Критерий за посока на OVR

Ходът на окислително-възстановителните реакции зависи от природата на взаимодействащите вещества и от условията на реакцията. 1. От концентрацията на реагента

Zn+h2so4/1(razb)=znso4/2+h2 (OxH/+)

Zn+2h2so4/6(konc)=Znso4/2+s+2h2o (OxS/6)

2. Реакционни температури

Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (студено)

3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (горещ)
3. Наличие на катализатор.
4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (без)
4nh3/-3+5o2=4no/2+6h2o/-2 (c)
4. Влияние на природата на средата – окислително-възстановителните реакции протичат в различни среди.
2kmno4/7+5na2so3/4+3h2so4=2mnso4/2+5na2so4/6+k2so4+3h20 (kisl)
2kmno4/7+3na2so3/4+h2o=2mno2/4+3na2so4/6+2koh (neu)
2kmno4/7+na2so3/4+2koh=2k2mno4/6+na2so4/6+h2o (шел)

Редокс реакциите винаги протичат спонтанно в посока на превръщане на силен окислител в слаб спрегнат редуциращ агент или силен редуциращ агент в слаб конюгиран окислител. Посоката на редокс реакцията може да бъде предсказана чрез анализиране на стойностите на редокс потенциалите на конюгираните двойки.

Необратими DC източници. Примери

Химическите източници на ток, в които се извършва директно преобразуване на химическата енергия в електрическа, включват галванични клетки. Галваничните клетки са първични химически източници на ток, в които химичните реакции са необратими. В най-простата си форма елементът се състои от два електрода, изработени от различни метали, потопени в електролитен разтвор. В този случай на един от електродите (катод) възниква реакция на разтваряне на електродния материал - или окисление - при което електродът губи електрони, предавайки ги на външната електрическа верига. На другия електрод (анод) протича реакция на редукция - неутрализиране на йони от материала около електрода, поради електрони, идващи от катода през външна верига. Потенциалната разлика (електродвижеща сила) за различните клетки варира от 0,85 до 6 V. В най-широко използваните галванични клетки (за захранване на радиостанции, фенерчета и др.) положителният електрод е въглеродна пръчка и маса активен въглен или смес от манганов диоксид с графит, а отрицателният - цинково покритие 3 под формата на чаша или чаша. Като електролит най-често се използва разтвор на амоняк. Бисквитения елемент е с плоска форма, удобна за свързване към батерия. От външната страна на цинковия електрод е нанесен специален електропроводим слой, който не пропуска електролита. Сглобеният елемент е покрит с тънък винилхлориден филм. Например батерията Krona има такова устройство. Филмовото покритие изолира отделните елементи отстрани, предотвратява изтичането на електролит, но лесно пропуска газовете, образувани вътре в елемента. Масата от активен въглен излиза леко от бисквитата за удобен контакт с друга бисквита. Тези батерии оползотворяват активния материал по-добре и по-пълно от чашковите батерии. Сухите галванични клетки се доставят на потребителя в завършен вид; Пълните с вода контейнери трябва да се напълнят с чиста вода преди употреба. Напрежението на галваничния елемент винаги е по-малко от разработената от него ЕДС, първо, поради спада на напрежението вътре в елемента през вътрешното му съпротивление, и второ, поради феномена на поляризация на електродите в резултат на протичащи електрохимични реакции върху повърхността на електродите под въздействието на тока, преминаващ във веригата. Например, отделянето на водород на катода и кислород на анода е придружено от появата на поляризационни потенциали, които са насочени към електродните потенциали и ги намаляват. За да се намали влиянието на поляризацията върху работата на елемента, се използват деполяризатори - вещества, които приемат водород или кислород, реагират с тях и по този начин спомагат за намаляване на поляризационния потенциал. Галваничните елементи с въглероден електрод използват манганов диоксид като деполяризатор. За да се получи напрежение в електрическа верига, което надвишава напрежението на един елемент, елементите се свързват в батерия, включвайки ги последователно, тоест положителният полюс на всеки предходен елемент се свързва с отрицателния полюс на следващия един (фиг. 3.3, а). Общата електродвижеща сила на батерията в този случай е равна на сумата от електродвижещите сили на отделните елементи:

E ob = E 1 + E 2 + E 3 + ... + E n.

Когато елементите са еднакви и техните е.д.с. равен, e.m.f. батерия, състояща се от n елемента,

E ob = n* E ел.

Галваничните клетки трябва да бъдат защитени от късо съединение и не се препоръчва да ги тествате за искри. Тяхното напрежение трябва да се измерва под товар. Когато няма натоварване, волтметърът ще покаже emf, което не характеризира степента на използване на батерията.

Нека разгледаме процесите, които ще се наблюдават, ако метална пластина (електрод) се потопи във вода. Тъй като всички вещества са до известна степен разтворими, в такава система ще започне процесът на преход на метални катиони в разтвор с последващата им хидратация. Освободените в този случай електрони ще останат върху електрода, придавайки му отрицателен заряд. Отрицателно зареден електрод ще привлече метални катиони от разтвора, което ще доведе до установяване на равновесие в системата:

M M n+ + ne - ,

при което електродът ще има отрицателен заряд, а съседният слой на разтвора ще има положителен заряд. Горното уравнение описва полуреакция, за която окислената форма е Mn+ катионите, а редуцираната форма е металните атоми M.

Ориз. 26. Механизми на възникване на потенциална разлика на границата

електрод - разтвор.

Ако в разглежданата система се въведе сол, която елиминира Mn+ катиони по време на дисоциацията, равновесието ще се измести към обратната реакция. При достатъчно висока концентрация на Mn+ става възможно върху електрода да се отложат метални йони, които ще придобият положителен заряд, докато слоят разтвор, съседен на повърхността на електрода, съдържащ излишък от аниони, ще бъде отрицателно зареден. Знакът на заряда на електрода в крайна сметка ще се определя от химическата активност на метала, която насърчава появата на отрицателен заряд, и концентрацията на металния катион в разтвора, чието увеличение допринася за появата на положителен заряд . Във всеки случай обаче в такава система се образува двоен електрически слой и възниква потенциален скок на границата електрод-разтвор (фиг. 26). Скокът на потенциала на границата електрод-разтвор се нарича електроден потенциал.

В примера, който разгледахме, металът на електрода претърпя химически промени. Това условие не е необходимо за възникване на електроден потенциал. Ако който и да е инертен електрод (графит или платина) се потопи в разтвор, съдържащ окислените и редуцирани форми (RP и VF) на някаква полуреакция, тогава потенциален скок ще възникне и на границата електрод-разтвор. Появата на потенциала на електрода в този случай ще се определя от появата на полуреакция:

OF + ne - VF

Тъй като обменът на електрони става през повърхността на електрода, който в този случай играе ролята на медиатор, изместването на равновесието към предната реакция ще допринесе за появата на положителен заряд на електрода и отрицателен заряд към обратната реакция. Електродът няма да се промени химически; той ще служи само като източник или приемник на електрони. По този начин всяка редокс реакция може да се характеризира с определена стойност редокс потенциал – потенциалната разлика, която възниква на повърхността на инертен електрод, потопен в разтвор, съдържащ окислената и редуцирана форма на веществото.

Стойността на електродния потенциал зависи от природата и концентрацията на окислените и редуцирани форми, както и от температурата. Тази зависимост се изразява с уравнението на Нернст:

където R е универсалната газова константа, T е абсолютната температура, n е броят на електроните, съответстващ на прехода на окислената форма към редуцирана форма, F е числото на Фарадей (96485 C mol -1), C ox и C червено са концентрациите на окислената и редуцирана форма, x и y са коефициентите в уравнението на полуреакцията, E˚ е електродният потенциал, отнесен към стандартни условия (p = 101,326 kPa, T = 298 K, C ox = C червено = 1 mol/l). Стойностите на E˚ се наричат стандартни електродни потенциали.

При температура от 298 К уравнението на Нернст лесно се трансформира в по-проста форма:

Невъзможно е да се измерят абсолютните стойности на електродните потенциали, но е възможно да се определят относителните стойности на електродните потенциали чрез сравняване на измерения потенциал с друг, взет като стандарт. Стандартният потенциал на водороден електрод се използва като такъв референтен потенциал. Водородният електрод е платинена плоча, покрита със слой от пореста платина (платиново черно) и потопена в разтвор на сярна киселина с водородна катионна активност 1 mol/l при температура 298 К. Платинената плоча е наситена с водород под налягане 101,326 kPa (фиг. 27). Водородът, абсорбиран от платината, е по-активен компонент от платината и електродът се държи така, сякаш е направен от водород. В резултат на това в системата възниква електроден потенциал поради полуреакцията

Н 2 ¾ 2Н ¾® 2Н + + 2е -

Този потенциал обикновено се приема за нула. Ако окислената форма на определена полуреакция е по-активен окислител от водородния катион, стойността на електродния потенциал на тази полуреакция ще бъде положителна стойност, в противен случай ще бъде отрицателна. Стойностите на стандартните електродни потенциали са дадени в референтни таблици.

Ориз. 27. Схема на структурата на водороден електрод.

Уравнението на Nernst ви позволява да изчислите стойностите на електродните потенциали при различни условия. Например, необходимо е да се определи електродният потенциал на полуреакцията:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O,

ако температурата е 320 K и концентрациите на MnO 4 -, Mn 2+ и H + са равни съответно на 0,800; 0,0050 и 2,00 mol/l. Стойността E˚ за тази полуреакция е 1,51 V. Съответно

Посока на редокс реакциите. Тъй като потенциалът на електрода е свързан с промяната в свободната енергия на Гибс чрез връзката:

електродните потенциали могат да се използват за определяне на посоката на редокс процесите.

Нека редокс реакцията съответства на полуреакцията:

X(1) + n 1 e - = Y(1); ΔG° 1 = -n 1 FE° 1 ,

X(2) + n 2 e - = Y(2); ΔG° 2 = -n 2 FE° 2

Съвсем очевидно е, че една от тези полуреакции трябва да протича отляво надясно (процес на редукция), а другата - отдясно наляво (процес на окисление). Промяната в енергията на Гибс за разглежданата реакция ще се определя от разликата в електродните потенциали на полуреакциите

ΔG° = aΔG° 2 - bΔG° 1 = -nF(E° 2 - E° 1);

където a и b са фактори, които изравняват броя на отдадените и добавени електрони по време на реакцията (n = an 1 = bn 2). За да протече реакцията спонтанно, стойността на ΔG трябва да е отрицателна и това ще се случи, когато E 2 > E 1 . Така в процеса на ORR тази, за която електродният потенциал е по-голям, се редуцира от две окислени форми, а тази, за която електродният потенциал е по-нисък, се окислява от две редуцирани форми.

Пример.Определете посоката на реакцията при стандартни условия:

MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + = Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O

Нека запишем уравненията за прехода на две окислени форми в редуцирани и използваме справочните таблици, за да намерим съответните стойности на електродните потенциали:

Fe 3+ + 1e - = Fe 2+ │5 E° 1 = 0,77 B

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O │1 E° 2 = 1,51 V

Тъй като E° 2 > E° 1, втората полуреакция ще продължи отляво надясно, а първата полуреакция ще продължи отдясно наляво. Така процесът ще протече в посока на директна реакция.

Галваничен елемент

Редокс реакциите, както вече беше посочено, са придружени от прехвърляне на електрони от редуктора към окислителя. Ако разделите процесите на окисление и редукция в пространството, можете да получите насочен поток от електрони, т.е. електричество. Устройства, в които химическата енергия на редокс реакция се преобразува в енергия на електрически ток, се наричат химически източници на ток или галванични клетки.

В най-простия случай галваничният елемент се състои от два полуелемента - съдове, пълни с разтвори на съответните соли, в които са потопени метални електроди. Полу-клетките са свързани чрез U-образна тръба (сифон), пълна с електролитен разтвор, или полупропусклива мембрана, която позволява на йоните да преминават от една половин клетка към друга. Ако електродите не са свързани с външен проводник, тогава полуклетките са в състояние на равновесие, осигурено от определен заряд на електродите. Ако веригата е затворена, равновесието се нарушава, тъй като електроните ще започнат да се движат от електрода с по-нисък електроден потенциал към електрода с по-висок електроден потенциал. В резултат на това в системата ще започне да протича окислително-редукционна реакция, като процесът на редукция протича при електрода с по-висок потенциал и процес на окисление при електрода с по-ниска стойност на потенциала. Електродът, при който протича реакцията на редукция, се нарича катод; електродът, върху който протича реакцията на окисление, е анодът.

Ориз. 28. Схема на структурата на медно-цинкова галванична клетка.

Като пример, помислете за елемент на Daniel-Jacobi, който се състои от медни и цинкови електроди, потопени в разтвори на сулфати на тези метали (фиг. 28). В този елемент окислените форми са катионите Zn 2+ и Cu 2+, редуцираните форми са цинк и мед. Уравненията на полуреакцията за системата имат формата:

Zn 2+ + 2e - = Zn 0; E° 1 = -0,76 V

Cu 2+ + 2e - = Cu 0; E° 2 = 0,34 V

Тъй като E° 2 > E° 1, втората полуреакция ще протича отляво надясно, а първата - отдясно наляво, т.е. реакцията ще настъпи в системата:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Процесът ще продължи, докато цинковият електрод се разтвори или всички медни йони се редуцират. В случай на медно-цинкова клетка, катодът е меден електрод (на който Cu 2+ йони се редуцират до метална мед), а анодът е цинков електрод (на който цинковите атоми се окисляват до Zn 2+ йони) . Електродвижещата сила на елемента е равна на разликата между електродните потенциали на катода и анода:

ΔE = E катод - E анод

При стандартни условия ΔE = 0,34 - (-076) = 1,10 (V).

За да запишете веригата на галваничните клетки, използвайте формата по-долу:

Анод │ Аноден разтвор ││ Катоден разтвор │ Катод

За анодни и катодни разтвори посочете концентрациите на съответните йони в момента, в който галваничният елемент започне да работи. Така елементът на Даниел-Якоби с концентрации на CuSO 4 и ZnSO 4, равни на 0,01 mol/l, съответства на следната схема:

Zn │ Zn 2+ (0,01 M) ││ Cu 2+ (0,01 M)│ Cu

Чрез измерване на ЕМП на галваничните елементи се определят стандартните електродни потенциали на определени полуреакции. Нека, например, е необходимо да се установи E˚ полуреакция:

Fe 3+ + 1e - = Fe 2+

За да направите това, достатъчно е да сглобите галванична клетка:

Pt│H 2 (g) (101,3 kPa), H + (1M)││Fe 3+ (1M), Fe 2+ (1M) │Pt

и измерете неговия EMF, последният е 0,77 V. Следователно:

E°(Fe +3 /Fe +2) = DE + E°(H + /H) = 0,77 V + 0 = +0,77 V

Електролиза

Чрез преминаване на електрически ток през разтвор или стопилка на електролит е възможно да се извършат окислително-редукционни реакции, които не възникват спонтанно. Процесът на отделно окисляване и редукция на електродите, осъществяван от потока на електрически ток от външен източник, се нарича електролиза.

При електролизата анодът е положителният електрод, върху който протича процесът на окисление, а катодът е отрицателният електрод, върху който протича процесът на редукция. По този начин имената "анод" и "катод" не са свързани със заряда на електрода: при електролизата анодът е положителен, а катодът - отрицателен, а при работата на галваничния елемент е обратното. В процеса на електролиза анодът е окислител, а катодът е редуциращ агент. Процесът на електролиза е количествено описан от законите на М. Фарадей (1833):

1. Масата на веществото, освободено върху електрода, е пропорционална на количеството електричество, преминаващо през разтвора или стопилката.

2. За да се освободи един мол еквивалент от всяко вещество на електрода, се изразходва същото количество електричество.

Най-общо законите на Фарадей се изразяват със следното уравнение:

където m е масата на продукта от електролизата, I е силата на тока, t е времето за преминаване на тока, F е константа, равна на 96485 C. mol -1 (число на Фарадей), M e - еквивалентна маса на веществото.

Както вече беше посочено, както разтворите, така и стопилките на електролитите се подлагат на електролиза. Електролизата на стопилките протича най-просто. В този случай на катода се извършва редукция на катиона, а на анода - окисление на електролитния анион. Например, електролизата на разтопен натриев хлорид протича съгласно уравненията:

Катоден процес: Na + + 1e - = Na | 2

Уравнение на електролизата: 2NaCl = 2Na + Cl 2

Електролизата на разтворите е много по-сложна, тъй като в този случай водните молекули могат да претърпят електролиза. По време на електролиза водата може да бъде както окислена, така и редуцирана съгласно следните полуреакции:

1. Възстановяване на вода (катоден процес):

2H2O + 2e- = H2 + 2OH-; E° = -0,83 V

2. Водно окисление (аноден процес):

2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2; E° = 1,23 V

Следователно по време на електролизата на водни разтвори се наблюдава конкуренция между електродни процеси с различни стойности на електродните потенциали. В идеалния случай полуреакция с най-висок електроден потенциал трябва да се случи на катода, а полуреакция с най-нисък електроден потенциал трябва да се случи на анода. Въпреки това, за реални процеси стойността на електродните потенциали не е единственият фактор, който влияе върху естеството на взаимодействието.

В повечето случаи изборът между конкуриращи се реакции в електролизата може да се направи въз основа на следните правила:

1. Ако металът в серията стандартни електродни потенциали е вдясно от водорода, тогава металът се редуцира при катода.

2. Ако металът в серията стандартни електродни потенциали е вляво от алуминия (включително), водородът се отделя на катода поради редукция на водата.

3. Ако металът заема място между алуминия и водорода в поредицата от стандартни електродни потенциали, на катода се получава паралелна редукция на метала и водорода.

4. Ако електролитът съдържа аниони на кислородсъдържащи киселини, хидроксилни или флуоридни аниони, водата се окислява на анода. Във всички останали случаи анионът на електролита се окислява на анода. Този ред на окисление на редуциращите агенти на анода се обяснява с факта, че полуреакциите:

F 2 + 2e - = 2F -

реагира много висок електроден потенциал (E° = 2,87 V) и почти никога не се реализира, ако е възможна друга конкурентна реакция. Що се отнася до кислородсъдържащите аниони, продуктът на тяхното окисление е молекулярен кислород, което съответства на високо пренапрежение (0,5 V на платиновия електрод). Поради тази причина по време на електролизата на водни разтвори на хлориди хлорните йони се окисляват на анода, въпреки че електродният полуреакционен потенциал

2Cl- - 2e - = Cl 2; E° = 1,36 V

по-висок от електродния потенциал на окисление на водата (E° = 1,23 V).

Процесът на електролиза също се влияе от материала на електрода. Има инертни електроди, които не се променят по време на електролиза (графит, платина), и активни електроди, които претърпяват химически промени по време на електролиза.

Нека да разгледаме някои примери за електролиза на разтвори.

Пример 1. Електролиза на воден разтвор на меден (II) сулфат с инертни електроди.

CuSO 4 = Cu 2+ + SO

Катоден процес: Cu 2+ + 2e - = Cu | 2

Уравнение на електролизата: 2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu + 4H + + O 2

или 2СuSO 4 + 2H 2 O = 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Пример 2. Електролиза на воден разтвор на меден сулфат с меден анод.

Катоден процес: Cu 2+ + 2e - = Cu

Аноден процес: Cu 0 - 2e - = Cu 2+

Електролизата се свежда до прехвърляне на мед от анода към катода.

Пример 3. Електролиза на воден разтвор на натриев сулфат с инертни електроди.

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO

Катоден процес: 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH - | 2

Аноден процес: 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2 | 1

Уравнение на електролизата: 2H 2 O = 2H 2 + O 2

Електролизата се свежда до разлагането на водата.

Пример 4. Електролиза на воден разтвор на натриев хлорид с инертни електроди.

NaCl = Na + + Cl -

Катоден процес: 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH - | 1

Аноден процес: 2Cl - - 2e - = Cl 2 | 1

Уравнение на електролизата: 2Cl - + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2OH -

или 2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2

Електролизата се използва широко в промишлеността за получаване на редица активни метали (алуминий, магнезий, алкални и алкалоземни метали), водород, кислород, хлор, натриев хидроксид, водороден пероксид, калиев перманганат и редица други практически важни вещества. Електролизата се използва за отлагане на трайни метални филми за защита на металите от корозия.

Колоидни разтвори

= Нашите дискусии =

Критерии за възникване на ОВР. Стандартни условия и стандартни потенциали

Методическа разработка за учители и студенти

В повечето случаи химиците (както начинаещи, така и доста опитни) трябва да отговорят на въпроса: възможно ли е да възникне окислително-възстановителна реакция между даден реагент и ако да, каква е пълнотата на такава реакция? Тази статия е посветена на решаването на този проблем, който често създава трудности.

Предполага се, че реакциите на интерфейсите протичат доста бързо, а в по-голямата част от решението - почти моментално. В неорганичната химия, където реакциите често включват йони, това предположение е почти винаги оправдано (някои примери за термодинамично възможни реакции, които всъщност не се случват поради кинетични пречки, ще бъдат обсъдени по-долу).

Когато изучаваме OVR по обща и неорганична химия, една от нашите задачи е да научим учениците на съзнателното използване на прости качествени критерии за спонтанното протичане на ОВРв една или друга посока при стандартни условия и пълнотата на протичането импри условия, действително използвани в химическата практика (без да се вземат предвид възможните кинетични трудности).

Първо, нека си зададем този въпрос: от какво зависи окислителната способност на окислителя, участващ в една или друга полуреакция, например MnO 4 – + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O? Въпреки че, когато пишем уравненията на полуреакциите и йонните ORR уравнения като цяло, ние традиционно използваме знака за равенство, а не знака за обратимост, в действителност всички реакции са химически обратими в една или друга степен и следователно, в състояние на равновесие, както правата, така и обратната реакция винаги протичат с еднаква скорост.
Увеличаването на концентрацията на окислителя MnO 4 увеличава, както е известно от училищния курс по химия, скоростта на директната реакция, т.е. води до изместване на равновесието надясно; в този случай се увеличава пълнотата на окисление на редуциращия агент. Използването на принципа на Le Chatelier естествено води до същия извод.
По този начин окислителната способност на окислителя винаги се увеличава с увеличаване на концентрацията му.
Това заключение изглежда доста тривиално и почти самоочевидно.
Въпреки това, разсъждавайки по абсолютно същия начин, можем да заключим, че окислителната способност на перманганатния йон в кисела среда ще се увеличи с увеличаване на концентрацията на водородни йони и ще намалее с увеличаване на концентрацията на катиона Mn 2+ (по-специално, когато се натрупва в разтвора, докато протича реакцията).
Като цяло, окислителната способност на окислителя зависи от концентрациите на всички частици, фигуриращи в уравнението на полуреакцията. В същото време нарастването му, т.е. процесът на редукция на окислителя се улеснява от увеличаване на концентрацията на частици в лявата част на полуреакцията; увеличаването на концентрацията на частици в дясната му страна, напротив, предотвратява този процес.
Абсолютно същите изводи могат да се направят по отношение на окислителните полуреакции на редуктора и окислително-редукционните реакции като цяло (ако са записани в йонна форма).

Редокс потенциали

Количествена мярка за окислителната способност на окислителя (и в същото време редукционната способност на неговата редуцирана форма) е електрическият потенциал на електрода φ (електроден потенциал), на който полуреакцията на неговата редукция и обратната половина -полуреакцията на окисление на съответната редуцирана форма протича едновременно и с равни скорости.
Този редокс потенциал се измерва спрямо стандартен водороден електрод и характеризира двойката „окислена форма - редуцирана форма“ (следователно изразите „окислителен потенциал“ и „редуциращ потенциал“ са строго погледнато неправилни). Колкото по-висок е потенциалът на двойката, толкова по-изразена е окислителната способност на окислителя и съответно толкова по-слаба е редуциращата способност на редуциращия агент.
И обратното: колкото по-нисък е потенциалът (до отрицателни стойности), толкова по-изразени са редукционните свойства на редуцираната форма и толкова по-слаби са окислителните свойства на конюгирания с нея окислител.
Типовете електроди, дизайнът на стандартен водороден електрод и методите за измерване на потенциали са разгледани подробно в курса по физическа химия.

Уравнение на Нернст

Зависимостта на редокс потенциала, съответстваща на полуреакцията на редукция на перманганатния йон в кисела среда (и, както вече беше отбелязано, в същото време на полуреакцията на окисление на Mn 2+ катиона до перманганатния йон в кисела среда) върху изброените по-горе фактори, които го определят, се описва количествено от уравнението на Нернст φ(MnO 4 – , H + / Mn 2+) = φ o (MnO 4 – , H + / Mn 2+) + RT / 5ЕВ 8/. В общия случай уравнението на Нернст обикновено се записва в условната форма φ(Ox/Red) = φ o (Ox/Red) + RT/(nF) ln /, съответстващо на конвенционалното обозначение на полуреакцията на редукция на окислителя Ox + не- = Червено

Всяка от концентрациите под знака на натуралния логаритъм в уравнението на Нернст се повишава до степен, съответстваща на стехиометричния коефициент на дадена частица в уравнението на полуреакция, н– брой електрони, приети от окислителя, Р– универсална газова константа, T- температура, Е– числото на Фарадей.

Измерете редокс потенциала в реакционния съд по време на реакцията, т.е. при неравновесни условия е невъзможно, тъй като при измерване на потенциала електроните трябва да се прехвърлят от редуциращия агент към окислителя не директно, а през металния проводник, свързващ електродите. В този случай скоростта на трансфер на електрони (силата на тока) трябва да се поддържа много ниска поради прилагането на външна (компенсираща) потенциална разлика. С други думи, измерването на потенциалите на електродите е възможно само при равновесни условия, когато е изключен директен контакт между окислителя и редуциращия агент.
Следователно квадратните скоби в уравнението на Нернст означават, както обикновено, равновесните (при условия на измерване) концентрации на частици. Въпреки че потенциалите на редокс двойките по време на реакция не могат да бъдат измерени, те могат да бъдат изчислени чрез заместване на текущите в уравнението на Нернст, т.е. концентрации, съответстващи на даден момент от времето.
Ако се вземе предвид промяната на потенциала при протичане на реакцията, тогава това са първо началните концентрации, след това зависещите от времето концентрации и накрая, след приключване на реакцията, равновесните.
С протичането на реакцията потенциалът на окислителя, изчислен с помощта на уравнението на Нернст, намалява, а потенциалът на редуциращия агент, съответстващ на втората полуреакция, напротив, се увеличава. Когато тези потенциали се изравнят, реакцията спира и системата се връща в състояние на химично равновесие.

Стандартни редокс потенциали

Първият член от дясната страна на уравнението на Нернст е стандартният редокс потенциал, т.е. потенциал, измерен или по-често изчислен при стандартни условия.
При стандартни условия концентрациите на всички частици в разтвора са по дефиниция 1 mol/l, а вторият член от дясната страна на уравнението става нула.
При нестандартни условия, когато поне една от концентрациите не е равна на 1 mol/l, потенциалът, определен от уравнението на Нернст, се различава от стандартния. Често се нарича потенциал в нестандартни условия реален потенциал.
Терминът "електрохимичен потенциал", строго погледнато, не се препоръчва, тъй като се приписва на друго количество (сумата от химичния потенциал на йона и произведението на неговия заряд и електрическия потенциал), което студентите ще срещнат в курса по физикохимия. Ако един или повече газове участват в ORR, стандартните им състояния са състояния при налягане 1 atm = 101300 Pa. Температурата при определяне на стандартни състояния и стандартни потенциали не е стандартизирана и може да бъде всяка, но таблиците на стандартните потенциали в справочниците са съставени за T=298 К (25°С).

Ученикът трябва да разграничава стандартните състояния на веществата от нормалните условия, които по същество нямат нищо общо с тях ( Р= 1 atm, T=273 K), към което, използвайки уравнението на състоянието на идеалните газове pV = nRT, обичайно е да се дават обеми газове, измерени при други условия.

Таблицата на стандартните потенциали, съставена в низходящ ред, ясно класира окислителите (т.е. окислени форми на различни редокс двойки) според тяхната сила. В същото време редуциращите агенти също се класират по сила ( възстановени форми на двойки).

Критерий за посока на реакция при стандартни условия.

Ако реакционната смес съдържа както изходните вещества, така и реакционните продукти, образувани от тях по време на реакционния процес, или, с други думи, два окислителя и два редуциращи агента, тогава посоката на реакцията се определя от това кой от окислителите под дадените условия, в съответствие с уравнението на Нернст, ще бъдат по-силни.
Особено лесно е да се определи посоката на реакция при стандартни условия, когато всички вещества (частици), участващи в нея, са в стандартните си състояния. При тези условия окислителят на тази двойка, която се характеризира с по-висок стандартен потенциал, очевидно се оказва по-силен.
Въпреки че посоката на реакцията при стандартни условия се определя недвусмислено от това, ние, без да го знаем предварително, можем да напишем уравнението на реакцията или вярно(реакцията при стандартни условия всъщност протича в посоката, която сме приели, т.е. в посока напред) или грешно(реакцията протича в посока, обратна на посоката, която приехме).
Всеки запис за уравнението OVR предполага определена избор на окислителот лявата страна на уравнението. Ако при стандартни условия този окислител е по-силен, реакцията ще протече директенпосока, ако не - в обратен.
Ще наречем стандартния потенциал на редокс двойка, в която окислената форма е избраният от нас окислител, потенциал на окислителφ o Добре, и стандартният потенциал на другата двойка, в която редуцираната форма е редуциращият агент, който сме избрали - потенциал на редуциращ агентφ o Слънце.

Величината ще наричаме Δφ o = φ o Ok – φ o Sun стандартна редокс потенциална разлика.
След въвеждането на тези означения критерий за посоката на реакциятапри стандартни условия можете да му придадете проста форма:

Ако Δφ o > 0, реакцията при стандартни условия протича в права посока; ако Δφ o< 0, то в обратном.

Критерий за пълнота на ORR (или критерий за химическа необратимост на ORR)

Степента на завършеност на реакцията, протичаща в посока напред при Δφ o > 0, зависи от стойността на Δφ o. За да продължи реакцията почти напълноили "до края", т.е. докато не се изчерпи поне една от първоначалните частици (йони, молекули), или с други думи, така че да бъде химически необратими, е необходимо стандартната потенциална разлика да е достатъчно голяма.
Имайте предвид, че всяка реакция, независимо от нейната химическа обратимост, е винаги термодинамично необратим, ако се случи в епруветка или друг химически реактор, т.е. извън реверсивна галванична клетка или друго специално устройство). Авторите на редица ръководства считат, че критерият за пълнота на ORR е Δφо > 0,1 V. За много реакции това условие е правилно, но пълнотата на ORR (по-точно степента на реакция) при дадена стойността на Δφо зависи от стехиометричните коефициенти в нейното йонно уравнение, както и от началните концентрации на реагентите.
Изчисления с помощта на уравнението на Нернст за намиране ORR равновесна константаи законът за масовото действие показват, че реакциите са очевидно химически необратими при Δφ o > 0,4.
В този случай реакцията е винаги, т.е. при всякакви начални условия (разбира се, сега не говорим за стандартни условия), преминава в посока напред до края.
По напълно подобен начин, ако Δφ o< – 0,4 В, реакция всегда протекает до конца, но в обратном направлении.
Променете посоката и пълнотата на такива реакции, т.е. е невъзможно да се контролират, дори и да се иска, за разлика от химически обратимите реакции, за които< Δφ о < 0,4 В или –0,4 В < Δφ о < 0.

В първия случай при стандартни условия реакцията протича винаги в права посока. Това означава, че при отсъствие на реакционни продукти в началния момент от време, реакцията ще продължи още повече (т.е. също винаги) в права посока, но не напълно.
Насърчаване на по-пълна реакция излишъкедин или повече реагенти и оттегляне от сферата на реакциятапо един или друг начин на своите продукти.
Често е възможно да се постигне сравнително пълно завършване на такива реакции, въпреки тяхната химическа обратимост.
От друга страна, обикновено също е възможно да се създадат условия, при които такава реакция ще протече в обратна посока. За да направите това, е необходимо да създадете високи концентрации на „реагенти“ (досега ги разглеждахме продуктиреакция), започнете реакцията в отсъствието на нейните „продукти“ (т.е. реактиви, по време на директна реакция) и се опитайте да поддържате концентрацията им възможно най-ниска по време на реакцията.

По същия начин, в общи линии, можем да разгледаме химически обратими ORR с Δφ o< 0. Вместо этого обсудим возможности управления конкретной химической реакцией Cu (т) + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2(г) + 2H 2 O или в ионном виде: Cu (т) + 4H + + SO 4 2- = Cu 2+ + SO 2(г) + 2H 2 O с Δφ о = – 0,179 В. В стандартных условиях, когда концентрации ионов H + , SO 4 2- , Cu 2+ в водном растворе равны 1 моль/л, а давление SO 2 составляет 1 атм, эта реакция протекает в обратном направлении, т.е. диоксид серы восстанавливает катион Cu 2+ до порошка металлической меди.
Нека отбележим, първо, че все още не говорим за никаква концентрирана сярна киселина.
Второ, невъзможно е да се създаде разтвор със стандартни концентрации на йони, използвайки само сярна киселина и меден сулфат, и ако искаме да решим този проблем (защо?), ще трябва да използваме други комбинации от вещества, например NaHSO 4 + CuCl 2 или HCl + CuSO 4, като се пренебрегва възможното влияние на хлоридните йони върху хода на реакцията.
Реакцията на редукция на медни катиони се улеснява от повишаване на налягането на SO 2 и отстраняване на H + и SO 4 2- йони от реакционната сфера (например при добавяне на Ba (OH) 2, Ca (OH) 2 и др. .).
В този случай може да се постигне висока – близо до 100% – пълнота на възстановяване на медта. От друга страна, увеличаването на концентрацията на сярна киселина, отстраняването на серния диоксид и водата от реакционната сфера или свързването на последния по някакъв друг начин допринася за протичането на директна реакция и още по време на първата лабораторна работа студентите могат директно наблюдавайте взаимодействието на медта с концентрирана сярна киселина с отделянето на серен диоксид.
Тъй като реакцията се случва само на интерфейса, нейната скорост е ниска. Такива хетерогенни (по-точно хетерофазни) реакции винаги протичат по-добре (в смисъл по-бързо) при нагряване. Ефектът на температурата върху стандартните потенциали е малък и обикновено не се взема предвид. По този начин обратимите ORR могат да се извършват както в права, така и в обратна посока. Поради тази причина понякога се наричат двустранно, и трябва да признаем, че този термин, който, за съжаление, не е получил широко разпространение, е по-успешен, особено след като елиминира трудностите, възникващи поради съзвучието на понятия, които нямат нищо общо помежду си химическиИ термодинамикаобратимост и необратимост (за ученика е трудно да разбере, че всяка химически обратима реакция при обикновени условия протича термодинамично необратимо, но без това разбиране истинското значение на много клонове на химическата термодинамика е почти недостъпно за него).
Нека също да отбележим, че и в двете посоки обратимите ORR протичат спонтанно (или, с други думи, термодинамично необратими), както всички други химични реакции.
Неспонтанно OVR възниква само по време на електролиза или зареждане на батерии. Затова може би е по-правилно да не споменаваме мимоходом спонтанния ход на реакциите в една или друга посока, а вместо това да разгледаме по-задълбочено самите понятия за спонтанни и неспонтанни процеси.

Кинетични трудности при взаимодействието на йони

Както вече беше отбелязано, реакциите, включващи йони, протичащи в целия обем на разтвора, почти винаги протичат много бързо. Има обаче и изключения. По този начин реакцията на окисление на амониевия катион в кисела среда с железния (III) катион 6Fe 3+ + 2NH 4 + ≠ N 2 + 6Fe 2+ + 8H + е термодинамично възможна (Δφ o = 0,499 V), но в факт не се случва.

Причина кинетични затруднениятук е кулоновото отблъскване на окислителните и редуциращите катиони, което им пречи да се доближат един до друг на разстояние, на което е възможен електронен преход. По подобна причина (но поради кулоновото отблъскване на аниони) окислението на йодидния йон от нитратния йон в кисела среда не се случва, въпреки че за тази реакция Δφ o = 0,420 V.
След добавяне на цинк в системата се появяват неутрални молекули азотиста киселина, които не са възпрепятствани да окисляват йодидните йони.

ПРАКТИЧЕСКИ ЗАНЯТИЯ ПО ТЕМАТА

„РЕДОКС
РЕАКЦИИ И ЕЛЕКТРОХИМИЧНИ
ПРОЦЕСИ"

ПО ДИСЦИПЛИНАТА "ХИМИЯ"

Учебно-методическо ръководство

ЧЕРЕПОВЕЦ

Практически занятия по темата „Окислително-редукционни реакции и електрохимични процеси” по дисциплината „Химия”: Учеб.мет. надбавка. Череповец: Държавна образователна институция за висше професионално образование ChSU, 2005. 45 с.

Разгледано на заседание на катедра Химия, протокол № 11 от 09.06.2004 г.

Одобрено от редакционно-издателската комисия на Института по металургия и химия на Държавното учебно заведение за висше професионално образование на ChSU, протокол № 6 от 21 юни 2004 г.

Съставен от: O.A. Калко – д.ф.н. техн. науки, доцент; Н.В. Кунина

Рецензенти: Т.А. Окунева, доцент (GOU VPO ChSU);

Г.В. Козлова, д-р. хим. Науки, доцент (GOU VPO ChSU)

Научен редактор:Г.В. Козлова – д.ф.н. хим. науки, ст.н.с

Виенски университет, 2005 г

ВЪВЕДЕНИЕ

Ръководството включва кратка теоретична информация, примери за решаване на задачи и опции за тестове по темата „Окислително-редукционни реакции и електрохимични процеси“ от общия курс по химия. Съдържанието на учебното помагало е съобразено с държавния стандарт по дисциплината „Химия” за химическите и инженерните специалности.

РЕДОКС РЕАКЦИИ

Наричат се реакции, които протичат с промени в степента на окисление на елементите във веществата редокс.

Степен на окислениеелемент (CO) е броят на електроните, изместени към даден атом от други (отрицателен CO) или от даден атом към други (положителен CO) в химично съединение или йон.

1. CO на елемент в просто вещество е нула, например: , .

2. CO на елемент под формата на едноатомен йон в йонно съединение е равен на заряда на йона, например: , , .

3. В съединения с ковалентни полярни връзки атомът с най-висока стойност на електроотрицателността (EO) има отрицателен CO, а следните COs са характерни за някои елементи:

– за флуор – “-1”;

– за кислород – “-2”, с изключение на пероксиди, където CO = -1, супероксиди (CO = -1/2), озониди (CO = -1/3) и ОF 2 (CO = +2);

За алкални и алкалоземни метали CO = +1 и +2, съответно.

4. Алгебричната сума на COs на всички елементи в неутрална молекула е равна на нула, а в йон – зарядът на йона.

Повечето елементи във веществата показват променлив CO. Например, нека определим CO на азот в различни вещества:

Всяка редокс реакция (ORR) се състои от два свързани процеса:

1. Окисляванее процесът на даряване на електрон от частица, което води до увеличаване на CO на елемента:

2. Възстановяванее процесът на приемане на електрони от частица, който е придружен от намаляване на CO на елемента:

Наричат се вещества, които отдават своите електрони по време на окисление реставратори, а веществата, които приемат електрони по време на процеса на редукция, са окислители. Ако означим с оокислена форма на веществото, и чрез червен– възстановен, тогава всеки ORR може да бъде представен като сбор от два процеса:

червен 1 – n ē® вол 1 (окисление);

вол 2 + n ē ® червен 2 (възстановяване).

Проявата на определени окислително-редукционни свойства на атомите зависи от много фактори, най-важните от които са позицията на елемента в периодичната таблица, неговия CO в веществото и естеството на свойствата, проявени от други участници в реакцията. Въз основа на тяхната редокс активност веществата могат да бъдат разделени на три групи:

1. Типични редуциращи агенти- това са прости вещества, чиито атоми имат ниски стойности на EO (например метали, водород, въглерод), както и частици, в които има атоми в минимално (най-ниско) състояние на окисление за тях (например хлор в съединение).

2. Типични окислители- това са прости вещества, чиито атоми се характеризират с високо EO (например флуор и кислород), както и частици, които съдържат атоми в най-високия (максимален) CO (например хром в съединението).

3. Вещества с редокс двойни свойства– това са много неметали (например сяра и фосфор), както и вещества, съдържащи елементи в междинния CO (например манган в съединението).

Наричат се реакции, при които окислителят и редукторът са различни вещества междумолекулен. Например:

В някои реакции окислителите и редуциращите агенти са атоми на елементи от една и съща молекула с различно естество; такива ORR се наричат вътрешномолекулен, Например:

Реакциите, при които окислителят и редукторът са атом на един и същи елемент, намиращ се в състава на едно и също вещество, се наричат диспропорционални реакции(автоокисляване-самовъзстановяване), Например:

Има няколко начина за избор на коефициенти в OVR уравнения, от които най-често срещаните са метод на електронен балансИ метод на йонно-електронни уравнения(в противен случай метод на полуреакция). И двата метода се основават на прилагането на два принципа:

1. Принцип материален баланс– броят на атомите на всички елементи преди и след реакцията трябва да е еднакъв;

2. Принцип електронен баланс– броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, приети от окислителя.

Методът на електронния баланс е универсален, т.е. може да се използва за изравняване на OVR, възникващи при всякакви условия. Методът на полуреакцията е приложим за съставяне на уравнения само за редокс процеси, протичащи в разтвори. Той обаче има редица предимства в сравнение с метода на електронния баланс. По-специално, когато се използва, няма нужда да се определят степени на окисление на елементите; освен това се вземат предвид ролята на околната среда и действителното състояние на частиците в разтвора.

Основните етапи на съставяне на реакционни уравнения с помощта на метода на електронния балансса както следва:

Очевидно е, че CO се променя за манган (намалява) и за желязо (увеличава). Така KMnO 4 е окислител, а FeSO 4 е редуциращ агент.

2. Съставете полуреакции на окисление и редукция:

(възстановяване)

(окисляване)

3. Балансирайте броя на получените и дадените електрони, като прехвърлите коефициентите пред електроните под формата на множители, като ги размените:

½´ 1½´ 2

½´ 5½´ 10

Ако коефициентите са кратни един на друг, те трябва да се намалят, като всеки се раздели на най-голямото общо кратно. Ако коефициентите са нечетни и формулата на поне едно вещество съдържа четен брой атоми, тогава коефициентите трябва да се удвоят.

И така, в разглеждания пример коефициентите пред електроните са странни (1 и 5), а формулата Fe 2 (SO 4) 3 съдържа два атома желязо, така че удвояваме коефициентите.

4. Запишете общата реакция на електронния баланс. В този случай броят на получените и дадените електрони трябва да бъде еднакъв и трябва да намалява на този етап на изравняване.

5. Подредете коефициентите в молекулното уравнение на реакцията и добавете липсващите вещества. В този случай коефициентите за вещества, които съдържат атоми на елементи, които са променили CO, се вземат от общата реакция на електронен баланс, а атомите на останалите елементи се изравняват по обичайния начин, като се спазва следната последователност:

– метални атоми;

– неметални атоми (с изключение на кислород и водород);

– водородни атоми;

– кислородни атоми.

За този пример

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 =
= 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

При изравняване на реакции с помощта на метода на йонно-електронните уравненияследвайте следната последователност от действия:

1. Напишете схемата на реакцията, определете CO на елементите, идентифицирайте окислителя и редуктора. Например:

CO се променя за хром (намалява) и за желязо (увеличава). Така K 2 Cr 2 O 7 е окислител, а Fe е редуциращ агент.

2. Запишете йонната схема на реакцията. В този случай силните електролити се изписват под формата на йони, а слабите електролити, неразтворимите и слабо разтворимите вещества, както и газовете се оставят в молекулярна форма. За разглеждания процес

K + + Cr 2 O + Fe + H + + SO ® Cr 3+ + SO + Fe 2+ + H 2 O

3. Съставете уравнения за йонни полуреакции. За да направите това, първо изравнете броя на частиците, съдържащи атоми на елементи, които са променили своя CO:

а) в кисела среда H 2 O и (или) H +;

б) в неутрални среди Н 2 О и Н + (или Н 2 О и ОН -);

в) в алкална среда H 2 O и (или) OH - .

Cr 2 O + 14H + ® 2Cr 3+ + 7H 2 O

След това зарядите се изравняват чрез добавяне или изваждане на определен брой електрони:

12+ + 6 ē ® 6+

Fe 0 – 2 ē ® Fe 2+

4. Балансирайте броя на получените и дадените електрони, както е описано в метода на електронния баланс

12+ + 6 ē ® 6+ ½´2½´1

Fe 0 – 2 ē ® Fe 2+ ½´6½´3

5. Запишете общата реакция на йонно-електронния баланс:

Cr 2 O + 14H + + 6 ē + 3Fe – 6 ē ® 2Cr 3+ + 7H 2 O + 3Fe 2+

6. Подредете коефициентите в молекулярното уравнение на реакцията:

K 2 Cr 2 O 7 + 3Fe + 7H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3FeSO 4 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Изчисляване на моларни еквивалентни маси Мдокислител или редуктор в ORR трябва да се извършва съгласно формулата

М E = , (1)

Където М– моларна маса на веществото, g/mol; N ē– броят на електроните, участващи в процеса на окисление или редукция.

Пример: Изравнете реакцията, като използвате метода на йонно-електронния баланс, изчислете моларните еквивалентни маси на окислителя и редуциращия агент

As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO

Решение

Определяме степента на окисление на елементите, идентифицираме окислителя и редуктора

В този процес окислителят е HNO 3, редуциращият агент е As 2 S 3.

Съставяне на схема на йонна реакция

As 2 S 3 ¯ + H + + NO ® H + + AsO + SO + NO

Записваме йонно-електронните полуреакции и балансираме броя на получените и отдадените електрони:

0 – 28ē ® 28+ ½´3

3+ + 3ē ® 0 ½´28

Събираме полуреакциите и опростяваме общата схема:

3As 2 S 3 + 60H 2 O + 28NO + 112H + ®
® 6AsO + 9SO + 120H + + 28NO + 56H 2 O

3As 2 S 3 + 4H 2 O + 28NO ® 6AsO + 9SO + 8H + + 28NO

Прехвърляме коефициентите в молекулярното уравнение и изравняваме броя на атомите на всеки елемент:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

Изчисляваме моларните еквивалентни маси на окислителя и редуциращия агент, използвайки формула (1):

Мъъъ, окислител = g/mol;

Мъъъ, редуциращ агент = g/mol.

ЗАДАЧА С ИЗБОР №1

Според една от опциите, изравнете ORR, като използвате метода на йонно-електронните уравнения. Определете вида на реакцията и изчислете моларните еквивалентни маси на окислителя и редуциращия агент:

1. Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

2. FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O

3. Al + Na 2 MoO 4 + HCl = MoCl 3 + AlCl 3 + NaCl + H 2 O

4. Sb 2 O 3 + HBrO 3 = Sb 2 O 5 + HBr

5. Fe + HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O

6. Fe + HNO 3 = Fe(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

7. Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S + H 2 O

8. Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NO + H 2 O

9. C + H 2 SO 4 = CO + SO 2 + H 2 O

10. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO

11. Pb + PbO 2 + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O

12. Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O

13. C + HNO 3 = CO 2 + NO + H 2 O

14. Na 2 S + HNO 3 = S + NaNO 3 + NO + H 2 O

15. KMnO 4 + HCl = MnCl 2 + Cl 2 + KCl + H 2 O

16. KIO 3 + KI + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

17. S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O

18. Al + H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + SO 2 + H 2 O

19. FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + + H 2 O

20. K 2 Cr 2 O 7 + HCl = CrCl 3 + Cl 2 + KCl + H 2 O

21. Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O

22. K 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = K 2 SO 4 + HBr

23. K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

24. Zn + H 3 AsO 3 + HCl = AsH 3 + ZnCl 2 + H 2 O

25. HI + H 2 SO 4 = I 2 + H 2 S + H 2 O

26. Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + I 2 + H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4

27. MnO 2 + KBr + H 2 SO 4 = Br 2 + MnSO 4 + H 2 O

28. HClO + FeSO 4 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Cl 2 + H 2 O

29. KMnO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

30. CuCl + K 2 Cr 2 O 7 + HCl = CuCl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O

ПОСОКА НА ПОТОКА OVR

Възможността и пълнотата на спонтанното възникване на ORR при изобарно-изотермични условия, както всеки химичен процес, може да се оцени чрез знака на промяната на свободната енергия на Гибс на системата D Жпо време на процеса. Спонтанно, когато P, T = = const реакции могат да възникнат в посока напред, за които D Ж < 0.

Промяната в енергията на Гибс на редокс процеса също е равна на електрическата работа, извършена от системата за преместване на електрони от редуктора към окислителя, т.е.

къде д– ЕМП на редокс процеса, V; Е– Фарадеева константа ( Е= 96,485 » 96,500 C/mol); n ē– броя на електроните, участващи в този процес.

От уравнение (2) следва, че условието за спонтанно протичане на окислително-редукционната реакция в права посока е положителна стойност на ЕДС на окислително-редукционния процес (D д> 0). Изчисляването на EMF на ORR при стандартни условия трябва да се извърши съгласно уравнението

където са стандартните редокс потенциали на системите. Техните стойности се определят експериментално и са дадени в референтната литература (за някои системи редокс потенциалите са дадени в таблица 1 на приложението).

Пример 1. Определете посоката на потока на ORR, чиято йонна схема е следната:

Fe 3+ + Cl - « Fe 2+ + Cl 2

Решение

При този процес йонът Fe 3+ е окислител, а йонът Cl – е редуциращ агент. В табл 1 приложение откриваме потенциала на полуреакциите:

Fe 3+ + 1 ē = Fe 2+, д= 0,77 V;

Cl2+2 ē = 2Cl - , д= 1,36 V.

Използвайки формула (3), изчисляваме EMF:

Тъй като стойността на D д 0 < 0, то реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

Пример 2. Възможно ли е да се окисли H 2 S до елементарна сяра с помощта на FeCl 3?

Решение

Нека направим схема на йонна реакция:

Fe 3+ + H 2 S ® Fe 2+ + S + H +

Йонът Fe 3+ в този процес действа като окислител, а молекулата H 2 S действа като редуциращ агент.

Намираме редокс потенциалите на съответните полуреакции: д= 0,77 V; д= 0,17 V.

Потенциалът на окислителя е по-голям от потенциала на редуциращия агент; следователно сероводородът може да се окисли с помощта на железен (III) хлорид.

ЗАДАЧА С ИЗБОР №2

Балансирайте една от редокс реакциите, като използвате метода на йонно-електронните уравнения. Използвайки таблицата на стандартните редокс потенциали, изчислете емф и D Жреакция и също така посочете посоката на възникване на този ORR:

1. CuS + H 2 O 2 + HCl = CuCl 2 + S + H 2 O

2. HIO 3 + H 2 O 2 = I 2 + O 2 + H 2 O

3. I 2 + H 2 O 2 = HIO 3 + H 2 O

4. Cr 2 (SO 4) 3 + Br 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaBr + Na 2 SO 4 + H 2 O

5. H 2 S + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + HCl

6. I 2 + NaOH = NaI + NaIO + H 2 O

7. Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O

8. H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

9. I 2 + NaOH = NaI + NaIO 3 + H 2 O

10. MnCO 3 + KClO 3 = MnO 2 + KCl + CO 2

11. Na 2 S + O 2 + H 2 O = S + NaOH

12. PbO 2 + HNO 3 + H 2 O 2 = Pb(NO 3) 2 + O 2 + H 2 O

13. P + H 2 O + AgNO 3 = H 3 PO 4 + Ag + HNO 3

14. P + HNO 3 = H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

15. HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O

16. Bi(NO 3) 3 + NaClO + NaOH = NaBiO 3 + NaNO 3 + NaCl + H 2 O

17. KMnO 4 + HBr + H 2 SO 4 = MnSO 4 + HBrO + K 2 SO 4 + H 2 O

18. H 2 SO 3 + H 2 S = S + SO 2 + H 2 O

19. NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O

20. NaSeO 3 + KNO 3 = Na 2 SeO 4 + KNO 2

21. KMnO 4 + KOH = K 2 MnO 4 + O 2 + H 2 O

22. Pb + NaOH + H 2 O = Na 2 + H 2

23. PbO 2 + HNO 3 + Mn (NO 3) 2 = Pb (NO 3) 2 + HMnO 4 + H 2 O

24. MnO 2 K + 2 SO 4 + KOH = KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 O

25. NO + H 2 O + HClO = HNO 3 + HCl

26. NO + H 2 SO 4 + CrO 3 = HNO 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O

27. MnCl 2 + KBrO 3 + KOH = MnO 2 + KBr + KCl + H 2 O

28. Cl 2 + KOH = KClO + KCl + H 2 O

29. CrCl 3 + NaClO + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaCl + H 2 O

30. H 3 PO 4 + HI = H 3 PO 3 + I 2 + H 2 O

ГАЛВАНИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ

В основата на работата са процесите на преобразуване на енергията на химическа реакция в електрическа химически източници на ток(ХИТ). HCI включват галванични клетки, батерии и горивни клетки.

Галваничен елементе устройство за директно преобразуване на енергията на химична реакция в електрическа, при което реагентите (окислител и редуктор) влизат директно в състава на елемента и се изразходват по време на неговата работа. След изразходване на реагентите елементът вече не може да работи, тоест това е еднократен ХИТ.

Ако окислителят и редуциращият агент се съхраняват извън клетката и по време на нейната работа се подават към електроди, които не се консумират, тогава такава клетка може да работи дълго време и се нарича горивна клетка.

Работата на батериите се основава на реверсивен OVR. Под въздействието на външен източник на ток ORR протича в обратна посока, докато устройството акумулира (акумулира) химическа енергия. Този процес се нарича заряд на батерията. След това батерията може да преобразува съхранената химическа енергия в електрическа (процес разреждане на батерията). Процесите на зареждане и разреждане на батерията се извършват многократно, тоест това е HIT за многократна употреба.

Галваничният елемент се състои от две полуклетки (редокс системи), свързани помежду си с метален проводник. Полу-елемент (известен още като електрод) най-често е метал, поставен в разтвор, съдържащ йони, които могат да бъдат редуцирани или окислени. Всеки електрод се характеризира с определена стойност условен електроден потенциал Е, който при стандартни условия се определя експериментално спрямо потенциала стандартен водороден електрод(SVE).

SHE е газов електрод, който се състои от платина в контакт с водороден газ ( Р= 1 atm) и разтвор, в който активността на водородните йони А= 1 mol/dm3. Равновесието във водородния електрод се отразява от уравнението

При изчисляване на потенциалите на металните електроди активността на металните йони може да се счита приблизително равна на тяхната моларна концентрация А» [Аз н + ];

2) за водороден електрод

където pH е стойността на pH на водата.

В галванична клетка се нарича електродът с по-ниска потенциална стойност аноди се обозначава със знак „–“. На анода се извършва окисление на частиците на редуциращия агент. Електрод с висок потенциал се нарича катоди се обозначава със знак "+". На катода частиците на окислителя се редуцират. Прехвърлянето на електрони от редуциращ агент към окислител става чрез метален проводник, наречен външна верига. ORR, който е в основата на работата на галваничния елемент, се нарича реакция, генерираща ток.

Основната характеристика на работата на елемента е неговата ЕДС D д, който се изчислява като разликата между катодния и анодния потенциал

д д = дкатод – данод. (6)

Тъй като потенциалът на катода винаги е по-голям от потенциала на анода, от формула (6) следва, че в работеща галванична клетка D д > 0.

Галваничните елементи обикновено се записват под формата на диаграми, в които една вертикална линия представлява фазовата граница (метал - разтвор), а две вертикални линии представляват границата между два разтвора. На практика електрическият контакт между разтворите се осигурява от солен мост– U-образна тръба с електролитен разтвор.

Пример 1. Определете потенциала на никелов електрод, ако концентрацията на Ni 2+ йони в разтвора е 0,02 N.

Решение

Определяме моларната концентрация на никелови йони в разтвора:

= mol/dm 3,

Където z= 2 – еквивалентно число на Ni 2+ йони.

д= - 0,250 V. Използвайки формула (4), изчисляваме потенциала на никеловия електрод

Пример 2. Определете концентрацията на OH - йони в разтвор, ако потенциалът на водородния електрод, поставен в този разтвор, е -0,786 V.

Решение

От формула (5) определяме pH на разтвора:

Тогава хидроксилният индекс на водата е

Р OH = 14 – Р N = 14 – 13,32 = 0,68.

Следователно концентрацията на ОН йони е равна на

Мол/дм3.

Пример 3. Направете диаграма, напишете уравненията на електродните процеси и изчислете ЕМП на галванична клетка, съставена от оловни и медни електроди, потопени в разтвори с концентрации на Pb 2+ и Cu 2+ йони, равни съответно на 0,1 M и 0,05 M .

Решение

От масата Изберете 2 приложения д 0 от тези метали и използвайки формула (5), изчисляваме техните потенциали:

Потенциалът на медния електрод е по-голям от потенциала на оловния електрод, което означава, че Pb е анодът, а Cu е катодът. Следователно в елемента протичат следните процеси:

на анода: Pb – 2 ® Pb 2+ ;

на катода: Cu 2+ + 2 ® Cu;

реакция на генериране на ток: Pb + Cu 2+ = Pb 2+ + Cu;

елементна диаграма: (-) Pb½Pb 2+ ½½Cu 2+ ½Cu (+).

Използвайки формула (6), определяме ЕМП на дадена галванична клетка:

д д= 0,298 – (-0,156) = 0,454 V.

ЗАДАЧА С ИЗБОР №3

Начертайте диаграма, напишете уравнения за електродни процеси и изчислете ЕДС на галванична клетка, съставена от първия и втория метал, потопени в разтвори с посочената концентрация на метални йони (Таблица 1). Изчислете D Жтокообразуваща реакция.

маса 1

Таблица с изходни данни за многовариантна задача №3

За да установите възможността за спонтанно възникване на ORR при стандартни условия, в допълнение към изчисляването на EMF, можете да използвате определянето на ∆G 0 298 за тази реакция. Отрицателната стойност на ∆G 0 298, както и положителната стойност на ЕДС, показва, че при стандартни условия при 298 К тази реакция може да се случи спонтанно, без да се доставя енергия отвън.

С обратимото прилагане на OVR при условия p = const и V = const, промяната в енергията на Гибс ще бъде равна на електрическата работа Ael, извършена от системата.

∆G 0 = - Ael.

Потенциалът на OB двойката се изчислява с помощта на уравнението на Нерист, което може да бъде представено като

E=E 0 + 0,059 оксид.

N lg възстановяване

EMF = E 0 оксид. – E 0 възстановяване ; От реф. / От прод. = 1/K

В състояние на равновесие активностите на реагентите и продуктите ще придобият еднакви стойности и ЕДС ще стане равна на нула, а изразът ще бъде под знака на логаритъма 1/K, тогава ln1/K = ln1 - lnK; ln1=0

O = ΔE 0 +(R T/ n F) ln

ΔE 0 - (R T/n F) lnK

или +n ∙ F Δ E 0 = RT lnK

- n · F · ΔE 0 = Δ G

В съответствие с II закон на термодинамиката, само процеси, които възникват спонтанно Δ Ж<0, то реакция ОВР идет слева направо, только если ЭДС>0.

ΔGp = -RT· lnK = -nF· ΔE 0

Ако силен окислител взаимодейства със силен редуциращ агент, тогава възниква еднопосочен процес. На практика тече докрай, защото... неговите продукти обикновено са съединения със слабо изразени редокс свойства. Ако има малка разлика в редокс активността на изходните вещества и реакционните продукти, процесът е двупосочен. За количествена оценка на посоката на процесите се използват стойностите на G 0 на реагентите и реакционните продукти, а за специалния случай на ORR, възникващ в разредени водни разтвори при t = 25 0 C, 101 kPa, стойностите на могат да се използват нормални електродни потенциали.

Чрез сравняване на електродните потенциали на съответните системи е възможно предварително да се определи посоката, в която ще продължи ORR.

Стандартен e.m.f. E 0 на галванична клетка е свързана със стандартната енергия на Гибс ∆ G 0, възникваща в реакционния елемент чрез връзката.

∆G 0 =-nF· ∆E 0

От друга страна, ∆G 0 е свързано с равновесната константа K на реакцията чрез уравнението.

n F ΔE 0 = 2,3 RT logK

logK = n ∙F Δ E 0 / 2,3 RT

logK = n ∙ Δ E 0 / 0,059

Тази работа може да бъде осигурена като количеството електрическа променлива по време на този процес nF (n е броят на електроните, преминаващи от редуктора към окислителя в елементарна реакция, F е константата на Фарадей), умножена по потенциалната разлика E между електроди на съответния галваничен елемент.

ΔG= - n · F · Δ E

За ORR при T = 298 ΔG 0 = - n · F · ΔE 0

При условия, различни от стандартните за системата

Вол+не↔червенпотенциалът на електрода се определя от уравнението на Нернст

E o x /Червено = E 0 0 x /Червено - (RT/n F) ln(C(Червено)/С(Ox))

E ox / Red и E 0 ox / Red - електродни и стандартни потенциали на системата.

n е броят на електроните, участващи в процеса.

C(Red) и C ox са моларните концентрации на редуцирани и окислени форми.

E ox/Red = E 0 ox/Red – (0,059/n) log C(Red)/С(Ox)

или

Например:

за системата MnO 4 - + 8H + + 5e ↔ Mn 2+ + 4H 2 O

E MnO - 4 / Mn 2+ = 1,51 – (0,059/5) log (C Mn 2+ / C MnO - 4 C (H+) 8)

Изберете калиев халид като редуциращ агент за FeCl3

2KG - + 2 Fe 3+ Cl 3(P) = G 0 2 + 2KCl (P) + 2 Fe 2+ Cl 2(P)

(G = F -, Cl -, Br -, I -)

Според таблицата: E 0 Fe 3+ / Fe +2 = +0,77B

E 0 F2/2F- = + 2,86B

E 0 Cl2/2Cl- = + 1.36B

E 0 Br2/2Br- = +1.07B

E 0 I 2/2 I - = +0,54V< 0.77 B

Нека изчислим ЕДС. включващи хологениди за KI

ΔE 0 298 = E 0 оксид. – E 0 възстановяване = 0,77 – 0,54 = 0,23 V > 0. Само калиев йодид ще

промяна в енергията на Гибс на реакция

ΔGreaction = ∑ΔG0298f(крайно) - ∑ΔG0298f(първоначално)

Използвайки примера на реакцията 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

Енергийно образование на Гибс

ΔGreaction=[ΔGNa2SO4+ΔGH2O] - [ΔGH2SO4+ΔGNaOH*2]

Галваничните клетки се използват широко в телефони, играчки, алармени системи и др. Тъй като гамата от устройства, които използват сухи клетки, е много широка и освен това те изискват периодична подмяна

Електролизата е набор от процеси, които протичат върху електродите, когато електрически ток преминава през разтвор или стопилка на електролит. Електролитите са проводници от втори род. По време на електролизата катодът служи като редуциращ агент (отдава електрони на катиони), а анодът служи като окислител (получава електрони от аниони). Същността на електролизата е осъществяването на химични реакции с използване на електрическа енергия - редукция на катода (К) и окисление на анода (А). Тези процеси се наричат процеси (реакции) на електроредукция и електроокисление. Редуциращите и окислителните ефекти на електрическия ток са многократно по-силни от ефектите на химическите окислители и редуциращи агенти. Прави се разлика между електролиза на стопилки и електролитни разтвори.

Електролиза на разтопени соли

1) Всички метални катиони се редуцират на катода:

K(-): Zn2+ + 2e- → Zn0; Na+ + 1e- → Na0

2) Анионите на безкислородни киселини се окисляват на анода:

A(+): 2Cl¯ - 2e-→Cl2

3) Анионите на кислородсъдържащите киселини образуват съответния киселинен оксид и кислород:

A(+): 2SO42ˉ - 4e- → 2SO3 + O2

Електролиза на водни електролитни разтвори

Ходът на процеса на електролиза и естеството на крайните продукти са силно повлияни от естеството на разтворителя, материала на електродите, плътността на тока върху тях и други фактори. Във водните разтвори на електролитите, в допълнение към хидратираните катиони и аниони, има водни молекули, които също могат да претърпят електрохимично окисление и редукция. Какви електрохимични процеси ще протичат върху електродите по време на електролиза зависи от стойността на електродните потенциали на съответните електрохимични системи.

Анодни процеси.

При електролиза на вещества се използват инертни аноди (графит, платина) и разтворими аноди, които не се променят по време на процеса на електролиза, които се окисляват по време на процеса на електролиза по-лесно от анионите (от цинк, никел, сребро, мед и други метали ).

1) Анионите на безкислородни киселини (S2ˉ, I¯, Br¯, Cl¯) при достатъчни концентрации лесно се окисляват до съответните прости вещества.

2) По време на електролизата на водни разтвори на основи, кислородсъдържащи киселини и техните соли, както и флуороводородна киселина и флуориди, електрохимичното окисление на водата се извършва с освобождаване на кислород:

в алкални разтвори: 4OH¯ - 4e- → O2 + 2H2O

в кисели и неутрални разтвори: 2H2O - 4e- → O2 + 4H+

Приложение на електролизата. Получаването на целеви продукти чрез електролиза позволява сравнително лесно (чрез регулиране на силата на тока) да се контролира скоростта и посоката на процеса, благодарение на което е възможно да се извършват процеси както в „най-меката“, така и в изключително „твърдата“ условия на окисление или редукция, получаване на най-силните окислители и редуциращи агенти. Чрез електролиза H2 и O2 се получават от вода, C12 от водни разтвори на NaCl, F2 от стопилката на KF в KH2F3.

Хидроелектрометалургията е важен клон на цветната металургия (Cu, Bi, Sb, Sn, Pb, Ni, Co, Cd, Zn); използва се и за получаване на благородни и следи от метали, Mn, Cr. Електролизата се използва директно за катодно отделяне на метал, след като е прехвърлен от руда в разтвор и разтворът е пречистен. Този процес се нарича електроекстракция. Електролизата се използва и за пречистване на метала - електролитно. рафиниране (електрорафиниране). Този процес се състои в анодно разтваряне на замърсения метал и последващото му катодно отлагане. Рафинирането и електроекстракцията се извършват с течни електроди от живак и амалгами (амалгамна металургия) и с електроди от твърди метали.

Електролизата на електролитни стопилки е важен метод за производството на много. метали Така например, суровият алуминий се получава чрез електролиза на стопилка от криолит-алуминий (Na3AlF6 + A12O3), суровината се пречиства електролитно. рафиниране. В този случай анодът е стопилка А1, съдържаща до 35% Cu (за тегло) и следователно разположена на дъното на електролизната вана. Средният течен слой на банята съдържа BaCl2, AlF3 и NaF, а горният съдържа разтопен рафинер. A1 служи като катод.

Електролиза на стопен магнезиев хлорид или дехидратиран карналит - макс. общ метод за получаване на Mg. В бала. мащаб, електролизата на стопилките се използва за получаване на алкални и алкалоземни. метали, Be, Ti, W, Mo, Zr, U и др.

Към електролитно Методите за производство на метали също включват редукция на метални йони до други, по-отрицателни по електрони. метал. Изолирането на метали чрез редуцирането им с водород също често включва етапите на електролиза - електрохим. йонизация на водород и отлагане на метални йони поради електроните, освободени по време на този процес. Процесите на съвместно освобождаване или разтваряне на няколко играят важна роля. метали, съвместно отделяне на метали и мол. водород върху катода и адсорбция на компонентите на разтвора върху електродите. Електролизата се използва за получаване на метални материали. прахове с определени характеристики.

Електрически БАТЕРИИ (от лат. акомулатор - колектор, запаметяващо устройство), хим. множество източници на ток. При външно зареждане източник на електричество ток в батерията натрупва енергия, ръбове по време на разреждане поради хим. р-ция директно трансформираща. отново в електрическия и се пуска във външния. верига. Според принципа на действие и осн Елементите на дизайна на батериите не се различават от галваничните клетки, но електродните вериги, както и общата верига за генериране на ток в батериите, са обратими. Следователно, след като батерията е била разредена, тя може да бъде презаредена чрез преминаване на ток в обратна посока: положителна. В този случай върху електрода се образува окислител, а върху отрицателния електрод - редуциращ агент.

Наиб. Оловно-киселинните батерии са често срещани, често наричани също киселинна. Тяхното действие се основава на следното:

Корозията е процес на спонтанно разрушаване на метала в резултат на физико-хим. взаимодействия с околната среда. Механизъм: химичен и електрохимичен.

Химически - разрушаване на метал по време на окисляването му без генериране на електрически ток. Електрохимия - разрушаване на метал в електролитна среда с появата на електрически ток вътре в системата.

Корозията засяга части и компоненти на двигатели, газови турбини и ракетни установки. Химическата корозия възниква по време на обработката на метала при високи температури и напрежение.

Електрохимична корозия може да възникне: в електролити, в почва, в атмосфера на всеки влажен газ.

Като защита срещу корозия може да се използва нанасяне на някакъв вид покритие, което предотвратява образуването на корозивен елемент (пасивен метод)

Боядисването, полимерното покритие и емайлирането трябва преди всичко да предотвратяват достъпа на кислород и влага. Често се използва и покритие, например, на стомана с други метали като цинк, калай, хром и никел. Поцинкованото покритие предпазва стоманата дори когато покритието е частично разрушено. Цинкът е с по-негативен потенциал и първи корозира. Zn2+ йоните са токсични. При производството на консерви се използва калай, покрит със слой калай. За разлика от поцинкованата ламарина, когато слоят калай се разруши, желязото започва да корозира и то по-интензивно, тъй като калайът има по-положителен потенциал. Друг начин за защита на метала от корозия е използването на защитен електрод с висок отрицателен потенциал, например от цинк или магнезий. За целта е специално създаден корозионен елемент. Защитеният метал действа като катод и този тип защита се нарича катодна защита. Разтварящият се електрод се нарича съответно жертвен защитен анод. Този метод се използва за защита на морски съдове, мостове, котелни инсталации и подземни тръби от корозия. За защита на корпуса на кораба от външната страна на корпуса са прикрепени цинкови плочи.

Ако сравните потенциала на цинка и магнезия с желязото, те имат по-отрицателен потенциал. Въпреки това те корозират по-бавно поради образуването на защитен оксиден филм върху повърхността, който предпазва метала от по-нататъшна корозия. Образуването на такъв филм се нарича метална пасивация. В алуминия се подобрява чрез анодно окисление (анодиране). Когато към стоманата се добави малко количество хром, върху повърхността на метала се образува оксиден филм. Съдържанието на хром в неръждаемата стомана е повече от 12 процента.

Катодна защита от корозия

Катодната електрохимична защита от корозия се използва, когато металът, който се защитава, не е склонен към пасивиране. Това е един от основните видове защита на металите от корозия. Същността на катодната защита е прилагането на външен ток към продукта от отрицателния полюс, който поляризира катодните участъци на корозивните елементи, доближавайки стойността на потенциала до анодните. Положителният полюс на източника на ток е свързан към анода. В този случай корозията на защитената конструкция е почти сведена до нула. Анодът постепенно се разваля и трябва периодично да се сменя.

Има няколко варианта за катодна защита: поляризация от външен източник на електрически ток; намаляване на скоростта на катодния процес (например обезвъздушаване на електролита); контакт с метал, чийто свободен корозионен потенциал в дадена среда е по-електроотрицателен (така наречената жертвена защита).

Поляризацията от външен източник на електрически ток се използва много често за защита на конструкции, разположени в почвата, водата (дъна на кораби и др.). В допълнение, този тип защита от корозия се използва за цинк, калай, алуминий и неговите сплави, титан, мед и неговите сплави, олово, както и високохромни, въглеродни, легирани (ниско и високолегирани) стомани.

Външният източник на ток са станции за катодна защита, които се състоят от токоизправител (преобразувател), захранващ ток към защитената конструкция, анодни заземителни проводници, референтен електрод и аноден кабел.

Катодна защитаИзползват се както независими, така и допълнителни видове защита от корозия.

Основният критерий, по който може да се прецени ефективността на катодната защита, е защитният потенциал. Защитният потенциал е потенциалът, при който скоростта на корозия на метал при определени условия на околната среда приема най-ниската (доколкото е възможно) стойност.

Използването на катодна защита има недостатъци. Една от тях е опасността от свръхпротекция. Свръхзащитата се наблюдава при голямо изместване на потенциала на защитения обект в отрицателна посока. В същото време се откроява. Резултатът е разрушаване на защитните покрития, водородна крехкост на метала и корозионно напукване.

Защита на протектора(използване на протектор)

Един вид катодна защита е жертвената. При използване на жертвена защита към защитения обект се свързва метал с по-електроотрицателен потенциал. В този случай не се разрушава структурата, а протекторът. С течение на времето протекторът корозира и трябва да се смени с нов.

Защитата на протектора е ефективна в случаите, когато има малко преходно съпротивление между протектора и околната среда.

Всеки протектор има свой радиус на защитно действие, който се определя от максимално възможното разстояние, на което протекторът може да бъде отстранен без загуба на защитния ефект. Защитната защита се използва най-често, когато е невъзможно или трудно и скъпо да се подаде ток към конструкцията.

Протекторите се използват за защита на конструкции в неутрална среда (морска или речна вода, въздух, почва и др.).

За направата на протектори се използват следните метали: магнезий, цинк, желязо, алуминий. Чистите метали не изпълняват напълно своите защитни функции, така че те се легират допълнително при производството на протектори.

Железните протектори са изработени от въглеродна стомана или чисто желязо.

Инхибитори на корозията, химически съединения или техни състави, чието присъствие в малки количества в агресивна среда забавя корозията на металите. Защитният ефект на инхибиторите на корозията се дължи на промяна в състоянието на металната повърхност поради адсорбция (адсорбционни инхибитори на корозия) или образуването на слабо разтворими съединения с метални йони. Последните образуват филм върху повърхността, който е значително по-тънък от конверсионните защитни покрития (виж Защита от корозия). Забавянето на корозията се дължи на намаляване на активната повърхност на метала и промяна в енергията на активиране на електродните реакции, които ограничават сложния процес на корозия. Инхибиторите на корозията могат да възпрепятстват анодното разтваряне и да причинят пасивиране на метала (инхибитори на анодна корозия), да намалят скоростта на катодния процес (инхибитори на катодна корозия) или да забавят и двата процеса (смесени инхибитори на корозия).

Посока на потока. Възможност и посока на възникване на ORR Как можете да промените посоката на редокс реакцията

Критерий за посока на OVR

Необратими DC източници. Примери

= Нашите дискусии =

Критерии за възникване на ОВР. Стандартни условия и стандартни потенциали

Методическа разработка за учители и студенти