OVR чиглэлийн шалгуур

Редокс урвалын явц нь харилцан үйлчлэх бодисын шинж чанар, урвалын нөхцлөөс хамаарна. 1. Урвалжийн концентрацаас

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

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

2. Урвалын температур

Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (хүйтэн)

3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (халуун)
3. Катализатор байгаа эсэх.
4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (без)
4nh3/-3+5o2=4no/2+6h2o/-2 (в)
4. Хүрээлэн буй орчны шинж чанарын нөлөөлөл - янз бүрийн орчинд исэлдэлтийн урвал явагдана.
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)

Хүчтэй исэлдүүлэгч бодисыг сул коньюгат ангижруулагч эсвэл хүчтэй ангижруулагчийг сул коньюгат исэлдүүлэгч болгон хувиргах чиглэлд исэлдүүлэх урвал үргэлж аяндаа явагддаг. Хосолсон хосуудын исэлдэлтийн потенциалын утгыг шинжлэх замаар исэлдэлтийн урвалын чиглэлийг урьдчилан таамаглах боломжтой.

Тогтмол гүйдлийн эргэлт буцалтгүй эх үүсвэрүүд. Жишээ

Химийн энергийг цахилгаан энерги болгон шууд хувиргах химийн гүйдлийн эх үүсвэрт гальван эсүүд орно. Гальваник эсүүд нь химийн урвалууд эргэлт буцалтгүй байдаг гүйдлийн үндсэн химийн эх үүсвэр юм. Хамгийн энгийн хэлбэрээр элемент нь электролитийн уусмалд дүрсэн өөр өөр металлаар хийсэн хоёр электродоос бүрдэнэ. Энэ тохиолдолд электродуудын аль нэгэнд (катод) электродын материалыг уусгах урвал буюу исэлдэх урвал явагддаг бөгөөд электрод нь электроноо алдаж, гадаад цахилгаан хэлхээнд өгдөг. Нөгөө электрод (анод) дээр бууралтын урвал явагдана - электронууд нь катодоос гадаад хэлхээгээр дамждаг тул электродыг тойрсон материалын ионуудыг саармагжуулдаг. Төрөл бүрийн эсийн потенциалын зөрүү (цахилгаан хөдөлгөх хүч) нь 0.85-6 В хооронд хэлбэлздэг. Хамгийн өргөн хэрэглэгддэг гальван эсүүдэд (радио, гар чийдэн гэх мэт) эерэг электрод нь нүүрстөрөгчийн саваа ба идэвхжүүлсэн нүүрс эсвэл манганы давхар ислийн бал чулуутай холимог, сөрөг нэг нь аяга эсвэл аяга хэлбэрээр цайр бүрэх 3. Аммиакийн уусмалыг ихэвчлэн электролит болгон ашигладаг. Жигнэмэгийн элементийг батерейнд холбоход тохиромжтой хавтгай хэлбэртэй болгосон. Цайрын электродын гадна талд тусгай цахилгаан дамжуулагч давхарга тавьдаг бөгөөд энэ нь электролитийг нэвтрүүлэхийг зөвшөөрдөггүй. Угсарсан элемент нь нимгэн винил хлоридын хальсаар хучигдсан байдаг. Жишээлбэл, Крона батерей нь ийм төхөөрөмжтэй байдаг. Кино бүрээс нь бие даасан элементүүдийг хажуу талаас нь тусгаарлаж, электролит нэвчихээс сэргийлдэг боловч элементийн дотор үүссэн хийг амархан дамжуулдаг. Идэвхжүүлсэн нүүрстөрөгчийн масс нь жигнэмэгээс бага зэрэг цухуйж, өөр жигнэмэгтэй эвтэйхэн харьцдаг. Эдгээр батерейнууд нь аяганы батерейг бодвол идэвхтэй материалыг илүү сайн, бүрэн ашигладаг. Хуурай гальван эсийг эцсийн хэлбэрээр хэрэглэгчдэд нийлүүлдэг; Усаар дүүргэсэн савыг хэрэглэхийн өмнө цэвэр усаар дүүргэх ёстой. Гальваник эсийн хүчдэл нь түүний боловсруулсан EMF-ээс үргэлж бага байдаг, нэгдүгээрт, элементийн дотоод эсэргүүцэл дэх хүчдэлийн уналт, хоёрдугаарт, электрохимийн урвалын үр дүнд электродын туйлшралын үзэгдлээс шалтгаална. хэлхээнд дамжих гүйдлийн нөлөөн дор электродын гадаргуу дээр. Жишээлбэл, катод дахь устөрөгч, анод дахь хүчилтөрөгчийн хувьсал нь электродын потенциал руу чиглэж, тэдгээрийг бууруулдаг туйлшралын потенциалууд дагалддаг. Элементийн үйл ажиллагаанд туйлшралын нөлөөллийг багасгахын тулд деполяризаторыг ашигладаг - устөрөгч эсвэл хүчилтөрөгчийг хүлээн авдаг бодисууд, тэдгээртэй урвалд орж, улмаар туйлшралын потенциалыг бууруулахад тусалдаг. Нүүрстөрөгчийн электрод бүхий гальван эсүүд нь манганы давхар ислийг деполяризатор болгон ашигладаг. Нэг элементийн хүчдэлээс давсан цахилгаан хэлхээнд хүчдэлийг олж авахын тулд элементүүдийг батарейнд холбож, цувралаар холбодог, өөрөөр хэлбэл өмнөх элемент бүрийн эерэг туйлыг дараагийн элементийн сөрөг туйлтай холбодог. нэг (Зураг 3.3, а). Энэ тохиолдолд батерейны нийт цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь бие даасан элементүүдийн цахилгаан хөдөлгөгч хүчний нийлбэртэй тэнцүү байна.

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

Элементүүд ижил ба тэдгээрийн emf үед. тэнцүү, e.m.f. n элементээс бүрдэх зай,

E ob = n* E el.

Галваник эсүүд нь богино холболтоос хамгаалагдсан байх ёстой бөгөөд оч байгаа эсэхийг шалгахыг зөвлөдөггүй. Тэдний хүчдэлийг ачааллын дор хэмжих хэрэгтэй. Ачаалал байхгүй үед вольтметр нь EMF-ийг харуулах бөгөөд энэ нь батерейны ашиглалтын түвшинг тодорхойлдоггүй.

Металл хавтан (электрод) усанд дүрвэл ажиглагдах процессуудыг авч үзье. Бүх бодисууд тодорхой хэмжээгээр уусдаг тул ийм системд металлын катионуудыг дараа нь усжуулах замаар уусмал руу шилжүүлэх процесс явагдана. Энэ тохиолдолд суллагдсан электронууд электрод дээр үлдэж, сөрөг цэнэг өгнө. Сөрөг цэнэгтэй электрод нь уусмалаас металл катионуудыг татах бөгөөд ингэснээр системд тэнцвэр үүснэ.

M M n+ + ne - ,

электрод нь сөрөг цэнэгтэй байх ба зэргэлдээ уусмалын давхарга нь эерэг цэнэгтэй байх болно. Дээрх тэгшитгэл нь исэлдсэн хэлбэр нь Mn+ катионууд, бууруулсан хэлбэр нь M металлын атомууд болох хагас урвалыг тодорхойлдог.

Цагаан будаа. 26. Интерфэйс дэх потенциалын зөрүү үүсэх механизмууд

электрод - уусмал.

Диссоциацийн үед Mn+ катионуудыг устгадаг давсыг авч үзэж буй системд оруулбал тэнцвэр нь урвуу урвал руу шилжинэ. Mn+-ийн хангалттай өндөр концентрацитай үед металлын ионуудыг электрод дээр байрлуулах боломжтой болох бөгөөд энэ нь эерэг цэнэгийг олж авах бөгөөд электродын гадаргуутай зэргэлдээх уусмалын давхарга нь илүүдэл анион агуулсан сөрөг цэнэгтэй болно. Электродын цэнэгийн тэмдэг нь эцсийн эцэст сөрөг цэнэгийн харагдах байдлыг дэмждэг металлын химийн идэвхжил, уусмал дахь металлын катионы концентраци нэмэгдэж, эерэг цэнэг үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг. . Гэсэн хэдий ч ямар ч тохиолдолд ийм системд цахилгаан давхар давхарга үүсч, электродын уусмалын интерфейс дээр боломжит үсрэлт үүсдэг (Зураг 26). Электрод-ууслын интерфэйс дэх потенциал үсрэлтийг электродын потенциал гэж нэрлэдэг.

Бидний авч үзсэн жишээнд электродын метал химийн өөрчлөлтөд орсон. Электродын потенциал үүсэхэд энэ нөхцөл шаардлагагүй. Хэрэв ямар нэгэн идэвхгүй электродыг (графит эсвэл цагаан алт) зарим хагас урвалын исэлдүүлсэн болон бууруулсан хэлбэрийг (RP ба VF) агуулсан уусмалд дүрвэл электрод-ууслын интерфейс дээр боломжит үсрэлт үүснэ. Энэ тохиолдолд электродын потенциал үүсэх нь хагас урвалын илрэлээр тодорхойлогдоно.

OF + ne - VF

Электрон солилцоо нь электродын гадаргуугаар дамждаг тул энэ тохиолдолд зуучлагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг тул тэнцвэрт байдал урагшлах урвал руу шилжих нь электрод дээр эерэг цэнэг, сөрөг цэнэг үүсэхэд хувь нэмэр оруулна. урвуу урвал. Электрод нь химийн хувьд өөрчлөгдөхгүй; энэ нь зөвхөн электроны эх үүсвэр эсвэл хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэнэ. Тиймээс аливаа исэлдэлтийн урвалыг тодорхой утгаар тодорхойлж болно редокс боломж – бодисын исэлдсэн ба бууруулсан хэлбэрийг агуулсан уусмалд дүрсэн идэвхгүй электродын гадаргуу дээр үүсэх боломжийн зөрүү.

Электродын потенциалын утга нь исэлдсэн ба бууруулсан хэлбэрийн шинж чанар, концентраци, түүнчлэн температураас хамаарна. Энэ хамаарлыг Нернстийн тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

Энд R нь бүх нийтийн хийн тогтмол, T нь үнэмлэхүй температур, n нь исэлдсэн хэлбэрийг бууруулсан хэлбэрт шилжүүлэхэд тохирох электронуудын тоо, F нь Фарадейгийн тоо (96485 С моль -1), С окс ба С. улаан нь исэлдсэн ба бууруулсан хэлбэрийн концентраци, x ба y нь хагас урвалын тэгшитгэлийн коэффициентүүд, E˚ нь стандарт нөхцөлд хамаарах электродын потенциал (p = 101.326 кПа, T = 298 K, C ox = C улаан) = 1 моль/л). E˚ утгыг стандарт электродын потенциал гэж нэрлэдэг.

298 К-ийн температурт Нернстийн тэгшитгэлийг энгийн хэлбэрт амархан хувиргадаг.

Электродын потенциалын үнэмлэхүй утгыг хэмжих боломжгүй боловч хэмжсэн потенциалыг стандарт болгон авсан өөр нэгтэй харьцуулах замаар электродын потенциалын харьцангуй утгыг тодорхойлох боломжтой. Устөрөгчийн электродын стандарт потенциалыг ийм лавлагаа потенциал болгон ашигладаг. Устөрөгчийн электрод нь сүвэрхэг цагаан алт (хар цагаан алт) давхаргаар бүрсэн цагаан алтны хавтан бөгөөд 298 К-ийн температурт 1 моль/л устөрөгчийн катион идэвхжилтэй хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрэгдсэн. Платин хавтан нь устөрөгчөөр ханасан байна. 101.326 кПа даралтын дор (Зураг 27). Цагаан алтаар шингэсэн устөрөгч нь цагаан алтнаас илүү идэвхтэй бүрэлдэхүүн хэсэг бөгөөд электрод нь устөрөгчөөс бүрдсэн мэт ажилладаг. Үүний үр дүнд хагас урвалын улмаас системд электродын потенциал үүсдэг

Н 2 ¾ 2Н ¾® 2Н + + 2е -

Энэ потенциалыг уламжлалт байдлаар тэг гэж үздэг. Хэрэв тодорхой хагас урвалын исэлдсэн хэлбэр нь устөрөгчийн катионоос илүү идэвхтэй исэлдүүлэгч бодис байвал энэ хагас урвалын электродын потенциалын утга эерэг утгатай, эс тэгвээс сөрөг байна. Стандарт электродын потенциалын утгыг лавлах хүснэгтэд өгсөн болно.

Цагаан будаа. 27. Устөрөгчийн электродын бүтцийн схем.

Нернстийн тэгшитгэл нь янз бүрийн нөхцөлд электродын потенциалын утгыг тооцоолох боломжийг танд олгоно. Жишээлбэл, хагас урвалын электродын потенциалыг тодорхойлох шаардлагатай.

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

хэрэв температур 320 К, MnO 4 -, Mn 2+ ба H + -ийн концентраци нь 0.800-тай тэнцүү бол; 0.0050 ба 2.00 моль/л. Энэ хагас урвалын E˚ утга нь 1.51 В байна. Үүний дагуу

Редокс урвалын чиглэл. Электродын потенциал нь Гиббсийн чөлөөт энергийн өөрчлөлттэй дараах хамаарлаар холбогддог.

электродын потенциалыг ашиглан исэлдэлтийн процессын чиглэлийг тодорхойлж болно.

Редокс урвал нь хагас урвалтай тохирч:

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

Эдгээр хагас урвалын нэг нь зүүнээс баруун тийш (багасгах үйл явц), нөгөө нь баруунаас зүүн тийш (исэлдэлтийн процесс) явагдах ёстой нь тодорхой юм. Харж байгаа урвалын Гиббсийн энергийн өөрчлөлтийг хагас урвалын электродын потенциалын зөрүүгээр тодорхойлно.

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

Энд a ба b нь урвалын явцад өгсөн электронуудын тоог тэнцүүлэх хүчин зүйлүүд юм (n = an 1 = bn 2). Урвал аяндаа явагдахын тулд ΔG-ийн утга сөрөг байх ёстой бөгөөд энэ нь E 2 > E 1 үед үүснэ. Ийнхүү ORR-ийн явцад электродын потенциал их байгаа нь хоёр исэлдсэн хэлбэрээс буурч, электродын потенциал бага байгаа нь хоёр бууруулсан хэлбэрээс исэлддэг.

Жишээ.Стандарт нөхцөлд урвалын чиглэлийг тодорхойлно.

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

Хоёр исэлдсэн хэлбэрийг багасгасан хэлбэрт шилжүүлэх тэгшитгэлийг бичиж, электродын потенциалын харгалзах утгыг олохын тулд хайлтын хүснэгтийг ашиглана уу.

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 В

E° 2 > E° 1 тул хоёр дахь хагас урвал зүүнээс баруун тийш, эхний хагас урвал баруунаас зүүн тийш явагдана. Тиймээс үйл явц шууд урвалын чиглэлд явагдана.

Галваник эс

Урьдчилан дурьдсанчлан исэлдүүлэх урвал нь электроныг бууруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шилжүүлэх замаар дагалддаг. Хэрэв та орон зай дахь исэлдэлт ба бууралтын процессыг салгавал электронуудын чиглэсэн урсгалыг авч болно, жишээлбэл. цахилгаан. Редокс урвалын химийн энергийг цахилгаан гүйдлийн энерги болгон хувиргадаг төхөөрөмжийг химийн гүйдлийн эх үүсвэр буюу гальваник эс гэж нэрлэдэг..

Хамгийн энгийн тохиолдолд гальваник эс нь хоёр хагас элементээс бүрддэг - тохирох давсны уусмалаар дүүргэсэн савнууд бөгөөд үүнд металл электродууд дүрдэг. Хагас эсүүд нь электролитийн уусмалаар дүүргэсэн U хэлбэрийн хоолой (сифон) эсвэл хагас нэвчилттэй мембранаар холбогддог бөгөөд энэ нь ионуудыг нэг хагас эсээс нөгөөд шилжүүлэх боломжийг олгодог. Хэрэв электродууд нь гадны дамжуулагчаар холбогдоогүй бол хагас эсүүд электрод дээрх тодорхой цэнэгээр хангагдсан тэнцвэрт байдалд байна. Хэрэв хэлхээ хаагдсан бол электронууд бага электродын потенциалтай электродоос өндөр электродын потенциалтай электрод руу шилжиж эхлэх тул тэнцвэр алдагдана. Үүний үр дүнд системд исэлдэх урвал явагдаж эхлэх ба потенциалын өндөр утгатай электрод дээр бууралтын процесс явагдах ба бага потенциалтай электрод дээр исэлдэх процесс явагдана. Бууруулах урвал явагдах электродыг катод гэж нэрлэдэг; исэлдэлтийн урвал явагдах электрод нь анод юм.

Цагаан будаа. 28. Зэс-цайрын гальван элементийн бүтцийн схем.

Жишээ болгон эдгээр металлын сульфатын уусмалд дүрсэн зэс, цайрын электродуудаас бүрдэх Даниел-Якоби элементийг авч үзье (Зураг 28). Энэ элементийн исэлдсэн хэлбэр нь Zn 2+ ба Cu 2+ катионууд, бууруулсан хэлбэрүүд нь цайр, зэс юм. Системийн хагас урвалын тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

Zn 2+ + 2e - = Zn 0 ; E° 1 = -0.76 В

Cu 2+ + 2e - = Cu 0 ; E° 2 = 0.34 В

E° 2 > E° 1 тул хоёр дахь хагас урвал зүүнээс баруун тийш, эхнийх нь баруунаас зүүн тийш, өөрөөр хэлбэл. системд урвал явагдана:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Цайрын электрод уусах эсвэл бүх зэсийн ионыг багасгах хүртэл процесс үргэлжилнэ. Зэс-цайрын эсийн хувьд катод нь зэс электрод (үүн дээр Cu 2+ ионыг металл зэс болгон бууруулсан), анод нь цайрын электрод (үүн дээр цайрын атомууд Zn 2+ ион болж исэлддэг) юм. . Элементийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь катод ба анодын электродын потенциалын зөрүүтэй тэнцүү байна.

ΔE = E катод - Е анод

Стандарт нөхцөлд ΔE = 0.34 - (-076) = 1.10 (V).

Галваник эсийн хэлхээг бүртгэхийн тулд дараах маягтыг ашиглана уу.

Анод │ Анод уусмал ││ Катодын уусмал │ Катод

Анод ба катодын уусмалын хувьд гальваник элемент ажиллаж эхлэх үед харгалзах ионуудын концентрацийг заана. Тиймээс CuSO 4 ба ZnSO 4 0.01 моль/л-тэй тэнцэх концентрацитай Даниел-Якоби элемент нь дараах схемд тохирч байна.

Zn │ Zn 2+ (0.01 М) ││ Cu 2+ (0.01 М)│ Cu

Галваник эсийн EMF-ийг хэмжих замаар тодорхой хагас урвалын стандарт электродын потенциалыг тодорхойлно. Жишээлбэл, E˚ хагас урвалыг бий болгох шаардлагатай.

Fe 3+ + 1e - = Fe 2+

Үүнийг хийхийн тулд гальваник эсийг угсрах нь хангалттай.

Pt│H 2 (г) (101.3 кПа), H + (1М)││Fe 3+ (1М), Fe 2+ (1М) │Pt

ба түүний EMF хэмжинэ, сүүлийнх нь 0.77 В. Тиймээс:

E°(Fe +3 /Fe +2) = DE + E°(H + /H) = 0.77 V + 0 = +0.77 В

Электролиз

Электролитийн уусмал эсвэл хайлмалаар цахилгаан гүйдэл дамжуулснаар аяндаа үүсдэггүй исэлдэлтийн урвалыг явуулах боломжтой. Гадны эх үүсвэрээс цахилгаан гүйдлийн урсгалаар явагддаг электродуудад тус тусад нь исэлдэх, багасгах үйл явцыг электролиз гэж нэрлэдэг.

Электролизийн үед анод нь исэлдэлтийн процесс явагдах эерэг электрод, харин катод нь бууралтын процесс явагддаг сөрөг электрод юм. Тиймээс "анод" ба "катод" гэсэн нэрс нь электродын цэнэгтэй холбоогүй: электролизийн үед анод эерэг, катод нь сөрөг, гальваник эсийн үйл ажиллагаанд эсрэгээр байна. Электролизийн процесст анод нь исэлдүүлэгч бодис, катод нь бууруулагч бодис юм. Электролизийн үйл явцыг М.Фарадей (1833) хуулиар тоон байдлаар дүрсэлсэн байдаг.

1. Электрод дээр ялгарах бодисын масс нь уусмал эсвэл хайлмалаар дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээтэй пропорциональ байна.

2. Нэг мольтэй тэнцэх бодисыг электрод дээр гаргахын тулд ижил хэмжээний цахилгаан зарцуулдаг.

Ерөнхийдөө Фарадейгийн хуулиудыг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

Энд m - электролизийн бүтээгдэхүүний масс, I - гүйдлийн хүч, t - гүйдэл дамжуулах хугацаа, F - 96485 С-тэй тэнцүү тогтмол. моль -1 (Фарадей тоо), M e - бодисын эквивалент масс.

Өмнө дурьдсанчлан электролитийн уусмал ба хайлмал хоёулаа электролизэд ордог. Хайлмал электролиз нь хамгийн энгийн байдлаар явагддаг. Энэ тохиолдолд катод дээр катионы бууралт, анод дээр электролитийн анионы исэлдэлт явагдана. Жишээлбэл, хайлсан натрийн хлоридын электролиз нь тэгшитгэлийн дагуу явагдана.

Катодын процесс: Na + + 1e - = Na | 2

Электролизийн тэгшитгэл: 2NaCl = 2Na + Cl 2

Уусмалын электролиз нь илүү төвөгтэй байдаг, учир нь энэ тохиолдолд усны молекулууд электролизд орж болно. Электролизийн үед усыг дараах хагас урвалын дагуу исэлдүүлж, багасгаж болно.

1. Ус сэргээх (катодын процесс):

2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -; E° = -0.83 В

2. Усны исэлдэлт (анод процесс):

2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2; E° = 1.23 В

Тиймээс усан уусмалын электролизийн явцад электродын потенциалын өөр өөр утгатай электродын процессуудын хооронд өрсөлдөөн ажиглагдаж байна. Хамгийн тохиромжтой нь катод дээр хамгийн их электродын потенциалтай хагас урвал, анод дээр хамгийн бага электродын потенциалтай хагас урвал явагдах ёстой. Гэсэн хэдий ч бодит үйл явцын хувьд электродын потенциалын утга нь харилцан үйлчлэлийн шинж чанарт нөлөөлдөг цорын ганц хүчин зүйл биш юм.

Ихэнх тохиолдолд электролизийн өрсөлдөх урвалын хоорондох сонголтыг дараах дүрмүүдэд үндэслэн хийж болно.

1. Стандарт электродын потенциалын цуваа дахь метал нь устөрөгчийн баруун талд байвал катод дээр метал багасна.

2. Стандарт электродын потенциалын цуваа дахь метал нь хөнгөн цагааны зүүн талд (хамааруулсан) байвал усны бууралтаас болж катодод устөрөгч ялгардаг.

3. Стандарт электродын потенциалын цуваа дахь метал нь хөнгөн цагаан ба устөрөгчийн хооронд байр эзэлдэг бол катод дээр метал ба устөрөгчийн зэрэгцээ бууралт явагдана.

4. Хэрэв электролит нь хүчилтөрөгч агуулсан хүчлийн анионууд, гидроксил эсвэл фторын анионуудыг агуулж байвал ус нь анод дээр исэлддэг. Бусад бүх тохиолдолд электролитийн анион нь анод дээр исэлддэг. Анод дахь бууруулагч бодисыг исэлдүүлэх энэ дарааллыг хагас урвал явагддагтай холбон тайлбарлаж байна.

F 2 + 2e - = 2F -

маш өндөр электродын потенциал хариу үйлдэл үзүүлдэг (E ° = 2.87 В) бөгөөд хэрэв өөр нэг өрсөлдөх урвал боломжтой бол энэ нь бараг хэзээ ч ойлгогддоггүй. Хүчилтөрөгч агуулсан анионуудын хувьд тэдгээрийн исэлдэлтийн бүтээгдэхүүн нь молекулын хүчилтөрөгч бөгөөд энэ нь өндөр хэт хүчдэлтэй (цагаан алт электрод дээр 0.5 В) тохирдог. Энэ шалтгааны улмаас хлоридын усан уусмалын электролизийн явцад хлорын ионууд анод дээр исэлддэг боловч электродын хагас урвалын потенциал

2Cl - - 2e - = Cl 2; E° = 1.36 В

усны исэлдэлтийн электродын потенциалаас өндөр (E° = 1.23 В).

Электролизийн процесст мөн электродын материал нөлөөлдөг. Электролизийн үед өөрчлөгддөггүй идэвхгүй электродууд (графит, цагаан алт), электролизийн явцад химийн өөрчлөлтөд ордог идэвхтэй электродууд байдаг.

Уусмалын электролизийн зарим жишээг авч үзье.

Жишээ 1. Зэс (II) сульфатын усан уусмалыг инерт электродоор электролиз хийх.

CuSO 4 = Cu 2+ + SO

Катодын процесс: Cu 2+ + 2e - = Cu | 2

Электролизийн тэгшитгэл: 2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu + 4H + + O 2

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

Жишээ 2. Зэсийн сульфатын усан уусмалыг зэс анодоор электролиз хийх.

Катодын процесс: Cu 2+ + 2e - = Cu

Анод процесс: Cu 0 - 2e - = Cu 2+

Электролиз нь зэсийг анодоос катод руу шилжүүлэх хүртэл буцалгана.

Жишээ 3. Натрийн сульфатын усан уусмалыг идэвхгүй электродоор электролиз хийх.

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO

Катодын процесс: 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH - | 2

Анод процесс: 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2 | 1

Электролизийн тэгшитгэл: 2H 2 O = 2H 2 + O 2

Электролиз нь усны задралд ордог.

Жишээ 4. Натрийн хлоридын усан уусмалыг идэвхгүй электродоор электролиз хийх.

NaCl = Na + + Cl -

Катодын процесс: 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH - | 1

Анод процесс: 2Cl - - 2e - = Cl 2 | 1

Электролизийн тэгшитгэл: 2Cl - + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2OH -

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

Электролиз нь олон тооны идэвхтэй металлууд (хөнгөнцагаан, магни, шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлууд), устөрөгч, хүчилтөрөгч, хлор, натрийн гидроксид, устөрөгчийн хэт исэл, калийн перманганат болон бусад олон чухал бодисыг үйлдвэрлэхэд өргөн хэрэглэгддэг. Металлыг зэврэлтээс хамгаалахын тулд удаан эдэлгээтэй металл хальсыг буулгахад электролизийг ашигладаг.

Коллоид уусмалууд

= Бидний хэлэлцүүлэг =

OVR үүсэх шалгуурууд. Стандарт нөхцөл ба стандарт боломжууд

Багш сурагчдад зориулсан арга зүйн хөгжил

Ихэнх тохиолдолд химич (анхан болон нэлээд туршлагатай) асуултанд хариулах ёстой: өгөгдсөн урвалжийн хооронд исэлдэлтийн урвал явагдах боломжтой юу, хэрэв тийм бол ийм урвалын бүрэн бүтэн байдал юу вэ? Энэ нийтлэл нь ихэвчлэн хүндрэл үүсгэдэг энэ асуудлыг шийдвэрлэхэд зориулагдсан болно.

Интерфейс дээрх урвалууд маш хурдан явагддаг бөгөөд уусмалын ихэнх хэсэгт бараг тэр даруй явагддаг гэж үздэг. Органик бус химийн хувьд урвалд ихэвчлэн ион оролцдог тул энэ таамаглал бараг үргэлж зөвтгөгддөг (кинетик саад тотгорын улмаас үнэндээ тохиолддоггүй термодинамикийн боломжтой урвалын зарим жишээг доор авч үзэх болно).

OVR-ийг ерөнхий болон органик бус химийн чиглэлээр судлахдаа бидний хийх ёстой нэг ажил бол оюутнуудад энгийн химийн бодисуудыг ухамсартай ашиглахыг заах явдал юм. OVR-ийн аяндаа гарах чанарын шалгуурнэг чиглэлд эсвэл өөр стандарт нөхцөлд болон тэдний курсын бүрэн байдалхимийн практикт бодитоор хэрэглэгдэж буй нөхцөлд (болзошгүй кинетик хүндрэлийг тооцохгүйгээр).

Юуны өмнө өөрөөсөө энэ асуултыг асууя: нэг буюу өөр хагас урвалд оролцдог исэлдүүлэгч бодисын исэлдүүлэх чадвар нь жишээ нь MnO 4 – + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O-оос юу хамаардаг вэ? Хагас урвалын тэгшитгэл ба ионы ORR тэгшитгэлийг бичихдээ бид уламжлалт байдлаар урвуу шинжийн тэмдгээс илүүтэй тэнцүү тэмдгийг ашигладаг боловч бодит байдал дээр бүх урвал нь химийн хувьд нэг градусаар буцах боломжтой байдаг тул тэнцвэрийн төлөвт, Урагш ба урвуу урвал хоёулаа ижил хурдтай явагддаг.
MnO 4 исэлдүүлэгч бодисын концентрацийг нэмэгдүүлэх нь сургуулийн химийн хичээлээс мэдэгдэж байгаагаар шууд урвалын хурд, өөрөөр хэлбэл. тэнцвэрийг баруун тийш шилжүүлэхэд хүргэдэг; энэ тохиолдолд бууруулагч бодисын исэлдэлтийн бүрэн байдал нэмэгддэг. Ле Шательегийн зарчмыг ашиглах нь мэдээжийн хэрэг ижил дүгнэлтэд хүргэдэг.
Тиймээс исэлдүүлэгч бодисын исэлдүүлэх чадвар нь түүний концентрацийг нэмэгдүүлэх тусам үргэлж нэмэгддэг.
Энэ дүгнэлт нь маш энгийн бөгөөд бараг л ойлгомжтой мэт санагдаж байна.
Гэсэн хэдий ч яг адилхан үндэслэлээр бид хүчиллэг орчинд перманганатын ионы исэлдүүлэх чадвар нь устөрөгчийн ионы агууламж нэмэгдэх тусам нэмэгдэж, Mn 2+ катионы концентраци нэмэгдэх тусам буурна (ялангуяа энэ нь хуримтлагдах үед) гэж дүгнэж болно. урвалын явцад уусмалд) .
Ерөнхийдөө исэлдүүлэгчийн исэлдүүлэх чадвар нь хагас урвалын тэгшитгэлд гарч буй бүх хэсгүүдийн концентрацаас хамаарна. Үүний зэрэгцээ түүний өсөлт, i.e. исэлдүүлэгчийг багасгах үйл явц нь хагас урвалын зүүн хэсэгт бөөмсийн концентрацийг нэмэгдүүлэх замаар хөнгөвчилдөг; баруун талд нь бөөмсийн концентраци нэмэгдэх нь эсрэгээр энэ үйл явцыг саатуулдаг.
Бууруулах бодисын исэлдэлтийн хагас урвал ба ерөнхий исэлдэлтийн урвалын талаар (хэрэв тэдгээрийг ион хэлбэрээр бичсэн бол) яг ижил дүгнэлт хийж болно.

Редокс потенциал

Исэлдүүлэгчийн исэлдүүлэх чадварын тоон хэмжүүр (мөн түүний бууруулсан хэлбэрийг багасгах чадвар) нь электродын φ (электродын потенциал) цахилгаан потенциал бөгөөд түүний бууралтын хагас ба урвуу тал нь урвалд ордог. -Харгалзах бууруулсан хэлбэрийн исэлдэлтийн хагас урвал нэгэн зэрэг, ижил хурдаар явагдана.
Энэхүү исэлдүүлэх потенциалыг стандарт устөрөгчийн электродтой харьцуулан хэмжиж, "исэлдсэн хэлбэр - бууруулсан хэлбэр" гэсэн хосыг тодорхойлдог (иймээс "исэлдүүлэх потенциал" ба "бууруулах потенциал" гэсэн илэрхийлэл нь буруу юм). Хосуудын потенциал өндөр байх тусам исэлдүүлэгч бодисын исэлдүүлэх чадвар илүү тод илэрдэг бөгөөд үүний дагуу бууруулагч бодисын бууруулагч чадвар сул болно.
Мөн эсрэгээр: потенциал бага байх тусам (сөрөг утгууд хүртэл) бууруулсан хэлбэрийн бууруулагч шинж чанар нь илүү тод илэрдэг бөгөөд үүнтэй хавсарсан исэлдүүлэгч бодисын исэлдүүлэгч шинж чанар нь сул байдаг.
Электродын төрөл, стандарт устөрөгчийн электродын загвар, потенциалыг хэмжих аргуудыг физик химийн хичээлээр дэлгэрэнгүй авч үзнэ.

Ненерсийн тэгшитгэл

Хүчиллэг орчинд перманганатын ионы бууралтын хагас урвалтай харгалзах исэлдэлтийн потенциалын хамаарал (мөн өмнө дурдсанчлан Mn 2+ катионыг перманганатын ион руу исэлдүүлэх хагас урвал). хүчиллэг орчин) дээр дурдсан хүчин зүйлсийг тодорхойлох хүчин зүйлсийг Нерстийн тэгшитгэлээр тоон байдлаар дүрсэлсэн φ(MnO 4 – , H + / Mn 2+) = φ o (MnO 4 – , H + / Mn 2+) + RT / 5Ф ln 8/. Ерөнхий тохиолдолд Нернстийн тэгшитгэлийг ихэвчлэн φ(Ox/Red) = φ o (Ox/Red) + нөхцөлт хэлбэрээр бичдэг. RT/(nF) ln /, исэлдүүлэгч Ox-ийн хагас урвалын бууралтын ердийн тэмдэглэгээнд харгалзах + үгүй- = Улаан

Нернстийн тэгшитгэл дэх натурал логарифмын тэмдгийн доорх концентраци бүрийг хагас урвалын тэгшитгэл дэх өгөгдсөн бөөмийн стехиометрийн коэффициенттэй харгалзах чадал хүртэл нэмэгдүүлнэ. n- исэлдүүлэгчийн хүлээн авсан электронуудын тоо; Р- бүх нийтийн хийн тогтмол, Т- температур, Ф- Фарадей тоо.

Урвалын үед урвалын сав дахь исэлдэлтийн потенциалыг хэмжих, i.e. тэнцвэрт бус нөхцөлд энэ нь боломжгүй, учир нь потенциалыг хэмжихдээ электроныг бууруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шууд биш харин электродыг холбосон металл дамжуулагчаар дамжуулах ёстой. Энэ тохиолдолд гадаад (нөхөн нөхөх) потенциалын зөрүүг хэрэглэснээр электрон дамжуулах хурд (гүйдлийн хүч) маш бага байх ёстой. Өөрөөр хэлбэл, электродын потенциалыг хэмжих нь исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагч бодисын хооронд шууд холбоо тогтоохгүй байх үед л тэнцвэрийн нөхцөлд боломжтой юм.
Тиймээс Нернст тэгшитгэлийн дөрвөлжин хаалт нь ердийнх шиг бөөмсийн тэнцвэрт (хэмжилтийн нөхцөлд) концентрацийг илэрхийлдэг. Хэдийгээр урвалын үед редокс хосуудын потенциалыг хэмжих боломжгүй ч тэдгээрийг одоогийнхыг Нернстийн тэгшитгэлд орлуулах замаар тооцоолж болно, өөрөөр хэлбэл. тухайн цаг хугацааны цэгт тохирсон концентраци.
Хэрэв урвалын явцад потенциалын өөрчлөлтийг авч үзвэл эхлээд эдгээр нь анхны концентраци, дараа нь цаг хугацаанаас хамааралтай концентраци, эцэст нь урвал дууссаны дараа тэнцвэрт байдал юм.
Урвал үргэлжлэх тусам Нернстийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолсон исэлдүүлэгч бодисын потенциал буурч, хоёр дахь хагас урвалд тохирох бууруулагчийн потенциал эсрэгээр нэмэгддэг. Эдгээр потенциалыг тэнцүүлэх үед урвал зогсч, систем химийн тэнцвэрт байдалд буцаж ирдэг.

Стандарт исэлдэлтийн потенциал

Нернст тэгшитгэлийн баруун талд байгаа эхний гишүүн нь стандарт исэлдэлтийн потенциал, i.e. стандарт нөхцөлд хэмжсэн эсвэл илүү олон удаа тооцоолсон потенциал.
Стандарт нөхцөлд уусмал дахь бүх бөөмсийн концентраци нь тодорхойлолтоор 1 моль/л байх ба тэгшитгэлийн баруун талд байгаа хоёр дахь гишүүн нь тэг болно.
Стандарт бус нөхцөлд дор хаяж нэг концентраци нь 1 моль/л-тэй тэнцүү биш үед Нернстийн тэгшитгэлээр тодорхойлсон потенциал нь стандартаас ялгаатай байна. Стандарт бус нөхцөлд байгаа боломжуудыг ихэвчлэн дууддаг бодит боломж.
"Цахилгаан химийн потенциал" гэсэн нэр томъёог хатуу хэлэхэд хэрэглэхийг зөвлөдөггүй, учир нь энэ нь оюутнуудад тулгарах өөр хэмжигдэхүүнд (ионы химийн потенциал ба түүний цэнэгийн бүтээгдэхүүн ба цахилгаан потенциалын нийлбэр) оноогдсон байдаг. физик химийн хичээл дээр. Хэрэв нэг буюу хэд хэдэн хий ORR-д оролцвол тэдгээрийн стандарт төлөв нь 1 атм = 101300 Па даралттай төлөв юм. Стандарт төлөв ба стандарт потенциалыг тодорхойлох температур нь стандартчилагдаагүй бөгөөд ямар ч байж болно, гэхдээ лавлах номонд стандарт потенциалын хүснэгтийг эмхэтгэсэн болно. Т=298 К (25 ° C).

Оюутан бодисын стандарт төлөвийг тэдгээртэй үндсэндээ ямар ч нийтлэг байдаггүй ердийн нөхцлөөс ялгах ёстой ( Р= 1 атм, Т=273 К), үүнд идеал хийн төлөвийн тэгшитгэлийг ашиглана pV = nRT, бусад нөхцөлд хэмжсэн хийн эзэлхүүнийг өгөх нь заншилтай байдаг.

Буурах дарааллаар эмхэтгэсэн стандарт потенциалын хүснэгтэд исэлдүүлэгч бодисуудыг тодорхой жагсаасан болно (жишээ нь. янз бүрийн редокс хосуудын исэлдсэн хэлбэрүүд) хүч чадлынх нь дагуу. Үүний зэрэгцээ бууруулагч бодисуудыг хүч чадлаар нь ангилдаг ( хосуудын сэргээгдсэн хэлбэрүүд).

Стандарт нөхцөлд урвалын чиглэлийн шалгуур.

Хэрэв урвалын хольц нь урвалын явцад үүссэн анхны бодис, урвалын бүтээгдэхүүнийг хоёуланг нь агуулдаг бол өөрөөр хэлбэл хоёр исэлдүүлэгч бодис, хоёр ангижруулагч бодисыг агуулж байвал урвалын чиглэлийг аль нь исэлдүүлэгч бодисоор тодорхойлно. Нернстийн тэгшитгэлийн дагуу өгөгдсөн нөхцөлүүд илүү хүчтэй байх болно.
Стандарт нөхцөлд, үүнд оролцож буй бүх бодис (бөөмс) стандарт төлөвт байгаа үед урвалын чиглэлийг тодорхойлох нь ялангуяа хялбар байдаг. Ийм нөхцөлд илүү өндөр стандарт потенциалаар тодорхойлогддог тэр хосын исэлдүүлэгч бодис нь илүү хүчтэй болох нь ойлгомжтой.
Хэдийгээр стандарт нөхцөлд урвалын чиглэлийг хоёрдмол утгагүйгээр тодорхойлдог боловч бид үүнийг урьдчилан мэдэхгүй байж урвалын тэгшитгэлийг бичиж болно. Зөв(стандарт нөхцөлд хариу үйлдэл нь бидний хүлээн зөвшөөрсөн чиглэлд, өөрөөр хэлбэл урагшлах чиглэлд явагддаг) эсвэл буруу(урвал нь бидний таамаглаж байсан чиглэлээс эсрэг чиглэлд явагддаг).
ORR тэгшитгэлийн аливаа оруулга нь тодорхой утгатай исэлдүүлэгч бодисын сонголттэгшитгэлийн зүүн талд. Хэрэв стандарт нөхцөлд энэ исэлдүүлэгч бодис илүү хүчтэй байвал урвал явагдана шуудчиглэл, хэрэв үгүй бол - in урвуу.
Исэлдсэн хэлбэр нь бидний сонгосон исэлдүүлэгч бодис болох редокс хосын стандарт потенциалыг бид нэрлэх болно. исэлдүүлэгч потенциалφ o За, мөн бууруулсан хэлбэр нь бидний сонгосон бууруулагч бодис болох бусад хосын стандарт потенциал - агентийн потенциалыг бууруулдагφ o Нар.

Бид хэмжигдэхүүнийг Δφ o = φ o Ok – φ o Sun гэж нэрлэх болно стандарт исэлдэлтийн потенциалын зөрүү.
Эдгээр тэмдэглэгээг танилцуулсны дараа урвалын чиглэлийн шалгуурСтандарт нөхцөлд та үүнийг энгийн хэлбэрээр өгч болно:

Хэрэв Δφ o > 0 бол стандарт нөхцөлд урвал урагшлах чиглэлд явагдана; хэрэв Δφ o< 0, то в обратном.

ORR-ийн бүрэн байдлын шалгуур (эсвэл ORR-ийн химийн эргэлт буцалтгүй байдлын шалгуур)

Δφ o > 0 үед урагшлах чиглэлд явагдах урвалын бүрэн байдлын зэрэг нь Δφ o-ийн утгаас хамаарна. Урвал үргэлжлэхийн тулд бараг бүрэнэсвэл "эцсээ хүртэл", i.e. наад зах нь анхны бөөмс (ион, молекул) дуусах хүртэл, эсвэл өөрөөр хэлбэл, химийн хувьд эргэлт буцалтгүй, стандарт боломжит зөрүү хангалттай их байх шаардлагатай.
Аливаа урвал нь химийн урвуу чанараас үл хамааран үргэлж байдаг гэдгийг анхаарна уу термодинамикийн хувьд эргэлт буцалтгүй, хэрэв энэ нь туршилтын хоолой эсвэл бусад химийн реакторт тохиолдвол, i.e. буцах боломжтой гальваник элемент эсвэл бусад тусгай төхөөрөмжөөс гадна). Олон тооны гарын авлагын зохиогчид ORR-ийн бүрэн байдлын шалгуурыг Δφо > 0.1 V гэж үздэг. Олон урвалын хувьд энэ нөхцөл зөв боловч өгөгдсөн үед ORR-ийн бүрэн байдал (илүү нарийвчлалтай, урвалын зэрэг) байна. Δφо-ийн утга нь түүний ионы тэгшитгэл дэх стехиометрийн коэффициентүүд, түүнчлэн урвалжуудын анхны концентрацаас хамаарна.
Нернстийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолох ORR тэнцвэрийн тогтмол, мөн массын үйл ажиллагааны хууль нь Δφ o > 0.4 үед урвал нь химийн хувьд эргэлт буцалтгүй болох нь тодорхой байна.
Энэ тохиолдолд хариу үйлдэл нь үргэлж, өөрөөр хэлбэл. ямар ч анхны нөхцөлд (мэдээжийн хэрэг, бид одоо стандарт нөхцлийн талаар яриагүй) урагшаа чиглүүлж эцэс хүртэл дамждаг.
Бүрэн ижил аргаар, хэрэв Δφ o< – 0,4 В, реакция всегда протекает до конца, но в обратном направлении.
Ийм урвалын чиглэл, бүрэн байдлыг өөрчлөх, i.e. химийн урвуу урвалаас ялгаатай нь тэдгээрийг бүх хүслээр хянах боломжгүй юм< Δφ о < 0,4 В или –0,4 В < Δφ о < 0.

Эхний тохиолдолд стандарт нөхцөлд урвал үргэлж урагшилдаг. Энэ нь цаг хугацааны эхний мөчид урвалын бүтээгдэхүүн байхгүй тохиолдолд урвал нь бүр илүү их (өөрөөр хэлбэл үргэлж) урагшлах боловч бүрэн биш байх болно гэсэн үг юм.
Илүү бүрэн хариу үйлдэл үзүүлэхийг дэмжинэ илүүдэлнэг буюу хэд хэдэн урвалж ба урвалын хүрээнээс гарахбүтээгдэхүүнийхээ нэг талаараа.
Химийн урвуу чадвартай хэдий ч ийм урвалыг бүрэн гүйцэд дуусгах нь ихэвчлэн боломжтой байдаг.
Нөгөөтэйгүүр, ийм урвал эсрэг чиглэлд үргэлжлэх нөхцөлийг бий болгох нь ихэвчлэн боломжтой байдаг. Үүнийг хийхийн тулд "урвалж" -ын өндөр концентрацийг бий болгох шаардлагатай (одоо хүртэл бид тэдгээрийг авч үзсэн бүтээгдэхүүнурвал), түүний "бүтээгдэхүүн" байхгүй үед урвалыг эхлүүлэх (жишээ нь. урвалжууд, шууд урвалын үед) ба урвалын явцад тэдний концентрацийг аль болох бага байлгахыг хичээ.

Үүнтэй адилаар бид Δφ o бүхий химийн урвуу ORR-ийг ерөнхийд нь авч үзэж болно.< 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.
Юуны өмнө бид ямар ч төвлөрсөн хүхрийн хүчлийн тухай яриагүй байгааг тэмдэглэе.
Хоёрдугаарт, зөвхөн хүхрийн хүчил ба зэсийн сульфатыг ашиглан стандарт ионы концентрацитай уусмал үүсгэх боломжгүй бөгөөд хэрэв бид энэ асуудлыг шийдэхийг хүсч байвал (яагаад?) бусад бодисын хослолыг, жишээлбэл, NaHSO 4 + CuCl-ийг ашиглах хэрэгтэй болно. 2 эсвэл HCl + CuSO 4, хлоридын ионуудын урвалын явцад үзүүлэх нөлөөллийг үл тоомсорлодог.
Зэсийн катионуудыг багасгах урвал нь SO 2 даралтыг нэмэгдүүлж, H + ба SO 4 2- ионуудыг урвалын бөмбөрцөгөөс зайлуулах замаар хөнгөвчилдөг (жишээлбэл, Ba (OH) 2, Ca (OH) 2 гэх мэт. .).
Энэ тохиолдолд 100% орчим зэс олборлох бүрэн боломжтой болно. Нөгөөтэйгүүр, хүхрийн хүчлийн концентрацийг нэмэгдүүлэх, хүхрийн давхар исэл, усыг урвалын бөмбөрцөгөөс зайлуулах, эсвэл өөр аргаар холбох нь шууд урвал үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг бөгөөд эхний лабораторийн ажлын явцад оюутнууд шууд хүхрийн давхар исэл ялгарснаар баяжуулсан хүхрийн хүчилтэй зэсийн харилцан үйлчлэлийг ажиглах.
Урвал нь зөвхөн интерфейс дээр явагддаг тул түүний хурд бага байна. Ийм гетероген (илүү нарийвчлалтай, гетерофаз) урвал нь халах үед үргэлж илүү сайн (илүү хурдан гэсэн утгаараа) явагддаг. Температурын стандарт потенциалд үзүүлэх нөлөө нь бага бөгөөд ихэвчлэн тооцдоггүй. Тиймээс урвуу ORR-ийг урагш болон урвуу чиглэлд хийж болно. Энэ шалтгааны улмаас тэдгээрийг заримдаа дууддаг хоёр талынХарамсалтай нь өргөн хэрэглээнд ороогүй энэ нэр томъёо нь илүү амжилттай болсон, ялангуяа бие биентэйгээ ямар ч нийтлэг зүйлгүй ойлголтуудын уялдаа холбооноос үүдэлтэй бэрхшээлийг арилгадаг гэдгийг бид хүлээн зөвшөөрөх ёстой. химийнТэгээд термодинамикурвуу ба эргэлт буцалтгүй байдал (ердийн нөхцөлд химийн хувьд буцах боломжтой аливаа урвал нь термодинамикийн хувьд эргэлт буцалтгүй явагддаг гэдгийг оюутан ойлгоход хэцүү байдаг, гэхдээ үүнийг ойлгохгүйгээр химийн термодинамикийн олон салбаруудын жинхэнэ утгыг ойлгох боломжгүй байдаг).
Хоёр чиглэлд буцах ORR нь бусад химийн урвалын нэгэн адил аяндаа (эсвэл өөрөөр хэлбэл термодинамикийн хувьд эргэлт буцалтгүй) явагддаг гэдгийг анхаарна уу.
Аяндаа бус OVR нь зөвхөн электролиз эсвэл батерейг цэнэглэх үед үүсдэг. Тиймээс, урвалын аяндаа дамжих явцыг аль нэг чиглэлд дурдахгүй байж, харин аяндаа явагддаг ба аяндаа бус үйл явцын тухай ойлголтыг илүү гүнзгий авч үзэх нь илүү зөв байх болов уу.

Ионуудын харилцан үйлчлэлийн кинетик хүндрэлүүд

Өмнө дурьдсанчлан, уусмалын бүх эзлэхүүнд тохиолддог ионуудтай холбоотой урвалууд бараг үргэлж маш хурдан явагддаг. Гэсэн хэдий ч үл хамаарах зүйлүүд байдаг. Тиймээс төмрийн (III) катион 6Fe 3+ + 2NH 4 + ≠ N 2 + 6Fe 2+ + 8H + хүчиллэг орчинд аммонийн катион исэлдэх урвал нь термодинамикийн хувьд боломжтой (Δφ o = 0.499 В), гэхдээ баримт гардаггүй.

