Electrochemistry - isang sangay ng kimika na nag-aaral sa mga proseso ng paglitaw ng mga potensyal na pagkakaiba at ang conversion ng kemikal na enerhiya sa elektrikal na enerhiya (galvanic cells), pati na rin ang pagpapatupad ng mga kemikal na reaksyon dahil sa paggasta ng elektrikal na enerhiya (electrolysis). Ang dalawang prosesong ito, na may isang karaniwang kalikasan, ay malawakang ginagamit sa modernong teknolohiya.
Ginagamit ang mga galvanic cell bilang nagsasarili at maliit na laki ng mga mapagkukunan ng enerhiya para sa mga makina, radio engineering device at control device. Gamit ang electrolysis, ang iba't ibang mga sangkap ay nakuha, ang mga ibabaw ay ginagamot, at ang mga produkto ng nais na hugis ay nilikha.
Ang mga proseso ng electrochemical ay hindi palaging nakikinabang sa mga tao, at kung minsan ay nagdudulot ng malaking pinsala, na nagiging sanhi ng pagtaas ng kaagnasan at pagkasira ng mga istrukturang metal. Upang mahusay na gumamit ng mga proseso ng electrochemical at labanan ang mga hindi kanais-nais na phenomena, dapat silang pag-aralan at makapag-regulate.
Ang sanhi ng electrochemical phenomena ay ang paglipat ng mga electron o isang pagbabago sa estado ng oksihenasyon ng mga atomo ng mga sangkap na nakikilahok sa mga proseso ng electrochemical, iyon ay, mga reaksyon ng redox na nagaganap sa mga heterogenous na sistema. Sa redox reactions, ang mga electron ay direktang inililipat mula sa reducing agent patungo sa oxidizing agent. Kung ang mga proseso ng oksihenasyon at pagbabawas ay spatially na pinaghihiwalay, at ang mga electron ay nakadirekta sa isang metal conductor, kung gayon ang ganitong sistema ay kumakatawan sa isang galvanic cell. Ang dahilan para sa paglitaw at daloy ng electric current sa isang galvanic cell ay ang potensyal na pagkakaiba.
Kung kukuha ka ng isang plato ng anumang metal at ibababa ito sa tubig, pagkatapos ay ang mga ions ng ibabaw na layer, sa ilalim ng impluwensya ng mga molekula ng polar na tubig, ay lumalabas at nag-hydrate sa likido. Bilang resulta ng paglipat na ito, ang likido ay sinisingil ng positibo at ang metal ay negatibo, dahil ang labis na mga electron ay lumilitaw dito. Ang akumulasyon ng mga ion ng metal sa likido ay nagsisimula upang pigilan ang paglusaw ng metal. Ang isang mobile equilibrium ay itinatag
Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -
Ang estado ng balanse ay nakasalalay kapwa sa aktibidad ng metal at sa konsentrasyon ng mga ion nito sa solusyon. Sa kaso ng mga aktibong metal sa serye ng boltahe hanggang sa hydrogen, ang pakikipag-ugnayan sa mga molekula ng polar na tubig ay nagtatapos sa paghihiwalay ng mga positibong metal ions mula sa ibabaw at ang paglipat ng mga hydrated ions sa solusyon (Fig. b). Ang metal ay nagiging negatibong sisingilin. Ang proseso ay oksihenasyon. Habang tumataas ang konsentrasyon ng mga ions na malapit sa ibabaw, nagiging probable ang reverse process - ang pagbabawas ng mga ions. Ang electrostatic attraction sa pagitan ng mga cation sa solusyon at labis na mga electron sa ibabaw ay bumubuo ng electrical double layer. Ito ay humahantong sa paglitaw ng isang tiyak na potensyal na pagkakaiba, o potensyal na pagtalon, sa interface sa pagitan ng metal at ng likido. Ang potensyal na pagkakaiba na lumitaw sa pagitan ng isang metal at ang nakapalibot na may tubig na kapaligiran ay tinatawag potensyal ng elektrod. Kapag ang isang metal ay nahuhulog sa isang solusyon ng isang asin ng metal na iyon, ang ekwilibriyo ay nagbabago. Ang pagtaas ng konsentrasyon ng mga ions ng isang ibinigay na metal sa solusyon ay nagpapadali sa proseso ng paglipat ng mga ion mula sa solusyon patungo sa metal. Ang mga metal na ang mga ion ay may malaking kakayahang makapasok sa solusyon ay positibong sisingilin sa naturang solusyon, ngunit sa mas mababang antas kaysa sa purong tubig.
Para sa mga hindi aktibong metal, ang konsentrasyon ng balanse ng mga ion ng metal sa solusyon ay napakaliit. Kung ang naturang metal ay nahuhulog sa isang solusyon ng asin ng metal na ito, pagkatapos ay ang mga positibong sisingilin na mga ion ay pinakawalan sa metal sa mas mabilis na bilis kaysa sa paglipat ng mga ion mula sa metal patungo sa solusyon. Ang ibabaw ng metal ay makakatanggap ng positibong singil, at ang solusyon ay makakatanggap ng negatibong singil dahil sa labis na mga anion ng asin. At sa kasong ito, lumilitaw ang isang electric double layer sa interface ng metal-solution, kaya isang tiyak na potensyal na pagkakaiba (Fig. c). Sa kaso na isinasaalang-alang, ang potensyal ng elektrod ay positibo.
kanin. Ang proseso ng paglipat ng isang ion mula sa isang metal patungo sa isang solusyon:
a – balanse; b – paglusaw; c – pagtitiwalag
Ang potensyal ng bawat elektrod ay nakasalalay sa likas na katangian ng metal, ang konsentrasyon ng mga ions nito sa solusyon at temperatura. Kung ang isang metal ay nahuhulog sa isang solusyon ng asin nito na naglalaman ng isang mole metal ion bawat 1 dm 3 (ang aktibidad nito ay 1), kung gayon ang potensyal ng elektrod ay magiging isang pare-parehong halaga sa temperatura na 25 o C at isang presyon ng 1 atm. Ang potensyal na ito ay tinatawag pamantayan potensyal ng elektrod (E o).
Ang mga metal ions na may positibong singil, tumagos sa solusyon at gumagalaw sa potensyal na larangan ng interface ng metal-solution, ay gumugugol ng enerhiya. Ang enerhiya na ito ay binabayaran ng gawain ng isothermal expansion mula sa isang mas mataas na konsentrasyon ng mga ions sa ibabaw sa isang mas mababang isa sa solusyon. Ang mga positibong ion ay naipon sa ibabaw na layer sa isang konsentrasyon Sa O, at pagkatapos ay pumunta sa solusyon, kung saan ang konsentrasyon ng mga libreng ions Sa. Trabaho electric field Ang EnF ay katumbas ng isothermal na gawain ng pagpapalawak RTln(с o /с). Sa pamamagitan ng equating parehong expression ng trabaho, maaari naming makuha ang magnitude ng potensyal
En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,
kung saan ang E ay ang potensyal na metal, V; R – pangkalahatang gas constant, J/mol K; T – temperatura, K; n – singil ng ion; F – numero ng Faraday; с - konsentrasyon ng mga libreng ion;
с о – konsentrasyon ng mga ion sa ibabaw na layer.
Hindi posibleng direktang sukatin ang potensyal na halaga, dahil imposibleng eksperimento na matukoy ang halaga ng potensyal. Ang mga halaga ng mga potensyal na elektrod ay tinutukoy ng empirikal na nauugnay sa halaga ng isa pang elektrod, ang potensyal na kung saan ay karaniwang ipinapalagay na zero. Ang ganitong pamantayan o reference na elektrod ay normal na hydrogen electrode (n.v.e.) . Ang istraktura ng hydrogen electrode ay ipinapakita sa figure. Binubuo ito ng platinum plate na pinahiran ng electrolytically deposited platinum. Ang elektrod ay nahuhulog sa isang 1 M na solusyon ng sulfuric acid (ang aktibidad ng mga hydrogen ions ay 1 mol/dm3) at hinuhugasan ng isang stream ng hydrogen gas sa ilalim ng presyon ng 101 kPa at T = 298 K. Kapag ang platinum ay puspos ng hydrogen, ang balanse ay itinatag sa ibabaw ng metal, ang pangkalahatang proseso ay ipinahayag ng equation
2Н + +2е ↔ Н 2 .
Kung ang isang plato ng metal na nahuhulog sa isang 1M na solusyon ng isang asin ng metal na ito ay konektado sa pamamagitan ng isang panlabas na konduktor sa isang karaniwang hydrogen electrode, at ang mga solusyon ay konektado sa pamamagitan ng isang electrolytic key, pagkatapos ay makakakuha tayo ng isang galvanic cell (Fig. 32). Ang electromotive force ng galvanic cell na ito ang magiging dami karaniwang potensyal ng elektrod ng isang ibinigay na metal (E O ).
Scheme para sa pagsukat ng karaniwang potensyal ng elektrod
may kaugnayan sa hydrogen electrode
Ang pagkuha ng zinc sa isang 1 M na solusyon ng zinc sulfate bilang isang elektrod at pagkonekta nito sa isang hydrogen electrode, nakakakuha kami ng isang galvanic cell, ang circuit na kung saan ay maaaring nakasulat tulad ng sumusunod:
(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).
Sa diagram, ang isang linya ay nagpapahiwatig ng interface sa pagitan ng elektrod at ng solusyon, ang dalawang linya ay nagpapahiwatig ng interface sa pagitan ng mga solusyon. Ang anode ay nakasulat sa kaliwa, ang katod sa kanan. Sa gayong elemento, ang reaksyong Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 ay nagaganap, at ang mga electron ay dumadaan sa panlabas na circuit mula sa zinc patungo sa hydrogen electrode. Standard electrode potential para sa zinc electrode (-0.76 V).
Ang pagkuha ng isang tansong plato bilang isang elektrod, sa ilalim ng tinukoy na mga kondisyon kasama ng isang karaniwang hydrogen electrode, nakakakuha kami ng isang galvanic cell
(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).
Sa kasong ito, ang reaksyon ay nangyayari: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Ang mga electron ay gumagalaw sa panlabas na circuit mula sa hydrogen electrode patungo sa tansong elektrod. Standard electrode potential ng tansong elektrod (+0.34 V).
Ang isang bilang ng mga stress ay nagpapakilala sa ilang mga katangian ng mga metal:1. Kapag mas mababa ang electrode potential ng isang metal, mas aktibo ito sa kemikal, mas madali itong mag-oxidize at mas mahirap itong mabawi mula sa mga ions nito. Ang mga aktibong metal sa kalikasan ay umiiral lamang sa anyo ng mga compound na Na, K, ..., ay matatagpuan sa kalikasan kapwa sa anyo ng mga compound at sa libreng estado ng Cu, Ag, Hg; Au, Pt - lamang sa isang libreng estado;
2. Ang mga metal na may mas negatibong electrode potential kaysa magnesium ay nag-aalis ng hydrogen mula sa tubig;
3. Ang mga metal na nasa serye ng boltahe bago inilipat ng hydrogen ang hydrogen mula sa mga solusyon ng dilute acids (ang mga anion ay hindi nagpapakita ng mga katangian ng pag-oxidizing);
4. Ang bawat metal sa serye na hindi nabubulok ng tubig ay nag-aalis ng mga metal na may mas positibong halaga ng mga potensyal na elektrod mula sa mga solusyon ng kanilang mga asin;
5. Ang mas maraming mga metal ay naiiba sa mga halaga ng mga potensyal na elektrod, ang mas mataas na halaga e.m.f. ay magkakaroon ng galvanic cell na itinayo mula sa kanila.
Ang pag-asa ng potensyal ng elektrod (E) sa likas na katangian ng metal, ang aktibidad ng mga ions nito sa solusyon at temperatura ay ipinahayag ng equation ng Nernst
E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,
kung saan ang E o Me ay ang karaniwang electrode potential ng metal, at Men + ay ang aktibidad ng mga metal ions sa solusyon. Sa karaniwang temperatura 25 o C, para sa mga dilute na solusyon, pinapalitan ang aktibidad (a) ng konsentrasyon (c), ang natural na logarithm na may isang decimal at pinapalitan ang mga halaga ng R, T at F, nakukuha namin
E Me = E o Me + (0.059/n)logс.
Halimbawa, para sa isang zinc electrode na inilagay sa isang solusyon ng asin nito, ang konsentrasyon ng mga hydrated ions Zn 2+ × mH 2 O Paikliin natin ito bilang Zn 2+ , pagkatapos
E Zn = E o Zn + (0.059/n) log[ Zn 2+ ].
Kung = 1 mol/dm 3, kung gayon E Zn = E o Zn.
Ayon sa halaga ng karaniwang potensyal ng elektrod, ang mga metal ay karaniwang inilalagay sa isang serye ng mga boltahe ng metal: Li+/Li, Rb+/Rb, K+/K, Cs+/Cs, Ba2+/Ba, Sr2+/Sr, Ca2+/Ca, Na+ /Na, Mg2+/Mg, Al3+ /Al, Mn2+/Mn, Zn2+/Zn, Cr3+/Cr, Fe2+/Fe, Cd2+/Cd, Co2+/Co, Ni2+/Ni, Sn2+/Sn, Pb2+/Pb, Fe3+/Fe , 2H+/H2, Sb3+/Sb , Bi3+/Bi, Cu2+/Cu, Hg2+/Hg, Ag+/Ag, Pt2+/Pt, Au+/Au 1. Ang bilang ng mga boltahe ay nagpapakilala... [magbasa pa]
Nernst equation Isang serye ng mga karaniwang potensyal ng elektrod (boltahe).
Ako 1 + Ako 2 2+ = Ako 1 2+ + Ako 2
Bukod dito, para sa unang eksperimento Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Kaya, ang proseso ay binubuo ng pagpapalitan ng mga singil (mga electron) sa pagitan ng mga atomo at mga ion ng parehong mga metal. Kung hiwalay nating isaalang-alang (bilang mga intermediate na reaksyon) ang pagkatunaw ng bakal o ang pag-ulan ng tanso, makukuha natin:
Fe = Fe 2+ + 2 e --
Sa 2+ + 2 e-- = Cu
Ngayon isaalang-alang ang kaso kapag ang isang metal ay nahuhulog sa tubig o sa isang solusyon ng asin, na may isang kasyon kung saan imposible ang palitan dahil sa posisyon nito sa serye ng stress. Sa kabila nito, ang metal ay may posibilidad na pumunta sa solusyon sa anyo ng isang ion. Sa kasong ito, ang metal na atom ay nagbibigay ng dalawang electron (kung ang metal ay divalent), ang ibabaw ng metal na nahuhulog sa solusyon ay nagiging negatibong sisingilin na may kaugnayan sa solusyon, at isang double electric layer ay nabuo sa interface. Ang potensyal na pagkakaiba na ito ay pumipigil sa karagdagang pagkalusaw ng metal, upang ang proseso ay huminto sa lalong madaling panahon.
Kung ang dalawang magkaibang mga metal ay nahuhulog sa isang solusyon, pareho silang sisingilin, ngunit ang hindi gaanong aktibo ay magiging medyo mahina, dahil sa katotohanan na ang mga atomo nito ay mas madaling mawalan ng mga electron.
Ikonekta natin ang parehong mga metal sa isang konduktor. Dahil sa potensyal na pagkakaiba, ang daloy ng mga electron ay dadaloy mula sa mas aktibong metal patungo sa hindi gaanong aktibo, na bumubuo sa positibong poste ng elemento. Ang isang proseso ay nangyayari kung saan ang mas aktibong metal ay napupunta sa solusyon, at ang mga kation mula sa solusyon ay inilabas sa mas marangal na metal. Ilarawan natin ngayon sa ilang mga eksperimento ang medyo abstract na pangangatwiran na ibinigay sa itaas (na, bukod dito, ay kumakatawan sa isang malaking pagpapasimple).
Una, punan ang isang 250 ml beaker sa gitna ng isang 10% na solusyon ng sulfuric acid at isawsaw ang hindi masyadong maliit na piraso ng zinc at tanso dito. Naghinang o nag-rivet kami ng tansong wire sa parehong mga electrodes, ang mga dulo nito ay hindi dapat hawakan ang solusyon.
Hangga't ang mga dulo ng kawad ay hindi konektado sa isa't isa, mapapansin natin ang paglusaw ng zinc, na sinamahan ng paglabas ng hydrogen. Ang zinc, tulad ng mga sumusunod mula sa serye ng boltahe, ay mas aktibo kaysa sa hydrogen, kaya maaaring ilipat ng metal ang hydrogen mula sa ionic na estado. Ang isang de-koryenteng double layer ay nabuo sa parehong mga metal. Ang pinakamadaling paraan upang makita ang potensyal na pagkakaiba sa pagitan ng mga electrodes ay gamit ang isang voltmeter. Kaagad pagkatapos ikonekta ang aparato sa circuit, ang arrow ay magpapahiwatig ng humigit-kumulang 1 V, ngunit pagkatapos ay mabilis na bumaba ang boltahe. Kung ikinonekta mo ang isang maliit na bombilya na kumonsumo ng 1 V sa elemento, ito ay sisindi - sa una ay medyo malakas, at pagkatapos ay ang glow ay magiging mahina.
Batay sa polarity ng mga terminal ng aparato, maaari nating tapusin na ang tansong elektrod ay ang positibong poste. Ito ay mapapatunayan nang walang aparato sa pamamagitan ng pagsasaalang-alang sa electrochemistry ng proseso. Maghanda tayo ng puspos na solusyon ng table salt sa isang maliit na beaker o test tube, magdagdag ng humigit-kumulang 0.5 ML ng solusyon sa alkohol ng phenolphthalein indicator at isawsaw ang parehong mga electrodes na sarado na may wire sa solusyon. Ang isang mahinang mapula-pula na kulay ay makikita malapit sa negatibong poste, na sanhi ng pagbuo ng sodium hydroxide sa katod.
Sa iba pang mga eksperimento, ang isa ay maaaring maglagay ng iba't ibang mga pares ng mga metal sa isang cell at matukoy ang nagresultang boltahe. Halimbawa, ang magnesiyo at pilak ay magbibigay ng isang partikular na malaking potensyal na pagkakaiba dahil sa makabuluhang distansya sa pagitan ng mga ito at isang serye ng mga boltahe, habang ang zinc at iron, sa kabaligtaran, ay magbibigay ng isang napakaliit, mas mababa sa isang ikasampu ng isang bolta. Sa pamamagitan ng paggamit ng aluminyo, hindi kami makakatanggap ng halos anumang kasalukuyang dahil sa passivation.
Ang lahat ng mga elementong ito, o, gaya ng sinasabi ng mga electrochemist, mga circuit, ay may kawalan na kapag sinusukat ang kasalukuyang, ang boltahe sa kanila ay bumaba nang napakabilis. Samakatuwid, palaging sinusukat ng mga electrochemist ang totoong magnitude ng boltahe sa de-energized na estado gamit ang paraan ng kompensasyon ng boltahe, iyon ay, paghahambing nito sa boltahe ng isa pang kasalukuyang mapagkukunan.
Isaalang-alang natin ang mga proseso sa elemento ng tanso-sink nang mas detalyado. Sa cathode, ang zinc ay napupunta sa solusyon ayon sa sumusunod na equation:
Zn = Zn 2+ + 2 e --
Ang mga hydrogen ions ng sulfuric acid ay pinalabas sa tansong anode. Nag-attach sila ng mga electron na dumarating sa wire mula sa zinc cathode at bilang resulta, nabuo ang mga bula ng hydrogen:
2H + + 2 e-- = N 2
Pagkatapos ng maikling panahon, ang tanso ay tatakpan ng isang manipis na layer ng mga bula ng hydrogen. Sa kasong ito, ang tansong elektrod ay magiging isang hydrogen, at ang potensyal na pagkakaiba ay bababa. Ang prosesong ito ay tinatawag na electrode polarization. Ang polariseysyon ng tansong elektrod ay maaaring alisin sa pamamagitan ng pagdaragdag ng kaunting potassium dichromate solution sa cell pagkatapos ng pagbaba ng boltahe. Pagkatapos nito, ang boltahe ay tataas muli, dahil ang potassium dichromate ay mag-oxidize ng hydrogen sa tubig. Ang potasa dichromate ay kumikilos sa kasong ito bilang isang depolarizer.
Sa pagsasagawa, ginagamit ang mga galvanic circuit na ang mga electrodes ay hindi polarized, o mga circuit na ang polarization ay maaaring alisin sa pamamagitan ng pagdaragdag ng mga depolarizer.
Bilang isang halimbawa ng isang elementong hindi napolarize, isaalang-alang ang elementong Daniel, na kadalasang ginagamit noong nakaraan bilang kasalukuyang pinagmulan. Ito rin ay isang elemento ng tanso-sinc, ngunit ang parehong mga metal ay nahuhulog sa iba't ibang mga solusyon. Ang zinc electrode ay inilalagay sa isang porous clay cell na puno ng dilute (mga 20%) sulfuric acid. Ang clay cell ay sinuspinde sa isang malaking baso na naglalaman ng isang puro solusyon ng tansong sulpate, at sa ibaba ay may isang layer ng tansong sulpate na kristal. Ang pangalawang elektrod sa sisidlan na ito ay isang silindro na gawa sa copper sheet.
Ang elementong ito ay maaaring gawin mula sa isang glass jar, isang commercially available na clay cell (sa matinding kaso, ginagamit namin palayok ng bulaklak, pagsasara ng butas sa ibaba) at dalawang electrodes ng angkop na laki.
Sa panahon ng operasyon ng elemento, ang zinc ay natutunaw upang bumuo ng zinc sulfate, at ang mga tansong ion ay inilabas sa tansong elektrod. Ngunit sa parehong oras, ang tansong elektrod ay hindi polarized at ang elemento ay gumagawa ng isang boltahe ng tungkol sa 1 V. Sa totoo lang, theoretically, ang boltahe sa mga terminal ay 1.10 V, ngunit kapag ang pagkolekta ng kasalukuyang sinusukat namin ang isang bahagyang mas mababang halaga dahil sa electrical paglaban ng cell.
Kung hindi natin aalisin ang kasalukuyang mula sa elemento, kailangan nating alisin ang zinc electrode mula sa sulfuric acid solution, dahil kung hindi man ito ay matutunaw upang bumuo ng hydrogen.
Ang isang diagram ng isang simpleng cell na hindi nangangailangan ng porous partition ay ipinapakita sa figure. Ang zinc electrode ay matatagpuan sa tuktok ng garapon ng salamin, at ang tansong elektrod ay matatagpuan malapit sa ibaba. Ang buong cell ay puno ng isang puspos na solusyon ng table salt. Maglagay ng isang dakot ng tansong sulpate na kristal sa ilalim ng garapon. Ang resultang puro tansong sulpate na solusyon ay mahahalo sa solusyon ng table salt nang napakabagal. Samakatuwid, kapag ang cell ay nagpapatakbo, ang tanso ay ilalabas sa tansong elektrod, at ang zinc ay matutunaw sa anyo ng sulfate o chloride sa itaas na bahagi ng cell.
Sa ngayon, ang mga baterya ay gumagamit ng halos eksklusibong mga dry cell, na mas maginhawang gamitin. Ang kanilang ninuno ay ang elemento ng Leclanche. Ang mga electrodes ay isang zinc cylinder at isang carbon rod. Ang electrolyte ay isang paste na pangunahing binubuo ng ammonium chloride. Ang zinc ay natutunaw sa paste, at ang hydrogen ay inilabas sa karbon. Upang maiwasan ang polariseysyon, ang carbon rod ay inilubog sa isang linen na bag na naglalaman ng pinaghalong coal powder at pyrolusite. Ang carbon powder ay nagdaragdag sa ibabaw ng elektrod, at ang pyrolusite ay kumikilos bilang isang depolarizer, na dahan-dahang nag-oxidize ng hydrogen.
Totoo, ang depolarizing na kakayahan ng pyrolusite ay mas mahina kaysa sa naunang nabanggit na potassium dichromate. Samakatuwid, kapag ang kasalukuyang ay natanggap sa mga dry cell, ang boltahe ay mabilis na bumababa, sila " mapagod"dahil sa polariseysyon. Pagkaraan lamang ng ilang oras ang oksihenasyon ng hydrogen ay nangyayari sa pyrolusite. Kaya, ang mga elemento " nagpapahinga", kung hindi ka pumasa sa kasalukuyang para sa ilang oras. Suriin natin ito sa isang baterya para sa isang flashlight, kung saan ikinonekta namin ang isang bombilya. Kaayon ng lampara, iyon ay, direkta sa mga terminal, ikinonekta namin ang isang voltmeter.
Sa una, ang boltahe ay magiging tungkol sa 4.5 V. (Kadalasan, ang mga naturang baterya ay may tatlong mga cell na konektado sa serye, bawat isa ay may teoretikal na boltahe na 1.48 V.) Pagkaraan ng ilang oras, ang boltahe ay bababa at ang glow ng ilaw na bombilya ay mawawala. humina. Batay sa mga pagbabasa ng voltmeter, maaari nating hatulan kung gaano katagal kailangang magpahinga ang baterya.
Ang isang espesyal na lugar ay inookupahan ng mga regenerating na elemento na kilala bilang mga baterya. Sumasailalim ang mga ito sa mga reversible reaction at maaaring ma-recharge pagkatapos ma-discharge ang cell sa pamamagitan ng pagkonekta sa isang panlabas na pinagmulan ng DC.
Sa kasalukuyan, ang mga lead-acid na baterya ang pinakakaraniwan; Ang electrolyte sa kanila ay dilute sulfuric acid, kung saan ang dalawang lead plate ay nahuhulog. Ang positibong elektrod ay pinahiran ng lead dioxide PbO 2, ang negatibo ay metal na tingga. Ang boltahe sa mga terminal ay humigit-kumulang 2.1 V. Kapag naglalabas, ang lead sulfate ay nabuo sa parehong mga plato, na muling nagiging metallic lead at lead peroxide kapag nagcha-charge.
Ang metal ay idineposito ng kasalukuyang
Ang pagkakaroon ng baluktot sa mga dulo ng dalawang manipis na sheet na tanso na mga plato, isinasabit namin ang mga ito sa tapat ng mga dingding ng isang beaker o, mas mabuti pa, isang maliit na aquarium na salamin. Ikinakabit namin ang mga wire sa mga plato na may mga terminal.
Electrolyte magluluto tayo ayon susunod na recipe: 125 g ng crystalline copper sulfate, 50 g ng concentrated sulfuric acid at 50 g ng alkohol (denatured alcohol), ang natitira ay tubig hanggang sa 1 litro. Upang gawin ito, unang matunaw ang tansong sulpate sa 500 ML ng tubig, pagkatapos ay maingat na idagdag sa maliliit na bahagi. sulpuriko acid (Nagpainit! Baka tumalsik ang likido!), pagkatapos ay magdagdag ng alkohol at magdagdag ng tubig sa dami ng 1 litro.
Punan ang coulometer ng inihandang solusyon at ikonekta ang isang variable resistance, isang ammeter at isang lead na baterya sa circuit. Gamit ang paglaban, inaayos namin ang kasalukuyang upang ang density nito ay 0.02-0.01 A/cm 2 ng ibabaw ng elektrod. Kung ang tansong plato ay may isang lugar na 50 cm2, kung gayon ang kasalukuyang ay dapat na nasa hanay na 0.5-1 A.
Pagkaraan ng ilang oras, ang magaan na pulang metal na tanso ay magsisimulang mamuo sa katod (negatibong elektrod), at ang tanso ay mapupunta sa solusyon sa anode (positibong elektrod). Upang linisin ang mga plato ng tanso, ipapasa namin ang kasalukuyang sa pamamagitan ng coulometer nang halos kalahating oras. Pagkatapos ay kinuha namin ang katod, maingat na tuyo ito ng filter na papel at timbangin ito nang tumpak. Mag-install tayo ng electrode sa cell, isara ang circuit gamit ang rheostat at panatilihin ang isang pare-parehong kasalukuyang, halimbawa 1 A. Pagkatapos ng isang oras, buksan ang circuit at timbangin muli ang pinatuyong katod. Sa isang kasalukuyang 1 A, ang masa nito ay tataas ng 1.18 g bawat oras ng operasyon.
Samakatuwid, ang halaga ng kuryente na katumbas ng 1 ampere na oras na dumadaan sa isang solusyon ay maaaring maglabas ng 1.18 g ng tanso. O sa pangkalahatan: ang dami ng substance na inilabas ay direktang proporsyonal sa dami ng kuryenteng dumadaan sa solusyon.
Upang ihiwalay ang 1 katumbas ng isang ion, kinakailangang dumaan sa solusyon ang isang halaga ng kuryente na katumbas ng produkto ng electrode charge e at ang numero ni Avogadro N A:
e*N A = 1.6021 * 10 -19 * 6.0225 * 10 23 = 9.65 * 10 4 A * s * mol -1 Ang halagang ito ay ipinahiwatig ng simbolo F at pinangalanan sa nakatuklas ng mga quantitative laws ng electrolysis Numero ng Faraday(eksaktong halaga F- 96,498 A*s*mol -1). Samakatuwid, upang ihiwalay ang isang naibigay na bilang ng mga katumbas mula sa isang solusyon n e isang halaga ng kuryente ang dapat na dumaan sa solusyon na katumbas ng F*n e A*s*mol -1 . Sa madaling salita,
ako*t =F*n uh Dito ako- kasalukuyang, t- oras ng pagpasa ng kasalukuyang sa pamamagitan ng solusyon. Sa seksyong " Mga Pangunahing Kaalaman sa Titration"Naipakita na ang bilang ng mga katumbas ng isang sangkap n e ay katumbas ng produkto ng bilang ng mga moles at ang katumbas na bilang:
n e = n*Z Kaya naman:
ako*t = F*n*Z
Sa kasong ito Z- ion charge (para sa Ag + Z= 1, para sa Cu 2+ Z= 2, para sa Al 3+ Z= 3, atbp.). Kung ipahayag natin ang bilang ng mga moles bilang ratio ng masa sa molar mass ( n = m/M), pagkatapos ay makakakuha tayo ng isang formula na nagbibigay-daan sa amin upang kalkulahin ang lahat ng mga prosesong nagaganap sa panahon ng electrolysis:
ako*t =F*m*Z/M
Gamit ang formula na ito maaari mong kalkulahin ang kasalukuyang:
ako = F*m*Z/(t*M)= 9.65*10 4 *1.18*2 / (3600*63.54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0.996 A
Kung ipinakilala natin ang kaugnayan para sa gawaing elektrikal W el
W el = U*I*t At W email/ U = ako*t
Pagkatapos, alam ang tensyon U, maaari mong kalkulahin:
W el = F*m*Z*U/M
Posible ring kalkulahin kung gaano katagal bago ang isang tiyak na halaga ng isang substansiya ay mapapalabas ng electrolytically, o kung gaano karami ng isang sangkap ang ilalabas sa isang tiyak na oras. Sa panahon ng eksperimento, ang kasalukuyang density ay dapat mapanatili sa loob ng tinukoy na mga limitasyon. Kung ito ay mas mababa sa 0.01 A/cm2, masyadong maliit na metal ang ilalabas, dahil ang mga copper(I) ions ay bahagyang mabubuo. Kung ang kasalukuyang density ay masyadong mataas, ang pagdirikit ng patong sa elektrod ay magiging mahina at kapag ang elektrod ay tinanggal mula sa solusyon, maaari itong gumuho.
Sa pagsasagawa, ang mga galvanic coatings sa mga metal ay pangunahing ginagamit para sa proteksyon laban sa kaagnasan at upang makakuha ng parang salamin na ningning.
Bilang karagdagan, ang mga metal, lalo na ang tanso at tingga, ay dinadalisay ng anodic dissolution at kasunod na paghihiwalay sa cathode (electrolytic refining).
Upang maglagay ng bakal na may tanso o nikel, dapat mo munang linisin nang lubusan ang ibabaw ng bagay. Upang gawin ito, polish ito ng hugasan na chalk at sunud-sunod na degrease ito ng isang diluted na solusyon ng caustic soda, tubig at alkohol. Kung ang bagay ay natatakpan ng kalawang, kailangan mong i-pickle ito nang maaga sa isang 10-15% na solusyon ng sulfuric acid.
Isinasabit namin ang nalinis na produkto sa isang electrolytic bath ( maliit na aquarium o beaker) kung saan ito ay magsisilbing cathode.
Ang solusyon para sa paglalapat ng tansong plating ay naglalaman ng 250 g ng tansong sulpate at 80-100 g ng puro sulfuric acid sa 1 litro ng tubig (Mag-ingat!). Sa kasong ito, ang tansong plato ay magsisilbing anode. Ang ibabaw ng anode ay dapat na humigit-kumulang katumbas ng ibabaw ng bagay na pinahiran. Samakatuwid, dapat mong palaging tiyakin na ang tansong anode ay nakabitin sa paliguan sa parehong lalim ng katod.
Ang proseso ay isasagawa sa isang boltahe ng 3-4 V (dalawang baterya) at isang kasalukuyang density ng 0.02-0.4 A/cm 2. Ang temperatura ng solusyon sa paliguan ay dapat na 18-25 °C.
Bigyang-pansin natin ang katotohanan na ang anode plane at ang ibabaw na pahiran ay parallel sa bawat isa. Mas mainam na huwag gumamit ng mga bagay na may kumplikadong mga hugis. Sa pamamagitan ng pag-iiba-iba ng tagal ng electrolysis, posible na makakuha ng mga coatings ng tanso ng iba't ibang kapal.
Kadalasan ay gumagamit sila ng paunang paglalagay ng tanso upang maglapat ng isang matibay na patong ng isa pang metal sa layer na ito. Ito ay kadalasang ginagamit para sa chrome plating ng iron, nickel plating ng zinc casting at sa iba pang mga kaso. Totoo, ang napakalason na cyanide electrolytes ay ginagamit para sa layuning ito.
Upang maghanda ng electrolyte para sa nickel plating, i-dissolve ang 25 g ng crystalline nickel sulfate, 10 g ng boric acid o 10 g ng sodium citrate sa 450 ml ng tubig. Maaari kang maghanda ng sodium citrate sa iyong sarili sa pamamagitan ng pag-neutralize ng 10 g na solusyon sitriko acid diluted sodium hydroxide solution o soda solution. Hayaang ang anode ay isang nickel plate ng pinakamalaking posibleng lugar, at kunin ang baterya bilang pinagmumulan ng boltahe.
Gamit ang variable resistance, papanatilihin natin ang kasalukuyang density na katumbas ng 0.005 A/cm 2 . Halimbawa, na may ibabaw ng bagay na 20 cm 2, kailangan mong magtrabaho sa kasalukuyang lakas na 0.1 A. Pagkatapos ng kalahating oras ng trabaho, ang bagay ay magiging nickel-plated na. Alisin natin ito sa paliguan at punasan ito ng tela. Gayunpaman, mas mahusay na huwag matakpan ang proseso ng nickel plating, mula noon ang nickel layer ay maaaring maging passivated at ang kasunod na nickel coating ay hindi makakadikit nang maayos.
Upang makamit ang isang mirror shine nang walang mekanikal na buli, ipinakilala namin ang isang tinatawag na shine-forming additive sa galvanic bath. Kasama sa mga naturang additives, halimbawa, pandikit, gulaman, asukal. Maaari kang magdagdag, halimbawa, ng ilang gramo ng asukal sa isang nickel bath at pag-aralan ang epekto nito.
Upang maghanda ng electrolyte para sa chrome plating ng iron (pagkatapos ng paunang copper plating), i-dissolve ang 40 g ng chromic anhydride CrO 3 (Mag-ingat! Poison!) at eksaktong 0.5 g ng sulfuric acid (sa anumang kaso!) sa 100 ml ng tubig. Ang proseso ay nangyayari sa kasalukuyang density na humigit-kumulang 0.1 A/cm 2, at ang lead plate ay ginagamit bilang isang anode, ang lugar kung saan ay dapat na ilang. mas kaunting lugar ibabaw ng chrome.
Ang mga nickel at chrome bath ay pinakamainam na bahagyang pinainit (hanggang sa 35 ° C). Pakitandaan na ang mga electrolyte para sa chrome plating, lalo na sa mahabang proseso at mataas na lakas kasalukuyang, naglalabas ng mga usok na naglalaman ng chromic acid, na lubhang nakakapinsala sa kalusugan. Samakatuwid, ang chrome plating ay dapat isagawa sa ilalim ng traksyon o sa bukas na hangin, halimbawa sa isang balkonahe.
Kapag ang chrome plating (at sa mas maliit na lawak, nickel plating), hindi lahat ng current ay ginagamit para sa metal deposition. Kasabay nito, ang hydrogen ay inilabas. Batay sa isang bilang ng mga boltahe, inaasahan na ang mga metal sa harap ng hydrogen ay hindi dapat ilabas mula sa mga may tubig na solusyon, ngunit sa kabaligtaran, ang hindi gaanong aktibong hydrogen ay dapat na ilabas. Gayunpaman, dito, tulad ng anodic dissolution ng mga metal, ang cathodic evolution ng hydrogen ay madalas na hinahadlangan at sinusunod lamang sa mataas na boltahe. Ang phenomenon na ito ay tinatawag na hydrogen overvoltage, at ito ay lalong malaki, halimbawa, sa lead. Dahil sa sitwasyong ito, maaaring gumana ang isang lead-acid na baterya. Kapag nagcha-charge ng baterya, sa halip na PbO 2, dapat lumitaw ang hydrogen sa cathode, ngunit, dahil sa overvoltage, ang ebolusyon ng hydrogen ay magsisimula kapag ang baterya ay halos ganap na na-charge.
Lahat mga proseso ng electrochemical maaaring nahahati sa dalawang magkasalungat na grupo: mga proseso ng electrolysis, kung saan nangyayari ang mga reaksiyong kemikal sa ilalim ng impluwensya ng panlabas na pinagmumulan ng kuryente, at mga proseso ng paglitaw ng puwersa ng electromotive at electric current bilang resulta ng ilang mga reaksiyong kemikal.
Sa unang pangkat ng mga proseso enerhiyang elektrikal nagiging kemikal, sa pangalawa - sa kabaligtaran, kemikal - sa elektrikal.
Kasama sa mga halimbawa ng parehong uri ng proseso ang mga prosesong nagaganap sa mga baterya. Kaya, kapag ang lead na baterya ng isang electric energy generator ay nagpapatakbo, ang sumusunod na reaksyon ay nangyayari:
Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2- → PbSO 4 + 2H 2 O.
Bilang resulta ng reaksyong ito, ang enerhiya ay inilabas, na nagiging kuryente. Kapag ang baterya ay na-discharge, ito ay sisingilin sa pamamagitan ng pagpasa ng isang electric current sa pamamagitan nito baligtad na direksyon.
Ang kemikal na reaksyon ay nangyayari din sa kabaligtaran na direksyon:
2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- .
Sa kasong ito, ang elektrikal na enerhiya ay naging enerhiya ng kemikal. Ang baterya ay mayroon na ngayong mga reserbang enerhiya at maaaring ma-discharge muli.
Ang lahat ng mga electrochemical reaction ay nangyayari kapag ang isang electric current ay dumadaloy sa isang circuit. Ang bilog na ito ay kinakailangang binubuo ng mga metal conductor na konektado sa serye at isang electrolyte solution (o matunaw). Sa mga konduktor ng metal, tulad ng alam natin, ang kasalukuyang ay dinadala ng mga electron, sa isang solusyon ng mga electrolyte - ng mga ions. Ang pagpapatuloy ng kasalukuyang daloy sa circuit ay sinisiguro lamang kapag naganap ang mga proseso sa mga electrodes, i.e. sa metal - electrolyte boundary Sa isang electrode ang proseso ng pagtanggap ng mga electron ay nangyayari - pagbabawas, sa pangalawang elektrod - ang proseso ng paglabas ng mga electron, i.e. oksihenasyon.
Ang isang tampok ng mga proseso ng electrochemical, sa kaibahan sa mga maginoo na kemikal, ay ang spatial na paghihiwalay ng mga proseso ng oksihenasyon at pagbabawas. Ang mga prosesong ito, na hindi maaaring mangyari nang wala ang isa't isa, ay bumubuo sa pangkalahatang proseso ng kemikal sa isang electrochemical system.
Kung ilulubog mo ang isang metal plate (electrode) sa isang electrolyte solution, isang potensyal na pagkakaiba ang lumitaw sa pagitan ng plato at ang solusyon, na tinatawag na electrode potential.
Isaalang-alang natin ang mga dahilan ng paglitaw nito. Ang mga node ng metal crystal lattice ay naglalaman lamang ng mga positibong sisingilin na ion. Dahil sa kanilang pakikipag-ugnayan sa mga polar solvent molecule, humiwalay sila sa kristal at napupunta sa solusyon. Bilang resulta ng paglipat na ito, ang isang labis na mga electron ay nananatili sa metal plate, kaya naman ito ay nakakakuha negatibong singil. Ang mga positibong sisingilin na ion na pumapasok sa solusyon dahil sa electrostatic attraction ay nananatiling direkta sa ibabaw ng metal electrode. Ang isang elektrikal na double layer ay nabuo. Ang isang potensyal na pagtalon ay nangyayari sa pagitan ng elektrod at ng solusyon, na tinatawag na potensyal ng elektrod.
Kasabay ng paglipat ng mga ion mula sa metal patungo sa solusyon, nangyayari rin ang reverse process. Ang rate ng paglipat ng mga ion mula sa metal patungo sa solusyon V 1 ay maaaring mas malaki kaysa sa rate baligtad na paglipat mga ion mula sa solusyon patungo sa metal V 2 (V 2 ˃ V 1).
Ang pagkakaiba sa bilis na ito ay magreresulta sa pagbaba sa bilang ng mga positibong ion sa metal at pagtaas ng mga ito sa solusyon. Ang metal electrode ay nakakakuha ng negatibong singil, at ang solusyon ay nakakakuha ng positibong singil.
Kung mas malaki ang pagkakaiba V 1 ‒V 2, mas magiging negatibo ang singil ng metal electrode. Sa turn, ang halaga ng V 2 ay depende sa nilalaman ng mga metal ions sa solusyon; ang kanilang mas mataas na konsentrasyon ay tumutugma sa isang mas mataas na bilis V 2 . Dahil dito, sa pagtaas ng konsentrasyon ng mga ion sa solusyon, bumababa ang negatibong singil ng metal electrode.
Kung, sa kabaligtaran, ang rate ng paglipat ng mga metal ions sa solusyon ay mas mababa kaysa sa rate ng reverse na proseso (V 1< V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.
Sa parehong mga kaso, ang potensyal na pagkakaiba, na lumitaw bilang isang resulta ng hindi pantay na pamamahagi ng mga singil, ay nagpapabilis sa mabagal na proseso at nagpapabagal nang mas mabilis. Bilang resulta, darating ang isang sandali kapag ang mga rate ng parehong mga proseso ay magiging pantay. Magkakaroon ng ekwilibriyo na magiging dinamiko. Ang paglipat ng mga ion mula sa metal patungo sa solusyon at pabalik ay magaganap sa lahat ng oras at sa isang estado ng ekwilibriyo. Magiging pareho ang mga rate ng mga prosesong ito sa ekwilibriyo (V 1p = V 2p). Ang dami ng potensyal na elektrod na pinananatili sa equilibrium ay tinatawag na potensyal na equilibrium electrode.
Ang potensyal na lumitaw sa pagitan ng isang metal at isang solusyon kung ang metal ay nahuhulog sa isang solusyon kung saan ang konsentrasyon ng mga ion ng metal na ito ay katumbas ng isang gramo ng ion ay tinatawag na normal o karaniwang electrode potential.
Kung ilalagay namin ang mga normal na potensyal ng mga reaksyon ng elektrod para sa iba't ibang mga metal upang ang kanilang mga algebraic na halaga ay patuloy na tumaas, pagkatapos ay makakakuha tayo ng isang serye ng mga boltahe na kilala mula sa isang pangkalahatang kurso sa kimika. Sa hilera na ito, ang lahat ng mga elemento ay inilalagay depende sa kanilang mga electrochemical properties, na direktang nauugnay sa mga katangian ng kemikal. Kaya, ang lahat ng mga metal na matatagpuan sa tanso (i.e., na may mas maraming negatibong potensyal) ay medyo madaling na-oxidized, at lahat ng mga metal na matatagpuan pagkatapos ng tanso ay na-oxidized na medyo mahirap.
K, Na, Ca, Mg, A1, Mn, Zn, Fe,
Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ang bawat miyembro ng serye, bilang mas aktibo, ay maaaring lumipat mula sa mga koneksyon ng sinumang miyembro ng serye na nakatayo sa kanan nito sa serye ng mga stress.
Isaalang-alang natin ang mekanismo ng pagkilos ng isang galvanic cell, ang diagram na ipinakita sa Fig. Ang elemento ay binubuo ng isang zinc plate na nahuhulog sa isang zinc sulfate solution at isang copper plate na nahuhulog sa isang copper sulfate solution.
kanin. Diagram ng isang copper-zinc galvanic cell
Parehong mga sisidlan na may mga solusyon, na tinatawag na mga kalahating selula, na konektado sa isa't isa sa pamamagitan ng isang electrolytic switch upang bumuo ng isang galvanic cell. Ang key na ito (isang glass tube na puno ng electrolyte) ay nagpapahintulot sa mga ion na lumipat mula sa isang sisidlan (kalahating cell) patungo sa isa pa. Magkasama, ang mga solusyon ng zinc sulfate at copper sulfate ay hindi naghahalo.
Kung ang de-koryenteng circuit ay bukas, pagkatapos ay walang mga pagbabago na nagaganap sa mga metal plate o sa solusyon, ngunit kapag ang bilog ay sarado, ang kasalukuyang ay dadaloy sa bilog. Ang mga electron mula sa isang lugar kung saan mas mataas ang negative charge density (i.e. mula sa zinc plate) ay lumipat sa mga lugar na may mas mababang negative charge density o sa isang lugar na may positive charge (ibig sabihin, sa copper plate). Dahil sa paggalaw ng mga electron, ang equilibrium sa interface ng metal-solution ay maaabala. Ang labis ng mga negatibong singil sa zinc plate ay bababa, ang mga kaakit-akit na puwersa ay bababa din, at ang ilan sa mga zinc ions mula sa electrical double layer ay lilipat sa kabuuang dami ng solusyon. Ito ay hahantong sa pagbaba sa rate ng paglipat ng Zn 2+ ions mula sa solusyon patungo sa metal. Ang pagkakaiba V 1 ‒V 2 (na kung saan ay zero sa estado ng balanse) ay tataas, at isang bagong halaga ng mga zinc ions ay lilipat mula sa metal patungo sa solusyon. Ito ay magiging sanhi ng labis na mga electron na lilitaw sa zinc plate, na agad na lilipat sa copper plate, at muli ang lahat ay paulit-ulit na tuloy-tuloy. Bilang resulta, ang zinc ay natutunaw, at ang isang electric current ay patuloy na dumadaloy sa bilog.
Malinaw na ang tuluy-tuloy na paggalaw ng mga electron mula sa zinc plate patungo sa tansong plato ay posible lamang kapag sila ay na-assimilated sa tansong plato. Ang hitsura ng labis na mga electron sa tansong plato ay hahantong sa muling pagsasaayos ng double layer. Ang mga negatibong SO 4 2- ions ay tataboy, at ang mga positibong copper ions na nasa solusyon ay papasok sa electric double layer dahil sa electrostatic attraction na dulot ng paglitaw ng mga electron. Ang rate ng paglipat ng mga ion sa metal V 2 ay tataas. Ang mga Cu 2+ ions ay tumagos sa kristal na sala-sala ng tansong plato, nagdaragdag ng mga electron. Ito ang prosesong ito ng electron assimilation sa copper plate na titiyakin ang pagpapatuloy ng proseso sa kabuuan.
Ang magnitude ng EMF E ay katumbas ng pagkakaiba sa pagitan ng mga potensyal na electrode E 1 at E 2 sa mga electrodes: E = E 1 – E 2.
Ang mga proseso na nagaganap sa mga electrodes ay maaaring kinakatawan ng isang diagram: sa mukha mayroong isang zinc plate - electrolyte Zn - 2e - = Zn 2+, sa mukha mayroong isang copper plate electrolyte Cu 2+ + 2e - = Cu .
Tulad ng nakikita natin, ang mga proseso ng zinc oxidation at pagbabawas ng tanso ay pinaghihiwalay sa espasyo; Sa pangkalahatan kemikal na reaksyon, na nangyayari sa isang elemento ng tanso-sink, ay maaaring isulat sa ionic na anyo tulad ng sumusunod:
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.
Ang parehong larawan ay makikita sa kaso kapag ang parehong mga plato ay negatibong sisingilin kaugnay sa solusyon. Ilubog natin ang dalawang tansong plato sa mga dilute na solusyon ng tansong sulpate. Ang konsentrasyon ng mga ion na tanso sa mga solusyong ito ay C 1 at C 2 (C 2 > C 1). Ipagpalagay natin na ang parehong mga plato ay negatibong sisingilin kaugnay sa mga solusyon. Ngunit ang plate A sa isang sisidlan na may konsentrasyon ng solusyon C 1 ay sisingilin nang mas negatibo dahil sa katotohanan na ang konsentrasyon ng mga ion ng tanso sa sisidlan na ito ay mas mababa kaysa sa pangalawang sisidlan, at naaayon ang rate ng pagtagos ng mga Cu 2+ ions sa ang kristal na sala-sala ay magiging mas kaunti. Kung isasara natin ang bilog, kung gayon ang mga electron ay lilipat mula sa plate A, kung saan mas malaki ang kanilang density, hanggang sa plate B. Sa gilid ng plate A na may electrolyte, ang prosesong Cu° ‒ 2e - = Cu 2+ ay nangyayari, sa gilid ng plate B na may electrolyte Cu 2+ + 2e - + Cu°.
Ang parehong mga plato, tulad ng nabanggit na, ay negatibong sisingilin kaugnay sa solusyon. Ngunit ang plate A ay negatibong sisingilin kaugnay ng plate B at samakatuwid ay gumaganap bilang isang negatibong elektrod sa isang galvanic cell, at ang plate B ay gumaganap bilang isang positibong elektrod.
Ang magnitude ng EMF, katumbas ng pagkakaiba sa mga potensyal ng elektrod, ay magiging mas malaki, mas malaki ang pagkakaiba sa mga konsentrasyon ng ion sa mga solusyon.
Nernst equation- isang equation na nagkokonekta sa redox potential ng system sa mga aktibidad ng mga substance na kasama sa electrochemical equation at ang standard electrode potentials ng redox pairs.
,
Electrode potential, - standard electrode potential, sinusukat sa volts;
kanin. 128. Device para sa pagsukat ng normal na potensyal ng isang metal
Mayroong ilang mga teorya na nagpapaliwanag ng paglitaw ng kasalukuyang sa galvanic cells. Ang pinakasimpleng sa kanila ay iniharap ni Nernst (1888) at kalaunan ay binuo ng akademiko na si L.V Pisarzhevsky batay sa mga ideya tungkol sa istruktura ng mga metal mula sa mga positibong sisingilin na mga ion at mga libreng elektron.
Si Lev Vladimirovich Pisarzhevsky ay ipinanganak noong 1874. Chisinau. Matapos makapagtapos mula sa Faculty of Natural Sciences ng Novorossiysk University (Odessa), naiwan si Pisarzhevsky sa kanya upang maghanda para sa pamagat ng propesor. Noong 1902 ipinagtanggol niya ang tesis ng kanyang master, at noong 1913 siya ay nahalal na propesor sa Ekaterinoslav Mining Institute (Dnepropetrovsk). Mula noong 1930, si Pisarzhevsky ay isang buong miyembro ng USSR Academy of Sciences.
Isang kilalang siyentipiko at napakatalino na guro, matapang na ginamit ni Pisarzhevsky ang mga tagumpay ng pisika upang pag-aralan at ipaliwanag ang mga proseso ng kemikal. Ang kanyang pinakamahalagang mga gawa ay nakatuon sa pag-aaral ng mga peroxide at peracid, ang pagbuo ng teorya ng mga solusyon, ang aplikasyon ng elektronikong teorya sa kimika, at ang pagbuo ng teorya ng paglitaw ng kasalukuyang sa mga galvanic na selula.
Ang henerasyon ng kasalukuyang sa isang galvanic cell ay nangyayari bilang mga sumusunod. Kung ilulubog mo ang anumang metal sa tubig, ang mga ion nito ay magsisimulang mapunta sa solusyon sa ilalim ng impluwensya ng pagkahumaling na kanilang nararanasan mula sa mga molekula ng tubig sa polar. Bilang isang resulta, ang metal kung saanang labis na mga electron ay nananatili at nagiging negatibong sisingilin, habang ang solusyon ay nagiging positibong sisingilin. Gayunpaman, ang bilang ng mga ions na ipinapadala ng metal sa solusyon, tulad ng ipinapakita ng karanasan, ay napakaliit. Ang negatibong singil na lumilitaw sa metal habang umaalis ang mga ion ay nagsisimulang akitin pabalik ang mga ion na umalis sa metal, kaya't sa lalong madaling panahon ang isang estado ng ekwilibriyo ay naganap, kung saan sa bawat yunit ng oras ay kasing dami ng mga ion ang umaalis sa metal bilang pagbabalik dito:
metal⇄metal ions
(sa solusyon)
Ang mga ion na dumaan sa solusyon ay hindi ipinamahagi nang pantay-pantay sa buong masa ng solusyon, ngunit dahil sa pagkahumaling sa negatibong sisingilin na metal, sila ay matatagpuan malapit sa ibabaw nito, na bumubuo ng tinatawag na electric double layer (Larawan 127) . Bilang isang resulta, ang isang tiyak na potensyal na pagkakaiba ay itinatag sa pagitan ng metal at ng solusyon.
Lev Vladimirovich Pisarzhevsky (1874-1938)
Ipagpalagay natin ngayon na idinagdag natin sa tubig kung saan ang metal ay nahuhulog sa isang tiyak na halaga ng asin ng parehong metal. Dahil sa pagtaas ng konsentrasyon ng mga metal ions sa solusyon, ang equilibrium sa pagitan nila at ng metal ay maaabala at ang ilan sa mga ions ay babalik sa metal. Samakatuwid, sa isang solusyon ng iyong asin
ang metal ay dapat magpadala ng mas kaunting mga ion kaysa sa in malinis na tubig, at mas kaunti, mas mataas ang konsentrasyon ng mga ion sa solusyon. Kung ang konsentrasyon ng asin ay sapat na mataas, ang mga ion ay maaaring hindi lumipat mula sa metal patungo sa solusyon, kaya't ang metal o ang solusyon ay hindi sisingilin.
Sa wakas, kung ang konsentrasyon ng mga metal ions sa solusyon ay sapat na mataas at ang aktibidad ng metal ay medyo mababa, ang metal ay hindi lamang nagpapadala ng mga ion sa solusyon, ngunit, sa kabaligtaran, ang ilan sa mga ion ay pumasa mula sa solusyon. sa metal. Sa kasong ito, ang isang potensyal na pagkakaiba ay lumitaw din sa pagitan ng metal at ng solusyon, ngunit ngayon ang solusyon ay sinisingil ng negatibo dahil sa labis na negatibong mga ion ng asin, at ang metal ay positibong sinisingil. Sa pagsasagawa, ang sitwasyon ay ang ilan (mas aktibo) ay palaging sisingilin nang negatibo sa mga solusyon ng kanilang mga asin, habang ang iba (hindi gaanong aktibo) ay positibong sinisingil.
Dapat pansinin na sa lahat ng mga kaso, kapag ang isang metal ay nahuhulog sa isang solusyon ng asin nito, ang dami ng mga ions na dumadaan sa solusyon o inilabas mula sa solusyon ay napakaliit na hindi ito matukoy ng kemikal. Gayunpaman, ang kanilang singil ay sapat na malaki upang lumikha ng isang masusukat na potensyal na pagkakaiba.
Ang teorya na nakabalangkas sa itaas ay napakasimpleng nagpapaliwanag sa mekanismo ng pagkilos ng mga galvanic cells. Isaalang-alang, halimbawa, ang isang tansong-sinc na selula. Sa elementong ito, lumilitaw ang isang tiyak na negatibong singil sa isang zinc plate na nakalubog sa isang ZnSO 4 na solusyon, at isang positibong singil ay lumilitaw sa tansong nakalubog sa isang CuSO 4 na solusyon. Kung hindi sila konektado sa isa't isa sa pamamagitan ng isang konduktor, ang hitsura ng mga singil na ito, tulad ng nakita natin sa itaas, ay dapat na agad na ihinto kapwa ang karagdagang paglipat ng mga zinc ions sa solusyon at ang paglabas ng mga tansong ion mula sa solusyon. Ngunit kung ikinonekta mo ang parehong mga plato sa isang wire, kung gayon ang mga electron na naipon sa sink ay patuloy na dumadaloy sa tansong plato, kung saan nawawala ang mga ito. Kaya, nagiging posible na magpadala ng higit pa at higit pang mga dami ng mga ion ng Zn sa solusyon, habang sa plato ng tanso ang mga Cu ion ay pinalabas at inilabas sa anyo ng metal na tanso. Ang prosesong ito ay nagpapatuloy hanggang ang lahat ng tansong asin ay matunaw o maubos.
kanin. 127. Electric double layer
Sa galvanic cells, ang electrode na nawasak sa panahon ng operasyon ng cell, na nagpapadala ng mga ions sa solusyon, ay tinatawag na anode, at ang electrode kung saan ang mga positibong ion ay pinalabas ay tinatawag na cathode.
Ang isang galvanic cell ay maaaring itayo mula sa alinmang dalawang metal na nahuhulog sa mga solusyon ng kanilang mga asin. Sa kasong ito, hindi kinakailangan na ang isang metal ay sisingilin nang negatibo at ang isa ay positibo. Ang tanging kondisyon para sa daloy ng mga electron mula sa isang sisingilin na katawan patungo sa isa pa ay ang pagkakaroon ng potensyal na pagkakaiba sa pagitan nila. Ngunit ang huli ay dapat lumitaw, anuman ang tayo kinuha, dahil ang kakayahang magtanggal ng mga electron at mag-transform sa mga ion ay iba para sa lahat ng mga metal. Kung, halimbawa, ang isang galvanic cell ay binubuo ng zinc at iron na nahuhulog sa mga normal na solusyon ng kanilang mga asing-gamot, kung gayon, kahit na ang parehong mga metal ay negatibong sinisingil sa mga solusyon, ang ilang potensyal na pagkakaiba ay lilitaw pa rin sa pagitan nila. Kapag ikinonekta ang mga metal sa isang konduktor, ang mga electron ay dadaloy mula sa sink, bilang isang mas aktibong metal, patungo sa bakal; matutunaw at - ilalabas mula sa solusyon. Ang reaksyon na nagaganap sa elemento ay ipinahayag ng equation
Zn + Fe = Fe + Zn
Ang potensyal na pagkakaiba na lumitaw sa pagitan ng isang metal at isang solusyon ng asin nito ay tinatawag na electrode potential ng metal at maaaring magsilbing sukatan ng kakayahang mag-donate ng mga electron o, kung ano ang pareho, isang sukatan ng aktibidad ng kemikal nito sa panahon ng mga reaksyon sa mga solusyon. Samakatuwid, sa pamamagitan ng pagsukat ng mga potensyal ng lahat ng mga metal sa parehong mga konsentrasyon ng kanilang mga ions, maaari naming quantitatively characterize ang aktibidad ng mga metal.
Sa kasamaang palad, ang direktang pagsukat ng mga dami na ito ay napakahirap at hindi nagbibigay ng tumpak na mga resulta. Ito ay malinaw mula sa katotohanan na imposible, halimbawa, upang ikonekta ang isang voltmeter sa isang solusyon nang walang paglubog ng isang metal na konduktor sa solusyon. Ngunit pagkatapos ay lumitaw ang isang potensyal na pagkakaiba sa pagitan ng konduktor at solusyon, upang ang boltahe na ipinahiwatig ng voltmeter ay nakasalalay sa dalawang potensyal na pagkakaiba: ang potensyal na pagkakaiba sa pagitan ng metal na interes sa amin at ang solusyon ng asin nito, at ang potensyal na pagkakaiba sa pagitan ang metal na konduktor at ang parehong solusyon.
Mas madaling sukatin ang potensyal na pagkakaiba (pagkakaiba ng boltahe ng elektron) sa pagitan ng dalawang magkaibang mga electrodes ng metal na nahuhulog sa mga solusyon ng kaukulang mga asing-gamot, iyon ay, upang malaman kung gaano kalaki ang potensyal ng isang metal kaysa sa potensyal ng isa pang metal. . Kung susukatin natin ang mga kamag-anak na potensyal ng lahat ng mga metal sa ganitong paraan, paghahambing ng kanilang mga potensyal sa potensyal ng alinman sa mga ito, kung gayon ang mga resultang numero ay magpapakita ng aktibidad ng mga metal na kasing tumpak ng mga ganap na halaga ng kanilang mga potensyal.
Ang tinatawag na normal na hydrogen electrode ay pinagtibay bilang isang karaniwang elektrod, na may potensyal na kung saan ang mga potensyal ng iba pang mga metal ay inihambing. Ang huli ay binubuo ng isang platinum plate na pinahiran ng maluwag na layer ng platinum at inilubog sa isang dalawang-normal na solusyon ng sulfuric acid. Ang presyon ay patuloy na dumaan sa solusyon sa 1 sa kasalukuyan purong hydrogen, na, pagdating sa contact na may platinum, ay medyo malalaking dami ay hinihigop nito. Ang platinum plate na puspos ng hydrogen ay kumikilos na parang gawa sa hydrogen. Kapag nakipag-ugnay sa isang solusyon ng sulfuric acid, ang isang tiyak na potensyal na pagkakaiba ay lumitaw (potensyal ng hydrogen electrode), na kung saan ay karaniwang tinatanggap bilang zero kapag sinusukat ang mga potensyal na kamag-anak.
Ang potensyal na pagkakaiba sa pagitan ng isang metal na nahuhulog sa isang solusyon ng asin nito na naglalaman ng 1 gramo ng metal ion bawat litro at isang normal na hydrogen electrode ay tinatawag na normal na potensyal ng metal.
Upang sukatin ang mga normal na potensyal, kadalasang ginagamit ang mga instrumentong katulad ng ipinapakita sa Fig. 128. Sa esensya, ang naturang aparato ay isang galvanic cell, ang isa sa mga electrodes ay ang metal na sinusuri, at ang isa ay isang hydrogen electrode. Dahil ang potensyal ng isang hydrogen electrode ay kinuha na zero, sa pamamagitan ng pagsukat ng potensyal na pagkakaiba sa mga pole ng naturang elemento o ang electromotive na puwersa nito, direkta naming mahanap ang normal na potensyal ng metal.
Sa mesa 27 ay nagpapahiwatig ng mga normal na potensyal ng pinakamahalagang metal. Kinukuha ang mga ito na may minus sign kapag ang potensyal ng metal ay mas mababa kaysa sa potensyal ng hydrogen electrode, at may plus sign kapag ang potensyal ng metal ay mas mataas kaysa dito.
Kung ayusin natin ang mga metal, kabilang ang at, ayon sa pagbaba ng boltahe ng kanilang mga electrodes, ibig sabihin, ayon sa pagpapababa ng mga negatibong normal na potensyal (at pagtaas ng mga positibo), kung gayon ang parehong serye ng mga boltahe ay makukuha.
Talahanayan 27
| Metal | Ion | Potensyal sa volts | Metal | Ion | Potensyal sa volts |
| SA | SA | - 2,92 | Ni | Ni | - 0,23 |
| Ca | Ca | - 2,84 | Si Sn | Si Sn | - 0,14 |
| Na | Na | - 2,713 | Pb | Pb | - 0,126 |
| Mg | Mg | - 2,38 | n 2 | H | 0,000 |
| Sinabi ni Al | Sinabi ni Al | - 1,66 | Cu | Cu | + 0,34 |
| Mn | Mn | - 1,05 | Hg | Hg 2 | + 0,798 |
| Zn | Zn | - 0,763 | Ag | Ag | + 0,799 |
| Fe | Fe | - 0,44 | Au | Au | + 1,42 |
Alam ang mga normal na potensyal ng mga metal, madaling matukoy ang electromotive force ng anumang elemento na binubuo ng dalawang metal na nahuhulog sa mga solusyon ng kanilang mga asin. Upang gawin ito, kailangan mo lamang hanapin ang pagkakaiba sa mga normal na potensyal ng mga kinuhang metal.
Upang magkaroon ng positibong halaga ang electromotive force, ang mas maliit ay palaging ibinabawas sa mas malaking potensyal. Halimbawa, ang electromotive force ng isang elementong tanso-sinc ay:
e. d.s. = 0.34 - (-0.763) = 1.103
Malinaw na magkakaroon ito ng ganoong halaga kung ang mga konsentrasyon ng Zn at Cu ions sa mga kaukulang solusyon ay katumbas ng 1 gramo bawat 1 litro. Para sa iba pang mga konsentrasyon, ang mga potensyal na metal, at samakatuwid ang mga puwersang electromotive, ay maaaring kalkulahin gamit ang formula na hinango ni Nernst:
