La cuestión de qué es la electrólisis se considera incluso en el curso de física de la escuela, y para la mayoría de las personas no es un secreto. Otra cosa es su importancia y aplicación práctica. Este proceso con gran beneficio se utiliza en diversas industrias y puede ser útil para amo de casa.
La electrólisis es un complejo de procesos específicos en el sistema de electrodos y electrolitos cuando una corriente eléctrica continua fluye a través de él. Su mecanismo se basa en la aparición de una corriente iónica. El electrolito es un conductor de tipo 2 ( conductividad iónica), en el que se produce la disociación electrolítica. Está asociado con la descomposición en iones con positivo ( catión) y negativo ( anión) cargo.
El sistema de electrólisis contiene necesariamente un positivo ( ánodo) y negativo ( cátodo) electrodo. Cuando se aplica una corriente eléctrica directa, los cationes comienzan a moverse al cátodo y los aniones al ánodo. Los cationes son principalmente iones metálicos e hidrógeno, y los aniones son oxígeno, cloro. En el cátodo, los cationes se adhieren a sí mismos en exceso de electrones, lo que asegura la aparición de la reacción de reducción Men + + ne → Me ( donde n es la valencia del metal). En el ánodo, por el contrario, se dona un electrón del anión con el curso de una reacción oxidativa.
Por tanto, se proporciona un proceso redox en el sistema. Es importante tener en cuenta que se requiere una energía adecuada para su flujo. Debe ser proporcionado por una fuente de corriente externa.
El gran físico M. Faraday con su investigación hizo posible no solo comprender la naturaleza de la electrólisis, sino también producir cálculos necesarios para su implementación. En 1832 aparecieron sus leyes que vinculaban los principales parámetros de los procesos que se desarrollaban.
La primera ley de Faraday establece que la masa de la sustancia que se reduce en el ánodo es directamente proporcional a la carga eléctrica inducida en el electrolito: m = kq = k * I * t, donde q es la carga, k es el coeficiente o equivalente electroquímico de la sustancia, I es la corriente que fluye a través del electrolito, t es el tiempo de paso de la corriente.
La segunda ley de Faraday permitió determinar el coeficiente de proporcionalidad k. Suena así: el equivalente electroquímico de cualquier sustancia es directamente proporcional a su masa molar e inversamente proporcional a su valencia. La ley se expresa en la forma:
k = 1 / F * A / z, donde F es la constante de Faraday, A es la masa molar de una sustancia, z es su valencia química.
Teniendo en cuenta ambas leyes, puede derivar la fórmula final para calcular la masa de la sustancia depositada en el electrodo: m = A * I * t / (n * F), donde n es el número de electrones involucrados en la electrólisis. Normalmente n corresponde a la carga del ion. Desde un punto de vista práctico, la conexión entre la masa de una sustancia y la corriente suministrada es importante, lo que permite controlar el proceso cambiando su intensidad.
Una de las opciones para la electrólisis es el uso de una masa fundida como electrolito. En este caso, solo los iones fundidos están involucrados en el proceso de electrólisis. Un ejemplo clásico es la electrólisis de la sal de NaCl fundida ( sal). Los iones negativos se precipitan hacia el ánodo, lo que significa que se libera gas ( Cl). La reducción de metal se llevará a cabo en el cátodo, es decir. sedimentación de Na puro, formado a partir de iones positivos que han atraído electrones en exceso. Otros metales ( K, Ca, Li, etc.) de la represalia de las sales correspondientes.
Durante la electrólisis en una masa fundida, los electrodos no se disuelven, sino que participan solo como fuente de corriente. En su fabricación, puede utilizar metal, grafito, algunos semiconductores. Es importante que el material tenga suficiente conductividad. Uno de los materiales más comunes es el cobre.
La electrólisis en solución acuosa difiere significativamente de la masa fundida. Aquí tienen lugar tres procesos en competencia: oxidación del agua con evolución de oxígeno, oxidación de aniones y disolución anódica del metal. El proceso involucra iones de agua, electrolito y ánodo. Por consiguiente, la reducción de hidrógeno, cationes electrolíticos y metal del ánodo puede ocurrir en el cátodo.
La posibilidad de que ocurran estos procesos en competencia depende de la magnitud de los potenciales eléctricos del sistema. Solo se llevará a cabo el proceso que requiera menos energía externa. En consecuencia, los cationes con el potencial de electrodo máximo se reducirán en el cátodo y los aniones con el potencial más bajo se oxidarán en el ánodo. El potencial de electrodo de hidrógeno se toma como "0". Por ejemplo, para el potasio es igual a ( -2,93 V), sodio - ( -2,71 V), dirigir ( -0,13 V), y para la plata - ( + 0,8 V).
El gas puede desempeñar el papel de electrolito solo si está presente un ionizador. En este caso, la corriente que atraviesa el medio ionizado provoca el proceso necesario en los electrodos. Al mismo tiempo, las leyes de Faraday no se aplican a la electrólisis de gases. Para su implementación son necesarias las siguientes condiciones:
¡Importante! Cuando se cumplen las condiciones necesarias, el proceso procede de manera similar a la electrólisis en un electrolito líquido.
Para aplicación práctica electrólisis, es importante comprender qué sucede en ambos electrodos cuando se aplica una corriente eléctrica. Los siguientes procesos son característicos:
Al proporcionar electrólisis, es importante tener en cuenta la tendencia a oxidarse del material del electrodo. En este sentido, destacan los ánodos inertes y activos. Los electrodos inertes están hechos de grafito, carbono o platino y no participan en el suministro de iones.
El proceso de electrólisis depende de los siguientes factores:
¡Importante! La electrólisis se puede acelerar o ralentizar por diversas influencias y la elección de la composición del electrolito. Cada aplicación tiene su propio modo, que debe observarse estrictamente.
La electrólisis se usa en muchas áreas. Hay varias direcciones de uso principales para obtener resultados prácticos.
Se puede aplicar un revestimiento metálico fino y duradero mediante electrólisis. El producto a recubrir se instala en el baño en forma de cátodo y el electrolito contiene la sal del metal deseado. Esto se puede utilizar para recubrir el acero con zinc, cromo o estaño.
Un ejemplo de electro limpieza es la siguiente opción: el cátodo es cobre puro, el ánodo es cobre con impurezas y el electrolito es una solución acuosa de sulfato de cobre. El cobre del ánodo pasa a los iones y se deposita en el cátodo sin impurezas.
Para obtener metales de las sales, se transfieren a la masa fundida y luego se proporciona electrólisis. Este método es bastante eficaz para producir aluminio a partir de bauxita, sodio y potasio.
En este proceso, el recubrimiento está hecho de compuestos no metálicos. El aluminio anodizado es un ejemplo clásico. La pieza de aluminio se instala como ánodo. El electrolito es una solución de ácido sulfúrico. Como resultado de la electrólisis, se deposita sobre el ánodo una capa de óxido de aluminio con propiedades protectoras y decorativas. Estas tecnologías se utilizan ampliamente en diversas industrias. Puede realizar los procesos con sus propias manos de acuerdo con las normas de seguridad.
La electrólisis consume mucha energía. El proceso será de valor práctico si la corriente del ánodo es suficiente, y para ello es necesario aplicar una corriente continua significativa desde la fuente de alimentación. Además, durante su implementación, hay pérdidas de voltaje laterales: ánodo y sobretensión catódica, pérdidas en el electrolito debido a su resistencia. La eficiencia de la instalación se determina refiriendo el consumo de energía a la unidad de masa útil de la sustancia obtenida.
La electrólisis se ha utilizado durante mucho tiempo con alta eficiencia en la industria. Los recubrimientos anodizados y galvanizados se han convertido en algo común en La vida cotidiana, y la extracción y el beneficio de materiales ayuda a extraer muchos metales del mineral. El proceso se puede planificar y calcular, conociendo sus leyes básicas.
Las reacciones químicas acompañadas de la transferencia de electrones () se dividen en dos tipos: reacciones que ocurren espontáneamente y reacciones que ocurren cuando la corriente pasa a través de una solución o fusión. .
La solución de electrolito o la masa fundida se coloca en un recipiente especial: baño electrolítico .
