Примеры решения задач

Пример 1. С какими из указанных водных растворов (FeSO₄, CuSO₄ и Na₂SO₄) будет взаимодействовать никель при стандартных условиях? Написать уравнения возможных реакций.

Решение. Металлический никель – восстановитель, т.е. Е_вос-ля = E⁰_Ni²⁺_/Ni = - 0,25 B. В общем случае окислителями в стандартных водных растворах солей могут быть не только катионы металла (с Е_ок-ля, равными в данной задаче E⁰ _{Fe2+ / Fe} = - 0,44 B; E⁰_Cu²⁺_/Cu= + 0,34 В и E⁰_Na+/Na = - 2,71, согласно табл. 1.1), но также вода или катионы Н⁺ (если соль подвержена гидролизу и в растворе ее рН < 5)

Их окислительный потенциал при рН = 5 – 7, рассчитанный по уравнению = - 0,059 pH, находится в интервале от −0,295 до −0,413 В. Поэтому условию Е_ок-ля > E_вос-ля (т.е. ΔG < 0) удовлетворяет только водный раствор соли CuSO₄, из которого никель Ni в первую очередь должен восстанавливать катионы Cu²⁺ до металлической меди Cu.

Уравнение реакции можно представить в ионно-электронной форме:

Ni – 2e = Ni²⁺ (окисление восстановителя),

Cu²⁺ + 2e = Cu (восстановление окислителя);

в ионно-молекулярной форме:

Ni + Cu²⁺ = Ni²⁺ + Cu;

в молекулярной форме:

Ni + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu.

Пример 2. Вычислить электродный потенциал меди, находящейся в растворе сульфата меди с концентрацией ионов Cu²⁺ 0,001 моль/л.

Решение. Электродный потенциал металла вычисляется по уравнению Нернста. В табл.1.1 находим значение стандартного электродного потенциала E⁰_Cu²⁺_/Cu= + 0,34 В. Тогда E_Cu²⁺_/Cu= 0,34 + = 0,25 В (см. уравнение 1.6).

Пример 3. Вычислить электродный потенциал для водородного электрода при температуре 25 ^оС (Т = 298 K), парциальном давлении Н₂ 1 атм и рН = 3.

Решение. Уравнение Нернста для расчета потенциала водородного электрода в кислой среде = - 0,059 рН. Вычисляем = - 0,059 3 = - 0,017 В.

Пример 4. Вычислить потенциал кислородного электрода в растворе с концентрацией ионов Н⁺ 0.1 моль/л при температуре 25 ^оС и парциальном давлении О₂ 1 атм.

Решение. Одно из уравнений Нернста для расчета потенциала кислородного электрода в кислой среде имеет вид:

Е_{O2+2H2O / 4OH-} =Е ⁰_{O2+2H2O / 4OH-}+ 0,059 рОН. Учитывая, что рН + рОН = 14 и pH= - [H⁺], потенциал кислородного электрода можно вычислить как по данному уравнению

E_{O2+2H2O / 4OH-} = 0,40+ 0,059х 13 = 1,167 ≈ 1,17 В (0.4 В = Е⁰ при рН = 14, см. табл. 1.1), так и по уравнению

Е = 1,229 – 0,059 рН = 1,23 – 0,059 = 1,17 В (1.23 В = Е⁰ при рН = 0, табл. 1.1).

 

Пример 5. Вычислить ЭДС гальванического элемента

Fe/ Fe(NO₃)₂ II AgNO₃/Ag при концентрации раствора Fe(NO₃)₂ 0,1 моль/л и концентрации раствора AgNO₃ 0,01 моль/л.

Решение. По уравнениям Нернста вычисляем Е электродов:

E _{Fe2+ / Fe} = - 0,44 + 10^-1 = - 0,44 + (-0,0295) = -0,4695 B;

E _{Ag+ / Ag} = + 0,8 + 0,059 10^-2 = + 0,7705 B.

Следовательно, железный электрод является анодом, серебряный – катодом. ЭДС = Е_к – Е_а = + 0,7705 – (- 0,4695) = 1,24 В.

Пример 6. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если сплав находится в чистой влажной атмосфере (Н₂О + О₂)? Приведите схему образующегося гальванического элемента, напишите уравнения химических превращений на электродах и вычислите его ЭДС (для стандартных условий).

Решение. Находим значения стандартных электродных потенциалов Sn и Ag (табл. 1.1.):

E⁰_{Sn2+ / Sn} = - 0,14 B; E⁰_Ag+/Ag = +0,8 B.

Рассчитываем значение электродного (окислительно-восстановительного) потенциала окислителя для условий чистой влажной атмосферы – рН = 5.5 (или рОН = 14 – 5.5 = 8.5):

E⁰ _{O2+2H2O / 4OH-} = 0,4 + 0.059 рОН = 0.4 + 0.059×8.5 = 0.90 B.

Олово является более активным металлом, чем серебро, и в образующейся гальванической паре будет анодом. Олово окисляется, а на катоде восстанавливается окислитель - кислород. Следовательно, на электродах данного гальванического элемента происходят следующие процессы:

А 2×½ Sn - 2 Sn²⁺

К 1×½ 2 H₂O + O₂ + 4 4OH^-

Схема образующегося гальванического элемента:

→ → → → 4 → → → _→ → →

Анод(-) 2Sn/2Sn²⁺½ H₂O, O₂½4OH^-/2H₂O + O₂ (Ag)(+)Катод.

ЭДС = (Е_К – Е_А) = Е⁰_{2H2O+O2 / 4OH-}- E⁰_{Sn2+ / Sn} = 0,90 - (- 0,14) = + 1,04 B.

Пример 7. Приведите уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии стали: а) в кислой среде (без доступа кислорода), б) во влажной атмосфере (Н₂О + О₂).

Решение. Сталь содержит карбид железа (Fe₃C), являющийся основной примесью. Карбид железа менее активен, чем железо, поэтому анодом является железо, катодом – карбид железа.

а) В кислой среде на аноде происходит процесс окисления железа, на катоде – восстановление ионов водорода:

Fe (анод) ½ Fe⁰ - 2 Fe²⁺

Fe₃C (катод)½ 2H⁺ + 2 H₂

б) При атмосферной коррозии стали электродах протекают следующие процессы:

Fe (анод) ½ Fe⁰ - 2 Fe²⁺

Fe₃C (катод)½ 2H₂O + O₂ + 4 4OH^-

---

Дата добавления: 2015-12-21; просмотров: 104; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!