Электрохимические свойства металлов

Размещено на http://www.allbest.ru/

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Цель работы: на конкретных опытах изучить электрохимическое поведение металлов при прохождении электрического тока через границу металл - электролит.

Рабочее задание: выполнить опыты по коррозии металлов, гальваническому элементу, электролизу и написать электродные реакции, изучив лекционные материалы по данной теме.

1. Возникновение электродного потенциала

При погружении металла в раствор собственных ионов происходит взаимодействие полярных молекул воды с поверхностными ионами кристаллической решетки металла. В результате часть ионов переходит в раствор, т.е. происходит реакция окисления металла и его поверхность заряжается отрицательно оставшимися электронами

Me + mH2O > Me n+ * (H2O)m+ ne

Наряду с этой реакцией происходит обратная - восстановление ионов металла, т.е. возвращение их в кристаллическую решетку

Men+ * (H2O)m + ne> Me + mH2O.

Через определенное время скорости прямого процесса - окисления и обратного процесса - восстановления, выравниваются. При этом устанавливается подвижное окислительно-восстановительное равновесие

Me + mH2O - Me n+ * (H2O)m+ ne

В результате такого взаимодействия металла с электролитом часть гидратированных ионов Men+ * m(H2O) переходит в раствор и заряжает его положительно, а поверхность металла заряжается отрицательно оставшимися в нем избыточными электронами. Поэтому на границе металл - электролит возникает двойной электрический слой, подобный конденсатору, соответствующей разностью потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

В стандартных условиях - Р = 101 кПа, Т = 298 К, аМе = 1 моль/л

(а - активность, т.е. активная концентрация ионов металла) - потенциал металла при равновесии (3) называется стандартным электродным потенциалом Е0, который измеряется по отношению к водородному электроду (Е02Н+/Н2 =0,0 В), потенциал которого условно принят за ноль.

Величина потенциала электрода определяется по формуле Нернста

EMen+/Me = E0Men+/Me + RT/nF ? lnаMen+,

где R - газовая постоянная, 8,31 дж* град.-1,моль-1;

F - число Фарадея 96484 кул * моль-1.

2. Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд СЭП)

По своей химической активности металлы располагаются в ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Количественной характеристикой их восстановительной способности, т.е. способности отдавать электроны, являются стандартные электродные потенциалы.

Ряд СЭП позволяет сделать следующие выводы относительно химических свойств металлов.

Каждый металл способен вытеснить из растворов солей все металлы, стоящие в ряду потенциалов правее его, т.е. металлы, имеющие большую алгебраическую величину стандартного электродного потенциала. Следовательно, каждый металл является восстановителем по отношению к ионам всех металлов, стоящих правее его в ряду потенциалов.

Водород из разбавленных кислот может быть вытеснен только металлами, электродные потенциалы которых имеют знак минус. Алгебраическая величина стандартного электродного потенциала металла характеризует одновременно восстановительную способность его атомов и окислительную способность его ионов.

3. Гальванические элементы - химические источники тока (ХИТ)

Гальванические элементы - это устройства, в которых химическая энергия превращается в электрическую. В работающем элементе происходит гетерогенная, окислительно-восстановительная, токообразующая реакция. Вещества электродов (активные массы) разделены пространственно. На отрицательном электроде-аноде (А) происходит реакция окисления, а освободившиеся за счет этого электроны переходят по внешней цепи на положительный электрод-катод (К), где происходит реакция восстановления. Работа гальванического элемента, протекающая обычно в изотермических условиях, т.е. при постоянном давлении и температуре, является само произвольным процессом. Поэтому в ходе его происходит уменьшение энергии Гиббса (Д G), равное максимальной работе элемента (Ам)

Ам = nFE0,

где Е0 - стандартная ЭДС гальванического элемента.

Ам = - ДG,

где ДG0 - энергия Гиббса в стандартных условиях.

-ДG0 = nFE0,

Е0 = -ДG0/nF .

Используя табличные значения ДG0 для веществ - участников реакций, можно рассчитать энергию Гиббса и ЭДС для любой окислительно-восстановительной системы.

