WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 |   ...   | 9 | 10 || 12 | 13 |   ...   | 15 |

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 °С условно принимается равным нулю (° = О; G = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов °, получаем так называемый ряд напряжений.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение °, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов.

Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС (Е) элемента имеет положительное значение. В этом случае G < 0, так кaк G = –nFE.

П р и м е р 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль / л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль / л Р е ш е н и е. Электродный потенциал металла () зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

= ° + (0,059/n)·lgC, где ° – стандартный электродный потенциал; n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль / л; ° для никеля и кобальта соответственно равны –0,250 и –0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях:

(Ni2+ / Ni) = – 0,25 + (0,059 / 2) · lg10–3 = – 0,339 B;

(Co2+ / Co) = – 0,277 + (0,059 / 2) · lg10–1 = – 0,307 B.

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

П р и м е р 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен – 2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль / л).

Р е ш е н и е. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1): – 2,41 = – 2,37 + (0,059 / 2) lgC, –0,04 = 0,0295 · lgC, lgC = – 0,04 / 0,0295 = –1,3559 C (Mg2+) = 4,4 · 10–2 моль / л.

П р и м е р 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль / л. Какой металл является анодом, какой катодом Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Р е ш е н и е. Схема данного гальванического элемента (–)Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn(+).

Вертикальная линия обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линии – границу раздела двух жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (– 2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Мg° – 2 = Mg2+. (1) Цинк, потенциал которого – 0,763 В, – катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn2+ + 2 = Zn°. (2) Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Мg + Zn2+ = Mg2+ + Zn.

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль / л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

Е = °(Zn2+ / Zn) – °(Mg2+ / Mg) = – 0,763 – (– 2,37) = 1,607 B.

ЗАДАНИЯ 321. Рассчитать равновесные потенциалы двух медных электродов, у которых активности ионов меди Cu2+ соответственно равны 1,0 и 10–3 моль / л. Определить ЭДС следующих элементов:

1) CuCu2+Cu2+Cu a (Cu2+) = 10–3 моль / л; a (Cu2+) = 1 моль / л, 2) CuCu+Cu+Cu a (Cu+) = 10–3 моль / л; a (Cu+) = 1 моль / л.

322. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1М раствор AgNO3, и стандартного водородного электрода. Написать уравнение электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе данного элемента. Найти ЭДС этого элемента.

323. Определить значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,02 н. раствор Cu(NO3)2.

324. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод в 0,01 М растворе сульфата никеля.

325. Рассчитать равновесный потенциал медного и серебряного электродов при a(Cu2+) = a(Ag+) = 0,01 моль / л и ЭДС элемента, составленного из этих электродов:

AgAg+Cu2+Cu.

326. Вычислить потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCl2 в 0,5 л.

327. Вычислить ЭДС гальванического элемента, образованного сочетанием цинкового электрода в растворе ZnSO4, [Zn2+] = 0,2 моль / л и свинцового электрода в растворе Pb(NO3)2, [Pb2+] = 0,012 моль / л.

328. Составить схему работы гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженных в растворы их солей, где [Fe2+] = 0,01 моль / л, [Pb2+] = 0,0001 моль / л. Рассчитать ЭДС этого элемента и изменение величины энергии Гиббса.

329. Гальваническая цепь составлена железом, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Fe2+, равной 0,001 моль / л, и медью, погруженной в раствор ее соли. Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС цепи стала равной нулю 330. Вычислить ЭДС концентрационного элемента, состоящего из цинковых электродов, опущенных в растворы ZnSO4 c концентрацией 2 10–2 и 3,2 10–3 моль / л.

331. Хромовая и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты.

Составить схему гальванического элемента и написать электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и катоде.

332. Какой гальванический элемент называется концентрационным Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0,01 н., а второй в 0,1 н. раствор AgNO3.

333. Вычислить ЭДС гальванического элемента, образованного сочетанием кадмиевого электрода в растворе CdCl2, [Cd2+] = 0,01 моль / л и цинкового электрода в растворе ZnCl2, [Zn2+] = 4 10–3 моль / л.

334. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса железной пластины при взаимодействии ее с растворами:

а) Hg(NO3)2; б) Cr2(SO4)3; в) NiSO4 Почему Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

335. ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Ni2+ 10–4 моль / л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. Определить концентрацию ионов Ag+ в растворе его соли.

336. Исходя из значений стандартных электродных потенциалов, рассчитать для 298 K значения G° реакций:

а) Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2; б) Cu + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag.

337. Рассчитать стандартную ЭДС гальванического элемента PbPb2+Zn2+Zn по известным значениям стандартных потенциалов электродов. С учетом полученного значения стандартной ЭДС элемента определить стандартное значение энергии Гиббса, протекающей в элементе реакции.

338. В каком направлении пойдет ток в гальваническом элементе, состоящем из водородных электродов, находящихся в растворах с рН = 2 и рН = 13 Какова ЭДС этого элемента 339. Какие электрохимические процессы происходят у электродов магниевого элемента, составленного следующим образом:

Mg Mg2+, C1 = 1 моль / л Mg2+, C2 = 0,001 моль / л Mg Определить заряды электродов и ЭДС элементов.

340. Какие процессы происходят у электродов медного концентрационного гальванического элемента, если у одного из электродов С(Сu2+) = 1 моль / л, а у другого С(Cu2+) = 10–3 моль / л В каком направлении движутся электроны во внешней цепи Ответ дать, исходя из величины ЭДС и G° этой цепи.

2.6. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Как и в гальваническом элементе, электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления, – анодом.

П р и м е р 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.

Р е ш е н и е. Стандартный электродный потенциал системы Na+ + e = Na° (– 2,71 B) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (– 0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода 2H2O + 2 = H2 + 2OH–, а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода 2H2O = O2 + 4H+ + 4, поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему 2SO2– = S2O2– + 2. Ионы SO2–, движущиеся при 4 8 электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:

6H2O = 2H2 + 4OH– + O2 + 4H+.

(у катода) (у анода) Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ионов SO2– в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

6H2O + 2Na2SO4 = 2H2 + 4Na+ + 4OH– + O2 + 4H+ + 2SO2–.

(у катода) (у анода) Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия в катодном пространстве и серная кислота в анодном пространстве.

Количественная характеристика процесса электролиза определяется законами, установленными Фарадеем. Им можно дать следующую общую формулировку (закон Фарадея): «масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ».

Закон Фарадея выражается следующим уравнением:

m = Эm It / F, где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г; Эm – его эквивалентная масса, г / моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – постоянная Фарадея, 96 500 Кл / моль, т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.

П р и м е р 2. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла.

Найти эквивалентную массу металла.

Р е ш е н и е. Решим уравнение Фарадея относительно эквивалентной массы металла и подставим в него данные задачи (m = 2,77 г; I = 2,5 A; t = 30 мин = 1800 с):

Эm = mF / (It) = 2,77 · 96 500 / (2,5 · 1800) = 59,4 г / моль.

П р и м е р 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 часа. Вычислить массу разложившейся воды и объемы выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Р е ш е н и е. Массу разложившейся воды находим из уравнения закона Фарадея имея в виду, что 1,5 часа = 5400 c и Эm (Н2О) = 9 г / моль:

m (H2O) = ЭmIt / F = 9 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,02 г.

При вычислении объемов выделившихся газов представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

V0 = ЭVIt / F, где V0 – объем выделившегося газа при н.у.; ЭV – эквивалентный объем газа, л / моль.

ЭV водорода равен 11,2 л / моль, а кислорода – 5,6 л / моль, то получаем:

V0 (H2) = 11,2 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,76 л;

V0 (O2) = 5,6 · 6 · 5400 / 96 500 = 1,88 л.

ЗАДАНИЯ 341. Проходя через раствор электролита, ток силой 2 А за 44 минуты выделяет 2,3 г металла. Определить эквивалентную массу и электрохимический эквивалент этого металла.

342. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5 А в течении 3 часов. Составить электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Каков объем газов при нормальных условиях выделится на катоде и аноде 343. Сколько электричества надо пропустить через раствор LiCl, чтобы получить 2 кг LiOH. Cоставить схему электролиза.

344. При силе тока 2 А за 40 минут на катоде выделилось 4,542 г некоторого металла. Вычислить электрохимический эквивалент этого металла в г / (А · ч).

345. При рафинировании меди током 25 А выделяется 112 г меди за 4 часа. Рассчитать выход по току.

346. Какую массу алюминия можно получить при электролизе расплава Al2О3, если в течение 1 часа пропускать ток силой 20 000 А при выходе по току 85 % Составить схему электролиза.

347. Через раствор соли Ni(NO3)2 в течение 2,45 часа пропускали ток силой 3,5 А. Определить, на сколько граммов за это время уменьшилась масса никелевого анода Составить схему электролиза.

348. Определить силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида магния в течение 10 часов при выходе по току 85 %, чтобы получить 0,5 кг металлического магния.

349. При электролизе водного раствора хлорида цинка на аноде выделился хлор объемом 26,88 л (условия нормальные), а на катоде – цинк массой 62,4 г. Считая выход хлора количественным, определить выход цинка.

350. При электролизе водного раствора сульфата никеля(II) на катоде получили никель массой 177 г, выход которого составил 75 %. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде Выход кислорода считать количественным.

351. Через раствор сульфата цинка пропускали ток в течение 30 мин. При этом выделилось 0,25 г цинка. Амперметр показывал 0,4 А. Какова ошибка в показаниях амперметра Составить схему электролиза.

352. Составить уравнения реакций электролиза водных растворов следующих веществ:

а) AlCl3; б) K3PO4; в) Pt(NO3)2.

Электролиз ведется с инертными электродами.

353. Какова молярная концентрация раствора AgNO3, если для выделения всего серебра из 0,065 л этого раствора на графитовых электродах потребовалось пропустить ток силой 0,6 А в течение 20 минут Составить схему электролиза раствора AgNO3.

354. Какое количество электричества требуется для выделения из раствора: а) 4 г водорода; б) 8 г кислорода Привести пример электролиза водного раствора электролита, когда на электродах выделяются водород и кислород.

355. Для получения 1 м3 хлора при электролизе водного раствора хлорида магния было пропущено через раствор 2423 А · ч электричества. Вычислить выход по току и составить схему электролиза на графитовых электродах.

356. Через серебряный кулонометр пропускали ток в течение 3 часов. Амперметр показывал силу тока, равную 0,А. Найти процент погрешности амперметра, если за это время в кулонометре на катоде выделилось 12,32 г Ag.

357. При электролизе раствора Сr2(SO4)3 током 1 А масса катода возросла на 0,01 кг. Какое количество электричества и в течение какого времени пропущено 358. Раствор NiCl2, содержащий 129,7 г соли, подвергался электролизу током 5 А в течение 5,36 часов. Сколько хлорида никеля осталось в растворе и какой объем хлора выделился 359. При электролизе раствора CuSO4 c медными электродами масса катода увеличилась на 5 г. Какое количество электричества пропущено Составить схему электролиза с инертным и с активным анодом.

360. При какой силе тока можно из водного раствора NaOH выделить 6 л кислорода в течение 3 часов Газ измерен при 17 °С и 98 кПа.

361. Вычислить электрохимические эквиваленты: а) железа в FeSO4; б) Al в Al2(SO4)3; в) хлора в хлориде любого металла. Составить схему электролиза водного раствора FeSO4 с графитовыми электродами.

362. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе растворов: а) хлорида никеля с никелевым анодом; б) сульфата натрия с цинковым анодом; в) гидроксида калия с графитовыми электродами; г) серной кислоты с графитовыми электродами.

Pages:     | 1 |   ...   | 9 | 10 || 12 | 13 |   ...   | 15 |






















© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.