Шалтгаан кинетик хүндрэлүүдэнд исэлдүүлэгч ба ангижруулагч катионуудын Кулоны түлхэлт байдаг бөгөөд энэ нь электрон шилжилт хийх боломжтой зайд бие биедээ ойртохоос сэргийлдэг. Үүнтэй төстэй шалтгаанаар (гэхдээ анионуудын Кулоны түлхэлтийн улмаас) иодид ионыг нитратын ионоор хүчиллэг орчинд исэлдүүлдэггүй, гэхдээ энэ урвалын хувьд Δφ o = 0.420 В.
Цайр нэмсний дараа азотын хүчлийн төвийг сахисан молекулууд системд гарч ирдэг бөгөөд тэдгээр нь иодид ионыг исэлдүүлэхээс сэргийлдэггүй.

СЭДЭВИЙН ПРАКТИК ХИЧЭЭЛҮҮД

"REDOX
УРВАЛ БА ЦАХИЛГААН ХИМИЙН
ҮЙЛ ЯВЦ"

"ХИМИ" ХИЧЭЭЛЭЭР

Сургалт, арга зүйн гарын авлага

ЧЕРЕПОВЕЦ

"Хими" хичээлийн "Исэлдүүлэх урвал ба цахилгаан химийн процесс" сэдвээр практик хичээл: Боловсролын арга. тэтгэмж. Череповец: Дээд мэргэжлийн боловсролын улсын боловсролын байгууллага ChSU, 2005. 45 х.

Химийн тэнхимийн 2004 оны 06-р сарын 09-ний өдрийн 11 тоот протоколын хурлаар хэлэлцэв.

2004 оны 6-р сарын 21-ний өдрийн 6-р протоколоор УДБЭТ-ын Төмөрлөг, химийн хүрээлэнгийн редакцийн болон хэвлэлийн комиссоор батлагдсан.

Эмхэтгэсэн: O.A. Калко – Ph.D. технологи. Шинжлэх ухаан, дэд профессор; Н.В. Кунина

Шүүмжлэгчид: Т.А. Окунева, дэд профессор (GOU VPO ChSU);

Г.В. Козлова, Ph.D. хим. Шинжлэх ухаан, дэд профессор (GOU VPO ChSU)

Шинжлэх ухааны редактор:Г.В. Козлова – Ph.D. хим. Шинжлэх ухаан, дэд профессор

Венийн их сургууль, 2005 он

ОРШИЛ

Уг гарын авлагад ерөнхий химийн хичээлийн "Исэлдүүлэх-буцах урвал ба цахилгаан химийн процесс" сэдвээр онолын товч мэдээлэл, бодлого бодох жишээ, туршилтын хувилбаруудыг багтаасан болно. Сургалтын гарын авлагын агуулга нь химийн болон инженерийн мэргэжлээр "Хими" хичээлийн улсын стандартад нийцдэг.

REDOX РЕАКЦ

Бодис дахь элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв өөрчлөгдөхөд тохиолддог урвалыг нэрлэдэг redox.

Исэлдэлтийн төлөвэлемент (CO) нь химийн нэгдэл эсвэл ион дахь өгөгдсөн атом руу бусдаас (сөрөг CO) эсвэл өгөгдсөн атомаас бусад руу (эерэг CO) шилжсэн электронуудын тоо юм.

1. Энгийн бодис дахь элементийн CO 0, жишээлбэл: , .

2. Ионы нэгдэл дэх нэг атомын ион хэлбэртэй элементийн CO нь ионы цэнэгтэй тэнцүү, жишээ нь: , , .

3. Ковалентын туйлын холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд хамгийн их цахилгаан сөрөг (EO) утгатай атом нь сөрөг СО-той байх ба дараах СО-ууд нь зарим элементийн шинж чанартай байдаг.

- фторын хувьд - "-1";

– хүчилтөрөгчийн хувьд – “-2”, хэт ислийг эс тооцвол CO = -1, хэт исэл (CO = -1/2), озонид (CO = -1/3) ба OF 2 (CO = +2);

Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын хувьд CO = +1 ба +2 тус тус.

4. Саармаг молекул дахь бүх элементийн CO-ийн алгебрийн нийлбэр нь тэгтэй тэнцүү, ионы хувьд - ионы цэнэг.

Бодисын ихэнх элементүүд хувьсах СО-г харуулдаг. Жишээлбэл, янз бүрийн бодис дахь азотын CO-ийг тодорхойлъё.

Аливаа исэлдэлтийн урвал (ORR) нь хосолсон хоёр процессоос бүрдэнэ.

1. ИсэлдэлтЭнэ нь элементийн CO-ийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг бөөмийн электрон хандивлах үйл явц юм.

2. СэргээхЭнэ нь элементийн CO-ийн бууралт дагалддаг бөөмийн электрон хүлээн авах үйл явц юм.

Исэлдэх явцад электроноо өгдөг бодисыг нэрлэдэг сэргээн засварлагчид, мөн бууруулах явцад электрон хүлээн авах бодисууд нь исэлдүүлэгч бодисууд. Хэрэв бид -ээр тэмдэглэвэл Өөбодисын исэлдсэн хэлбэр, дамжуулан Улаан– сэргээгдсэн бол дурын ORR-ийг хоёр процессын нийлбэрээр илэрхийлж болно:

Улаан 1 – n ē® Үхэр 1 (исэлдэлт);

Үхэр 2 + n ē ® Улаан 2 (сэргээх).

Атомын исэлдэлтийн тодорхой шинж чанаруудын илрэл нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн чухал нь үечилсэн систем дэх элементийн байрлал, бодис дахь CO, мөн урвалын бусад оролцогчдын үзүүлж буй шинж чанаруудын шинж чанар юм. Тэдний исэлдэлтийн идэвхжилд үндэслэн бодисыг гурван бүлэгт хувааж болно.

1. Ердийн бууруулагч бодисууд- эдгээр нь атомууд нь EO-ийн бага утгатай энгийн бодисууд (жишээлбэл, металл, устөрөгч, нүүрстөрөгч), түүнчлэн тэдгээрийн хамгийн бага (хамгийн бага) исэлдэлтийн төлөвт атомууд байдаг хэсгүүд (жишээлбэл, хлор нь нэгдэл).

2. Ердийн исэлдүүлэгч бодисууд- эдгээр нь атомууд нь өндөр EO (жишээлбэл, фтор ба хүчилтөрөгч) -ээр тодорхойлогддог энгийн бодисууд, түүнчлэн хамгийн их (хамгийн их) CO-д атом агуулсан хэсгүүд (жишээлбэл, нэгдэл дэх хром) юм.

3. Редокс давхар шинж чанартай бодисууд- эдгээр нь олон төрлийн металл бус (жишээлбэл, хүхэр, фосфор), түүнчлэн завсрын СО дахь элементүүд (жишээлбэл, нэгдэл дэх манган) агуулсан бодисууд юм.

Исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодисууд нь өөр өөр бодисууд байдаг урвалыг нэрлэдэг молекул хоорондын. Жишээлбэл:

Зарим урвалд исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодисууд нь өөр өөр шинж чанартай ижил молекулын элементүүдийн атомууд юм молекул доторх, Жишээлбэл:

Исэлдүүлэгч ба бууруулагч нь ижил бодисын найрлагад байрлах ижил элементийн атом байх урвалыг гэнэ. пропорциональ бус урвал(аутооксидаци-өөрийгөө эдгээх), Жишээлбэл:

OVR тэгшитгэлийн коэффициентийг сонгох хэд хэдэн арга байдаг бөгөөд эдгээрээс хамгийн түгээмэл нь байдаг электрон балансын аргаТэгээд ион-электрон тэгшитгэлийн арга(өөрөөр бол хагас урвалын арга). Хоёр арга нь хоёр зарчмыг хэрэгжүүлэхэд суурилдаг:

1. зарчим материаллаг тэнцвэр- урвалын өмнөх ба дараах бүх элементийн атомын тоо ижил байх ёстой;

2. зарчим цахим баланс– ангижруулагчийн өгсөн электронуудын тоо нь исэлдүүлэгчийн хүлээн авсан электронуудын тоотой тэнцүү байх ёстой.

Цахим балансын арга нь бүх нийтийнх бөгөөд өөрөөр хэлбэл ямар ч нөхцөлд тохиолддог OVR-ийг тэгшитгэхэд ашиглаж болно. Хагас урвалын арга нь зөвхөн уусмал дахь исэлдэлтийн процессын тэгшитгэлийг эмхэтгэх боломжтой. Гэсэн хэдий ч электрон балансын аргатай харьцуулахад хэд хэдэн давуу талтай. Ялангуяа үүнийг ашиглахдаа элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох шаардлагагүй, мөн хүрээлэн буй орчны үүрэг, уусмал дахь бөөмсийн бодит байдлыг харгалзан үздэг.

Цахим тэнцвэрийн аргыг ашиглан урвалын тэгшитгэлийг бүрдүүлэх үндсэн үе шатууддараах байдалтай байна.

CO нь манганы хувьд (багасдаг), төмрийн хувьд (өсдөг) өөрчлөгддөг нь ойлгомжтой. Тиймээс KMnO 4 нь исэлдүүлэгч бодис, FeSO 4 нь бууруулагч бодис юм.

2. Исэлдэх, ангижруулах хагас урвалыг зохио.

(сэргээх)

(исэлдэлт)

3. Хүлээн авсан болон өгөгдсөн электронуудын тоог электронуудын урд талын коэффициентийг үржүүлэгч хэлбэрээр шилжүүлж, тэдгээрийг хооронд нь сольж тэнцвэржүүлэх:

½´ 1½´ 2

½´ 5½´ 10

Хэрэв коэффициентүүд нь бие биенийхээ үржвэр бол тэдгээрийг тус бүрийг хамгийн их нийтлэг үржвэрт хуваах замаар багасгах хэрэгтэй. Хэрэв коэффициентүүд нь сондгой, дор хаяж нэг бодисын томьёо нь тэгш тооны атом агуулдаг бол коэффициентийг хоёр дахин нэмэгдүүлэх шаардлагатай.

Тиймээс авч үзэж буй жишээнд электронуудын өмнөх коэффициентүүд сондгой (1 ба 5) бөгөөд Fe 2 (SO 4) 3 томъёо нь хоёр төмрийн атом агуулдаг тул коэффициентийг хоёр дахин нэмэгдүүлнэ.

4. Электрон балансын нийт урвалыг тэмдэглэ. Энэ тохиолдолд хүлээн авсан болон өгөгдсөн электронуудын тоо ижил байх ёстой бөгөөд тэнцүүлэх энэ үе шатанд буурах ёстой.

5. Урвалын молекулын тэгшитгэлийн коэффициентүүдийг цэгцэлж, дутуу бодисыг нэмнэ. Энэ тохиолдолд CO-ийг өөрчилсөн элементийн атомуудыг агуулсан бодисын коэффициентийг нийт электрон балансын урвалаас авч, үлдсэн элементүүдийн атомуудыг ердийн аргаар дараах дарааллаар тэнцүүлнэ.

- металлын атомууд;

- металл бус атомууд (хүчилтөрөгч ба устөрөгчөөс бусад);

- устөрөгчийн атомууд;

- хүчилтөрөгчийн атомууд.

Энэ жишээний хувьд

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

Ион-электрон тэгшитгэлийн аргыг ашиглан урвалыг тэнцүүлэх үеддараах үйлдлүүдийн дарааллыг дагана уу.

1. Урвалын схемийг бичиж, элементүүдийн CO-ийг тодорхойлж, исэлдүүлэгч ба ангижруулагчийг тодорхойлно. Жишээлбэл:

Хромын хувьд CO өөрчлөгддөг (багасдаг), төмрийн хувьд (өсдөг). Тиймээс K 2 Cr 2 O 7 нь исэлдүүлэгч бодис, Fe нь бууруулагч бодис юм.

2. Урвалын ионы схемийг бичнэ үү. Энэ тохиолдолд хүчтэй электролитийг ион хэлбэрээр бичиж, сул электролит, уусдаггүй, бага зэрэг уусдаг бодисууд, түүнчлэн хий нь молекул хэлбэрээр үлддэг. Хэлэлцэж буй процессын хувьд

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

3. Ионы хагас урвалын тэгшитгэл зохио. Үүнийг хийхийн тулд эхлээд CO-ийг өөрчилсөн элементийн атом агуулсан бөөмсийн тоог тэнцүүл.

a) хүчиллэг орчинд H 2 O ба (эсвэл) H +;

б) төвийг сахисан орчинд H 2 O ба H + (эсвэл H 2 O ба OH -);

в) шүлтлэг орчинд H 2 O ба (эсвэл) OH - .

Cr 2 O + 14H + ® 2Cr 3+ + 7H 2 O

Дараа нь тодорхой тооны электроныг нэмэх буюу хасах замаар цэнэгийг тэнцүүлнэ.

12+ + 6 ē ® 6+

Fe 0 – 2 ē ® Fe 2+

4. Цахим балансын аргад заасны дагуу хүлээн авсан болон өгөгдсөн электронуудын тоог тэнцвэржүүлнэ

12+ + 6 ē ® 6+ ½´2½´1

Fe 0 – 2 ē ® Fe 2+ ½´6½´3

5. Ион-электрон балансын нийт урвалыг тэмдэглэ.

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

6. Урвалын молекулын тэгшитгэл дэх коэффициентүүдийг цэгцлээрэй.

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

Молийн эквивалент массын тооцоо МЭ ORR дахь исэлдүүлэгч эсвэл бууруулагчийг томъёоны дагуу гүйцэтгэнэ

М E = , (1)

Хаана М– бодисын молийн масс, г/моль; N ē– исэлдүүлэх, багасгах үйл явцад оролцдог электронуудын тоо.

Жишээ: Ион-электрон тэнцвэрийн аргыг ашиглан урвалыг тэнцүүлж, исэлдүүлэгч ба ангижруулагчийн молийн эквивалент массыг тооцоол.

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

Шийдэл

Бид элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлж, исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагч бодисыг тодорхойлдог

Энэ процесст исэлдүүлэгч бодис нь HNO 3, ангижруулагч нь As 2 S 3 юм.

Ионы урвалын схемийг хийх

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

Бид ион-электрон хагас урвалыг бичиж, хүлээн авсан болон өгсөн электронуудын тоог тэнцвэржүүлнэ.

0 – 28ē ® 28+ ½´3

3+ + 3ē ® 0 ½´28

Бид хагас урвалыг нэгтгэж, ерөнхий схемийг хялбаршуулна.

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

Бид коэффициентүүдийг молекул тэгшитгэлд шилжүүлж, элемент бүрийн атомын тоог тэнцүүлнэ.

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

Бид исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагчийн молийн эквивалент массыг (1) томъёогоор тооцоолно.

Мисэлдүүлэгч бодис = г / моль;

МӨө, бууруулагч = г/моль.

ОЛОН СОНГОЛТЫН ДААЛГАВАР No1

Аль нэг хувилбарын дагуу ион-электрон тэгшитгэлийн аргыг ашиглан ORR-ийг тэнцүүл. Урвалын төрлийг тодорхойлж, исэлдүүлэгч болон ангижруулагчийн молийн эквивалент массыг тооцоол.

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

OVR УРСГАЛЫН ЧИГЛЭЛ

Аливаа химийн процессын нэгэн адил изобар-изотермийн нөхцөлд ORR аяндаа үүсэх боломж ба бүрэн байдлыг D системийн Гиббсийн чөлөөт энергийн өөрчлөлтийн тэмдгээр үнэлж болно. Гүйл явцын үеэр. Хэзээ аяндаа P, T = = Const урвалууд урагшлах чиглэлд явагдах боломжтой бөгөөд D Г < 0.

Редокс процессын Гиббс энергийн өөрчлөлт нь электроныг ангижруулагчаас исэлдүүлэгч рүү шилжүүлэхэд системийн хийсэн цахилгаан ажилтай тэнцүү байна.

хаана Д Э– Редокс процессын EMF, V; Ф– Фарадей тогтмол ( Ф= 96,485 » 96,500 С/моль); n ē- энэ процесст оролцож буй электронуудын тоо.

(2) тэгшитгэлээс үзэхэд улаан исэлдэлтийн урвал аяндаа үүсэх нөхцөл нь исэлдэлтийн процессын (D) эерэг утга юм. Э> 0). Стандарт нөхцөлд ORR-ийн EMF-ийн тооцоог тэгшитгэлийн дагуу хийх ёстой

Системийн стандарт исэлдэлтийн потенциал хаана байна. Тэдгээрийн утгыг туршилтаар тодорхойлж, лавлагаа номонд өгөгдсөн (зарим системүүдийн хувьд исэлдэлтийн потенциалыг Хавсралтын 1-р хүснэгтэд өгсөн болно).

Жишээ 1. Ионы схем нь дараах байдалтай байгаа ORR-ийн урсгалын чиглэлийг тодорхойл.

Fe 3+ + Cl - « Fe 2+ + Cl 2

Шийдэл

Энэ процесст Fe 3+ ион нь исэлдүүлэгч бодис, Cl - ион нь бууруулагч бодис юм. Хүснэгтэнд 1 хэрэглээнд бид хагас урвалын потенциалыг олдог.

Fe 3+ + 1 ē = Fe 2+, Э= 0.77 В;

Cl2+2 ē = 2Cl - , Э= 1.36 В.

(3) томъёог ашиглан бид EMF-ийг тооцоолно.

Д-ийн үнэ цэнээс хойш Э 0 < 0, то реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

Жишээ 2. FeCl 3 ашиглан H 2 S-ийг элемент хүхэр болгон исэлдүүлэх боломжтой юу?

Шийдэл

Ионы урвалын схемийг хийцгээе.

Fe 3+ + H 2 S ® Fe 2+ + S + H +

Энэ процесст Fe 3+ ион нь исэлдүүлэгч, H 2 S молекул нь бууруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг.

Бид харгалзах хагас урвалын исэлдэлтийн потенциалыг олно. Э= 0.77 В; Э= 0.17 В.

Исэлдүүлэгч бодисын боломж нь бууруулагчийн потенциалаас их тул хүхэрт устөрөгчийг төмрийн (III) хлорид ашиглан исэлдүүлж болно.

ОЛОН СОНГОЛТЫН ДААЛГАВАР No2

Ион-электрон тэгшитгэлийн аргыг ашиглан исэлдэх урвалын аль нэгийг тэнцвэржүүлнэ. Стандарт исэлдэлтийн потенциалын хүснэгтийг ашиглан emf ба D-ийг тооцоол Гурвал, мөн энэ ORR үүсэх чиглэлийг зааж өгнө:

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

ГАЛВАНИЙН ЭСРЭГ

Химийн урвалын энергийг цахилгаан энерги болгон хувиргах үйл явц нь ажлын үндэс юм химийн гүйдлийн эх үүсвэрүүд(HIT). HCI-д гальваник эс, батерей, түлшний эсүүд орно.

Галваник эсЭнэ нь химийн урвалын энергийг шууд цахилгаан болгон хувиргах төхөөрөмж бөгөөд урвалжууд (исэлдүүлэгч ба бууруулагч) нь элементийн найрлагад шууд орж, үйл ажиллагааны явцад зарцуулагддаг. Урвалж дууссаны дараа элемент ажиллахаа больсон, өөрөөр хэлбэл энэ нь нэг удаагийн ХИТ юм.

Хэрэв исэлдүүлэгч бодис ба ангижруулагчийг эсийн гадна талд хадгалж, түүний үйл ажиллагааны явцад хэрэглэдэггүй электродуудад нийлүүлдэг бол ийм эс нь удаан хугацаанд ажиллах боломжтой бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. мазут.

Батерейны ажиллагаа нь буцах боломжтой OVR дээр суурилдаг. Гадны гүйдлийн эх үүсвэрийн нөлөөн дор ORR нь эсрэг чиглэлд урсдаг бол төхөөрөмж нь химийн энергийг хуримтлуулдаг (хуримтуулдаг). Энэ процессыг нэрлэдэг зайны цэнэг. Дараа нь батерей нь хадгалсан химийн энергийг цахилгаан энерги болгон хувиргаж чадна (үйл явц зай цэнэггүй болно). Зайг цэнэглэх, цэнэглэх үйл явц нь олон удаа хийгддэг, өөрөөр хэлбэл энэ нь дахин ашиглах боломжтой HIT юм.

Гальваник эс нь металл дамжуулагчаар хоорондоо холбогдсон хоёр хагас эсээс (редокс систем) бүрдэнэ. Хагас элемент (өөрөөр хэлбэл электрод) нь ихэвчлэн бууруулж эсвэл исэлдүүлэх боломжтой ион агуулсан уусмалд байрлуулсан металл юм. Электрод бүр нь тодорхой утгаараа тодорхойлогддог нөхцөлт электродын потенциал E, энэ нь стандарт нөхцөлд потенциалтай харьцуулахад туршилтаар тодорхойлогддог стандарт устөрөгчийн электрод(SVE).

SHE нь устөрөгчийн хийтэй харьцдаг цагаан алтнаас бүрдэх хийн электрод юм. Р= 1 атм) ба устөрөгчийн ионуудын идэвхжилтэй уусмал А= 1 моль/дм3. Устөрөгчийн электрод дахь тэнцвэрт байдлыг тэгшитгэлээр тусгана

Металл электродын потенциалыг тооцоолохдоо металлын ионуудын идэвхийг тэдгээрийн молийн концентрацтай ойролцоогоор тэнцүү гэж үзэж болно. А» [Би n + ];

2) устөрөгчийн электродын хувьд

энд рН нь усны рН утга юм.

Гальваник элементийн хувьд бага боломжит утгатай электродыг нэрлэдэг анодмөн "-" тэмдгээр тэмдэглэнэ. Анод дээр ангижруулагч хэсгүүдийн исэлдэлт явагдана. Өндөр потенциалтай электродыг нэрлэдэг катодмөн "+" тэмдгээр тэмдэглэнэ. Катодын үед исэлдүүлэгч бодисын тоосонцор багасдаг. Электроныг ангижруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шилжүүлэх нь металл дамжуулагчаар дамждаг. гадаад хэлхээ. Гальваник эсийн үйл ажиллагааны үндэс болсон ORR гэж нэрлэдэг гүйдэл үүсгэх урвал.

Элементийн үйл ажиллагааны гол шинж чанар нь түүний emf D юм Э, үүнийг катод ба анодын потенциалын зөрүүгээр тооцдог

Д Э = Экатод - Эанод. (6)

Катодын потенциал нь анодын потенциалаас ямагт их байдаг тул (6)-аас харахад ажиллаж байгаа гальваник үүрэнд D Э > 0.

Галваник эсүүд нь ихэвчлэн нэг босоо шугам нь фазын хилийг (металл - уусмал), хоёр босоо шугам нь хоёр шийдлийн хоорондох заагийг илэрхийлдэг диаграм хэлбэрээр бичигдсэн байдаг. Практикт уусмалуудын хоорондох цахилгаан холбоог баталгаажуулдаг давсны гүүр– Электролитийн уусмал бүхий U хэлбэрийн хоолой.

Жишээ 1. Уусмал дахь Ni 2+ ионы концентраци 0.02 Н бол никелийн электродын потенциалыг тодорхойл.

Шийдэл

Уусмал дахь никель ионы молийн концентрацийг бид тодорхойлно.

= моль/дм 3,

Хаана z= 2 – Ni 2+ ионы эквивалент тоо.

Э= - 0.250 V. Томъёо (4) ашиглан бид никель электродын потенциалыг тооцоолно

Жишээ 2. Энэ уусмалд байрлуулсан устөрөгчийн электродын потенциал -0,786 В байвал уусмал дахь OH - ионы концентрацийг тодорхойл.

Шийдэл

(5) томъёоноос бид уусмалын рН-ийг тодорхойлно.

Дараа нь усны гидроксил индекс тэнцүү байна

Р OH = 14 - Р N = 14 - 13.32 = 0.68.

Тиймээс OH ионы концентраци тэнцүү байна

Моль/дм3.

Жишээ 3. Pb 2+ ба Cu 2+ ионы концентраци нь 0.1 М ба 0.05 М-тэй тэнцүү уусмалд дүрсэн хар тугалга, зэс электродуудаас бүрдсэн гальван элементийн диаграммыг зурж, электродын процессын тэгшитгэлийг бичиж, EMF-ийг тооцоол. .

Шийдэл

Ширээн дээрээс 2 програм сонгоно уу ЭЭдгээр металлын 0-ийг авч, (5) томъёог ашиглан тэдгээрийн потенциалыг тооцоолно.

Зэс электродын потенциал нь хар тугалганы электродын потенциалаас их байгаа нь Pb нь анод, Cu нь катод гэсэн үг юм. Үүний үр дүнд элементэд дараах процессууд явагдана.

анод дээр: Pb – 2 ® Pb 2+ ;

катод дээр: Cu 2+ + 2 ® Cu;

гүйдэл үүсгэх урвал: Pb + Cu 2+ = Pb 2+ + Cu;

элементийн диаграм: (-) Pb½Pb 2+ ½½Cu 2+ ½Cu (+).

Томъёо (6) ашиглан бид өгөгдсөн гальваник эсийн EMF-ийг тодорхойлно.

Д Э= 0.298 – (-0.156) = 0.454 В.

