л. Оскільки ці солі є сильними електролітами, тобто дисоціюють у розчині націло, концентрація іонівCr 2 O 7 2- іCr 3+ становитимуть 0,1 та 0,4 моль/л. При рН = 2 концентрація іонів Н + дорівнює С(Н +) = 10 -рН = 10 -2, звідси:

Ключові поняття:

· реакція окиснення;

· реакція відновлення;

· окисник;

· відновник;

· рівняння окиснювально-відновної реакції;

· електрохімічна система;

· стандартний водневий електрод;

· стандартний електродний потенціал;

· хімічне джерело струму;

· катод;

· анод;

· паливний елемент;

· акумулятор;

· електроліз;

· корозія.

381. Ступенем окислення елемента називають:

382. Як називається валентність атома зі знаком його електровалентності:

383. Чому дорівнює алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів, що входять до складу молекули:

384. Реакції, внаслідок яких змінюються ступеня окиснення елементів, називаються:

385. Окислювач та відновник:

386. Кількість окислювача, яке приєднує 1 моль електронів у даній окисно-відновній реакції, називається:

387. Яка реакція є окисно-відновною:

388. Чому дорівнює ступінь окиснення хлору в перхлораті калію (КСlО 4):

389. Чому дорівнює ступінь окислення атома хрому в молекулі Сr 2 (SО 4) 3:

390. Чому дорівнює ступінь окислення Mn у поєднанні КМnО 4:

391. Чому дорівнює ступінь окислення атома хрому в молекулі К2Сr2О7:

392. Визначте ступінь окислення Mn у з'єднанні До 2 MnО 4:

393. Яка з окиснювально-відновних реакцій є реакцією диспропорціонування:

394. Яка з окиснювально-відновних реакцій є внутрішньомолекулярною:

395. Процес ClO 3 - ® Cl - являє собою:

396. Вкажіть кінцевий продукт перетворення іона MnO у лужному середовищі:

397. Вкажіть кінцевий продукт перетворення іону MnO у кислому середовищі:

398. Вкажіть кінцевий продукт перетворення іона MnO у нейтральному середовищі:

399. Чому дорівнює число електронів, що беруть участь у напівреакції окиснення сульфіт-іону SO до сульфат-іону СО :

400. Чому дорівнює число електронів, що беруть участь у напівреакції окиснення сульфід-іону S 2- до сульфат-іону SО :

401. Чому дорівнює число електронів, що беруть участь у напівреакції відновлення сульфіт-іону SO до сульфід-іону S 2- :

402. Чому дорівнює число електронів, що беруть участь у напівреакції відновлення іона MnO до іона Mn 2+ :

403. Чому дорівнює число електронів, що беруть участь у напівреакції окислення іона S 2 - до іона SО :

404. Коефіцієнт перед формулою окислювача у рівнянні реакції між алюмінієм та бромом дорівнює:

405. Коефіцієнт перед формулою відновника у рівнянні реакції між алюмінієм та бромом дорівнює:

406. Коефіцієнти перед формулами відновника та окислювача в рівнянні реакції, схема якої Р + КСlО 3 = КСl + Р 2 О 5:

407. Коефіцієнт перед формулою відновника у рівнянні реакції, схема якої Mg + HNO 3 = N 2 O + Mg(NO 3) 2 + H 2 O:

408. У рівнянні реакції, схема якої Р + НNО 3 + Н 2 О =Н 3 РО 4 + NО коефіцієнт перед формулою відновника дорівнює:

409. Чому дорівнює еквівалент відновника в окисно-відновній реакції: 2Н 2 S + Н 2 SО 3 = 3S + 3Н 2 О:

410. Чому дорівнює еквівалентна маса відновника у реакції HNO 3 + Ag = NO + AgNO 3 + H 2 O:

411. Вкажіть еквівалент окислювача реакції HNO 3 + Ag = NO 2 + AgNO 3 + H 2 O:

412. При взаємодії концентрованої азотної кислоти з металевим натрієм утворюються продукти:

413. До якої речовини йде відновлення концентрованої азотної кислоти при її взаємодії із сріблом:

414. З неметалами розведена азотна кислота відновлюється до утворення:

415. Вкажіть продукти взаємодії розведеної азотної кислоти з фосфором:

416. Продуктами взаємодії розведеної сірчаної кислоти з міддю є:

