Пример 1. Вычислите ЭДС и определите направление тока во внешней цепи данного гальванического элемента:
Fe │FeSO4║AgNO3│Ag, учитывая, что концентрация ионов Fe 2+ и Ag + соответственно равна 0,1моль/л и 0,01моль/л.
Р е ш е н и е. 1) Составляем схему гальванического элемента и указываем концентрацию ионов Fe 2+ и Ag + в растворах электролитов:
2) Пользуясь уравнением Нернста, вычисляем значения электродных потенциалов железа и серебра в растворах заданной концентрации:
EFe 2+ /Fe 0 = E 0 Fe 2+ /Fe 0 + (0,059/2) lg CFe 2+ = – 0,44 + (0,059/2) lg10 -1 = – 0,47B,
EAg + /Ag 0 = E 0 Ag + /Ag 0 + 0,059) lg CAg + = + 0,80 + 0.059 lg10 -2 = + 0,68 В
EFe 2+ /Fe 0 < EAg + /Ag 0 , следовательно, более активным металлом является железо, оно будет отрицательным электродом – анодом, а серебро – катодом.
Таким образом, Fe – анод (А) и Fe – восстановитель, Ag – катод.
3) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:
Гальванические элементы. 2 часть. 10 класс.
4) Составляем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит окисление атомов железа, а на катоде – восстановление ионов серебра:
(-) (А) Fe 0 – 2e – → Fe 2+ 1– процесс окисления
(+) (K) Ag + + e – → Ag 0 2 – процесс восстановления
Fe 0 +2 Ag + → Fe 2+ +2 Ag 0
5) Записываем молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента:
Fe 0 + 2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag 0 ↓
6) Рассчитываем ЭДС гальванического элемента:
Пример 2. Будет ли магний взаимодействовать с раствором сульфата никеля.
Р е ш е н и е. Для решения этой задачи необходимо сравнить стандартные электродные потенциалы магния и никеля:
Магний – металл, имеющий более отрицательное значение стандартного электродного потенциала и поэтому являющийся более сильным восстановителем. Следовательно, магний будет подвергаться окислению под действием ионов никеля, и электроны от магния будут переходить к никелю:
Mg 0 – 2e – → Mg 2+
Ni 2+ +2e – → Ni 0
Mg 0 + Ni 2+ → Mg 2+ + Ni 0
1. 13. Коррозия металлов
Коррозия – разрушение металла под воздействием окружающей среды.
Это самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела фаз. По механизму протекания коррозия подразделяется на химическую (протекает в средах, не проводящих электрический ток) и электрохимическую (протекает в средах, проводящих электрический ток).
Основные причины электрохимической коррозии (ЭХК) – наличие в металле примесей других металлов и контакт металла с другими металлами, отличающимися по активности. Согласно теории ЭХК при соприкосновении металла с раствором электролита на его поверхности возникает множество гальванических микроэлементов. При этом анодами являются частицы основного металла, катодами – примеси, с большим значением электродного потенциала.
Одной из особенностей электрохимической коррозии является ее многостадийность. Рассмотрим процесс коррозионного разрушения металла на примере коррозионного гальванического элемента, возникающего при контакте железа и меди: Fe ê электролит ê Cu. Для того, чтобы понять, какой из этих двух металлов будет подвергаться коррозии, необходимо сравнить значения их стандартных электродных потенциалов: E 0 Fe 2+ /Fe 0 = – 0,44В, E 0 Cu 2+ /Cu 0 = + 0,34В.
Гальванический элемент
E 0 Fe 2+ /Fe 0 < E 0 Cu 2+ /Cu 0 , следовательно, железо является более активным восстановителем: Fe – анод (А), Cu – катод (К).
На первой стадии происходит окисление более активного металла (анодный процесс) и переход образовавшихся ионов в раствор: Fe 0 – 2e — =Fe 2+
Вторая стадия – перенос электронов от анода к катоду, который при этом заряжается отрицательно, т.е. поляризуется.
На третьей стадии происходит процесс восстановления (катодный процесс), в котором участвует окислитель окружающей среды. Он “забирает” электроны у катода, т.е. снимает с него отрицательный заряд и, таким образом, деполяризует катод. Процесс отвода электронов с катода называется деполяризацией, а окислитель – деполяризатором.
Важнейшими окислителями, вызывающими ЭХК, являются ионы водорода и растворенный в воде молекулярный кислород. В связи с этим различают два вида электрохимической коррозии: с водородной и с кислородной деполяризацией.
Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией протекает в кислой среде. Коррозионному разрушению подвергаются металлы, удовлетворяющие условию: Е 0 Ме n + /Ме 0 < Е 0 2Н + /Н2 0 (Е 0 2Н + /Н2 0 =0).
Электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией протекает в нейтральной (влажный воздух, морская вода, влажные почвы) или щелочной средах. Коррозионному разрушению подвергаются металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше стандартного электродного потенциала кислорода:
Е 0 Ме n + /Ме 0 < Е 0 О2 /2Н2О (Е 0 О2 /2Н2О = 1,23В).
При рассмотрении механизма электрохимической коррозии следует использовать алгоритм, приведенный в примерах решения задач.
Для защиты металлов от коррозии используют различные виды защитных покрытий, в том числе металлические покрытия. Анодное покрытие – покрытие основного металла более активным металлом, т.е. Е 0 осн.Ме > Е 0 покр.Ме (например, покрытие железа цинком). Катодное покрытие – покрытие основного металла менее активным, т.е. Е 0 осн. Ме < Е 0 покр.
Ме (например, покрытие железа никелем).
Источник: studopedia.su
Работа 16. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Контролирующие задания 1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро в ряд по увеличению окислительных свойств их катионов. 2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите: а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами; б) вытесняющие никель из растворов его солей.
3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 °С. 4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если электрод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 °С.
5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами солей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах 0,1М (температура стандартная).
6. Напишите схему двух гальванических элементов, в одном из которых цинк является катодом, а в другом анодом; вычислите их ЭДС. 7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента: (–) Mn Mn(NO 3 ) 2 Ag AgNO 3 (+) Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообразующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях. Работа 17.
ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролизом называется совокупность окислительно-восстано- вительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов: катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления. При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие. 1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота), восстанавливаются согласно уравнению: Ме n+ + nе = Me
2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (от лития до алюминия), не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды: 2Н 2 О + 2е = Н 2 ↑ + 2ОН — 3. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др.), восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, т.е. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше.
Закономерности окисления на аноде следующие. 1. Простые анионы (Сl — , Br — , I — , S 2- ), кроме F — -ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например: 2Cl — – 2е = Сl 2 ↑ 2. Сложные анионы (NO 3 — , SO 4 2- , PO 4 3- и др.) и F — -ионы не окисляются.
В этом случае на аноде происходит окисление воды: 2Н 2 О – 4е = О 2 ↑ + 4Н + Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом: платина, графит, электродная сталь. Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, то в этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов Ме – nе = Me n+ , а на катоде происходит восстановление этого же металла Ме n+ + nе = Me Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом . Экспериментальная часть Целью работы является экспериментальное ознакомление с различными типами электролиза солей. Опыт 1 . Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами Собрать электролизер, используя графитовые стержни в качестве электродов. Залить в электролизер раствор хлорида никеля (II), включить электроды в сеть постоянного электрического тока и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла на одном электроде (как этот электрод называется?) и газа (какого?) – на другом электроде (как он называется?).
В отчете нарисовать схему электролизера, описать опыт и наблюдения. Записать уравнения катодного и анодного процессов и общее уравнение электролиза хлорида никеля (II). Опыт 2 . Электролиз хлорида натрия с инертными электродами Очистить электроды после первого опыта наждачной бумагой и вновь собрать электролизер. Залить в него раствор хлорида натрия и вести электролиз 5–6 мин.
Наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. После проведения электролиза установить с помощью индикатора среду раствора. В отчете описать наблюдения и результаты электролиза. Записать уравнения катодного и анодного процессов, образования щелочи в растворе и общее уравнение электролиза раствора хлорида натрия.
Опыт 3 . Электролиз сульфата натрия с инертными электродами Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, и наполнить его раствором сульфата натрия. Вести электролиз 5–6 мин, наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. В конце опыта отобрать пипеткой пробы раствора из катодной и анодной части электролизера и установить среду растворов.
В отчёте описать опыт и наблюдения, написать схемы процессов на электродах, «вторичных» процессов и общее уравнение реакции электролиза. Опыт 4 . Электролиз сульфата меди (II) с инертными электродами Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, наполнить его раствором CuSO 4 и вести электролиз 5–6 мин.
Наблюдать выделение металла (какого?) на катоде и газа (какого?) на аноде. В отчёте описать опыт и наблюдения, привести схемы электродных процессов и уравнения реакций. Опыт 5 . Электролиз сульфата меди (II) с активным анодом Ничего не меняя в электролизере после четвёртого опыта, повернуть вилку электропитания на 180 ° и включить ее в сеть постоянного тока. В этом случае электрод, бывший катодом в четвертом опыте (покрытый слоем меди), становится анодом. Провести электролиз 5–6 мин, описать наблюдения, записать уравнения анодного и катодного процессов.
Источник: studfile.net
Схема гальванического элемента железо серебро
7.3 РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ “ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ”
(для нехимических специальностей)
1. Определите, какой из электродов является катодом в гальваническом элементе, образованном стандартными электродами:
Ag|Ag + или Mn|Mn 2+ ;
Co|Co 2+ или Na|Na + .
Катодом (т.е. электродом, на котором протекает процесс восстановления) в гальваническом элементе будет электрод, имеющий большее значение стандартного электродного потенциала (см. таблицу 4 приложения).
E 0 Ag|Ag + = 0,799 В ; E 0 Mn|Mn 2+ = –1,179 В. В данной паре катодом является Ag|Ag + .
A (–) Mn|Mn 2+ || Ag + | Ag (+) K
E 0 Co|Co 2+ = – 0,277 В ; E 0 Na|Na + = –2,714 В. В данной паре катодом является Co|Co 2+ .
C хема гальванического элемента:
A (–) Na|Na + || Co 2+ | Co (+) K
2. На основании стандартных электродных потенциалов (таблица 4 приложения) определите, какой из следующих гальванических элементов имеет наибольшую ЭДС:
а) Zn|Zn 2+ || Ni 2+ |Ni; б) Cd|Cd 2+ || Ni 2+ |Ni
в) Al|Al 3+ || Ni 2+ |Ni ; г) Mg|Mg 2+ || Ni 2+ |Ni .
а) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Zn|Zn 2+ = – 0,250 – (–0,763) = 0,513 В ;
б) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Cd|Cd 2+ = – 0,250 – (–0,403) = 0,153 В ;
в) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Al|Al 3+ = –0,250 – (–1,663) = 1,413 В ;
г) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Mg|Mg 2+ = –0,250 –(–2,363) = 2,113 В.
В случае г) ЭДС гальванического элемента будет наибольшей.
3. Вычислите электродный потенциал магния погруженного в раствор MgSO4 с концентрацией ионов Mg 2+ , равной 0,01 моль/ л .
Вычисление электродного потенциала металла при любой концентрации его ионов (моль/л) в растворе производится по уравнению Нернста. Для магниевого электрода:
E = E 0 + = –2,363 + = –2,422 В.
4. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов: Ti | Ti 2+ (0,01 моль/л) || Ni 2+ (1 моль/л) | Ni .
В данном гальваническом элементе катод — Ni 2+ | Ni , а анод — Ti|Ti 2+ .
А (–) Ti | Ti 2+ || Ni 2+ | Ni (+) К
Процессы на электродах:
(–) А : Ti – 2e — = Ti 2+ ;
(+) K: Ni 2+ + 2e — = Ni.
По уравнению Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.
E Ti|Ti 2+ = E 0 Ti|Ti 2 + + = –1,630 + = –1,689 В ;
Значение электродного потенциала катода равно величине стандартного электродного потенциала никелевого электрода, так как концентрация ионов Ni 2+ в растворе составляет 1 моль/ л .
E Ni|Ni 2+ = E 0 Ni|Ni 2+ = – 0,250 В ;
ЭДС = –0,250 – ( –1,689) = 1,439 В.
5. Какой из следующих процессов протекает при электролизе водного раствора NaI на графитовом аноде?
а ) Na – e — = Na + ; б ) 2I – – 2e — = I2 ;
При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на аноде возможны два процесса окисления:
1. процесс окисления анионов соли (кислотного остатка) :
2. процесс электрохимического окисления молекул воды:
В данном случае на аноде при электролизе будут окисляться иодид-анионы, т.к. для электрохимического окисления воды необходима большая положительная поляризация анода.
Ответ: 2I – – 2e — = I2
6. Какое вещество и в каком количестве выделится на катоде при электролизе раствора Hg (NO3)2 (анод графитовый) в течение 10 минут при силе тока 8А?
При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на катоде возможно протекание двух восстановительных процессов. Один из них – восстановление катионов металла:
Другой возможный процесс – восстановление водорода из молекул воды:
В данном случае на катоде будут восстанавливаться катионы ртути, т.к. этот металл входит в группу малоактивных металлов, и для его восстановления необходима меньшая отрицательная поляризация электрода, чем для восстановления водорода.
На катоде: Hg 2+ + 2e — = Hg ;
Количество выделившейся ртути, согласно законам Фарадея, равно:
mHg = I t (сек)= · 8 · 600 = 5 г .
Источник: www.chem-astu.ru