Elektrocheminės sistemos

Bendrosios charakteristikos

Elektrochemija - chemijos šaka, tirianti potencialų skirtumų atsiradimo ir cheminės energijos pavertimo elektros energija procesus (galvaninius elementus), taip pat cheminių reakcijų įgyvendinimą dėl elektros energijos sąnaudų (elektrolizė). Šie du procesai, turintys bendrą pobūdį, yra plačiai naudojami šiuolaikinėse technologijose.

Galvaniniai elementai naudojami kaip autonominiai ir mažo dydžio energijos šaltiniai mašinoms, radijo inžinerijos įrenginiams ir valdymo įtaisams. Elektrolizės būdu gaunamos įvairios medžiagos, apdorojami paviršiai, sukuriami norimos formos gaminiai.

Elektrocheminiai procesai ne visada naudingi žmogui, o kartais daro didelę žalą, padidindami koroziją ir metalinių konstrukcijų sunaikinimą. Norint sumaniai panaudoti elektrocheminius procesus ir kovoti su nepageidaujamais reiškiniais, jie turi būti išstudijuoti ir mokėti reguliuoti.

Elektrocheminių reiškinių atsiradimo priežastis yra elektronų perdavimas arba medžiagų, dalyvaujančių elektrocheminiuose procesuose, atomų oksidacijos būsenos pasikeitimas, tai yra redokso reakcijos, vykstančios nevienalytėse sistemose. Redokso reakcijose elektronai tiesiogiai perkeliami iš reduktorius į oksidatorių. Jei oksidacijos ir redukcijos procesai yra erdviškai atskirti, o elektronai nukreipiami palei metalinį laidininką, tokia sistema reprezentuos galvaninį elementą. Elektros srovės atsiradimo ir tekėjimo galvaniniame elemente priežastis yra potencialų skirtumas.

Elektrodo potencialas. Elektrodų potencialų matavimas

Jei paimate bet kokio metalo plokštę ir nuleidžiate ją į vandenį, tada paviršinio sluoksnio jonai, veikiami poliarinių vandens molekulių, atsiskiria ir hidratuojasi į skystį. Dėl šio perėjimo skystis įkraunamas teigiamai, o metalas - neigiamai, nes ant jo atsiranda elektronų perteklius. Metalo jonų kaupimasis skystyje pradeda slopinti metalo tirpimą. Nustatoma mobilioji pusiausvyra

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Pusiausvyros būsena priklauso ir nuo metalo aktyvumo, ir nuo jo jonų koncentracijos tirpale. Aktyvių metalų įtampos serijoje iki vandenilio sąveika su polinėmis vandens molekulėmis baigiasi teigiamų metalų jonų atskyrimu nuo paviršiaus ir hidratuotų jonų perėjimu į tirpalą (b pav.). Metalas tampa neigiamai įkrautas. Procesas yra oksidacija. Didėjant jonų koncentracijai šalia paviršiaus, tampa tikėtinas atvirkštinis procesas – jonų redukcija. Elektrostatinė trauka tarp tirpale esančių katijonų ir elektronų pertekliaus ant paviršiaus sudaro elektrinį dvigubą sluoksnį. Dėl to metalo ir skysčio sąsajoje atsiranda tam tikras potencialų skirtumas arba potencialų šuolis. Potencialų skirtumas, atsirandantis tarp metalo ir jį supančios vandeninės aplinkos, vadinamas elektrodo potencialas. Kai metalas panardinamas į to metalo druskos tirpalą, pusiausvyra pasislenka. Padidinus tam tikro metalo jonų koncentraciją tirpale, palengvinamas jonų perėjimas iš tirpalo į metalą. Metalai, kurių jonai turi reikšmingą gebėjimą pereiti į tirpalą, tokiame tirpale bus įkrauti teigiamai, tačiau mažesniu mastu nei gryname vandenyje.

Neaktyviems metalams metalo jonų pusiausvyrinė koncentracija tirpale yra labai maža. Jeigu toks metalas panardinamas į šio metalo druskos tirpalą, tai teigiamai įkrauti jonai ant metalo išsiskiria didesniu greičiu nei jonų perėjimas iš metalo į tirpalą. Metalo paviršius gaus teigiamą krūvį, o tirpalas – neigiamą dėl druskos anijonų pertekliaus. Ir šiuo atveju metalo ir tirpalo sąsajoje atsiranda elektrinis dvigubas sluoksnis, taigi ir tam tikras potencialų skirtumas (c pav.). Nagrinėjamu atveju elektrodo potencialas yra teigiamas.

Ryžiai. Jono perėjimo iš metalo į tirpalą procesas:

a – balansas; b – tirpimas; c – nusėdimas

Kiekvieno elektrodo potencialas priklauso nuo metalo prigimties, jo jonų koncentracijos tirpale ir temperatūros. Jei metalas panardinamas į jo druskos tirpalą, kuriame yra vienas molis metalo jono 1 dm 3 (kurio aktyvumas yra 1), tada elektrodo potencialas bus pastovus esant 25 o C temperatūrai ir 1 slėgiui. atm. Šis potencialas vadinamas standartinis elektrodo potencialas (E o).

Metalo jonai, turintys teigiamą krūvį, prasiskverbę į tirpalą ir judėdami metalo ir tirpalo sąsajos potencialiame lauke, eikvoja energiją. Šią energiją kompensuoja izoterminio plėtimosi darbas nuo didesnės jonų koncentracijos paviršiuje iki mažesnės jonų koncentracijos tirpale. Teigiami jonai kaupiasi paviršiniame sluoksnyje iki koncentracijos Su O, o tada pereiti į tirpalą, kur yra laisvųjų jonų koncentracija Su. Elektrinio lauko EnF darbas lygus izoterminiam plėtimosi darbui RTln(с o /с). Sulyginę abi darbo išraiškas, galime išvesti potencialo dydį

En F = RTln(s o/s), -E = RTln(s/s o)/nF,

čia E yra metalo potencialas, V; R – universali dujų konstanta, J/mol K; T – temperatūra, K; n – jonų krūvis; F – Faradėjaus skaičius; с – laisvųjų jonų koncentracija;

с о – jonų koncentracija paviršiniame sluoksnyje.

Neįmanoma tiesiogiai išmatuoti potencialo vertės, nes neįmanoma eksperimentiškai nustatyti potencialo vertės. Elektrodų potencialų vertės nustatomos eksperimentiškai, palyginti su kito elektrodo, kurio potencialas paprastai laikomas nuliu, verte. Toks standartinis arba atskaitos elektrodas yra normalus vandenilio elektrodas (n.v.e.) . Vandenilio elektrodo struktūra parodyta paveikslėlyje. Jį sudaro platinos plokštė, padengta elektrolitiniu būdu nusodinta platina. Elektrodas panardinamas į 1 M sieros rūgšties tirpalą (vandenilio jonų aktyvumas 1 mol/dm3) ir plaunamas vandenilio dujų srove esant 101 kPa slėgiui ir T = 298 K. Kai platina prisotinama vandenilis, metalo paviršiuje nusistovi pusiausvyra, bendras procesas išreiškiamas lygtimi

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Jei metalo plokštelė, panardinta į 1M šio metalo druskos tirpalą, išoriniu laidininku sujungta su standartiniu vandenilio elektrodu, o tirpalai sujungiami elektrolitiniu raktu, tai gauname galvaninį elementą (32 pav.). Šio galvaninio elemento elektrovaros jėga bus kiekis standartinis tam tikro metalo elektrodo potencialas (E O ).

