электрохимия

УДК 546:681.3.06+536.7+541.124 (075.5)

Христенко М.С. Методические указания к самостоятельной работе по теме «Электрохимия» для студентов 1 курса строительных специальностей/ М.С. Христенко, И.Н. Охтеменко, Н.С. Дозорцева; Алт. гос. техн. ун–т им. И.И.Ползунова. – Барнаул: Изд–во АлтГТУ, 2009. – 23 с.

Методические указания содержат варианты заданий для самостоятельной работы, которые могут быть использованы для промежуточного контроля успеваемости студентов, с примерами их выполнения. Задания и примеры их выполнения охватывают основные разделы темы “Электрохимия”: гальванические элементы; электролиз; коррозия металлов.

Рассмотрено и одобрено на заседании кафедры общей химии. Протокол № 2

от 13.10.2009г.

2

1 ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

1.1 Примеры решения задач

Пример 1. Составить схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe. Записать электронные уравнения электродных процессов. Рассчитать ЭДС гальванического элемента (Т = 298 К), если концентрации катионов металлов в растворах у анода и катода [Men+]A = 10–2 моль/л и [Men+]K = 1

моль/л соответственно.

Дано: Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe; [Men+]A = 10–2 моль/л и [Men+]K = 1 моль/л:

Решение: Из уравнения реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента:

Zn +FeSO4 ZnSO4 + Fe ( в молекулярной форме), Zn0+Fe2+ Zn2++ Fe0 (в ионно–молекулярной форме),

следует, что цинк окисляется (растворяется) и переходит в раствор, а ионы железа восстанавливаются из раствора, следовательно, цинковый электрод является анодом, а железный – катодом.

Электродные процессы:

Анод (–): Zn0 – 2ē → Zn2+ – окисление; Катод (+): Fe2+ + 2ē → Fe0 – восстановление.

Гальванический элемент состоит из железного электрода Fe|FeSO4 илиFe|Fe2+ и цинкового электрода Zn|ZnSO4

или Zn|Zn2+.

Схема гальванического элемента:

е→

A(–)Zn|ZnSO4║FeSO4|Fe(+)K

←SO42–

или

е→

A(–)Zn|Zn2+║Fe2+|Fe(+)K.

←SO42–

Расчет электродных потенциалов:

3

Стандартные значения электродных потенциалов:

φ°Zn2+/ Zn= – 0,76 В; φ°Fe2+/Fe = – 0,44 В.

[Men+]A = [Zn2+] = 10–2 моль/л и [Men+]K = [Fe2+] = 1 моль/л.

Значения потенциала в заданных условиях рассчитываем по уравнению Нернста:

φ Мen+/ Мe = φ° Мen+/ Me + (0,059 / n) lg [Me n+], где

φ°Мen+/Me – значение стандартного электродного потенциала, В; φМen+/Me – значение потенциала в заданных условиях, В;

n – число отданных или принятых в окислительно– восстановительном процессе электронов;

[Me n+] – концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

φZn2+/ Zn = φ°Zn2+/ Zn + (0,059 / 2) lg [Zn2+] = = –0,76 + (0,059 / 2) lg10–2 = – 0,819 B.

φFe2+/ Fe = φ°Fe2+/ Fe = – 0,44 B, т.к. [Fe2+]= 1 моль/л.

Расчет ЭДС:

ЭДС находится как разность электродных потенциалов

катода (φK) и анода ( φА):

ЭДС = φK – φА = φFe2+/ Fe – φ Zn2+/ Zn =

= –0,44 – (– 0,819) = 0,379 В.

Пример 2. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного электрода и кадмиевого электрода. Составить схему гальванического элемента. Записать электродные процессы. Рассчитать ЭДС гальванического

элемента (Т=250С), если концентрация ионов кадмия в растворе 10–4 моль/л.

Дано: [Cd2+] = 10–4 моль/л; схемы электродов: Pt,H2|2H+ или Pt,H2|H2SO4 – водородный электрод; Cd|Cd2+ – металлический электрод.

Решение:

Расчет электродных потенциалов:

4

электродного потенциала металлического электрода по уравнению Нернста.

Стандартные значения электродных потенциалов: φ°2H+/H2

= 0, φ°Cd2+/Cd = – 0,40 B.

φCd2+/Cd = φ°Cd2+/Cd + (0,059/ 2) lg[Cd2+] = = –0,40 + (0,059/2) lg10–4 = – 0,518 B.

φCd2+/Cd < φ°2H+/H2, следовательно, кадмиевый электрод является анодом, а водородный – катодом.

Электродные процессы:

Анод (–): Cd0 – 2ē → Cd2+ – окисление;

Катод (+):2H+ + 2ē → H2 – восстановление. Cd + 2H+ → Cd2++ H2 ↑

Cd + H2SO4 → CdSO4 + H2↑– уравнения реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента, в ионно– молекулярной и молекулярной форме.

Схема гальванического элемента:

е→

A(–) Cd| Cd2+ ║ 2H+ |Pt,H2 (+) K

← SO4 2–

Расчет ЭДС:

ЭДС = φK – φА = φ°2Н+/Н2 – φCd2+/Cd = 0– (– 0,518) = 0,518 В.

Пример 3. Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС концентрационного гальванического элемента (Т = 298 К), состоящего из ртутных электродов, один из которых погружен в

раствор хлорида ртути (II) с концентрацией 1 моль/л, а другой – 10–4 моль/л.

Дано: [Hg2+]1 = 1моль/л; [Hg2+]2 = 10–4 моль/л; схема электрода: Hg|Hg2+ или Hg|HgCl2.

5

Решение:

Расчет электродных потенциалов:

Стандартное значение электродного потенциала: φ°Hg2+/ Hg = 0,79 B.

Электрод с концентрацией [Hg2+]1 = 1моль/л является стандартным. Для электрода с концентрацией [Hg2+] = 10–4 моль/л необходимо рассчитать значение потенциала по

уравнению Нернста:

φHg2+/ Hg=φ°Hg2+ /Hg + (0,059 / 2) lg[Hg2+] = 0,79 + (0,059 / 2) lg10–4= 0,67 В.

φHg2+/Hg = 0,67 B < 0,79 В, следовательно, электрод с большей концентрацией электролита является катодом, а с меньшей – анодом.

Расчет ЭДС:

ЭДС = φK – φА = φ°Hg2+/Hg – φHg2+/Hg = 0,79 – 0,67 = 0,12 В.

Электродные процессы:

Анод (–): Hg0 – 2ē → Hg2+ – окисление; Катод (+): Hg 2+ + 2ē → Hg0 – восстановление.

Схема гальванического элемента:

е→

A(–) Hg|HgCl2(10–4 моль/л)║ HgCl2(1 моль/л)|Hg (+) K ← Cl –

6

2 ЭЛЕКТРОЛИЗ

2.1 Примеры решения задач

Пример 1. Составить электронные уравнения процессов, которые протекают на графитовых электродах при электролизе раствора хлорида бария BaCl2, определить продукты электролиза. Рассчитать массы продуктов, выделяющихся на электродах (для газов

– объемы при н.у.) при пропускании через раствор 48250 Кл электричества. Определить массы веществ, образующихся в растворе.

Дано: Электролит – раствор BaCl2 , Q = 48250 Кл, материал анода – графит.

Решение: BaCl2 в растворе находится в виде ионов: BaCl2 → Ba2+ + 2Cl –

Катионы Ba2+ перемещаются к отрицательно поляризованному катоду, а Cl– перемещаются к положительно поляризованному аноду.

На катоде протекает восстановление водорода из воды, т.к. катионы активных металлов (Ba2+) из растворов не восстанавливаются. В прикатодном пространстве накапливаются ионы ОН– и Ba2+, образующие гидроксид бария Ba(OH)2. На аноде протекает окисление анионов Cl – в результате которого образуется молекулярный газообразный хлор. В ходе электролиза получают продукты: H2(г), Cl2(г), Ba(OH)2(р-р).

Суммарное уравнение электролиза: 2Cl– + 2HOH → Cl2 ↑ + H2 ↑ + 2OH–

BaCl2 + 2H2O → H2 ↑ +Cl2 ↑ +Ba(OH)2.

10