Файл: 208-011_LEKTsII_KhIMIYa_MA_NT_Zak_71.docx

2О^–1 – 2е = О₂ –2 х 1 = –2,

О^–1 + 1е = О^–2 +1 х 2 = +2.

Поставив коэффициенты получаем: 2H₂O₂® 2H₂O + O₂.

6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами

Важным практическим вопросом является устойчивость металлов в воде и в водных растворах кислот и оснований. Возможность протекания данных окислительно-восстановительных реакций в большинстве случаев согласуется с положением металлов в электрохимическом ряду.

С водой взаимодействуют металлы от лития до железа включительно. Щелочные и щелочноземельные металлы энергично вытесняют водород из воды. Железо реагирует при температуре красного каления (500 ^оС) с образованием Fе₃О₄. Например:

1) 2К + 2Н₂О = Н₂ + 2КОН,

2) 6Fe + 8Н₂О = 8Н₂ + 2Fe₃О₄.

Ряд активных металлов Аl, Zn, Ве и др. непосредственно с водой не реагируют из-за наличия на их поверхности защитной оксидной пленки.

С соляной и серной (разбавленной) кислотами реагируют все металлы, расположенные в электрохимическом ряду до водорода. Например:

1) Fe +2НСl = Н₂ + FeСl₂,

2) 2Аl + 3Н₂SO₄ = 3Н₂ + Аl₂(SO₄)₃.

В случае образования на поверхности металлов нерастворимых в воде соединений (PbSО₄ и др.) реакции практически не протекают.

С серной концентрированной и азотной кислотами реагируют все металлы за исключением золота и большинства металлов платиновой группы. Например:

1) 2Fe + 6Н₂SO_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃+ 3SO₂ +6Н₂О,

2) 3Сu + 8НNO_3(разб.) = 3Сu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О,

3) Сu + 4НNO_3(конц.) = Сu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂О.

Наиболее вероятные продукты восстановления серной и азотной кислот металлами приведены в таблице 6.1.

Таблице 6.1 – Продукты взаимодействия металлов с HNO₃ и H₂SO₄

Из приведенной схемы видно, что в случае азотной кислоты, чем активней металл и более разбавлена кислота, тем в большей степени происходит восстановление азота.

В очень концентрированных кислотах многие металлы «пассивируются» из-за образования на их поверхности нерастворимых соединений.

В водных растворах щелочей растворятся алюминий, цинк и другие амфотерные металлы. Например:

2Аl + 2NаOН + 6Н₂О = 2Nа[Аl(ОН)₄] + 3Н₂.

7 Гальванические элементы

Гальванические элементы – это устройства для превращения энергии химической окислительно-восстановительной реакции непосредственно в электрическую энергию.

В ходе окислительно-восстановительных реакций происходит переход электронов непосредственно от восстановителя к окислителю. В случае гальванического элемента процессы окисления и восстановления разделены и переход электронов осуществляется по проводнику первого рода, что позволяет энергию химической реакции превратить непосредственно в электрическую энергию.

7.1 Принцип работы гальванического элемента

В основе работы гальванического элемента лежит явление возникновения электродного потенциала на границе металл –раствор.

Металлы – это вещества, в узлах кристаллической решетки которых находятся катионы, а в межатомном пространстве свободные электроны (электронный газ). При контакте металлов с водой в результате взаимодействия катионов металла (Meⁿ⁺) с полярными молекулами воды часть ионов металла перейдет в раствор в виде гидратов (Meⁿ⁺·nH₂O), а электроны останутся на металле, т.е. раствор будет иметь положительный заряд, а металл – отрицательный. Таким образом, на границе металл–раствор образуется двойной электрический слой. В результате образования двойного электрического слоя на границе металл–раствор возникает скачок потенциала, который называют электродным потенциалом и обозначают φ.

Принцип работы гальванического элемента разберем на примере работы элемента, составленного из цинкового и медного электродов, опущенных в 1М растворы своих солей, схема которого приведена на рисунке 7.1.

Цинковый и медный электроды соединены проводником первого рода (металл), а растворы электролитов – электролитическим мостиком. В гальваническом элементе различают внешнюю цепь – проводник первого рода и внутреннюю цепь – проводник второго рода (раствор электролита). Во внешнюю цепь включен гальванометр.

Рисунок 7.1 – Схема гальванического элемента Дениеля-Якоби

Цинковый электрод в сравнении с медным имеет более низкое значение электродного потенциала. После соединения данных электродов возникает электродвижущая сила (ЭДС), которая приводит к переходу электронов с цинкового электрода на медный. Таким образом, цинковый электрод является анодом, а медный – катодом. Переход электронов приводит к изменению электродных потенциалов на электродах и для восстановления их значений будет происходить частичное окисление Zn и восстановление Cu⁺². Накапливающиеся в анодном участке Zn⁺², а в катодном нескомпенсированные SО₄^–2 через электролитический мостик будут взаимодействовать с образованием ZnSО₄. Электрическая цепь замкнута, поэтому гальванический элемент будет работать до полного окисления цинкового электрода или восстановления всех ионов меди.

На примере данного элемента покажем схематическую форму записи гальванического элемента и напишем реакции, протекающие на электродах и

во внутренней цепи.

Схема гальванического элемента: (А) Zn | ZnSО₄ || CuSО₄ | Cu (К).

Реакции на аноде и катоде:

А) Zn – 2е = Zn²⁺,

К) Cu²⁺ + 2е = Cu.

Реакция, обеспечивающая проводимость во внутренней цепи:

Zn²⁺ + SО₄^2– = ZnSО₄.

Суммарная реакция, протекающая в ходе работы гальванического элемента, имеет вид

Zn + CuSО₄ = Cu + ZnSО₄.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности электродных потенциалов двух полуэлементов:

E = φ⁰_(Cu2+/Cu) – φ⁰_(Zn2+/Zn) = +0,34 – (–0,76) = 1,1 В.

В общем виде – это разность потенциалов катодного и анодного процессов:

7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд

Абсолютные значения электродных потенциалов в настоящее время не- известны, поэтому на практике применяют относительные значения.

В качестве электрода сравнения был выбран «водородный электрод».

Для получения сравнимых результатов измерения проводятся при следующих стандартных условиях:

Т = 298 К, р = 101 кПа, С(Меⁿ⁺) = 1 моль/л.

Водородный электрод – это платиновая пластина, покрытая платиновой чернью и погруженная в 1 М раствор серной кислоты. Через раствор пропускается молекулярный водород, который поглощается платиной (один объем платины поглощает до 700 объемов водорода).

В результате протекающих процессов на границе металл–раствор устанавливается равновесие H⁺ + e « H_(г) и возникает скачок потенциала (φ⁰).

Электродный потенциал стандартного водородного электрода условно приняли равным нулю и по отношению к нему нашли стандартные электродные потенциалы различных металлов и других окислительно-восстановительных систем. В соответствии с увеличением значений стандартных электродных потенциалов металлы располагаются в электрохимический ряд.

Например:

В электрохимическом ряду левее водорода расположены металлы, стандартные электродные потенциалы которых имеют отрицательные значения, а правее – положительные значения.

Например: φ⁰_(Zn2+/Zn) = –0,763 В, φ⁰_(Cu2+/Cu) = +0,337 В.

Если условия отличаются от стандартных, то величину электродного потенциала рассчитывают по уравнению Нернста. Для металлического электрода уравнение при Т = 298 К имеет вид: