Примеры решения задач. Вычислить ЭДС соответствующего гальванического элемента

Пример 1.

Вычислить ЭДС соответствующего гальванического элемента, константу равновесия окислительно-восстановительной реакции и определить наиболее вероятное направление самопроизвольного протекания реакции:

Сd⁰(тв) + Аg⁺(p) D Сd²⁺(p) + Аg⁰(тв),

еcли концентрации ионов равны:

С _Аg+ = 10 ^-4 моль/л; C _Сd2+ = 10 ^-3 моль/л.

Решение:

Вычислим электродные потенциалы соответствующих электродов по формуле Нернста:

0,059

Е₁ = Е⁰₁ + ¾¾¾ lg С _Сd2+;

n

Стандартный электродный потенциал кадмия составляет – 0,40 В.

0,059

Е₁ = - 0,40 + ¾¾¾ lg 10 ^-3 = - 0,49 В;

Для серебра стандартный потенциал равен +0,80 В, тогда:

0,059

Е₂ = Е⁰₂ + ¾¾¾ lg С _Аg+

n

0,059

Е₂ = 0,80 + ¾¾¾ lg 10 ^-4 =+ 0,56 В.

Поскольку Е₁ < Е₂, реакция будет протекать слева направо, т. е.

Сd⁰(тв) + 2Аg⁺(p) D Сd²⁺(p) + 2Аg⁰(тв)

Запишем схему гальванического элемента:

- Сd⁰½ Сd²⁺½½Аg⁺½ Аg⁰ +,

Сd⁰ - 2е ® Сd²⁺ - на аноде происходит процесс окисления;

Аg⁺ + е ® Аg⁰ - на катоде происходит процесс восстановления.

ЭДС такого элемента будет равна:

ЭДС = Е₂ - Е₁

ЭДС = 0,56 - (-0,49) = 1,05 В.

Для вычисления константы равновесия, вспомним связь между стан­дартной ЭДС и стандартной энергией Гиббса: DG = - nFDE.

С другой стороны, DG связана с константой равновесия K уравне­нием DG = - 2,3 RT lg K. Для 25°С (298 К) последнее уравнение после подстановки в него значений R (8,31 Дж/моль K) и F (96485 Кл/экв) преобразуется к такому виду (DЕ = Е₂ - Е₁):

nDE

lg K = ¾¾¾;

0,059

2 × (0,8 – (– 0,4)) 2 × 1,2

lg K = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾ = 35,6.

0,059 0,059

Отсюда K = 10^35,6.

Из этого следует, что реакция между кадмием и ионами серебра практически протекает в сторону продуктов реакции.

Пример 2.

Ток в 2,5 А, проходя через раствор электролита в течение 30 мин, выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквива­лентную массу металла.

Решение:

Согласно закону Фарадея:

m = (Э×I×t)/F.

Тогда Э = (m× F)/ I×t; Э = (2,77× 96485)/(2,5 × З0 × 60) = 59,4 г/моль.

Пример 3.

Какой из металлов: кадмий, медь, платина, молибден, ртуть - в паре с никелем в гальваническом элементе будет анодом? Составьте схему гальванического элемента.

Решение:

Запишем значения стандартных электродных потенциалов для данных металлов:

Е° _{Cd ïCd+2} = - 0,40 В; Е° _{Mo ïMo+2} = - 0,20 В;

Е° _{Cu ïCu+2} = + 0,34 В; Е° _{Pt ïPt+2} = + 1,20 В;

Е° _{Ni ïNi+2} = - 0,25 В.

При работе гальванического элемента электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала восстанавливается, выступая в качестве окислителя, а с более низким – окисляется, являясь восстановителем.

Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом. Поэтому Е°_АНОД < Е°_КАТОД. Сравнивая значения электродных потенциалов металлов со значением Е° _NiïNi++, получаем Е° _CdïCd+2 < Е° _NiïNi+2. Следовательно, анодом в паре с никелем в гальваническом элементе будет кадмий.

Схема гальванического элемента записывается следующим образом:

Cd ïCd²⁺½½ Ni²⁺ ï Ni.

Пример 4.

В контакте с каким из металлов: платина, никель, железо, хром - коррозия цинка будет проходить быстрее и почему?

Решение:

Коррозия – самопроизвольный процесс, и для него DG° = - n×F×DЕ°, поэтому, чем больше значение ЭДС, тем больше вероятность протекания коррозии.

DЕ° = Е° _{Pt ïPt+2} - Е°_ZnïZn+2 = 1,2 - (-0,76) = 1,98 B;

DЕ° = Е° _{Ni ïNi+2} - Е° _ZnïZn+2 = -0,25 - (-0,76) = 0,51 B;

DЕ° = Е° _{Fe ïFe+2} - Е° _ZnïZn+2 = -0,44 - (-0,76) = 0,32 B;

DЕ° = Е° _{Cr ïCr+3} - Е° _ZnïZn+2 = -0,74 - (-0,76) = 0,02 B.

Поэтому в контакте с платиной коррозия цинка протекает быстрее.

Пример 5.

Какое вещество выделяется у катода и анода при электролизе водного раствора смеси солей: CuSO₄; NaNO₃; K₂SO₄. Концентрация всех солей в растворе одинаковы.

Решение:

Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них, т.е. окисленная форма той электрохимической системы, которой отвечает наибольшее значение электродного потенциала.

Cu²⁺ + 2е^- = Cu: Е° _{Cu ïCu+2} = + 0,34 В

2Н⁺ + е^- = Н₂ : Е° _{Н ïН+} = 0,0 В

К⁺ + е^- = К: Е° _{К ïК+} = - 2,92 В

Na ⁺ + е^- = Na: Е° _{Na ïNa+} = - 2,71 В

Поскольку Е°_CuïCu+2 обладает наибольшим значением электродного потенциала, то именно медь будет выделяться на катоде. Аналогично, если в системе имеется несколько восстановителей, на аноде будет окисляться наиболее активный из них, т.е. восстановленная форма той электрохимической системы, которая характеризуется наименьшим значением электродного потенциала.

При электролизе водных растворов нитратов, сульфатов на инертном электролизе происходит окисление гидроксид –ионов с образованием кислорода:

4 ОН ^– = О₂­ + 2Н₂О + 4е^- Е⁰ = 0,40 В.

Пример 6.

Что произойдет, если в раствор медного купороса CuSO₄ опустить кусок железа?

Решение:

Запишем электродные полуреакции:

Cu⁰ ® Cu²⁺ + 2е^- Е° _{Cu ïCu+2} = + 0,34 В;

Fe⁰ ® Fe²⁺ + 2е^- Е° _{Fe ïFe+2} = - 0,44 В;

т.к. Е° _{Cu ïCu+2} > Е° _{Fe ïFe+2}, то наиболее предпочтительна первая полуреакция.

Действительно, отрицательное значение стандартного электродного потенциала FeïFe²⁺ означает, что железо должно окисляться катионами водорода сильнее, чем медь:

Fe + 2Н⁺ ® Fe²⁺ + Н₂.

Е° _{Cu ïCu+2} = + 0,34 В показывает, что водород легче окисляется:

Cu²⁺ + Н₂ ® Cu⁰ + 2Н⁺.

Суммируя реакции, получаем: Fe + Cu²⁺ ® Fe²⁺ + Cu⁰. Следовательно, полная реакция окисления железа самопроизвольно протекает в указанном направлении, т.е. на поверхности железа осаждается слой металлической меди.

Пример 7

Рассчитайте электрохимический эквивалент кадмия.

Решение:

Электрохимический эквивалент металла рассчитывается по следующей формуле:

М

Э = ¾¾¾¾¾¾¾,

n * F

где М – молярная масса элемента; n – валентность; F – число Фарадея.

Подставляем известные данные в формулу:

112,41 г/моль

Э = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 5,83 * 10^{– 4} г/Кл = 0,583 мг/Кл.

2 * 96485 Кл/моль

Пример 8

Вычислить число переноса аниона С1^- в бесконечно разбавленном растворе NaС1 при 25 °С, если известны подвижности катиона и аниона в этом растворе: l_Na+ = 50,1 см²/Ом* моль; l_Cl- = 76,35 см²/Ом*моль.

Решение:

При электролизе через каждый электрод проходят одинаковые количества электричества, но каждый вид ионов переносит неодинаковые доли электричества ввиду различия скоростей ионов.

Числа переноса (t) можно выразить через отноше­ние абсолютной скорости иона к сумме абсолютных скоростей обоих ионов или соответственно через отношение ион­ных электропроводностей, например:

v_- l -

t _- = ——— = ———

v₊+ v_{_} l₊ + l_

Подставляем известные данные в формулу:

76,35 см²/Ом*моль

t _- = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ = 0, 60

76,35 см²/Ом*моль + 50,1 см²/Ом* моль

Дата добавления: 2015-07-25