Электродные потенциалы и электродвижущие силы

Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться литературой 5, 6, 7 и таблицей 6.

Если погрузить металлическую пластинку в водный раствор соли того же металла, положительные ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются и некоторое количество ионов переходит в раствор.

В результате этого перехода на пластинке образуется избыток электронов, она заряжается отрицательно. В то же время гидратированные ионы металла, находящиеся в растворе, отбирая у металлической пластины электроны, образуют атомы металла, которые становятся частью кристаллической решетки. Этот процесс приводит к дефициту электронов и возникновению на пластинке положительного заряда.

Таким образом, между металлическим электродом и раствором устанавливается состояние равновесия:

В зависимости от того, какой из двух рассмотренных процессов преобладает, зависит знак и величина заряда.поверхности.

Рис. 1. Образование двойного электрического слоя

Электрическое поле, возникающее вокруг электрода, вызывает неравномерное распределение ионов в растворе вблизи электрода. Если металлическая пластина заряжается отрицательно (рис.1), катионы, притягиваясь к поверхности, концентрируются вблизи нее. В результате раст-

вор вблизи поверхности приобретает заряд, противоположный по знаку заряду металла - образуется двойной электрический слой .

Анионы отталкиваются от поверхности и их концентрация вблизи электрода будет понижена. Если поверхность металла заряжена положительно, наблюдается картина, обратная представленной на рис. 1.

Таким образом, при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого же металла, на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала, который принято называть электродным потенциалом.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или (активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при условно принимается равным нулю ( ; ). Значения стандартных электродных потенциалов приведены в таблице 6.

Если измерить стандартные электродные потенциалы различных металлов по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода и расположить их в порядке увеличения, получим электрохимический ряд напряжений металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

В этом ряду слева направо происходит уменьшение химической активности металлов. Положение металлов в ряду напряжений позволяет предсказать возможность самопроизвольного протекания реакции.

Самопроизвольно могут протекать те реакции, в которых восстановитель имеет более электроотрицательный потенциал, чем окислитель.

Пользуясь этим правилом, нетрудно предсказать, что реакции

должны протекать самопроизвольно, а реакции

в прямом направлении протекать не могут.

Как отмечалось выше, знак и величина потенциала зависит от положения равновесия между металлом и раствором. Электродный потенциал зависит от следующих основных факторов:

· От природы металла. Чем большей химической активностью обладает данный металл, т. е. чем легче он растворяется, тем в большей степени равновесие смещено вправо - тем отрицательнее потенциал.

· От концентрации ионов металла в растворе. Переход ионов металла в раствор происходит тем интенсивнее, чем меньше концентрация катионов в растворе. Наоборот, с увеличением концентрации раствора равновесие смещается влево и потенциал становится более положительным.

· От температуры. С повышением температуры потенциал становится более положительным, т. е. равновесие смещается влево. Чтобы понять причины этого эффекта, необходимо учесть, что переход ионов в раствор связан с гидратацией, а гидратация — процесс экзотермический (действие принципа Ле Шателье).

Зависимость величины потенциала от указанных факторов выражается уравнением Нернста:

В этом уравнении:

- электродный потенциал металла (Ме) в растворе, содержащем катионы ;

- стандартный или нормальный потенциал рассматриваемой системы;

R- универсальная газовая постоянная равная 8, 314 Дж/моль·К;

Т- температура по шкале Кельвина;

z - число электронов, участвующих в электродном процессе;

F - постоянная Фарадея, единица количества электричества, равная 96484 Кл/моль;

а - активность ионов металла в растворе.

Гальванический элемент представляет собой электрохимическую систему, состоящую из двух электродов (любого типа), растворы которых соединены с помощью солевого мостика. Рассмотрим гальванический элемент, состоящий из двух электродов первого рода: цинкового и медного. На рис. 2 представлена схема такого элемента.

Рис. 2. Гальванический элемент Даниеля-Якоби Растворы сульфатов цинка и меди соединены между собой солевым мостиком - стеклянной трубкой, заполненной раствором хлорида калия. Солевой мостик препятствует смешиванию растворов, проводит электрический ток. Пока цепь разомкнута, на каждом из электродов существуют равновесия:

Поскольку цинк является металлом имеющим наиболее электроотрицательный потенциал, чем медь , , первое равновесие по сравнению со вторым смещено вправо, следовательно, на цинковомэлектроде имеется избыток электронов. Соединим металлические пластины проводником. Электроны будут перемещаться с цинковой пластины на медную - в цепи пойдет электрический ток, равновесие на электродах нарушится. В соответствии с принципом Ле Шателье, на электродах начнутся процессы, способствующие восстановлению равновесия (т. е. появлению на цинковом электроде избытка электронов):

А (-) окисление

К (+) восстановление

Таким образом,

· В любом замкнутом гальваническом элементе на отрицательном электроде, называемом анодом, происходит окисление, а на положительном электроде – катоде - восстановление.

Поскольку цепь замкнута, избыточные электроны будут перетекать на медную пластину и т. д. До тех пор, пока цепь будет замкнута, цинковая пластина будет растворяться, на медной будет осаждаться металлическая медь. Равновесие на электродах не установится, в цепи будет протекать ток. Просуммируем процессы, протекающие на электродах в замкнутом гальваническом элементе:

или

Суммарная электрохимическая реакция называется токообразующей. Рассмотренный гальванический элемент называется элементом Даниэля - Якоби. В прошлом веке он широко использовался в качестве источника постоянного тока. Сокращенное обозначение элемента Даниэля-Якоби: А (-) // (+) К

Подобным образом обозначают любые гальванические элементы. При этом следует помнить, что слева принято указывать электрод с более отрицательным потенциалом.

Гальванический элемент – это система, в которой происходитсамопроизвольная окислительно-восстановительная реакция ( < 0), энергия которой превращается в электрическую энергию.

Гальванический элемент является химическим источником электрического тока.

Основной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС) или , которая представляет собой разность электродных потенциалов в исходный момент работы элемента.ЭДС всегда является величиной положительной.

Чтобы рассчитать величину ЭДС, необходимо вычесть из более положительного электродного потенциала величину более отрицательного потенциала. В нашем примере при концентрации ионов цинка и меди в растворах равных 1 моль/л:

Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, состоящих из разных металлов, но и из электродов одного металла, погруженных в растворы одного и того же электролита, но с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется концентрационным. Поскольку ЭДС обусловлена только разностью концентраций ионов металла в растворах.

Составим гальванический элемент из двух серебряных пластинок, погруженных в растворы нитрата серебра разных концентраций и .

А (-) / // / (+) К

ЭДС такого элемента может быть определена по формуле:

При работе этого элемента протекают следующие процессы:

А (-) окисление

К (+) восстановление

Таким образом, концентрация первого раствора будет постепенно увеличиваться, а второго раствора уменьшаться, следовательно ЭДС будет уменьшаться. Через некоторое время концентрации и станут одинаковыми, а ЭДС - равной нулю.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта (табл. 6). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0, 1 моль/л?

Решение: Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где - стандартный электродный потенциал; n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/n; для никеля и кобальта соответственно равны - 0, 25 и - 0, 277 В. Определим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентрациях:

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2, 41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).

Решение: Подобные задачи так же решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1):

Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение Окислительно-восстановительной реакции, протекающий в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение: Схема данного гальванического элемента

(-) // (+)

Наклонная линия обозначает поверхность между металлом и раствором, а две наклонные линии – границу раздела двух жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2, 37 B) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Цинк, потенциал которого (– 0, 763 В) - катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

Контрольные вопросы

201. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значения стандартных ЭДС.

202. Кобальтовая и медная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор соляной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов происходящих на аноде и катоде.

203. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из медных электродов, опущенных: первый в 0, 1 М, а второй 1 М растворы сульфата меди.

204. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи следующих гальванических элементов: а) // ; б) // ; в) // , если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев?

205. При какой концентрации ионов (моль/л) значения потенциала серебряного электрода становятся равными стандартному потенциалу водородного электрода?

206. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1 М , и стандартного водородного электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его ЭДС?

207. Увеличится, уменьшится или останется без изменений масса кобальтовой пластинки при взаимодействии её с растворами: а) , б) , в) ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

208. ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 1 М раствор соли свинца, равна 0, 126 В. При замыкании элемента электроны во внешней цепи перемещаются от свинцового к водородному электроду. Чему равен потенциал свинцового электрода? Составить схему элемента. Какие процессы протекают на его электродах?

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

210. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона 0, 1; 0, 01 и 0, 001 моль/л.

211. Кадмиевая и никелевая пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов происходящих на аноде и катоде.

212. Увеличится, уменьшится или останется без изменений масса цинковой пластинки при взаимодействии её с растворами: а) ; б) ; в) ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

213. ЭДС элемента состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в 1 М растворы солей этих металлов, равна 0, 47 В. Изменится ли ЭДС если взять 0, 01 М растворы? Ответ обосновать.

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

215. Потенциал cеребряного электрода составляет 80 % от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов (в моль/ л)?

216. Какие процессы происходят на электродах гальванического элемента (0, 1 M)// (0, 001 M)/ ? В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи?

217. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых свинец служил бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значения стандартных ЭДС.

218. Железная и никелевая пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов происходящих на аноде и катоде.

219. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению:

Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [ ] = 0, 1 моль/л, [ ] = 0, 0001 моль/л

220. При какой концентрации ионов ( в моль/л) потенциал кадмиевого электрода будет на 0, 02 В меньше его стандартного электродного потенциала?

Коррозия металлов

Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться литературой 5, 6, 7 и таблицей 6.

Поверхность изделий и сооружений из металлов при соприкосновении с окружающей средой подвергается механическому и химическому воздействию.

Коррозия – это самопроизвольный процесс, который является следствием гетерогенной окислительно-восстановительной реакции металла с компонентами окружающей среды. В результате коррозии образуются продукты окисления металла – оксиды, гидроксиды, иногда просто растворяющиеся в среде ионы. Такое превращение металла сопровождается изменением его механических свойств. Таким образом, коррозия сопровождается потерей металла, причем продукты коррозии, как правило, не могут быть в какой-то мере использованы.

Коррозионные процессы классифицируют:

· по виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на поверхности или в объёме металла;

· по механизму реакций взаимодействия металла со средой (химическая и электрохимическая коррозия);

· по типу коррозионной среды;

· по характеру дополнительных воздействий, которым подвергается металл одновременно с действием коррозионной среды.

При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный – окисление металла

и катодный - восстановление ионов водорода

или молекул кислорода, растворённого в воде

Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. При атмосферной коррозии – коррозии во влажном воздухе при комнатной температуре – деполяризатором является кислород.

Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение: Цинк имеет более отрицательный потенциал (- 0, 763 В), чем кадмий (- 0, 403 В), поэтому он является анодом, а кадмий катодом.

анодный процесс:

катодный процесс:

в кислой среде

в нейтральной среде

Так как ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимое основание, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

Контрольные вопросы:

221. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа (железа, покрытого оловом) и луженой меди при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Определите тип покрытия.

222. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и серной кислоте.

223. Если пластинку из чистого олова опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к олову медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

224. Изделие из меди покрыто хромом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

225. В раствор электролита, содержащего растворённый кислород, опустили цинковую пластину и цинковую пластину, частично покрытую свинцом. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

226. Две железные пластины, частично покрытые одна кобальтом, другая свинцом, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?

227. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары марганец – кобальт. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

228. Железное изделие покрыто свинцом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и сернистой кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

229. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем кобальта, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии. Каков состав продуктов коррозии?

230. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: хром, никель или натрий? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии. Каков состав продуктов коррозии?

231. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

232. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты свинца в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

233. Хромовую и железную пластины опустили в раствор хлорида меди. Составьте электронные процессы и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из пластин. Какие процессы будут проходить на пластинах, если наружные концы их соединить проводником?

234. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластине, опущенной в кислоту прикоснуться кадмиевой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

235. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары хром – свинец. Какие продукты образуются в первом и во втором случаях?

236. Железное изделие покрыто никелем. Какое это покрытие – анодное или катодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

237. Если опустить в разбавленную соляную кислоту пластинку из чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со временем почти прекращается. Однако если медной палочкой прикоснуться к железной пластине, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

238. Какое покрытие металла называется анодным и какое катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия кобальта. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии кобальта, покрытого медью, во влажном воздухе и в кислой среде.

239. В раствор соляной кислоты поместили кадмиевую пластину и кадмиевую пластину, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии кадмия происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.

240. Как происходит атмосферная коррозия луженого никеля (никеля, покрытого оловом) при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Электролиз

Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться литературой 6 и таблицей 6.

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит процесс окисления – анодом. При электролизе катод заряжен отрицательно, т.к. он присоединяется к отрицательному полюсу внешнего источника электричества. К положительному полюсу присоединяется электрод, на котором будет происходить реакция окисления. Применяются как металлические электроды, так и инертные.

При включении постоянного электрического тока катионы, находящиеся в растворе (или расплаве) электролита, начинают двигаться к катоду, а анионы – к положительно заряженному аноду. При достижении катионами поверхности катода на ней начинается процесс восстановления. Возможные виды реакций, протекающих при электролизе на катоде:

1. электродный потенциал металла больше нуля (от Bi до Au), тогда его ионы практически полностью восстанавливаются;

2. электродный потенциал металла от 0 В до – 0, 828 В (потенциал катодного восстановления воды с учетом всех побочных эффектов), тогда его ионы могут восстанавливаться одновременно с молекулами воды;

3. электродный потенциал ниже - 0, 828 В, тогда восстанавливаются молекулы воды.

Электрохимическое восстановление воды в кислой среде происходит по уравнению:

В случае нейтральной и щелочной сред вода восстанавливается по уравнению:

Анодные процессы сводятся к разрядке анионов, или к ионизации атомов (или молекул) материалов анода. В связи с этим выделяют электролиз с растворимыми анодами и электролиз с нерастворимыми анодами.

Возможные виды реакций, протекающих при электролизе на инертном аноде:

1. при электролизе растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, фтороводорода, фторидов происходит электрохимическое окисление воды. В щелочной среде окисление идёт по уравнению:

В кислой и нейтральной средах вода окисляется по уравнению:

2. при электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме фтороводорода и фторидов) происходит окисление анионов.

Если анод металлический, происходит: электрохимическое окисление воды, окисление аниона, окисление металла анода. При этом если значение стандартного потенциала металла анода меньше, чем у предыдущих двух систем, то будет происходить анодное растворение металла.

Пример 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора нитрата калия с инертным анодом.

Решение: Стандартный электродный потенциал системы

(Е⁰ = - 2, 925 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (- 0, 41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды по уравнению:

а ионы К⁺, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора.

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды по уравнению:

а нитрат-ионы будут накапливаться в анодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:

Учитывая, что одновременно происходит накопление ионов К⁺ в катодном пространстве и ионов в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

Т.о., одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид калия (в катодном пространстве) и азотная кислота (в анодном пространстве).

Количественной характеристикой электролиза являются законы Фарадея:

1. Массы разрядившихся или образовавшихся на электродах ионов, т.е. массы выделившихся или перешедших в электролит веществ, пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и не зависят от других условий.

2. При прохождении через различные электролиты одинаковых количеств электричества на электродах выделяются массы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам.

(1)

где m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; М_э– молярная масса эквивалента; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, сек.; F – постоянная Фарадея, численно равна 96500 Кл/моль.

Пример 2. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO₄ в течение 1 ч при силе тока 4 А?

Решение: Согласно законам Фарадея

Молярная масса эквивалентов меди в CuSO₄ равна 63, 54/2 = 31, 77 г/моль. Подставив в формулу (1) значения

М_э = 31, 77 г/моль,

I = 4 А,

получим

Пример 3. Вычислите молярную массу эквивалента металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11, 742 г металла.

Решение: Из формулы (1)

где m = 11, 742 г;

Пример 4. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1, 4 л водорода (нормальные условия)?

Решение: Из формулы (1)

Так как дан объём водорода, то отношение m / М_э заменяем отношением _, где - объём водорода, л; - эквивалентный объём водорода, л. Тогда

Эквивалентный объём водорода при нормальных условиях равен половине молярного объёма 22, 4/2 = 11, 2 л. Подставив в приведённую формулу значения = 1, 4 л, = 11, 2 л, t = 6025 с (1 ч 40 мин 25 с = 6025 с), находим

Контрольные вопросы:

241. При электролизе водного раствора сульфата калия значение, рН раствора в при электродном пространстве возросло. К какому полюсу источника тока присоединён электрод: а) к аноду; б) к катоду? Ответ подтвердите расчетами.

242. При электролизе раствора хлорида меди (II) масса катода увеличилась на 3, 2 г, что произошло при этом на медном аноде: а) выделилось 0, 112 л Cl₂; б) выделилось 0, 56 л О₂; в) перешло в раствор 0, 1 моля Cu²⁺; г) перешло в раствор 0, 05 моля Cu²⁺? Ответ подтвердите расчетами.

243. При электролизе водного раствора SnCl₂ на аноде выделилось 4, 48 л хлора (условия нормальные). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Найти массу выделившегося на катоде олова.

⇐ Предыдущая 2 3 4 5 678 9 10 11 Следующая ⇒