Задачи

189

му уравнению Mn окисляется, т.е. играет роль анода, Ni восстанавливается, т.е. является катодом ГЭ. Схема ГЭ будет иметь вид:

2ē

- A : Mn | Mn 2+ ║ Ni 2+ | Ni : K +

Уравнения электродных реакций:

A : Mn0 - 2ē → Mn2+

K : Ni2+ + 2ē → Ni0

ЭДС гальванического элемента:

б) По приведенному уравнению Mn – окисляется, т.е. является анодом, ионы Н+ восстанавливаются, т.е. водород выполняет роль катода. Схема ГЭ будет следующей:

2ē

- A : Mn | Mn 2+ ║ 2H + | H2 : K +

Уравнения электродных реакций:

A : Mn0 - 2ē → Mn2+

K : 2H+ + 2ē → H2

ЭДС гальванического элемента:

в) При диссоциации солей происходит разделение их молекул на составные части – ионы: HgSO4 → Hg2+ + SО42-; NiSO4 → Ni2+ + SО42-. Согласно представленному уравнению реакции никель окисляется, т.е. выполняет роль анода, ртуть восстанавливается, т.е. является катодом. Схема ГЭ:

2ē

- A : Ni | Ni 2+ ║ Hg 2+ | Hg : K +

Уравнения реакций на электродах:

A : Ni0 - 2ē → Ni2+ K : Hg2+ + 2ē → Hg0

ЭДС гальванического элемента:

Поскольку рассчитанные значения ЕГЭ во всех уравнениях имеют положительные значения, то схемы представленных ГЭ составлены верно и реакции во всех случаях будут протекать самопроизвольно.

Задача 4

Никелевые пластины опущены в растворы NiSO4 с концентрациями С1 = 1 М (моль/л), С2 = 10-4 М при Т = 298 К. Определить, к какому типу относится этот гальванический элемент. Составить его схему и записать уравнения происходящих реакций. Рассчитать ЭДС этого элемента.

Решение

Поскольку оба электрода выполнены из одного металла, но опущены в растворы его соли с различными концентрациями, то этот ГЭ будет концентрационным.Схема ГЭ:

- A : Ni | Ni 2+ (10 – 4M)║(1M) Ni 2+ | Ni : K +

C2 C1

Электрод, погруженный в раствор с большей концентрацией ионов, будет выполнять функцию катода, на нем будет восстановление ионов:

K : Ni2+ + 2ē → Ni0.

Электрод, погруженный в раствор с меньшей концентрацией ионов, будет выполнять функцию анода, на нем будет проходить окисление никеля:

A : Ni0 - 2ē → Ni2+.

Для определения ЭДС ГЭ воспользуемся уравнением Нернста: ЕГЭ = RT ln C1 nF C2

Задача 5

Определить, какой из электродов будет отрицательным в паре Мn/Mn2+ и Bi/Bi3+. Составить схему ГЭ и определить его ЭДС, если известно, что каждый

из металлов погружен в раствор своей соли с концентрациями: [Mn2+] = 0,01 M, [Bi3+] = 0,1 M. Сравнить ЭДС этой цепи с ЭДС ГЭ, образованного нормальны-

можно утверждать, что положительным электродом (катодом) будет висмут, а отрицательным (анодом) – марганец.

Следовательно, на электродах будут проходить следующие реакции: K : Bi3+ + 3ē → Bi0 (восстановление);

A : Mn0 - 2ē → Mn2+ (окисление).

191

Ea = −1,17 + 0,059 (−2) = −1,23 B ; 2

E ГЭ = 0,2 − ( − 1,23 ) = 1,43 В .

Определим ЭДС ГЭ, образованного нормальными электродами:

Отсюда видно, что в ГЭ с разными концентрациями раствора у электродов ЭДС больше, чем в ГЭ, образованным нормальными электродами.

Для подтверждения вывода о возможности реакций определить ЭДС для каждой реакции.

Решение

а) Допустим, что данная реакция возможна

Zn + H2SO4(P) → ZnSO4 + H2,; или в ионном виде:

Zn + 2H + + SO42- → Zn2+ + SO42- + H2.

В ходе этой реакции цинк окисляется, т.е. играет роль анода, ионы водорода восстанавливаются.

A : Zn0 - 2ē → Zn2+;

K : 2H + + 2ē → H2 .

Схема ГЭ: (- А : Zn | Zn2+║2H +| H2 : К +).

ЭДС гальванического элемента:

EГЭ = Eк − Eа = E20H + / H2 − EZn0 / Zn2+ = 0 − (−0,76) = 0,76B .

Поскольку рассчитанное значение ЕГЭ > 0, то сделанное предположение о возможности данной реакции верно.

б) Допустим, что данная реакция возможна

Zn + MgCl2(P) → ZnCl2 + Mg; или в ионном виде:

Zn + Mg2+ + 2Cl - → Zn2+ + 2Cl - + Mg A : Zn0 - 2ē → Zn2+;

K : Mg 2+ + 2ē → Mg0 .

Схема ГЭ:

- А : Zn | Zn2+║Mg 2+| Mg : К +.

ЭДС гальванического элемента:

EГЭ = Eк − Eа = EMg0 / Mg 2+ − EZn0 / Zn 2+ = −2,31 − (−0,76) = −1,55B .

Поскольку рассчитанное значение ЕГЭ < 0, то сделанное предположение о возможности данной реакции не верно. Данная реакция не возможна.

в) Допустим, что данная реакция возможна

193

KI → K + + I -

Поскольку катионы активных металлов, к которым относится калий, в водных растворах не восстанавливаются, то на катоде будут восстанавливаться молекулы воды:

K : 2H2O + 2ē → H2 + 2OH - .

Таким образом, на катоде выделяется водород, а вблизи катода образуется раствор щелочи:

K + + OH - → KOH..

На аноде происходит разряжение (окисление) ионов йода:

A : 2I - - 2ē → I2.

Поляризация электрохимическая, поскольку на электродах выделяются различные продукты.

в) Раствор KNO3 диссоциирует на ионы, а при электролизе происходит перераспределение ионов по схеме:

На катоде катионы калия восстанавливаться не будут (калий – активный металл), а будут восстанавливаться молекулы воды:

K : 2H2O + 2ē → H2 + 2OH -.

На аноде будет растворяться (окисляться) цинк:

A : Zn - 2ē → Zn2+.

После достаточного насыщения раствора ионами цинка одновременно с водородом на катоде начнется выделение цинка:

K : Zn 2+ + 2ē → Zn0.

Поляризация в начальный период реакции – электрохимическая, затем – концентрационная.

г) При электролизе раствора ZnSO4 с растворимым (Zn) анодом происходит перераспределение ионов между электродами по схеме

Поскольку цинк относится к умеренно активным металлам, его ионы будут восстанавливаться на катоде вместе с молекулами воды:

K : Zn 2+ + 2ē → Zn0;

2H2O + 2ē → H2 + 2OH -.

На аноде будет окисляться цинк:

A: Zn - 2ē → Zn2+.

Вэтом случае будет наблюдаться концентрационная поляризация.

Вслучае электролиза раствора ZnSO4 с нерастворимым (Pt) анодом поскольку ZnSO4 представляет собой соль кислородосодержащей кислоты (Н2SO4), на аноде будет происходить окисление молекул воды:

A : 2H2O - 4ē → O2 + 4H +.

Вблизи анода будет образовываться серная кислота:

194

2H + + SO42- → H2SO4.

Поляризация электрохимическая.

Задача 2

Определить массу цинка, выделившегося на катоде при электролизе раствора ZnSO4 в течение 1 часа при токе 26,8 А, если выход по току равен 50 %.

Решение

Согласно закону Фарадея, расчетная (теоретическая) масса вещества, выделившегося на электроде:

m(Т ) = mЭ × I ×t , F

где mЭ – эквивалентная масса (масса моля эквивалента), I – ток, t – продолжительность электролиза,

F – постоянная Фарадея (F = 26,8 А час/моль). Эквивалентная масса цинка рассчитывается по формуле:

Подставив численные значения всех параметров в данное выражение, получим:

= 63, 38 × 26, 8 ×1× 50% =

mпр × × 16, 345 г. 2 26, 8 100%

Масса цинка, выделившегося на катоде, 16,345 г.

Задача 3

Сколько времени нужно пропускать через раствор серебряной соли ток силой 3 А, чтобы покрыть предмет с площадью поверхности 100 см2 слоем толщиной 0,005 мм (плотность серебра 10,5 г/см3).

Решение

Определим объем слоя серебра V = S × d = 100 × 0,0005 = 5 ×10 −2 cм3 . Определим массу серебряного покрытия:

m = ρ ×V = 10,5 × 5 ×10 −2 = 0,525 г .

Учитывая, что выход по току процесса 100 %, запишем выражение для массы выделившегося серебра (закон Фарадея)

195

где Аm – атомная масса серебра (107,87 г/моль), n – валентность (1). Учитывая, что постоянная Фарадея F = 96484 А·с/моль, определяем про-

должительность процесса

Продолжительность процесса 156,5 с.

Задача 4

Сколько граммов щелочи образовалось у катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода, измеренного при нормальных условиях?

Решение

Представим схему электролиза:

Таким образом, при электролизе раствора K2SO4 на катоде выделяется водород, и вблизи него образуется раствор KOH, на аноде выделяется кислород, и вблизи него образуется серная кислота.

Согласно второму закону Фарадея, при пропускании равного количества электричества, массы каждого из веществ, претерпевших превращения, относятся между собой, как их эквивалентные массы. Таким образом,

и занимает объем 22,4 л, то составим пропорцию:

Полученные численные значения подставим в выражение второго закона Фарадея и получим:

У катода образуется 112 г КОН.

8.5.3 Задачи по разделу «Коррозия»

Задача 1

Указать тип коррозии при контакте. Составить уравнения реакций.

а) Co + O2 →

б) Co + H2SO4(P-P) →

в) Co-Cu+ H2SO4(P-P) →

Решение

а) 2Co + O2 → 2CoO

Коррозия химическая, так как протекает в среде газа (не электролита).

б) Co + H2SO4(P-P) → CoSO4 + H2

Коррозия электрохимическая, так как серная кислота является электролитом.

в) Co-Cu+ H2SO4(P-P) → CoSO4 + H2 +Cu

Система Со–Cu представляет собой гальванопару, где Со, имеющий бо-

Коррозия электрохимическая.

Задача 2

Какие металлы в гальванических парах Ni – Bi , Zn – Cu являются анодом, какие катодом? Какие процессы будут происходить в случае коррозии, если

ляться никель:

A : Ni0 - 2ē → Ni2+,

во втором случае будет окисляться цинк:

A : Zn0 - 2ē → Zn2+.

Катодный процесс в обоих случаях будет выражаться деполяризацией кислорода, растворенного в воде:

K : O2 + 2H2O + 4ē → 4OH -.

б) Если электролит – раствор серной кислоты, то анодные процессы будут те же, что в п. а).

Катодные процессы в обоих случаях будут выражаться деполяризацией водорода

H2SO4 → 2H + + SO42

K : 2H + + 2ē → H2.

Задача 3.

Анодным или катодным покрытием является никель и серебро для железа? Составить уравнения процессов коррозии, если электролит – соляная кислота. Рассмотреть случаи неповрежденного и поврежденного покрытий.

Решение.

а) Никелевое покрытие по отношению к железу является катодным, по-

ровать с кислотой и корродировать. В этом случае окисляться (корродировать) будет никель:

A : Ni0 - 2ē → Ni2+.

Катодный процесс будет выражаться водородной деполяризацией:

HCl → H + + Cl -,

K : 2H + + 2ē → H2.

При малейшем повреждении никелевого покрытия железо при контакте с кислотой играет роль анода и окисляется (корродирует):

A : Fe0 - 2ē → Fe2+.

Катодом в этом случае служит Ni, на поверхности которого проходит водородная деполяризация.

K(Ni) : 2H + + 2ē → H2.

б) Серебро для железа также является катодным покрытием, поскольку его стандартный электродный потенциал ( EAg0 + / Ag = +0,8 Â ) выше, чем у железа.

В случае целостности покрытия железо не будет корродировать. Серебро тоже не будет окисляться, поскольку имеет электродный потенциал выше, чем у водорода, т.е. не может вытеснять водород из разбавленной кислоты.

При повреждении серебряного покрытия железо играет роль анода и окисляется (корродирует):

198

A : Fe0 - 2ē → Fe2+.

Катодом в этом случае служит Ag, на поверхности которого проходит водородная деполяризация.

K(Ag) : 2H + + 2ē → H2.

Задача 4

Определить, какой из металлов (железо, никель, магний, медь) лучше взаимодействует с разбавленной серной кислотой? Ответ дать на основании значений ЭДС гальванических элементов, составленных на основании реакции Me + H2SO4(P) →. Составить схему гальванического элемента, написать уравнения электродных процессов и подсчитать ЭДС элемента, если:

При воздействии на металлы разбавленной серной кислоты окислителем является ион водорода. Но этот ион может окислять только металлы, стоящие в ряду активности перед водородом. На металлы, стоящие после водорода (например, Cu), разбавленная серная кислота не действует. Докажем это с помощью расчетов.

а) Взаимодействие H2SO4 с Fe.

H2SO4(P) + Fe → FeSO4 + H2 или в ионном виде:

2H + + SO42- + Fe → Fe2+ + SO42- + H2; т.е. Fe + 2H+ → Fe2+ +H2

анодный процесс: A : Fe0 - 2ē → Fe2+ (окисление железа); катодный процесс: K : 2H + + 2ē → H2 (восстановление Н+).

2ē

- A : Fe | Fe 2+ ║ 2H + | H2 : K +

Схема ГЭ:

в) Взаимодействие H2SO4 с Mg.