Катод и анод это в химии
Перейти к содержимому

Катод и анод это в химии

  • автор:

Химия. Какие знаки у катода и анода?

2 против 1. Что-то мне подсказывает, что в данный момент доверять мажоритарному принципу не стоит.

Лучший ответ

При электролизе:катод(-),анод(+).
В гальваническом элементе наоборот.

Остальные ответы

анод +..катод —

Катод — это всегда отрицательный электрод (МИНУС) . К нему движутся катионы металла (положительно заряженные ионы) . На катоде происходит восстановление металла.
Анод — это положительно заряженный электрод (ПЛЮС) . К нему движутся анионы и разряжаются (выделяются газы) .
КАТОД — МИНУС. АНОД — ПЛЮС

Источник: Приятного дня

Катод плюс, анод минус

Источник: техническое образование

Анод, катод, положительный и отрицательный: основы химии батарей

Анод, катод, положительный и отрицательный: основы химии батарей

В последнее время были совершены важные открытия в области аккумуляторных батарей (иногда называемых вторичными элементами), и большую часть этой работы можно отнести к разработке электромобилей. Эта работа помогла получить Нобелевскую химическую премию 2019 года за разработку литий-ионных аккумуляторов. Следовательно, термины «анод», «катод», «положительный» и «отрицательный» приобрели все большую важность.

В статьях о новых батарейных электродах и станциях циклирования батарей часто используются названия анод и катод без указания того, разряжается ли батарея или заряжается. Термины анод, катод, положительный и отрицательный не являются синонимами, их иногда можно спутать, что может привести к ошибкам.

Цель этой статьи — прояснить и четко определить эти разные термины.

Реакции окисления и восстановления

Реакция окисления является электрохимической реакцией, которая производит электроны. Электрохимическая реакция, которая происходит на отрицательном элементе цинкового электрода никель-цинковой батареи во время разряда:

Zn + 4OH — → Zn (OH) 2- 4 + 2e —

реакция окисления. Окисление — это потеря электронов.

Реакция восстановления — это электрохимическая реакция, которая потребляет электроны. Электрохимическая реакция, происходящая на положительной стороне литий-ионного аккумулятора во время разряда:

является реакцией восстановления. Сокращение — это выигрыш электронов.

Анод, катод

  • Анод — это электрод, в котором происходит реакция окисления. Потенциал анода, через который протекает ток, выше его равновесного потенциала: Ea (I)> E I = 0 (рис. 1).
  • Катод — это электрод, в котором происходит реакция восстановления. Потенциал катода, через который протекает ток, ниже его равновесного потенциала: Ec (I) < EI = 0 (рис. 1).

anode cathode fig 1

Рис.1: (EI≠0−EI=0) I > 0

Положительные и отрицательные электроды

Два электрода батареи или аккумулятора имеют разные потенциалы. Электрод с более высоким потенциалом упоминается как положительный, электрод с более низким потенциалом упоминается как отрицательный. Электродвижущая сила, эдс в V батареи — это разность потенциалов положительного и отрицательного электродов, когда батарея не работает.

Исследуя батарею

Разряд батареи

Во время разряда напряжение элемента U, разность между положительным и отрицательным, уменьшается (рис. 2, 3).

  • Потенциал положительного электрода E + I≠0 становится меньше его значения в состоянии покоя E + I = 0 : E + I≠0 → положительный электрод является катодом.
  • Потенциал отрицательного электрода E — I≠0 становится больше его значения в состоянии покоя E — I=0 : E — I>0 > E — I=0 → отрицательный электрод является анодом.
Рис. 2: Разряд и заряд батареи: слева — потенциальное изменение положительного и отрицательного электродов; справа — изменение напряжения батареи

Зарядка аккумулятора

Во время зарядки напряжение элемента U, разность между положительным и отрицательным, увеличивается (рис. 2, 3).

  • Потенциал положительного электрода E + I≠0 становится больше его значения в состоянии покоя E + I=0 : E + I>0 > E + I=0 → положительный электрод является анодом.
  • Потенциал отрицательного электрода E — I≠0 становится меньше его значения в состоянии покоя E — I=0 : E — I < E - I=0 → отрицательный электрод является катодом.

anode cathode fig 3

Рис. 3: Разрядка / зарядка вторичной батареи, представленной в виде электрохимической ячейки, с электронами и направлением тока.

Вывод

При обычном использовании перезаряжаемой батареи потенциал положительного электрода как при разряде, так и при перезарядке остается больше, чем потенциал отрицательного электрода. С другой стороны, роль каждого электрода переключается во время цикла разрядки / зарядки.

  • Во время разряда положительным является катод, отрицательным является анод.
  • Во время заряда положительным является анод, отрицательным является катод.

Тексты, описывающие аккумуляторные аноды или катоды, безусловно, косвенно рассматривают случай разряда, что является неполным предсталением о процессах, происходящих внутри вторичного элемента.

Электролиз

Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Электролиз

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na + , K + , Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Электролиз катод

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода — H + (например при электролизе кислот HCl, H2SO4) восстанавливается водород из молекул кислоты: 2H + — 2e = H2

Анод

К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO4 2- , PO4 3- , Cl — , Br — , I — , F — , S 2- , CH3COO — .

Электролиз анод

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO4 2- , PO4 3- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO) превращается в углекислый газ — CO2.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом активности металлов.

Ряд активности металлов

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде 😉

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO3)2, AlBr3, NaF, FeI2, CH3COOLi.

Задания на электролиз

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде, то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H2O → H2 + Cl2 + NaOH (обычно в продуктах оставляют именно запись «NaOH», не подвергая его дальнейшему электролизу)

Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так что не можем заставить натрий испариться бесследно 🙂 Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO4:

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

Электролиз расплава

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2024

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролиз

Катод и анод это в химии

Для гальванического элемента принята следующая форма записи (на примере элемента Даниэля):

где вертикальная линия | обозначает границу раздела фаз, а двойная вертикальная линия || — солевой мостик. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом; электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Гальванический элемент принято записывать так, чтобы анод находился слева.

Электродные полуреакции принято записывать как реакции восстановления (таблица 12.1), поэтому общая реакция в гальваническом элементе записывается как разность между реакциями на правом и левом электродах:

Правый электрод: Cu 2+ + 2e = Cu

Левый электрод: Zn 2+ + 2e = Zn

Общая реакция: Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+

Потенциал E электрода рассчитывается по формуле Нернста:

где aOx и aRed — активности окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции; E oстандартный потенциал электрода (при aOx = aRed =1); n — число электронов, участвующих в полуреакции; R — газовая постоянная; T — абсолютная температура; F — постоянная Фарадея. При 25 o C

Стандартные электродные потенциалы электродов измеряются относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю. Значения некоторых стандартных электродных потенциалов приведены в таблице 12.1.

Электродвижущая сила (ЭДС) элемента равна разности потенциалов правого и левого электродов:

Если ЭДС элемента положительна, то реакция (так, как она записана в элементе) протекает самопроизвольно. Если ЭДС отрицательна, то самопроизвольно протекает обратная реакция.

Стандартная ЭДС равна разности стандартных потенциалов:

Для элемента Даниэля стандартная ЭДС равна

E o = E o (Cu 2+ /Cu) — E o (Zn 2+ /Zn) = +0.337 — (-0.763) = +1.100 В.

ЭДС элемента связана с G протекающей в элементе реакции:

G = — nFE.

Зная стандартную ЭДС, можно рассчитать константу равновесия протекающей в элементе реакции:

Константа равновесия реакции, протекающей в элементе Даниэля, равна

Зная температурный коэффициент ЭДС , можно найти другие термодинамические функции:

H = G + T S = — nFE + .

Таблица 12.1. Стандартные электродные потенциалы при 25 o С.

Пример 12-1. Рассчитать стандартный электродный потенциал пары Cu 2+ /Cu + по данным таблицы 11.1 для пар Cu 2+ /Cu и Cu + /Cu.

Cu 2+ + 2e = Cu G o = —nFE o = -2(96485 Кл . моль -1 )(+0.337 В) = -65031 Дж . моль -1 .

Cu + + e = Cu G o = —nFE o = -(96485 Кл . моль -1 )(+0.521 В) = -50269 Дж . моль -1 .

Cu 2+ + e = Cu + G o = —nFE o = -3(96485 Кл . моль -1 )E o = -14762 Дж . моль -1 ,

откуда E o = +0.153 В.

Пример 12-2. Составить схему гальванического элемента, в котором протекает реакция

Рассчитать стандартную ЭДС элемента при 25 o C, G o и константу равновесия реакции и растворимость AgBr в воде.

Ag | AgBr| Br — || Ag + | Ag

Правый электрод: Ag + + e = Ag E o = 0.7792 В

Левый электрод: AgBr + e = Ag + Br — E o = 0.0732 В

Общая реакция: Ag + + Br — = AgBr E o = 0.7260 В

G o = —nFE o = -(96485 Кл . моль -1 )(0.7260 В) = -70.05 кДж . моль -1

1/K= a(Ag + ) . a(Br — ) = m(Ag + ) . m(Br — ) . ( ) 2 = m 2 ( ) 2

Отсюда, полагая = 1, получаем m = 7.31 . 10 -7 моль . кг -1

Пример 12-3. H реакции Pb + Hg2Cl2 = PbCl2 + 2Hg, протекающей в гальваническом элементе, равно -94.2 кДж . моль -1 при 298.2 K. ЭДС этого элемента возрастает на 1.45 . 10 -4 В при повышении температуры на 1К. Рассчитать ЭДС элемента и S при 298.2 K.

= 2 . 96485 . 1.45 . 10 -4 = 28.0 (Дж . моль -1. K -1 ).

G = HT S = —nFE, откуда

Ответ. S = 28. Дж . моль -1 K -1 ; E = 0.531 В.

12-1. Рассчитать стандартный электродный потенциал пары Fe 3+ /Fe по данным таблицы 12.1 для пар Fe 2+ /Fe и Fe 3+ /Fe 2+ . (ответ)

12-2. Рассчитать произведение растворимости и растворимость AgCl в воде при 25 o C по данным таблицы 12.1. (ответ)

12-3. Рассчитать произведение растворимости и растворимость Hg2Cl2 в воде при 25 o C по данным о стандартных электродных потенциалах. (ответ)

12-4. Рассчитать константу равновесия реакции диспропорционирования 2Cu + Cu 2+ + Cu при 25 o C. (ответ)

12-5. Рассчитать константу равновесия реакции ZnSO4 + Cd = CdSO4 + Zn при 25 o C по данным о стандартных электродных потенциалах. (ответ)

12-6. ЭДС элемента, в котором обратимо протекает реакция 0.5 Hg2Cl2 + Ag = AgCl + Hg, равна 0.456 В при 298 К и 0.439 В при 293 К. Рассчитать G, H и S реакции. (ответ)

12-7. Вычислить тепловой эффект реакции Zn + 2AgCl = ZnCl2 + 2Ag, протекающей в гальваническом элементе при 273 К, если ЭДС элемента E= 1.015 В и температурный коэффициент ЭДС = — 4.02 . 10 -4 В . K -1 . (ответ)

12-8. В гальваническом элементе при температуре 298 К обратимо протекает реакция Cd + 2AgCl = CdCl2 + 2Ag. Рассчитать изменение энтропии реакции, если стандартная ЭДС элемента E o = 0.6753 В, а стандартные энтальпии образования CdCl2 и AgCl равны -389.7 и -126.9 кДж . моль -1 соответственно. (ответ)

12-9. ЭДС элемента Pt | H2 | HCl | AgCl | Ag при 25 o C равна 0.322 В. Чему равен pH раствора HCl . (ответ)

12-10. Растворимость Cu3(PO4)2 в воде при 25 o C равна 1.6 . 10 -8 моль . кг -1 . Рассчитать ЭДС элемента Pt | H2 | HCl (pH = 0) | Cu3(PO4)2 (насыщ. р-р) | Cu при 25 o C. (ответ)

12-11. Три гальванических элемента имеют стандартную ЭДС соответственно 0.01, 0.1 и 1.0 В при 25 o C. Рассчитать константы равновесия реакций, протекающих в этих элементах, если количество электронов для каждой реакции n = 1. (ответ)

12-12. ЭДС элемента Pt | H2 | HBr | AgBr | Ag в широком интервале температур описывается уравнением: E o (В) = 0.07131 — 4.99 . 10 -4 (T — 298) — 3.45 . 10 -6 (T — 298) 2 . Рассчитать G o , H o и S o реакции, протекающей в элементе, при 25 o C. (ответ)

12-13. Для измерения pH раствора можно применять хингидронный электрод. (Хингидрон, Q . QH2, представляет собой комплекс хинона, Q = C6H4O2, и гидрохинона, QH2 = C6H4O2H2). Электродная полуреакция записывается как Q + 2H + + 2e QH2, стандартный потенциал E o = +0.6994 В. Если элемент Hg | Hg2Cl2 | HCl | Q . QH2 | Pt имеет ЭДС +0.190 В, каков pH раствора HCl . (ответ)

12-14. В гальваническом элементе обратимо протекает реакция CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu. Рассчитать H и S реакции, если ЭДС элемента равна 1.960 В при 273 К и 1.961 В при 276 К. (ответ)

12-15. В элементе Вестона протекает реакция Cd + Hg2SO4 = Cd 2+ + 2Hg. Рассчитать ЭДС этого элемента при 303 K, если H и S протекающей в нем реакции равны соответственно -198.8 кДж . моль -1 и -7.8 Дж . моль -1 K -1 . (ответ)

12-16. H реакции Pb + 2AgCl = PbCl2 + 2Ag, протекающей в гальваническом элементе, равно -105.1 кДж . моль -1 . ЭДС этого элемента равна 0.4901 В при 298.2 K. Рассчитать ЭДС элемента при 293.2 K. (ответ)

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *