Написать уравнение электродных процессов и токообразующей реакции

Составление уравнений электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе гальванического элемента

Задача 652.
Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1 М раствор AgNO₃, и стандартного водородного электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его э.д.с.?
Решение:
(2H+/H₂) = 0,00 B; (Ag + /Ag) = 0,80 B. Поскольку (2H + /H₂) + /Ag), то водородный электрод будет служить отрицательным полюсом (электродом) и электроны будут перемещаться во внешней цепи от водородного электрода к серебряному электроду, т. е. водород является анодом – электродом, на котором протекает окислительный процесс:

H₂0 — 2 = 2H +

Серебро, потенциал которой +0,80 В, — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Ag + + 2 = Ag 0

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного и катодного процессов, получим

H₂0 + 2Ag + = 2H + + 2Ag 0

Для определения ЭДС гальванического элемента необходимо из потенциала катода вычесть потенциал анода, т.е. при вычислении ЭДС элемента меньший электродный потенциал вычитается из большего (в алгебраическом смысле), получим:

(Ag + /Ag) — (2H + /H₂) = 0,80B — 0,00B = +0,80 B

Ответ: +0,80В.

Задача 653.
Э. д. с. гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 1 М раствор соли свинца, равна 126 мВ. При замыкании элемента электроны во внешней цепи перемещаются от свинцового к водородному электроду. Чему равен потенциал свинцового электрода? Составить схему элемента. Какие процессы протекают на его электродах?
Решение:
(2H + /H₂) = 0,00 B. По условии задачи электроны во внешней цепи гальванического элемента перемещаются от свинцового к водородному электроду, значит, на свинцовом электроде протекает окислительный процесс:

Pb 0 — 2 = Pb 2+

А на водородном – восстановительный:

2H + + 2 H₂ 0

Таким образом, свинцовый электрод будет анодом, а водородный – катодом.

Уравнение окислительно-восстановительного процесса, протекающего при работе данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные процессы на электродах:

Pb 0 + 2H + = Pb 2+ + H₂ 0

Для расчета электродного потенциала свинца, можно использовать уравнение определения ЭДС гальванического элемента:

E = (катод) —(анод)

Подставив в уравнение данные задачи, получим:

Е = (2H + /H₂) — (Pb 2+ /Pb);
(Pb 2+ /Pb) = (2H+/H₂) — E = 0,00 — 126 = -126м В (-0,126 B)

Ответ: -0,126В.

Задача 654.
Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg 2+ 0,1, 0,01 и 0,001 молы/л.
Решение:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация (при точных измерениях активность) гидратированных ионов металла в растворе. Е 0 для магния равен -2,34 В.
Определим электродные потенциалы магния в растворах при разных значениях концентрации его ионов:

а) Mg 2+ = 0,1 молы/л.

б) Mg 2+ = 0,01 молы/л.

в) Mg 2+ = 0,001 молы/л.

Ответ: а) 2,37 В; б) 2,40 В; в) 2,43 В.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ. СХЕМА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА. ТОКООБРАЗУЮЩАЯ РЕАКЦИЯ. ЭДС ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА

Самопроизвольно идущий окислительно-восстановительный процесс в определенных условиях может создавать электрическую энергию. Процессы превращения химической энергии в электрическую можно использовать для создания химических источников тока (ХИТ), простейший из которых гальванический элемент.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, погруженных в электролиты, которые замыкаются электролитическим ключом.

Металлический электрод — это металл, погруженный в раствор собственной соли, не является инертным, а участвует в электродной реакции. Cхематично такой электрод записывают в виде Ме|Ме n + , где вертикальная черта обозначает границу между металлом и раствором. Уравнение Нернста для металлических электродов имеет вид

, (4)

где — концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Окислительно-восстановительный (редокс-) электрод – это инертный металл (токоподвод), погруженный в электролит, содержащий одновременно окисленную и восстановленную формы потенциалопределяющих частиц. В качестве инертного металла чаще всего используют платину Pt. Схематично такой электрод можно записать в виде Pt│Me n + , Me m + . На поверхности инертного металла протекает окислительно-восстановительная реакция. Например, для окислительно-восстановительного электрода Pt│Sn 4+ , Sn 2+ такими реакциями могут быть: Sn 2+ — 2 ē → Sn 4+ ; Sn 4+ + 2 ē → Sn 2+

Уравнение Нернста для редокс- систем включает концентрацию обоих катионов и имеет вид

(5)

где [окисл], [восст] – концентрации окисленной и восстановленной форм потенциалопределяющих частиц в полуреакции.

Газовыеэлектроды состоят из инертного металла, который находится в одновременном контакте с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Представителями газовых электродов являются водородный, кислородный, хлорный и другие электроды.

Водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой слоем мелкодисперсной платины («платиновой черни») и погруженной в раствор кислоты, содержащий ионы водорода. Через раствор непрерывно пропускается поток водорода, водород адсорбируется на поверхности платины, и на границе электрод/раствор устанавливается равновесие:

При давлении водорода, равном 101,3 кПа (1 атм), активности (концентрации) ионов водорода 1 моль/л и Т=298К водородный электрод называется стандартным водородным электродом. Потенциал такого электрода принимается за ноль.

Уравнение Нернста для водородного электрода имеет вид

, (6)

где — стандартный электродный потенциал,

— концентрация ионов водорода в растворе, моль/л

-парциальное давление водорода над раствором, атм. равно 1 атм.

Рассмотрим работу гальванического элемента на примере элемента Даниэля-Якоби. Он представляет собой два сосуда с 1М растворами CuSO₄ и ZnSO₄, в которые погружены соответственно медная и цинковая пластинки, соединенные проводом. Сосуды соединены между собой трубкой, которая называется солевым мостиком, заполненной раствором электролита (например, KCl). Солевой мостик является электролитическим ключом.

Электрод с меньшим значением потенциала заряжается отрицательно, является анодом. Электрод с большим значением потенциала заряжается положительно, является катодом. На аноде протекает процесс окисления

(отдача электронов), на катоде – процесс восстановления (присоединение электронов).

Гальванические элементы принято записывать в виде схем. Анод со знаком (-) записывают слева, катод со знаком (+) записывают справа. Например, схема медно-цинкового гальванического элемента Даниэля-Якоби может быть представлена таким образом:

ē ē

Одна вертикальная черта на схеме обозначает границу между металлом и раствором электролита, две черты – границу между растворами (солевой мостик).

При замыкании цепи электроны по внешней цепи пойдут от анода к катоду – от цинка к меди. При этом на электродах протекают следующие реакции:

(-) Анод: Zn – 2 ē → Zn 2+ реакция окисления

(+) Катод: Cu 2+ + 2 ē →Cu реакция восстановления

Суммируя процессы на катоде и аноде, получаем уравнение окислительно-восстановительной реакции, за счет которой в гальваническом элементе возникает электрический ток:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Такое уравнение называется уравнением токообразующей реакции.

ЭДС гальванического элемента рассчитывают как разность потенциалов катода и анода: Е = Е_к– Е_а.

Если концентрация ионов в растворе составляет 1 моль/л, то ЭДС называется стандартной. Стандартная ЭДС медно-цинкового элемента при —

Пример 7. Рассчитайте ЭДС свинцово-цинкового гальванического элемента при Т = 298К, в котором [Zn 2+ ]=0,1моль/л и [Pb 2+ ]=0,01моль/л. Укажите знаки полюсов, напишите уравнения электродных процессов, составьте схему гальванического элемента. Укажите направление движения электронов при замыкании цепи.

Решение: ЭДС гальванического элемента рассчитывают как разность

равновесных потенциалов катода и анода: Е= Е_к – Е_а.

Поскольку концентрации потенциалопределяющих ионов отличаются от 1 моль/л, рассчитаем по уравнению Нернста (ур. 4) значения электродных потенциалов цинка и свинца:

Электрод с меньшим значением потенциала является анодом (цинковый электрод). На нем протекает реакция окисления:

(-) А: Zn – 2 ē → Zn 2+

Электрод с большим значением потенциала является катодом (свинцовый электрод), на нем протекает реакция восстановления:

(+) К: Pb 2+ + 2 ē → Pb

Уравнение токообразующей реакции: Zn + Pb 2+ → Zn 2+ + Pb.

Схема гальванического элемента: (-) Zn│Zn 2+ (0,1M)║Pb 2+ (0,01M)│Pb (+).

Рассчитываем ЭДС гальванического элемента:

Е= Е_к – Е_а =

При замыкании цепи, электроны во внешней цепи пойдут от отрицательно заряженного электрода к положительно заряженному электроду, то есть — от цинка к свинцу.

Пример 8. Для гальванического элемента

Pt│Cr 3+ (0,1 моль/л), Cr 2+ (0,01 моль/л)║Н + (рН=2)│Н₂, Pt

рассчитать ЭДС, написать уравнения электродных процессов, составить уравнение токообразующей реакции, указать знаки полюсов. Определить направление движения электронов во внешней цепи.

Решение: данный гальванический элемент составлен из окислительно-

восстановительного и водородного электродов.

Потенциал окислительно-восстановительного электрода рассчитываем по уравнению Нернста:

Стандартный потенциал пары Сr 3+ /Cr 2+ . Подставив данные условия задачи, рассчитаем потенциал окислительно-восстановительного электрода:

Второй электрод данного гальванического элемента является водородным электродом. Потенциал его, согласно уравнению Нернста:

Определяем катод и анод. Поскольку окислительно-восстановительный электрод имеет меньший потенциал, то в гальваническом элементе он будет играть роль анода (отрицательный полюс), а водородный электрод – катода (положительный полюс). После замыкания цепи на первом электроде будет протекать анодный процесс окисления, на втором – катодный процесс восстановления:

(-) А : Cr 2+ — ē → Cr 3+ 2

Суммарная токообразующая реакция описывается уравнением

2 Cr 2+ + 2 Н + → 2 Cr 3+ + Н₂

Электроны при замыкании внешней цепи будут двигаться от отрицательного полюса к положительному: от хромового окислительно-восстановительного электрода к водородному.

ЭДС данного элемента

Пример 9. Какие процессы протекают на электродах в концентрационном гальваническом элементе, имеющем цинковые электроды, если у одного из электродов концентрация ионов цинка Zn 2+ равна 1 моль/л, а у другого –

0,0001 моль/л? Какова ЭДС этого элемента? Напишите схему данного ГЭ.

Решение: Концентрационный гальванический элемент состоит из одинаковых электродов, погруженных в растворы своих солей различной концентрации. Определим потенциалы обоих электродов. Так как концентрация ионов цинка

у первого электрода равна 1 моль/л, то потенциал его будет равен стандартному потенциалу цинкового электрода: .

Потенциал второго электрода рассчитаем по уравнению Нернста:

Первый электрод является катодом, на нем после замыкания цепи протекает реакция восстановления (+) К: Zn 2+ + 2 ē →Zn

Второй электрод, имеющий меньший потенциал, будет анодом, на нем протекает реакция окисления: (-) А: Zn — 2 ē →Zn 2+

Токообразующая реакция в гальваническом элементе будет иметь вид:

Zn + Zn 2+ → Zn + Zn 2+

Рассчитываем ЭДС элемента: Е = Е_к — Е_а = — 0,763 –(-0,881) = 0,122 В.

Данный гальванический элемент можно отобразить схемой:

(-) Zn│Zn 2+ (0,0001 моль/л)║Zn 2+ (1 моль/л)│Zn (+)

Задания

4.Написать катодный и анодный процессы, уравнение токообразующей реакции и вычислить ЭДС гальванического элемента. Указать полярность электродов.

1. Fe| Fe +2 (1моль/л) || Ag + (0,1моль/л) |Ag

2. Cr| Cr +3 (2 моль/л ) || Cd +2 (1 моль/л )|Cd

3. Be| Be +2 (0,1моль/л) || Ni +2 (0,01моль/л) |Ni

4. Mn| Mn +2 (0,1 моль/л ) || Sn +2 (0,01 моль/л )|Sn

5. Al| Al +3 (2 моль/л ) || Cd +2 (0,1 моль/л )|Cd

6. Ni| Ni +2 (0,1 моль/л ) || Cu +2 (0,01 моль/л )|Cu

7. Mg| Mg +2 (1 моль/л ) || Zn +2 (0,01 моль/л )|Zn

8. Cd| Cd +2 (0,1 моль/л ) || Pb +2 (0,01 моль/л )|Pb

9. Fe| Fe +2 (0,01 моль/л ) || Fe +2 (1 моль/л )|Fe

10. Co|Co +2 (0,5 моль/л ) || Ni +2 (0,5 моль/л )|Ni

11. Zn| Zn +2 (1 моль/л ) || Cu +2 (0,01 моль/л )|Cu

13. Al|Al +3 (1 моль/л ) ||Al +3 (2 моль/л )|Al

14. Mn|Mn +2 (1 моль/л ) || Ni +2 (0,01 моль/л )|Ni

15. Ca|Ca +2 (0,1 моль/л) || Fe +2 (0,01 моль/л )|Fe

16. Pb|Pb +2 (1 моль/л ) || Ag + (0,1 моль/л )|Ag

17. Be|Be +2 (0,001 моль/л ) || Fe +2 (0,001 моль/л )|Fe

18. Pt|Cr +3 (0,1 моль/л ),Cr +2 (0,1 моль/л) || Fe +3 (0,1 моль/л ), Fe +2 (0,1 моль/л)|Pt

19. Zn|Zn +2 (1 моль/л ) || Fe +2 (0,01 моль/л)|Fe

20. Al|Al +3 (2 моль/л ) || Cu +2 (0,01 моль/л)|Cu

21. Be|Be +2 (1 моль/л ) || Cd +2 (0,01 моль/л )|Cd

22. Mn|Mn +2 (0,01 моль/л ) || Fe +2 (0,01 моль/л )|Fe

23. Fe|Fe +2 (1 моль/л ) || Sn +2 (0,01 моль/л)|Sn

24. Mg|Mg +2 (0,1 моль/л ) || Ni +2 (0,01 моль/л )|Ni

25. Ag|Ag + (0,001 моль/л) || Ag + (0,1 моль/л )|Ag

26. Fe| Fe +2 (0,005 моль/л ) || Pb +2 (0,005 моль/л )|Pb

27. Ca|Ca +2 (1 моль/л ) || Mg +2 (0,01 моль/л)|Mg

28. Mn|Mn +2 (0,01 моль/л ) || Zn +2 (0,01 моль/л )|Zn

29. Pb|Pb +2 (0,1 моль/л ) ||Cu +2 (0,01 моль/л)|Cu

30. Zn|Zn +2 (10 -4 моль/л ) || Sn +2 (10 -2 моль/л )|Sn

31. Cd| Cd +2 (10 -4 моль/л ) || Cu +2 (10 -2 моль/л )|Cu

32. Ni| Ni +2 (0,01 моль/л ) || Ag + (1 моль/л )|Ag

33. Mg| Mg +2 (0,001 моль/л ) || Mg +2 (1 моль/л )|Mg

34. Ca| Ca +2 (1 моль/л )|| Cr +2 (0,01 моль/л )|Cr

35. Mn|Mn +2 (0,01 моль/л ) || Pb +2 (0,01 моль/л )|Pb

36. Al| Al +3 (2 моль/л ) || Cr +2 (0,01 моль/л )|Cr

37. Be| Be +2 (1 моль/л ) || Sn +2 (0,01 моль/л )|Sn

38. Ni| Ni +2 (1 моль/л )|| Fe +3 (2 моль/л )|Fe

39. Pt , H₂|H + (pH=4) || Ag + (1 моль/л )|Ag

40. Mg| Mg +2 (10 -2 моль/л ) || Cu +2 (10 -2 моль/л )|Cu

41. Cu| Cu +2 (0,01 моль/л ) || Ag + (0,1 моль/л )|Ag

42. Ca| Ca +2 (0,01 моль/л ) || Be +2 (1 моль/л )|Be

43. Zn| Zn +2 (0,01 моль/л ) || Ni +2 (1 моль/л )|Ni

44. Al| Al +3 (2 моль/л ) || Fe +2 (0,01 моль/л )|Fe

45. Ca| Ca +2 (1 моль/л ) || Al +3 (0,5 моль/л )|Al

46. Fe| Fe +3 (2 моль/л ) || Cu +2 (0,01 моль/л )|Cu

47. Zn| Zn +2 (1 моль/л ) || Pb +2 (0,01 моль/л )|Pb

48. Sn| Sn +2 (0,01 моль/л ) || Ag + (0,1 моль/л )|Ag

49. Zn| Zn +2 (10 -2 моль/л ) || H + (pH=2)|H₂,Pt

50. Pt| Sn +4 (0,1 моль/л ),Sn +2 (0,1 моль/л ) || Hg +2 (1 моль/л )|Hg

51. Al| Al +3 (2 моль/л ) || Cd +2 (0,01 моль/л )|Cd

52. Pt|Cr +3 (10 -2 моль/л ),Cr +2 (0,1 моль/л ) || Sn +4 (10 -3 моль/л ),Sn +2 (0,1 моль/л )|Pt

53. Ni| Ni +2 (0,01 моль/л ) || Pb +2 (0,01 моль/л )|Pb

54. Mg| Mg +2 (10 -4 моль/л ) || H + (pH=2)|H₂,Pt

55. Cd| Cd +2 (10 -2 моль/л ) || Cd +2 (1 моль/л )|Cd

56. Be| Be +2 (10 -4 моль/л ) || Zn +2 (10 -2 моль/л )|Zn

57. Mn| Mn +2 (1 моль/л ) || Cu +2 (0,1 моль/л)|Cu

58. Ca| Ca +2 (0,01 моль/л ) || Pb +2 (0,01 моль/л )|Pb

59. Sn| Sn +2 (0,01 моль/л ) || Cu +2 (1 моль/л )|Cu

60. Cd| Cd +2 (10 -1 моль/л ) || Sn +2 (10 -1 моль/л )|Sn

61.Pt|Fe +3 (10 -2 моль/л ),Fe +2 (0,1 моль/л ) || Sn +4 (10 -2 моль/л ),Sn +2 (0,1 моль/л )|Pt

62.Pt|Co +3 (10 -2 моль/л ), Co +2 (0,1 моль/л ) ||Sn +4 (0,1 моль/л ),Sn +2 (10 -2 моль/л )|Pt

63. Pt|Fe +3 (0,1 моль/л ), Fe +2 (10 -2 моль/л ) ||Au + (10 -2 моль/л ), Au +3 (0,1 моль/л )|Pt

Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

По таблице 11.1 находим значение стандартных электродных потенциалов железа и цинка:

= — 0,44В, = — 0,76В.

Так как 2+ 2

2Zn + 2H₂O + O₂ = 2Zn(OH)₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

б) Коррозия в кислой среде (H₂SO₄)

Составляем схему коррозионного ГЭ:

А (-) Zn │ H + │ Fe (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A(-) Zn – 2ē = Zn 2+ 1

На К(+) 2H + + 2ē = H₂ 1

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂ — суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии;

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

в) Коррозия в кислой среде в присутствии кислорода (HCl+O₂).

Составляем схему коррозионного ГЭ:

А (-) Zn │ HCl + O₂ │ Fe (+) K

А (-) Zn │ H + + O₂ │ Fe (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

НОК ДМ

На A (-) Zn – 2ē = Zn 2+ 2

На К (+) 4H + + O₂ + 4ē = 2H₂O 1

2Zn + 4H + + O₂ = 2Zn 2+ + 2H₂O – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии

2Zn + 4HCl + O₂ = 2ZnCl₂ + 2H₂O – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

Во всех случаях коррозионному разрушению будет подвергаться более активный металл – цинк.

УРОВЕНЬ В

1. Составить схему гальванического элемента (ГЭ), образованного цинковым электродом, погруженным в 1М раствор хлорида цинка, и хромовым электродом, погруженным в 1·10 -3 М раствор хлорида хрома (III). Рассчитать напряжение ГЭ, написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции.

Дано:

ε — ?

РЕШЕНИЕ: Для составления схемы ГЭ необхо-димо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По таблице 11.1 определяем стан-дартные электродные потенциалы металлов:

= — 0,76 В, = — 0,74В.

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

= ∙α∙ = 1∙1∙1 = 1 моль/л,

α = 1 (ZnCl₂ – сильный электролит), = 1, поскольку условия стандартные = -0,76В.

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению:

= ∙α∙ = 10 -3 ∙1∙1 = 10 -3 моль/л,

α = 1 (CrCl₃ – сильный электролит), = 1, поскольку условия отличны от стандартных, рассчитываем электродный потенциал хрома:

= + = -0,74 + lg10 -3 = -0,80В

Так как 3+ ││ Zn 2+ │ Zn (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции:

НОК ДМ

На A(-)Cr – 3ē = Cr 3+ 2

На К(+)Zn 2+ + 2ē = Zn 3

2Cr + 3Zn 2+ = 2Cr 3+ + 3Zn — суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции

2Cr + 3ZnCl₂ = 2CrCl₃ + 3Zn — суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции.

Рассчитываем напряжение ГЭ:

= — = -0,76-(-0,80)= 0,04В

2. Составить схему ГЭ, в котором протекает химическая реакция Fe + Ni 2+ = Fe 2+ + Ni. Написать уравнения электродных процессов. На основании стандартных значений энергий Гиббса образования ионов ∆_fG 0 (298К, Me n + ) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298К.

= — 64,4 кДж/моль;

=— 84,94 кДж/моль.

Дано:

= -64,4 кДж/моль

= -84,94 кДж/моль Т = 298 К

ε 0 — ? К_с — ?

РЕШЕНИЕ: На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:

На A(-)Fe – 2ē = Fe 2+ 1 — окисление

На К(+)Ni 2+ + 2ē = Ni 1 — восстановление

Анодом ГЭ является электрод, на котором происходит процесс окисления. Катодом – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Тогда в рассматриваемом ГЭ анодом будет являться железо, катодом – никель.

Составляем схему ГЭ:

А(-) Fe │ Fe 2+ ║ Ni 2+ │ Ni(+)K

Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ:

= — z∙F∙ε 0 ,
= — =
= -84,94-(-64,4) = -20,54 кДж,

ε 0 =

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (К_c).

= — 2,303∙R∙T∙lgK_c;

lgK_с =

Ответ: ε 0 = 0,106В, K_с = 3981.

3. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см 2 с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

а) Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0,5 см 3 газа (н.у.).

б) Вычислить весовой и глубинный показатели коррозии, если за 120 минут потеря массы железной пластинки составила 3,7∙10 -3 г. Плотность железа равна 7,9 г/см3 .

По таблице 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля:

= — 0,44В, = — 0,26В.

Так как + │ Ni (+) K

Cоставляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A Fe – 2ē = Fe 2+

На К 2Н + + 2ē = Н₂

Fe + 2H + = Fe 2+ + H₂ – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

Дано: τ = 40 мин V_(газа) = 0,5 см 3 S = 20 см 2 K_V -? K_m — ?

Рассчитываем объемный показатель коррозии K_V по формуле: K_V =

, см 3 /м 2 ∙час. При расчете K_V принимаем: S – [м 2 ], τ — [час], V_(газа) – [см 3 ].

Из уравнения суммарной реакции процесса коррозии следует, что при коррозии выделяется водород.

Следовательно, V_(газа) = .

Тогда, K_V = = 375 см 3 /м 2 ∙час.

10 -4 – коэффициент пересчета, см 2 в м 2 .

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле:

K_m = , г/м 2 ∙час.

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

М_эк(Ме) = М_эк(Fe) = =28 г/моль,

= 11200 см 3 /моль.

K_m = = 0,94 г/м 2 ∙час.

Ответ: K_V = 375 см 3 /м 2 ∙час, K_m = 0,94 г/м 2 ∙час.

Дано: τ = 120 мин

= 3,7·10 -3 г. S = 20 см 2 ρ_Fe = 7,9 г/см 3 K_m — ? П -?

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле: K_m =

, г/м 2 ∙час. Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла

При расчете K_m принимаем: — [г]; S – [м 2 ], τ — [час].

Тогда: K_m = = = 0,925 г/м 2 ∙час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле:

П = = мм/год.

Ответ: K_m = 0,925 г/м 2 ∙час, П = 1,03 мм/год.

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1. Процессы протекающие на катоде при электролизе водных растворов

В	Катио-ны в вод- ном рас- творе	Зоны	Процессы на катоде
-3,02 -2,99 -2,93 -2,92 -2,90 -2,89 -2,87 -2,71 -2,34 -1,67	Li + , Rb + , Cs + K + , Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , Na + , Mg 2+ , Al 3+	I	Катионы этих металлов на катоде не восстанавли-ваются, а концентри-руются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды: 2Н₂О + 2ē = 2ОН — + Н₂
-1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13	Mn 2+ , Zn 2+ , Cr 3+ , Fe 2+ , Cd 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+	II	На катоде параллельно протекают два процесса: Ме n + + nē = Me 2Н₂О + 2ē = 2ОН — + Н₂
0,00	Н +	При электролизе кислоты 2Н + + 2ē = Н₂
+0,20 +0,23 +0,34 +0,80 +0,83 +0,85 +1,20	Sb 3+ , Bi 3+ , Cu 2+ , Ag + , Pd 2+ , Hg 2+ , Pt 2+	III	Восстанавливаются только ионы этих металлов Ме n + + nē = Me

Таблица 11.2. Последовательность окисления анионов на инертном аноде в водном растворе.

Очередность окисления анионов	Процессы окисления на аноде.
1.	Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl — , Br — , J — , S 2- , и др.) Например: 2Cl — -2ē = Cl₂
2.	Окисляются ОН — ионы 4ОН — -4ē = О₂ + 2Н₂О
Если в водном растворе присутствуют анионы кислородсодержащих кислот ( , , , и др.), то они на аноде не окисляются, а концентрируются в околоанодном пространстве (анолите). На аноде окиcляются только молекулы воды. 2H₂O — 4е = О₂+4H +

Примечание. Если анод изготовлен из металлов II или III зоны (растворимый анод), то при электролизе протекает только процесс его растворения Мe 0 – nē = Me n +

УРОВЕНЬ А

1. Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водных растворов (анод инертный): а) хлорида меди (II), б) гидроксида натрия.

Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: а)CuCl₂, б) NaОН. Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ а) CuCl₂ = Cu 2+ + 2Cl — , Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1 и 11.2: K(-) A(+) инертный Cu 2+ + 2ē = Cu 2Cl — — 2ē = Cl₂ H₂O H₂O

На катоде выделяется Cu, на аноде выделяется Cl₂.

б) NaОН = Na + + ОН —

Na + 4ОН — 4ē = О₂ + 2H₂О

На катоде выделяется Н₂, на аноде выделяется О₂.

2.Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата никеля (II) , если: а) анод инертный, б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: NiSO₄ а) анод инертный б) анод никелевый 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ а) анод – инертный NiSO₄ = Ni 2+ +

Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1. и 11.2:

Ni 2+ + 2ē = Ni

На катоде выделяется Ni и H₂ , на аноде выделяется О₂.

б) анод – никелевый:

NiSO₄ = Ni 2+ +

Ni 2+ + 2ē = Ni , Н₂О

2H₂O+2ē = H₂+2OH — Ni — 2ē = Ni 2+

На катоде выделяется Ni и H₂, на аноде растворяется Ni.

3.При электролизе растворов а) нитрата кальция, б) нитрата серебра на аноде выделяется 560 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Определить какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде? Анод инертный.

Дано: Электролиты: а) Ca(NO₃)₂ б) AgNO₃

= 560 см 3 Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2.

-? 3.

-? 4.

РЕШЕНИЕ а) Ca(NO₃)₂ = Ca 2+ + 2

Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ca 2+

2H₂O+2ē=H₂+2OH — 2H₂O — 4ē = О₂+4H + На катоде выделяется Н₂, на аноде выделяется О₂ По закону эквивалентов: n_эк (В₁)(анод) = n_эк (В₂)(катод)

В соответствии со схемой электролиза:
n_эк (О₂)(анод) = n_эк (Н₂)(катод) или ,

= = = 1120 см 3 ,

= 11200 см 3 /моль

= 5600 см 3 /моль.

На катоде выделилось 1120 см 3 водорода.

Ответ: 1120 см 3 водорода.

б) AgNO₃ = Ag + +

Ag + + ē = Ag

На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О₂.

По закону эквивалентов: n_эк(Ag)(катод) = n_эк(О₂)(анод) или , откуда = = 10,8 г.

где

На катоде выделилось 10,8 г серебра.

Ответ: 10,8 г серебра.

УРОВЕНЬ В

Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2А. Температура 298К, давление 99 кПа.

Дано: Электролит: K₂SO₄ τ = 4 ч Т = 298 К I = 2 A Р = 99 кПа Анод инертный

1. Схема электролиза-? 2.

(катод) — ? 3.

(анод) — ?

РЕШЕНИЕ K₂SO₄ = 2K + +

Схема электролиза: K(-) A(+) (инертный) K +

2H₂O + 2ē = 2H₂O — 4ē = = H₂ + 2OH — = О₂ + 4H + На катоде выделяется H₂, на аноде выделяется О₂ По закону Фарадея объемы водорода и кислорода, выделившиеся при (н.у.):

= = 3,34 л.

где = 11,2 л/моль.

F = 96500 Кл/моль, если τ – cек,

F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – час.

= = 1,67 л,

где = 5,6 л/моль, т.е. = 2

Объем водорода при заданных условиях отличных от нормальных определяем из уравнения:

откуда: = = 3,73 л

Объем кислорода при заданных условиях:

= 1/2 = 1,865 л.

Ответ: 3,73 л водорода, 1,865 л кислорода.

2.Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см 2 , необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8А и выходе по току 98%, если толщина покрытия 0,15 мм. Плотность меди – 8,9 г/см 3 .

Дано: Электролит: CuCl₂ S = 100 см 2 h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρ_Cu = 8,9 г/см 3

Анод медный Схема электролиза-?

Время электролиза, τ -?

РЕШЕНИЕ CuCl₂ = Cu 2+ + 2Cl — Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu 2+ + 2ē = Cu Cl — H₂O H₂O Cu – 2ē = Cu 2+ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. ВТ=

; m_Cu_(факт) = m_Cu_(теор)·ВТ

По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде равна:

m_Cu_(факт) = .

Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:

m_Cu_(факт) = S∙h∙ρ (г), где S – см 2 , h – см, ρ – г/см 3 .

S∙h∙ρ_Cu = ,

откуда
τ = 1,43 часа,

где M_эк(Cu) = = 32 г/моль

10 -1 – коэффициент пересчета мм в см.

3.Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см 3 этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение 25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100%.