0,01 Моль/л 0,1 моль/л

Відповідь : 0,03 В.

6. Поясніть принцип дії свинцевого акумулятора. Запишіть рівняння реакцій, що відбуваються при: а) зарядці, б) розрядці такого акумулятора. Наведіть приклади лужних акумуляторів.

7. Складіть схему гальванічного елемента зі свинцевої та магнієвої пластин, занурених у розчини їхніх солей. Напишіть рівняння електродних процесів. Обчисліть ЕРС елемента, якщо [Mg²⁺] = [Pb²⁺] = 0,01 моль/л, Т = 298 К. Чи зміниться ЕРС, якщо концентрацію кожного з іонів збільшити в однакову кількість разів?

Відповідь : 2,24 В, ні.

8. Поясніть, у чому відмінність між хімічним і електрохімічним механізмами корозії. Наведіть приклади корозії за кожним із механізмів.

9. Поясніть відмінності між видами електрохімічної корозії за характером руйнування металів. Який з цих видів корозії найбільш небезпечний для металевих конструкцій?

10. Мідну пластину покрито шаром олова. Поясніть, який метал буде піддаватися атмосферній корозії при порушенні покриття. Відповідь обґрунтуйте відповідними рівняннями реакцій.

11. Поясніть, який виріб буде більш стійким до електрохімічної корозії: а) з хімічно чистого заліза; б) з технічного заліза. Які чинники впливають на швидкість електрохімічної корозії?

12. Який виріб буде більш стійким до електрохімічної корозії при порушенні покриття: а) мідний, покритий цинком; б) цинковий, покритий міддю? Наведіть рівняння відповідних реакцій.

13. Поясніть механізм хімічної корозії металів. Які відносні значення повинна мати при цьому енергія Ґіббса?

14. Напишіть рівняння реакцій, що відбуваються на катоді при: а) кисневій деполяризації; б) водневій деполяризації.

15. Поясніть хімічні процеси, що відбуваються при електрохімічному захисті заліза від корозії.

16. Напишіть рівняння реакцій, що відбуваються на електродах з нікелю при електролізі водяного розчину нікол (ІІ) сульфату. Як зміниться маса анода за 12 хв при силі струму 2,0 А?

Відповідь : зменшиться на 0,438 г.

17. Через розчин MgCl₂ пропускали струм силою 3,5 А протягом 40 хв. Яка речовина й у якій кількості виділиться на катоді?

Відповідь : 0,087 г Mg .

18. Через сполучені послідовно розчини SnCl₂ і SnCl₄ пропускали електричний струм силою 3,0 А протягом 10 хв. Обчисліть маси олова і хлору, що виділилися з кожного розчину.

Відповідь : 1,107 г і 0,553 г Sn, 0,662 г Cl₂.

19. Визначте, за якої сили струму можна з водного розчину КОН виділити 6,2 л кисню протягом 3 годин.

Відповідь : 9,6 А.

20. Визначте, який двовалентний метал виділяється при електролізі розчину солі даного металу, якщо через розчин пропустили 1155 Кл електрики і виділили 1,2 г металу.

Відповідь : ртуть.

Приклади розв’язання задач

Приклад 1. Визначити, як зміниться потенціал залізного електрода, зануреного у розчин FеSO₄, при зменшенні вмісту солі у розчині від 1 до 0,001 моль/л (умови стандартні).

Розв’язання. Електродний потенціал (Меⁿ⁺/Me) залежить від концентрації гідратованих іонів Меⁿ⁺ у розчині (Меⁿ⁺  mН₂О), точніше, їхньої активності. Цю залежність описують рівнянням Нернста

(Меⁿ⁺/Me) = ⁰(Меⁿ⁺/Me) +,

де ⁰(Меⁿ⁺/Me) – стандартний електродний потенціал металу, В;

R – універсальна газова постійна; T – абсолютна температура, К; n – число електронів, що бере участь у реакції; F – число Фарадея, (96487 Кл).

За стандартних умов рівняння Нернста набуває вигляду:

(Меⁿ⁺/Me) = ⁰(Меⁿ⁺/Me) +.

Для даної задачі ⁰(Fе²⁺/Fе) = – 0,44 В, n = 2.

При [Fе²⁺] = 1 моль/л, (Меⁿ⁺/Me) = ⁰(Меⁿ⁺/Me) = – 0,44 В.

При [Fе²⁺] = 0,001 моль/л, (Меⁿ⁺/Me) = ⁰(Меⁿ⁺/Me) + 0,0295lg10^-3 =

– 0,44 В – 0,0885 B = – 0,5285 B.

Отже, при зменшенні концентрації іонів Fе²⁺ у 1000 разів потенціал залізного електрода зменшиться на 0,0885 В.

Приклад 2. Скласти схему гальванічного елемента, у якому електродами є нікелева та мідна пластинки, занурені у розчини їхніх солей з активними концентраціями 1 моль/л. Зазначте, який електрод є анодом, а який – катодом. Напишіть рівняння реакцій і обчисліть електрорушійну силу (ЕРС) даного елемента.

Розв’язання. З таблиці 3 ⁰(Ni²⁺/Ni) = – 0,25 B; ⁰(Cu²⁺/Cu) = 0,34 B. У гальванічному елементі анодом є більш активний метал (у даному випадку це нікель), катодом менш активний (мідь). Схема цього гальванічного елемента:

(–)Ni  Ni²⁺  Cu²⁺  Cu(+)

Одна вертикальна риска означає межу розділу метал-розчин, а дві риски – межу розділу двох розчинів, сполучених пористою перетинкою чи трубкою з розчином електроліту.

На аноді відбувається окисний процес: Ni⁰ – 2е^–  Ni²⁺.

На катоді – відновний процес: Cu²⁺ + 2е^–  Cu⁰.

Чи сумарно: Ni⁰ + Cu²⁺  Ni²⁺ + Cu⁰.

Електрони рухаються від анода до катода, ЕРС гальванічного елемента можна визначити за формулою ЕРС = _кат. – _ан.,

де _кат. і _ан., – електродні потенціали відповідно катода й анода.

За стандартних умов ЕРС = ⁰_кат. – ⁰_ан., отже, у даному випадку ЕРС = 0,34 – (– 0,25) = 0,59 В.

Приклад 3. Залізний виріб покритий шаром хрому. Яке це покриття – анодне чи катодне? Скласти електронні рівняння катодного й анодного процесів корозії цього виробу при порушенні покриття у вологому повітрі.

Розв’язання. З таблиці 3 ⁰(Fе²⁺/Fе) = – 0,44 B; ⁰(Cr³⁺/Cr) = – 0,74 B. Оскільки ⁰(Cr³⁺/Cr) < ⁰(Fе²⁺/Fе), у цій системі хром є анодом, а залізо катодом. В вологому повітрі відбувається електрохімічна корозія металів. Корозійним агентом (поляризатором) є кисень. При порушенні покриття виникають мікрогальванічні пари (–)Cr  Cr³⁺  Fе ²⁺  Fе(+)

Анодний процес: Cr⁰ – 3е^-  Cr³⁺.

Катодний процес: О₂ + 2Н₂О + 4е^-  4ОН^-.

Іони хрому та групи ОН^- взаємодіють: Cr³⁺ + 3ОН^–  Cr(ОН)₃.

Приклад 4. Напишіть рівняння всіх реакцій, що відбуваються при електролізі водного розчину CuSO₄, і визначте, яку кількість електрики (Кл) необхідно пропустити через цей розчин для виділення 96 г міді. Вихід за струмом вважайте рівним 100 %.

Розв’язання. Задана сіль утворена малоактивним металом. Оскільки ⁰(Cu²⁺/Cu) > ⁰(2H⁺/Н₂), на катоді буде відбуватися реакція відновлення міді: Cu²⁺ + 2е^-  Cu⁰. У водних розчинах за відсутності кислотних залишків безкисневих кислот, першими окиснюються молекули води: 2Н₂О – 4е^–  О₂ + 4Н⁺.

Таким чином, при електролізі водного розчину CuSO₄ на катоді виділяється мідь, на аноді – кисень, а у розчині накопичується Н₂SO₄.

Відповідно до першого закону Фарадея: Q = (m)/E,

де Q – кількість електрики, що пройшла крізь електроліт, Кл;

m – маса речовини, яка виділилася не електроді, г;

F – стала Фарадея, (96487 Кл); E – еквівалентна маса елемента, г/моль.

За формулою Е = А/n, де А – атомна маса елемента, n – валентність, тоді для даної задачі Q = (96  96487) : 31,77 = 291556 Кл.

Приклад 5. Обчислити атомну масу двовалентного металу, якщо при електролізі водного розчину хлориду цього металу протягом 6 годин за сили струму 4А, на катоді виділилося 92,76 г цього металу.

Розв’язання. За першим законом електролізу Фарадея: E = (m)/(І),

де І – сила струму, А;  – час, с.

Для даного випадку: Е = (92,76  96487) : (4  21600) = 103,6 г/моль.

Оскільки за умовою задачі n = 2, те А = Е  n = 207,2 г/моль.

З таблиці елементів Д.Менделєєва визначаємо, що цей метал – свинець.