Polarizarea electrozilor
Surse chimice găsite mai utilizate pe scară largă în cazul în care acestea ar putea depăși principalul dezavantaj - instabilitatea valorii timp a potențialelor electrozi. starea de echilibru este posibilă numai atunci când nu există nici un curent în circuit. În funcție de amploarea potențialelor actuale „muta“ de la valorile inițiale de echilibru.
Potențialul de offset al electrodului de la echilibrul inițial sau valoarea la starea de echilibru se numește electrod de polarizare. Modificarea în timp a potențialului de anod - polarizare anodică (# 916; # 949; a). În acest caz, potențialul anodului este deplasat în direcția pozitivă din valoarea inițială. potențial catodic datorită polarizării catodice (# 916; # 949; k) este deplasată spre partea negativă a valorii sale inițiale. Potențialele electrozilor trage împreună valorile diferenței de potențial (forță electromotoare) este redusă și în cele din urmă se apropie de zero:
La E = 0 există o întrerupere a activității celulei, este o stare de polarizare completă.
Cauzele de bază de instabilitate două valori potențiale. Prima se referă la fluxul de difuzie lentă a ionilor în soluția de electrolit - așa numita polarizare de concentrare. Al doilea motiv pentru care produsul chimic, acesta incetineste munca din cauza problemelor cinetice în majoritatea reacției electrodului de oxidare sau reducere. Această polarizare se numește electrochimică sau supratensiune (# 951;).
Figura 6.4 prezintă un strat dublu electric mai mare pe electrodul de zinc (anod). Se vede clar că cationii de zinc sunt atrase de suprafața încărcată negativ de zinc și „atârnă“ pe ea, prevenind următoarele cationii din metal în soluție și difuza prin electrolit. cationi de zinc de pe suprafața electrodului a fost stins sarcinii sale negative, și astfel potențialele schimburi la partea pozitivă. La catod, invers. cationi metalici din volumul soluției trebuie să difuzeze la suprafața catodului și recupera pe acesta. Această difuzare nu poate avea loc suficient de rapid, mobilitatea cationii metalici (vezi. Figura 3.1) în soluție este limitată din cauza ridicat de hidratare „strat“, ei sunt incapabili să se apropie de suprafața catodului în cantitatea dorită, iar eventualele deplasări la partea negativă.
Să ne imaginăm acum cazul opus al unui sistem cu doi electrozi, în care sub acțiunea energiei electrice în soluția de electrolit sau topi apar reacții redox - procese de electroliză. Dacă utilizați rețeaua de curent alternativ, energia electrică este transformată numai în căldură. Electroliza necesită o sursă de curent continuu. In plus, este nevoie de baia de electrolit, numit electrolizor și doi electrozi. Ceea ce este important este materialul din care este confecționat anodul. La anod (în electroliza unui electrod încărcat pozitiv), procesul de oxidare. Majoritatea materialelor metalice sunt oxidate sub acțiunea curentului electric, materialul are o importanță deosebită catod. Pe acest electrod există o reacție de reducere și trebuie doar capacitatea sa de a efectua curent. De exemplu, ia în considerare în procesul de electroliză a soluției de sulfat de zinc. Într-un anod metalic folosind zinc și drept catod - placa de cupru. circuitul de setare este prezentată în figura 8.1.
Fig.8.1 Electroliza zinc sulfat soluție
Sub efectul curentului electric asupra reacției anod zinc începe oxidarea acestuia, materialul anodului se dizolvă. Acești anozi sunt numite solubile:
cationii de zinc prezent în soluție la o disociere sulfat difuză la suprafața unui catod încărcat negativ și sunt reduse pe acestea:
Pe suprafața stratului de cupru este format din zinc metalic. Procesul se numește stratul de zinc galvanizat, astfel încât poate fi aplicat pe stratul de metal sau straturi de alte metale pentru a proteja împotriva coroziunii sau pentru a îmbunătăți aspectul produsului. Procesul este, de asemenea, utilizat în întreprinderile de metalurgie neferoasă. Ca rezultat, operațiunile topirea obținut cupru metalic, nichel, cobalt contaminat cu alte metale, sulf. Curățenia finală se efectuează în instalațiile de electroliză. Produsele sunt scufundate în baie și acționează ca un anod de sacrificiu, catodul este depozitat numai metalul dorit pur. curățare electrolitică se obține cupru catod, nichel, cobalt.
Ca si in celula, electrozii sunt polarizate în electroliză. anodice potențiale crește cu timpul (cum este încărcat pozitiv), potențiale scade cu catod (electrodul încărcat negativ). Diferența minimă a potențialului sursă de alimentare externă, la care procesul de electroliza începe descompunerea electrolit nazyvaetsyapotentsialom. Procesul începe, ci ca urmare a diferenței de tensiune de polarizare devine mai mare. iar procesul este oprit, este necesar să se mărească diferența de potențial, dar se va opri în cele din urmă din nou. Rezultatul - electricitate Defazare. Pentru a reduce polarizarea concentrației în baia de electrolit este încălzit până aproape de punctul de fierbere (!). Sărurile de metale grele mecanic în cantități mari în atmosferă. tankhouse Aceasta este una dintre industriile cele mai periculoase.
Electroliza a fost efectuată în electrolit topitură, de exemplu în prepararea aluminiului metalic. În acest caz, baia - un cuptor cu temperatură ridicată pentru a obține o topitură. Să presupunem încărcat în topitură electrolitică clorură de nichel, și folosit ca un anod de grafit, care este inert față de materialul de oxidare electrocutării. Un astfel de proces este numit electroliza cu insolubil (inert) anod. Pe suprafața grafitului este oxidat anion clor prezent în topitură de sare în timpul disociere. cation de nichel va fi redus la catod:
NiCI2 ↔ Ni 2+ + 2CI # 9472; ;
electroliza soluție caz mai greu în comparație cu topitură, deoarece electroliza poate fi supusă ea însăși apă. Când un curent electric este descompus în hidrogen și oxigen. Vom discuta toate procesele concurente posibile în timpul electrolizei soluțiilor de electroliți.
1. Procesele anodice.
1.1 anod solubil. Anod materialul M = Mg, AI, Zn, Fe, Mn, Cr, Sn, etc.:
1.2 anod inert (grafit, Pt, Ti, Nb).
Opțiuni posibile. Toți anioni pot fi împărțite în două grupe. Mai întâi sunt anioni beskislorodsoderzhaschih acizi cum ar fi CI # 9472;. br # 9472;. eu # 9472;. S 2 # 9472;. Acești anioni sunt oxidate cu ușurință:
Al doilea grup includ anioni complecși cu sulfat de tip oxigen 2 SO4 # 9472;. carbonat CO3 2 # 9472;. Fosfat PO4 3 # 9472;. nitrat NO3 # 9472; și altele. Acești anioni de oxidare mare potential mai mare decât cea a apei, astfel încât moleculele de apă are loc procesul de oxidare. Intr-un mediu alcalin concentrație ridicată de anioni hidroxid, care sunt, de asemenea, oxidați cu ușurință. În funcție de pH:
2. Procese catodica.
În acest electrod două concurente de recuperare:
Potențialul electrodului mai mare, cu atât mai ușor recuperarea la catod. Se pare că, electroliza metalelor poate fi obținută numai cu valori pozitive ale potențialelor de electrod standard, deoarece hidrogenul # 949; H2 0 (vezi. Tabelul 6.1). efectiv recuperate cationi de plumb, staniu, nichel, fier, zinc, și numai în cazul metalelor foarte active la hidrogenul catodic este eliberat. Să luăm în considerare mecanismul reacției de reducere a hidrogenului la catod:
2H + + 2e ↔ H2 ↑
Această reacție aparent simplu, nu este ușor, mecanismul ei în cinci etape:
a) difuzia ionilor de hidrogen la suprafața electrodului din volumul de electrolit hidratat;
b) o etapă de dehidratare H3 O + H + → + H2O;
c) o etapă de evacuare H + + e → H;
g) etapa de recombinare (formarea de molecule) H + H → H2;
d) o etapă de formare de bule de gaz de hidrogen, lăsând suprafața - H2 ↑. Abia acum poate fi considerat ca un proces complet.
Consecința acestui mecanism complex este inhibarea procesului în ansamblul său, nu poate avea loc rapid și lin, fără nici un obstacol, cu alte cuvinte, este o polarizare electrochimică catodic. Electrochimie a creat două teoria de bază de supratensiune hidrogen. Teoretic, descărcarea lentă se presupune că etapa de limitare a vitezei în proces este pas „o“, și în teorie recombinare lentă - pas „d“. Derivarea acestor teorii cel mai mare val coincide: # 951; H2 = 1.7V. Din capacitatea hidrogenului valoarea de echilibru (standard) trebuie să se deplaseze în direcția negativă (procesul catodic) pe valoarea 1.7V (vezi. Tabelul 6.1). Obținem pe aluminiu. Având în vedere reacția supratensiunii hidrogenului asupra recuperării catodului este în loc de aluminiu, un număr de regiune cu totul diferită accentuează. Toate metalele din gama inferioară de aluminiu, potențialul este mai mare decât cel al hidrogenului. Astfel de metale și redus la catod:
Ionii de hidrogen în concentrații mari este în mediu acid într-un mediu neutru sau alcalin cu molecula de apa degajării de hidrogen recuperare:
Demonstrăm legile generale ale unor exemple.
Electroliza supus CuI2 apos iodură cuproasă. Un anod inert (implicit).
Iod ion poate fi oxidat, iar cuprul ion fi ușor reparate, ca # 949; de Cu> # 949; despre AI.
Curentul electric este trecut prin soluție de fosfat de potasiu K3 PO4. Ionul fosfat nu este oxidat, și cationi de potasiu nu este restabilită. Există o electroliza a apei. Apa în sine practic nu trece curent electric, astfel încât pentru a face electroliza aditivi neutre în ceea ce privește acest proces electrolitic, care în sine nu este supus electrolizei:
Avem HBr acid bromhidric:
Desfășurăm electroliza soluției de hidroxid de sodiu:
In schimb, folosesc o soluție de hidroxid topit. Temperatura de topire peste 100 ° C, apa se îndepărtează din celula sub formă de vapori, catodul este format de sodiu metalic. Acesta este pregătit și toate active, metale alcaline și alcalino-pământoase din aluminiu:
Pentru un calcul cantitativ al produselor de electroliză folosind legea clasică a lui Faraday. alocă aceeași cantitate de energie electrică la electrozi în electroliza greutăți echivalente ale diferitelor substanțe.
Un Faraday de energie electrică alocă un echivalent de orice substanță. 1F = 96500 CI (A • c) • A = 26,8 h. Exemple de determinare a greutății echivalente a elementelor sunt prezentate în capitolul 5. Pentru acest zinc (65/2) g / mol, aluminiu (27/3) g / mol, etc. Gaza este măsurată în general ca volum, mai degrabă decât în greutate. Pentru hidrogen greutate echivalentă de 1 g / mol, care, în condiții normale de 11,2l ocupă un volum. Pentru oxigen 8g / mol sau 5,6l. legea lui Faraday poate fi scrisă ca:
Ude I - curent, A; t - timpul de electroliză, c, h; Numărul lui Faraday, m - - F masa produsului, g sau V - l ei.
Pagina generata pentru: 0,009 sec.