Ссылки, ссылки, ссылки?

Встречи с электрохимией, часть 5

Во время предыдущих встреч мы познакомились со многими примерами гальванических элементов — имеющих только историческое значение и других, используемых сегодня. Мир клеток очень богат, поэтому пришло время представить системы, отличные от показанных до сих пор.

Неметаллы тоже могут быть полуклетками

Во-первых, эксперимент, для которого нужны два графитовых электрода из отработанных элементов Лекланше, бромид цинка ZnBr₂, источник питания (например, батарея 4,5 В) и незаменимый измеритель напряжения. В домашней лаборатории мы, конечно, не найдем рекомендуемой соли цинка, но в нашем случае ее с успехом заменит смесь бромида калия KBr и сульфата цинка (VI) ZnSO.₄. Собираем комплект, состоящий из двух графитовых палочек, крепим к плате так, чтобы электроды были частично погружены в стакан.

К электродам прикрепляем кусочки проводов, желательно с помощью паяльника (поэтому, снимая их со старой батареи, оставьте на графитовых стержнях латунные «колпачки»). Также сделаем диафрагму из куска картона с размерами, адаптированными к мензурке вместимостью 50-100 см.³ (картон можно дополнительно проколоть булавкой).

Теперь часть упомянутых солей растворяем в воде, а затем наполняем стакан приготовленным раствором (концентрацией 5-10%). Расположите стойку с электродами на краю сосуда, а концы проводов прикрепите к латунным пластинам плоской батареи (полярность в данный момент не имеет значения) и наблюдайте за построенной системой.

Почти сразу же на электроде, подключенном к минусовой клемме аккумулятора, осаждается серебристо-серый блестящий слой. Изготовлен из металлического цинка. Желтовато-коричневый цвет раствора виден возле второго электрода, подключенного к положительному полюсу батареи. Свободный бром окрашивается вблизи графитового стержня. Примерно через 5 минут отсоедините провода от клемм аккумулятора. С помощью вольтметра измерьте напряжение («минус» измерителя соединяется с электродом, покрытым слоем металла).

Не вдаваясь в ход процессов, происходящих при электролизе (их мы обсудим на одной из следующих встреч), можно сделать вывод, что созданная ячейка состоит из двух электродов: цинкового (металлический цинк, нанесенный на графит в растворе Zn²⁺) и бром (раствор свободных ионов брома и бромида Br^?). Углерод является лишь проводником электричества (на практике в качестве электродных материалов часто используют нереакционноспособные при определенных условиях вещества, например графит, платину).

Подключим приемник тока к электродам? лампочка с рабочим напряжением 1,5 В (при этом полярность соединений также не имеет значения). По мере извлечения энергии из системы мы наблюдаем постепенное исчезновение металлического осадка на одном электроде и желтоватого цвета у другого. Ранее выпущенные вещества реагируют, восстанавливая свое исходное состояние. Реакция непрямая с переносом электронов через соединительный провод. В этом суть гальванических элементов.

Какие реакции происходили в нашей системе? Для цинкового электрода мы, безусловно, можем дать уравнение процесса:

 (-)Zn⁰ ? цинк²⁺ + 2e^—

На втором электроде происходит восстановление свободного брома до анионов брома:

 (+)Бр₂ + 2e^— , 2Бр^—

Таким образом, схема ячейки такова (мы опускаем ионы калия и сульфата (VI), которые не участвуют в реакциях):

 (-)С, Zn | ZnBr2aq? ZnBr2aq | С(+)

Нам не нужно использовать диафрагму в ячейке. Однако его использование предотвратит миграцию брома вблизи электрода с нанесенным слоем цинка и непосредственную реакцию между элементами.

Неметаллы образуют полуячейки подобно металлическим элементам. Нужно только использовать проводник, погруженный в соответствующий раствор, который будет участвовать в переносе электронов. Для галогенов стандартные потенциалы следующие (электродная реакция аналогична приведенной для брома):

Полуячейка	F2/F?	Cl2/ Cl?	Br2/ Br?	I2/I?
E0 [В]	+ 2,87	+ 1,36	+ 1,07	+ 0,54

В случае фтора значение потенциала (самое высокое из всех определенных для полуячеек) вычислялось, а не измерялось. Причина, как и в случае со щелочными и щелочноземельными металлами, в реакции активного элемента с водой.

окислительно-восстановительная ячейка

Для следующего опыта приготовим следующие растворы: хлорид железа (III), FeCl₃ с концентрацией 5 %, калия йодид KI с концентрацией 10 % и водно-крахмальную суспензию. Смешайте несколько см в пробирке³ растворов солей, а через некоторое время добавляем несколько капель крахмальной взвеси. Темно-синий цвет содержимого свидетельствует о наличии свободного йода. В реакции записывается уравнением:

 2Fe³⁺ + 2I^— ? 2Fe²⁺ + Я₂

катионы железа (III) окисляют анионы йодида до свободного элемента, восстанавливая до ионов железа (II).

Изменение окраски крахмального индикатора подтвердило наличие частиц йода, но действительно ли образуются и катионы Fe²⁺? Проверим эту гипотезу. Характерным тестом для обнаружения катионов железа (II) является реакция с гексацианоферратом (III) калия K₃[Fe (CN)₆], широко известный как феррицианид калия. Соединение образует красные кристаллы, в отличие от одноименного ферроцианида калия (гексацианоферрат калия (II) K₄[Fe (CN)₆]) с желтыми кристаллами ? давайте не путать эти два отношения. Повторим ранее проведенный опыт, но вместо крахмальной взвеси добавим несколько капель 1%-ного раствора феррицианида калия. Опять же, содержимое реакционного сосуда окрашивается в темно-синий цвет из-за сложной комбинации, называемой синим Тернбулла:

 3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ? Fe₃[Fe (CN)₆]₂

Неверующим рекомендую провести пробу с солями двухвалентного и трехвалентного железа. Синий оттенок мы получаем только в случае первого.

Теперь в две маленькие мензурки вместимостью 50-100 см налейте несколько растворов хлорида железа (III) и йодида калия.³. В каждый из сосудов погрузить графитовый электрод с прикрепленной проволокой (положенной на подходящую стойку так, чтобы она не упала в стакан). Также в сосуд с раствором йодистого калия добавьте немного крахмальной взвеси. Для создания ячейки также понадобится электролитический ключ (сделанный во время одной из предыдущих встреч? Достаточно полоски промокательной бумаги, смоченной в концентрированном растворе KNO.₃). Концы выводов от электродов подключаются к клеммам универсального измерителя, установленного для измерения напряжения.

Полярность соединений вольтметра определяем сами на основании анализа уравнения реакции катионов железа (III) с анионами йода, отмечаем, какие из ионов они отдают, а какие принимают электроны. Показания счетчика подтверждают работу гальванического элемента. Затем переключаем прибор на текущее измерение. Он небольшой (порядка нескольких десятков мА), поэтому нам не нужно использовать какой-либо дополнительный приемник (например, лампочку) для защиты устройства от повреждений. О протекании реакции в системе свидетельствует образование темно-синего окрашивания вокруг электрода, погруженного в стакан с раствором йодистого калия. Когда мы добавляем немного раствора феррицианида калия в солонку с железом (III)? также в нем. Запишем уравнения процессов, происходящих в стаканах:

 (-)2I^— ? ₂ + 2e^—

(+)2Fe³⁺ + 2e^— ? 2Fe²⁺ 

 и схема клетки:

(-) С | КИ_aq || FeCl_3aq | С (+)

В ячейке протекают те же реакции, что и после смешивания субстратов в пробирке (достаточно добавить боковыми сторонами анодный и катодный процессы), а пространственное разделение превращений позволяет использовать энергию электронов, переносимых между половинами -клетки.

Ячейка, которую мы строим, называется окислительно-восстановительной ячейкой. Название общепринятое, но вводящее в заблуждение. Ведь мы знаем, что процессы окисления и восстановления происходят в каждом звене. Как определить направление окислительно-восстановительной реакции (проводимой как в клетке, так и в пробирке)? Способ прост:

1. В физико-химических таблицах находим стандартные потенциалы соответствующих полуклеток? для системы Fe³⁺/ Fe²⁺ это +0,77 В; для меня₂/I^?: +0,54 V.

2. Система с более высоким потенциалом является окислителем в реакции (ячейка-катод), а полуячейка, имеющая более низкий потенциал? анод ячейки, то есть восстановитель.

3. Однако следует помнить, что для систем с малой разницей значений стандартных потенциалов в некоторых случаях роли могут быть обратными (действительные потенциалы зависят в том числе и от концентрации реагентов).

Топливная ячейка

Соберем систему из первого опыта, заменив только раствор бромида калия и сульфата цинка (VI) на 10% раствор серной кислоты (VI) H₂SO₄. Через 1-2 минуты электролиза (происходящего с выделением газа на электродах) отключите источник питания и осторожно, чтобы не удалить пузырьки газа с поверхности графита, вольтметром измерьте напряжение. Ссылка создана! После переключения прибора в режим измерения тока можно наблюдать исчезновение пузырьков газа на поверхности графитовых электродов в процессе реакции. Если не вдаваться в детали процесса, вызвавшего осаждение свободного кислорода и водорода на электродах, то реакции в ячейке выглядят следующим образом:

 (-)2Н2? 4 часа⁺ + 4e^—

(+) O₂ + 4H⁺ + 4e^— ? 2ч₂O

В сумме происходит реакция синтеза воды из элементов.

Построенная система представляет собой модель топливного элемента. Непосредственное преобразование энергии реакции между горючим и окислителем в электричество чрезвычайно выгодно с точки зрения экономичности процесса? Нет необходимости преобразовывать теплоту сгорания в энергию пара, который только приводит в движение турбины. Неудивительно, что такие системы предназначены для решения энергетических проблем (а отходами является чистая вода). Однако цена строительных материалов и необходимость производства водорода являются серьезным препятствием.

Хотя топливные элементы использовались для выработки электроэнергии в самых технологически продвинутых областях, таких как космические полеты (в некоторых отраслях затраты играют второстепенную роль), их история очень длинная. Первый рабочий прототип водородно-кислородного элемента был построен британским изобретателем Уильямом Робертом Гроувом в 1839 году.

В статье представлено несколько видов ссылок, отличных от тех, что обсуждались на предыдущих встречах. Нравятся остальные эпизоды? намечены лишь проблемы этих систем, важных не только как источник энергии. Однако необходимость поддерживать разумный размер текста делает невозможным обсуждение многих интересных тем, связанных со ссылками (я призываю заинтересованных читателей искать информацию самостоятельно). В следующем эпизоде ​​цикла разберем таблицу потенциалов полуклеток. Также будут предложения интересных впечатлений.

электронное приложение

окислительно-восстановительная ячейка

Каждый гальванический элемент подвергается окислению (на аноде) и восстановлению (на катоде). Однако на химическом жаргоне окислительно-восстановительные клетки называют определенным типом системы.

Для проведения эксперимента потребуются растворы йодида калия KI и хлорида железа (III) FeCl.₃ и водная суспензия крахмала (картофельная мука). Также вам понадобится электролитический ключ, наполненный концентрированным раствором нитрата калия (V) KNO₃. Если у нас нет ключа, достаточно сложить в несколько раз полоску папиросной бумаги или хлопковую нить, смоченную в растворе калийной селитры.

В качестве электродов будем использовать графитовые стержни от бывших в употреблении ячеек Лекланша (фото 1). Концы электродов закоротить проволокой и погрузить в стаканы с растворами KI (с добавлением взвеси крахмала) и FeCl.₃. Дополнительно соединяем растворы в стаканах электролитическим ключом или одним из его заменителей (фото 2). Через некоторое время в стакане с раствором йодистого калия начинают появляться пурпурные полосы (фото 3), постепенно окрашивающие сосуд в темный цвет (фото 4 и 5). Это характерный продукт соединения свободных молекул йода с молекулами крахмала. Йод образовался в результате окисления анионов йодида на аноде ячейки:

(—) Анода: 2I^— ? ₂ + 2e^—

На втором электроде (катоде) происходило восстановление ионов железа (III):

(+) Katoda: 2Fe³⁺ + 2e^— ? 2Fe²⁺

Созданная в эксперименте окислительно-восстановительная ячейка имеет следующую схему:

(—) С | КИ_aq || FeCl_3aq | С (+)

где углеродный символ C обозначает графитовый электрод, а || ? электролитический ключ. Суммарная реакция в системе – окисление анионов I^— по катионам Fe³⁺:

2Fe³⁺ + 2I^— ? 2Fe²⁺ + Я₂

окислительно-восстановительная ячейка

Концентрационная ячейка

Для второго опыта вам понадобится: раствор медного купороса (II) CuSO₄, медные электроды, электролитический ключ, наполненный концентрированным раствором нитрата калия (V) KNO₃ и универсальный счетчик. Наполните один из стаканов раствором CuSO.₄а другой с тем же разведением 1:100 (например, 0,5 см³ раствор, взятый из первого стакана, долить водой до объема 50 см³) (фото 6). Погрузив медные провода в стаканы и замкнув цепь электролитическим ключом, измерьте напряжение между электродами ячейки. Он маленький? порядка десятка или нескольких десятков милливольт (фото 7).

На электродах происходят реакции растворения и осаждения меди:

(—) Анод: Cu⁰ ? С участием²⁺ + 2e^— (менее концентрированный раствор)

(+) Катод: Cu²⁺ + 2e^— ? С участием⁰ (более концентрированный раствор)

После сложения уравнений обоих электродных процессов получается, что в сумме никакой химической реакции не происходит! Движущей силой работы клетки является только стремление системы уравнять концентрации в обоих стаканах.