Standartinio elektrodo potencialo matavimo schema

vandenilio elektrodo atžvilgiu

Paėmę cinką 1 M cinko sulfato tirpale kaip elektrodą ir sujungę jį su vandenilio elektrodu, gauname galvaninį elementą, kurio grandinę galima parašyti taip:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H2, Pt (+).

Diagramoje viena eilutė nurodo sąsają tarp elektrodo ir tirpalo, dvi linijos nurodo sąsają tarp tirpalų. Anodas parašytas kairėje, katodas dešinėje. Tokiame elemente vyksta reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, ir elektronai per išorinę grandinę pereina iš cinko į vandenilio elektrodą. Standartinis cinko elektrodo elektrodo potencialas (-0,76 V).

Vario plokštę kaip elektrodą, nurodytomis sąlygomis kartu su standartiniu vandenilio elektrodu gauname galvaninį elementą

(-) Pt, H2 /2H + //Cu2+ /Cu (+).

Šiuo atveju vyksta reakcija: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektronai juda išorine grandine nuo vandenilio elektrodo iki vario elektrodo. Vario elektrodo standartinis elektrodo potencialas (+0,34 V).

Nemažai standartinių elektrodų potencialų (įtampų). Nernsto lygtis

Išdėsčius metalus didėjančia jų standartinių elektrodų potencialų tvarka, gaunama Nikolajaus Nikolajevičiaus Beketovo (1827-1911) įtampa arba eilė standartinių elektrodų potencialų. Daugelio techniškai svarbių metalų standartinių elektrodų potencialų skaitinės vertės pateiktos lentelėje.

Metalo įtempių diapazonas

Kai kurias metalų savybes apibūdina daugybė įtempių:

1. Kuo mažesnis metalo elektrodo potencialas, tuo jis chemiškai aktyvesnis, tuo lengviau oksiduojasi ir sunkiau atsigauna iš jo jonų. Aktyvūs metalai gamtoje egzistuoja tik junginių Na, K, ... pavidalu, gamtoje randami tiek junginių pavidalu, tiek laisvos Cu, Ag, Hg pavidalu; Au, Pt – tik laisvoje būsenoje;

2. Metalai, kurių elektrodo potencialas yra didesnis nei magnio, išstumia vandenilį iš vandens;

3. Metalai, esantys įtampos serijoje prieš vandenilį, išstumia vandenilį iš praskiestų rūgščių tirpalų (kurių anijonai nepasižymi oksidacinėmis savybėmis);

4. Kiekvienas serijos metalas, kuris neskaido vandens, išstumia metalus, turinčius daugiau teigiamų elektrodų potencialų verčių, iš jų druskų tirpalų;

5. Kuo labiau metalai skiriasi elektrodų potencialų reikšmėmis, tuo didesnė emf reikšmė. turės iš jų sukonstruotą galvaninį elementą.

Elektrodo potencialo (E) priklausomybė nuo metalo prigimties, jo jonų aktyvumo tirpale ir temperatūroje išreiškiama Nernsto lygtimi

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

kur E o Me yra standartinis metalo elektrodo potencialas, o Men + yra metalo jonų aktyvumas tirpale. Esant standartinei 25 o C temperatūrai, skiestiems tirpalams aktyvumą (a) pakeičiant koncentracija (c), natūralųjį logaritmą dešimtainiu ir R, T ir F reikšmes gauname.

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Pavyzdžiui, cinko elektrodo, įdėto į jo druskos tirpalą, hidratuotų jonų koncentracija Zn 2+ × mH 2 O Tada sutrumpinkime jį kaip Zn 2+

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Jei = 1 mol/dm 3, tai E Zn = E o Zn.

Galvaniniai elementai, jų elektrovaros jėga

Du metalai, panardinti į savo druskų tirpalus, sujungti laidininku, sudaro galvaninį elementą. Pirmąjį galvaninį elementą išrado Aleksandras Voltas 1800 m. Elementą sudarė vario ir cinko plokštės, atskirtos audiniu, suvilgytu sieros rūgšties tirpale. Kai nuosekliai sujungiamas didelis skaičius plokščių, Volta elementas turi didelę elektrovaros jėgą (emf).

Elektros srovė galvaniniame elemente atsiranda dėl paimtų metalų elektrodų potencialų skirtumo ir kartu su elektroduose vykstančiais cheminiais virsmais. Panagrinėkime galvaninio elemento veikimą vario-cinko elemento pavyzdžiu (J. Daniel – B. S. Jacobi).

Vario-cinko Daniel-Jacobi galvaninio elemento diagrama

Ant cinko elektrodo, panardinto į cinko sulfato tirpalą (c = 1 mol/dm 3), vyksta cinko oksidacija (cinko ištirpimas) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektronai patenka į išorinę grandinę. Zn yra elektronų šaltinis. Elektronų šaltiniu laikomas neigiamas elektrodas – anodas. Ant vario elektrodo, panardinto į vario sulfato tirpalą (c = 1 mol/dm 3), metalo jonai redukuojami. Vario atomai nusėda ant elektrodo Cu 2+ + 2e = Cu o. Varinis elektrodas yra teigiamas. Tai katodas. Tuo pačiu metu kai kurie SO 4 2- jonai pereina per druskos tiltelį į indą su ZnSO 4 tirpalu . Sudėjus anode ir katode vykstančių procesų lygtis, gauname visuminę lygtį

arba molekuline forma

Tai įprasta redokso reakcija, vykstanti metalo tirpalo sąsajoje. Galvaninio elemento elektros energija gaunama cheminės reakcijos metu. Svarstomas galvaninis elementas gali būti parašytas trumpos elektrocheminės grandinės forma

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Būtina galvaninio elemento veikimo sąlyga yra potencialų skirtumas, jis vadinamas galvaninio elemento elektrovaros jėga (emf) . E.m.f. bet koks veikiantis galvaninis elementas turi teigiamą vertę. Norėdami apskaičiuoti emf. galvaninis elementas, reikia atimti mažiau teigiamo potencialo vertę iš daugiau teigiamo potencialo vertės. Taigi e.m.f. vario-cinko galvaninis elementas standartinėmis sąlygomis (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) yra lygus skirtumui tarp vario (katodo) ir cinko (anodo) standartinių elektrodų potencialų, yra

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Suporavus su cinku, Cu 2+ jonas sumažėja.

Veikimui reikalingą elektrodų potencialų skirtumą galima sukurti naudojant tą patį skirtingų koncentracijų tirpalą ir tuos pačius elektrodus. Toks galvaninis elementas vadinamas koncentracija , ir jis veikia išlygindamas tirpalo koncentracijas. Pavyzdys būtų elementas, sudarytas iš dviejų vandenilio elektrodų

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

kur c` = `; c`` = ``.

Jei p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059 lg (s`/s`).

Esant с` = 1 mol-jonas/dm 3 emf. elementas nustatomas pagal vandenilio jonų koncentraciją antrajame tirpale, tai yra, E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Vandenilio jonų koncentracijos ir atitinkamai terpės pH nustatymas matuojant emf. atitinkamas galvaninis elementas vadinamas potenciometrija.

Baterijos

Baterijos vadinami daugkartinio ir grįžtamojo veikimo galvaniniais elementais. Jie gali paversti sukauptą cheminę energiją į elektros energiją iškrovimo metu, o elektros energiją į cheminę energiją, sukuriant rezervą įkrovimo metu. Kadangi e.m.f. baterijos yra mažos eksploatacijos metu paprastai yra prijungtos prie baterijų.

Švino rūgšties akumuliatorius . Švino rūgšties akumuliatorius susideda iš dviejų perforuotų švino plokščių, iš kurių vienoje (neigiamoje) po įkrovimo yra užpildas - kempinė aktyvus švinas, o kita (teigiama) - švino dioksidas. Abi plokštelės panardinamos į 25 - 30 % sieros rūgšties tirpalą (35 pav.). Akumuliatoriaus grandinė

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Prieš įkrovimą į švino elektrodų poras ištepama pasta, kurioje, be organinio rišiklio, yra švino oksido PbO. Dėl švino oksido sąveikos su sieros rūgštimi elektrodų plokštelių porose susidaro švino sulfatas.

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

Baterijos įkraunamos praleidžiant elektros srovę

Iškrovimo procesas

Iš viso procesai, vykstantys įkraunant ir iškraunant akumuliatorių, gali būti pavaizduoti taip:

Įkraunant akumuliatorių, elektrolito (sieros rūgšties) tankis didėja, o iškraunant mažėja. Elektrolito tankis lemia akumuliatoriaus išsikrovimo laipsnį. E.m.f. švino baterija 2,1 V.

Privalumaišvino-rūgštinis akumuliatorius - didelė elektrinė talpa, stabilus veikimas, daug ciklų (iškrovimas-įkrovimas). Trūkumai- didelė masė ir dėl to maža savitoji talpa, vandenilio išsiskyrimas įkrovimo metu, sandarumas esant koncentruotam sieros rūgšties tirpalui. Šiuo atžvilgiu šarminės baterijos yra geresnės.

Šarminės baterijos. Tai T. Edisono kadmio-nikelio ir geležies-nikelio baterijos.

Edison akumuliatoriaus ir švino akumuliatoriaus grandinės

Jie yra panašūs vienas į kitą. Skirtumas yra neigiamų elektrodų plokščių medžiagoje. Pirmuoju atveju jie yra kadmis, antruoju - geležis. Elektrolitas yra KOH tirpalas ω = 20% . Nikelio-kadmio baterijos turi didžiausią praktinę reikšmę. Kadmio-nikelio akumuliatoriaus diagrama

(-) Cd/KOH/Ni 2 O 3/Ni tirpalas (+).

Kadmio-nikelio akumuliatoriaus veikimas pagrįstas redokso reakcija, kurioje dalyvauja Ni 3+

E.m.f. įkrauto nikelio-kadmio akumuliatoriaus įtampa yra 1,4 V.

Lentelėje parodytos Edison akumuliatoriaus ir švino akumuliatoriaus charakteristikos.

Elektrochemija - chemijos šaka, tirianti potencialų skirtumų atsiradimo ir cheminės energijos pavertimo elektros energija procesus (galvaninius elementus), taip pat cheminių reakcijų įgyvendinimą dėl elektros energijos sąnaudų (elektrolizė). Šie du procesai, turintys bendrą pobūdį, yra plačiai naudojami šiuolaikinėse technologijose.

Galvaniniai elementai naudojami kaip autonominiai ir mažo dydžio energijos šaltiniai mašinoms, radijo inžinerijos įrenginiams ir valdymo įtaisams. Elektrolizės būdu gaunamos įvairios medžiagos, apdorojami paviršiai, sukuriami norimos formos gaminiai.

Elektrocheminiai procesai ne visada naudingi žmogui, o kartais daro didelę žalą, padidindami koroziją ir metalinių konstrukcijų sunaikinimą. Norint sumaniai panaudoti elektrocheminius procesus ir kovoti su nepageidaujamais reiškiniais, jie turi būti išstudijuoti ir mokėti reguliuoti.

Elektrocheminių reiškinių atsiradimo priežastis yra elektronų perdavimas arba medžiagų, dalyvaujančių elektrocheminiuose procesuose, atomų oksidacijos būsenos pasikeitimas, tai yra redokso reakcijos, vykstančios nevienalytėse sistemose. Redokso reakcijose elektronai tiesiogiai perkeliami iš reduktorius į oksidatorių. Jei oksidacijos ir redukcijos procesai yra erdviškai atskirti, o elektronai nukreipiami palei metalinį laidininką, tokia sistema reprezentuos galvaninį elementą. Elektros srovės atsiradimo ir tekėjimo galvaniniame elemente priežastis yra potencialų skirtumas.

Elektrodo potencialas. Elektrodų potencialų matavimas

Jei paimate bet kokio metalo plokštę ir nuleidžiate ją į vandenį, tada paviršinio sluoksnio jonai, veikiami poliarinių vandens molekulių, atsiskiria ir hidratuojasi į skystį. Dėl šio perėjimo skystis įkraunamas teigiamai, o metalas - neigiamai, nes ant jo atsiranda elektronų perteklius. Metalo jonų kaupimasis skystyje pradeda slopinti metalo tirpimą. Nustatoma mobilioji pusiausvyra

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Pusiausvyros būsena priklauso ir nuo metalo aktyvumo, ir nuo jo jonų koncentracijos tirpale. Aktyvių metalų įtampos serijoje iki vandenilio sąveika su polinėmis vandens molekulėmis baigiasi teigiamų metalų jonų atskyrimu nuo paviršiaus ir hidratuotų jonų perėjimu į tirpalą (b pav.). Metalas tampa neigiamai įkrautas. Procesas yra oksidacija. Didėjant jonų koncentracijai šalia paviršiaus, tampa tikėtinas atvirkštinis procesas – jonų redukcija. Elektrostatinė trauka tarp tirpale esančių katijonų ir elektronų pertekliaus ant paviršiaus sudaro elektrinį dvigubą sluoksnį. Dėl to metalo ir skysčio sąsajoje atsiranda tam tikras potencialų skirtumas arba potencialų šuolis. Potencialų skirtumas, atsirandantis tarp metalo ir jį supančios vandeninės aplinkos, vadinamas elektrodo potencialas. Kai metalas panardinamas į to metalo druskos tirpalą, pusiausvyra pasislenka. Padidinus tam tikro metalo jonų koncentraciją tirpale, palengvinamas jonų perėjimas iš tirpalo į metalą. Metalai, kurių jonai turi reikšmingą gebėjimą pereiti į tirpalą, tokiame tirpale bus įkrauti teigiamai, tačiau mažesniu mastu nei gryname vandenyje.

Neaktyviems metalams metalo jonų pusiausvyrinė koncentracija tirpale yra labai maža. Jeigu toks metalas panardinamas į šio metalo druskos tirpalą, tai teigiamai įkrauti jonai ant metalo išsiskiria didesniu greičiu nei jonų perėjimas iš metalo į tirpalą. Metalo paviršius gaus teigiamą krūvį, o tirpalas – neigiamą dėl druskos anijonų pertekliaus. Ir šiuo atveju metalo ir tirpalo sąsajoje atsiranda elektrinis dvigubas sluoksnis, taigi ir tam tikras potencialų skirtumas (c pav.). Nagrinėjamu atveju elektrodo potencialas yra teigiamas.

Ryžiai. Jono perėjimo iš metalo į tirpalą procesas:

a – balansas; b – tirpimas; c – nusėdimas

Kiekvieno elektrodo potencialas priklauso nuo metalo prigimties, jo jonų koncentracijos tirpale ir temperatūros. Jei metalas panardinamas į jo druskos tirpalą, kuriame yra vienas molis metalo jono 1 dm 3 (kurio aktyvumas yra 1), tada elektrodo potencialas bus pastovus esant 25 o C temperatūrai ir 1 slėgiui. atm. Šis potencialas vadinamas standartinis elektrodo potencialas (E o).

Metalo jonai, turintys teigiamą krūvį, prasiskverbę į tirpalą ir judėdami metalo ir tirpalo sąsajos potencialiame lauke, eikvoja energiją. Šią energiją kompensuoja izoterminio plėtimosi darbas nuo didesnės jonų koncentracijos paviršiuje iki mažesnės jonų koncentracijos tirpale. Teigiami jonai kaupiasi paviršiniame sluoksnyje iki koncentracijos Su O, o tada pereiti į tirpalą, kur yra laisvųjų jonų koncentracija Su. Elektrinio lauko EnF darbas lygus izoterminiam plėtimosi darbui RTln(с o /с). Sulyginę abi darbo išraiškas, galime išvesti potencialo dydį

En F = RTln(s o/s), -E = RTln(s/s o)/nF,

čia E yra metalo potencialas, V; R – universali dujų konstanta, J/mol K; T – temperatūra, K; n – jonų krūvis; F – Faradėjaus skaičius; с – laisvųjų jonų koncentracija;

с о – jonų koncentracija paviršiniame sluoksnyje.

Neįmanoma tiesiogiai išmatuoti potencialo vertės, nes neįmanoma eksperimentiškai nustatyti potencialo vertės. Elektrodų potencialų vertės nustatomos eksperimentiškai, palyginti su kito elektrodo, kurio potencialas paprastai laikomas nuliu, verte. Toks standartinis arba atskaitos elektrodas yra normalus vandenilio elektrodas (n.v.e.) . Vandenilio elektrodo struktūra parodyta paveikslėlyje. Jį sudaro platinos plokštė, padengta elektrolitiniu būdu nusodinta platina. Elektrodas panardinamas į 1 M sieros rūgšties tirpalą (vandenilio jonų aktyvumas 1 mol/dm3) ir plaunamas vandenilio dujų srove esant 101 kPa slėgiui ir T = 298 K. Kai platina prisotinama vandenilis, metalo paviršiuje nusistovi pusiausvyra, bendras procesas išreiškiamas lygtimi

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Jei metalo plokštelė, panardinta į 1M šio metalo druskos tirpalą, išoriniu laidininku sujungta su standartiniu vandenilio elektrodu, o tirpalai sujungiami elektrolitiniu raktu, tai gauname galvaninį elementą (32 pav.). Šio galvaninio elemento elektrovaros jėga bus kiekis standartinis tam tikro metalo elektrodo potencialas (E O ).

Standartinio elektrodo potencialo matavimo schema

vandenilio elektrodo atžvilgiu

Paėmę cinką 1 M cinko sulfato tirpale kaip elektrodą ir sujungę jį su vandenilio elektrodu, gauname galvaninį elementą, kurio grandinę galima parašyti taip:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H2, Pt (+).

Diagramoje viena eilutė nurodo sąsają tarp elektrodo ir tirpalo, dvi linijos nurodo sąsają tarp tirpalų. Anodas parašytas kairėje, katodas dešinėje. Tokiame elemente vyksta reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, ir elektronai per išorinę grandinę pereina iš cinko į vandenilio elektrodą. Standartinis cinko elektrodo elektrodo potencialas (-0,76 V).

Vario plokštę kaip elektrodą, nurodytomis sąlygomis kartu su standartiniu vandenilio elektrodu gauname galvaninį elementą

(-) Pt, H2 /2H + //Cu2+ /Cu (+).

Šiuo atveju vyksta reakcija: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektronai juda išorine grandine nuo vandenilio elektrodo iki vario elektrodo. Vario elektrodo standartinis elektrodo potencialas (+0,34 V).

Jei iš visos standartinių elektrodų potencialų serijos parenkame tik tuos elektrodų procesus, kurie atitinka bendrąją lygtį

tada gauname eilę metalo įtempimų. Be metalų, šioje serijoje visada bus vandenilis, kuris leidžia pamatyti, kurie metalai gali išstumti vandenilį iš vandeninių rūgščių tirpalų.

19 lentelė. Metalo įtempių eilė

Kai kurie svarbiausių metalų įtempiai pateikti lentelėje. 19. Tam tikro metalo padėtis įtempių serijoje apibūdina jo gebėjimą atlikti redokso sąveiką vandeniniuose tirpaluose standartinėmis sąlygomis. Metalo jonai yra oksidatoriai, o metalai paprastų medžiagų pavidalu yra reduktorius. Be to, kuo toliau metalas yra įtampos serijoje, tuo stipresni jo jonai yra oksidatoriaus vandeniniame tirpale ir atvirkščiai, kuo metalas yra arčiau serijos pradžios, tuo stipresnės yra paprastojo metalo redukuojančios savybės. medžiaga – metalas.

Elektrodo proceso potencialas

neutralioje aplinkoje jis lygus B (žr. 273 psl.). Aktyvūs metalai serijos pradžioje, kurių potencialas yra žymiai neigiamas nei -0,41 V, išstumia vandenilį iš vandens. Magnis išstumia vandenilį tik iš karšto vandens. Metalai, esantys tarp magnio ir kadmio, paprastai neišstumia vandenilio iš vandens. Šių metalų paviršiuje susidaro oksidų plėvelės, kurios turi apsauginį poveikį.

Metalai, esantys tarp magnio ir vandenilio, išstumia vandenilį iš rūgščių tirpalų. Tuo pačiu metu kai kurių metalų paviršiuje susidaro apsauginės plėvelės, kurios slopina reakciją. Taigi, oksido plėvelė ant aliuminio daro šį metalą stabilų ne tik vandenyje, bet ir tam tikrų rūgščių tirpaluose. Švinas netirpsta sieros rūgštyje esant žemesnei koncentracijai, nes druska, susidaranti švinui reaguojant su sieros rūgštimi, yra netirpi ir sukuria apsauginę plėvelę ant metalo paviršiaus. Gilaus metalo oksidacijos slopinimo reiškinys, atsirandantis dėl apsauginių oksido ar druskos plėvelių ant jo paviršiaus, vadinamas pasyvumu, o metalo būsena šiuo atveju vadinama pasyviąja būsena.

Metalai gali išstumti vienas kitą iš druskos tirpalų. Reakcijos kryptį lemia jų santykinė padėtis įtempių serijoje. Svarstant konkrečius tokių reakcijų atvejus, reikia atsiminti, kad aktyvūs metalai išstumia vandenilį ne tik iš vandens, bet ir iš bet kokio vandeninio tirpalo. Todėl abipusis metalų išstūmimas iš jų druskų tirpalų praktiškai vyksta tik metalų, esančių eilėje po magnio, atveju.

Beketovas pirmasis išsamiai ištyrė metalų išstūmimą iš jų junginių kitais metalais. Dėl savo darbo jis sudėliojo metalus pagal jų cheminį aktyvumą į poslinkių seriją, kuri yra metalo įtempių serijos prototipas.

Kai kurių metalų santykinė padėtis įtempių eilutėje ir periodinėje lentelėje iš pirmo žvilgsnio neatitinka viena kitos. Pavyzdžiui, pagal vietą periodinėje lentelėje kalio cheminis aktyvumas turėtų būti didesnis nei natrio, o natrio – didesnis nei ličio. Įtampų serijoje litis yra aktyviausias, o kalis užima vidurinę padėtį tarp ličio ir natrio. Cinkas ir varis, atsižvelgiant į jų vietą periodinėje lentelėje, turėtų turėti maždaug vienodą cheminį aktyvumą, tačiau įtampos serijoje cinkas yra daug anksčiau nei varis. Tokio nenuoseklumo priežastis yra tokia.

Lyginant metalus, užimančius vieną ar kitą vietą periodinėje lentelėje, laisvųjų atomų jonizacijos energija imama kaip jų cheminio aktyvumo – redukcijos gebėjimo – matas. Iš tiesų, judant, pavyzdžiui, iš viršaus į apačią išilgai pagrindinio periodinės sistemos I grupės pogrupio, atomų jonizacijos energija mažėja, o tai siejama su jų spindulių padidėjimu (t. y. su didesniu išorinių elektronų atstumu). iš branduolio) ir vis labiau tikrinant teigiamą branduolio krūvį tarpiniais elektroniniais sluoksniais (žr. § 31). Todėl kalio atomai pasižymi didesniu cheminiu aktyvumu – jie turi stipresnes redukcines savybes – nei natrio atomai, o natrio atomai pasižymi didesniu aktyvumu nei ličio atomai.

Lyginant metalus tam tikroje įtampoje, cheminio aktyvumo matas laikomas kieto metalo pavertimo hidratuotais jonais vandeniniame tirpale darbas. Šį darbą galima pavaizduoti kaip trijų terminų sumą: atomizacijos energija – metalo kristalo pavertimas izoliuotais atomais, laisvųjų metalų atomų jonizacijos energija ir susidarančių jonų hidratacijos energija. Purškimo energija apibūdina tam tikro metalo kristalinės gardelės stiprumą. Atomų jonizacijos energiją – valentinių elektronų pašalinimą iš jų – tiesiogiai lemia metalo padėtis periodinėje lentelėje. Hidratacijos metu išsiskirianti energija priklauso nuo jono elektroninės struktūros, jo krūvio ir spindulio.

Ličio ir kalio jonai, turintys tą patį krūvį, bet skirtingus spindulius, aplink save sukurs nevienodus elektrinius laukus. Laukas, sukurtas šalia mažų ličio jonų, bus stipresnis nei laukas šalia didelių kalio jonų. Iš to aišku, kad ličio jonai hidratuos išskirdami daugiau energijos nei kalio jonai.

Taigi, nagrinėjamos transformacijos metu energija eikvojama atomizacijai ir jonizacijai, o energija išsiskiria hidratacijos metu. Kuo mažesnės bendros energijos sąnaudos, tuo lengvesnis bus visas procesas ir arčiau įtempių serijos pradžios bus nurodytas metalas. Tačiau iš trijų bendrojo energijos balanso terminų tik vieną – jonizacijos energiją – tiesiogiai lemia metalo padėtis periodinėje lentelėje. Vadinasi, nėra pagrindo tikėtis, kad tam tikrų metalų santykinė padėtis įtempių eilutėje visada atitiks jų padėtį periodinėje lentelėje. Taigi, ličio atveju bendras energijos suvartojimas yra mažesnis nei kalio, pagal kurį įtampos serijoje litis yra prieš kalį.

Vario ir cinko energijos sąnaudos laisvųjų atomų jonizavimui ir energijos prieaugis jonų hidratacijos metu yra artimos. Tačiau metalinis varis sudaro stipresnę kristalinę gardelę nei cinkas, kaip matyti iš šių metalų lydymosi temperatūrų palyginimo: cinkas lydosi , o varis tik . Todėl šių metalų purškimui sunaudojama energija žymiai skiriasi, todėl vario atveju viso proceso energijos sąnaudos yra daug didesnės nei cinko, o tai paaiškina šių metalų santykinę padėtį. metalai įtempių serijoje.

Pereinant iš vandens į nevandeninius tirpiklius, gali pasikeisti santykinė metalų padėtis įtampos serijoje. Taip yra dėl to, kad skirtingų metalų jonų tirpimo energija keičiasi skirtingai, kai jie pereina iš vieno tirpiklio į kitą.

Visų pirma, vario jonas gana stipriai tirpinamas kai kuriuose organiniuose tirpikliuose; Tai lemia tai, kad tokiuose tirpikliuose varis yra įtampos serijoje prieš vandenilį ir išstumia jį iš rūgščių tirpalų.

Taigi, priešingai nei periodinėje elementų sistemoje, metalo įtempių serija nėra bendro modelio atspindys, kuriuo remiantis galima pateikti išsamią metalų cheminių savybių charakteristiką. Įtampų serija apibūdina tik elektrocheminės sistemos „metalas – metalo jonas“ redoksinį gebėjimą griežtai apibrėžtomis sąlygomis: joje pateiktos reikšmės nurodo vandeninį tirpalą, temperatūrą ir metalo jonų vienetinę koncentraciją (aktyvumą).

Grosse E., Weissmantel H.

Chemija smalsiems. Chemijos pagrindai ir pramoginiai eksperimentai.

MAŽAS METALŲ ELEKTROCHEMIJOS KURSAS

SERIJA METALS STRESS

PAŽIŪRĖKIME UŽ KULIS

Aš 1 + Aš 2 2+ = Aš 1 2+ + Aš 2

Be to, pirmajam eksperimentui Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Taigi, procesas susideda iš keitimosi krūviais (elektronais) tarp abiejų metalų atomų ir jonų. Jei atskirai nagrinėsime (kaip tarpines reakcijas) geležies tirpimą arba vario nusodinimą, gausime:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e-- = Cu

Dabar apsvarstykite atvejį, kai metalas yra panardintas į vandenį arba druskos tirpalą, kurio katijonas neįmanomas dėl jo padėties įtempių serijoje. Nepaisant to, metalas linkęs tirpti jonų pavidalu. Šiuo atveju metalo atomas atiduoda du elektronus (jei metalas dvivalentis), į tirpalą panardinto metalo paviršius tirpalo atžvilgiu įkraunamas neigiamai, o sąsajoje susidaro elektrinis dvigubas sluoksnis. Šis potencialų skirtumas neleidžia tolesniam metalo tirpimui, todėl procesas greitai sustoja.
Jei į tirpalą panardinami du skirtingi metalai, jie abu pasikraus, tačiau mažiau aktyvus bus kiek silpnesnis, nes jo atomai mažiau linkę prarasti elektronus.
Sujungkime abu metalus laidininku. Dėl potencialų skirtumo elektronų srautas tekės iš aktyvesnio metalo į mažiau aktyvųjį, kuris sudaro teigiamą elemento polių. Vyksta procesas, kurio metu aktyvesnis metalas patenka į tirpalą, o katijonai iš tirpalo išsiskiria ant tauresnio metalo. Dabar keliais eksperimentais iliustruosime anksčiau pateiktą šiek tiek abstrakčią samprotavimą (kuris, be to, yra didelis supaprastinimas).
Pirmiausia į 250 ml stiklinę iki vidurio pripilkite 10% sieros rūgšties tirpalo ir įmerkite ne per mažus cinko ir vario gabalėlius. Prie abiejų elektrodų lituojame arba kniedžiame varinę vielą, kurios galai neturėtų liesti tirpalo.
Kol vielos galai nėra sujungti vienas su kitu, mes stebėsime cinko tirpimą, kurį lydi vandenilio išsiskyrimas. Cinkas, kaip matyti iš įtampos serijos, yra aktyvesnis už vandenilį, todėl metalas gali išstumti vandenilį iš joninės būsenos. Ant abiejų metalų susidaro dvigubas elektrinis sluoksnis. Lengviausias būdas nustatyti potencialų skirtumą tarp elektrodų yra voltmetras. Iš karto po prietaiso prijungimo prie grandinės rodyklė parodys maždaug 1 V, bet tada įtampa greitai nukris. Jei prie elemento prijungsite nedidelę lemputę, kuri sunaudoja 1 V, ji užsidegs - iš pradžių gana stipriai, o tada švytėjimas taps silpnas.
Remdamiesi prietaiso gnybtų poliškumu, galime daryti išvadą, kad varinis elektrodas yra teigiamas polius. Tai galima įrodyti be prietaiso, atsižvelgiant į proceso elektrochemiją. Nedidelėje stiklinėje arba mėgintuvėlyje paruošime sočiųjų valgomosios druskos tirpalą, įpilame apie 0,5 ml fenolftaleino indikatoriaus alkoholio tirpalo ir į tirpalą panardiname abu elektrodus, uždarytus viela. Netoli neigiamo poliaus bus pastebėta silpna rausva spalva, kurią sukelia natrio hidroksido susidarymas prie katodo.
Kituose eksperimentuose į ląstelę galima sudėti įvairias metalų poras ir nustatyti gaunamą įtampą. Pavyzdžiui, magnis ir sidabras suteiks ypač didelį potencialų skirtumą dėl didelio atstumo tarp jų ir tam tikrų įtampų, o cinkas ir geležis, priešingai, suteiks labai mažą, mažiau nei dešimtadalį volto. Naudodami aliuminį praktiškai negausime srovės dėl pasyvavimo.
Visi šie elementai arba, kaip sako elektrochemikai, grandinės, turi tą trūkumą, kad matuojant srovę, įtampa juose labai greitai krenta. Todėl elektrochemikai visada išmatuoja tikrąją įtampos vertę išjungtoje būsenoje naudodami įtampos kompensavimo metodą, tai yra, lygindami ją su kito srovės šaltinio įtampa.
Panagrinėkime procesus vario-cinko elemente šiek tiek išsamiau. Katode cinkas patenka į tirpalą pagal šią lygtį:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Sieros rūgšties vandenilio jonai išleidžiami vario anode. Jie prijungia elektronus, ateinančius per laidą iš cinko katodo, ir dėl to susidaro vandenilio burbuliukai:

2H + + 2 e-- = N 2

Po trumpo laiko varis pasidengs plonu vandenilio burbuliukų sluoksniu. Tokiu atveju varinis elektrodas pavirs vandeniliu, o potencialų skirtumas sumažės. Šis procesas vadinamas elektrodo poliarizacija. Vario elektrodo poliarizaciją galima pašalinti po įtampos kritimo į elementą įpylus šiek tiek kalio dichromato tirpalo. Po to įtampa vėl padidės, nes kalio dichromatas oksiduos vandenilį į vandenį. Kalio dichromatas šiuo atveju veikia kaip depoliarizatorius.
Praktikoje naudojamos galvaninės grandinės, kurių elektrodai nėra poliarizuoti, arba grandinės, kurių poliarizaciją galima pašalinti pridedant depoliarizatorių.
Kaip nepoliarizuojamo elemento pavyzdį apsvarstykite Danielio elementą, kuris praeityje dažnai buvo naudojamas kaip srovės šaltinis. Tai taip pat vario-cinko elementas, tačiau abu metalai panardinami į skirtingus tirpalus. Cinko elektrodas dedamas į akytas molio kiaurymes, užpildytas praskiesta (apie 20%) sieros rūgštimi. Molio ląstelė yra pakabinta didelėje stiklinėje, kurioje yra koncentruotas vario sulfato tirpalas, o apačioje yra vario sulfato kristalų sluoksnis. Antrasis elektrodas šiame inde yra cilindras, pagamintas iš vario lakšto.
Šis elementas gali būti pagamintas iš stiklinio indelio, parduodamo molio elemento (kraštutiniais atvejais naudojame gėlių vazoną, uždarant skylę apačioje) ir dviejų tinkamo dydžio elektrodų.
Elemento veikimo metu cinkas ištirpsta ir susidaro cinko sulfatas, o vario elektrode išsiskiria vario jonai. Bet tuo pačiu metu varinis elektrodas nėra poliarizuotas ir elementas sukuria apie 1 V įtampą. Tiesą sakant, teoriškai įtampa gnybtuose yra 1,10 V, tačiau renkant srovę matuojame šiek tiek mažesnę vertę dėl elektros ląstelės atsparumas.
Jei nepašaliname srovės nuo elemento, reikia išimti cinko elektrodą iš sieros rūgšties tirpalo, nes kitaip jis ištirps ir susidarys vandenilis.
Paprastos ląstelės, kuriai nereikia akytos pertvaros, schema parodyta paveikslėlyje. Cinko elektrodas yra stiklinio indo viršuje, o vario elektrodas yra šalia dugno. Visa ląstelė užpildyta prisotintu valgomosios druskos tirpalu. Į stiklainio dugną įdėkite saują vario sulfato kristalų. Gautas koncentruotas vario sulfato tirpalas labai lėtai maišysis su valgomosios druskos tirpalu. Todėl, kai elementas veikia, varis išsiskirs ant vario elektrodo, o cinkas ištirps sulfato arba chlorido pavidalu viršutinėje ląstelės dalyje.
Šiais laikais baterijose beveik vien naudojami sausieji elementai, kuriuos patogiau naudoti. Jų protėvis yra Leclanche elementas. Elektrodai yra cinko cilindras ir anglies strypas. Elektrolitas yra pasta, kurią daugiausia sudaro amonio chloridas. Cinkas ištirpsta pastoje, o ant anglies išsiskiria vandenilis. Kad būtų išvengta poliarizacijos, anglies strypas panardinamas į lininį maišelį, kuriame yra anglies miltelių ir pirolizito mišinys. Anglies milteliai padidina elektrodo paviršių, o pirolizitas veikia kaip depoliarizatorius, lėtai oksiduodamas vandenilį.
Tiesa, piroliusito depoliarizuojantis gebėjimas yra silpnesnis nei anksčiau minėto kalio dichromato. Todėl, kai srovė gaunama sausuose elementuose, įtampa greitai krenta, jie " pavargti"dėl poliarizacijos. Tik po kurio laiko įvyksta vandenilio oksidacija piroliusitu. Taigi elementai " ilsintis", jei kurį laiką nepraleidžiate srovės. Patikrinkite tai ant žibintuvėlio akumuliatoriaus, prie kurio prijungiame lemputę. Lygiagrečiai su lempa, tai yra tiesiai į gnybtus, prijungiame voltmetrą.
Iš pradžių įtampa bus apie 4,5 V. (Dažniausiai tokiose baterijose yra trys nuosekliai sujungti elementai, kurių kiekvieno teorinė įtampa yra 1,48 V.) Po kurio laiko įtampa kris ir lemputės švytėjimas susilpninti. Pagal voltmetro rodmenis galime spręsti, kiek laiko turi ilsėtis baterija.
Ypatingą vietą užima regeneruojantys elementai, žinomi kaip baterijos. Juose vyksta grįžtamos reakcijos ir juos galima įkrauti, kai elementas išsikrauna, prijungus prie išorinio nuolatinės srovės šaltinio.
Šiuo metu dažniausiai naudojami švino rūgšties akumuliatoriai; Juose esantis elektrolitas – praskiesta sieros rūgštis, į kurią panardintos dvi švino plokštelės. Teigiamas elektrodas padengtas švino dioksidu PbO 2, neigiamas – metaliniu švinu. Įtampa gnybtuose yra maždaug 2,1 V. Iškraunant ant abiejų plokštelių susidaro švino sulfatas, kuris kraunant vėl virsta metaliniu švinu ir švino peroksidu.

GALVANINIŲ DANGŲ DAŽINIMAS

Metalas nusėda veikiant srovei

Sulenkę dviejų plonų lakštinių varinių plokštelių galus, jas pakabiname ant priešingų stiklinės arba, dar geriau, nedidelio stiklinio akvariumo sienelių. Gnybtais pritvirtiname laidus prie plokščių.
Elektrolitas Ruoškime pagal tokį receptą: 125 g kristalinio vario sulfato, 50 g koncentruotos sieros rūgšties ir 50 g alkoholio (denatūruoto alkoholio), likusi dalis – vanduo iki 1 litro. Norėdami tai padaryti, pirmiausia ištirpinkite vario sulfatą 500 ml vandens, tada atsargiai mažomis porcijomis įpilkite sieros rūgšties ( Šildymas! Gali išsitaškyti skystis!), tada įpilkite alkoholio ir įpilkite vandens iki 1 litro tūrio.
Užpildykite kulonometrą paruoštu tirpalu ir prie grandinės prijunkite kintamą varžą, ampermetrą ir švino bateriją. Pasinaudodami varža reguliuojame srovę taip, kad jos tankis būtų 0,02-0,01 A/cm 2 elektrodo paviršiaus. Jei vario plokštės plotas yra 50 cm2, srovės stipris turėtų būti 0,5-1 A.
Po kurio laiko šviesiai raudonas metalinis varis pradės nusodinti prie katodo (neigiamas elektrodas), o varis ištirps prie anodo (teigiamas elektrodas). Norėdami išvalyti varines plokštes, kulonometre srovę paleisime maždaug pusvalandį. Tada išimame katodą, atsargiai nusausiname filtravimo popieriumi ir tiksliai pasveriame. Sumontuokime celėje elektrodą, reostatu uždarome grandinę ir palaikome pastovią srovę, pavyzdžiui, 1 A. Po valandos atidarome grandinę ir vėl pasveriame išdžiūvusį katodą. Esant 1 A srovei, jo masė padidės 1,18 g per darbo valandą.
Todėl elektros kiekis, lygus 1 ampervalandžiui, praeinant per tirpalą, gali išleisti 1,18 g vario. Arba apskritai: išsiskiriančios medžiagos kiekis yra tiesiogiai proporcingas elektros energijos kiekiui, praeinančiam per tirpalą.
Norint išskirti 1 jono ekvivalentą, per tirpalą reikia praleisti elektros kiekį, lygų elektrodo krūvio e ir Avogadro skaičiaus sandaugai N A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Ši reikšmė nurodoma simboliu F ir pavadintas kiekybinių elektrolizės dėsnių atradėjo vardu Faradėjaus numeris(tiksli vertė F- 96 498 A*s*mol -1). Todėl iš tirpalo atskirti tam tikrą skaičių ekvivalentų n e per tirpalą turi būti praleistas elektros kiekis, lygus F*n e A*s*mol -1 . Kitaip tariant,
I*t =F*n uh čia aš- dabartinė, t- laikas, per kurį srovė praeina per tirpalą. Skiltyje " Titravimo pagrindai„Jau buvo įrodyta, kad medžiagos ekvivalentų skaičius n e yra lygi molių skaičiaus ir ekvivalentinio skaičiaus sandaugai:
n e = n*Z Taigi:

aš*t = F*n*Z

Šiuo atveju Z- jonų įkrova (skirta Ag + Z= 1, Cu 2+ Z= 2, Al 3+ Z= 3 ir tt). Jei apgamų skaičių išreiškiame kaip masės ir molinės masės santykį ( n = m/M), tada gauname formulę, leidžiančią apskaičiuoti visus elektrolizės metu vykstančius procesus:

I*t =F*m*Z/M

Naudodami šią formulę galite apskaičiuoti srovę:

aš = F*m*Z/(t*M)= 9,65*104 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Jei įvesime santykį su elektros darbais W el

W el = U*I*t Ir W paštas/ U = I*t

Tada, žinant įtampą U, galite apskaičiuoti:

W el = F*m*Z*U/M

Taip pat galima apskaičiuoti, per kiek laiko elektrolitiškai išsiskiria tam tikras medžiagos kiekis arba kiek medžiagos išsiskirs per tam tikrą laiką. Eksperimento metu srovės tankis turi būti palaikomas nurodytose ribose. Jei jis yra mažesnis nei 0,01 A/cm2, metalo išsiskirs per mažai, nes iš dalies susidarys vario(I) jonai. Jei srovės tankis yra per didelis, dangos sukibimas su elektrodu bus silpnas, o pašalinus elektrodą iš tirpalo, jis gali subyrėti.
Praktikoje galvaninės metalų dangos pirmiausia naudojamos apsaugai nuo korozijos ir veidrodiniam blizgesiui gauti.
Be to, metalai, ypač varis ir švinas, yra išvalomi anodiniu tirpinimu ir vėlesniu atskyrimu prie katodo (elektrolitinis rafinavimas).
Norėdami padengti geležį variu arba nikeliu, pirmiausia turite kruopščiai nuvalyti objekto paviršių. Norėdami tai padaryti, nupoliruokite jį nuplauta kreida ir paeiliui nuriebalinkite atskiestu kaustinės sodos, vandens ir alkoholio tirpalu. Jei daiktas padengtas rūdimis, jį reikia iš anksto marinuoti 10–15% sieros rūgšties tirpale.
Išvalytą gaminį pakabiname į elektrolitinę vonią (mažą akvariumą arba stiklinę), kur jis tarnaus kaip katodas.
Vario dengimo tirpale yra 250 g vario sulfato ir 80-100 g koncentruotos sieros rūgšties 1 litre vandens (Atsargiai!). Šiuo atveju vario plokštė tarnaus kaip anodas. Anodo paviršius turi būti maždaug lygus dengiamo objekto paviršiui. Todėl visada turite užtikrinti, kad varinis anodas kabėtų vonioje tame pačiame gylyje kaip katodas.
Procesas bus vykdomas esant 3-4 V įtampai (dvi baterijos) ir 0,02-0,4 A/cm 2 srovės tankiui. Tirpalo temperatūra vonioje turi būti 18-25 °C.
Atkreipkime dėmesį į tai, kad anodo plokštuma ir dengiamas paviršius yra lygiagrečiai vienas kitam. Sudėtingų formų objektų geriau nenaudoti. Keičiant elektrolizės trukmę, galima gauti įvairaus storio varines dangas.
Dažnai jie imasi išankstinio vario dengimo, kad ant šio sluoksnio būtų padengta patvari kito metalo danga. Tai ypač dažnai naudojama geležies chromavimui, cinko liejinių nikeliavimui ir kitais atvejais. Tiesa, tam naudojami labai nuodingi cianidiniai elektrolitai.
Norėdami paruošti elektrolitą nikeliavimui, ištirpinkite 25 g kristalinio nikelio sulfato, 10 g boro rūgšties arba 10 g natrio citrato 450 ml vandens. Natrio citratą galite pasigaminti patys, neutralizuodami 10 g citrinos rūgšties tirpalą praskiestu natrio šarmo arba sodos tirpalu. Tegul anodas yra didžiausio įmanomo ploto nikelio plokštė, o akumuliatorių imkite kaip įtampos šaltinį.
Naudodami kintamą varžą išlaikysime srovės tankį, lygų 0,005 A/cm 2 . Pavyzdžiui, kai objekto paviršius yra 20 cm 2, reikia dirbti 0,1 A srovės stipriu. Po pusvalandžio darbo objektas jau bus nikeliuotas. Išimame iš vonios ir nuvalome skudurėliu. Tačiau geriau nenutraukti nikelio dengimo proceso, nes tada nikelio sluoksnis gali pasyvuoti, o vėlesnė nikelio danga blogai prikibs.
Norėdami pasiekti veidrodinį blizgesį be mechaninio poliravimo, į galvaninę vonią įvedame taip vadinamą blizgesį formuojantį priedą. Tokie priedai yra, pavyzdžiui, klijai, želatina, cukrus. Į nikelio vonią galite įberti, pavyzdžiui, kelis gramus cukraus ir ištirti jo poveikį.
Norėdami paruošti elektrolitą geležies chromavimui (po išankstinio dengimo variu), 100 ml vandens ištirpinkite 40 g chromo anhidrido CrO 3 (Atsargiai! Nuodai!) ir tiksliai 0,5 g sieros rūgšties (jokiu būdu daugiau!). Procesas vyksta esant maždaug 0,1 A/cm 2 srovės tankiui, o kaip anodas naudojama švino plokštė, kurios plotas turėtų būti šiek tiek mažesnis už chromuoto paviršiaus plotą.
Nikelio ir chromo vonias geriausia šiek tiek pašildyti (maždaug iki 35 ° C). Atkreipkite dėmesį, kad chromavimo elektrolitai, ypač ilgo proceso ir didelės srovės metu, išskiria garus, kuriuose yra chromo rūgšties, o tai labai kenkia sveikatai. Todėl chromavimas turėtų būti atliekamas traukiant arba atvirame ore, pavyzdžiui, balkone.
Chromuojant (ir kiek mažesniu mastu nikeliuojant), ne visa srovė naudojama metalo nusodinimui. Tuo pačiu metu išsiskiria vandenilis. Remiantis daugybe įtampų, būtų galima tikėtis, kad prieš vandenilį esantys metalai iš vandeninių tirpalų apskritai neturėtų išsiskirti, o priešingai – mažiau aktyvus vandenilis. Tačiau čia, kaip ir anodinio metalų tirpimo atveju, katodinė vandenilio evoliucija dažnai yra slopinama ir stebima tik esant aukštai įtampai. Šis reiškinys vadinamas vandenilio viršįtampiu ir ypač didelis, pavyzdžiui, ant švino. Dėl šios aplinkybės švino rūgšties akumuliatorius gali veikti. Įkraunant akumuliatorių, vietoj PbO 2 prie katodo turėtų atsirasti vandenilis, tačiau dėl viršįtampių vandenilio išsiskyrimas prasideda, kai baterija beveik visiškai įkrauta.

Elektrocheminė metalo korozija. Katodinė apsauga. Anodinė apsauga. Pasyvi apsauga. Elektrodų potencialai – lentelė.

Daugeliu atvejų metalo korozija reiškia medžiagos oksidaciją. Praktikoje didžiausią žalą daro vadinamieji. elektrocheminė korozija kartu su aktyviu medžiagų pernešimu. Metaliniai paviršiai yra jautrūs elektrocheminiam sunaikinimui (korozijai), kai jie liečiasi su elektrolitais (korozijos medžiagomis). Tokios priemonės gali būti atmosferos dujos, pavyzdžiui, jūros, miesto ar pramoninis oras (t.y. sieros dioksidas, vandenilio chloridas ir sulfitas ir kt.) arba aktyvūs skysčiai – sūrymai, šarmai, jūros vanduo ir kt. (pavyzdžiui, prakaituoti rankų atspaudai).

Jei galvaninė pora susidaro dėl korozijos agento sąlyčio su metaliniais paviršiais, tada medžiagos perkėlimas iš vieno poros elektrodo į kitą suintensyvėja daug kartų. Korozijos greitis nustatomas pagal poros elektrodų potencialų skirtumą. Šis procesas dažniausiai turimas omenyje kalbant apie elektrocheminė korozija.

Turėdami polinkį atsisakyti elektronų, dėl neigiamo elektrodo potencialo dauguma metalų oksiduojasi korozijos proceso metu. Jei saugomam objektui taikomas tam tikras papildomas teigiamas potencialas = jame palaikomas tam tikras dešimtosios volto eilės neigiamas potencialas, tai oksidacijos reakcijos tikimybė nukrenta beveik iki nulio. Šis apsaugos būdas dažniausiai numanomas kalbant apie katodinė apsauga.

Jei tikėtinos korozijos taške dedamas tam tikras kiekis medžiagos, turinčios mažesnį elektrodo potencialą (pavyzdžiui, cinko ar magnio, kad apsaugotų geležį), tada joje įvyks oksidacijos reakcija. Tarp šio papildomo turi būti užtikrintas geras elektros kontaktas apsauginis anodas(aukojamas anodas) ir apsaugotas metalas. Ar atspėjote, kodėl vamzdžiai yra cinkuoti? Ką apie geležies lakštus stogo dangai? Natūralu, kad kai apsauginis anodas visiškai ištirps, viskas vyks kaip įprasta.

Pagal pasyvioji apsauga suprasti apsaugoto pavyzdžio dangą dielektriku, kad nesusidarytų galvaninė grandinė. Pavyzdžiui, galite dažyti metalinę konstrukciją aliejiniais dažais ir pan.

Lentelė. Kai kurių medžiagų standartiniai elektrodų potencialai: