Гальванический элемент электродные потенциалы уравнение нернста

Применение уравнения Нернста в решении задач.

При рассмотрении вопроса об окислительно-восстановительных реакциях часто возникает необходимость расчета электродвижущей силы (ЭДС) и потенциалов отдельных полуреакций. В справочниках обычно приведены таблицы т.н. стандартных потенциалов тех или иных процессов, рассчитанных при р=1 атм, Т=298К и активностях участников равных 1. Однако в реальных задачах условия могут значительно отличаться от указанных выше. Как быть в таком случае? Ответ дает уравнение Нернста. В оригинальном виде оно выглядит так:

Как можно заметить, в уравнении фигурируют несколько постоянных величин. Также температура в подавляющем большинстве случаев равна 298К. Кроме того, можно заменить натуральный логарифм на десятичный. Это можно сделать путем умножения на коэффициент перевода. Если собрать все постоянные в единый множитель, то приходим к несколько иному, но более знакомому по учебным пособиям виду уравнения Нернста:

Такой вариант уравнения сильно облегчает жизнь в ряде случаев, например рассмотрении рН-зависимых процессов. Используя данное уравнение можно провести вычисления в любых условиях, приведенных в задаче. Рассмотрим характерные примеры задания по данной теме.

Пример 1:

Рассчитать ЭДС гальванического элемента, составленного из медной и цинковой пластин, погруженных в растворы 0.1М CuSO₄ и 0.01М ZnSO₄ соответственно. Коэффициенты активности ионов Cu 2+ и Zn 2+ принять равными единице.

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов:

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

Если в условиях задачи ничего не сказано про коэффициенты активности ионов, то можно считать их равными единице, как и в нашем случае. Тогда активности участников процессов можно принять равными их аналитическим концентрациям.

Найдем реальные потенциалы с учетом нестандартных активностей ионов:

Далее необходимо сравнить полученные величины между собой, чтобы определить, кто из участников процесса – окислитель. Потенциал меди больше, чем у цинка, поэтому она будет окислителем. Тогда найдем ЭДС системы:

Ответ: 1.13 В

Пример 2:

Одним из лабораторных способов получения хлора является действие KMnO₄ на концентрированную соляную кислоту. Можно ли провести процесс при рН=4?

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов.

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

Несложно заметить, что от рН в данном случае зависит только потенциал перманганата. Тогда воспользуемся уравнением Нернста и рассчитаем его реальный потенциал в условиях задачи:

Получается, что потенциал KMnO₄ стал меньше, чем у хлора, а значит, реакция не пойдет.

Гальванический элемент электродные потенциалы уравнение нернста

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Конспект лекций для студентов биофака ЮФУ (РГУ)

3.5 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

3.5.1 Электрические потенциалы на фазовых границах

При соприкосновении проводника первого рода (электрода) с полярным растворителем (водой) либо раствором электролита на границе электрод – жидкость возникает т.н. двойной электрический слой (ДЭС). В качестве примера рассмотрим медный электрод, погруженный в воду либо в раствор сульфата меди.

При погружении медного электрода в воду часть ионов меди, находящихся в узлах кристаллической решетки, в результате взаимодействия с диполями воды будет переходить в раствор. Возникающий при этом на электроде отрицательный заряд будет удерживать перешедшие в раствор ионы в приэлектродном пространстве – образуется двойной электрический слой (рис. 3.12а; о моделях строения ДЭС смотрите п. 4.2.4). Отрицательный заряд на электроде будет препятствовать дальнейшему переходу ионов меди в раствор, и через некоторое время установится динамическое равновесие, которое можно однозначно охарактеризовать потенциалом электрического поля ДЭС Φ, зависящего от заряда на электроде, или некоторой равновесной концентрацией ионов в приэлектродном слое С_o. При погружении медного электрода в раствор СuSО₄, содержащий ионы меди в концентрации С возможны три случая:

Рис. 3.12 Схема двойного электрического слоя на границе электрод-раствор

1. С С_o. Поскольку концентрация ионов меди в поверхностном слое больше равновесной, начнется переход ионов из раствора в электрод; на электроде возникает положительный заряд и в поверхностном слое преобладают анионы SО₄ 2- (рис. 3.12b).

3. С = С_o. Поскольку концентрация ионов меди в поверхностном слое равна равновесной (такие растворы называют нулевыми), заряд на электроде не возникает, двойной электрический слой не образуется.

3.5.2 Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента

Рассмотрим простейший гальванический элемент Даниэля – Якоби, состоящий из двух полуэлементов – цинковой и медной пластин, помещенных в растворы сульфатов цинка и меди соответственно, которые соединены между собой посредством электролитического ключа – например, полоски бумаги, смоченной раствором какого-либо электролита. Схематически данный элемент изображается следующим образом:

Zn / Zn 2+ // Cu 2+ / Cu

На поверхности каждого из электродов имеет место динамическое равновесие перехода ионов металла из электрода в раствор и обратно, характеризуемое потенциалом ДЭС (зарядом на электроде q). Если соединить медный и цинковый электроды металлическим проводником, немедленно произойдет перераспределение зарядов – электроны начнут перемещаться с электрода с более отрицательным зарядом (в нашем случае – цинкового) на электрод с более положительным зарядом (медный), т.е. в проводнике возникнет электрический ток. Изменение величины заряда каждого из электродов нарушает равновесие – на цинковом электроде начнется процесс перехода ионов из электрода в раствор (окисление металла), на медном – из раствора в электрод (восстановление металла); при этом протекание процесса на одном электроде обусловливает одновременное протекание противоположного процесса на другом:

Электрод, на котором при работе гальванического элемента протекает процесс окисления, называется анодом , электрод, на котором идет процесс восстановления – катодом . При схематическом изображении гальванических элементов слева записывают анод, справа – катод (стандартный водородный электрод всегда записывают слева). Суммарный окислительно-восстановительный процесс, происходящий в гальваническом элементе, выражается следующим уравнением:

Т.о., гальванический элемент можно определить как прибор для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую за счет пространственного разделения процессов окисления и восстановления. Работа, которую может совершить электрический ток, вырабатываемый гальваническим элементом, определяется разностью электрических потенциалов между электродами (называемой обычно просто разностью потенциалов) ΔΦ и количеством прошедшего по цепи электричества q:

(III.39)

Работа тока гальванического элемента (и, следовательно, разность потенциалов), будет максимальна при его обратимой работе, когда процессы на электродах протекают бесконечно медленно и сила тока в цепи бесконечно мала. Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента .

3.5.3 Электродный потенциал. Уравнение Нернста

ЭДС гальванического элемента E удобно представлять в виде разности некоторых величин, характеризующих каждый из электродов – электродных потенциалов; однако для точного определения этих величин необходима точка отсчета – точно известный электродный потенциал какого-либо электрода. Электродным потенциалом электрода ε _э называется ЭДС элемента, составленного из данного электрода и стандартного водородного электрода (см. ниже), электродный потенциал которого принят равным нулю. При этом знак электродного потенциала считают положительным, если в таком гальваническом элементе испытуемый электрод является катодом, и отрицательным, если испытуемый электрод является анодом. Необходимо отметить, что иногда электродный потенциал определяют как «разность потенциалов на границе электрод – раствор», т.е. считают его тождественным потенциалу ДЭС, что не вполне правильно (хотя эти величины взаимосвязаны).

Величина электродного потенциала металлического электрода зависит от температуры и активности (концентрации) иона металла в растворе, в который опущен электрод; математически эта зависимость выражается уравнением Нернста (здесь F – постоянная Фарадея, z – заряд иона):

(III.40)

В уравнении Нернста ε ° – стандартный электродный потенциал , равный потенциалу электрода при активности иона металла, равной 1 моль/л. Стандартные электродные потенциалы электродов в водных растворах составляют ряд напряжений. Величина ε ° есть мера способности окисленной формы элемента или иона принимать электроны, т.е. восстанавливаться. Иногда различием между концентрацией и активностью иона в растворе пренебрегают, и в уравнении Нернста под знаком логарифма фигурирует концентрация ионов в растворе. Величина электродного потенциала определяет направление процесса, протекающего на электроде при работе гальванического элемента. На полуэлементе, электродный потенциал которого имеет большее (иногда говорят – более положительное) значение, будет протекать процесс восстановления, т.е. данный электрод будет являться катодом.

Рассмотрим расчёт ЭДС элемента Даниэля – Якоби с помощью уравнения Нернста. ЭДС всегда является положительной величиной и равна разности электродных потенциалов катода и анода:

(III.41)

(III.42)

(III.43)

(III.44)

(III.45)

Как видно из уравнения (III.45), ЭДС элемента Даниэля – Якоби зависит от концентрации (точнее говоря, активности) ионов меди и цинка; при их равных концентрациях ЭДС элемента будет равна разности стандартных электродных потенциалов:

(III.46)

Анализируя уравнение (III.45), можно определить предел необратимой работы гальванического элемента. Поскольку на аноде идет процесс окисления цинка, концентрация ионов цинка при необратимой работе гальванического элемента постоянно увеличивается; концентрация ионов меди, напротив, уменьшается. Отношение концентраций ионов меди и цинка постоянно уменьшается и логарифм этого отношения при [Сu 2+ ] 2+ ] становится отрицательным. Т.о., разность потенциалов при необратимой работе гальванического элемента непрерывно уменьшается; при E = 0 (т.е. ε _к = ε _а) гальванический элемент не может совершать работу (необратимая работа гальванического элемента может прекратиться также и в результате полного растворения цинкового анода).

Уравнение (III.45) объясняет также и работоспособность т.н. концентрационных цепей – гальванических элементов, состоящих из двух одинаковых металлических электродов, опущенных в растворы соли этого металла с различными активностями а₁ > а₂. Катодом в этом случае будет являться электрод с большей концентрацией, т.к. стандартные электродные потенциалы обоих электродов равны; для ЭДС концентрационного гальванического элемента получаем:

(III.47)

Единственным результатом работы концентрационного элемента является перенос ионов металла из более концентрированного раствора в менее концентрированный. Т.о., работа электрического тока в концентрационном гальваническом элементе – это работа диффузионного процесса, который проводится обратимо в результате пространственного разделения его на два противоположных по направлению обратимых электродных процесса.

Copyright © С. И. Левченков, 1996 — 2005.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ.

Пример 1. Вычислить электродный потенциал цинка, опущенного в раствор его соли с концентрацией ионов 0,001 моль/л.

Решение. Для количественной характеристики активности металлов используется разность потенциалов в гальваническом элементе, образованном электродом, содержащим металл, и стандартным водородным электродом, потенциал которого принят равным нулю.

Если активность α или концентрация ионов металла в растворе равна 1 моль/л, электродный потенциал металла ( ) называется нормальным (стандартным при ) потенциалом , из величин которых и составлен ряд напряжений металлов. Потенциалам металлов, стоящих в ряду напряжений левее водорода, приписывается знак (-), правее – знак (+). Электродный потенциал металла при любой концентрации его ионов в растворе рассчитывается по формуле Нернста:

где – заряд иона; – число Фарадея, 96487 Кул; T – температура, K; – газовая постоянная, равная 8,314 Дж/кал моль, т.е. при T = 298 .

при ) или

Таким образом, рассчитать требуемый электродный потенциал можно, используя уравнение

Отыскав по таблице значение нормального цинкового потенциала

, подставляем известные величины в уравнение и определяем электродный потенциал цинкового электрода:

Пример 2. Вычислить потенциал серебряного электрода в насыщенном растворе

(ПР = 6 ∙ 10 -13 ), содержащем, кроме того, 0,1 моль/л бромида калия.

Решение. Уравнение Нернста для вычисления требуемого электродного потенциала имеет вид

где

Необходимое для расчёта значение величины концентрации ионов серебра в растворе его соли можно определить, используя величину произведения растворимости бромида серебра и концентрацию ионов брома . Последняя равна 0,1 моль/л так как соль бромида калия полностью диссоциирована на ионы. Следовательно,

Подставляя полученное значение в формулу Нернста, находим величину потенциала серебряного электрода:

Пример 3. Вычислить ЭДС цепи

Написать протекающие электродные процессы (Коэффициенты активности ионов серебра и цинка соответственно равны 0,79 и 0,52; температура опыта 25 ).

Решение. ЭДС ( гальванического элемента определяется разностью потенциалов электродов, составляющих данный элемент:

или .

Зная, что активность является вспомогательной расчётной величиной, которая характеризует отклонение свойств вещества в данной фазе (в рассматриваемом случае жидкости) от свойств его в состоянии, принимаемом за стандартное (идеальные растворы), величины активности ионов входящих в состав данного гальванического элемента, можно определить по формуле, связывающей активность иона с его концентрацией:

где — коэффициент активности; С – коэффициент раствора в моль/л.

Подставив соответствующие величины, получим:

моль/л,

моль/л.

Электродные потенциалы серебра и цинка вычисляем по формуле Нернста:

где — нормальный потенциал металла (из таблиц):

a – активность ионов; n – заряд иона.

Работу гальванического элемента определяют реакции

анодная (А): катодная (К):

и ,

так как известно, что в данной паре металлов цинковый электрод будет заряжен отрицательно и будет анодом в силу его положения в ряду напряжений металлов.

Пример 4. Элемент составлен из нормальных водородного и кислотного электродов. Изменится ли его ЭДС, если давление газов (водорода и кислорода) увеличить в 10 раз?

Решение. Запишем схему элемента и электродные реакции:

Зная, что величины электродных потенциалов для водородного и кислородного электродов соответственно равны

заменяем величины концентрации свободных водорода и кислорода на величины их парциальных давлений и получаем выражения уравнения Нернста для этих электродов в следующем виде в расчёте на 1 :

для водородного электрода

для кислородного электрода

Соответственно ЭДС ( ) данного элемента будет равна

Под величиной подразумевается величины

При

При

Следовательно, увеличение давления кислорода и водорода в 10 раз приводит к увеличению на величину, равную

Пример 5. Найти потенциал водородного электрода при (нейтральный раствор: ).

Решение. При Р = 1 атм., электродный потенциал водородного электрода равен

где

Пример 6. Напишите общую химическую реакцию, определяющую работу гальванического элемента

его электродные реакции и определите его ЭДС.

Решение. Известно (из таблиц), что (электрод 1) и

(электрод 2). Определяем, что электрод 1 отрицателен относительно электрода 2. Следовательно, на электроде 1 будет протекать реакция окисления до , на электроде 2 – восстановления :

1

5

Зная, что электродный потенциал окислительно- восстановительного электрода вычисляется по уравнению Нернста

или для Т = 298 К

Для данных электродов эти уравнения имеют вид

Пример 7. Какие процессы происходят на электродах гальванического элемента
, если ? В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи?

Решение. Известно, что гальванические элементы, работа которых обусловлена лишь различием концентрации электролита в разных зонах раствора при одинаковом составе электродов, носят название концентрационных. Более отрицательным электродом в этом случае считается тот, который опущен в раствор с меньшей концентрацией.

Следовательно, в предлагаемом элементе серебряный электрод, погруженный в менее концентрированный раствор, будет заряжен более отрицательно, т.е. он будет анодом. Электродная реакция .

На электроде, заряженном менее отрицательно, который будет являться катодом, идёт реакция восстановления ионов серебра:

При этом электроны будут перемещаться от анода к катоду, а ток, получаемый в результате работы этого элемента, пойдёт в противоположном направлении.

Пример 1. Что такое электролиз? Какие законы электролиза Вы знаете? Какие количественные законы электролиза Вы знаете?

Решение. Электролизом называется окислительно- восстановительный процесс, происходящий в растворе или расплаве электролита при пропускании через него электрического тока.

Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока, называется катодом (-); электрод, соединенный с положительным источником тока, называется анодом (+).

Схему электролиза в общем виде можно представить следующим образом:

Для проведения электролиза могут использоваться растворимые или нерастворимые аноды. Последние сами не участвуют в окислительно- восстановительной реакции, а являются только передатчиками электронов. В качестве нерастворимых анодов используют платину и другие благородные металлы, графит. Растворимые металлические аноды при проведении электролиза разрушаются.

Основные законы электролиза установил М. Фарадей.

1-й закон. Количество вещества, образующегося при электролизе, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества:

где m – количество вещества в граммах, Q – Количество электричества в кулонах Q = Jt , где

J – сила тока, А; t – время, с; К – коэффициент пропорциональности.

2-й закон. При пропускании равного количества электричества в результате электролиза выделяются количества веществ m, пропорциональные их химическим эквивалентам Э. Для выделения 1 г – экв. требуется количество электричества, равное числу Фарадея F = 96487 кулонов, т.е.

Математически, обобщив законы Фарадея, получим:

Пример 2. Какие процессы протекают при электролизе расплавов солей и гидроксида калия?

Решение. Установим, на какие ионы диссоциируют перечисленные соединения:

Представим протекание процесса электролиза каждого из веществ.

При пропускании через расплав электрического тока, положительно заряженные ионы натрия перемещяются к отрицательно заряженному электроду, где они восстанавливаются до

электронейтрального натрия: (К): .

Отрицательно же заряженные ионы хлора притягиваются к положительно заряженному электроду А, где они разряжаются до свободного хлора, отдавая свой электрон: (А):

.

Аналогично разобранному примеру можно представить схемы электролиза :

(-) катод	(+) анод

(-) катод	(+) анод

Пример 3. Как влияет положение металла в ряду напряжений и состав кислотного остатка на процессы электролиза растворов солей?

Решение. В растворах солей металлов, кроме ионов металла и ионов кислотного остатка, присутствуют и , т.е. ионы, образующиеся при диссоциации воды, поэтому электролиз растворов имеет некоторое отличие от процессов электролиза расплавов для тех же соединений.

Наличие кислородсодержащих анионов приводит к окислению группы в связи с тем, что для окисления последних требуется меньший положительный потенциал, чем, например, для окисления аниона серной кислоты до образования аниона надсерной кислоты:

который требует значительного большего сдвига потенциала в положительную сторону. Поэтому в обычных условиях окисления кислородсодержащих кислотных остатков, таких как , , , и др. не наблюдаются.

Бескислородные же анионы окисляются легче до свободного состояния, чем группы, так как для их окисления требуется менее положительный потенциал. Таким образом, при электролизе солей, содержащих галоген, на аноде происходит окисление галогенов до ионов и выделение в свободном состоянии соответствующих галогенов.

А:

2

или

Поведение металла при электролизе четко определено его положением в ряду напряжений. Чем левее расположен он в ряду, тем больший сдвиг потенциала в отрицательную сторону необходим для его восстановления до свободного состояния. Поэтому легче всего восстанавливаются ионы металлов, характеризующиеся наиболее электроположительной величиной потенциала (т.е. расположенные в крайней правой части ряда (после водорода): ). Электролиз же водных растворов соединений, включающих в себя ионы активных металлов, таких как (т.е. расположенных в крайней левой части ряжа), требует значительного большего сдвига потенциала для их восстановления, чем молекулы воды, поэтому в данном случае легче проходит реакция восстановления молекул воды. Следовательно, протекание тока через растворы этих солей не приводит к выделению металла на катоде; при этом образуется водород из воды.

При электролизе же металлов, расположенных в средней части ряда (от алюминия до водорода), имеющих потенциал разложения, сравнимый с величиной потенциала разложения воды, протекает реакция как восстановления самого металла, так и молекул воды, т.е. с выделением в чистом виде металла и газообразного водорода.

Обобщив все вышеперечисленное, можно сделать вывод, что при проведении электролиза будут восстанавливаться положительные ионы, требующие наименьшего сдвига потенциала в отрицательную сторону, т.е. вероятность выделения металла в чистом виде уменьшается при переходе в ряду напряжений справа налево (от Au к Na). Что качается смеси анионов, то в этом случае необходимо учитывать наличие кислорода в кислотном остатке и способность бескислородных ионов к окислению.

Практически установлено, что вероятность их выделения в чистом виде уменьшается по следующему ряду:

В качестве примеров можно привести схемы электролиза нескольких характерных солей (аноды инертные):

а) электролиз раствора

(диссоциация)

(+) на аноде	(-) на катоде
2

(в прикатодном пространстве)

б) электролиз

диссоциация:

катод (-)	анод (+)

в) электролиз раствора

диссоциация:

катод (-)	анод (+)

(Потенциал разложения значительно ниже потенциала разложения воды, поэтому разложением последней можно пренебречь).

Анод растворимый (например, никелевый)

а) электролиз раствора

диссоциация:

катод (-)	анод (+)

При использовании растворимых анодов в окислительно- восстановительную реакцию вступает металл анода и происходит его окисление (т.е. он растворяется). Это вызвано тем, что металл выбранного растворимого анода имеет потенциал окисления значительно ниже, чем требуется для окисления аниона и даже ниже потенциала разложения воды.

3.3. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.

Пример 1. а) Объясните, почему луженое железное изделие (например кастрюля) при нарушении защитного слоя корродирует быстрее, чем оцинкованное железное изделие (например ведро)?

Решение. Как луженое, так и оцинкованное изделие подвергают электрохимической коррозии. Природу протекающих процессов можно объяснить, используя величины окислительно- восстановительных (электродных) потенциалов металлов, находящихся в контакте друг с другом и электролитом. Известно, что

Про контакте железа с оловом и нарушении целостности луженого покрытия в среде электролита возникают коррозионные микрогальванопары, работа которых определяет разрешение основного металла – железа. Связано это с тем, что железо обладает более электроотрицательным электродным потенциалом по сравнению с оловом. Таким образом, в паре Fe – Sn олово, как менее электроотрицательный металл, будет катодом, т.е. только переносчиком электронов, которые возникают при окислении основного металла железа, являющегося в данном случае анодом (А)

На катоде в зависимости от условий при этом может протекать один из процессов:

— восстановление водорода молекул воды при полном погружении металлических изделий в воду; — восстановление растворённого кислорода в нейтральный или щёлочной среде; – восстановление ионов водорода в кислой среде; – восстановление растворённого кислорода в кислой среде.

Нарушение же циклового покрытия при контакте его с железом не приводит к разрушению основного металла (железа), так как в этом случае будет разрушаться цинковое покрытие (электродный потенциал цинка более электроотрицателен по сравнению с электродным потенциалом железа), т.е. цинк будет анодом , а катодом – железо. Катодные реакции, как и в случае контакта железа с оловом, будут зависеть от рН среды. Для нейтрального раствора, например, на катоде пойдёт реакция восстановления молекул воды:

Пример 2. Почему железо, частично покрытое хромом, корродирует, хотя хром имеет более отрицательный стандартный потенциал, чем железо? Стандартные потенциалы хрома и железа соответственно равны -0,74 и -0,44 В.

Решение. По месту, занимаемому хромом в ряду напряжений, следовательно бы ожидать, что хром в паре с железом будет работать как анодного покрытие, т.е. разрушаться, предотвращая коррозию железа. Однако этого не происходит из-за присутствия на поверхности хрома прочной оксидной пленки, которая в корне меняет взаимоотношения металлов.

Можно предположить, что образование адсорбционной плёнки, пассивирующей металл, приводит как бы к созданию на поверхности хрома кислородного электрода, потенциал которого, как известно равен +0,401 В, т.е. пассивное состояние поверхности хрома выражается в значительном смещении электродного потенциала металла в положительную сторону, по сравнению с величиной потенциала железа, что и не позволяет хрому быть анодным покрытием железа.

Пример 3. Как влияет среды на коррозию металлов?

Решение. Течение коррозийных процессов всегда зависит от концепции ионов Н + , способствует разрядке их на катоде, и этим облегчается катодная деполяризация и растворение металла с анодных участков. Например, это способствует усилению коррозии черных металлов. При значительном повышении концентрации Н + процесс может перейти в обычное растворение металла в кислоте. Коррозия значительно усиливается с понижением , т.е. с увеличением концентрации ионов водорода. Коррозия металлов, образующих амфотерный гидрооксид, например, , и других, усиливается как с понижением, так и с повышением среды.

1. При 25 потенциал электрода равен 0,2712 В. Вычислите нормальный потенциал медного электрода.

2. Рассчитать электродный потенциал цинка, погружённого в раствор, содержащий ионы в активной концентрации 0,1 моль/л.

3. Найти потенциал водородного электрода при , при .

4. Найти потенциал водородного электрода в щелочной среде при .

5. Как должна быть составлена гальваническая цепь для того, чтобы осуществлять электрохимическим путём следующие реакции:

а)

б)

в)

г)

д) .

Для каждого случая указать:

а) электрод- восстановитель и электрод- окислитель,

б) знаки полюсов,

в) направление перемещения электронов во внешней цепи.

6. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель – отрицательный электрод, в другом – положительный.

7. Какие реакции протекают у электродов в гальванических элементах, образованных:

а) железом и оловом, погруженными в растворы своих солей,

б) оловом и медью, погружёнными в растворы своих солей?

8. Рассчитайте ЭДС газового элемента при нормальных условиях и напишите электродные реакции. .

9. Найдите величину электродного потенциала для электрода, составленного из платиновой пластинки, опушенной в раствор смеси солей ( и ( , .

10. Чему равен нормальный электродный потенциал серебра, если потенциал электрода равен +0,55 В?

11. Вычислить потенциал свинцового электрода в насыщенном растворе , если [ ] = 1 моль/л, а

12. ЭДС элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в 1 М растворы солей этих металлов, равна 0,47 В. Изменится ли ЭДС, если взять 0,001 М растворы? Ответ обосновать.

13. Нормальные потенциалы олова и свинца равны – 0,14 В и -0,13 В. Покажет ли амперметр ток в гальваническом элементе, образованном из полуэлементов

?

14. Объясните классификацию электродов на электроды 1 и 2 рода. Приведите примеры таких электродов.

15. Зная, что потенциал электрода, отвечающего реакции , равен +0,222 В и пользуясь значением нормального электродного потенциала серебра ( ), определить произведение растворимости хлористого серебра.

16. Напишите электродные и суммарную реакцию, протекающие в гальваническом элементе, составленном из нормального водородного электрода и цинкового электрода. Укажите, какой заряд будет принадлежать цинковому электроду.

17. В каком направлении пойдет ток в гальваническом элементе, состоящем из водородных электродов, находящихся в растворах с . Какова ЭДС этого элемента?

18. Какие процессы происходят на электродах гальванического элемента:

?

В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи?

19. На основании ряда напряжений металлов составьте гальванический элемент с наибольшей ЭДС и наименьшей его стоимостью. Ответ мотивируйте.

20. Имеются концентрационные цепи:

а) ;

б)

в)

г)

Для каждой из этих цепей:

а) вычислить электродные потенциалы;

б) указать электрод- восстановитель и электрод- окислитель;

в) отметить знаки полюсов и направление перемещения электронов;

г) написать электронно- ионные уравнения восстановления и окисления;

д) вычислить ЭДС.

21. Какие процессы происходят при электролизе расплавов ?

22. Разобрать процессы, протекающие у электродов при электролизе водных растворов:

23. Раствор содержит ионы в одинаковой концентрации. В какой последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе?

24. Одинаковые ли будут продукты электролиза растворов солей:

а) и

б) и

в) и

г) и ?

Ответ обосноваться соответствующими электронно- ионными уравнениями.

25. Изменится ли количественное содержание ионов каждой из указанных солей в растворе при электролизе водных растворов:

а) и

б) и

в) и ?

Ответ обосноваться соответствующими электронно- ионными уравнениями.

26. Почему литий нельзя получить электролизом водного раствора его солей? Составьте схему электролиза водного раствора сульфата лития.

27. Электролизом таких соединений и при каких условиях можно получить металлы ?

28. Электролиз раствора производится с никелевым анодом, содержащим примеси серебра и цинка. Какой из этих металлов выделится на катоде? Что произойдёт с остальными металлами?

29. Железная и цинковая пластинки погружены в сосуд с раствором серной кислоты так, что они не качаются одна другой. Какие процессы будут протекать на поверхности пластинок, если:

1) пластинки не соединены друг с другом;

2) пластинки соединены;

3) пластинки соединены с полюсами источника тока,

а) цинк будет катодом,

б) цинк будет атодом?

Ответ подтвердить электрохимическими уравнениями.

30. Вычислить количество серебра, выделенного при пропускании через раствор тока 5 А в течение 10 мин.

31. Вычислить время, необходимое для полного выделения хлора, содержащегося в 1 л 1 Н раствора при электролизе тока 10 А.

32. Раствор, содержащий 159,54 г соли , подвергается электролизу током 10 А в течении 2,68 ч. Какое количество меди осталось в растворе?

33. Сколько времени требуется для выделения 1 г-экв при электролизе расплава током в 5 А?

34. Сколько электричества надо пропустить через раствор , что бы получить 1 кг ?

35. Вычислить г-экв , если при пропускании через раствор соли цинка тока 4 А в течении 1470 с на катоде выделилось 2 г (выход по току 100%).

36. Раствор, содержащий 129,7 г соли , подвергался электролизу током 5 А в течении 5,36 ч. Сколько хлористого никеля осталось в растворе и какой объём хлора выделится? (Выход по току считать равным 100%).

37. При электролизе током 1 А масса катода увеличилась на 10 г. Какое количество электричества и в течение какого времени пропущено? (Выход по току считать равным 100%).

38. Ток одной и той же силы проходит через растворы нитрата серебра и сульфата . В результате электролиза выделилось 0,64 г меди. Найти количество серебра, выделенного из раствора за тот же промежуток времени.

39. В двух отдельных электролизерах проводится электролиз водного раствора . В одном из этих анодное и катодное пространства разделены диафрагмой, а в другом диафрагмы нет, и содержимое электролизера непрерывно перемешивается. Указать для каждого случая конечные продукты электролиза, приведя соответствующие уравнения реакций.

40. При электролизе раствора с медными электродами масса катода увеличилась на 5 г. Какое количество электричества пропущено?

41. Вычислить объём водорода, выделенного при пропускании тока в 5 А в течении 1 ч. через раствор (при вычислениях считать, что образуется только в результате восстановления тонов водорода кислоты).

42. Объясните различия между химической и электрохимической коррозией.

43. Почему технический цинк взаимодействует с кислотой более интенсивно, чем химически чистый цинк?

44. В железном изделии имеются детали, изготовленные из меди. Как это отразится на коррозии железа?

45. Объясните, почему цинковое покрытие в стальных трубах, по которым течет горячая вода, интенсивно корродирует?

46. Какое покрытие называется анодным? Приведите пример катодного покрытия железа и составьте электронные уравнения процессов, происходящих при коррозии, когда нарушена целостность покрытия.

47. Какое покрытие называется катодным? Приведите пример катодного покрытия железа и составьте уравнения процессов, происходящих при коррозии, когда нарушена целостность покрытия.

48. Железные цистерны применяются для перевозки концентрированной серной кислоты и хорошо выдерживают транспортировку. Если цистерну, освобождённую от кислоты, оставить открытой, она быстро корродирует. Объясните причину этого явления.

49. Почему при контактированнии железных изделий с алюминиевыми железные изделия подвергаются более интенсивной коррозии, хотя алюминий имеет меньшую величину стандартного потенциала?

50. Составьте уравнение процессов, происходящих при коррозии цинка, погруженного в раствор: а) с кислотой и б) щелочной средой.

51. В чём заключается сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример и составьте электронные уравнения.

52. Никелевая пластинка опущена в раствор:

а) соли трехвалентного железа,

В каком случае процесс коррозии протекает интенсивнее?

Составьте соответствующие электронные уравнения.

53. Железные пластинки опущены:

а) в дистиллированную воду;

б) в раствор хлористого атрия.

В каком случае процесс коррозии протекает интенсивнее?

54. Под землёй уложены рядом стальные объекты, имеющие различный потенциал (относительно нормального водородного электрода): телефонный кабель в стальной оболочке (+0,05 В), водопровод (-0,15 В), теплоцентраль (0,05 В), газопровод (-0,15 В). Какой из объектов наиболее подвержен коррозии? Что следует сделать для ее замедления?

55. Можно ли поверхность нержавеющей стали обрабатывать песком, содержащим загрязнения в виде хлоридов?

56. Почему отмывка автомобиля от солей и грязи предотвращает его коррозию?

57. Рассчитайте скорость коррозии стального листа размером 1,5х2 м, если убыль его массы составила за 300 дней 6 кг.

58. Объясните связь между защитой окружающей среды и защитой от коррозии.

59. Какие химические реакции происходят при коррозии алюминия в растворе соды?

60. Объясните причину коррозии алюминиевых деталей, обрызганных во время ремонта раствором гидроокиси кальция

61. Чем можно объяснить, что активный металл- алюминий хорошо сопротивляется атмосферной коррозии? Назвать вещество, активирующее коррозию алюминия. Объяснить, в чём заключается активирующее действие.

62. Если хорошо вычищенную наждачной бумагой алюминиевую пластину смочить раствором и оставить на воздухе, то она быстро покроется рыхлыми хлопьями . Объяснить это явление. В чём заключается активирование коррозии алюминия солями ртути?

63. Какие способы нанесения металлических покрытий применяются в промышленности?

64. Что такое оксидирование? Привести примеры химического и электрохимического оксидирования алюминия, железа.

65. Какие вещества называются ингибиторами? Какие вы знаете ингибиторы? Механизм действия ингибиторов. Где и когда применяются ингибиторы?

66. Какое из соотношений площадей поверхности катода и анода (например, медного и стального листов) наиболее благоприятно с точки зрения коррозионности: 1:1, 1:10, 10:1?

67. Почему для достижения полной защиты изделия необходимо придерживать определённой минимальной толщины лакокрасочных покрытий?

68. Перечислить требования, предъявляемые к гальваническим покрытиям.

1) -3716 Дж, -4955 Дж; 2) -4955 Дж, -2477 Дж, 2477 Дж, 4955 Дж; 3) -47,78 кДж/моль;

4) -819,67 кДж/моль; 5) 6427 Дж, -12854 Дж; 6) 431,5 кДж/моль; 7) -1579 кДж; 8) 52,2 кДж/моль; 9) -120,4 кДж/моль; 10) -236,8 кДж/моль; 11) 66,08 кДж/моль; 12) -2196,53 кДж/моль; 13) 2453 кДж, 2466 кДж; 14) 2398,1 кДж; 15) 39,4 кДж; 16) -100,5 кДж/моль; 17) 60 кДж; 18) 24,3 кДж/моль; 19) а) 96,8 кДж, б) 490,1 кДж; в) -27,7 кДж; 20) -1113 кДж/моль; 21) а) -443,2 кДж, б) -365,6 кДж; 22) а) -69,2 кДж, б) -2803 кДж; 23) 6С + 3Н₂ = С₆Н_{6 (ж)}; 24) 12,38 кДж; 25) 8,24 кДж; 26) 11395 кДж; 27) 6618,6 кДж; 28) 12254,7 кДж; 29) -798,101 кДж; 30) -897,74; 31)-573,28 кДж; 32) -198,39 кДж; 33) -186,86 кДж; 34) 131,1 кДж, 2926,33 кДж; 35) 23 кДж; 36) 0,083 г; 37) 119,8 кДж; 38) Тепловой эффект уменьшается; 39) 1032,6 Дж/к; 40) 61,1 Дж/кг К; 41) 159,1 Дж/моль к; 42) 154 Дж/моль К;

43) -423,82, 56,71, -5,17 Дж/К; 44) 590,94 кДж/моль. Прямая реакция невозможна; 45)

а) -505,62 кДж/моль, б) -7,51 кДж/моль, в) -4,4 кДж/моль, б и в при стандартных условиях протекает слабо; 48) б) и в); 49) 129,1 кДж, 50,7 кДж, -114,0 кДж, около 1080 К; 50) а) 47,1 кДж, б) 107,2 кДж, в) -13,0 кДж; 51) в) и г) при низкой темпер атуре; 55) 22,03 Дж/моль К; 56) 1601,7 кДж; 57) 36,5 кДж, 4,16 10 -7 ; 58) 2,5 10 -2 ; 59) 885 К; 60) а) 1,1 10 5 , 0,91, б) 1,5

10 -22 , 1,4, в) 2,7 10 5 , 1,1 10 -6 ; 61) б); 63) а); 64) б); 65) а); 70) 985,7 К; 71) 8,02 10 -3 ; 72) 29,2 кДж, 504,7 К; 73) 1,73; 74) 3,8 10 -8 ; 75) 1,6 10 3 , -28478,6 Дж.

1) 5,26 г; 2) 160 г соли и 1440 г воды; 3) 34,78 г; 4) 26,25 г; 5) 1 М; 6) 0,75 г; 7) 1,26 г; 8) 0,5 л; 9) 2,65 г; 10) 3,8 л; 11) 250 мл; 12) 10 г; 13) 0,3 Н, 24 мл; 14) 9,74 г; 15) 244,7 г; 16) 4,762 моль/1000 г Н₂О; 19) 2,61 Н, 0,15 г/мл; 20) 5,37 Н, 0,2 г/мл; 21) 0,05 Н; 22) 1,3 Н; 23) 1,62 ° ; 24) 0,26 ° ; 25) 102 ° ; 26) 18,4 г; 27) 1250 г; 28) 4,5 г; 29) 180; 30) 34; 31) 82; 32) 92; 33) -10,1 ° ; 34) 5,2; 35) 178; 36) 500 г; 37) 20 г; 38) -10 ° ; 39) 0,0348 ° ; 40) 0,93 ° ; 41) 0,78; 42) 0,75; 43) 2,5; 44) 102,064 ° ; 45) -0,0279 градусов; 46) 2,96; 47) 3; 48) 1,8 10 -5 ; 49) 10%; 50) 0,018%; 51) 3 10 -7 ; 52) 0,95%; 53) 0,43%; 54) 1,7 10 -3 , 1,7 10 -4 г-ион/л; 55) 9,5 10 -3 ,9,5 10 -4 г-ион/л; 56) 0,072 г-ион/л, 0,144 г-ион/л; 57) 1,9 10 -4 ; 58) 0,6 г-ион/л, 0,3 г-ион/л; 59)0,999 10 -7 г-ион/л; 60)0,5 г-ион/л; 61) 1 10 -4 г-ион/л; 62) = 2; 63) 10 -9 г-ион/л; 64) 4,24 10 -4 г-ион/л; 64)

= 10,63; 65) = 6; 66) 0,08 г; 67) 0,2 г/л; 68) 1 10 -4 ; 69) 4,76 10 -3 ; 70) 6,02 10 -7 ионов; 71) 0,001 Н; 72) = 11,63; 73) 1,44 10 -16 ; 74) 2,25 10 -10 ; 75) 7,7 10 -13 ; 76) 3,8 10 -8 ; 77) 3,6 10 -11 ; 78) 0,333 10 -14 ; 79) 1,2 10 -2 моль/л; 80) 1,6 10 -9 ; 81) 1,31 10 -5 моль/л; 82) 1,5 10 -4 г-ион/л; 83) 6,5 10 -5 г; 84) б) 7,9 10-9 ; 85) 117 л; 86) 5 10 16 л; 87) 4,5 10 -2 г; 88) Осадок выпадает; 89) Осадок выпадает; 90) Нет; 91) Осадок выпадает; 92) Осадок выпадает; 93) в 2750 раз; 94) Нет; 95) 2,408 см; 96) 8,41 10-2 Ом -1 см -1 ; 97) 10,2 В; 98) 0,216 Ом -1 см -1 , 10,85 А; 99) 1,07 10 -2 Ом -1 см -1 , 106,8 Ом -1 см 2 г-эвк -1 ; 100) 127,3 Ом -1 см 2 г-экв -1 ; 101) 1,98 10 -2 см; 102) 0,5 см-1 , 4 10 -6 Ом -1 см -1 ; 103) 0,337 Ом -1 см -1 ; 104) 127,6 Ом -1 см 2 г-экв -1 , 0,88; 105) 390,7 Ом -1 см 2 г-экв -1 ; 106) Ом -1 см 2 г-эвк -1 , Ом -1 см 2 г-эвк -1 , 71,4 Ом -1 см 2 г-экв -1 , 76,3 Ом -1 см 2 г-экв -1 ; 107) 0,17, 0,60, 0,51, 0,49, 0,51; 108) 1,9 10 -3 Ом -1 см -1 ; 109) 404,4 Ом -1 см 2 г-эвк -1 ; 110) 30,5 Ом -1 см 2 г-эвк -1 , 0,29; 111) 258 Ом -1 см 2 г-эвк -1 ; 112) 0,23 см -1 , 14,15 Ом -1 см 2 г-эвк -1 , 28,3 Ом -1 см 2 моль -1 ; 113) 0,126, 1,210 -4 г-экв/л , 350 Ом -1 см 2 г-эвк; 114) 1,9 10 -5 ; 115) 338,5 Ом -1 см 2 г-эвк -1 ; 116) -9 ; 5,3

10 -15 ; 117) 0,97; 118) 0,28, 1,5 10 -3 ; 119) 1,86 10 -3 г/л, 1,3 10 -5 моль/л, 1,7 10 -10 ; 120) 1,56 10 -3 г-экв/л, 0,443 г/л; 121) 2,14 г-экв/л, 1,07 моль/л, 2,5 г/л; 122) 1,86 г/л, 3,48 10 -6 ; 123) -0,02 .

2) -0788 В; 3) -0,18 В, 0,71 В; 4) -0,77 В; 9) 1,53 В; 13) 0; 15) 1,78 10 -10 ; 17) = 2(+) = 13(-); = 0,693 B; 20) = a), б), в) 59 мВ; г) 177 мВ; 30) 3,36 г; 31) 161 мин; 32) 31,77 г; 33) 5,36 ч; 34) 670 а-ч; 35) 32,7; 36) = 64,85 г; = -11,2 л; 37) 55900 Кл, 15,5 ч; 38) 2,17 г; 40) 15200 Кл; 41) 2,09 л; 57) 0,27 г/м 2 ч.

Значение энергии связи

Тип связи
H – H H – C C = C Cl – Cl H – Cl C – C O – O H – O C = O C = C H – O C – O C = O C = O	— 430,0 — 358,2 — 536,0 — 243,0 — 431,5 — 262,8 — 490,4 — 460,0 — 702,9 — 425,0 — 418,4 — 374,0 — 660,0 — 652,7

Энергия фазовых переходов

кДж/моль
	33,8 44,0 41,68

Стандартные энтальпии образования энтропии и энергии Гиббса некоторых веществ при 298 К

Дата добавления: 2017-08-01 ; просмотров: 8133 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Вещество	кДж/моль	Дж/моль	кДж/моль
	-1672,0
	-3439,0
	-74,9	186,2	-50,8
	226,8	200,8	209,2
	52,3	219,4
	-84,8
	—	—	123,48
	20,42	267,11	61,7
	-201,2
	-238,71
	-110,7	197,4	-137,4
	-394	213,6	-394,89
	-235,46	278,7
	-277,6
	-171,4
	-1273
(глюкоза)	—	39,7	-604,2
	—	223,09
	-1129	81,2	-1050
	-162,0	42,0	-129,9
	-2648	58,79	-246
	-822,2	87,4	-740,3
	-1117,1	151,46	-1010
	130,5
	-92,3	186,8	—
	-285,8	70,1	-237,3
	-241,8	188,7	-228,6
	-187,29	-218,88
	-135,34	227,09	-203,07
	—	205,7	-33,8
	-194,1	157,1	—
	191,5
	-46,2	—	-1655