417. Які метали витісняють водень у реакції їх взаємодії з розведеною сірчаною кислотою:

Електрохімія

418. Що вивчає електрохімія:

419. Що є основою електрохімічних явищ:

420. Складові найпростішої електрохімічної системи:

421. Провідниками 1-го роду в електрохімічній системі є:

422. Провідниками 2-го роду в електрохімічній системі можуть бути:

423. Зовнішнім ланцюгом електрохімічної системи є:

424. Лічильники кількості електрики (кулонометри, інтегратори струму) та інші пристрої, створені на основі законів:

425. Формулювання: «Кількість речовини, що утворився на електроді при електролізі, прямо пропорційно кількості струму, що пройшов через електроліт», є відображенням:

426. Відповідно до закону Фарадея, яку кількість електрики необхідно витратити на виділення одного грам-еквівалент будь-якої речовини при електролізі:

427. Процеси окиснення в електрохімії отримали назву:

428. Катодними процесами в електрохімії називаються:

429. Електроди, на яких здійснюються процеси окиснення:

430. Електроди, на яких здійснюються процеси відновлення:

431. Сумарна хімічна реакція, що протікає в гальванічному елементі, називається:

432. Як позначають межу розділу між провідником першого та другого роду при схематичному записі гальванічного елемента:

433. Як позначають межу розділу між провідниками другого роду при схематичному записі гальванічного елемента:

434. Максимальна різниця потенціалів електродів, яка може бути отримана під час роботи гальванічного елемента:

435. Максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає оборотному перебігу реакції, називається:

436. Стандартним електродним потенціалом (φ°) називають:

437. Якщо з низки стандартних електродних потенціалів виділити процеси Ме z + + Zе = Ме, то отримаємо значення, що утворюють:

438. Формула Нернста, що відображає залежність електродного потенціалу металу від різних факторів, має наступне математичне відображення:

439. Зміна потенціалу електрода під час проходження струму:

440. Що вивчає електрохімічна кінетика:

441. Пристрій одноразового застосування, що перетворює енергію хімічних реакцій на електричну енергію:

442. Складовими найпростішого гальванічного елемента є:

443. Струм силою 2,5 А проходячи через розчин електроліту, за 30 хв виділяє з розчину 2,77 г металу. Чому дорівнює еквівалентна маса металу:

444. Струм силою 6 А пропускали через водний розчин сірчаної кислоти протягом 1,5 ч. Чому дорівнює маса води, що розклалася (г):

445. Струм силою 6 А пропускали через водний розчин сірчаної кислоти на протязі 1,5 ч. Чому дорівнює об'єм (л) водню, що виділився (умови нормальні):

446. Струм силою 6 А пропускали через водний розчин сірчаної кислоти на протязі 1,5 ч. Чому дорівнює обсяг (л) кисню, що виділився (умови нормальні):

447. Під час роботи якого гальванічного елемента проходять процеси Zn -2e = Zn 2+ ; Cu 2+ + 2e = Cu:

448. Вкажіть схему залізо-мідного гальванічного елемента:

449. Схема цинк-магнієвого гальванічного елемента:

450. Вкажіть схему нікель-мідного гальванічного елемента:

451. Хімічна реакція, що лежить в основі анодного процесу при заряді кислотного акумулятора:

452. Хімічна реакція, що лежить в основі катодного процесу при заряді кислотного акумулятора:

453. Який процес під час роботи свинцевого акумулятора відображає хімічна реакція PbO 2 + 2H 2 SO 4 = PbSO 4 + SO 2 + 2H 2 O:

454. Який процес під час роботи кислотного акумулятора відображає хімічна реакція Pb + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2:

455. Хімічна реакція, що лежить в основі катодного процесу при заряді кислотного акумулятора:

456. Хімічна реакція, що лежить в основі анодного процесу при заряді кислотного акумулятора:

457. У лужних акумуляторах іонним провідником служить 20% розчин:

458. Загальна назва акумулятора в якому струмоутворюючою реакцією служить 2NiOOH + Cd + 2H 2 O →2Ni(OH) 2 + Cd(OH) 2:

459. Позитивний електрод у лужних акумуляторах містить:

460. Негативні пластини в лужному акумуляторі, де протікає струмоутворююча реакція Ni OOH+Fe + 2H 2 O →2Ni(OH) 2 + Fe(OH) 2

461. На обох електродах при розрядці кислотного акумулятора утворюється:

462. З якого металу складаються позитивні пластини кадмієво-нікелевих лужних акумуляторів:

463. Негативні платини кадмієво-нікелевих лужних акумуляторів складаються:

464. Позитивні пластини срібно-цинкового лужного акумулятора виготовляють із:

465. З якого металу виготовлені негативні платини срібно-цинкового лужного акумулятора:

466. У яких випадках електролізер вводиться пориста перегородка – діафрагма:

467. Що є матеріалом для виготовлення діафрагми під час роботи електролізера:

468. Який процес відбувається на катоді при електролізі розчину сульфату калію K 2 SO 4:

469. Який процес відбувається на інертному аноді при електролізі сульфату натрію Na 2 SО 4:

470. Вкажіть сіль, при електролізі якої на аноді виділяється вільний кисень:

471. Іонне рівняння катодного процесу 2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН - можливе при електролізі солі:

472. Іонне рівняння анодного процесу 2Н 2 О - 4е = О 2 + 4Н + можливе при електролізі солі:

473. Нікелеві пластинки опущені у водні розчини наведених нижче солей. З якими солями нікель реагуватиме?

474. Цинкові пластинки опущені у водні розчини наведених нижче солей. З якою сіллю цинк реагуватиме:

475. Вкажіть властивість заліза, що негативно впливає на його використання у техніці:

476. У блакитний розчин хлориду міді (II) опускають очищений залізний цвях, який швидко покривається нальотом міді. Розчин при цьому набуває зеленого фарбування, що пояснюється:

477. Лампочка приладу для випробування речовин на електричну провідність загориться при зануренні електродів:

478. Як буде змінюватися світло лампочки в приладі для випробування електропровідності розчинів, якщо його електроди опустити у вапняну воду, через яку пропускати оксид вуглецю (IV)? Чому?

479. Вкажіть метал, який характеризується повною термодинамічною стабільністю до електрохімічної корозії:

480. Донедавна консервні банки виготовляли із так званої білої жерсті (залізного корпусу, покритого захисним шаром олова). У відкритих консервних банках не рекомендується зберігати продукти, оскільки, якщо подряпаний захисний шар, банк швидко іржавіє. Вкажіть реакції, що лежать в основі цього процесу.

481. Електронне рівняння анодного процесу атмосферної корозії лудженого заліза:

482. Електронне рівняння катодного процесу атмосферної корозії лудженого заліза:

Полімери

483. Процес утворення полімерів із низькомолекулярних речовин, що супроводжується виділенням побічного продукту (води, аміаку, хлороводню та ін.).

Акумулятор	Питома енергія,	Питома потужність	Термін служби, число циклів
Pb-кислотний



Fe-повітряний
Zn-повітряний
Zn-хлоридний
Na-сульфідний
Li-сульфідний

Свинцевий акумулятор

Найбільшого поширення поки що отримав свинцево-кислотний акумулятор. Він служить джерелом струму для стартерів двигунів внутрішнього згоряння, аварійного освітлення, радіо- і телефонної апаратури, використовується на підводних апаратах і станціях та інших цілей.

Pb-кислотний акумулятор складається з свинцевого анода і катода у вигляді свинцевих грат, набитих оксидом свинцю (IV). Електроліт служить сірчана кислота. При роботі ЕА на одному електроді (аноді) протікають реакції, при яких ступінь окиснення свинцю змінюється від 0 до +2 (розряд) та від +2 до 0 (заряд), а на іншому електроді (катоді) ступінь окиснення свинцю змінюється від +4 до +2 (розряд) та навпаки (заряд).

На аноді:
На катоді:
Сумарна струмоутворююча реакція описується рівнянням:

Струм, який отримується від свинцевого акумулятора, може бути посилений, якщо сконструювати катод у вигляді ряду пластин, що чергуються з декількома анодними пластинами (рис.9.4). Кожен такий ЕА дає напругу, приблизно рівну 2 В. Батареї, що використовуються в автомобілях, зазвичай складаються з шести таких акумуляторів, послідовно з'єднаних і дають напругу близько 12 В.

Електроліз.

У розчинах і розплавах електролітів є різномінні за знаком іони (катіони і аніони), які подібно до всіх частинок рідини знаходяться в хаотичному русі. Якщо такий розплав електроліту, наприклад розплав NaCl ( ) завантажити електроди і пропустити постійний електричний струм, то іони рухатимуться до електродів: катіони

Na + +=Na 0 (катод)

2Cl - - 2e=Cl 2 (анод)

Ця реакція є ОВР на аноді протікає процес окислення, на катоді- процес відновлення.

Електроліз - це окислювально-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту.

Суть електролізу полягає у здійсненні за рахунок електричної енергії хімічних реакцій – відновлення на катоді та окислення на аноді. При цьому катод віддає електрони катіона, а анод приймає електрони від аніонів.

Процес електролізу наочно зображують схемою, яка показує дисоціацію електроліту, напрями руху іонів, процеси їх електродів і речовин, що виділяються. Схема електролізу NaCl:

Катод Анод

Для проведення електролізу електроди занурюють у розчин або розплав електроліту та з'єднують їх із джерелом струму. Прилад, на якому проводять електроліз, називають електролізером або електролітичною ванною.

Електроліз водяних розчинів електролітів.

При електролізі розчинів електролітів у процесах можуть брати участь молекули води. Для відновлення до катода треба прикласти потенціал рівний, а для відновлення молекул води.

Тому на катоді відновлюватимуться катіони води:

катод

а на аноді окислятимуться хлорид іони:

Іони накопичуються біля катода і разом з іонами утворюють гідроксид натрію.

Катодні та анодні процеси

Катіони металів, що мають стандартний потенціал більший, ніж у

водню (від довключительно), при електролізі щільність відновлюються на катоді.

Катіони металів, що мають малу величину стандартного

електродного потенціалу (від довключітельно), не відновлюються на катоді, а замість них відновлюються молекули води.

Якщо ж водний розчин містить катіони різних металів, то при електролізі, що виділяють їх на катоді, протікають у порядку зменшення стандартного електродного потенціалу відповідного металу.

спочатку.

Характер реакцій протікають аноді залежить від присутності молекул і від речовини, з якого зроблено анод. зазвичай аноди поділяються на розчинні (Cu, Ag, Zn, Cd, Ni) і нерозчинні (вугілля, графіт, Pt,).

На розчинному аноді в процесі електролізу відбувається окислення аніонів (якщо кислоти безкисневі –) якщо розчин містить аніони кисневмісних кислот () то на аноді окислюються не ці іони, а молекули води:

Розчинні анод при електролізі окислюється, тобто. посилає у зовнішній ланцюг.

та анод розчиняється.

Як протікає електроліз із нерозчинними (вугільними) електродами?

Приклад 2. З нерозчинним електродом.

Катод Анод

якщо катодне та анодне простір не розділені перегородкою, то:

Приклад 4. Електроліз розчину

Електроди з міді

Катод (Cu) Анод: e

5) Електроліз з електродами

Закон Фарадея

Це кількісний закон електролізу

m-маса речовини. які виділяються на електродах (г)

n- число електронів, якими обмінюються окислювач та відновник

I - сила струму (А)

М-молярна маса речовини, що виділяється на електроді

F-постійна Фарадея 96485

t-час (сек)

Причиною виникнення та перебігу електричного струму в гальванічному елементі є різниця електродних потенціалів.

Стандартний потенціал відновлення - кількісна міра здатності речовини (молекули або іона) вступати в окисно-відновлювальні реакції у водному розчині.

Окисно-відновна реакція можлива, якщо

де

- стандартний потенціал відновлення окисника.

Стандартний потенціал відновлення.

Рівняння Нернста:

де - електродний потенціал металу, В;

Стандартний електродний потенціал металу;

Універсальна газова постійна (8,31 Дж/моль);

Абсолютна температура, К;

Число електронів, що беруть участь у реакції;

Постійна Фарадея (96500 Кл/моль).

ЕРС будь-якого гальванічного елемента можна обчислити за різницею стандартних електронних потенціалів Е о. При цьому слід на увазі, що ЕРС завжди позитивна величина. Тому треба з потенціалу електрода, що має велику величину алгебри, обчислити потенціал, алгебраїчна величина якого менше.

Е = Еосі - Ео zn = (+ 0,34) - (-0,76) = 1,10 В

Е = Е про ок-ль - Е про вос-ль

Е о ок-ль - потенціал електрода з більшою величиною алгебри.

Е про вос-ль - потенціал електрода з меншою величиною алгебри.

Деякі стандартні електродні потенціали наведено у додатку 4.

Кількісна характеристика процесів електролізу визначається законом Фарадея :

Маса електроліту, що зазнав перетворення при електролізі, а також маса речовин, що утворюються на електродах, прямо пропорційні кількості електрики, що пройшла через розчин або розплав електроліту, і еквівалентним масам відповідних речовин.

Закон Фарадея виражається наступним рівнянням:

Де - маса речовини, що утворилася або зазнала перетворення;

Е - його еквівалентна маса, г екв;

I – сила струму, А;

t – час, сік;

F – число Фарадея (96500 Кл/моль), тобто. кількість електрики, необхідне здійснення електрохімічного перетворення одного еквівалента речовини.

Приклад 1: Скільки грамів міді виділиться на катоді при електролізі розчину CuSO 4 протягом 1 години при силі струму 4 А.

Рішення: Еквівалентна маса міді в CuSO 4 дорівнює =, підставляючи рівняння Фарадея значення Е = 32,I = 4 А, t = 6060 = 3600 с, отримаємо

= 4,77 р.

Приклад 2: Обчисліть еквівалент металу, знаючи, що при електролізі розчину хлориду цього металу витрачено 3880 Кл електрики та на катоді виділяється 11, 74 г металу.

Рішення: З рівняння Фарадея виводимо Е = , де m = 11,742 г; F = 96500 Кл/моль; It = Q = 3880 Кл.

Е = = 29,35

Приклад 3: Скільки грамів гідроксиду калію утворилося у катода при електролізі розчину K 2 SO 4 якщо на аноді виділилося 11,2 л кисню (н.у.)?

Рішення: Еквівалентний об'єм кисню (н.у.) 22,4/4 = 5,6 л. Отже, 11,2 л містять 2 еквівалентні маси кисню. Стільки ж еквівалентних мас КОН утворилося у катода. Або 56 2 = 112, 7 (56 г/моль – мольна та еквівалентна маса КОН).

Свинцево-кислотний акумулятор – на даний момент цей тип акумуляторів вважається найбільш поширеним, знайшов широку сферу застосування як автомобільний акумулятор.

Принцип дії акумулятора

Принцип дії, як говорилося раніше в статті про акумулятори, заснований на окиснювально-відновлювальної електрохімічної реакції. В даному випадку на реакції свинцю з діоксидом свинцю, що знаходяться в сірчанокислотному середовищі. Під час використання акумулятора відбувається розряд – на аноді відбуватиметься відновлення діоксиду свинцю, а на катоді – окислення свинцю.

Під час зарядки акумулятора, будуть проходити зворотні реакції, з виділенням кисню на позитивному електроді, і виділенням водню на негативному. Слід врахувати, що на критичних значеннях, коли відбувається заряджання і акумулятор майже заряджений, може почати переважати реакцію електролізу води, що призведе до її поступового вичерпання.

В результаті, можна сказати, що при заряді сірчана кислота виділятиметься в електроліт, що тягне за собою підвищення щільності електроліту, а при розряді сірчана кислота буде витрачатися, і щільність падатиме.

Пристрій акумулятора

Свинцево-кислотний акумулятор складається з електродів, розділових сепараторів (осередків, ізоляторів), що знаходяться в електроліті. Самі електроди на вигляд – це свинцеві грати, лише з різною активною речовиною, позитивний електрод має активну речовину – діоксид свинцю (PbO 2), негативний електрод – свинець.

Рисунок 1 – Загальний вигляд свинцево-кислотного акумулятора

Рисунок 2 – Осередок акумулятора з позитивними та негативними електродами, розділеними сепараторами

На малюнку 1 ви можете бачити у моноблоці окремі осередки докладно розглянуті на малюнку 2 – у яких знаходяться позитивні та негативні електроди, розділені сепараторами.

Експлуатація свинцево-кислотного акумулятора при низьких температурах

На відміну від інших типів акумуляторів, свинцево-кислотні більш-менш стійкі до холоду, як бачимо згодом – широке застосування на автотранспорті. Свинцево-кислотний акумулятор втрачає 1% своєї ємності на кожен градус відмінний від +20°C, що говорить про те, що при 0°C ємність свинцево-кислотного акумулятора становитиме лише 80% його ємності. Це зумовлено збільшенням в'язкості електроліту при низьких температурах, через що він не може надходити нормально до електродів, а той електроліт що надходить, швидко виснажується.

Зарядка акумулятора

Для більшості акумуляторів струм зарядки повинен бути написаний на корпусі, приблизно він може знаходитися в межах від 0.1 до 0.3 ємності акумулятора. Взагалі, прийнятим вважається зарядка акумулятора 10% струмом від його ємності, протягом 10 годин. Максимальна напруга при зарядженні не повинна перевищувати 2.3 ± 0.023 на кожен з елементів акумулятора. Тобто, можна сказати, що для свинцевого акумулятора з напругою в 12 В, напруга під час заряджання не повинна перевищувати 13.8 ± 0.15 В.

Зберігання свинцево-кислотних акумуляторів

Свинцево-кислотні акумулятори зберігаються лише у зарядженому стані. Зберігання в розрядженому стані призводить до втрати працездатності.

Електрохімія

Зайлоб Л. Т., аспірант Ташкентського державного педагогічного університету ім. Нізамі (Узбекистан)

ДЕМОНСТРАЦІЯ ПРОЦЕСІВ ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВЛЮВАЛЬНИХ РЕАКЦІЙ, ЩО ПРОХОДЯТЬ В СВІНЦЕВОМУ АКУМУЛЯТОРІ, З ЗАСТОСУВАННЯМ ІННОВАЦІЙНИХ ТЕХНОЛОГІЙ

Подано анімаційну модель демонстрації процесів окисно-відновних реакцій, що проходять у свинцевому акумуляторі, із застосуванням інноваційних технологій. Ця стаття рекомендована для учнів академічних ліцеїв та коледжів з поглибленим вивченням хімії.

Ключові слова: окисно-відновлювальні реакції, гальванічний елемент, батарея, свинцевий акумулятор, розчин H2S04, електрод, анімаційна модель, металевий свинець, результат електричного струму - розряд, відновлення - заряд, іони, електропровідність.

DEVELOPMENT OF EDUCATION ON OXIDATION-REDUCTION REACTIONS OCCURRING IN LEAD CELLS USING INNOVATIVE TECHNOLOGIES

Це пов'язано з animation model розвитком tuition oxidizing-resonstrustion reactions passing in plumbum battery with applying of innovation technologies. Ця стаття є залежати від того, як в академічних ліцеях і коледжах з тематикою літератури.

Ключові слова: oxidizing-реконструкції реакції, гальванічний елемент, batterie, leaden battery, Solution H2S04, electrode, animation model, металевий lead, upshot electric current - a category, reconstruction - a charge, Ions, conduction.

В даний час гальванічні елементи, що широко використовуються, - батареї та акумулятори є невід'ємною частиною нашого життя. Окисні та відновлювальні процеси, які проходять в акумуляторах, є однією з труднозасвоюваних тем загальної хімії. Пояснення цієї теми без наочних посібників та хімічних дослідів є основною причиною цієї проблеми.

Періодичні переміщення електронів в окисних та відновлювальних реакціях, що проходять у гальванічних елементах, можна показати лише за допомогою інноваційних технологій. Динамічна модель цих процесів демонструється за допомогою комп'ютера. Готові електронні дані та проведення комп'ютерних уроків на основі анімації та їх демонстрація учням підвищують якість уроку.

Свинцева акумуляторна батарея. В елементах протікають наступні реакції: На еноді: Pb+SO43^PbSO4+24

На катоді: Pb O2+ SO42+24^ PbSO4+2H2O Батарея має властивість оборотності (може перезаряджатися), оскільки продукт реакцій, що протікають з нею - утворюється на обох електродах сульфат свинцю - осідає на пластинах, а не дифундує і не відвалюється від них. Один елемент зображений тут свинцевої акумуляторної батареї дає напругу близько 2; в батареях на 6 або 12 послідовно з'єднані три або шість описаних елементів.

Перший працездатний свинцево-кислотний акумулятор був винайдений в 1859 французьким вченим Гастоном Планте. Конструкція акумулятора була електродами з листового свинцю, розділені сепараторами з полотна, які були згорнуті в спіраль і поміщені в посудину з 10% розчином сірчаної кислоти. Недоліком перших свинцево-кислотних акумуляторів була їхня невисока ємність.

Як приклад розглянемо готовий до вживання свинцевий акумулятор. Він складається з решітчастих свинцевих пластин, одні з яких заповнені діоксидом свинцю, інші - металевим губчастим свинцем. Пластини занурені у 35-40% розчин Н2804; при цій концентрації питома електропровідність розчину сірчаної кислоти є максимальною.

