Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


“ема 13 електрох≥м≥чн≥ процеси




ѕриклад 1. яким чином характеризуЇ х≥м≥чн≥ властивост≥ метал≥в електрох≥м≥чний р€д напруг?

(ƒив. додаток ∆).

¬≥дпов≥дь:

1) „им б≥льш негативний електродний потенц≥ал метал≥в, тим б≥льша його в≥дновна властив≥сть.

2)  ожний метал вит≥сн€Ї (в≥дновлюЇ) ≥з розчин≥в солей т≥ метали, €к≥ розм≥щен≥ в р€ду напруг метал≥в п≥сл€ нього. ¬ин€тком Ї лише лужн≥ ≥ лужноземельн≥ метали, €к≥ не будуть в≥дновлювати йони ≥нших метал≥в ≥з розчин≥в њх солей. ÷е пов'€зано з тим, що в даних випадках з б≥льшою швидк≥стю прот≥кають реакц≥њ взаЇмод≥њ метал≥в з водою.

3) ¬с≥ метали, €к≥ мають негативний стандартний електродний потенц≥ал, тобто знаход€тьс€ в р€д≥ напруг метал≥в л≥в≥ше водню, здатн≥ вит≥сн€ти його ≥з розчин≥в кислот.

≈лектрох≥м≥чний р€д напруг метал≥в характеризуЇ повед≥нку метал≥в ≥ њх солей т≥льки у водних розчинах, поск≥льки потенц≥али враховують особливост≥ взаЇмод≥њ того чи ≥ншого йону металу з молекулами розчинника. “ому р€д починаЇтьс€ з л≥т≥ю. ÷е пов'€зано ≥з вин€тково високою енерг≥Їю процесу г≥дратац≥њ йон≥в л≥т≥ю в пор≥вн€нн≥ ≥з йонами ≥нших лужних метал≥в.

 

ѕриклад 2. який пристр≥й використовують дл€ перетворенн€ енерг≥њ х≥м≥чноњ реакц≥њ в електричну?

¬≥дпов≥дь:

—истема або пристр≥й дл€ безпосереднього перетворенн€ енерг≥њ х≥м≥чноњ реакц≥њ в електричну називаЇтьс€ гальван≥чним елементом.

ѕрикладом такоњ системи Ї гальван≥чний елемент ƒан≥ел€ Ц якоб≥ (рис 13.1):

–исунок 13.1 Ц √альван≥чний елемент ƒан≥ел€ - якоб≥

 

√альван≥чний елемент ƒан≥ел€ - якоб≥ складаЇтьс€ ≥з цинкового ≥ м≥дного електрод≥в, занурених в≥дпов≥дно у розчини сульфат≥в цинку ≥ купруму, €к≥ розд≥лен≥ пористою перегородкою (рис.13.1).

ѕ≥д час роботи цинк окислюЇтьс€

Zn = Zn2+ + 2ē (окисненн€),

а йони купруму в≥дновлюютьс€

Cu2+ + 2е = Cu (в≥дновленн€).

—умарний процес:

Zn + Cu2+= Cu + Zn2+

÷€ реакц≥€ Ї оборотною, оск≥льки р≥вновага зм≥щуЇтьс€ вл≥во, €кщо пропускати електричний струм в≥д зовн≥шнього джерела у протилежному напр€мку.

≈лектрод, на €кому в≥дбуваЇтьс€ окисненн€, називаЇтьс€ анодом (Zn). ≈лектрод, на €кому в≥дбуваЇтьс€ в≥дновленн€ Ч катодом (Cu).

—хематично гальван≥чний елемент ƒан≥ел€ Ц якоб≥ зображають так:

 

(Ч) Zn ׀ Zn2+ ׀׀ Cu ׀ +2 Cu (+)

Ќа цинковому електрод≥ в≥дбуваЇтьс€ розчиненн€ цинку з перетворенн€м його атом≥в на йони, (процес окисненн€), а вив≥льнен≥ електрони по пров≥днику переход€ть на м≥дний електрод, де в≥дбуваЇтьс€ розр€дженн€ кат≥он≥в  упруму, що супроводжуЇтьс€ вид≥ленн€м метал≥чноњ м≥д≥ (процес в≥дновленн€).

≈лектричний струм, що виникаЇ в гальван≥чному елемент≥, здатний виконувати корисну роботу. ¬еличина роботи, €ку можна виконати внасл≥док перетворенн€ х≥м≥чноњ енерг≥њ окисно-в≥дновноњ реакц≥њ, що в≥дбуваЇтьс€ в гальван≥чному елемент≥, залежить в≥д величини струму, €кий виникаЇ в цьому елемент≥.

ћаксимальне значенн€ напруги гальван≥чного елемента, що в≥дпов≥даЇ переб≥гу реакц≥њ в пр€мому ≥ зворотному напр€мках називаЇтьс€ електроруш≥йною силою гальван≥чного елемента (≈–—). ¬она дор≥внюЇ р≥зниц≥ потенц≥ал≥в м≥ж його електродами.

 

ѕриклад 3. Ќа €ких окисно-в≥дновних процесах базуЇтьс€ робота акумул€тор≥в?

¬≥дпов≥дь:

јкумул€тори Ч це прилади дл€ накопичуванн€ х≥м≥чноњ енерг≥њ, €ка в раз≥ потреби може перетворюватис€ в електричну енерг≥ю.

¬они здатн≥ перетворювати нагромаджену х≥м≥чну енерг≥ю на електричну (при розр€дженн≥), а електричну Ц на х≥м≥чну (при зар€дженн≥).

Ќайб≥льше поширенн€ ≥ практичне застосуванн€ мають свинцевий ≥ лужн≥ акумул€тори.

—винцевий, або кислотний, акумул€тор складаЇтьс€ з двох електрод≥в, занурених у розчин сульфатноњ кислоти (22Ч28 %-й). ќдин електрод (спресований PbO2) Ї позитивним полюсом, а другий (реш≥тчаста пластина метал≥чного свинцю) Ч негативним полюсом акумул€тора. —хему свинцевого акумул€тора можна записати так:

(-) Pb ‌‌ ׀ H+, SO42- ׀ PbO2 (+)

ѕ≥д час зар€дженн€, коли через акумул€тор пропускають пост≥йний електричний струм, на електродах в≥дбуваютьс€ так≥ електрох≥м≥чн≥ процеси:

–исунок 13.2 - —хема роботи свинцевого акумул€тора

 

Ќа катод≥ (-): PbSO4 + 2ē → Pb + SO42 -.

Ќа анод≥ (+): PbSO4 + 2H2O Ч 2ē → PbO2 + 4H+ + SO42-

ѕ≥д час розр€джанн€ акумул€тора на електродах в≥дбуваютьс€ протилежн≥ процеси (рис.13.2):

Ќа анод≥ (-): Pb + SO42- Ч 2ē → PbSO4 φ∞ = 0,36 ¬.

Ќа катод≥ (+): PbO2 + 4H+ + SO42- + 2ē → PbSO4 + 2H2O
φ∞ = 1,68 ¬.

«агальне р≥вн€нн€ реакц≥њ роботи свинцевого акумул€тора маЇ вигл€д:

 

розр€дженн€

Pb + 2H2SO4 + PbO2 PbSO4 + 2PbSO4 + 2H2O.

 

EPC акумул€тора ≈∞ = φ∞кат. - φ∞ан. = +1,68 - (-0,36) = + 2,04 ¬.

якщо при експлуатац≥њ акумул€тора EPC зменшуЇтьс€ до 1,85 ¬, то його треба зар€дити, п≥д'Їднавши до зовн≥шнього джерела пост≥йного струму.

ƒо лужних акумул€тор≥в належать зал≥зно-н≥келевий, кадм≥Ївий ≥ ср≥бно-цинковий акумул€тори. ≈лектрол≥том дл€ них Ї 20 - 30 %-й розчин лугу KOHLiOH.

«ар€дженн€ ≥ розр€дженн€ лужного зал≥зо-н≥келевого акумул€тора в≥дбуваЇтьс€ за схемою:

 

розр€дженн€

Fe + 2Ni(OH)3 Fe(OH)2 + 2Ni(OH)2.

Ќегативним електродом Ї спресований порошок зал≥за з добавками меркур≥й пероксиду тощо, а позитивним електродом - Ni(OH)3, (точн≥ше, г≥дратований н≥кель оксид Ni2O3 ∙ H2O, або NiO(OH), тобто

(-) Fe ׀ K+, OH- ׀ ‌ Ni(OH)3 (+)

«ал≥зо-н≥келевий акумул€тор маЇ EPC 1,36 ¬.

” кадм≥Їво-н≥келевому акумул€тор≥ зам≥сть зал≥за катодом Ї губчастий кадм≥й. —хема такого акумул€тора маЇ вигл€д:

(-) Cd ‌ ׀ K+, ќЌ- ׀ Ni(OH)3 (+),

а зар€джаЇтьс€ ≥ розр€джаЇтьс€ в≥н за р≥вн€нн€м:

 

розр€джаЇтьс€

Cd + 2Ni(OH)3 Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2

” ср≥бно-цинковому акумул€тор≥ катодом Їцинк, а анодом Ц аргентум оксиди. ’≥м≥чн≥ реакц≥њ, що в≥дбуваютьс€ при розр€дженн≥ ≥ зар€джанн≥ акумул€тора наступн≥:

 

розр€джаЇтьс€

Ag + Zn(OH)2 AgO + Zn + H2O.

≈лектрична схема такого акумул€тора маЇ вигл€д:

(-) Zn ‌ ׀ K+, OH -, AgO ‌ ׀ Ag (+).

EP— ср≥бно-цинкового акумул€тора дор≥внюЇ 1,85 ¬. ¬≥н маЇ високу Їмн≥сть на одиницю маси ≥ тому останн≥м часом його часто використовують €к автономне джерело енерг≥њ.

ƒо акумул€тор≥в предТ€вл€ють жорстк≥ техн≥чн≥ умови (до маси, габарит≥в, Їмност≥ на одиницю маси, вартост≥ тощо), тому обмежуЇтьс€ к≥льк≥сть окисно-в≥дновних реакц≥й, €к≥ можна реал≥зувати.

 

ѕриклад 4. ¬ €ких елементах використовують перетворенн€ енерг≥њ гор≥нн€ в електричну?

¬≥дпов≥дь:

ќстанн≥м часом у р≥зних крањнах використовують нов≥ джерела електричного струму - паливн≥ елементи. ¬ них електричний струм виникаЇ в результат≥ х≥м≥чноњ взаЇмод≥њ горючих речовин (водню, коксу, природного газу, бензину тощо) з окисниками (кисень, пов≥тр€, хлор, фтор), €к≥ безпосередньо подаютьс€ ззовн≥ до електрод≥в, а продукти реакц≥њ в≥двод€тьс€.

“ехн≥чно впроваджувати паливн≥ елементи складно, однак дуже важливо, оск≥льки   ƒ њх ~ 100% (рис. 13.3). ѕрикладом може бути лужний воднево-кисневий паливний елемент, в €кому зд≥йснюЇтьс€ електрох≥м≥чне окисненн€ водню. ÷ей елемент складаЇтьс€ з др≥бнопористих вуг≥льних або н≥келевих електрод≥в, занурених у лужний розчин електрол≥ту. Ќа електродах в≥дбуваютьс€ так≥ електрох≥м≥чн≥ процеси:

јнод 2H2 + 4OH- - 4ē= 4H2O

 атод O2 + 2H2O + 4ē = 4OH-


2H2 + O2 = 2H2O

–исунок 13.3 - —хема роботи воднево-кисневого паливного елемента

 

¬одень дифундуЇ кр≥зь пористий електрод з катал≥заторами (Pt, Pd, Ni), кисень - кр≥зь другий електрод з≥ зм≥шаними катал≥заторами (Co, Al або Fe, MnAg).   ƒ воднево-кисневого елемента становить 60 - 70 %.

 

ѕриклад 5. ѕ≥д д≥Їю чого в≥дбуваЇтьс€ електрол≥з? ўо в≥дбуваЇтьс€ на електродах?

¬≥дпов≥дь:

≈лектрол≥з - це сукупн≥сть окисно-в≥дновних електрох≥м≥чних процес≥в. ¬они в≥дбуваютьс€ п≥д впливом електричного струму на електродах, занурених у розчин або розплав електрол≥ту. ѕ≥д д≥Їю джерела струму на одному з електрод≥в утворюЇтьс€ надлишок електрон≥в ("-" електрод), на другому - нестача електрон≥в ("+" електрод). ѕ≥д час проходженн€ електричного струму через електрол≥т виникаЇ спр€мований рух йон≥в.  ат≥они перем≥щуютьс€ до негативного електроду, ан≥они - до позитивного.

…они, €к≥ перебувають поблизу негативного електроду, приймають електрони, тобто в≥дновлюютьс€. ≈лектрод, на €кому в≥дбуваЇтьс€ реакц≥€ в≥дновленн€, називають катодом. …они, €к≥ перебувають поблизу позитивного електрода, в≥ддають електрони, тобто окиснюютьс€. “акий електрод називаЇтьс€ анодом (рис. 13.4).

–исунок 13.4 Ц —хема роботи електрол≥зера

 

ѕриклад 6. ≤з €ких матер≥ал≥в виготовл€ють електроди?

¬≥дпов≥дь:

¬ажливу роль в процес≥ електрол≥зу в≥д≥граЇ матер≥ал, з €кого виготовлено електроди, особливо анод, €кий може окислюватись. ” зв'€зку з цим розр≥зн€ють електрол≥з з ≥нертними ≥ активними анодами. ƒл€ ≥нертних анод≥в використовують граф≥т, вуг≥лл€, платину, а €к активн≥ - будь-€кий метал.

ѕриклад 7. ѕо€сн≥ть суть електрол≥зу водних розчин≥в.

¬≥дпов≥дь: ѕ≥д час електрол≥зу водних розчин≥в з ≥нертними електродами пор€д з кат≥онами та ан≥онами в електрох≥м≥чних реакц≥€х беруть участь молекули води.

 атодн≥ процеси.

ўоб визначити, €к≥ йони братимуть участь в катодному процес≥, необх≥дно врахувати значенн€ стандартних потенц≥ал≥в електрод≥в, €ким в≥дпов≥дають йони в розчин≥. “ому доц≥льно користуватись р€дом стандартних потенц≥ал≥в.

ћожлив≥ наступн≥ випадки:

1) якщо в розчин≥ м≥ст€тьс€ йони метал≥в, дл€ €ких (в≥д початку р€ду активност≥ до включно), то в≥дновлюватись будуть молекули води:

2) якщо в розчин≥ м≥ст€тьс€ йони метал≥в з (в≥д до ), то вони практично повн≥стю в≥дновлюютьс€. Ќаприклад:

3) ” розчин≥, що м≥стить йони метал≥в ≥з значенн€ми стандартних потенц≥ал≥в електрод≥в метал≥в: (в≥д до ), то в≥дбуваЇтьс€ одночасно два процеси - в≥дновленн€ кат≥он≥в металу ≥ молекул води:

” цих паралельних процесах буде переважати перший, тобто спочатку в≥дновлюЇтьс€ цинк.

 

јнодн≥ процеси.

1) ” реакц≥€х на анод≥ можуть брати участь ан≥они де€ких безоксигенових кислот (, , , ) та г≥дроксид-≥они , наприклад:

2) якщо ж у розчин≥ на€вн≥ ан≥они , , , , то окисненн€ зазнаЇ не ан≥он, а вода:

3) ѕ≥д час електрол≥зу з розчинними електродами на анод≥ окислюЇтьс€ метал. наприклад, €кщо анод н≥келевий:

ѕриклад 8 —клад≥ть р≥вн€нн€ електрол≥зу водного розчину сульфатноњ кислоти з ≥нертними електродами.

¬≥дпов≥дь: ” водному розчин≥ сульфатна кислота практично повн≥стю дисоц≥юЇ на йони:

≤ ступ≥нь

≤≤ ступ≥нь

 атод (-) јнод (+)

—кладаЇмо загальне р≥вн€нн€ електрол≥зу:

____________________________________

або

ѕ≥д час електрол≥зу розчину сульфатноњ кислоти розкладаЇтьс€ вода з утворенн€м водню ≥ кисню.

 

ѕриклад 9. —клад≥ть електрох≥м≥чне р≥вн€нн€ реакц≥й електрол≥зу розплаву натр≥й г≥дроксиду.

¬≥дпов≥дь:

катод (-)

анод (+)

ѕриклад 10. як≥ процеси мають м≥сце при електрол≥з≥ водних розчин≥в в залежност≥ в≥д середовища?

¬≥дпов≥дь:

ѕри електрол≥з≥ водних розчин≥в залежно в≥д середовища можуть мати м≥сце р≥зн≥ процеси: дл€ њх розум≥нн€ вони зведен≥ у в≥дпов≥дну таблицю:

 

 атод (-) —ередовище јнод (+)
2H+ + 2ē → H20 2H2O + 2ē → H20 + 2OH- кисле нейтральне лужне 2H2O → O20 + 4H+ + 4ē 4OH- → 2H2O + O20 + 4ē

 

¬ажливим Ї розум≥нн€ процес≥в, що мають м≥сце на анод≥ ≥ катод≥ при проходженн≥ електрол≥зу водних розчин≥в.

 

ѕриклад 11. ѕо€сн≥ть посл≥довн≥сть розр€ду йон≥в на катод≥ ≥ анод≥.

