Категории: ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Электродные потенциалы. Уравнение Нернста
Если же процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший ХИТ – гальваническая ячейка – представляет собой сосуды, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены солевым мостиком, представляющим собой стеклянную трубку, заполненную раствором такого электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью. При замыкании внешней цепи проводником первого рода начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС). Реакция: CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля–Якоби, схема которого: (–)Zn¦Zn2+||Cu2+¦Cu(+) отражает современную систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn¦Zn2+, на котором возникает избыток электронов и происходит процесс окисления – отрицательный полюс (–). Справа – катод Cu2+¦Cu – электрод с недостатком электронов, положительный полюс (+). Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное пространство от катодного. Электроны по внешнему участку цепи, металлическому проводнику, переходят от отрицательного полюса к положительному. Внешнюю цепь на схеме не изображают. В круглых скобках знаками плюс и минус обозначают полюсы электродов. Система, состоящая из металла, погруженного в раствор электролита, называется электродом, то есть электроды в электрохимии – это системы из двух токопроводящих тел: проводников 1 и 2 рода. Абсолютное значение разности потенциалов на границе двух фаз разной природы металл│электролит измерить нельзя, однако можно измерить разность потенциалов двух различных электродов. Значения электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях. Его устройство таково: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K Платиновая чернь адсорбирует водород, который электрохимически взаимодействует с H+ по уравнению: Для гальванического элемента: (–)Pt, H2¦2H+||Mn+¦M(+), в котором протекает окислительно-восстановительная реакция: уравнение для электродного процесса имеет вид: Данное уравнение выражает зависимость электродного потенциала от концентрации (активности) ионов и температуры и называется уравнением Нернста для отдельного электрода. В этом уравнении – ЭДС реакции, n – число электронов, участвующих в электронной реакции, F – число Фарадея. Активность твердого вещества (aтв) принимается равной единице, поэтому в случае рассматриваемого нами металлического электрода (aM) уравнение Нернста упрощается: Потенциал электрода, как видно из этого уравнения, зависит от активности ионов которые являются потенциалопределяющими. Разность потенциалов стандартного водородного электрода и какого-нибудь другого электрода, измеренная при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом и обозначается E°. Таблица 5 Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
Задача 1. Рассчитайте электродный потенциал железного электрода, опущенного в раствор соли FeCl3, 12,6 г которой содержится в 1 л раствора. Решение: 1. Определим молярную концентрацию раствора FeCl3 : М (FeCl2) = 126 г/моль См = 12,6 г/л : 126 г/моль = 0,1 моль/л 2. Значение равновесного электродного потенциала определим по уравнению Нернста: Еравн. = Е0 + (0,059 / nê )* lg CМеn+ = - 0,44 В + (0,059/2)* lg0,1 = -0,47 В lg0,1 = -1 Задача 2. При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? Решение: 1. Значение равновесного электродного потенциала медного электрода определим по уравнению Нернста: Еравн. = Е0 + (0,059 / nê )* lg CМеn+ = 0,34 В + (0,059/ 2) * lg CCu2+ = 0,00 В Стандартный электродный потенциал водорода равен: Е0 = 0,00 В 2. (0,059/ 2) * lg CCu2+ = 0,00 В - 0,34 В; lg CCu2+ = - 0,34*2/0,059 = - 11,5254 = -12 + 0,4746 CCu2+ = 2,984*10 -12 моль/л Проверка: lg 2,984* 10 -12 = 0,4746 -12,0 = -11,5254
Задача 3. Пользуясь рядом напряжений, приведите примеры 4-х металлов, два из которых вытесняют, а другие два – не вытесняют свинец из раствора Pb(NO3)2. Напишите соответствующие реакции и уравнения электронного баланса. Решение: Вытеснять свинец будут металлы, стоящие в ряду напряжений перед свинцом, например, магний или цинк. Не смогут вытеснить свинец из раствора его соли металлы, стоящие в ряду напряжений после свинца, например, висмут и медь. А) Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb Zn0 - 2 ê = Zn2+ - окисление Pb2+ + 2 ê = Pb0 –восстановление Б) Mg + Pb(NO3)2 = Mg(NO3)2 + Pb Mg0 - 2 ê = Mg2+ - окисление Pb2+ + 2 ê = Pb0 –восстановление
Химические источники тока Каждый гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных пар), один из которых является поставщиком электронов (анод), а другой их принимает (катод). В гальванических элементах источником электрического тока является химическая реакция. ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).
Задача 1. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Какой концентрации надо бы было взять ионы Fe2+, чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,001 моль/л? Решение: Е0(Fe2+/ Fe0) = - 0,44 В Е0(Zn 2+/ Zn 0) = - 0,763 В По уравнению Нернста: Е0(Zn 2+/ Zn 0) = - 0,763 В + 0,059/2* lg10-3 = - 0,763 – 0,0885 = - 0,8515 В ЭДС = Е0(Fe2+/ Fe0) - Е0(Zn 2+/ Zn 0) = 0 В 0 = х – (- 0,8515) → х = - 0,8515 В Тогда: Е0(Fe2+/ Fe0) = - 0,44 В + 0,059/2* lg у = - 0,8515 В 0,059/2* lg у = - 0,8515 + 0,44 = - 0,4115 lg у = -13,95 [Fe2+] = 10-14 Zn имеет меньший потенциал – он анод, Fe – катод. На аноде: Zn 0 - 2ê = Zn 2+ На катоде: Fe2+ + 2ê = Fe0 Уравнение окислительно-восстановительной реакции: Zn 0 + Fe2+ = Zn 2+ + Fe0 (-) Zn 0 |Zn 2+ || Fe2+ | Fe0 (+)
Задача 2. Вычислите ЭДС гальванического элемента: при концентрациях С = 1 моль/л Решение: в гальваническом элементе протекает реакция: Стандартные электродные потенциалы: и уравнение Нернста для этого элемента имеет вид: В уравнении Нернста для реакции под знаком логарифма в числителе стоят концентрации исходных веществ, а в знаменателе – продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов.
Электролиз Задача 1. Для выделения 1,75 г некоторого металла из раствора его соли потребовалось пропускать ток силой 1,8 А в течение 1,5 часов. Вычислите эквивалентную массу металла. Решение: 1. По закону Фарадея: m = (Э * I * t)/ F , откуда Э = (m * F)/(I * t) = (1,75 * 96500)/(1,8 * 1,5* 3600) = 17,37 г/моль-экв. Задача 2. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 часов. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде? Решение: 1. NaI ↔ Na+ + I- H2O ↔ H+ + OH- На катоде: На аноде: 2 H+ + 2 ê = Н2 2 I- -2ê = I2 Расчет выделившихся на электродах веществ вычислим по закону Фарадея: m = (M * I* t)/nê *F 2. Объем водорода, выделившегося на катоде: V = (11,2 л *6А*2,5*3600 с)/96500 А*с = 2,507 л 3. Масса водорода: m = (1г * 6А*2,5* 3600 с)/ 96500А*с = 0, 56 г 4.Масса иода, выделившегося на аноде: m = (254 г/моль *6А*2,5*3600 с)/ 2*96500 А*с = 71 г
Задача 3. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора KOH. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько л газа (н.у.) выделилось при этом на катоде? Решение: KOH ↔ K+ + OH- H2O ↔ H + + OH-
Поэтому на катоде: 2 H + +2 ê = Н2 Суммарно: 2H2O ↔ 2 Н2 + О2 По закону Фарадея:
t = 1 ч 15 мин 20 с = 3600 + 900 +20 = 4520 с Эквивалентный объем 11,2 л V = (Э V * I*t)/ F Объем водорода на катоде: V (Н2) = (11,2 л *17,08 А * 4520 с)/ 96500 А*с = 8,96 л
Коррозия
Задача 1. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и хлорводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуется в первом и во втором случаях? Решение: 1. Стандартные электродные потенциалы: E0 Fe2+/Fe = - 0,44 B E0 Cd2+/Cd= - 0,403 B Железо – более активный металл, катодное покрытие Fe + Cd2+ = Fe2+ + Cd 2. При коррозии во влажном воздухе: Анодный процесс: Катодный процесс: Fe0 - 2ê = Fe2+ - окисление 1/2 O2 + H2O + 2 ê = 2 OH- Далее: Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2 4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3 3. В кислой среде: Анодный процесс: Катодный процесс: Fe0 - 2ê = Fe2+ - окисление 2 Н+ + 2 ê = H2
Задача 2. Медь покрыта оловом. Напишите уравнения анодного и катодного процессов коррозии при нарушении покрытия в среде соляной кислоты. Решение: Е cu = + 0,34 B Е Sn = - 0,136 В Олово более активный металл, поэтому он будет анодом, а медь катодом при нарушении защитного слоя. Схема гальванического элемента будет иметь вид: Sn | HCl | Cu На аноде: Sn - 2 ê = Sn2+ - окисление На катоде: 2 Н+ + 2ê = Н2 - восстановление Задача 3. Цинковую и железную пластинку опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластин. Какие процессы будут происходить на пластинках, если наружные концы их соединены проводником. Решение: Электродные потенциалы: Е0(Fe2+/ Fe0) = - 0,44 В Е0(Zn 2+/ Zn 0) = - 0,763 В Следовательно, коррозии сначала будет подвергаться более активный цинк – он анод. Zn 0 - 2ê = Zn 2+ На катоде (Fe): Cu2+ + 2ê = Cu0 Е0 = + 0,34 В О2 + 2 H2O + 4ê = 4 OH- Е0 = + 0,40 В На катоде будет протекать процесс с большим электродным потенциалом: О2 + 2 H2O + 4ê = 4 OH- Тогда: 2 Zn 0 + О2 + 2 H2O = 2 Zn(OH)2 При соединении пластин проводником – гальванический элемент: (-) Zn 0 |Zn 2+ || Fe2+ | Fe0 (+) На катоде: Раствор сульфата меди имеет кислую реакцию среды 2 H + +2 ê = Н2 Е0 = - 0,412 В Zn 0 - 2ê = Zn 2+ Е0 = - 0,76 В Тогда, на катоде выделяется водород: 2 H + +2 ê = Н2 На аноде будет оседать медь: Cu2+ + 2ê = Cu0 Комплексные соединения
Задача1. Вычислите заряды следующих комплексных ионов, образованных трехвалентным хромом: а) [Cr (H2O)6], b) [Cr (H2O)5Cl]; c) [Cr (H2O)4 Cl2] , d) [Cr (CN)6], e) [Cr(NH3)4 (H2O)2], f) [Cr (NH3)5 NO2] Решение: Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов, поэтому заряды комплексных ионов будут равны: а) [Cr3+ (H2O0)6]3+; 3+ 6*0 = +3 b) [Cr (H2O)5 Cl]2+ +3 + 5*0 + (-1) = +2 c) [Cr (H2O)4 Cl2]+1 +3 + 4*0 + 2*(-1) = +1 для других комплексных ионов производим аналогичные расчеты и получаем: d) [Cr (CN -1)6]1- e) [Cr(NH3)4 (H2O)2]3+ f) [Cr (NH3)5 NO2]1+ Задача 2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cu(NH3) 4]SO4; К2[PtCl6]; К[Ag(CN)2] 1) [Cu(NH3) 4]SO4 ↔ [Cu(NH3) 4]2+ + SO42- Заряд комплексного иона [Cu(NH3) 4]2+ - 2+ Комплексообразователь - Cu2+, степень окисления равна +2 Лиганды - NH3 Координационное число равно числу лигандов. В данном случае Лиганды – ионы хлора Cl-: К.ч.( Cu2+) = 4 2) К2[PtCl6] ↔ 2К+ + [PtCl6]2- Заряд комплексного иона [PtCl6]2- Комплексообразователь – Pt4+, степень окисления равна +4 Координационное число К.ч.( Pt4+) = 6 3) К[Ag(CN)2] ↔ К+ + [Ag(CN)2]- Заряд комплексного иона [Ag(CN)2]- = 1- Комплексообразователь – Ag +, степень окисления равна +1 Координационное число К.ч.( Ag +) = 2 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-11 lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда... |