Electricidad - Este es el movimiento ordenado de partículas cargadas: iones, electrones, etc., bajo la influencia de un campo eléctrico externo. Un campo eléctrico en una solución o electrolito fundido crea electrodos .
Electrodos- estas son, por regla general, varillas hechas de un material que conduce una corriente eléctrica. Se colocan en una solución o se derriten. electrólito y conectado a un circuito eléctrico con una fuente de alimentación.
En este caso, el electrodo cargado negativamente cátodo- atrae iones cargados positivamente - cationes... Electrodo cargado positivamente ( ánodo) atrae partículas cargadas negativamente ( aniones). El cátodo actúa como agente reductor y el ánodo actúa como agente oxidante.
Distinguir entre electrólisis con activo y inerte electrodos. Electrodos activos (solubles) sufren transformaciones químicas durante la electrólisis. Por lo general, están hechos de cobre, níquel y otros metales. Electrodos inertes (insolubles) no sufren transformaciones químicas. Están hechos de metales inactivos como platino, o grafito .
Distinguir la electrólisis solución o fundir sustancia química. La solución contiene un adicional Sustancia química — agua, que puede participar en reacciones redox.
En solución sales el cátodo atrae cationes metálicos. Los cationes metálicos pueden actuar como oxidantes... La capacidad oxidante de los iones metálicos varía. Para evaluar las capacidades redox de los metales, utilice serie electroquímica de voltajes :
Cada metal se caracteriza por un valor de potencial electroquímico. Cuanto menor sea el potencial , entonces más propiedades reconstituyentes metal y asi propiedades menos oxidantes el ion correspondiente de este metal. Los diferentes iones corresponden a diferentes significados de este potencial. Potencial electroquímico- valor relativo. El potencial electroquímico del hidrógeno se considera cero.
También hay moléculas cerca del cátodo. agua Н 2 О... El agua contiene un agente oxidante: el ion H +.
Durante la electrólisis de soluciones salinas en el cátodo, se observan las siguientes regularidades:
1. Si el metal está en sal - activo (hasta Al 3+ inclusive en la serie de tensiones ), luego en lugar de metal en el cátodo, (descargado) hidrógeno ya que el potencial del hidrógeno es mucho mayor. El proceso de reducción del hidrógeno molecular del agua procede, mientras se forman los iones OH -, el medio cerca del cátodo es alcalino:
2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -
por ejemplo, durante la electrólisis de una solución cloruro de sodio en el cátodo, solo se reducirá el hidrógeno del agua.
2. Si el metal está en sal - actividad media (entre Al 3+ y H +), luego en el cátodo ( descargado) y metal, y hidrógeno, dado que el potencial de tales metales es comparable al potencial del hidrógeno:
Yo n + + nē → Yo 0
por ejemplo, durante la electrólisis de una solución de sulfato de hierro (II) en el cátodo, ( descarga) y hierro e hidrógeno:
Fe 2+ + 2ē → Fe 0
2H + 2 O + 2ē → H 2 0 + 2OH -
3. Si el metal está en sal - inactivo (después del hidrógeno en la serie de metales electroquímicos estándar) , entonces el ion de tal metal es un agente oxidante más fuerte que el ion hidrógeno, y solo metal:
Yo n + + nē → Yo 0
Por ejemplo, cuando la solución de electrólisissulfato de cobre (II)el cobre se reducirá en el cátodo:
Cu 2+ + 2ē → Cu 0
4. Si el cátodo se pone cationes de hidrógeno H + , luego se reducen a hidrógeno molecular:
2H + + 2ē → H 2 0
Un ánodo cargado positivamente atrae aniones y moléculas de agua. El ánodo es un agente oxidante. Los agentes reductores son aniones de un residuo ácido o moléculas de agua (debido al oxígeno en el estado de oxidación -2: H 2 O -2).
Cuando la electrólisis de soluciones salinas en el ánodo se observan los siguientes patrones:
1. Si el ánodo se residuo de ácido anóxico , luego se oxida a un estado libre (al estado de oxidación 0):
notMe n- - nē = notMe 0
por ejemplo: durante la electrólisis de una solución de cloruro de sodio en el ánodo, los iones de cloruro se oxidan:
2Cl - - 2ē = Cl 2 0
De hecho, si recordamos la Ley Periódica: con un aumento en la electronegatividad de un no metal, sus propiedades reductoras disminuyen... Y el oxígeno es el segundo elemento de electronegatividad más grande. Por tanto, es más fácil oxidar casi cualquier material no metálico que el oxígeno. Cierto, hay uno una excepción... Probablemente ya lo hayas adivinado. Es flúor, por supuesto. Después de todo, la electronegatividad del flúor es mayor que la del oxígeno. De este modo, durante la electrólisis de soluciones de fluoruro, son las moléculas de agua las que se oxidarán, y no los iones de fluoruro :
2H 2O -2 – 4ē → O 2 0 + 4H +
2. Si el ánodo se residuo ácido que contiene oxígeno o ion fluoruro , luego el agua se oxida con la liberación de oxígeno molecular:
2H 2O -2 – 4ē → O 2 0 + 4H +
3. Si el ánodo se ion hidróxido,luego se oxida y se libera oxígeno molecular:
4 O -2H -– 4ē → O 2 0 + 2H 2 O
4. Cuando las soluciones de electrólisis sales de ácido carboxílico sufre oxidación un átomo de carbono de un grupo carboxilo,se liberan dióxido de carbono y el alcano correspondiente.
por ejemplo, durante la electrólisis de soluciones acetatos se liberan dióxido de carbono y etano:
2CH 3 C +3 OO – – 2ē → 2C +4 O 2 + CH 3 -CH 3
Considere la electrólisis de soluciones de varias sales.
por ejemplo, solución de electrólisis sulfato de cobre. En el cátodo los iones de cobre se reducen:
Cátodo (-): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
En el ánodo las moléculas se oxidan agua:
Ánodo (+): 2H 2O -2 – 4ē → O 2 + 4H +
Los iones de sulfato no están involucrados en el proceso. Los escribiremos en la ecuación final con iones de hidrógeno en forma de ácido sulfúrico:
2 Cu 2+ SO 4+ 2H 2 O -2→ 2Cu 0 + 2H 2 SO 4 + O 2 0
Electrólisis en solución cloruro de sodio tiene este aspecto:
En el cátodo recupera hidrógeno:
Cátodo (-):
En el ánodo oxidado iones de cloruro:
Ánodo (+): 2Cl – – 2ē → Cl 2 0
Los iones de sodio no participan en el proceso de electrólisis. Los escribimos con aniones de hidróxido en la ecuación total de la solución de electrólisis. cloruro de sodio:
2H + 2 O + 2NaCl - → H 2 0 + 2NaOH + Cl 2 0
próximo ejemplo Carbonato de potasio.
En el cátodo recupera hidrógeno desde agua:
Cátodo (-): 2H + 2 O + 2ē → H 2 0 + 2OH -
En el ánodo oxidado moléculas de agua a molecular oxígeno:
Ánodo (+): 2H 2O -2 – 4ē → O 2 0 + 4H +
Por lo tanto, cuando los iones de potasio y los iones de carbonato no están involucrados en el proceso. Se produce la electrólisis del agua:
2H 2 +O -2 → 2H 2 0 + O 2 0
Otro ejemplo: electrólisis de solución acuosa cloruro de cobre (II).
En el cátodo recupera cobre:
Cátodo (-): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
En el ánodo oxidado iones de cloruro a molecular cloro:
Ánodo (+): 2Cl – – 2ē → Cl 2 0
Por lo tanto, para electrólisis de solución de carbonato de potasio se produce la electrólisis del agua:
Cu 2+ Cl 2- → Cu 0 + Cl 2 0
Algunos ejemplos más: electrólisis de una solución de hidróxido de sodio.
En el cátodo recupera hidrógeno del agua:
Cátodo (-): 2H + 2 O + 2ē → H 2 0 + 2OH -
En el ánodo oxidado iones de hidróxido a molecular oxígeno:
Ánodo (+): 4O -2H -– 4ē → O 2 0 + 2H 2 O
Por lo tanto, para electrólisis de una solución de hidróxido de sodio se produce la descomposición del agua, los cationes de sodio no están involucrados en el proceso:
2H 2 +O -2 → 2H 2 0 + O 2 0
Durante la electrólisis de la masa fundida, los aniones de los residuos ácidos se oxidan en el ánodo y los cationes metálicos se reducen en el cátodo. No hay moléculas de agua en el sistema.
Por ejemplo: derretir electrólisis cloruro de sodio. En el cátodo se reducen los cationes de sodio:
Cátodo (-): Na + + ē → Na 0
En el ánodo los aniones se oxidan cloro:
Ánodo (+): 2Cl – – 2ē → Cl 2 0
fundido de cloruro de sodio:
2Na +Cl – → 2Na 0 + Cl 2 0
Otro ejemplo: derretir electrólisis hidróxido de sodio. En el cátodo se reducen los cationes de sodio:
Cátodo (-): Na + + ē → Na 0
En el ánodo oxidado iones de hidróxido:
Ánodo (+): 4OH – – 4ē → O 2 0+ 2H 2 O
Ecuación de electrólisis total fundido de hidróxido de sodio:
4Na +OH – → 4Na 0 + O 2 0 + 2H 2 O
Muchos metales se producen industrialmente mediante electrólisis de fundidos.
por ejemplo , aluminio obtenido por electrólisis de una solución oxido de aluminio en la criolita fundida. Criolita- El Na 3 se funde a una temperatura más baja (1100 o C) que el óxido de aluminio (2050 o C). Y el óxido de aluminio se disuelve perfectamente en criolita fundida.
En una solución de criolita, la alúmina se disocia en iones:
Al 2 O 3 = Al 3+ + AlO 3 3-
En el cátodo se reducen los cationes de aluminio:
Cátodo (-): Al 3+ + 3ē → Al 0
En el ánodo oxidado iones de aluminato:
Ánodo (+): 4AlO 3 3 – – 12ē → 2Al 2 O 3 + 3O 2 0
La ecuación general de electrólisis de una solución de óxido de aluminio en una masa fundida de criolita:
2Al 2 О 3 = 4Al 0 + 3О 2 0
En la industria, para la electrólisis de óxido de aluminio, se utilizan varillas de grafito como electrodos. En este caso, los electrodos están parcialmente oxidados (quemados) en el oxígeno liberado:
C 0 +О 2 0 = C +4 O 2 -2
Si el material de los electrodos está hecho del mismo metal que está presente en la solución en forma de sal, o de un metal más activo, entonces descarga en el ánodo no moléculas de agua o aniones, sino las partículas del metal en sí se oxidan como parte del electrodo.
por ejemplo, considere la electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II) con electrodos de cobre.
En el cátodo los iones se descargan cobre de la solución:
Cátodo (-): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
En el ánodo partículas de cobre de electrodo :
Ánodo (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+
La electrólisis (en griego elektron - ámbar + lisis - descomposición) es una reacción química que ocurre cuando una corriente continua pasa a través de un electrolito. Esta es la descomposición de sustancias en sus partes constituyentes bajo la acción de una corriente eléctrica.
El proceso de electrólisis consiste en mover cationes (iones cargados positivamente) al cátodo (cargados negativamente) e iones cargados negativamente (aniones) al ánodo (cargados positivamente).
Entonces, los aniones y cationes corren hacia el ánodo y el cátodo, respectivamente. Aquí es donde tiene lugar la reacción química. Para resolver con éxito las tareas sobre este tema y escribir reacciones, es necesario separar los procesos en el cátodo y el ánodo. Así es como se estructurará este artículo.
Los cationes son atraídos por el cátodo - iones cargados positivamente: Na +, K +, Cu 2+, Fe 3+, Ag +, etc.
Para establecer qué tipo de reacción está ocurriendo en el cátodo, en primer lugar, debe determinar la actividad del metal: su posición en la serie electroquímica de voltajes metálicos.
Si aparece un metal activo (Li, Na, K) en el cátodo, en su lugar se reducen las moléculas de agua, de las cuales se libera hidrógeno. Si el metal es de actividad media (Cr, Fe, Cd), tanto el hidrógeno como el propio metal se liberan en el cátodo. Los metales poco activos se precipitan en el cátodo en forma pura (Cu, Ag).
Tenga en cuenta que se considera que el aluminio es el límite entre los metales activos y medios activos en la serie de voltajes. Durante la electrólisis en el cátodo, los metales hasta el aluminio (¡incluido!) No se reducen, en lugar de ellos se reducen las moléculas de agua: se libera hidrógeno.
En el caso de que los iones de hidrógeno - H + entren en el cátodo (por ejemplo, durante la electrólisis de los ácidos HCl, H 2 SO 4), el hidrógeno se reduce de las moléculas de ácido: 2H + - 2e = H 2
Los aniones son atraídos hacia el ánodo - iones cargados negativamente: SO 4 2-, PO 4 3-, Cl -, Br -, I -, F -, S 2-, CH 3 COO -.
Durante la electrólisis de aniones que contienen oxígeno: SO 4 2-, PO 4 3- - no se oxidan aniones en el ánodo, sino moléculas de agua, de las cuales se libera oxígeno.
Los aniones libres de oxígeno se oxidan y liberan los correspondientes halógenos. Ión sulfuro en la oxidación de la oxidación del azufre. Una excepción es el flúor: si entra en el ánodo, la molécula de agua se descarga y se libera oxígeno. El flúor es el elemento más electronegativo y, por tanto, es una excepción.
Los aniones de ácidos orgánicos se oxidan de una manera especial: el radical adyacente al grupo carboxilo se duplica y el grupo carboxilo (COO) en sí mismo se convierte en dióxido de carbono - CO 2.
Durante su entrenamiento, puede encontrar metales que se pasan por alto en la fila de actividades. Durante la fase de entrenamiento, puede utilizar una amplia gama de actividades con metales.
Ahora sabrás exactamente lo que se emite en el cátodo ;-)
Practiquemos. Averigüemos qué se forma en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de soluciones de AgCl, Cu (NO 3) 2, AlBr 3, NaF, FeI 2, CH 3 COOLi.
A veces, las tareas requieren registrar la reacción de electrólisis. Te informo: si entiendes lo que se forma en el cátodo y lo que está en el ánodo, entonces no es difícil escribir la reacción. Tome la electrólisis de NaCl, por ejemplo, y escriba la reacción:
NaCl + H 2 O → H 2 + Cl 2 + NaOH
El sodio es un metal activo, por lo que se libera hidrógeno en el cátodo. El anión no contiene oxígeno, se libera halógeno - cloro. Escribimos la ecuación, por lo que no podemos forzar la evaporación del sodio sin dejar rastro :) El sodio reacciona con el agua para formar NaOH.
Anotemos la reacción de electrólisis para CuSO 4:
CuSO 4 + H 2 O → Cu + O 2 + H 2 SO 4
El cobre pertenece a los metales de baja actividad, por lo que se libera en su forma pura en el cátodo. El anión contiene oxígeno, por lo que se libera oxígeno en la reacción. El ion sulfato no desaparece en ninguna parte, se combina con el hidrógeno del agua y se convierte en ácido gris.
Todo lo que hemos comentado hasta este punto ha estado relacionado con la electrólisis de soluciones donde el disolvente es agua.
La química industrial se enfrenta a una tarea importante: obtener metales (sustancias) en su forma pura. Los metales de baja actividad (Ag, Cu) se pueden obtener fácilmente mediante electrólisis de soluciones.
Pero, ¿qué pasa con los metales activos: Na, K, Li? De hecho, durante la electrólisis de sus soluciones, no se liberan en el cátodo en forma pura, sino que se reducen las moléculas de agua y se libera hidrógeno. Aquí los derretidos que no contienen agua serán útiles.
En las masas fundidas anhidras, las reacciones se escriben de forma aún más simple: las sustancias se descomponen en sus partes constituyentes:
AlCl 3 → Al + Cl 2
LiBr → Li + Br 2
© Bellevich Yuri Sergeevich 2018-2020
Este artículo fue escrito por Yuri Sergeevich Bellevich y es su propiedad intelectual. La copia, distribución (incluida la copia a otros sitios y recursos en Internet) o cualquier otro uso de información y objetos sin el consentimiento previo del titular de los derechos de autor es punible por ley. Para obtener los materiales del artículo y permiso para usarlos, consulte
La electrólisis es una reacción redox que tiene lugar en los electrodos si se pasa una corriente eléctrica constante a través de la masa fundida o la solución de electrolito.
El cátodo es un agente reductor que cede electrones a los cationes.
El ánodo es un agente oxidante que acepta electrones de aniones.
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Varias actividades de cationes: |
Na +, Mg 2+, Al 3+, Zn 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+, H + , Cu 2+, Ag + _____________________________→ Capacidad oxidativa mejorada |
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Varias actividades de aniones: |
I -, Br -, Cl -, OH -, NO 3 -, CO 3 2-, SO 4 2- ←__________________________________ Mayor capacidad regenerativa |
Procesos en los electrodos durante la electrólisis de masas fundidas.
(no depende del material de los electrodos y la naturaleza de los iones).
1. Aniones ( Soy -; OH -
Una m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (procesos de oxidación).
2. En el cátodo, los cationes se descargan ( Yo n +, H + ), convirtiéndose en átomos o moléculas neutros:
Me n + + n ē → Me °; 2 H + + 2ē → H 2 0 (procesos de recuperación).
Procesos en los electrodos durante la electrólisis de soluciones.
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CATODO (-) No depende del material del cátodo; Dependen de la posición del metal en la serie de tensiones. |
ANOD (+) Depende del material del ánodo y de la naturaleza de los aniones. |
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El ánodo es insoluble (inerte), es decir hecho de carbón, grafito, platino, oro. |
El ánodo es soluble (activo), es decir hecho deCu, Ag, Zn, Ni, Fey otros metales (exceptoPt, Au) |
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1. En primer lugar, se reducen los cationes metálicos, que se encuentran en la serie de tensiones después deH 2 : Me n + + nē → Me ° |
1. En primer lugar, los aniones de los ácidos anóxicos se oxidan (exceptoF - ): A m- - mē → A ° |
Los aniones no se oxidan. Los átomos del metal del ánodo se oxidan: Yo ° - nē → Yo n + Caciones Me n + entrar en solución. La masa del ánodo disminuye. |
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2.Cataciones de metales de actividad media, entreAlabama y H 2 , se restauran simultáneamente con agua: Me n + + nē → Me ° 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - |
2.Aniones de oxoácidos (ENTONCES 4 2- , CO 3 2- ,..) y F - no se oxida, la oxidación de moléculas está en cursoH 2 O : 2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + |
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3.Cataciones de metales activos deLi antes de Alabama (inclusive) las moléculas no se restauran, peroH 2 O : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - |
3.En la electrólisis de soluciones alcalinas, los iones se oxidanOH - : 4OH - - 4ē → O 2 + 2H 2 O |
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4.En la electrólisis de soluciones ácidas, los cationes se reducen H +: 2H + + 2ē → H 2 0 |
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ELECTROLISIS DE FUSIONES
Ejercicio 1... Haz un diagrama de la electrólisis de la masa fundida de bromuro de sodio. (Algoritmo 1.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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NaBr → Na + + Br - |
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K - (cátodo): Na +, A + (ánodo): Br - |
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K +: Na + + 1ē → Na 0 (recuperación), A +: 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (oxidación). |
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2NaBr = 2Na + Br 2 |
Tarea 2... Haz un diagrama de la electrólisis de hidróxido de sodio fundido. (Algoritmo 2.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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NaOH → Na + + OH - |
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2.Muestre el movimiento de los iones a los electrodos correspondientes |
K - (cátodo): Na +, A + (ánodo): OH -. |
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3.Realizar diagramas de procesos de oxidación y reducción. |
K -: Na + + 1ē → Na 0 (recuperación), A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (oxidación). |
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4.Haz la ecuación de electrólisis de la masa fundida alcalina. |
4NaOH = 4Na + 2H 2 O + O 2 |
Tarea 3.Haz un diagrama de la electrólisis del sulfato de sodio fundido. (Algoritmo 3.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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1.Haz la ecuación de la disociación de la sal. |
Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2- |
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2.Muestre el movimiento de los iones a los electrodos correspondientes |
K - (cátodo): Na + A + (ánodo): SO 4 2- |
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K -: Na + + 1ē → Na 0, A +: 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2 |
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4.Haz la ecuación de electrólisis de sal fundida. |
2Na 2 SO 4 = 4Na + 2SO 3 + O 2 |
ELECTROLISIS DE SOLUCIONES
Ejercicio 1.Dibuje un diagrama de la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 1.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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1.Haz la ecuación de la disociación de la sal. |
NaCl → Na + + Cl - |
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Los iones de sodio en la solución no se reducen, por lo que se restaura el agua. Los iones de cloro se oxidan. |
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3.Realizar diagramas de procesos de reducción y oxidación. |
K -: 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - A +: 2Cl - - 2ē → Cl 2 |
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2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH |
Tarea 2.Dibuje un diagrama de la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de cobre ( II ) utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 2.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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1.Haz la ecuación de la disociación de la sal. |
CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2- |
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2. Seleccione los iones que se descargarán en los electrodos. |
Los iones de cobre se reducen en el cátodo. En el ánodo en una solución acuosa, los iones sulfato no se oxidan; por lo tanto, el agua se oxida. |
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3.Realizar diagramas de procesos de reducción y oxidación. |
K -: Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A +: 2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + |
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4.Haz la ecuación de electrólisis de una solución acuosa de sal. |
2CuSO 4 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 |
Tarea 3.Dibuje un diagrama de electrólisis de una solución acuosa de una solución acuosa de hidróxido de sodio utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 3.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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1.Haga una ecuación para la disociación del álcali. |
NaOH → Na + + OH - |
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2. Seleccione los iones que se descargarán en los electrodos. |
Los iones de sodio no se pueden reducir, por lo tanto, el agua se reduce en el cátodo. Los iones de hidróxido se oxidan en el ánodo. |
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3.Realizar diagramas de procesos de reducción y oxidación. |
K -: 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 |
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4.Haga una ecuación para la electrólisis de una solución alcalina acuosa. |
2 H 2 O = 2 H 2 + O 2 , es decir. la electrólisis de una solución alcalina acuosa se reduce a la electrólisis del agua. |
Recordar.En la electrólisis de ácidos que contienen oxígeno. (H 2 SO 4, etc.), bases (NaOH, Ca (OH) 2, etc.) , sales de metales activos y ácidos que contienen oxígeno(K 2 SO 4, etc.) La electrólisis del agua procede sobre los electrodos: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2
Tarea 4.Dibuje un diagrama de electrólisis de una solución acuosa de nitrato de plata usando un ánodo hecho de plata, es decir el ánodo es soluble. (Algoritmo 4.)
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Secuenciación |
Realización de acciones |
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1.Haz la ecuación de la disociación de la sal. |
AgNO 3 → Ag + + NO 3 - |
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2. Seleccione los iones que se descargarán en los electrodos. |
Los iones de plata se reducen en el cátodo, el ánodo de plata se disuelve. |
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3.Realizar diagramas de procesos de reducción y oxidación. |
K -: Ag + + 1ē → Ag 0; A +: Ag 0 - 1ē → Ag + |
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4.Haz la ecuación de electrólisis de una solución acuosa de sal. |
Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + la electrólisis se reduce a la transferencia de plata del ánodo al cátodo. |
Primera ley de Faraday: la masa de una sustancia liberada o disuelta en los electrodos es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución.:
m = ---------; donde m es la masa de la sustancia liberada en los electrodos,
FM E es la masa molar de la sustancia equivalente, g / mol,
I - fuerza actual, A;
t - tiempo de electrólisis, seg.;
F - Constante de Faraday (96500 C / mol).
Segunda ley de Faraday: para una cierta cantidad de electricidad que pasa a través de la solución, la relación de las masas de las sustancias reaccionadas es igual a la relación de las masas molares de sus equivalentes químicos:
Const
YO 1 YO 2 YO 3
Para aislar o disolver 1 mol de un equivalente de cualquier sustancia, es necesario pasar por la solución o fundir la misma cantidad de electricidad, igual a 96.500 Cl. Esta cantidad se llama Constante de Faraday.
La cantidad de sustancia liberada en el electrodo durante el paso de 1Cl de electricidad se llama su equivalente electroquímicoε ).
ε = . -------, donde ε - electroquímico
F equivalente
Me - equivalente de masa molar
elemento (sustancia); , g / mol
F - Constante de Faraday, C / mol.
Tabla 4 - Equivalentes electroquímicos de algunos elementos
| catión | Yo, g / mol | ε, mg | Anión | Yo, g / mol | ε, mg |
| Ag + Al 3+ Au3 + Ba 2+ Ca 2+ Cd 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H + K + Li + Mg 2+ Mn 2+ Na + Ni 2+ Pb 2+ Sn 2 + Sr 2+ Zn 2+ | 107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69 | 1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339 | Br - BrO 3 - Cl - ClO 3 - HCOO - CH 3 COO - CN - CO 3 2- C 2 O 4 2- CrO 4 2- F - I - NO 3 - IO 3 - OH - S 2- SO 4 2 - Se 2- SiO 3 2- | 79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03 | 0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395 |
Los procesos de oxidación y reducción son la base del funcionamiento de fuentes de corriente química como las baterías.
Los acumuladores son celdas galvánicas en las que son posibles procesos de carga y descarga reversibles, realizados sin la adición de sustancias involucradas en su trabajo. .
Para restaurar la energía química consumida, la batería se carga pasando una corriente desde una fuente externa. En este caso, se producen reacciones electroquímicas en los electrodos, contrarias a las que tenían lugar cuando la batería estaba funcionando como fuente de corriente.
Las más comunes en la actualidad son las baterías de plomo-ácido, en las que el dióxido de plomo PbO 2 sirve como electrodo positivo y el plomo metálico Pb sirve como electrodo negativo.
Se utiliza una solución al 25-30% de ácido sulfúrico como electrolito, por lo que las baterías de plomo-ácido también se denominan ácidas.
Los procesos que ocurren durante la descarga y carga de la batería se pueden resumir como: descarga
Pb 0 + Pb +4 O 2 + 4Н + + 2SO 4 2- «2Pb 0 + 2SO 4 2- + 2H 2 O
Además de la batería de plomo, en la práctica se utilizan baterías alcalinas: níquel-cadmio, níquel-hierro.
Existe una estrecha conexión entre los fenómenos eléctricos y químicos, en los que hay una interconversión de formas de energía eléctrica y química. La electroquímica estudia los procesos que ocurren en superficies de separación de fases capaces de intercambiar partículas cargadas. Muy a menudo, una de las fases de contacto es un metal, la otra es una solución de electrolitos. El mecanismo de conducción en estas fases no es el mismo. El metal es un conductor del primer tipo, los electrones son portadores de electricidad. La conductividad eléctrica de la solución de electrolito es proporcionada por el movimiento de iones. Este es el segundo tipo.
La diferencia en los potenciales eléctricos que surgen de las reacciones químicas es la base del funcionamiento de las fuentes de corriente química: pilas y baterías electroquímicas.
El electrodo es una sección de un circuito eléctrico que sirve para la conexión galvánica con un circuito externo.
Cuando se baja el electrodo a la solución, se producen procesos de electrodo.
Los procesos de electrodos incluyen dos grupos de procesos relacionados.
1. La aparición de una diferencia en los potenciales eléctricos y, por tanto, una corriente eléctrica como resultado de una reacción química en una celda galvánica).
2. Procesos químicos inversos que surgen durante el paso de El. corriente a través de la solución (electrólisis).
Estos dos grupos de procesos en muchos casos son mutuamente reversibles (acumuladores de plomo) y siempre están asociados con un cambio en la carga de átomos (iones) o grupos atómicos, es decir. son reacciones redox.
Consideremos el mecanismo de aparición de una diferencia de potencial eléctrico entre un metal y una solución de su sal. Del metal sumergido en la solución, parte de los iones de la red cristalina, que tienen alta energía de movimiento térmico, lo dejan y se disuelven. Este proceso se ve facilitado por la interacción de iones con moléculas de solvente ubicadas cerca de la superficie de un sólido. Al mismo tiempo, tiene lugar el proceso contrario, es decir destrucción de la capa de solvatación de iones en solución y su inclusión en la red cristalina del metal.
Inicialmente predomina la disolución del metal, los cationes que pasan a la solución llevan consigo una carga eléctrica positiva. En este caso, la solución se carga positivamente y el metal negativamente. Los iones de la solución, que llevan un exceso de carga positiva, y los electrones libres del metal, que no están compensados, se atraen entre sí y se ubican cerca de la superficie de la sección de fase a cada lado de la misma, formando la so- llamada doble capa eléctrica, dentro de la cual el potencial eléctrico cambia bruscamente. El campo eléctrico resultante complica la disolución del metal y mejora el proceso inverso. Posteriormente, se establece un equilibrio dinámico, debido a la compensación mutua de estos procesos, y una cierta diferencia de potencial entre el metal y la solución.
La naturaleza del cambio de potencial en la doble capa eléctrica permite distinguir partes densas y difusas en ella. La parte densa de la doble capa eléctrica (capa de Helmholtz) está formada por iones ubicados en distancia minima desde la interfaz. Tal capa es similar a un condensador con placas de metal. Los potenciales en él cambian linealmente.
La parte difusa de la doble capa eléctrica (capa Guy) corresponde a un condensador, una de cuyas placas está, por así decirlo, borrosa. Esta placa corresponde a los iones que se han movido al interior de la solución debido a su movimiento térmico. Con la distancia de la interfaz, la cantidad de iones en exceso disminuye rápidamente y la solución se vuelve neutra. El salto de potencial de interfase es la suma de los saltos en la parte densa de la doble capa y el potencial, que es igual al salto de potencial en la capa de Huy. Debido al hecho de que el espesor total de la doble capa eléctrica sigue siendo insignificante, el cambio de potencial durante la transición de una fase a otra es siempre de naturaleza abrupta.
Inicialmente, predomina la transición de iones de la solución al metal, luego el metal se carga positivamente y la solución se carga negativamente. El potencial eléctrico cambia abruptamente dentro de la doble capa eléctrica, pero el signo de la carga cambia al contrario.
Otra razón para la formación de una diferencia de potencial entre fases es la adsorción de varias partículas en la interfaz.
Hay muchas teorías que explican el mecanismo de formación de un salto potencial en la interfaz solución-metal. La más reconocida es la teoría de solvatación del potencial del electrodo, cuyas bases fueron establecidas por L.V. Pisarzhevsky (1912-1914). Según él, el salto potencial en la interfaz solución-metal se debe a dos procesos: 1) disociación de átomos metálicos en iones dentro del metal; 2) solvatación de iones metálicos en la superficie del metal, cuando entra en contacto con una solución que contiene moléculas de disolvente.
Como ejemplo, considere un electrodo de cobre sumergido en una solución acuosa de sulfato de cobre. El potencial químico de los iones de cobre en un metal a una temperatura determinada puede considerarse constante, mientras que el potencial químico de los iones de cobre en solución depende de la concentración de sal. En general, estos potenciales químicos no son los mismos. Sea la concentración de sulfato de cobre tal que el potencial químico de los iones de cobre rodeados por una capa de solvatación en solución sea menor que el potencial químico de estos iones en el metal. Luego, cuando el metal se sumerge en la solución, surgirá una fuerza impulsora para la transición de los iones de cobre desde la red cristalina del metal a la solución, cuya implementación se impide por el enlace químico de los iones con la red.
Las moléculas de disolvente dipolo, al orientarse en el campo de la superficie del metal, por el contrario, facilitan la liberación de iones de la red cristalina. Como resultado, algunos de los iones de cobre dejarán la red cristalina neutra y se hidratarán, y la superficie del electrodo se cargará negativamente. Esta carga evitará una mayor transición de los iones de cobre a la solución. Aparece una doble capa eléctrica y se establece el equilibrio electroquímico, en el que los potenciales químicos de los iones en el metal y en la solución diferirán por la magnitud de la diferencia de potencial de la doble capa eléctrica.
El equilibrio electroquímico es de naturaleza dinámica, los iones que forman la doble capa eléctrica se renuevan constantemente, sin embargo, el flujo de cationes de la solución al metal es igual al flujo de cationes del metal a la solución, por lo que el potencial del electrodo conserva su valor en condiciones sin cambios. Su valor depende de la naturaleza del electrodo y del material disolvente, de la concentración de iones en la solución, que forman la doble capa eléctrica, y de la temperatura.
Otro tipo de equilibrio, que se establece entre fases que contienen varios iones, uno de los cuales pasa fácilmente a través de la interfaz, mientras que para otros tal transición es difícil debido a razones espaciales o químicas, en los límites de la solución de vidrio o la resina de intercambio iónico. (intercambiador de iones) - solución. Este tipo de equilibrio se llama equilibrio de membrana. También se forma una capa eléctrica en la interfaz entre dos fases similares y aparece un salto de potencial correspondiente: el potencial de membrana.
Doble capa eléctrica surge como resultado de procesos redox y refleja la capacidad del material del electrodo para oxidarse. Cuanto más fácil se oxida el material del electrodo, gran cantidad Los iones, en igualdad de condiciones, dejan la red cristalina del electrodo en la solución y más negativo es su potencial. Por lo tanto, el potencial del electrodo, medido en condiciones normales, se denomina potencial redox.
Es imposible medir experimentalmente el potencial de cualquier punto, pero es posible medir su valor en relación con cualquier punto, es decir. diferencia de potencial. Al medir potenciales redox, se utiliza un electrodo de hidrógeno estándar (SHE) como punto de referencia. El potencial de UHE se forma sobre la base de procesos de oxidación-reducción, similares a los procesos en un electrodo de cobre, pero su potencial se tomó como cero. El potencial de un electrodo se considera positivo si el electrodo se carga más positivamente que el SHE y negativo si se carga más negativamente que un electrodo de hidrógeno estándar.
Las capacidades redox de los materiales se comparan con referencia a los potenciales de electrodo estándar.
El potencial del electrodo estándar es la diferencia de potencial entre un electrodo dado y un electrodo de hidrógeno estándar, siempre que las actividades de todas las sustancias que participan en la reacción sean iguales a la unidad..
Todos los electrodos pueden disponerse en una fila de acuerdo con sus potenciales de electrodo estándar. Cuando se registran electrodos, se utiliza una secuencia de electrodos de iones. La respuesta del electrodo se registra como una respuesta de reducción, es decir unión de electrones.
El valor del potencial del electrodo estándar caracteriza la tendencia de la reacción del electrodo a avanzar en la dirección de la reducción de iones. Cuanto más baja se localiza la reacción del electrodo, mayor es la tendencia a hacerlo. que la forma oxidada unirá electrones y se transformará en la forma reducida. A la inversa, cuanto más alta sea la reacción del electrodo en la tabla, mayor será la tendencia de la forma reducida a ceder electrones y pasar a la forma oxidada. Por ejemplo, los metales activos sodio y potasio tienen potenciales de electrodo estándar negativos muy grandes y. por tanto, muestran una fuerte tendencia a perder electrones.
La forma reducida de cualquier elemento o ión con una actividad de uno restaurará la forma oxidada del elemento o ión que tiene un potencial de electrodo estándar menos negativo.
Considere un sistema que consta de dos electrodos, por ejemplo zinc y cobre. Cada uno de ellos se sumerge en una solución de su propia sal y las soluciones se conectan mediante una llave electrolítica. La llave proporciona el contacto eléctrico de las soluciones, pero no permite que los iones de una parte de la celda pasen a otra.
Cada uno de los metales de dicho sistema liberará en la solución la cantidad de iones que corresponda a su equilibrio con la solución. Sin embargo, los potenciales de equilibrio de estos metales no son los mismos. El zinc tiene una mayor capacidad para liberar un ión en solución que el cobre y, por lo tanto, adquirirá una carga negativa más alta. Contiene más electrones en exceso que el cobre. Si ahora los electrodos están conectados con un cable (circuito externo), entonces el exceso de electrones fluirá a través del circuito externo desde el zinc al cobre y, por lo tanto, alterará el equilibrio de la doble capa en ambos electrodos. En el electrodo de zinc, la carga disminuirá y algunos de los iones volverán a salir del electrodo, y en el electrodo de cobre, los electrodos se volverán más que el de equilibrio y, por lo tanto, algunos de los iones de la solución se descargarán en el electrodo. Habrá una diferencia en las cargas de los electrodos nuevamente. Se volverá a producir la transición de electrones a lo largo del circuito externo del zinc al cobre. Esto vuelve a iniciar la transferencia de iones, y así sucesivamente hasta que se disuelva todo el electrodo de zinc.
Así, surge un proceso espontáneo, en el que el electrodo de zinc se disuelve y los iones de cobre se descargan sobre el cobre y se libera el cobre metálico. La transferencia de electrones a lo largo de un cable desde una placa de zinc a una placa de cobre crea una corriente eléctrica. Se puede utilizar para realizar varios procesos. tal dispositivo se llama celda galvánica.
Una celda galvánica es cualquier dispositivo que permite obtener una corriente eléctrica debido a una determinada reacción química.
La diferencia en los potenciales de los electrodos de una celda galvánica depende de las condiciones en las que se determina. La mayor diferencia de potencial en una celda galvánica se llama fuerza electromotriz. (EMF).
En el corazón de cualquier circuito galvánico hay una reacción redox, llevada a cabo de tal manera que se produce la oxidación en uno de los electrodos (negativo), en este caso, la disolución del zinc, y en el otro (positivo) - reducción, es decir. separación de cobre.
La celda electroquímica de Daniel-Jacobi consta de placas de cobre y zinc sumergidas en soluciones de ácido sulfúrico de sus sales. Estas soluciones están separadas por una partición porosa que no permite que las soluciones se mezclen. Tal sistema es una fuente actual. El polo positivo es una placa de cobre, el polo negativo es zinc. Durante el funcionamiento de este elemento, la placa de zinc se disuelve y el cobre precipita de la solución en la placa de cobre.
En solución, el cobre y el zinc existen como iones. La reacción de oxidación tiene lugar en el electrodo de zinc:
Como resultado, el zinc se disuelve en forma de cationes y los electrones restantes le dan una carga negativa. Sobre el electrodo de cobre tiene lugar la reacción de reducción de los iones de cobre, que se acercan a la placa de cobre desde la solución y se depositan sobre ella:
Como resultado de esta reacción, una cierta cantidad de electrones libres de la placa de cobre se consume y adquiere una carga positiva. Respuesta general:
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu o Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Esta reacción puede ocurrir espontáneamente en condiciones normales. Pero luego se combinan los procesos de oxidación y reducción, y el movimiento de electrones ocurre en un camino corto y no surge una corriente eléctrica. Este es un ejemplo de una celda galvánica que funciona debido a la naturaleza química desigual de los electrodos.
Las celdas galvánicas de concentración constan de electrodos de la misma naturaleza y la concentración de las soluciones es diferente. Por ejemplo, un elemento que contiene dos placas de plata sumergidas en soluciones de nitrato de plata de concentración desigual. La placa sumergida en una solución menos concentrada es el polo negativo y el otro es el positivo. Durante la operación del elemento, la placa negativa se disuelve y la plata se deposita sobre la positiva.
Electrodo negativo:
Electrodo positivo:
Notación condicional de una celda galvánica:
(-) Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu (+)
Las barras verticales indican interfaces. En el caso de un EMF positivo, se coloca a la izquierda y positivo a la derecha. Hay un salto potencial en cada interfaz. El electrodo junto con la solución en la que está sumergido es una media celda. El EMF de una celda galvánica es igual a la diferencia de potencial de las semiceldas: el potencial de la semicelda izquierda se resta del potencial de la semicelda derecha. Con tal registro, la EMF del circuito siempre será positiva.
Celda galvánica de concentración, formada por dos electrodos de plata sumergidos en una solución de nitrato de plata de diferentes concentraciones:
(-) Ag | AgNO 3 (c1) || AgNO 3 (c2) | Ag (+)
Si con 1< с 2 , то левый электрод посылает в раствор ионы серебра и заряжается отрицательно. На правом электроде ионы серебра разряжаются, сообщая электроду положительный заряд.
Si el electrodo no intercambia iones con la solución, entonces su símbolo está entre paréntesis. Por ejemplo, un electrodo de platino saturado con hidrógeno sumergido en una solución de ácido clorhídrico (electrodo de hidrógeno) se denota:
El EMF de cualquier celda galvánica es igual a la diferencia de los potenciales de sus electrodos. La EMF de una celda galvánica compuesta por dos electrodos diferentes, pero con la misma concentración (actividad) de sus sales, es igual a la diferencia entre los potenciales estándar de estos elementos.
El funcionamiento de una celda galvánica se evalúa mediante la fuerza electromotriz. EMF es la mayor diferencia de potencial de una celda galvánica. Consiste en un potencial de contacto - entre dos metales (zinc y cobre), electrodo - entre un electrodo y una solución electrolítica (zinc y sulfato de zinc, cobre y sulfato de cobre), potencial de difusión - entre dos soluciones (sulfato de zinc y sulfato de cobre) .
El potencial de contacto surge en la interfaz entre los conductores que van del electrodo de zinc al cobre. El motivo de su aparición está asociado con la transición de electrones de un metal a otro. A menudo, este potencial es insignificante y no afecta significativamente la EMF de una celda galvánica.
Potenciales de electrodo que surgen en la interfaz metal-electrolito. Su aparición se debe a la transición de iones de metal a solución y de solución a metal. El potencial del electrodo está determinado por la diferencia de potencial entre el electrodo y la solución de electrolito en contacto con él.
Regla mnemotécnica: oxidación en el ánodo (las palabras comienzan con vocales), reducción en el cátodo.
El potencial de difusión surge en la interfaz entre diferentes electrolitos o un electrolito de diferente concentración (actividad). Debido a la diferente movilidad de los cationes o aniones, su difusión ocurre desde una solución más concentrada a una solución menos concentrada. Con la distancia de la interfaz entre dos soluciones de electrolitos, la concentración de iones se iguala debido a su movimiento térmico, mientras que el potencial de difusión disminuye y luego desaparece.
El potencial de difusión es pequeño y no supera las centésimas de voltio.
Por lo tanto, el EMF es igual a:
E = E Cu - E Zn + E k + E d
Si descuidamos los potenciales de difusión y contacto, que son muy pequeños, entonces la fórmula se ve así:
EMF = E Cu - E Zn
EMF es una característica cuantitativa del funcionamiento de una celda galvánica: muestra cuán completo se lleva a cabo el proceso de transición de la energía química en energía eléctrica.
La EMF de una celda galvánica se puede calcular usando la ecuación de Nernst:
La cantidad es constante a una temperatura dada.
| Temperatura, С | ||||
| 0,0542 | 0,0578 | 0,0591 | 0,0621 |
E 0 es el EMF estándar de una celda galvánica, z es el número de cargas elementales que están involucradas en la reacción, a es la actividad de los reactivos y productos de reacción en condiciones específicas.
La expresión EMF para el elemento de concentración no incluye el valor del EMF estándar, porque ambos electrodos son iguales y, por lo tanto, sus potenciales estándar también.
La reacción química que tiene lugar en una celda galvánica se puede dividir en dos conjugadas, que tienen lugar en medias celdas:
ν 1 А 1 - zе = ν 3 А 3
ν 2 UNA 2 + ν 4 UNA 4
Entonces, las expresiones para los potenciales de electrodos individuales pueden ser:
Sobre electrodos metálicos, suele producirse una reacción del tipo M z + + zе = M. Para ello, teniendo en cuenta que la actividad materia sólida a una temperatura dada es constante e igual a la unidad, obtenemos la ecuación del potencial del electrodo reversible con respecto al catión metálico:
El término "reversible con respecto al catión metálico" significa que el potencial del electrodo está formado por los cationes M +.
Si los aniones están involucrados en el proceso de determinación de potencial según la reacción А + zе = А z -, obtenemos la expresión del potencial del electrodo reversible con respecto al anión:
La ecuación general se ve así:
Muestra que el potencial de un electrodo depende de su naturaleza (caracterizada por un potencial estándar), temperatura y actividad de los iones en solución.
Para determinar experimentalmente el potencial del electrodo (φ), es necesario componer una celda galvánica que contenga el electrodo en estudio y medir su EMF. Una celda galvánica, además del electrodo en estudio, debe contener un electrodo de referencia, cuyo potencial se conoce con precisión y es bien reproducible.
Las celdas galvánicas irreversibles incluyen procesos irreversibles, por lo que en ellas es imposible invertir la dirección de una reacción química cambiando el voltaje externo aplicado en una cantidad infinitesimal. Los electrodos que forman tales elementos se denominan irreversibles.
Los electrodos reversibles se subdividen en electrodos indicadores y de referencia.
Se denominan electrodos indicadores (de trabajo), cuyo potencial cambia inequívocamente con un cambio en la concentración de los iones que se determina.
Los electrodos de referencia se denominan tales electrodos, cuyo potencial se conoce con precisión, se puede reproducir con precisión y no depende de la concentración de los iones que se determina, es decir, constante durante las mediciones.
Según sus propiedades y diseño, los electrodos reversibles se dividen en los siguientes grupos:
1. Electrodos del primer tipo.
2. Electrodos del segundo tipo.
3. Electrodos redox
4. Electrodos selectivos de iones (membrana).
Electrodos de primera clase... Electrodos con fase activa sólida o gaseosa, reversibles solo con respecto a los cationes, o solo con respecto a los aniones.
Esto incluye electrodos de metal que son reversibles con respecto a los cationes, electrodos metaloides que son reversibles con respecto a los aniones y electrodos de gas que son reversibles con respecto a los cationes o con respecto a los aniones.
Los electrodos metálicos reversibles con respecto a los cationes son electrodos en los que el metal se sumerge en una solución de una sal altamente soluble de este metal. Los potenciales de los electrodos catiónicos reversibles se vuelven más positivos al aumentar la concentración de la solución.
Electrodos tipo II- Electrodos multifásicos complejos, formalmente reversibles tanto con respecto a los cationes como con respecto a los aniones. Consisten en un metal, una sal poco soluble de este metal y un segundo compuesto, que es muy soluble y contiene el mismo anión que la sal poco soluble.
Representantes de electrodos de cloruro de plata y calomelanos. Se utilizan ampliamente como electrodos de referencia.
El cloruro de plata es alambre de plata, cubierto con una capa de cloruro de plata, sumergido en una solución saturada de cloruro de potasio, ubicado en un recipiente con un microslit para el contacto con la solución de prueba. Es reversible con respecto a los iones cloruro.
Electrodo de calomelanos (Pt) Hg 0 | Hg 2 Cl 2 | KCl Es una mezcla de mercurio y calomelanos, colocado en un recipiente, en cuyo fondo se suelda platino, soldado a un conductor de cobre.
Todos los electrodos que determinan el potencial forman un potencial basado en procesos redox, por lo que cualquier electrodo puede llamarse electrodo redox. Pero acordamos nombrar al OV tales electrodos, cuyo metal no participa en la reacción redox, sino que es solo un portador de electrones, mientras que el proceso de oxidación-reducción tiene lugar entre los iones en la solución.
Dichos electrodos se obtienen bajando un metal inerte a una solución de una mezcla de electrolitos que contiene iones de diferentes estados de oxidación.
Diagrama de electrodos OV:
(Pt) | Buey, rojo; Buey + ze = Rojo
Un ejemplo de electrodos RH: (Pt) | FeCl 3; FeCl _ {2} (Pt) | SnCl _ {4}; SnCl 2.
El electrodo de quinhidrona se usa ampliamente: (Pt) | X, H 2 X, H +. Consiste en una placa de platino sumergida en una solución de quinhidrona. Es un compuesto complejo de quinona y su forma reducida de hidroquinona.
La reacción procede en el electrodo:
C 6 H 4 O 2 + 2H + 2e = C 6 H 4 (OH) 2
No se puede utilizar en el análisis de medios alcalinos, porque la hidroquinona reacciona con iones hidroxilo. Ventaja: bajo error de resultados.
Electrodos de intercambio iónico (selectivos de iones)... Electrodos que constan de un intercambiador de iones y una solución, cuyo potencial en la interfaz surge debido al proceso de intercambio de iones selectivo entre las fases.
Electrodo de vidrio Ag | AgCl | HCl. Se trata de una bola de paredes delgadas hecha de vidrio conductor especial (membrana) rellena con una solución de ácido clorhídrico 0,1 mol / L. Se sumerge un electrodo auxiliar de cloruro de plata en la solución de HCl.
El principio de funcionamiento se basa en el hecho de que en la estructura del vidrio, los cationes de potasio, sodio y litio pueden intercambiarse con los cationes de la solución (H +). El intercambio de cationes entre el vidrio y la solución se produce de acuerdo con la ley de distribución del tercer componente entre las dos fases. Debido a la diferencia en las actividades de los cationes en solución y en la membrana, los potenciales de frontera φ 1 y φ 2 aparecen en ambos lados de la membrana. Solo una membrana bien empapada es sensible a los iones de hidrógeno. Por lo tanto, los electrodos de vidrio se preparan antes de su uso. Primero, se hidrata el vaso. Incubar durante varias horas en agua y luego en una solución de HCl 0,1 M.
El electrodo de vidrio tiene una alta resistencia, lo que limita el rango de medición de pH (-1-12). Su potencial cambia con el tiempo, por lo que se calibra frente a soluciones tampón estándar. Ventaja: indiferencia a los agentes oxidantes y reductores. Al cambiar la composición del vidrio, es posible obtener membranas con selectividad reducida por iones de hidrógeno y alta selectividad por iones metálicos (sodio, potasio).
Procesos de electrodo fuera del equilibrio... La electrólisis es un proceso en el que se producen reacciones químicas cuando se pasa una corriente eléctrica.
Esquema de electrólisis:
Los iones electrolitos, que alcanzan los electrodos correspondientes (cationes catódicos, aniones anódicos), como resultado de la interacción con ellos, reducen su carga, transformándose en átomos neutros que se depositan en el electrodo o entran en una reacción secundaria. Electrólisis - OVR.
El ánodo (+) tiene menos electrones que su material neutro. Por lo tanto, debe eliminar electrones intensamente, es decir, la oxidación está en curso.
El cátodo (-) tiene un exceso de electrodos en comparación con su material en un estado eléctricamente neutro. Por tanto, dona fácilmente electrones, es decir, se produce una reacción de reducción.
Ambos procesos son la base de la electrólisis. Existe una cierta relación entre la cantidad de electricidad y la cantidad de sustancia liberada durante la electrólisis. m = ecuación
La electrólisis no puede proceder de forma espontánea. La energía requerida para su flujo proviene de una fuente de corriente externa.
En la electrólisis, la reacción química se lleva a cabo debido a la energía de una corriente eléctrica. Y durante el funcionamiento de una celda galvánica, la energía de una reacción química espontánea en ella se convierte en energía eléctrica.
En los procesos catódicos, es necesario tener en cuenta el valor del potencial de reducción de los iones de hidrógeno. En un entorno neutro: E n = = 0,059 * (-?) = -0,41 V
Reglas:
1) Si el electrolito está formado por un metal, cuyo potencial de electrodo es mucho más alto que -0,41 V, entonces el metal se liberará de la solución neutra en el cátodo (a la derecha del estaño).
2) En el caso de los electrolitos, cuyo metal tiene un potencial mucho más negativo que -0,41 V, se liberará hidrógeno (desde el principio hasta)
3) Si el potencial del metal está cerca de -0,41 V (zinc, cromo, hierro, cobalto, níquel), entonces se pueden liberar tanto hidrógeno como metal)
Para determinar la dirección, calcule el EMF de la reacción:
EMF = E óxidos - E resto
1) Si el EMF es mayor que cero, entonces la reacción es directa.
2) Si el EMF es menor que cero, entonces la reacción es inversa.
3) Si EMF = 0, entonces ha llegado el equilibrio químico.
Intensidad: si el EMF es superior a 0,1 V, la reacción es intensa.
Si el EMF es menor que 0.01 V, entonces la reacción es de baja intensidad.
Hay dos tipos de medidas potenciométricas:
1. Determinación potenciométrica directa;
2. Métodos de titulación potenciométrica.
1. La medida potenciométrica directa se utiliza para determinar la concentración de iones metálicos en soluciones acuosas: calcio, magnesio, sodio, potasio, etc. Se utiliza especialmente para determinar iones de hidrógeno, es decir, el pH de soluciones.
(pH = - log a n +)
Este método requiere electrodos selectivos.
2. La titulación potenciométrica también tiene una función aplicada para determinar la concentración de sustancias en una solución, pero titulándola con una solución estándar del reactivo apropiado. Pero el punto de equivalencia no está determinado aquí por el indicador químico, sino por el valor del potencial en el electrodo indicador, reducido a la solución de prueba. Este método no requiere electrodos específicos. Y como indicador aquí, se pueden usar varios electrodos de metal, plata, platino, tungsteno y grafito.
Este método permite determinar sustancias en soluciones turbias y muy coloreadas, así como diferenciar (por separado) valorar los componentes de una mezcla de sustancias en la misma porción de la solución.
Para cualquier tipo de potenciometría, se colocan dos electrodos en la solución de prueba.
Un indicador: el segundo electrodo de referencia, que sirve para determinar el potencial que surge en el electrodo indicador.
1. Electrodos de referencia (semi-elementos), su potencial está determinado por la concentración de iones Cl -. A una concentración saturada de Cl, su potencial es constante.
Hg (Hg 2 Cl 2) HCl - electrodo de calomelanos.
Ag (Ag Cl) KCl - electrodo de cloruro de plata (tipo II).
2. Electrodos metálicos (tipo I):
Cu 0 / Cu +2; Hg 0 / Hg +2; Ag 0 / Ag +
3. Electrodos de membrana de medición: consiste en placas (muy delgadas) capaces de proporcionar interacción en solución solo con ciertos iones K +; Na +; Hg +2; Ka +2; NH 4 +; N / A -; Cl -; I -; etc. El conocido electrodo de vidrio para medir el pH también es un electrodo de membrana. Este es un tubo de vidrio en cuyo extremo hay una bola de pared delgada, se vierte ácido dentro de la bola y se baja el alambre de platino.
φ = φ 0 + 0.059 pH
At = φ 0 = 0,7044, pero el electrodo de quinhidrona solo se puede utilizar hasta pH - 8,5 porque en un medio fuertemente alcalino el grupo hidroxilo se disocia fuertemente y los resultados se distorsionan. Los iones oxidantes Fe + Sn +3 Ti +3 también están distorsionados
El electrodo de antimonio es un electrodo metálico del segundo tipo. Aquí el metal Sb se recubre con Sb 2 O 3 (con hidróxido de Sb (OH) 3, poco soluble.
El potencial del electrodo Sb / Sb 2 O 3 depende de la concentración y de los procesos que ocurren en él:
Sb 2 0 3 + 3H 2 O = 2Sb (OH) 3
Sb (OH) 3 ↔ Sb +3 + 3OH -
φ = φ 0 + 0.059 lg
Pero esta ecuación de Nernst para este electrodo no se cumple estrictamente, ya que las reacciones en el electrodo no son completamente reversibles, también afectan el estado de la superficie del electrodo y el método de su preparación.
Ventajas, este electrodo es de diseño simple y se puede preparar. Resistente a la presencia de muchas sustancias. Los oxidantes no interfieren con él.
La primera ley (comienzo) de la termodinámica es una consecuencia de la ley de conservación de la energía. Esta ley se cumple en todos los fenómenos naturales y está confirmada por toda la experiencia de la humanidad.
La termodinámica considera predominantemente dos formas en las que se produce la transformación de la energía: calor y trabajo. La primera ley de la termodinámica establece la relación entre la energía térmica Q y el trabajo A cuando cambia la energía interna del sistema ΔU.
De la constancia del suministro de energía interna de un sistema aislado, se sigue directamente: en cualquier proceso, el cambio en la energía interna de cualquier sistema es igual a la diferencia entre la cantidad de calor impartida al sistema y la cantidad de trabajo hecho por el sistema:
ΔU = Q - A, por lo tanto
Esta ecuación es una expresión matemática de la primera ley de la termodinámica.
En este caso primera ley de la termodinámica está formulado: El calor Q suministrado al sistema se utiliza para aumentar la energía interna del sistema ΔU y para realizar el trabajo externo A.
La primera ley (primera ley) de la termodinámica tiene varias formulaciones, pero todas expresan la misma esencia: la indestructibilidad y equivalencia de la energía en transiciones mutuas. diferentes tipos ella en el otro.
