– электродный потенциал.

Если погрузить металлическую пластину в раствор его соли, то образуется 2-ой слой, но возможны 2 механизма образования этого слоя:

в или в

Экспериментально измерять нельзя. На практике используется разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения. В качестве электрода сравнения часто используют стандартные электроды. Водородный электрод – платиновая пластина, покрытая платиновой чернью и погруженная в раствор или с активностью ионов равной .

Напряжённость (потенциал) стандартного водородного электрода:

Напряжённость (потенциал) каждого электрода зависит от:

• природы металла

• активности его ионов в растворе

• абсолютной температуры

• Уравнение Нернста: , где

• – напряжённость (потенциал) стандартного водородного электрода,

• – число Фарадея,

• – активность .

27. 31. Химические источники тока: гальванические элементы (эдс), топливные элементы, аккумуляторы.

Гальванический элемент Даниэля-Якоби: система, где 2 элемента находятся в растворах собственных ионов (-пластина погружена в раствор и -пластина погружена в раствор ).

Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.

На поверхности -пластины возникает 2-ой электронный слой и устанавливается равновесие , также и на поверхности -пластины возникает 2-ой электронный слой и устанавливается равновесие . Возникают потенциалы у и .

потенциалы у и .

При замыкании внешней цепи происходят процессы самопроизвольного растворения Zn и выделения Cu (потенциал Zn-электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал Cu-электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, электроны будут переходить от Zn к Cu). Процессы идут до тех пор, пока не выровняются потенциалы или не растворится Zn.

Топливные элементы – элементы, в которых окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы раздельно подаются к электродам, которые не расходуются.

Удельная энергия топливных элементов значительно выше удельной энергии гальванических элементов.

В топливных элементах используются жидкие или газообразные восстановители (, , ) и окислители (обычно воздуха).

В отличие от гальванических элементов, топливные элементы не могут работать без вспомогательных устройств.

Электрохимическая энергоустановка – установка, состоящая из:

• - батареи топливных элементов,

• - системы хранения, обработки и подвода топлива и окислителя,

• - системы отвода продуктов реакции,

• - системы поддержания и регулирования температуры в элементах,

• - преобразователя тока и напряжения.

Аккумуляторы – устройства, в которых электрическая энергия превращается в химическую энергию, а химическая – снова в электрическую.

Процесс накопления химической энергии называют зарядом аккумулятора, а процесс превращения химической энергии в электрическую – разрядом аккумулятора. При заряде аккумулятор работает как электролизёр, при разряде – как гальванический элемент.

• Процесс заряда-разряда аккумулятора осуществляется многократно.

• Наиболее распространёнными являются свинцовые аккумуляторы, в которых в качестве электродов используются -решётки, а в качестве электролита – раствор и дистиллированной (поэтому они ещё называются кислотными аккумуляторами). -решётки вначале заполняются , который при взаимодействии с превращается в . Электроды разделяются друг от друга раствором и сепараторами. Аккумуляторы соединяют в батарею, которую помещают в баки из эбонита или полипропилена.

• – суммарная реакция

в батарею, которую помещают в баки из эбонита или полипропилена.

(суммарная реакция)

23. 32. Электролиз: понятие, отличие от гальванического элемента; электролиз расплавов солей и растворов электролитов. Закон Фарадея.

Электролиз – ОВР, протекающая на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

При электролизе катод (отрицательный электрод) является восстановителем, т.к. он отдает электроны катионам, а анод (положительный электрод) – окислителем, т.к. он принимает электроны от анионов. Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее химических восстановителей и окислителей. Электролиз расплавленных электролитов и их растворов протекает по-разному. В последнем случае в процессах могут участвовать молекулы воды. Например, электролиз расплава NaCl:

катод (-): Na⁺ + e = Na⁰

24. анод (+): 2Cl^- - 2e = Cl₂⁰

электролиз

25. 2NaCl ------------ 2Na+Cl₂.

В случае водных растворов на электродах могут разряжаться также ионы Н⁺ и OH^- – продукты диссоциации воды:

катод (-) : 2H⁺ + 2e = H₂⁰

анод (+) : 4OH^- - 4e = O₂ + 2H₂O.

Возможны три случая протекания восстановительного процесса на катоде:

1. В случае солей благородных металлов (стоящих правее водорода в ряду напряжений) при электролизе происходит восстановление катионов самих металлов.

2. Катионы активных металлов (от Li до Al включительно в ряду напряжений) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются катионы водорода воды.

3. Катионы менее активных металлов (от Al до H₂ в ряду напряжений) при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с катионами водорода воды.

Процессы на аноде. Анионы, не содержащие кислорода (Cl^-, Br^-, S^-2), окисляются легче, чем ОН^-. Если же анионы электролита содержат кислород, то окисляются не они, а анионы ОН^-.

Основной закон электролиза (закон Фарадея): количество вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорционально количеству прошедшего через раствор или расплав электричества:

газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах;

б) коррозию в неэлектролитах — агрессивных органических жидкостях, таких, как сернистая нефть и др.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Электрохимическая коррозия может протекать:

а) в электролитах — в растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде;

б) в атмосфере любого влажного газа;

в) в почве.

Коррозию металлов можно затормозить изменением потенциала металла, пассивацией металла, снижением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислителя, изменением состава металла и др. При разработке методов защиты от коррозии используют указанные способы снижения скорости коррозии, которые меняются в зависимости от характера коррозии и условий ее протекания. Выбор способа определяется его эффективностью, а также экономической целесообразностью. Все методы защиты условно делятся на следующие группы: а) легирование металлов; б) защитные покрытия (металлические, неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное конструирование изделий.

неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное конструирование изделий.

Легирование металлов. Это эффективный метод повышения коррозионной стойкости металлов. При легировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам и др.

Защитные покрытия. Слои, искусственно создаваемые на по­верхности металлических изделий и сооружений для предохранения их от коррозии, называются защитными покрытиями. Если наряду с защитой от коррозии покрытие служит также для декоративных це­лей, его называют защитно-декоративным. Выбор вида покрытия за­висит от условий, в которых используется металл.

Электрохимическая защита. Этот метод защиты основан на торможении анодных или катодных реакций коррозионного процесса. Электрохимическая защита осуществляется присоединением защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала — протектора, а также катодной (катодная защита) или анодной (анодная защита) поляризацией за счет извне приложенного тока. Наиболее применима электрохимическая защита в коррозионных средах с хорошей ионной электрической проводимостью. Катодная защита используется для защиты от коррозии подземных трубопроводов, кабелей.

электричества: , где m – масса вещества, образовавшегося на электроде, г; Э – эквивалентная масса вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея (96500 Кл/моль).

Э=А/n, где А – атомная масса элемента, n – его зарядность в соединении.

29. 33. Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.

Коррозия — это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуются продукты, состав которых зависит от условий коррозии.

По механизму протекания коррозионного процесса, зависящему от характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, раз­личают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия характерна для сред, не проводя­щих электрический ток. При химической коррозии происходит пря­мое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружаю­щей среды. По условиям протекания коррозионного процесса разли­чают:

а) газовую коррозию - в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Приме­ром

Внутренняя сфера – комплекс, включающий центральный ион или атом, вокруг которого координируются “-, +” заряженные ионы или нейтральные молекулы. Внутренняя сфера заключается в скобки. [Zn(OH)₄]⁺²; [Zn(NH₃)₄]^-². Центральный ион или атом называется комплексообразователем, координирующие им ионы или молекулы – лиганды.

Число лигандов, координированных комплексообразователем – координационное число. В зависимости от заряда различают анионные комплексы [Al(OH)₄]^-, [Zn(CN)₄]²^-, катионные [Cu(NH₃)₄]²⁺ и нейтральные [Pt(NH₃)₂Cl₂]

Нейтральные не имеют внешней среды.

Заряд комплекса = алгебраическая сумма заряда центрального иона и заряда лигандов Z[Al(OH)₄]^-=ZAl³⁺+ 4ZOH^-=3+(-4)=-1

Комплексообразователи – атомы или ионы, имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексообразованию увеличивается с увеличением Z иона.

Лиганды – к числу лигандов относятся простые анионы F^-, Cl^-, B^-, J^-, S^2- сложные анионы СN^-, NCS^-, NO₂^-, молекулы лигандов имеют неподеленные пары е.

В зависимости от того, какое число вакантных орбиталей у комплексообразователя занимают лиганды, они подразделяются на монодентантные (1 орбиталь) NH₃; Cl^-; бидентантные, например N₂H₄ полидентантные. (сколько σ-связей между лигандом комплексообразователем). Би-, полидентантные лиганды при взаимодействии с комплексообразователями образуют замкнутые циклы – (клешневидные) хелатные.