А: окиснення більш активного металу
К: відновлення корозійного середовища на менш активному металі
2Н+ + 2ē = Н2 із кислого середовища
2H2O + 2ē = Н2 + 2OH– із нейтрального і лужного середовища
4Н+ + 02+ 4ē = 2Н2О із кислого середовища в присутності кисню
O2 + 2H2O + 4ē = 4OH– із нейтрального і лужного середовища в присутності кисню
55.)Опишіть принцип роботи електрохімічних батарейок ,склад електрохімічної
системи , анодний і катодний процес . Наведіть приклади .
Найпростішим гальванічним елементом є елемент Вольта, в якому використовуються цинковий і мідний електроди, занурені в розчин сірчаної кислоти. Кожен із електродів зокрема разом із електролітом, в який він занурений, утворює напівелемент.
На поверхні кожного з металів, занурених в електроліт, виникає подвійний електричний шар внаслідок переходу частини атомів металу в розчин у вигляді йонів. Як наслідок, кожен із металів отримує електричний заряд. Якщо з'єднати електроди провідником, то заряд стікатиме від електрода з більшим потенціалом, до електрода з меншим потенціалом, утворюючи електричний струм. При цьому потенціали електродів вирівнюватимуться, що призведе до порушення рівноваги між електродом і електролітом. Це, в свою чергу, викликає перехід нових атомів із електроду в електроліт. В результаті в замкненому колі підтримується електричний струм, який супроводжується розчиненням електродів.
У дещо складнішому але досконалішому гальванічному елементі кожен із металів перебуває в окремому електроліті. Електроліти з'єднані між собою соляним мостом.
Активна маса електроду — це суміш, яка складається з речовини, хімічна енергія яких під дією заряду перетворюється на електричну енергію (активна речовина), і речовин, які покращують її провідність і певні физико-хімічні властивості.
Принцип дії гальванічного елемента використовується в електрохімічних батареях і акумуляторах.
Акумуляторні батареї не рекомендується використовувати для дистанційного керування, радіо та медичних або запобіжних пристроїв, таких як детектори диму — використовуйте лужні батарейки в цих продуктах.
56.)Поясніть принцип роботи свинцевого акумулятора ,наведіть рівняння
анодного і катодного процесів .
Принцип дії
Принцип роботи свинцево-кислотних акумуляторів заснований на електрохімічних реакціях свинцю і діоксиду свинцю в сірчанокислотному середовищі.
Енергія виникає в результаті взаємодії оксиду свинцю і сірчаної кислоти до сульфату (класична версія). Проведені дослідження в СРСР показали, що всередині свинцевого акумулятора протікає як мінімум ~ 60 реакцій, близько 20 з яких протікають без участі кислоти електроліту (нехімічні) .
Під час розряду відбувається відновлення діоксиду свинцю на катоді і окислення свинцю на аноді. При заряді протікають зворотні реакції, до яких в кінці заряду додається реакція електролізу води, що супроводжується виділенням кисню на позитивних пластинах і водню - на негативному.
Хімічна реакція (зліва-направо - розряд, справа-наліво - заряд):
-Катод
Pb + SO4 = PbS04
-Анод
РЬО2 + H2+H2SO4=PbSO4+2H2O
У підсумку виходить, що при розряді акумулятора витрачається сірчана кислота з електроліту (і щільність електроліту падає, а при заряді, сірчана кислота виділяється в розчин електроліту з сульфатів, щільність електроліту зростає . В кінці заряду, при деяких критичних значеннях концентрації сульфату свинцю у електродів, починає переважати процес електролізу води. При цьому на катоді виділяється водень, на аноді - кисень. При заряді не варто допускати електролізу води, в іншому випадку необхідно її долити для компенсації.
57.)Поясніть принцип роботи паливних елементів , наведіть рівняння анодного і
катодного процесів . Наведіть приклади .
Паливний елемент — електрохімічний генератор, який забезпечує пряме перетворення хімічної енергії на електричну. Паливний елемент, найважливіша складова частина електрохімічного генератора, що забезпечує пряме перетворення хімічної енергії (реагентів — палива і окислювача) в електричну. Основу Т. е. складають два електроди, розділені твердим або рідким електролітом (див. мал.(малюнок)). Паливо і окислювач подаються в порожнини, що граничать з електродами; на поверхні розділу електроліт — електрод у присутності каталізатора відбуваються реакції окислення і відновлення (див. Окислення-відновлення ). В результаті цих реакцій утворюються іони А — і В + (що рекомбінують потім до кінцевого продукту реакції AB ) і виділяється (або поглинається) тепло Q. Палива, що звільнилися при реакції окислення електрони створюють на відповідному електроді (аноді) надлишковий негативний заряд; на катоді в результаті реакції відновлення окислювача створюється надлишковий позитивний заряд. При замиканні зовнішнього ланцюга в ній з'являється електричний струм, що здійснює корисну роботу Е пів . Сумарна реакція: А + У = AB + Q+ Е пів . Електроліт в Т. е. не лише містить речовини, що беруть участь в електрохімічних реакціях, але і забезпечує просторове розділення процесів окислення і відновлення. Для ефективної роботи Т. е. необхідні розвинена поверхня електродів (до сотень м 2 на г речовини), раціональна організація процесів адсорбції і іонізації молекул реагуючих речовин і відведення електронів і продуктів реакції, висока чистота реагентів. У разі водень-кисневого паливного елемента електрохімічну реакцію, що протікає на аноді, відображає рівняння:
відповідно, катодний процес може бути представлений у вигляді:
58.)Визначіть анодні та катодні процеси під час атмосферної корозії сталі.
Атмосферна корозія сталі – це процес іржавіння заліза.Іржавіння заліза - це електрохімічний процес, який починається з перенесення електронів від заліза до кисню.[3] Швидкість корозії залежить від кількості наявної води, і прискорюється електролітами, про що свідчать наслідки застосування дорожньої солі на корозію автомобілів. Ключовою реакцією є відновлення кисню:O2 + 4 e− + 2 H2O → 4 OH−Оскільки при цьому утворюються йони гідроксидів, цей процес сильно залежить від присутності кислоти. Дійсно, корозія більшості металів киснем прискорюється при зниженні рН. Забезпечення електронів для вищенаведеної реакції відбувається при окисненні заліза, яке може бути описане наступним чином:Fe → Fe2+ + 2 e−
Наступна окиснювально-відновна реакція відбувається в присутності води і має вирішальне значення для формування іржі:
4 Fe2+ + O2 → 4 Fe3+ + 2 O2−
Крім того, такі багатоступінчасті кислотно-лужні реакції впливають на хід формування іржі:
Fe3+ + 3 H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3 H+
що призводить до таких реакцій підтримки балансу дегідратації:
Fe(OH)2 ⇌ FeO + H2O
Fe(OH)3 ⇌ FeO(OH) + H2O
FeO(OH) ⇌ Fe2O3 + H2O
59.)Дайте характеристику процесам електролізу та наведіть приклади їх застосування в промисловості.Електроліз - це сукупність процесів електрохімічного окислення - відновлення, що відбуваються на занурених в електроліт електродах при проходженні електричного струму. Застосовується для одержання багатьох речовин (металів, водню, хлору та ін), При нанесенні металевих покриттів (гальваностегія), відтворенні форми предметів (гальванопластика) Електрохімічні процеси широко застосовуються в різних областях сучасної техніки, в аналітичної хімії, біохімії і т. д. У хімічній промисловості електролізом одержують хлор і фтор, луги, хлорати й перхлорати, надсерную кислоту і персульфати, хімічно чисті водень і кисень і т. д. При цьому одні речовини одержують шляхом відновлення на катоді (альдегіди, параамінофенола та ін), Інші електроокислення на аноді (хлорати, перхлорати, перманганат калію та ін.) Гальванотехніка – галузь прикладної електрохімії, що займається процесами нанесення металевих покриттів на поверхню як металевих, так і неметалевих виробів при проходженні постійного електричного струму через розчини їх солей. Гальванотехніка ділиться на гальваностегію і гальванопластики. Гальваностегія (від грец покривати.) - Це електроосадження на поверхню металу іншого металу, який міцно зв'язується (зчіплюється) з вкриває металом (предметом), службовцям катодом електролізера.
60.)Визначіть закономірності процесів відновлення та окиснення частинок під час електролізу.
Реакції, які йдуть із зміною ступеня окислення атомів елементів, називаються окисно-відновними. Умовний заряд атома або іона в молекулі (за умови, що молекула складається з іонів) називається ступенем окислення або окислювальним числом. При визначенні ступеня окислення атомів у сполуках можна виходити з таких положень:
1.Для водню характерна ступінь окислення +1, за винятком гідридів металів (NaH, KH, CaH2), де вона дорівнює -1.
2. Кисень в сполуках виявляє найчастіше ступінь окислення -2. Винятки: фторид кисню OF2 (ступінь окислення +2), а також пероксиди (Na2O2, H2O2), в яких ступінь окислювання кисню -1).
3. Ступінь окислення простих речовин дорівнює нулю.
4. Ступінь окислення елемента в іонному з'єднанні дорівнює по знаку і величині заряду іона. При цьому алгебраїчна сума ступенів окислювання всіх атомів в молекулі дорівнює нулю.
Метод електронного балансу рекомендується для зрівнювання окисно-відновних реакцій, що протікають в газовій і твердій фазах. Для зрівнювання окисно-відновних реакцій, що протікають в розчині, використовується іонно-електронний метод (метод напівреакцій).
Pb + PbO2 + H2SO4 « PbSO4 + H2O
Pb0 – 2e– = Pb+2 ½ 2 ½ 1 окислюється.Відновлення
Pb+4 + 2e– = Pb+2 ½ 2 ½ 1 відновлюється; окислення.
Анод - електрод деякого приладу, приєднаний до позитивного полюса джерела живлення. На ньому відбуваються окислювально-відновні реакції (окислення), результатом яких, в певних умовах, може бути руйнування (розчинення) анода, що використовується, наприклад, при електрорафінірованіі металів .. Катод - електрод деякого приладу, приєднаний до негативного полюса джерела струму. В електрохімії катод - електрод, на якому відбуваються реакції відновлення. Наприклад, при електролітичному рафінуванні металів (міді, нікелю та ін) На катоді осаджується очищений