¬≥дпов≥дь:

ѕосл≥довн≥сть розр€ду йон≥в:

Ќа катод≥: ѕосл≥довн≥сть розр€ду кат≥он≥в визначаЇтьс€ њх положенн€м в р€ду напруг, схематично його запишемо:

 

 

Ќ+2ќ) розр€джаютьс€, тобто в≥дновлюютьс€ накатод≥ при потенц≥алах, що в≥дпов≥дають положенню м≥ж Al3+Mn2+; ¬изначимо посл≥довн≥сть розр€ду кат≥он≥в на катод≥ при на€вност≥ йон≥в:

 

H2O Ag1+ K1+ Ni2+ Mg2+

3 1 - 2 -

¬ першу чергу, на катод≥ будуть розр€джатис€ кат≥они з найб≥льш позитивним потенц≥алом, тобто Ag1+ потенц≥ал €кого становить +0,799 B; п≥сл€ цього в≥дновленню п≥дл€гають йони Ni2+ потенц≥ал €кого -0,250 ¬ ≥ в к≥нцевому план≥ кат≥они водню (€кщо середовище кисле), або електрох≥м≥чно в≥дновлюютьс€ молекули води. …они Mg2+ (потенц≥ал -2,363 ¬) ≥ K1+ (потенц≥ал -2,924 ¬) не в≥дновлюютьс€, поск≥льки знаход€тьс€ л≥в≥ше в≥д м≥сц€ розр€ду молекул води. « вищенаведеного можна зробити висновок: при електрол≥з≥ водних розчин≥в солей на катод≥ не в≥дновлюютьс€ найб≥льш активн≥ метали (в≥д початку р€ду напруг до Al включно).

Ќа анод≥: Ќа анод≥ можуть розр€джатис€ негативно зар€джен≥ групи, або нейтральн≥ молекули, тобто окиснюватис€.

–озр€д в≥дбуваЇтьс€ в нижчезазначен≥й посл≥довност≥:

≤ S2-; C1 -; ≤ -; Br -; OH -

тобто руйнуютьс€ ан≥они безоксигенових кислот;

≤≤ H2O

III SO42-; —ќ3 2-, NO3- (оксигеновм≥сн≥ ан≥они).

ѕри електрол≥з≥ водних розчин≥в ан≥они оксигеновм≥сних кислот, €к правило, не розр€джаютьс€.

¬изначимо посл≥довн≥сть окисненн€ в≥дпов≥дних ан≥он≥в:

Ќ2O —l- SO42- NOз --

3 2 - - 1

¬ першу чергу розр€джаютьс€ в даному випадку - в пор≥вн€нн≥ з йонами —l-, €к так≥, що мають б≥льший рад≥ус йона. ѕ≥сл€ цього розр€ду п≥дл€гають молекули води з вид≥ленн€м кисню, ан≥они оксигеновм≥сних кислот практично не розр€джаютьс€.

ѕосл≥довн≥сть розр€ду ан≥он≥в:

¬ першу чергу розр€джаютьс€ ан≥они кислотних залишк≥в, €к≥ не м≥ст€ть оксигену, тобто — l-, ≤ -, CN -, S 2- ≥ ≥н.

¬ другу чергу розр€джаютьс€ г≥дроксильн≥ йони, €кщо електрол≥зу п≥ддаЇтьс€ с≥ль оксигеновм≥сноњ кислоти, або сама кислота. ”творен≥ при розр€дц≥ г≥дроксильних йон≥в нейтральн≥ групи ќЌ тут же розкладаютьс€ зг≥дно р≥вн€нн€:

4OH- = 2H2O + O2

4OH- -4ē → 2H2O + O2

Ќе розр€джаютьс€ йони

SO42-; CO32-; NOз Ц ≥ т. д.

ѕриклад 12. ¬изнач≥ть: а) посл≥довн≥сть розр€ду (в≥дновленн€) кат≥он≥в на катод≥ при на€вност≥ йон≥в:

та б) розр€ду (окисненн€) ан≥он≥в на анод≥:

¬≥дпов≥дь: а) ¬ першу чергу на катод≥ будуть розр€джатис€ кат≥они з найб≥льш позитивним потенц≥алом, тобто , потенц≥ал €кого становить ; п≥сл€ цього в≥дновленню п≥дл€гають йони потенц≥ал €кого ≥ в к≥нцевому план≥ кат≥они √≥дрогену (€кщо середовище кисле), або електрох≥м≥чно в≥дновлюютьс€ молекули води. …они (потенц≥ал ) ≥ (потенц≥ал ) не в≥дновлюютьс€, поск≥льки знаход€тьс€ л≥в≥ше в≥д м≥сц€ розр€ду молекул води.

1 - 2 - 3

б) ¬ першу чергу розр€джаютьс€, в даному випадку, йони , €к так≥, що мають б≥льший рад≥ус в пор≥вн€нн≥ з йонами . ѕ≥зн≥ше розр€д проходить у посл≥довност≥ , . ќстанн≥ми розр€джаютьс€ молекули води.

јн≥они оксигеновм≥сних кислот практично не розр€джаютьс€.

4 2 - - 1 3

ѕриклад 13. «арисуйте схему ≥ запиш≥ть електрох≥м≥чн≥ р≥вн€нн€, що мають м≥сце при електрол≥з≥ водних розчин≥в CuCl2, KI, K2SO4 з ≥нертним анодом.

¬≥дпов≥дь:

1. ≈лектрол≥з розчину CuCl 2 з ≥нертним анодом (рис.13.5)

–исунок 13.5 - —хема електрол≥зу розчину CuCl 2 з ≥нертним анодом

ћ≥дь в р€д≥ напруг розм≥щена п≥сл€ водню, тому б≥л€ катоду в≥дбуватиметьс€ розр€д йон≥в ≥ вид≥ленн€ метал≥чноњ м≥д≥. Ѕ≥л€ аноду розр€джатимутьс€ хлорид-≥они. —хема електрол≥зу розчину купрум (≤≤) хлориду:

 

 

2. ≈лектрол≥з розчину кал≥й йодиду.

 ал≥й знаходитьс€ в р€ду напруг набагато л≥в≥ше водню, внасл≥док чого на катод≥ розр€джаютьс€ не йони  +, а г≥дроген-≥они з води. јтоми √≥дрогену, €к≥ при цьому утворюютьс€ зТЇднуютьс€ в молекулу, таким чином б≥л€ катоду вид≥л€Їтьс€ водень. ѕо м≥р≥ розр€ду йон≥в водню дисоц≥юють нов≥ молекули води, внасл≥док чого б≥л€ катоду утворюЇтьс€ надлишок г≥дроксильних йон≥в, а також йони кал≥ю, €к≥ безперервно перем≥щуютьс€ до катоду, внасл≥док чого утворюЇтьс€  ќЌ. Ѕ≥л€ аноду проходить вид≥ленн€ йоду, так €к йони йоду розр€джаютьс€ легше н≥ж г≥дроксильн≥ йони води. —хема електрол≥зу розчину кал≥й йодиду:

 

 

3. ≈лектрол≥з розчину K2SO4 з ≥нертним анодом.

ѕоск≥льки кал≥й в р€ду напруг розм≥щений значно л≥в≥ше водню, то б≥л€ катоду в≥дбуватиметьс€ вид≥ленн€ водню ≥ нагромадженн€ г≥дроксильних йон≥в ќЌ -. Ѕ≥л€ аноду вид≥л€тиметьс€ кисень ≥ нагромаджуютьс€ йони H+. ќдночасно в прикатодний прост≥р надходитимуть йони  +, а в анодний - йони SO42-.

ќтже, розчин залишатиметьс€ електронейтральним. јле в прикатодному простор≥ нагромаджуЇтьс€ луг, а в прианодному - кислота. —хема електрол≥зу розчину кал≥й сульфату:

ѕриклад 14. Ќавед≥ть приклади електрол≥з≥в розчин≥в NiSO4CuCl2 з розчинним анодом.

¬≥дпов≥дь:

1. ≈лектрол≥з розчину NiSO4 з розчинним анодом.

–озгл€немо електрол≥з розчину NiSO4 з н≥келевим анодом (рис. 13.6).

–исунок 13.6 - —хема електрол≥зу розчину NiSO4 з н≥келевим анодом

 

—тандартний потенц≥ал Ni (-0,250 ¬) трохи б≥льший н≥ж -0,41 ¬, тому п≥д час електрол≥зу нейтрального розчину NiSO4 на катод≥ в основному розр€джаЇтьс€ йон Ni2+; ≥ вид≥л€Їтьс€ метал. Ќа анод≥ в≥дбуватиметьс€ протилежний процес - окисненн€ металу, поск≥льки потенц≥ал Ni, значно менший за потенц≥ал окисненн€ води, тим б≥льше за потенц≥ал йону SO42-. ќтже електрол≥з зводитьс€ до розчиненн€ металу аноду ≥ вид≥ленн€ його на катод≥:

 

 

2. ≈лектрол≥з CuCl2 з м≥дним (розчинним) анодом.

ѕо особливому проходить процес електрол≥зу, €кщо анод виготовлений з того ж металу, с≥ль €кого знаходитьс€ в розчин≥ (рис. 13.7)

 

–исунок 13.7 - —хема електрол≥зу розчину CuCl 2 з м≥дним (розчинним) анодом

 

¬ цьому випадку йони не розр€джаютьс€ б≥л€ аноду, але сам анод розчин€Їтьс€, посилаючи в розчин йони Cu2+.

—хема електрол≥зу:

 

¬есь процес зводитьс€ до вид≥ленн€ м≥д≥ Cu0 на катод≥ ≥ поступового розчиненн€ анода.  ≥льк≥сть CuCl2 в розчин≥ залишаЇтьс€ незм≥нною.

ѕриклад 15. «апиш≥ть електрох≥м≥чн≥ р≥вн€нн€ електрол≥зу розплаву натр≥й хлориду та магн≥й хлориду.

¬≥дпов≥дь:

≈лектрол≥зом розплав≥в добувають метали, що мають б≥льш негативн≥ електродн≥ потенц≥али ≥ де€к≥ њхн≥ сплави.

ѕ≥д час електрол≥зу розплав≥в електрол≥т≥в з ≥нертними електродами на катод≥ завжди в≥дновлюютьс€ кат≥они металу, а на анод≥ окиснюютьс€ ан≥они.

ѕриклад електрол≥зу розплаву натр≥й хлориду:

NaCl Na+ + —l (електрол≥т)

 

катод (-) Na+ +ē → Na0 анод (+) 2 —l- 2ē → —l2    

2 Na+ + 2 —l 2 Na + Cl2

або

2 NaCl 2 Na + Cl2

ѕриклад електрол≥зу розплаву магн≥й хлориду:

MgCl2 Mg2+ + 2Cl-

катод (-) Mg2+ +2ē → Mg0

анод (+) 2 —l- 2ē → —l2

Mg2+ + 2Cl- Mg0 + Cl2

або

MgCl2 Mg + Cl2

“епер електрол≥зом добувають Al, Mg, Na, Li, Be, Ca. ƒл€ добуванн€ K, Ba, Rb, Cs електрол≥з розплав≥в практично не застосовуЇтьс€ через високу х≥м≥чну активн≥сть цих метал≥в ≥ велику розчинн≥сть њх у розплавлених сол€х. ≤нод≥ добувають електрол≥зом тугоплавк≥ метали Ti, Zr, Cr та ≥нш≥.

 

ѕриклад 16. Ќавед≥ть приклади використанн€ електрол≥зу.

¬≥дпов≥дь:

ѕроцеси гальваностег≥њ Ц це процеси нанесенн€ за допомогою електрол≥зу на поверхн≥ металевих вироб≥в шар≥в ≥нших метал≥в дл€ захисту цих вироб≥в в≥д короз≥њ, наданн€ њх поверхност≥ твердост≥, а також в декоративних ц≥л€х
(рис. 13.8).

–исунок 13.8 - —хема процесу гальваностег≥њ

 

« численних гальванотехн≥чних процес≥в, що застосовуютьс€ в техн≥ц≥, найважлив≥шими Ї хромуванн€ ≥ н≥келюванн€. —уть гальван≥чного нанесенн€ - добре очищену ≥ знежирену деталь занурюють у розчин сол≥ того металу, €ким њњ сл≥д покрити ≥ приЇднують €к катод до кола пост≥йного струму. ѕ≥д час пропусканн€ струму на детал≥ осаджуЇтьс€ шар захисного металу. Ќайкращий захист створюють др≥бнокристал≥чн≥ щ≥льн≥ осади. “ак≥ осади мають, кр≥м того, кращ≥ механ≥чн≥ властивост≥.

√альванопластикою називають процеси виготовленн€ точних метал≥чних коп≥й з рельЇфних предмет≥в електроосадженн€м металу. «а допомогою гальванопластики виготовл€ють матриц≥ дл€ пресуванн€ р≥зних вироб≥в (грамофонних пластинок, іудзик≥в, тощо), матриц≥ дл€ тисненн€ шк≥ри та паперу, виготовленн€ рад≥отехн≥чних схем, друкарських кл≥ше. √альванопластику в≥дкрив рос. академ≥к Ѕ.C. якоб≥ в 30-х роках XIX ct.

ƒо гальванотехн≥ки належать також ≥нш≥ види електрох≥м≥чноњ обробки поверхн≥ метал≥в: електропол≥руванн€ стал≥, оксидуванн€ алюм≥н≥ю, магн≥ю. ќксидуванн€ Ц це анодна обробка метал≥в, в ход≥ €коњ зм≥нюЇтьс€ структура оксидноњ пл≥вки на його поверхн≥. ÷е надаЇ б≥льшоњ короз≥йноњ ст≥йкост≥ металу.  р≥м того, метал набуваЇ гарного зовн≥шнього вигл€ду.

” х≥м≥чн≥й промисловост≥ за допомогою електрол≥зу добувають р≥зн≥ продукти - фтор, хлор, њдкий натр, H2O2 високоњ чистоти, H2O2 та багато ≥н.

≈лектрол≥тичне вид≥ленн€ металу з розчину називаЇтьс€ електроекстракц≥Їю. –уду, або збагачену руду - концентрат обробл€ють певними реагентами, внасл≥док чого метал переходить в розчин. ѕ≥сл€ очищенн€ в≥д дом≥шок розчин п≥ддають електрол≥зу. ћетал вид≥л€Їтьс€ на катод≥ ≥ маЇ високу чистоту. ÷им способом добувають Zn, Cd, Co, Cr, Mn та ≥нш≥.

≈лектрол≥тичне раф≥нуванн€ застосовуЇтьс€ дл€ видаленн€ з них дом≥шок ≥ дл€ вилученн€ ц≥нних компонент≥в. « металу, що п≥дл€гаЇ очищенню, в≥дливають пластини ≥ ставл€ть њх €к аноди в електрол≥зер. ѕри проходженн≥ струму метал зазнаЇ анодного розчиненн€ - переходить у вигл€д≥ кат≥он≥в у розчин. ƒан≥ кат≥они металу розр€джаютьс€ на катод≥, утворюючи компактний осад чистого металу. ƒом≥шки, €к≥ Ї в анод≥, або залишаютьс€ нерозчиненими ≥ випадають у вигл€д≥ анодного шлаку, або переход€ть в електрол≥т, зв≥дки њх видал€ють.

–озгл€немо електрораф≥нуванн€ м≥д≥: основним компонентом розчину Ї купрум (≤≤) сульфат, вказаний розчин маЇ низьку електропров≥дн≥сть. ўоб зб≥льшити њњ до розчину добавл€ють ≥ де€к≥ ≥нш≥ добавки, що спри€ють утворенню компактного осаду. ћетал≥чн≥ дом≥шки, що Ї в неочищен≥й "чорнов≥й м≥д≥" множна розд≥лити на дв≥ групи:

1. Fe, Co, Ni, Zn, €к≥ мають б≥льш негативн≥ електродн≥ потенц≥али н≥ж м≥дь. “ому вони анодно розчин€ютьс€ разом з м≥ддю, але не осаджуютьс€ на катод≥, а нагромаджуютьс€ в електрол≥т≥ у вигл€д≥ сульфат≥в. ” звТ€зку з цим електрол≥т пер≥одично зм≥нюють.

2. Au, Ag, Pb, Sn мають дещо б≥льш позитивн≥ електродн≥ потенц≥али. Ѕлагородн≥ метали (Au, Ag) не зазнають анодного розчиненн€, а п≥д час процесу ос≥дають б≥л€ анода, утворюючи анодний шлам. ќлово ≥ свинець розчин€ютьс€ разом з м≥ддю, але в електрол≥т≥ утворюють малорозчинн≥ сполуки, що випадають в осад. ≈лектрол≥тичним способом раф≥нують Cu, Ni, Pb, Sn, Au, Mg

–озгл€немо електрох≥м≥чний метод очищенн€ чорновоњ м≥д≥, €ка м≥стить нижчезазначен≥ дом≥шки (рис.13.9):

- б≥льш активних метал≥в: Fe, Co, Ni, Zn...

- менш активних метал≥в: Au, Ag, Pb, Sn...

Ќа анод≥ безперечно в першу чергу окиснюютьс€ метали з найб≥льш в≥дТЇмним електродним потенц≥алом, тобто Ni;. Ќа катод≥ в≥дновлюватимутьс€ йони металу з найб≥льш позитивним потенц≥алом, тобто Cu2+ (рис 13.9);

 

–исунок 13.9 Ц —хема електрох≥м≥чного методу очищенн€ чорновоњ м≥д≥

+: Ni0 → Ni2+ + 2ē

Cu0 → Cu2+ + 2ē

-: Cu2+ + 2ē → Cu0

—р≥бло випадаЇ в осад у вигл€д≥ анодного шламу.

 

ѕриклад 17. ƒайте визначенн€ пон€тт€ Дх≥м≥чноњ та електрох≥м≥чноњ короз≥њФ. Ќавед≥ть приклади.

¬≥дпов≥дь:





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 1427 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

—тудент всегда отча€нный романтик! ’оть может сдать на двойку романтизм. © Ёдуард ј. јсадов
==> читать все изречени€...

2220 - | 1982 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.204 с.