- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
9.9. Последовательность электродных процессов
При наличии нескольких видов ионов или недиссоциированных молекул электрохимически активных веществ возможно протекание нескольких электродных реакций. Рассмотрим последовательность их протекания на катоде и аноде.
Катодный процесс. Поскольку на катоде протекает реакция восстановления, поэтому прежде всего выделяются металлы, обладающие более положительным потенциалом.
Для катодного восстановления при электролизе водного раствора электролита все окислители можно разделить на три группы:
1. Ионы металлов, потенциал которых значительно отрицательнее, чем на катоде не восстанавливаются. К ним относятся ионы щелочных, щелочноземельных металлов и других, стоящих в ряду напряжений до алюминия включительно. При этом в кислых растворах(рН < 7)на катоде восстанавливаются катионы водорода:
2Н++ 2ē = Н2 ,
а в нейтральных и щелочных (рН ≥ 7)- молекулы воды
2Н2O + 2 ē = Н2 +2OH-
2. Если EMeмало отличается отEH, то возможно совместное выделение металла и водорода. Так, происходит выделение свинца, олова, никеля, кобальта, хрома, кадмия, цинка и других металлов, находящихся в ряду напряжений между алюминием и водородом. Существенную роль в последовательности разряда ионов металлов играет перенапряжение водорода. Например, при электролизе водного раствораZnSO4 при стандартных условиях на катоде должен протекать процесс восстановления катионов водорода(= 0 В), а затем цинка(=-0,76 В). Но так какηнвелико и на цинке составляет0,7 В, то потенциалы водорода и цинка обличаются и происходит их совместное выделение. При этом большая часть тока расходуется на выделение цинка.
3. При любых плотностях тока EMe > EH. В этом случае будет происходить выделение только металла. На этом основано выделение меди, серебра, золота, платины и др. Например, при электролизе водного раствора хлорида меди на катоде идет только реакция:
Cu2+ + 2=Cu°.
Анодный процесс. На аноде окисляются в первую очередь вещества, имеющие наиболее отрицательный потенциал. Различают электролиз с растворимыми и нерастворимыми (инертными) анодами. В первом случае возможен процессMe-nē→Men+, еслиЕMeимеет более отрицательное значение, чем потенциал других ионов или веществ. При электролизе с инертным анодом можно выделить следующие случаи:
а) растворение металлов
Me - nē→Men+
б) окисление ионов OH-
2OH-- 2ē→O2+ H2O
в) окисление других веществ, присутствующих в растворе или около электрода:
Redn- – nē = Ox0
Если потенциал металлического анода имеет отрицательнее потенциала ионов OH-или других веществ, присутствующих в растворе, в газовой фазе около электрода или не электроде, то происходит растворение металла. При этом протекает электролиз с растворимым анодом. Так, например, происходит электролиз сульфата меди с медным анодом:
Катод: Cu2+ + 2ē→Cu°
Анод: Cu - 2ē→Cu2+
Если потенциал металлического анода близок к потен-
циалу других электродных процессов, то наряду с растворением металла на аноде протекают также другие процессы, например, разряд ионов OH-.
Если потенциал металла или другого проводника первого рода, используемого в качестве анода, имеет более положительное значение, то протекает электролиз с нерастворимым анодом. В качестве анода применяются графит, золото, платина, диоксид свинца и другие. Некоторые металлы практически не растворяются из-за высокой анодной поляризации, например, никель, железо в щелочном растворе, свинец в H2SO4, титан, тантал, нержавеющая сталь. Явление торможения анодного растворения металлапассивацией.
Потенциал кислородного электрода в широкой области рНотрицательнее потенциалов галоидных ионов (за исключением ионаI-). Однако при наличии в растворе ионов галогенов вследствие высокой поляризации выделения кислорода в первую очередь на аноде выделяется йод, затем бром. При наличииCl-- ионов в растворе и малых значениях анодной плотно-
сти тока ia идёт выделение кислорода, а при высокихia параллельно начинает выделяться хлор. Фтор из-за положительного значения потенциала не может быть выделен из водных растворов, его получают электролизом расплавленных фторидов. На аноде не окисляется также ионыSO42-, PO43-,NO3-,т.е. содержащие кислород.
Законы Фарадея. Электролиз подчиняется законам Фарадея.
Массы веществ (g), выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит, т.е.:
g = kQ
где k– коэффициент пропорциональности численно равный электрохимическому эквиваленту ,Q– количество электричества;Q = I ּ τ(I– сила тока,τ– длительность электролиза)
Равные количества электричества образуют при электролизе различных соединений эквивалентные количества вещества. При пропускании одного фарадея электричества (F)выделяется1 г - эквивалент вещества, например, элемента
Э = А/n,
где А – атомная масса элемента; n– валентность элемента
Об эффективности процессов на электродах судят по выходу веществапо току(А):
где mпрак– масса выделившегося при электролизе вещества;mтеор – масса вещества теоретически рассчитанная по закону Фарадея при заданныхIиτ.