Тема 1. Химические источники тока

Методические указания

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется непосредственно в электрическую.

Он состоит из двух электродов, погруженных в растворы электролитов. На каждом электроде возникает электрический потенциал. Если теперь между этими растворами образовать мостиковый контакт через насыщенный раствор, например, хлористого калия, то это обеспечит возможность электрической проводимости между растворами при отсутствии их взаимодиффузии. Если электроды соединить, например, медной проволокой, то на одном из них пойдет реакция окисления, а на другом - реакция восстановления. Возникающая при этом разность потенциалов между электродами называется электродвижущей силой ( ЭДС ) элемента.

Электродный потенциал метала (E) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов E = φ_к − φ_а,

где E – электродвижущая сила гальванического элемента, В;

φ – электродный потенциал катода и анода, В.

 

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

1. Составляют схему гальванического элемента.

– Me₁ / Me₁ⁿ⁺ // Me₂^m+ / Me₂ +

2. По уравнению Нернста находят потенциалы электродов.

3. Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода с меньшим потенциалом к электроду с более высоким потенциалом.

4. Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

5. Составляют суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе.

6. Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного и отрицательного электродов.

 

è Решение типовых задач

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

 

Решение. Магний имеет меньший потенциал

(-2,37В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс: Mg⁰ – 2e = Mg²⁺.

 

Цинк, потенциал которого -0,763 В, – катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс: Zn²⁺+2е = Zn⁰.

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

Mg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn

Схема данного гальванического элемента:

(–) Mg |Mg2+| |Zn2+| Zn (+)

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки – границу раздела двух жидких фаз.

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:

 

 

Пример 2. Вычислить электродный потенциал электрода при 25°С Ni | NiSO4, если С(Ni²⁺)= 0,01 моль/л, а φ⁰(Ni²⁺|Ni) = −0,25 В.

Решение.

Электродный потенциал рассчитываем по уравнению Нернста E_Men+/Me= E⁰_Men+/Me+ (0,059/n)⋅lg(с_Men+).

E_{Ni2+/ Ni}= −0,25 + (0,059/2)⋅lg(10⁻²) = − 0,309 В

 

Пример 3. Рассчитайте ЭДС элемента:

Zn+2Ag⁺ ↔ Zn²⁺ + 2Ag.

Концентрации ионов в растворе соответственно равны С (Zn²⁺) = 0,01 моль/л, С(Ag⁾ = 0,001 моль/л. Напишите уравнения электродных реакций.

Решение. ЭДС элемента равна разности равновесных потенциалов положительного и отрицательного электродов. На основании таблицы приложения можно заключить, что положительным электродом будет серебро, отрицательным – цинк: E ⁰_{Zn2+/ Zn} < E ⁰_{Ag+/ Ag} .

Реакции на электродах:

на катоде: Ag⁺ + e ↔ Ag

на аноде: Zn⁰ − 2e ↔ Zn²⁺

Потенциалы металлических электродов рассчитываем по уравнению Нернста:

E_Men+/Me = E⁰_Men+/Me + (0,059/n)⋅lg(с_Men+).

Подставляя в уравнение значение E⁰ из таблицы приложения и n, получаем:

E_{Zn2+/ Zn} = −0,76 + (0,059/2)⋅lg(10⁻²) = −0,819 В;

E_{Ag+/ Ag} = +0,80 + (0,059/1)⋅lg(10⁻³) = +0,623 В

 

ЭДС = φ_к − φ_а = 0623 – (-0,819) = 1,442 В

 

Пример 4. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).

Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста:

 

Пример 5. Определить ЭДС гальванического элемента Ag|AgNO₃ (0,001 M) || AgNO₃ (0,1 M) | Ag.

 

Решение.

Электрохимическая цепь концентрационная, определяем ЭДС по уравнению для различных концентраций соли:

для С₁(AgNO₃)=0,001М

E_{Ag+/ Ag} = +0,80 + (0,059/1)⋅lg(10⁻³) = +0,623 В

для С₂(AgNO₃)=0,1М

E_{Ag+/ Ag} = +0,80 + (0,059/1)⋅lg(10⁻¹) = +0,741 В

Так как φ_{к >} φ_а, ЭДС = φ_к − φ_а = 0,741-0,623 = 0,118 В

 

! Задачи для самостоятельной работы

При решении задач используйте приложение 11.

 

1 Из каких солей: KCl, AlCl₃, Pb (CH₃COO)₂, FeSO₄, CuSO₄- металлы могут быть вытеснены никелем? Какие из этих металлов (К, Аl, Pb, Fe, Cu) вытесняют водород из растворов кислот? Объяснить это с точки зрения величин стандартных электродных потенциалов.

2. Металлы опущены в растворы солей. В каком случае произойдут реакции вытеснения:

a) CuSO₄ + Ag; б) AgNO₃ + Pb; в) FeCl₃ + Cu;

г) AlCl₃ + Zn; д) Ва(NO₃)₂ + Fe?

3. Определить потенциал цинкового электрода, погруженного в 0,001 М раствор ZnSO₄ при t=25 °C.

4. Чему равен электродный потенциал кадмия, опущенного в раствор его соли с концентрацией иона металла 0.005М?

5. Составить схему гальванического элемента, в котором кадмий является анодом, а серебро — катодом. Напишите реакции, протекающие на электродах. Рассчитайте значение ЭДС для стандартных условий.

6. Составить схему двух гальванических элементов, в которых бы никель служил сначала катодом, а затем анодом. Написать уравнение реакций, протекающих при работе этих элементов.

7. Найти уравнение электродных реакций, вычислить ЭДС и указать направление движения электродов в гальваническом элементе:

Zn /Zn²⁺ // Fe³⁺ /Fe при условии, что С_Fe += С_Zn += 1 моль/л.

8. Найдите ЭДС элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1 М раствор ZnSO₄ и медным электродом, опущенным в 2М раствор CuSO₄ при t= 25 С.

9. Пользуясь рядом напряжения, определите, какая пара металлов даст наибольшую величину ЭДС в гальваническом элементе: a) Mn-Zn; б) Fe-Mn; в) Mn-Sn;

г) Аg-Мn; д) Мn-Сu.

10. В каком гальваническом элементе идет процесс Pb −2e^-= Pb²⁺: а) свинцово-серебряном; б) свинцово-никелевом; в) свинцово-алюминиевом; г) свинцово-хромовом?

11. По отношению к какому металлу в гальваническом элементе хром будет являться катодом: а) олово; б) цинк; в) марганец; г) железо?

12. Для элемента, состоящего из Cd и Zn электродов, погруженных в растворы соответствующих ионов металлов, составить схему, написать реакции, протекающие на электродах, и вычислить ЭДС (Е⁰).

13. Для концентрационного элемента, состоящего из двух медных электродов, погруженных в растворы сульфата меди с концентрацией 0,2 и 0,02М, определить: а) анод; б) ЭДС при 25 °С.

14. Для элемента, состоящего из двух редокс-электродов: (Рt)Сr²⁺ / Cr³⁺ // Fe²⁺ / Fe³⁺ (Pt), определить:

а) нормальную ЭДС, Е°; б) катод; в) направление движения электрического тока.

15. Составить схему гальванического элемента, при работе которого происходит реакция Zn+H₂SO₄= ZnSO₄+H₂. Какие процессы протекают на электродах при работе этого элемента?

16. Рассчитать ЭДС элемента, образованного кадмиевым электродом, погруженным в 0,01М раствор CdSO₄, и медным электродом, погруженным в 1М раствор СuSО₄. Написать уравнения реакций, протекающих при работе этого элемента.

17. ЭДС элемента, состоящего из медного и цинкового электродов, опущенных в малярные растворы CuSO₄ и ZnSO₄, равно 1,1В. Рассчитайте, как изменяется ЭДС, если взять 2 М раствор CuSO₄ и 0,001 М раствор ZnSO₄

Тема 2. Электролиз

Методические указания

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов протекают процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Возможные процессы на катоде:

1) Если металл находится в ряду напряжений от Li до Al, то восстанавливаются молекулы воды

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-

2) Если металл находится от Al до Н₂, то восстанав-ливаются ионы металла вместе с молекулами воды:

Ме^z+ + zе → Ме

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-

3)Если металл находится от Cu до Au, то восстанавливаются только Ме^z+.

Ме^z+ + zе → Ме

 

Процессы, протекающие на аноде:

1) Если анионы в растворе образованы от бескислородной кислоты, то они легко окисляются, например:

2Cl^- - 2е = Cl₂

2) Если анионы образованы от кислородсодержащей кислоты, то окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода:

2 H₂O – 4ē = О₂↑ + 4Н⁺.

3.На аноде возможны процессы окисления материала анода: Me – nē = Meⁿ⁺.

Количественная характеристика процесса электролиза определяется законами, установленными Фарадеем: 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 = Мž I žt / n žF,

где m – масса образовавшегося или подвергшегося првращению вещества, г;

М – молярная масса вещества, г/моль

I – сила тока, А;

t – время, с;

n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;

F – постоянная Фарадея, 96 500 Кл / моль, т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещесва.

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу используют в виде:

V = V⁰ It / n F,

где V – объем газа, выделяющегося на электроде;

V⁰ – объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4л/моль).

 

è Решение типовых задач

 

Пример 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.

Решение. 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 + 2e = 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⁺ + 4e, поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему 2SO₄^2– = S₂O₈^2– + 2e. Ионы SO₄^2–, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

К: 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^–

А: 2H₂O – 4е = O₂ + 4H⁺

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

 

6H₂O = 2H₂↑ + 4OH^– + O₂↑ + 4H⁺

Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ионов SO₄^2– в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

6H₂O + 2Na₂SO₄ = 2H₂↑ + 4NaOH + O₂↑ + 4H₂SO₄

Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия в катодном пространстве и серная кислота в анодном пространстве.

Пример 2. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла.

Решение. 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):

М_Э = mF / (It) = 2,77 · 96500 / (2,5 · 1800) = 59,4 г / моль.

 

Пример 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор хлорида меди в течение 1,5 часа. Написать уравнение электролиза и вычислить массу выделившегося металла и объем выделившегося газа.

Решение. К: Cu²⁺ + 2е → Cu⁰

А: 2Cl^- - 2е = Cl₂

Общее уравнение электролиза: Cu²⁺ + 2Cl^- → Cu⁰ + Cl₂

CuCl₂ → Cu + Cl₂

Массу выделившейся меди находим из уравнения закона Фарадея, имея в виду, что 1,5 часа = 5400c

m (Cu) = МIt / n F = 64·6·5400 /2·96 500 = 10,74 г.

При вычислении объема выделившегося газа представим уравнение закона Фарадея в следующей форме: V= V_ЭIt / F,

где V_Э – эквивалентный объем газа, моль/л, V_Э хлора равен 22,4/2 =11,2 моль/л.

V (Cl₂) = 11,2 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,76 л;

 

! Задачи для самостоятельной работы

При решении задач используйте приложение 11.

1. Какие процессы идут на катоде и аноде, если подвергнуть электролизу водные растворы следующих солей:

а) LiBr; б)K₃PO₄; в) Ba(NO₃)₂ ; г) FeBr₃; д) K₂CO₃; е)CoCl₂; ж) KMnO₄; з) Ca(NO₃)₂; и) NiSO₄; к) ZnCl₂; л)KNO₃

2. Какие процессы протекают у катода и анода при электролизе раствора CuSO₄: а) на угольном аноде; б) на медном аноде.

3. Почему щелочные металлы нельзя получить электролизом водных растворов их солей? Ответ обосновать. Как получить щелочные металлы в свободном состоянии?

4. Составить электронные уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе водного раствора NiCl₂: а) на угольном аноде; б) на никелевом аноде.

5. При электролизе какого раствора на аноде выделяется кислород: а) нитрата свинца; б) хлорида магния; в) иодида калия; г) сульфата натрия?

6. При электролизе какого раствора на аноде выделяется только водород: а)нитрат висмута; б) нитрат кобальта; в) нитрат железа; г) нитрат кальция.

7. Составить схемы электролиза водных растворов NaCl и NiSO₄ (на угольном аноде). Какие объемы хлора и кислорода выделятся на аноде, если электролиз вести 30 мин при силе тока 5А?

8. Определить эквивалентную массу и название двухвалентного металла, зная, что при пропускании через раствор его соли тока силой в 5А в течение 30 мин выделилось 2,96г металла.

9. Определить эквивалентную массу и название двухвалентного металла, если для выделения 1г этого металла из раствора его соли потребовалось затратить 2966,36 Кл.

10. Составить схему электролиза водного раствора сульфата кадмия при угольном аноде. Сколько граммов кадмия выделится на катоде, если на аноде образуется 1,12л кислорода при н.у.

11. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора ZnSO₄ (анод угольный)? Какой объем кислорода (при н.у.) образуется на аноде, если на катоде выделится 0,65г цинка?

12. Какие процессы протекают на электродах при электролизе водного раствора AgNO₃ при серебряном аноде? Как изменится масса анода, если через раствор пропустить ток силой 2А в течение 5ч?

13. Составить схемы электролиза водного растворав соли CuCl₂ (анод угольный). Какие продукты и в каком количестве выделятся на электродах, если электролиз вести 2ч при силе тока 5А (количество газа рассчитать в объемных единицах при н.у.).

14. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора сульфата никеля (электроды никелевые)? Как изменится масса анода, если через этот раствор попустить ток силой 3А в течение 2ч?

15. Сколько электричества нужно пропустить через раствор, чтобы получить 1т NaOH при электролизе раствора NaCl?

16. 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?

17. Определить силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида свинца в течение 10 часов, чтобы получить 0,5 кг свинца.

18. При электролизе водного раствора хлорида цинка на аноде выделился хлор объемом 26,88 л. Определить массу выделившегося цинка.

19. При электролизе водного раствора сульфата никеля(II) на катоде получили никель массой 177 г. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде?

20. Через раствор сульфата цинка пропускали ток в течение 30 мин. При этом выделилось 0,25 г цинка. Вычислить количество электричества. Составить схему электролиза.

21. Составить уравнения реакций электролиза водных растворов следующих веществ:

а) AlCl₃; б) K₃PO₄; в) Pt(NO₃)₂; г) Na₂S д) AgNO₃

Электролиз ведется с инертными электродами.

22. 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) сульфата железа (ΙΙ) с графитовыми электродами.

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: