Задачи для самостоятельного решения

⇐ ПредыдущаяСтр 18 из 29Следующая ⇒

181.Чему равна величина ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и серебряного электродов, погруженных в растворы их солей? Приведите схему гальванического элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе.

182.Чему равна величина ЭДС цинкового концентрационного элемента, составленного из двух цинковых электродов, опущенных в растворы с концентрациями ионов Zn²⁺, равными 10^–2 и 10^–6 моль/л? Приведите схему такого элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе.

183.Имеется гальванический элемент, в котором протекает реакция Ni + Cu²⁺= Cu + Ni²⁺. Составьте схему такого элемента, уравнения электродных процессов и определите, как изменяется величина ЭДС при: а) увеличении концентрации ионов Cu²⁺; б) увеличении концентрации ионов Ni²⁺? Ответ обоснуйте.

184.Составьте схему, напишите уравнения токообразующей и электродных реакций для гальванического элемента, у которого один из электродов – кобальтовый (С_Cо²⁺ = 10^–1 моль/л), а другой – стандартный водородный. Рассчитайте ЭДС элемента при 298 К. Как изменится ЭДС, если концентрация ионов Со²⁺ уменьшить в 10 раз?

185.Каково значение ЭДС элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в растворы солей этих металлов с концентрациями их ионов 1 моль/л? Изменится или нет ЭДС этого элемента и почему, если концентрации ионов металлов будут составлять 0.001 моль/л? Составьте уравнения электродных и токообразующей реакций. Приведите схему гальванического элемента.

186.Составьте схему, приведите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных в растворы AgNO₃ с концентрациями 0,01 и 0,1 моль/л.

187.После нахождения в растворах каких из приведенных солей масса кадмиевой пластинки увеличится или уменьшится: а) MgCl₂; б) Hg(NO₃)₂; в) CuSO₄; г) AgNO₃; д) CaCl₂? Ответ обоснуйте. 188. Составьте схему, приведите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, которые опущены в растворы своих солей с концентрацией ионов Pb²⁺ и Mg²⁺, равных 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить в 100 раз? Ответ обоснуйте.

189.В два сосуда с голубым раствором сульфата меди поместили – в первый хромовую пластинку, а во второй платиновую. В каком сосуде цвет раствора постепенно исчезает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

190.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых оловянная пластинка была бы катодом, а в другом анодом. Напишите для каждого из этих элементов уравнения электродных (катодных и анодных) процессов и токообразующих реакций.

191.Составьте схему гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция: Ni + Pb(NO₃)₂= Ni(NO₃)₂+ Pb. Напишите уравнения электродных (катодных и анодных) процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если С_Ni²⁺ = 0,01 моль/л, а С_Pb²⁺ = 0,0001 моль/л.

192.Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl₂, в котором концентрация Zn²⁺ составляет 0,1 моль/л. Как изменится значение потенциала при разбавлении раствора в 100 раз?

193.Составьте схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитайте значения Е⁰ и G⁰. Определите направление протекания токообразующей реакции.

194.Составьте схему гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженными в растворы их солей с концентрациями ионов металлов 0,01 моль/л. Рассчитайте ЭДС.

195.Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитайте значения ЭДС и G⁰ и определите, будет ли работать гальванический элемент, в котором на электродах протекают реакции: Hg⁰ – 2ē = Hg²⁺; Pb²⁺+ 2ē = Pb⁰.

196.Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитайте значения ЭДС и G⁰ и сделайте вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении: Cu + 2 Ag⁺ Cu²⁺ + 2 Ag.

197.Как изменится масса хромовой пластинки после нахождения в растворах солей: а) CuSO₄; б) MgCl₂; в) AgNO₃; д) CaCl₂? Ответ обоснуйте.

198.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк – отрицательный электрод, а в другом – положительный. Приведите уравнения токообразующих реакций и электродных процессов.

199.Электродные потенциалы железа и серебра соответственно равны –0,44 и +0,799 В. Какая реакция самопроизвольно протекает в железосеребряном гальваническом элементе?

а) Fe⁰+ 2Ag⁺= Fe²⁺+ 2Ag⁰; б) 2Ag⁰+ Fe²⁺= Fe⁰+ 2Ag⁺.

Ответ обоснуйте, рассчитав энергию Гиббса каждой из приведенных реакций.

200.Вычислите ЭДС концентрационного элемента, состоящего из цинковых электродов, опущенных в растворы ZnSO₄ с концентрацией ионов цинка 10^–2 и 10^–3 моль/л.

Электролиз

Электролиз – совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор или расплав электролита положительно заряженные ионы перемещаются к катоду (отрицательному электроду), а отрицательно заряженные – к аноду (положительному электроду). Достигнув электродов, ионы разряжаются: у анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется; у катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

Например, при прохождении электрического тока через расплав MgCl₂ катионы магния под действием электрического поля движутся к катоду и восстанавливаются на нем до металла:

Mg²⁺ + 2ē = Mg

Анионы хлора перемещаются к аноду и окисляются на нем с образованием молекул газообразного хлора:

2С1^– – 2ē = С1₂

Суммарный процесс, протекающий при электролизе, выражается уравнением окислительно-восстановительной реакции:

Mg²⁺ + 2С1^– = Mg + С1₂.

При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита в окислительно-восстановительном процессе принимают участие молекулы воды. На катоде молекулы воды могут восстанавливаться:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^–( = –0,41 В),

а на аноде – окисляться:

2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂ ( = +1,23 В).

Характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется положением металла в ряду напряжений (табл. 10.1). На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно более отрицательный, чем –0,41 В, то на катоде металл восстанавливаться не будет, а произойдет восстановление молекул воды. Эти металлы расположены в ряду напряжений от Li по Al включительно. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет восстанавливаться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (примерно от олова и после него). В случае ионов металлов, имеющих значения потенциала близкие к –0,41 В (Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), в зависимости от концентрации электролита и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода, а нередко и их совместный разряд.

На аноде в первую очередь осуществляется окисление наиболее сильных восстановителей – ионов, имеющих меньшее значение электродного потенциала.

Различают электролиз с инертным (нерастворимым) анодом и электролиз с активным (растворимым) анодом.

Инертный анод (графит, уголь, платина) не претерпевает окисления в ходе электролиза. При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄) и их солей (нитраты, сульфаты, ортофосфаты и др.), а также фтороводорода и фторидов на нем происходит электрохимическое окисление воды.

Если анионы электролита бескислородны (Сl^–, Br^–, I^–, S^2–), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза. Например, 2 С1^– – 2ē = С1₂.

Активный анод изготовлен из материала, который при электролизе может окисляться по схеме: М⁰ – nē = Mⁿ⁺.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Электролиз раствора CuCl ₂с инертным анодом

В водном растворе хлорид меди (II) диссоциирует: CuС1₂ = Cu²⁺ + 2С1^–. Стандартный электродный потенциал меди (II) (+0,337 В) существенно выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Cu²⁺ и выделение металлической меди. На аноде будут окисляться хлорид-анионы. Катод  Cu²⁺, Н₂О Анод  С1^–, Н₂О

Катодный процесс: Cu²⁺ + 2ē = Сu Анодный процесс: 2С1^– – 2ē = С1₂ Продукты электролиза: Сu и С1₂.

Электролиз раствора КNO ₃с инертным анодом

В водном растворе нитрат калия диссоциирует: КNO₃= К⁺+ NO₃^–. Стандартный электродный потенциал калия (–2,924 В) значительно ниже значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому катионы К ⁺не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO ₃^– не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и на аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы ОН^-, образующие с ионами К⁺ щелочь КОН. В анодном пространстве накапливаются ионы Н⁺, образующие с ионами NO ₃^– кислоту НNO ₃.

Катод  К⁺, Н₂О Анод  NO ₃^–, Н₂О.

На катоде: 2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^–На аноде: 2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂

Продукты электролиза: Н₂и О₂

У катода: К⁺ + ОН^– = КОН У анода: Н⁺ + NO₃^– = НNO ₃

Электролиз раствора NiSO ₄с никелевым анодом В водном растворе сульфат никеля диссоциирует:

NiSO₄ = Ni²⁺ + SO₄^2–.

В этом случае окислению подвергается анод, а на катоде процесс протекает так же, как и при электролизе растворов с инертным анодом:

Катод  Ni²⁺, Н₂О Анод  SO₄^2–, Н₂О, Ni

Катодный процесс: Ni²⁺ + 2ē = Ni Анодный процесс: Ni – 2ē = Ni²⁺

Законы электролиза

1. Количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества. При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит 96500 Кл электричества.

2. Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

Первый и второй законы электролиза описываются объединенным уравнением: m  ^эк^Q ,

^М

где Q = It , m – масса вещества, выделившегося на электроде (г), M_эк. – молярная масса эквивалентов вещества, выделившегося на электроде (г/моль); Q – количество электричества, прошедшее через электролит (Кл); I – сила тока (А), t – время электролиза (с).

Если на электродах выделяются газы, то можно воспользоваться

Vэк (газа)I t

формулой V _газа F

где V _(газа) – объем газа, выделившегося на электроде (л),

V_{ЭК (газа)}– объем 1 моль эквивалентов газа, выделившегося на электроде (л).

Выход по току – выраженное в процентах отношение массы вещества, фактически выделившегося на электроде, к теоретически вычисленному ее значению.

m факт ⁰

 100 ₀m теор

Примеры решения задач

Пример 11.1. Сколько граммов никеля выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислого никеля NiSO₄ тока силой 5 А в течение 10 мин? Приведите схемы электродных процессов, протекающих при электролизе с инертным анодом. Определите продукты электролиза. Решение. В водном растворе сульфат никеля (II) диссоциирует: NiSO₄ = Ni²⁺+ SO₄^2–. Стандартный электродный потенциал никеля (–

0,250 В) выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Ni²⁺ и выделение металлического никеля. При электролизе сернокислых солей на инертном аноде происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.

Катод  Ni²⁺, Н₂О Анод  SO₄^2–, Н₂О

На катоде: Ni²⁺ + 2ē = Ni; На аноде: 2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂.

Продукты электролиза: Ni и О₂ У анода: 4Н⁺ + 2SO₄^2– = 2Н₂SO₄.

Молярная масса эквивалентов никеля (мол. масса атомов – 58,71 г/моль) равняется 58,71 / 2 = 29,36 г/моль. Подставляя это значение, а так-

М^экIt , же силу тока и время электролиза (в секундах) в формулу m ^

получаем искомую массу никеля:

m = (29,36  5  600) / 96500 = 0,91 г.

Пример 11.2.Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 А, чтобы получить 5,6 л водорода (при н. у.)?

Решение. Продукт электролиза представляет собой газообразное вещество, поэтому для решения воспользуемся уравнением

Vэк (газа)I t

V _газа . Так как 1 моль эквивалентов водорода занимает при F

нормальных условиях объем 11,2 л, то искомое количество времени про-

V^газа F 5,6  96500

хождения тока: t = 4825 c =1ч 20 мин 25 с.

V_{эк (газа)}I 11,210

Пример 11.3. При проведении электролиза водного раствора хлорида двухвалентного металла затрачено 3561 Кл электричества. В результате процесса на катоде выделилось 2,19 г этого металла. Определите металл, водный раствор хлорида которого подвергли электролизу. Приведите схему электродных процессов. Определите продукты электролиза. Решение.Находим молярную массу эквивалентов металла: Fm 965002,19

М_эк  = 59,347 г/моль. Умножая эту величину на 2

Q 3561

(валентность металла) получаем 118,69 г/моль, что соответствует молярной массе атомов олова. Следовательно, электролизу подвергли раствор SnCl₂. В водном растворе хлорид олова (II) диссоциирует: SnС1₂= Sn²⁺+ 2С1^–. Стандартный электродный потенциал олова (II) (–0,136 В) существенно выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Sn²⁺ и выделение металлического олова. На аноде будут окисляться анионы хлора.

Катод  Sn²⁺, Н₂О Анод С1^–, Н₂О

Катодный процесс: Sn²⁺ + 2ē = Sn; Анодный процесс: 2С1^– –2ē = С1₂.

Продукты электролиза: Sn и С1₂.

Пример 11.4.При электролизе раствора CuSO₄ на угольном аноде выделилось 350 мл кислорода при нормальных условиях. Сколько граммов меди выделилось на катоде? Приведите уравнения электродных процессов, определите продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат меди(II) диссоциирует по схеме: CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄^2-. Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (–0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu²⁺. При электролизе водных растворов сульфат-анионы не окисляются на аноде. На нем происходит окисление воды.

Катод  Cu²⁺, Н₂О Анод  SO₄^2–, Н₂О

На катоде: Cu²⁺ + 2ē = Сu; На аноде: 2Н₂О – 4ē = 4Н⁺ + О₂.

Продукты электролиза: Сu и О₂.

У анода: 4Н⁺ + 2SO₄^2– = 2Н₂SO₄. Один моль эквивалентов кислорода при н. у. занимает объем 5,6 л. Следовательно, 350 мл составляют 0,35/5,6 = 0,0625 моль. Столько же молей эквивалентов выделилось на катоде. Отсюда, масса меди будет равна m =  0,0625 = 1,98 г.

Пример 11.5.Будут ли, и в какой последовательности, восстанавливаться на катоде одновременно присутствующие в растворе (в равных концентрациях) ионы А1³⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Au³⁺ и Mg²⁺? Напряжение достаточно для выделения любого металла.

Решение. На катоде сначала восстанавливаются катионы, имеющие большее значение электродного потенциала (табл. 8.1). Поэтому, в первую очередь, на катоде будут восстанавливаться ионы Au³⁺ (+1,498 В), далее Sn²⁺ (–0,136 В) и, наконец, Ni²⁺ (–0,250 В). Ионы А1³⁺ (–1,662 В) и Mg²⁺ (–

2,363 В), имеющие значения электродного потенциала значительно отрицательнее потенциала восстановления ионов Н⁺ из воды (–0,41 В), при электролизе водных растворов не восстанавливаются на катоде. При электролизе их солей протекает восстановление молекул воды: 2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^–.

Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 501; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 13 14 15 16 171819 20 21 22 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!