ОЛОН СОНГОЛТЫН ДААЛГАВАР No3

Диаграммыг зурж, электродын үйл явцын тэгшитгэлийг бичиж, металлын ионуудын заасан концентрацитай уусмалд дүрсэн эхний ба хоёр дахь металлаас бүрдсэн гальваник эсийн EMF-ийг тооцоол (Хүснэгт 1). Тооцоол D Ггүйдэл үүсгэх урвал.

Хүснэгт 1

Олон хувьсагчтай даалгавар No3-ын анхны өгөгдлийн хүснэгт

Стандарт нөхцөлд ORR аяндаа үүсэх боломжийг тогтоохын тулд EMF-ийг тооцоолохоос гадна энэ урвалын хувьд ∆G 0 298-ийн тодорхойлолтыг ашиглаж болно. ∆G 0 298-ийн сөрөг утга, мөн EMF-ийн эерэг утга нь 298 К-ийн стандарт нөхцөлд энэ урвал нь гаднаас эрчим хүч өгөхгүйгээр аяндаа явагдах боломжтойг харуулж байна.

p = const ба V = const нөхцөлд OVR-ийг буцаах боломжтой хэрэгжүүлснээр Гиббсын энергийн өөрчлөлт нь системийн гүйцэтгэсэн Ael-ийн цахилгаан ажилтай тэнцүү байх болно.

∆G 0 = - Аэл.

OB хосын потенциалыг Неристийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцдог бөгөөд үүнийг дараах байдлаар илэрхийлж болно

E=E 0 + 0.059 a исэл.

Н lg сэргэж байна

EMF = E 0 исэл. – E 0 сэргээх ; Ref. / Үргэлжлэлээс. = 1/К

Тэнцвэрийн төлөвт урвалд орох бодис ба бүтээгдэхүүний үйл ажиллагаа тэнцүү утгыг олж авах ба emf нь тэгтэй тэнцүү болж, илэрхийлэл нь 1/K логарифмын тэмдгийн дор байх болно, дараа нь ln1/K = ln1 - lnK; ln1=0

O = ΔE 0 +(R T/ n F) ln

ΔE 0 - (R T/n F) lnK

эсвэл +n ∙ F Δ E 0 = RT lnK

- n · F · ΔE 0 = Δ G

Термодинамикийн II хуулийн дагуу зөвхөн аяндаа явагддаг процессууд Δ Г<0, то реакция ОВР идет слева направо, только если ЭДС>0.

ΔGp = -RT· lnK = -nF· ΔE 0

Хүчтэй исэлдүүлэгч бодис нь хүчтэй бууруулагчтай харилцан үйлчлэлцдэг бол нэг талын процесс явагдана. Энэ нь бараг төгсгөл хүртэл урсдаг, учир нь ... түүний бүтээгдэхүүн нь ихэвчлэн сул илэрхийлэгддэг исэлдэлтийн шинж чанартай нэгдлүүд юм. Хэрэв анхдагч бодис болон урвалын бүтээгдэхүүний исэлдэлтийн идэвхжилд бага зэргийн ялгаа байгаа бол процесс нь хоёр талт байна. Процессын чиглэлийг тоон байдлаар үнэлэхийн тулд урвалж ба урвалын бүтээгдэхүүний G 0 утгыг ашигладаг бөгөөд t = 25 0 С, 101 кПа температурт шингэрүүлсэн усан уусмалд тохиолддог ORR-ийн онцгой тохиолдолд хэвийн электродын потенциалыг ашиглаж болно.

Холбогдох системүүдийн электродын потенциалыг харьцуулах замаар ORR ямар чиглэлд шилжихийг урьдчилан тодорхойлох боломжтой.

Стандарт e.m.f. Гальваник эсийн E 0 нь урвалын элементэд тохиолдох стандарт Гиббсийн энерги ∆ G 0-тай хамаарлаар холбогдоно.

∆G 0 =-nF· ∆E 0

Нөгөө талаас ∆G 0 нь урвалын тэнцвэрийн тогтмол К-тэй тэгшитгэлээр холбогдоно.

n F ΔE 0 = 2.3 RT logK

logK = n ∙F Δ E 0 / 2.3 RT

logK = n ∙ Δ E 0 / 0.059

Энэ ажлыг nF процессын явцад хувьсах цахилгааны хэмжээ (n нь элементийн урвалын үед бууруулагчаас исэлдүүлэгч рүү дамждаг электронуудын тоо, F нь Фарадейгийн тогтмол) -ын хоорондох потенциалын зөрүүг E-ээр үржүүлж өгч болно. харгалзах гальваник эсийн электродууд.

ΔG= - n · F · Δ E

ORR-ийн хувьд T = 298 ΔG 0 = - n · F · ΔE 0

Системийн стандартаас бусад нөхцөлд

Үхэр+нэ↔Улаанэлектродын потенциалыг Нернстийн тэгшитгэлээр тодорхойлно

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

E ox / Red and E 0 ox / Red - системийн электрод ба стандарт потенциалууд.

n нь процесст оролцож буй электронуудын тоо юм.

C(Улаан) ба С окс нь бууруулсан болон исэлдсэн хэлбэрийн молийн концентраци юм.

E ox/Red = E 0 ox/Red – (0.059/n) log C(Улаан)/С(Ox)

эсвэл

Жишээлбэл:

системийн хувьд MnO 4 - + 8H + + 5e ↔ Mn 2+ + 4H 2 O

E MnO - 4 / Mn 2+ = 1.51 – (0.059/5) лог (C Mn 2+ / C MnO - 4 C (H+) 8)

FeCl 3-ыг бууруулах бодис болгон калийн галидыг сонго

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

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

Хүснэгтийн дагуу: 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

EMF-ийг тооцоолъё. KI-д зориулсан гологенид агуулсан

ΔE 0 298 = E 0 исэл. – E 0 сэргээх = 0.77 – 0.54 = 0.23V > 0. Зөвхөн калийн иодид

урвалын Гиббс энергийн өөрчлөлт

ΔGreaction = ∑ΔG0298f(эцсийн) - ∑ΔG0298f(эхний)

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O урвалын жишээг ашиглан

Гиббс эрчим хүчний боловсрол

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

Галван эсийг утас, тоглоом, дохиоллын систем зэрэгт өргөн ашигладаг. Хуурай эсийг ашигладаг төхөөрөмжүүдийн хүрээ маш өргөн бөгөөд үүнээс гадна тэдгээрийг үе үе солих шаардлагатай байдаг.

Электролиз нь электролитийн уусмал эсвэл хайлмалаар цахилгаан гүйдэл дамжих үед электродууд дээр явагддаг процессуудын багц юм. Электролит нь хоёр дахь төрлийн дамжуулагч юм. Электролизийн үед катод нь бууруулагч (катионуудад электрон өгдөг), анод нь исэлдүүлэгч (анионуудаас электрон хүлээн авдаг) үүрэг гүйцэтгэдэг. Электролизийн мөн чанар нь цахилгаан эрчим хүчийг ашиглан химийн урвалыг хэрэгжүүлэх явдал юм - катод (K) дахь бууралт ба анод (A) дахь исэлдэлт. Эдгээр процессуудыг цахилгаан бууралт ба цахилгаан исэлдэлтийн процесс (урвал) гэж нэрлэдэг. Цахилгаан гүйдлийн багасгах, исэлдүүлэх нөлөө нь химийн исэлдүүлэгч болон бууруулагч бодисын нөлөөнөөс хэд дахин хүчтэй байдаг. Хайлмал болон электролитийн уусмалын электролизийн хооронд ялгаа бий.

Хайлсан давсны электролиз

1) Бүх металлын катионууд катод дээр буурдаг.

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

2) Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн анионууд нь анод дээр исэлддэг.

A(+): 2Cl¯ - 2e-→Cl2

3) Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн анионууд нь холбогдох хүчил исэл ба хүчилтөрөгчийг үүсгэдэг.

A(+): 2SO42ˉ - 4e- → 2SO3 + O2

Усан электролитийн уусмалын электролиз

Электролизийн үйл явц, эцсийн бүтээгдэхүүний шинж чанар нь уусгагчийн шинж чанар, электродын материал, тэдгээрийн гүйдлийн нягт болон бусад хүчин зүйлээс ихээхэн хамаардаг. Электролитийн усан уусмалд гидратжуулсан катион ба анионуудаас гадна усны молекулууд байдаг бөгөөд тэдгээр нь цахилгаан химийн исэлдэлт, бууралтад ордог. Электролизийн явцад электродууд дээр ямар электрохимийн процесс явагдах нь холбогдох электрохимийн системийн электродын потенциалын утгаас хамаарна.

Анод процесс.

Бодисын электролизийн хувьд электролизийн явцад өөрчлөгддөггүй идэвхгүй анод (графит, цагаан алт) ба уусдаг анодыг ашигладаг бөгөөд тэдгээр нь электролизийн явцад анионуудаас (цайрын, никель, мөнгө, зэс болон бусад металлаас) илүү амархан исэлддэг. ).

1) Хүчилтөрөгчгүй хүчлийн анионууд (S2ˉ, I¯, Br¯, Cl¯) хангалттай концентрацитай харгалзах энгийн бодисуудад амархан исэлддэг.

2) Шүлт, хүчилтөрөгч агуулсан хүчил, тэдгээрийн давс, түүнчлэн фторын хүчил ба фторидын усан уусмалыг электролиз хийх явцад хүчилтөрөгч ялгарах үед усны электрохимийн исэлдэлт үүсдэг.

шүлтлэг уусмалд: 4OH¯ - 4e- → O2 + 2H2O

хүчиллэг ба саармаг уусмалд: 2H2O - 4e- → O2 + 4H+

Электролизийн хэрэглээ. Зорилтот бүтээгдэхүүнийг электролизийн аргаар олж авах нь процессын хурд, чиглэлийг харьцангуй хялбар (гүйдлийн хүчийг тохируулах замаар) хянах боломжийг олгодог бөгөөд үүний ачаар процессыг "хамгийн зөөлөн" болон маш "хатуу" аль алинд нь хийх боломжтой болно. исэлдүүлэх эсвэл багасгах нөхцөл, хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис, ангижруулагч бодисыг олж авах. Электролизийн үр дүнд уснаас H2 ба O2, NaCl-ийн усан уусмалаас C12, KH2F3 дахь KF хайлмалаас F2 гарна.

Ус цахилгаан металлурги нь өнгөт металлургийн чухал салбар (Cu, Bi, Sb, Sn, Pb, Ni, Co, Cd, Zn); энэ нь мөн үнэт болон ул мөр металл, Mn, Cr олж авахад хэрэглэгддэг. Металлыг хүдрээс уусмал руу шилжүүлж, уусмалыг цэвэршүүлсний дараа электролизийг шууд катодоор ялгахад ашигладаг. Энэ процессыг нэрлэдэг цахилгаан олборлолт. Электролизийг мөн металл цэвэршүүлэхэд ашигладаг - электролит. цэвэршүүлэх (цахилгаан цэвэршүүлэх). Энэ процесс нь бохирдсон металлыг анодоор уусгах, дараа нь катодын хуримтлалаас бүрдэнэ. Цэвэршүүлэх ба цахилгаан олборлолтыг мөнгөн ус ба амальгамаас (амальгам металлурги) шингэн электродоор, хатуу металлаар хийсэн электродоор гүйцэтгэдэг.

Хайлмал электролитийн электролиз нь олон төрлийн бодис үйлдвэрлэх чухал арга юм. металлууд Жишээлбэл, түүхий хөнгөн цагааныг криолит-хөнгөн цагааны хайлмал (Na3AlF6 + A12O3) электролизээр гаргаж авдаг бөгөөд түүхий эдийг электролитийн аргаар цэвэршүүлдэг. цэвэршүүлэх. Энэ тохиолдолд анод нь хайлмал A1, Cu 35% хүртэл (жинлэх зориулалттай) агуулдаг тул электролизер баннын ёроолд байрладаг. Банны дундах шингэн давхарга нь BaCl2, AlF3, NaF, дээд давхарга нь хайлсан цэвэршүүлэгчийг агуулдаг. A1 нь катодын үүрэг гүйцэтгэдэг.

Хайлсан магнийн хлорид эсвэл усгүйжүүлсэн карналлитийн электролиз - хамгийн их. Mg авах нийтлэг арга. Төгсөлтийн үдэшлэгт. масштабтай, хайлмал электролиз нь шүлтлэг ба шүлтлэг-газар үүсгэхэд ашиглагддаг. металл, Be, Ti, W, Mo, Zr, U гэх мэт.

Электролит руу Металл үйлдвэрлэх аргад металлын ионыг бусад, илүү электрон-сөрөг ион болгон бууруулах арга орно. металл. Металлыг устөрөгчөөр багасгах замаар тусгаарлах нь ихэвчлэн электролизийн үе шатуудыг агуулдаг - цахилгаан химийн. устөрөгчийн ионжилт, энэ процессын явцад ялгарсан электронуудын улмаас металлын ионууд хуримтлагдах. Хэд хэдэн хамтарсан суллах эсвэл татан буулгах үйл явц нь чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. металл, металлын хамтарсан ялгаралт ба моль. катод дээрх устөрөгч ба электродууд дээрх уусмалын бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн шингээлт. Металл материалыг бэлтгэхийн тулд электролизийг ашигладаг. тодорхой шинж чанартай нунтаг .

ЦАХИЛГААН БАТАРЕЙ (Латин аккумлятор - коллектор, хадгалах төхөөрөмж), химийн. олон тооны одоогийн эх үүсвэрүүд. Гаднаас цэнэглэх үед цахилгаан эрчим хүчний эх үүсвэр батерей дахь гүйдэл нь химийн бодисын улмаас цэнэггүй байх үед энерги, ирмэгийг хуримтлуулдаг. r-tion шууд хувиргах. дахин цахилгаан руу орж, гадаад руу суллана. гинж. Үйл ажиллагааны зарчмын дагуу үндсэн Батерейны дизайны элементүүд нь гальваник эсүүдээс ялгаатай биш боловч электродын хэлхээ, түүнчлэн батерейны нийт гүйдэл үүсгэгч хэлхээ нь урвуу байдаг. Тиймээс батерейг цэнэггүй болгосны дараа эсрэг чиглэлд гүйдэл дамжуулж цэнэглэж болно: эерэг. Энэ тохиолдолд электрод дээр исэлдүүлэгч бодис, сөрөг электрод дээр бууруулагч бодис үүсдэг.

Наиб. Хар тугалганы хүчлийн батерейг ихэвчлэн нэрлэдэг бас хүчиллэг. Тэдний үйлдэл нь дараахь зүйл дээр суурилдаг.

Зэврэлт нь физик-химийн үйл ажиллагааны үр дүнд металыг аяндаа устгах үйл явц юм. хүрээлэн буй орчинтой харилцах. Механизм: химийн болон цахилгаан химийн.

Химийн бодис - цахилгаан гүйдэл үүсгэхгүйгээр исэлдэх явцад металыг устгах. Электрохими - системийн дотор цахилгаан гүйдэл үүсэх замаар электролитийн орчинд металыг устгах.

Зэврэлт нь хөдөлгүүр, хийн турбин, пуужин харвагчийн эд анги, эд ангиудад нөлөөлдөг. Металл боловсруулах явцад өндөр температур, стресст химийн зэврэлт үүсдэг.

Электрохимийн зэврэлт үүсч болно: электролит, хөрс, аливаа чийглэг хийн агаар мандалд.

Зэврэлтээс хамгаалахын тулд идэмхий элемент үүсэхээс сэргийлдэг зарим төрлийн бүрээсийг хэрэглэж болно (идэвхгүй арга)

Будгийн бүрээс, полимер бүрэх, пааландах нь юуны түрүүнд хүчилтөрөгч, чийг нэвтрэхээс урьдчилан сэргийлэх ёстой. Жишээлбэл, цайр, цагаан тугалга, хром, никель зэрэг бусад металлаар гангаар бүрэхийг ихэвчлэн ашигладаг. Цайрын бүрээс нь бүрээсийг хэсэгчлэн устгасан ч гэсэн ганг хамгаалдаг. Цайр нь илүү сөрөг хүчин чадалтай бөгөөд эхлээд зэврүүлдэг. Zn2+ ионууд нь хортой. Лааз үйлдвэрлэхэд цагаан тугалганы давхаргаар бүрсэн цагаан тугалга ашигладаг. Цайрдсан хуудаснаас ялгаатай нь цагаан тугалга нь илүү эерэг чадвартай тул цагаан тугалганы давхарга эвдэрсэн үед төмөр зэвэрч эхэлдэг бөгөөд илүү хүчтэй байдаг. Металлыг зэврэлтээс хамгаалах өөр нэг арга бол өндөр сөрөг потенциалтай, жишээлбэл, цайр эсвэл магнигаар хийсэн хамгаалалтын электродыг ашиглах явдал юм. Энэ зорилгоор зэврэлтээс хамгаалах элементийг тусгайлан бүтээсэн. Хамгаалагдсан металл нь катодын үүрэг гүйцэтгэдэг бөгөөд энэ төрлийн хамгаалалтыг катодын хамгаалалт гэж нэрлэдэг. Үүний дагуу уусдаг электродыг золиослолын хамгаалалтын анод гэж нэрлэдэг. Усан онгоцны их биеийг хамгаалахын тулд цайрын хавтанг их биеийн гадна талд бэхэлдэг.

Хэрэв та цайр, магнийн потенциалыг төмөртэй харьцуулж үзвэл тэдгээр нь илүү сөрөг потенциалтай байдаг. Гэсэн хэдий ч гадаргуу дээр хамгаалалтын оксидын хальс үүсдэг тул металыг цаашдын зэврэлтээс хамгаалдаг тул тэдгээр нь илүү удаан зэврдэг. Ийм хальс үүсэхийг металл идэвхгүйжүүлэх гэж нэрлэдэг. Хөнгөн цагааны хувьд энэ нь анод исэлдүүлэх (аноджуулах) замаар нэмэгддэг. Ган дээр бага хэмжээний хром нэмэхэд металлын гадаргуу дээр оксидын хальс үүсдэг. Зэвэрдэггүй ган дахь хромын агууламж 12 хувиас дээш байдаг.

Катодын зэврэлтээс хамгаалах

Катодын цахилгаан химийн зэврэлтээс хамгаалах хамгаалалтыг хамгаалж буй металл идэвхгүй байдалд өртөмтгий биш үед ашигладаг. Энэ нь металлыг зэврэлтээс хамгаалах үндсэн төрлүүдийн нэг юм. Катодын хамгаалалтын мөн чанар нь сөрөг туйлаас бүтээгдэхүүнд гаднах гүйдэл өгөх бөгөөд энэ нь идэмхий элементүүдийн катодын хэсгүүдийг туйлшруулж, боломжит утгыг анод руу ойртуулдаг. Гүйдлийн эх үүсвэрийн эерэг туйл нь анодтой холбогдсон байна. Энэ тохиолдолд хамгаалагдсан бүтцийн зэврэлт нь бараг тэг болж буурдаг. Анод нь аажмаар муудаж, үе үе солих шаардлагатай болдог.

Катодын хамгаалалтын хэд хэдэн сонголт байдаг: цахилгаан гүйдлийн гадаад эх үүсвэрээс туйлшрах; катодын процессын хурдыг бууруулах (жишээлбэл, электролитийг агааргүйжүүлэх); тухайн орчин дахь чөлөөт зэврэлтээс хамгаалах чадвар нь илүү цахилгаан сөрөг нөлөөтэй металлтай харьцах (золиослолын хамгаалалт гэж нэрлэдэг).

Цахилгаан гүйдлийн гадаад эх үүсвэрээс үүссэн туйлшралыг хөрс, усанд (хөлөг онгоцны ёроол гэх мэт) байрлах байгууламжийг хамгаалахад ихэвчлэн ашигладаг. Нэмж дурдахад энэ төрлийн зэврэлтээс хамгаалах хэрэгслийг цайр, цагаан тугалга, хөнгөн цагаан ба түүний хайлш, титан, зэс, түүний хайлш, хар тугалга, түүнчлэн өндөр хром, нүүрстөрөгч, хайлш (бага ба өндөр хайлш) ганд ашигладаг.

Гадны гүйдлийн эх үүсвэр нь катодын хамгаалалтын станцууд бөгөөд тэдгээр нь шулуутгагч (хувиргагч), хамгаалагдсан байгууламжийн гүйдлийн хангамж, анодын газардуулгын дамжуулагч, лавлах электрод, анод кабель зэргээс бүрдэнэ.

Катодын хамгаалалтЗэврэлтээс хамгаалах бие даасан болон нэмэлт төрлийг хоёуланг нь ашигладаг.

Катодын хамгаалалтын үр нөлөөг үнэлэх гол шалгуур бол хамгаалалтын боломж юм. Хамгаалалтын потенциал гэдэг нь хүрээлэн буй орчны тодорхой нөхцөлд металлын зэврэлтээс хамгийн бага (боломжтой) утгыг авах боломж юм.

Катодын хамгаалалтыг ашиглах нь сул талуудтай. Тэдний нэг нь хэт их хамгаалалтанд өртөх аюул юм. Хамгаалагдсан объектын потенциал сөрөг чиглэлд их хэмжээгээр шилжсэн тохиолдолд хэт хамгаалалт ажиглагдаж байна. Үүний зэрэгцээ энэ нь тод харагдаж байна. Үүний үр дүнд хамгаалалтын бүрхүүл устаж, металлын устөрөгчийн хэврэгшил, зэврэлтээс үүдэлтэй хагарал үүсдэг.

Дэвслэх хамгаалалт(хамгаалагч ашиглах)

Катодын хамгаалалтын нэг төрөл нь золиослол юм. Золиослолын хамгаалалтыг ашиглах үед хамгаалагдсан объектод илүү цахилгаан сөрөг потенциалтай металл холбогдсон байна. Энэ тохиолдолд энэ нь эвдэрсэн бүтэц биш, харин дэвслэх явдал юм. Цаг хугацаа өнгөрөхөд хамгаалагч зэвэрдэг тул шинээр солих шаардлагатай.

Хамгаалагч болон хүрээлэн буй орчны хооронд бага зэрэг шилжилтийн эсэргүүцэл байгаа тохиолдолд дэвслэх хамгаалалт нь үр дүнтэй байдаг.

Хамгаалагч бүр өөрийн хамгаалалтын үйл ажиллагааны радиустай байдаг бөгөөд энэ нь хамгаалалтын нөлөөг алдалгүйгээр хамгаалж болох хамгийн их зайгаар тодорхойлогддог. Хамгаалалтын хамгаалалтыг ихэвчлэн бүтцэд гүйдэл дамжуулах боломжгүй эсвэл хэцүү, үнэтэй үед ашигладаг.

Хамгаалагчийг төвийг сахисан орчинд (далайн эсвэл голын ус, агаар, хөрс гэх мэт) барилга байгууламжийг хамгаалахад ашигладаг.

Хамгаалагч үйлдвэрлэхэд дараах металлуудыг ашигладаг: магни, цайр, төмөр, хөнгөн цагаан. Цэвэр металлууд нь хамгаалалтын чиг үүргээ бүрэн гүйцэтгэдэггүй тул хамгаалалтын материал үйлдвэрлэх явцад нэмэлт хайлш хийдэг.

Төмөр хамгаалагчийг нүүрстөрөгчийн ган эсвэл цэвэр төмрөөр хийдэг.

Зэврэлтээс хамгаалах бодисууд, химийн нэгдлүүд эсвэл тэдгээрийн найрлага, түрэмгий орчинд бага хэмжээгээр агуулагдах нь металлын зэврэлтийг удаашруулдаг. Зэврэлтийг дарангуйлагчдын хамгаалалтын нөлөө нь шингээлтийн (зэврэлтийг шингээх дарангуйлагч) эсвэл металлын ионуудтай бага уусдаг нэгдлүүд үүссэний улмаас металлын гадаргуугийн төлөв байдал өөрчлөгдсөнтэй холбоотой юм. Сүүлийнх нь гадаргуу дээр хөрвүүлэх хамгаалалтын бүрхүүлээс хамаагүй нимгэн хальс үүсгэдэг (Зэврэлтээс хамгаалах хэсгийг үзнэ үү). Зэврэлт удааширч байгаа нь металлын идэвхтэй гадаргуугийн талбайн хэмжээ буурч, зэврэлтийн нарийн төвөгтэй үйл явцыг хязгаарладаг электродын урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги өөрчлөгдсөнтэй холбоотой юм. Зэврэлтийг дарангуйлагчид нь анод уусалтыг дарангуйлж, металлыг идэвхгүйжүүлэх (анод зэврэлтийг дарангуйлагч), катодын үйл явцын хурдыг бууруулж (катодын зэврэлтийг дарангуйлагч), эсвэл эдгээр хоёр процессыг удаашруулдаг (холимог зэврэлтийг дарангуйлагч).

Урсгалын чиглэл. ORR үүсэх боломж ба чиглэл Редокс урвалын чиглэлийг хэрхэн өөрчлөх вэ

OVR чиглэлийн шалгуур

Тогтмол гүйдлийн эргэлт буцалтгүй эх үүсвэрүүд. Жишээ

= Бидний хэлэлцүүлэг =

OVR үүсэх шалгуурууд. Стандарт нөхцөл ба стандарт боломжууд

Багш сурагчдад зориулсан арга зүйн хөгжил