Определите величину потенциала серебряного электрода в 0 1м растворе agno3 если ag 0 734

Если металл опустить в раствор его соли, то в результате взаимо­действия полярных молекул воды с катионами металла, катионы метал­ла в гидратированном виде могут переходить из металла в раствор, при этом электроны остаются на металле. Между металлом и раствором его соли на границе металл-раствор устанавливается определенная разность потенциалов, называемая электродным потенциалом < р(Е).

Электродный потенциал зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры Т. Рассчитать электродный потенци­ал можно по уравнению Нернста:

где φ — электродный потенциал;

φ 0 — стандартный электродный потенциал, то есть потенциал при концентрации ионов металла в растворе, равной 1 моль/л;

n — число электронов, принимающих участие в электродной реак­ции;

С — концентрация ионов металла в растворе (моль/л).

Расположив металлы в порядке возрастания их стандартных элек­тродных потенциалов, получим ряд напряжений.

В ряд напряжений входит и водород, электродный потенциал кото­рого условно принят за 0.

Самая простая нерешённая задача — гипотеза Коллатца [Veritasium]

Чем меньше значение φ 0 , тем более сильно выражены восстанови­тельные свойства металла.

Чем больше значение φ 0 , тем более сильным окислителем являются ионы металла.

Гальванические элементы, это устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительных реакций переходит в элек­трическую.

Состоят они из двух металлических электродов, опущенных в рас­творы электролитов. Например, медно-цинковый гальванический эле­мент состоит из медной пластинки, опущенной в раствор СuSО4, и цин­ковой пластинки, опущенной в раствор ZnSО4. Условная запись этого гальванического элемента:

или Zn / Zn 2+ // Cu 2+ / Cu

Более активный металл является анодом А, заряд анода — отрица­тельный. На аноде протекает процесс окисления.

Менее активный металл -является катодом К, заряд катода положи­тельный. На катоде протекает процесс восстановления.

Для рассматриваемого гальванического элемента процесс на элек­тродах следующие:

A Zn – 2ē → Zn 2+

К Сu 2+ + 2ē → Сu 0

или суммарное уравнение:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu 0

Для расчета ЭДС гальванического элемента необходимо из элек­тродного потенциала катода вычесть электродный потенциал анода:

Вычислить концентрацию ионов водорода в растворе, в котором потенциал водородного электрода равен -0, 408 В.

По уравнению Нернста

φ 0 для водородного электрода равно 0, n = 1, так как электродная реакция Н → Н + + ē

lg[H + ] = -7, тогда [Н + ] = 10 –7 моль/л

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического эле­мента, в котором [Сu 2+ ] = 0, 1 моль/л, a [Cd 2+ ] = 0, 01 моль/л.

Составим схему гальванического элемента:

(–) A Cd / Cd 2+ // Cu 2+ / Cu К (+)

Так как Cd – более активен, чем Сu ( < ), то на нём протекает окисление:

На медном катоде — процесс восстановления:

Продукты в ОВР. Ч.2-2. Окислительно-восстановительный (редокс) потенциал в растворе.

Сu 2+ + 2ē → Сu 0 , Cd — анод, Сu — катод.

Рассчитываем потенциалы электродов по уравнению Нернста:

φ = φ 0 + lg · [Сd 2+ ]; n = 2

= -0, 40 В (табличные данные).

φ = -0, 40 + lg 0, 01 = -0, 458 В

φ = φ 0 + lg · [Сu 2+ ]; n = 2

= +0, 34 В (табличные данные).

φ = 0, 34 + lg 0, 1 = 0, 34 + 0, 029 · (-1) = 0, 311 В

ЭДС = φ К – φ А = 0, 311 – (-0, 458) = 0, 769 В

Электролиз

При решении задач этого раздела см. таблицу 3.

Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, проис­ходящая в растворах или расплавах электролитов под действием посто­янного электрического тока.

Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока, называется катодом (–), а электрод соединенный с положительным по­люсом источника тока называется анодом (+).

На аноде происходит процесс окисления, а на катоде — восстанов­ление. Если в растворе присутствуют несколько видов катионов — окис­лителей, то на катоде в первую очередь будет восстанавливаться наибо­лее активный окислитель, то есть имеющий наибольшее значение элек­тродного потенциала.

Потенциал водородного электрода в нейтральной среде рассчиты­вается по уравнению Нернста:

φ = φ 0 + lg · [Н + ]; φ 0 = 0; n = 1

[Н + ] = 10 –7 моль/л; φ = 0 + lg 10 –7 = -0, 41 В

Таким образом, при электролизе водного раствора солей на катоде восстанавливаются те металлы, потенциал которых значительно боль­ше, чем -0, 41В.

Если потенциал металла значительно меньше, чем -0, 41 В, то на катоде будет протекать процесс восстановления воды:

2Н2О + 2ē → H2↑ + 2ОН – … φ 0 = -0, 41 В.

Если потенциал металла близок к –0, 41 В, то на катоде обычно вос­станавливаются и катионы металла, и молекулы воды.

Если в растворе присутствуют несколько видов анионов — восста­новителей, то на аноде в первую очередь будет окисляться более актив­ный восстановитель, то есть имеющий наименьшее значение электрод­ного потенциала.

Уравнение реакции окисления воды на аноде имеет вид:

2Н2О – 4ē → О2↑ + 4Н + … φ 0 = +1, 23 В.

Таким образом, при определении продуктов электролиза водных растворов электролитов в простейших случаях можно руководствовать­ся следующими положениями:

1. Активные металлы от начала ряда напряжения до Аl включительно – при электролизе их солей на катоде восстанавливаются молекулы во­ды;

2. Малоактивные металлы (в ряду напряжений стоят после водорода: Си, Ag. ). При электролизе их солей на катоде восстанавливаются катионы этих металлов;

3. Металлы средней активности — в ряду напряжений стоят после Аl до водорода, при электролизе растворов их солей на катоде восстанав­ливаются параллельно и молекулы воды, и катионы этих металлов;

4. На аноде в первую очередь окисляются анионы бескислородных ки­слот Вr – , I – . Сl – , S 2– (кроме F – ), затем молекулы воды, и в последнюю очередь — анионы кислородосодержащих кислот.

Количественная характеристика электролиза определяется законами Фарадея:

I закон.

Массы веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.

Масса вещества, выделяющегося при прохождении одного кулона, называется электрохимическим эквивалентом.

II закон.

Одинаковые количества электричества выделяют при электролизе эквивалентные количества различных веществ.

Для выделения на электродах одной эквивалентной массы любого вещества необходимо затратить ≈ 96500 кулонов.

Математическое выражение законов Фарадея:

где m — масса выделившегося вещества;

mЭ — эквивалентная масса;

t — время электролиза;

F — число Фарадея

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора CuSО4.

СuSО4
раствор
К (+)	СuSО4 → Сu 2+ + SО4 2–	А (–)
Сu 2+ , = +0, 34 В Н2О, φ 0 = -0, 41 В	SО4 2– , = +2, 01 В Н2О, φ 0 = +1, 23 В

Исходя из значений электродных потенциалов, заключаем, что на катоде будет восстанавливаться Сu 2+ , а на аноде – H2O.

К (+) Сu 2+ + 2ē → Сu 0

А (–) Н2О – 2ē → 2Н + + О О + О → О2↑

Продукты электролиза: на катоде — Сu; на аноде – О2 и Н2SО4.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе раствора NaI.

NаI
раствор
К (+)	А (–)
Nа + , φ 0 1 = -2, 71 В Н2О, φ 0 2 = -0, 41 В	I – , φ 0 3 = +0, 54 В Н2О, φ 0 4 = +1, 23 В

Так как φ 0 2 > φ 0 1, то на катоде восстанавливается Н2О:

Таккак φ 0 3 < φ 0 4, то на аноде окисляются ионы I – :

Продуктами электролиза являются:

на катоде Н2 и NaOH; на аноде – I2.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе раствора CuSО4, если анод медный.

СuSО4
раствор
К (+)	СuSО4 → Сu 2+ + SО4 2–	А (–), анод Сu
Сu 2+ , φ 0 1 = +0, 34 В Н2О, φ 0 2 = -0, 41 В	SО4 2– , φ 0 3 = +2, 01 В Н2О, φ 0 4 = +1, 23 В Сu, φ 0 5 = +0, 34 В

Так как φ 0 1 > φ 0 2, то на катоде восстанавливается медь:

На аноде наименьшее значение имеет φ 0 5, поэтому протекает про­цесс окисления меди — материала анода: Сu – 2ē → Сu 2+

Таким образом, при электролизе на аноде происходит растворение (окисление) меди, а на катоде — восстановление меди.

Ток силой 2, 5 А, проходя через раствор электролита, за 30 минут (1800 сек.) вы­деляет из раствора 2, 77 г металла. Найдите эквивалентную массу метал­ла.

По закону Фарадея:

281. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из ко­торых никель служил бы катодом, а в другом — анодом. Напишите уравнения реакций происходящих при работе этих элементов и вычислите их ЭДС.

282. Потенциал водородного электрода в некотором водном растворе равен -0, 118 В. Вычислить концентрацию ионов водорода в этом растворе.

283. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, по­груженного в 0, 1 М раствор AgNO3 и медного электрода погру­женного в 0, 01 М раствор Сu(NО3)2. Напишите уравнения элек­тродных процессов и суммарной реакции, происходящей при ра­боте гальванического элемента. Рассчитайте ЭДС.

284. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор. Со­держащей ионы Сr 3+ . При какой концентрации ионов Сr 3+ ЭДС этого элемента будет равен нулю?

285. Цинковые пластинки опущены в растворы NaСl, NiCl2, MgSO4, Рb(NО3)2. В каких случаях будет протекать химическая реакция? Написать соответствующие уравнения реакций и объяснить.

286. Рассчитайте потенциалы водородного электрода для кислого раствора при [Н + ] = 10 –2 моль/л и для щелочного раствора с рН = 13.

287. В каком направлении будет перемещаться электроны во внешней цепи следующих гальванических элементов:

1) Mg | Mg 2+ || Pb 2+ | Pb;

2) Pb | Pb 2+ || Cu 2+ | Cu;

3) Cu | Cu 2+ || Ag + | Ag,

если все растворы электролитов одномолярны? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев? Ответ объяснить.

288. При какой концентрации ионов меди Сu 2+ потенциал медного электрода равен стандартному потенциалу водородного электро­на?

289. Как должен быть составлен гальванический элемент, чтобы в нем протекала реакция: Cd + CuSО4 → CdSО4 + Сu. Напишите урав­нения электродных реакций и рассчитайте его ЭДС, если концен­трация [Cd 2+ ] и [Сu 2+ ] равны 0, 1 моль/л.

290. Составьте схему работы гальванического элемента, образованно­го железом и свинцом, погруженными в 0, 01 М растворы их со­лей. Рассчитайте ЭДС.

291. Чему равна эквивалентная масса кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через его раствор 1717 кулонов электричества? Напишите уравнения электродных реакций, происходящих при электролизе водного раствора суль­фата кадмия.

292. Сколько минут потребуется для выделения всей меди из 40 мл 0, 25 н раствора CuSО4? Сила тока 1, 93 А. Напишите уравнения электродных реакций, происходящих при электролизе водного раствора сульфата меди.

293. При какой силе тока можно в течении 15 минут выделить всю медь из 120 мл 0, 2 н раствора нитрата меди? Составьте схему электролиза раствора нитрата меди.

294. Вычислите объем хлора, выделенного при электролизе NaCl то­ком 10 А в течении 0, 5 часа. Напишите уравнения электродных реакций, происходящих при электролизе водного раствора NaCl.

295. При электролизе раствора AgNO3 в течение 50 минут при силе тока 3 А на катоде выделилось 9, 6 г серебра. Определите выход серебра в процентах от теоретического? Составьте схему элек­тролиза раствора нитрата серебра.

296. Какова нормальность раствора AgNО3, если для выделения всего серебра из 80 мл этого раствора потребовалось пропустить ток силой 0, 8 А в течение 20 минут.

297. Какова продолжительность электролиза 250 мл 6%-ного раствора HgCl2 (ρ = 1, 05 г/мл), сила тока 5, 8 А. Составьте схему электроли­за раствора HgCl2.

298. Ток силой 10 А проходит через электролизер, в котором находит­ся 0, 5 л 4, 5%-ного раствора NaOH (ρ = 1, 05 г/мл), через сколько часов концентрация NaOH достигнет 10%?

299. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при атмосферной коррозии луженного железа и луженной меди в слу­чае нарушения целостности покрытия.

300. Почему химически чистый цинк обнаруживает большую стой­кость против коррозии, чем технический цинк? Напишите элек­тронные уравнения анодного и катодного процессов, протекаю­щих при коррозии технического цинка в кислой и нейтральной средах.

Источник: lektsia.com

Примеры решения задач

Вычислить электродный потенциал медного электрода в растворе, содержащем 1,6 г CuSO4 в 200 мл раствора при 298 К. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе равна 0,4.

Находим молярную концентрация CuSO4.

с(CuSO4) = ν(CuSO4) / Vр-ра = m(CuSO4) / M(CuSO4)∙Vр-ра = = 1,6г / 160г/моль∙0,2л = 0,05моль/л.

Концентрация потенциалопределяющих ионов Cu 2+ будет равна:

c(Сu 2+ ) = α∙ с(CuSO4) =0,4∙0,05моль/л = 0,02моль/л.

Из справочника находим значение стандартного электродного потенциала: Е 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34В. По уравнению Нернста рассчитываем электродный потенциал:

Е(Cu 2+ /Cu) =0,34В + 2,3∙8,31(Дж/мольК)∙298К∙lg0,02моль/л / 2∙96500Кл/моль = 0,37 В.

Ответ: 0,37 В.

Вычислить ЭДС медно-цинкового элемента при 298К, в котором концентрация ионов меди 0,0002 моль/л, а ионов цинка – 0,5 моль/л, Cu 2+ = 1, Zn 2+ = 0,4.

, где аi  Сi∙i.

Значения стандартных электродных потенциалов находим в справочнике: Е 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34В; Е 0 (Zn 2+ /Zn) = -0,76В, отсюда:

Ответ: 1,01В.

При 298К ЭДС гальванического элемента, составленного из нормального водородного электрода и хингидронного электрода, приготовленного на основе исследуемого раствора, равна 0,2864В. Вычислить рН исследуемого раствора.

По уравнению (1.28) для Т = 298 К имеем:

рН = (Е 0 х.г – Ех.г) / 0,059 = (0,6994В – 0,2864В) / 0,059 = 7.

Значение Е 0 х.г. = 0,6994 В взято из справочника.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте схему гальванического элемента, составленного из медного и цинкового электродов, погруженных в 0,01М растворы солей этих металлов. Рассчитайте ЭДС этого элемента. Напишите уравнения электродных процессов. Изменится ли ЭДС, если взять 0,0001М растворы солей? Значение Е 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34В; Е 0 (Zn 2+ /Zn) = -0,76В.
2. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, состоящего из железного электрода (Е 0 Fe 2+ /Fe=-0,44В) и серебряного электрода (Е 0 Ag + /Ag=0,8В), если а(Fe 2+ )=0,01 моль/л, а(Ag + ) = 0,01 моль/л. Приведите схему гальванической пары.
3. Стеклянный электрод, соединенный в гальваническую цепь с электродом сравнения при Т = 298К, сначала погрузили в раствор с рН = 3,5, а затем – в исследуемую пробу молока. При этом ЭДС цепи возросла на 0,15В. рН молока в норме находится в пределах 6,6-6,9. Оцените результат исследования молока, если учесть, что измерительный электрод заряжается отрицательно относительно электрода сравнения.
4. Определите рН крови, если ЭДС цепи, состоящей из водородного и нормального водородного электродов равна 0,412В при температуре 20 0 С. Каково состояние КОС.
5. Для определения рН желчи была составлена гальваническая цепь из водородного и хлорсеребряного электродов. Измеренная при Т=298К ЭДС составила 0,577В, Е 0 хс = 0,238В. Вычислите рН желчи и приведите схему гальванической цепи.
6. Для измерения рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и хлоридсеребрянного электродов. Измеренная при 30 0 С ЭДС составила 698мВ, Е 0 хс = 0,238В. Вычислите рН сока поджелудочной железы и приведите схему гальванической цепи.
7. Для измерения рН слезной жидкости составили гальваническую цепь из водородного и хлорсеребрянного электродов, ЭДС которой оказалась равной 0,764В при Т=298К. Концентрация электролита в электроде сравнения равна 0,1моль/л. Определите рН и концентрацию ионов водорода в слезной жидкости. Е 0 хс.=0,268 В.
8. При измерении рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и хлорсеребрянного (насыщенного) электродов. Измеренная при 30 0 С ЭДС составила 707мВ. Вычислите рН сока поджелудочной железы и приведите схему гальванической цепи. Е 0 хс. = 0,241 В.
9. Вычислите напряжение гальванического элемента

1. Вычислите напряжение гальванической цепи (Т=298К)

1. Вычислить ЭДС цепи при 298 К, состоящей из водородного и хлоридсеребрянного электродов, опущенных в буферный раствор, содержащий по 0,3 г уксусной кислоты и 0,3 г ацетата натрия в 0,5 л, если Е 0 хс = 0,238 В.
2. Рассчитайте потенциал водородного электрода при Т=298К в буферном растворе, приготовленном из 500 мл 0,1М раствора Na2HPO4 и 100 мл 0,5М раствора NaH2PO4, если рК(H2PO4 — )=7,2.
3. Рассчитайте активность ионов водорода в растворе, если ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного и водородного электродов, равна 0,116В при Т=298К.
4. Элемент состоит из двух водородных электродов. Один электрод опущен в раствор с рН = 3, а другой находится в растворе с рН = 1. Рассчитайте ЭДС при 25 0 С.
5. Элемент состоит из водородного электрода, опущенного в желудочный сок с неизвестным значением рН и хлорсеребрянного электрода с насыщенным раствором КСl (Е 0 хс= 250,3 мВ). Определите рН желудочного сока, если ЭДС элемента при 18 0 С составляет 0,33В.
6. Вычислить активность ионов водорода в растворе, в котором потенциал водородного электрода равен -82мВ. Т= 298К.
7. Потенциал медного электрода, помещенного в раствор его соли, составил 0,32В, Т=298К. Вычислите активность ионов Cu 2+ .
8. Определите величину потенциала серебряного электрода в 0,1М растворе AgNO3, если γ(Ag + ) = 0,734, Т=298К
9. Рассчитайте, чему равен потенциал цинкового электрода, опущенного в раствор с концентрацией ZnSO4, равной 0,001М, Т=298К, Е 0 (Zn 2+ /Zn) = -0,763В.
10. Фермент лактатдегидрогеназа (ЛДГ) катализирует реакцию: Пируват + НАД(Н) + Н + +2е = лактат + НАД + . Рассчитайте константу равновесия этой реакции (Т=298К), если Е 0 (пир→лак) = -0,19 В; Е 0 (НАД + → НАД) = -0,32 В.

Источник: studfile.net

Пример 4. Определить ЭДС гальванического элемента

(–) Ag | AgNO3 (0,001 моль/л) || (0,1 моль/л) AgNO3 | Ag (+).

В каком направлении будут перемещаться электроны по внешней цепи при работе этого элемента?

Решение. Стандартный электродный потенциал

Найдем потенциалы серебряных электродов:

= 0,8 + 0,059(–3) = 0,62 В;

= 0,8 + 0,059(–1) = 0,74 В.

Вычислим ЭДС элемента:

ЭДС = Е к – Е а = = 0,74 – 0,62 = 0,12 В.

Процессы, проходящие при работе гальванического элемента:

Ag + + 1 e – = Ag 0 – реакция на катоде;

Ag 0 – 1 e – = Ag + – реакция на аноде.

Электроны будут перемещаться по цепи от анода к катоду.

Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержащий ионы Cr 3+ . При какой концентрации ионов Cr 3+ ЭДС этого элемента будет равна нулю?

Решение. Так как по условию задачи ЭДС равна нулю, то исходя из формулы (9.5.1) можно заключить, что электродные потенциалы катода и анода равны: .

Запишем уравнение Нернста для этих металлов и приравняем их:

= –0,76 + 0,030·(0)= –0,76 В;

= –0,74 + 0,0196 · lg[Cr 3+ ];

–0,76 = –0,74 + 0, 0196 · lg[Cr 3+ ].

Найдем искомую концентрацию ионов Сr 3+ :

lg[Cr 3+ ] = – 1,02;

[Cr 3+ ] = 10 –1,02 = 0,095.

Концентрация ионов Сr 3+ составит 0,1 моль/л.

Источник: studopedia.su