Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

Решение: определим состав электролитаFeCl₃  Fe³⁺ + 3Cl^– H₂O  H⁺ + OH^–На положительно заряженном аноде возможно окисление воды или хлорид-ионов Анод (+): 2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4е Е⁰ = + 0,82 В2Cl^– = Cl₂ + 2eЕ⁰ = + 1,35 BИз двух восстановителей более сильный тот, для которого электродный потенциал меньше, – это вода, поэтому энергетически более выгоден процесс восстановления воды. Однако вследствие того, что перенапряжение для кислорода больше, чем для галогенов, и с учетом того, что анионы хлора быстрее мигрируют к аноду по сравнению с электронейтральными молекулами воды, на аноде будут преимущественно окисляться хлорид-ионыАнод (+): 2Cl^– = Cl₂ + 2eЕ⁰ = + 1,35 BКакие вещества могут восстанавливаться на катоде?Катод (–): 2H₂O + 2е = H₂ + 2OH^–E = – 0,41 BFe³⁺ + e = Fe²⁺ E⁰ = + 0,77 BИмеются два потенциальных окислителя, H₂O и Fe³⁺. Более сильный тот, для которого электродный потенциал больше, – это Fe³⁺, седовательно, на катоде будет восстанавливаться Fe³⁺, и тогда электролизу FeCl₃соответствуют следующие уравнения анодного и катодного процессов:Анод (+): 2Cl^– = Cl₂ + 2e^–1Катод (–): Fe³⁺ + e = Fe²⁺2_______________________________Суммарное уравнение: 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + Cl₂Возможно ли дальнейшее восстановление железа Fe²⁺ + e = Fe?По справочным данным E⁰_Fe²⁺/_Fe = – 0,44 B. Вследствие того, что электродный потенциал этого превращения меньше, чем для восстановления воды, к тому же концентрация H₂O гораздо больше, чем железа, после реакции Fe³⁺ + e = Fe²⁺ при продолжении электролиза будет преимущественно протекать реакция 2H₂O + 2е = H₂ + 2OH^– .При этом pH раствора должен увеличиваться. Однако, вследствие параллельно протекающей ионно-молекулярной реакции Fe²⁺ + 2OH^– = Fe(OH)₂, гидроксид-ионы связываются, pH раствора увеличится незначительно.Пример 3. Определить, какие вещества окисляются на аноде и восстанавливаются на катоде при электролизе водного раствора сульфата никеля с никелевым анодом. Написать уравнения анодного и катодного процессов. Как меняется pH и концентрация соли в процессе электролиза этого раствора?Какие изменения будут в электролизе того же раствора, если анод заменить графитовым («пассивным»)? Напишите уравнения катодного и анодного процессов.

Решение: определим состав электролитаNiSO₄  Ni²⁺ +SO₄^2– H₂O  H⁺ + OH^–На положительно заряженном аноде возможно окисление воды и сульфат-ионов (последние исключим, см. примечание выше). Кроме того, возможно окисление самого анодаАнод (+): 2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4е Е⁰ = + 0,82 ВNi = Ni²⁺ + 2e Е⁰ = – 0,23 BИз двух потенциальных восстановителей более сильный тот, для которого электродный потенциал меньше – это никель (следовательно – это электролиз с активным анодом).Какие вещества могут восстанавливаться на катоде?Катод (–): 2H₂O + 2е = H₂ + 2OH^–E⁰ = – 0,41 BNi²⁺ + 2e = Ni E⁰ = – 0,23 BИз двух потенциальных окислителей более сильный – ионы никеля, (электродный потенциал больше), поэтому на катоде будут восстанавливаться катионы никеля. Следовательно, уравнения анодного и катодного процессов электролиза раствора сульфата никеля будут следующие:Анод (+): Ni = Ni²⁺ + 2eКатод (–): Ni²⁺ + 2e = NiСуммарное уравнение: Ni + Ni²⁺ = Ni²⁺ + NiNi + NiSO₄ = NiSO₄+ NiТаким образом, при электролизе этого раствора окисляется никелевый анод, а на катоде катионы никеля восстанавливаются (кислотность раствора не меняется).Подобные варианты электролиза применяются в промышленностидля очистки («электрорафинирования»)многих цветных металлов.Что изменится, если никелевый анод заменить графитовым («пассивным») анодом? Изменится анодный процесс:Анод (+): 2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4еи тогда электролизу будут соответствовать следующие уравнения:Анод (+): 2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4еКатод (–): Ni²⁺ + 2e = NiСуммарное уравнение: 2H₂O + Ni²⁺ = O₂ + Ni + 4H⁺2H₂O + NiSO₄ = O₂ + Ni + 2H₂SO₄При таком варианте электролиза в растворе образуется серная кислота и pH раствора уменьшится.

Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея

Законы Фарадея – это частный случай применения закона эквивалентов к электрохимическими реакциям, в которых одним из «реагентов» оказываются электроны. В общем виде этот закон можно описать следующим уравнением:

= ,

(14.1)

где Х – вещество, окисленное или восстановленное при электролизе;m(X) – масса этого вещества в граммах;M(X) – молярная масса этого вещества;f_экв – фактор эквивалентности вещества (определяется по уравнению реакции);I – сила тока (в Амперах или Кулон/с);Z_e – заряд электрона (1,6·10^–19Кулон);N_A– число Авогадро (6,02·10²³моль^–1);τ – время электролиза (в секундах).Таким образом, закон эквивалентов применительно к электрохимическим реакциям можно сформулировать следующим образом: сколько моль электронов участвовало в реакции, столько же моль эквивалента вещества окислится на аноде и восстановится на катоде.В числителе правой части уравнения (14.1) произведение I·τ – это величина заряда (Кл), пропущенного через электролит, а в знаменателе Z_e·N_A – это заряд одного моля электронов: 1,6·10^–19·6,02·10²³ = 96484 96500 Кл/моль – число Фарадея.Если в реакции восстанавливаются (окисляются) металлы, то уравнение (14.1) преобразуется в следующее:

(14.2)

Если в реакции окисляются или восстанавливаются газообразные вещества, то получим уравнение:

(14.3)

V(X) – объем газа, л;V_m – молярный объем.Пример 1. Рассчитать массу меди, выделившуюся на катоде при электролизе раствора сульфата меди в течение 2 часов при силе тока в 100 А.Решение: Cu²⁺ + 2e Cu, f_экв= ½Согласно уравнению (14.2) = ,тогда m(Cu) = = 118,4 г

Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.

Решение: 2Cl^–  Cl₂ + 2e, f_экв= 1/2Согласно уравнению (3) = ,тогда сек.

Химические источники электрической энергии (ХИЭЭ)

Все ХИЭЭ подразделяются на источники однократного действия –«элементы» – и многократного действия – «аккумуляторы». Разработано довольно много вариантов элементов; из них наиболее распространенными являются маргацево-цинковые элементы, схема устройства которых показана на рисунке 15.1.Рисунок 15.1 – Схема марганцево-цинкового элемента:1 – анод (корпус, изготовленный из цинка); 2 – катод (диоксид марганца в смеси с графитовым порошком, для увеличения электропроводности); 3 – токоотвод из графита;4 – электролит (паста из хлорида аммония в смеси с загустителем (крахмал или др.).

Анод (–): Zn = Zn²⁺ + 2e, далее Zn²⁺ + 4NH₄⁺ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 4H⁺Катод(+): MnO₂ + H⁺ + e = MnO(OH)________________________________________________________ : 2Zn + 4MnO₂ + 4NH₄Cl = [Zn(NH₃)₄]Cl₂ +ZnCl₂ + 4MnO(OH)АккумуляторыАккумуляторами называют устройства, позволяющие многократное повторение операций их зарядки-разрядки. В принципе регенерировать можно любое электрохимическое устройство, но при этом восстановленная емкость обычно невелика. В аккумуляторах эти операции можно повторять многократно. Наиболее распространены кислотные свинцовые, щелочные никель-кадмиевые и серебряно-цинковые аккумуляторы.Свинцовый аккумулятор Электроды свинцового аккумулятора выполнены в виде ячеистых пластин из свинцового сплава; ячейки заполнены смесью свинцового глета (PbO) с глицерином. После заполнения аккумулятора электролитом (H₂SO₄) оксид свинца превращается в сульфат.Зарядка аккумулятора (преобразование электрической энергии в энергию химической реакции): при подключении электродов к внешнему источнику постоянного тока одни из них поляризуются катодно (–) и на нем протекает реакция восстановления свинца (II), другой – анодно (+), и на нем свинец (II) окисляется:Катод (–): PbSO₄ + 2e = Pb + SO₄^2-Анод (+): PbSO₄ + 2H₂O = PbO₂ + SO₄^2- + 4H⁺ + 2e^{______________________________________________________________________} : 2PbSO₄ + 2H₂O = Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ЭДС заряженного аккумулятора – около 2 В. Из суммарного уравнения реакции видно, что одним из продуктов реакции является серная кислота, поэтому при зарядке аккумулятора концентрация электролита увеличивается (по изменению плотности электролита контролируют степень заряженности аккумулятора).Разрядка аккумулятора – это превращение энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию. При замыкании внешней цепи электроны с анода (Pb) переходят на электроды, заполненые PbO₂ (катод):Катод

Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1