электрохимический гетерогенный окислительный коррозия

4. Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия как работа гальванического элемента является самопроизвольным процессом, поэтому протекает с уменьшением энергии Гиббса системы. Результат ее определяется работой короткозамкнутого коррозионного элемента (коррозионной пары электродов: анод, А (-); катод, К (+)). Коррозионная пара возникает в результате какой-либо неоднородности поверхности металлической детали или конструкции, находящейся в контакте с электролитом. За счет разности потенциалов Е = ЕК(+) - ЕА(-) возникает внутренний коррозионный ток. При прохождении его через границу металл - электролит на аноде - отрицательном электроде происходит процесс окисления металла до ионов с переходом их в коррозионную среду или с образованием нерастворимых продуктов коррозии (оксидов, гидроксидов, солей). На катоде - положительном электроде - происходит восстановление ионов водорода в кислой среде (коррозия с водородной деполяризацией) или восстановление кислорода в нейтральной и щелочной средах (коррозия с кислородной деполяризацией).

Для защиты металлов от коррозии часто применяют металлические защитные покрытия. По своему защитному действию они подразделяются на анодные и катодные. Рассмотрим, например, поведение системы - сталь, покрытую никелем, находящуюся в контакте с нейтральным раствором NaCl, с растворенным в нем кислородом.

В случае целостности покрытия основной металл - сталь - защищен механически от электролита и от коррозии более стойким металлом-никелем.

При нарушении сплошности покрытия открывается доступ электролита к основному металлу и возникает коррозионный элемент.

5. Электролиз

Электролизом называется совокупность гетерогенных окислительно-восстановительных реакций, происходящих на электродах при прохождении электрического тока через границу электрод/электролит от внешнего источника тока (ИТ).

Электролиз является вынужденным электрохимическим процессом в отличие от электрохимической коррозии - самопроизвольного процесса.

Электрод, присоединенный к положительному полюсу ИТ, является положительным электродом - анодом А(+).

Электрод, присоединенный к отрицательному полюсу ИТ, является отрицательным электродом - катодом К(-).

Электролит диссоциирует на ионы. Положительно заряженные ионы переходят под действием электрического поля источника тока к отрицательно заряженному электроду катоду, поэтому называются катионами. Отрицательно заряженные ионы - к положительно заряженному электроду, аноду и называются анионами.

На аноде происходит отдача электронов химическими частицами: молекулами, атомами, ионами, то есть окисление веществ.

Электроны, освободившиеся в анодной реакции, с поверхности анода по внешней цепи, через ИТ поступают на поверхность катода.

На катоде происходит присоединение электронов восстанавливающимся веществом, окислителем, то есть идет реакция восстановления.

Очередность возможных на электродах реакций определяется соотношением их потенциалов.

На аноде в первую очередь или с наибольшей скоростью происходит реакция окисления восстановителя с более отрицательным потенциалом, когда легче отнять электроны.

На катоде в первую очередь будет происходить реакция восстановления окислителя, которой соответствует более положительный потенциал.

Если электролизу подвергаются растворы солей очень активных металлов, расположенных в ряду активности от калия до циркония, то на катоде происходит восстановление молекул воды; при электролизе растворов солей металлов, расположенных правее циркония, восстанавливаются катионы металла взятой соли.

Различают электролиз с растворимым и нерастворимым анодом.

В случае электролиза с растворимым анодом (медь, никель, цинк и др. металлы) материал анода, выполняя роль токоподвода с электронной проводимостью, подвергается электрохимическому окислению под действием электрического тока: в виде ионов переходит в раствор. Масса анода убывает.

В случае нерастворимых анодов (уголь, графит, платина) материал анода не подвергается электрохимическому окислению, масса анода не убывает. Тогда окисляются анионы бескислородных кислот в следующем порядке: I-, Br-, Cl-, затем гидроксогруппы ОН- и молекулы воды.

Анионы кислородсодержащих кислот: SO42-, PO43-, CO32- и др. переносят ток, подходят к аноду, но не окисляются. Вместо них на нерастворимом аноде окисляются молекулы воду, если отсутствуют другие анионы.

Размещено на Allbest.ru