При роботі акумулятора - при його розряді - в ньому протікає окиснювально-відновлювальна реакція, в ході якої металевий свинець окислюється:

РЬ+804-2=РЬ804+2е або РЬ-2ё=РЬ+2

А діоксид свинцю відновлюється:

РЬ02+2Н2804=РЬ(804)2+2Н20

РЬ(804)2+2ё= РЬ804+ 80^2 або РЬ+4+2ё=РЬ

Електрони, що віддаються атомами металевого свинцю під час окислення, приймаються атомами свинцю РЬ02 при відновленні; електрони передаються від одного електрода до іншого зовнішнього ланцюга.

Таким чином, було створено та випробувано хімічні процеси, що проходять в акумуляторах у вигляді анімаційної моделі. У ній показаний результат електричного струму – розряд та відновлення – заряд. Поява кожної реакції пояснюється рухом іонів у розчині.

р-1,23-1,27 гр/мл

У внутрішньому ланцюзі (в розчині Н2804) при роботі акумулятора відбувається перенесення

іонів. Іони 804 рухаються до анода, а іони Н + - до катода. Напрямок цього руху обумовлено електричним полем, що виникає в результаті протікання електродних процесів: у анода витрачаються аніони, а у катода - катіони. У результаті розчин залишається електронейтральним.

Якщо скласти рівняння, що відповідають окисленню свинцю та відновленню РЬ02, то вийде сумарне рівняння реакції, що протікає в свинцевому акумуляторі під час його роботи (розряду):

РЬ + РЬ02 + 4Н 2Б04

2РЬБ04 + 2Н2О

Е.Д.С. зарядженого свинцевого акумулятора дорівнює приблизно 2В. У міру розряду акумулятора матеріали його катода (РЬ02) та анода (РЬ) витрачаються. Витрачається і сірчана кислота. При цьому напруга на затискачі акумулятора падає. Коли воно стає меншим за значення, що допускається умовами експлуатації, акумулятор знову заряджають.

Для заряджання (або заряду) акумулятор підключають до зовнішнього джерела струму (плюс до плюсу та мінусу до мінуса). При цьому струм протікає через акумулятор у напрямку, зворотному до того, в якому він проходив при розряді акумулятора. Внаслідок цього електрохімічні процеси на електродах «звертаються». На свинцевому електроді тепер відбувається процес відновлення:

РЬ804+2Н++2е = Н2Б04 + РЬ, тобто. цей електрод стає катодом. На електроді з РЬ02 йде процес окиснення:

РЬ804+2Н+-2е=РЬ02+Н2804+2Н+

Отже, цей електрод тепер є анодом. Іони у розчині рухаються у напрямах, зворотних тим, у яких переміщалися під час роботи акумулятора.

Складаючи два останні рівняння, отримаємо рівняння реакції, що протікає при зарядці акумулятора:

2РЬБ04 + 2Ш0^РЬ + РЬ02 + 2Н2Б04

Неважко помітити, що цей процес протилежний тому, що протікає під час роботи акумулятора: при зарядці акумулятора в ньому знову виходять речовини, необхідні для роботи.

Свинцеві акумулятори є найпоширенішими серед усіх існуючих нині хімічних джерел струму. Їхнє масштабне виробництво визначається як відносно низькою ціною, обумовленою порівняльною недефіцитністю вихідних матеріалів, так і розробкою різних варіантів цих акумуляторів, що відповідають вимогам широкого кола споживачів.

Застосування наочної демонстрації процесів, що відбуваються в даному свинцевому акумуляторі, використання анімаційної моделі дозволяє учням легше засвоїти таку важку для розуміння тему.

ЛІТЕРАТУРА

1. Р.Дікерсон, Г.Грей, Дж.Хейт. Основні закони хімії. Видавництво "Світ" Москва 1982. 653с.

2. Деордієв С.С. Акумулятори та догляд за ними. К.: Техніка, 1985. 136с.

3. Електротехнічний довідник. У 3-х т. т.2. Електротехнічні вироби та пристрої/за заг. ред. професорів МЕІ (гл. ред. І. Н. Орлов) та ін. 7 видавництво. 6 випр. та дод. М: Енергоатоміздат, 1986. 712 с.