Химия (стр. 15 )

23. Рассчитайте электродные потенциалы цинка в растворе его соли при концентрации ионов Zn2+ 0,1, 0,01, 0,001 моль/дм3. Сделайте вывод о влиянии концентрации электролита на величину электродного потенциала.

24. Составьте схему свинцового концентрационного гальванического элемента при cPb2+ = 10-2 моль/дм3 у одного электрода и cPb2+ = 10-5 моль/дм3 у другого электрода. Запишите уравнения электродных реакций и рассчитайте его максимальную полезную работу этого элемента.

25. Какие из указанных металлов: железо, медь, олово будут взаимодействовать с соляной кислотой с концентрацией хлороводорода, равной 1 моль/дм3? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекание которых возможно. Какая масса металла необходима для получения 6,72 дм3 водорода (н. у.)?

26. Вычислите величину равновесного электродного потенциала водородного электрода, погруженного в чистую воду, в раствор с рН=3,5 и рН=10,7 (р = 100 кПа). Сделайте вывод о влиянии рН раствора на величину электродного потенциала.

27. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из серебряного электрода с концентрацией электролита (AgNO3), равной 0,1 моль/дм3, и кадмиевого электрода с концентрацией электролита (Cd(NO3)2), равной 0,001 моль/дм3. Напишите уравнения электродных реакций и рассчитайте его э. д.с. Анодом или катодом является серебряный электрод и каков его знак?

28. Какие из указанных металлов: кобальт, магний, железо будут взаимодействовать с раствором сульфата хрома(III)? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекание которых возможно. Какая масса металла необходима для получения 1 г хрома?

29. Какие электроды называются электродами сравнения и в чем их особенность? Напишите схему хлоросеребряного электрода и его электродную реакцию. Рассчитайте величину равновесного электродного потенциала при сAg+ = 10-2 моль/дм3.

30. Э. д.с. элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в растворы с концентрацией солей этих металлов, равной 0,001 моль/дм3 составляет 0,47 В. . Изменится ли э. д.с. этого элемента, если увеличить концентрацию солей, в растворах электролитов до 1 моль/дм3? Ответ обоснуйте. Составьте схему гальванического элемента и напишите уравнения электродных процессов.

  ЭЛЕКТРОЛИЗ

4.2.1Электролиз

Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и электролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

При электролизе можно проводить реакции, самопроизвольное протекание которых невозможно согласно термодинамическим законам. Например:

синтез

H2(г) + Сl2(г) + Н2О ⇄ 2 НСl(р-р); DrG0 = -131 кДж

электролиз

В данном случае на катоде восстанавливаются (разряжаются) ионы водорода:

2 Н+ + 2 е- ® Н20,

а на аноде идет окисление ионов хлора:

2Cl– – 2 e- ® Cl20

4.2.2 Последовательность разрядки ионов на электродах

Последовательность восстановления ионов на катоде зависит от:

– концентрации ионов в растворе, чем больше концентрация ионов, тем легче они восстанавливаются;

– активности металла, т. е от величины стандартного электродного потенциала (j0), чем больше j0, тем менее активный металл, тем легче его ионы восстанавливаются.

- от величины перенапряжения, возникающего при электролизе.

В зависимости от этих факторов электрохимический ряд напряжения по восстановительной способности ионов металла можно разделить на три группы:

1.Катионы металлов от Li+ до Al3+ включительно, не восстанавливаются из водных растворов, а вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2Н2О + 2 е- = Н2 + 2ОН-- (рН ³ 7)

или

2Н+ + 2 е- = Н2 ( рН < 7)

Эти металлы могут быть получены электролизом их расплавленных солей, в которых ионы Н+ отсутствует.

2.Катионы металлов от Мn2+ до Н+ при электролизе восстанавливаются одновременно с водородом из-за явления перенапряжения:

Zn2 + 2e - = Zn0

2H2O + 2e = H2+2OH - (pH>7)

2H++2e = H20 (pH<7)

3.Катионы металлов от Cu2+ до Au3+ практически полностью восстанавливаются без восстановления водорода:

Сu2+ + 2е = Сu0

Последовательность окисления ионов на аноде зависит, как от присутствия молекул воды, так и от вещества из которого сделан анод. Различают нерастворимые (инертные) аноды и растворимые (активные). К первым относят электроды из графита, металлов, стоящих в ряду напряжения за водородом, ко вторым – из активных металлов.

На инертных анодах окисляются в первую очередь элементарные ионы в порядке возрастания величины стандартного электродного потенциала, т. е., чем меньше j0, тем легче ионы окисляются (S2–, I-, Br-, Cl-). При наличии кислородсодержащих ионов на аноде окисляются молекулы воды:

2Н2О – 4е - = О2 + 4Н+ (рН £ 7)

или гидроксильные ионы:

4 ОН– – 4е- = О2 + 2 Н2О (рН >7).

Сложные кислородсодержащие ионы из водных растворов, практически, не окисляются. На активных электродах при электролизе будет окисляться электрод.

Рассмотрим электролиз с нерастворимым анодом водных растворов солей Na2SО4 и NaCl:

а) В растворе Na2SО4 диссоциирует на ионы: Na2SО4 ⇄ 2Na+ +SО42– (рН =7)

К(–) | Na2SО4, Н2О | (+) А

Na+ SO42–

Н2О Н2О

К (–): 2Н2О + 2 е - = Н2 + 2ОН–

А (+):2Н2О – 4е - = О2 + 4Н+

Суммарной является реакция разложения воды:

2Н2О = 2Н2 + О2

б) В растворе СuСl2 диссоциирует: СuСl2 ⇄ Cu2+ + 2 Cl-

К (–):Cu2+ + 2e = Cu

А (+): 2Сl– – 2 е = Сl2

СuСl2 = Cu + Сl2

Количество вещества, подвергшегося электрохимическим превращениям, зависит от количества электричества, прошедшего через электролит. Оно определяется по законам Фарадея.

Первый закон Фарадея

Масса вещества, образующегося на электроде пропорциональна количеству пропущенного электричества

m = k. q = k. I. t, (4.8)

где m – масса вещества, г;

q – количество электричества, Кл;

I – сила тока, А;

t – время протекания тока, с;

k – коэффициент пропорциональности.

Второй закон Фарадея

Для разряда одного моля какого-либо иона на электроде необходимо пропустить через электролит такое число фарадеев (1 F = 96500 Кл/моль), которое равно числу зарядов иона.

Используя законы Фарадея можно рассчитать массу восстанавливающегося вещества:

, (4.9)

где М - молярная масса восстановившегося вещества, г/моль;

n – заряд иона;

F – постоянная Фарадея 96500 Кл/моль;

q – количество электричества, Кл;

I – сила тока, А;

t – время протекания тока, с.

Пример 1. При полном электролизе водного раствора КС1 на аноде выделилось 2,8 дм3 (н. у.) газа. Какие вещества и в каком количестве образовались в катодном пространстве?

Решение.

В растворе КСl имеются ионы: К+, Сl–

КСl ⇄ К+ +_ Сl–,

Составляем схему электролиза:

К(–) | КСl, Н2О | (+) А

К+ Cl-

Н2О Н2О

К (–): 2Н2О + 2 е- = Н2 + 2ОН–

А (+): 2Сl– – 2 е = Сl2

2Н2О + 2Сl– = Н2 + 2ОН– + Сl2

2Н2О + 2КСl = Н2↑ + 2КОН + Сl2↑

Газ, объем которого равен 2,8 дм3, – это хлор, полученный на аноде. В катодном пространстве накапливается щелочь, КОН; кроме того, на катоде выделяется водород. Необходимо, таким образом, найти n(H2) и n(KOH).

Из уравнения: 2Н2О + 2КСl = Н2↑ + 2КОН + Сl2↑ получаем:

n(H2) = n (Cl2) = 2,8/22,4 = 0,125 моль;

n (KOH) = 2 n (Cl2) = 2• 0,125 = 0,25 моль.

Ответ: 0,125 моль Н2; 0,25 моль КОН.

Пример 2. Определите массу цинка, который выделится на катоде при электролизе раствора сульфата цинка в течение 1 ч при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 50%.

Решение.

Согласно закону Фарадея (7.9): .Подставив в уравнение числовые значения, определим массу цинка, который должен выделиться, т. е. теоретическую массу :

г.

W выхода = mпр./ mтеор.

Т. к. выход по току цинка составляет 50%, то практически на катоде выделится цинка

mпр. = 32,49 • 0,5 = 16,25 г.

Ответ:16,25 г.

Пример 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислить массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Решение.

Массу разложившейся воды находим из уравнения закона Фарадея, имея ввиду, что 1,5 ч = 5400 с.

m (Н2О) =; m (Н2О) = = 3,02 г.

При вычислении объемов выделившихся газов (кислорода и водорода) представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

V(O2) = ; V(O2) = = 1,88 дм3

V(Н2) = ; V(Н2) = = 3,76 дм3

Ответ: V(O2) = 1,88 дм3 ;V(Н2) = 3,76 дм3

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1.  Составьте схему электролиза раствора сульфата меди (анод инертный). Какие вещества и в каком количестве будут выделяться на катоде, если пропустить ток силой 5А в течение 3 часов.

2.  Ток силой 2,5 А проходил в течение 1 часа через раствор NaSO. Вычислите массу разложившейся воды и объёмы выделившихся газообразных веществ (н. у.) Составьте схему электролиза.