Уравнение нернста для металлического электрода при 298 к

Обновлено: 19.05.2024

Me n + _{(раствор)} + ne  Me_{(электрод)}, для которого уравнение Нернста в общем виде, с учетом, что система гетерогенная, записывают следующим образом:

При подстановке в это уравнение Т = 298 К, F = 96500 Кл/моль и замене натурального логарифма на десятичный получим следующее уравнение:

Электрохимический ряд металлов

В соответствии с увеличением окислительных свойств катионов металлов (окисленная форма) и уменьшением восстановительных свойств металлов – простых веществ (восстановленная форма) построен известный электрохимический ряд металлов:

Li K Na Mg Al Ti Mn Zn Fe Pb H Bi Cu Ag Pt Au

В электрохимическом ряду левее водорода расположены металлы, стандартные электродные потенциалы которых отрицательнее, чем у водородного электрода; правее водорода расположены металлы, стандартные электродные потенциалы которых положительные.

Для того, чтобы экспериментально определить стандартный электродный потенциал какого-нибудь металла, например цинка, необходимо в стандартных условиях собрать гальванический элемент, в котором один электрод будет металлическим (цинковым), а другой – водородным, и измерить разность потенциалов такого элемента, Е 0 :

Для цинка стандартный электродный потенциал отрицательнее водородного на 0,77 В, т. е. = – 0,77 B.

Примечание: вследствие того, что практически измерима только разность потенциалов (относительно водородного электрода, Е 0 = 0) запись = – 0,77 B не совсем корректна. Однако в литературе иногда отождествляют обозначения φ 0 и Е 0 (в последнем случае ЭДС обозначают как E 0 _р).

Стандартные электродные потенциалы различных окислительно-восстановительных систем приводятся в справочниках.

Пример 1: рассчитать ЭДС цинк-серебряного гальванического элемента в стандартных условиях.

Решение: в стандартных условиях = – 0,77 В, = 0,80 В, тогда ЭДС этого элемента

E 0 _р = E 0 _катода– E 0 _анода = – = 0,80 – (– 0,77) = 1,57 В.

В заключение отметим, что согласно уравнению Нернста разность потенциалов двух полуэлементов может возникнуть даже в тех случаях, когда они образованы одинаковыми металлами, но при этом различаются концентрации растворов электролитов или их температура (см. уравнение 4).

Выбор окислителя (восстановителя) с помощью таблиц электродных потенциалов. Определение преимущественного направления окислительно-восстановительных реакций

Таблица электродных потенциалов позволяет определить возможность окислительно-восстановительной реакции не только между металлами и их катионами, но и между любыми потенциальными окислителями и восстановителями. Окислителем будет вещество, восстановлению которого соответствует больший электродный потенциал.

Согласно химической термодинамике, самопроизвольно протекают реакции, в результате которых уменьшается энергия Гиббса (G_р < 0).

Для окислительно-восстановительных реакций G 0 _х.р.= – n∙F∙ E 0 _р, где E 0 _р – разность стандартных электродных потенциалов окислительной и восстановительной систем (E 0 _р = E 0 _ок. – E 0 _восст.)_, F – число Фарадея (96500 Кл/моль), n – число электронов, участвующих в элементарной реакции; E часто называют ЭДС реакции. Очевидно, что G 0 _р< 0, если E 0 _р>0.

Как рассчитать ЭДС реакции?

Любую окислительно-восстановительную реакцию, например

Sn 4+ + Fe 2+  Sn 2+ + Fe 3+

можно представить как сочетание двух полуреакций:

Sn 4+  Sn 2+ и Fe 2+  Fe 3+ ;

В каком направлении реакция может протекать самопроизвольно, в прямом или в обратном? Или, другими словами, что реально осуществить: окислить Fe 2+ ионами Sn 4+ или окислить Sn 2+ ионами Fe 3+ ?

Каждая из этих полуреакций характеризуется величиной электродного потенциала (справочные данные)

Если протекает прямая реакция, то система Sn 4+  Sn 2+ будет окислительной, а система Fe 2+  Fe 3+ – восстановительной:

Sn 4+ + Fe 2+  Sn 2+ + Fe 3+

Тогда ЭДС этой реакции

Таким образом, для прямой реакции E 0 _р  0, и поэтому она самопроизвольно протекать не будет, может протекать обратная реакция. Или, другими словами, в стандартных условиях невозможно окислить Fe 2+ ионами Sn 4+ , а окислить Sn 2+ ионами Fe 3+ можно.

Окислительно-восстановительная реакция протекает в направлении, для которого электродный потенциал окислительной систем больше электродного потенциала восстановительной системы.

С помощью этого критерия можно также выбрать окислитель (или восстановитель) для заданного вещества.

Пример 1. Можно ли окислить иодид калия хлоридом железа (III)?

а) напишем схему предполагаемой реакции

I – + Fe 3+  I₂ + Fe 2+ ,

б) напишем полуреакции для окислительной и восстановительной систем и соответствующие им электродные потенциалы:

Fe 3+ + 2e  Fe 2+ E 0 = + 0,77 B – окислительная система;

2I –  I₂ + 2e E 0 = + 0,54 B – восстановительная система;

в) сравнив потенциалы этих систем, сделаем вывод, что заданная реакция возможна (в стандартных условиях).

Пример 2. Подобрать окислители (не менее трёх) для заданного превращения вещества и выбрать из них тот, при котором реакция протекает наиболее полно: Cr(OH)₃  CrO₄ 2– .

б) выберем с помощью справочника подходящие окислители (их потенциалы должны быть большими, чем – 0,13 В), при этом ориентируемся на наиболее типичные, «недефицитные» окислители (например, галогены – простые вещества, перекись водорода, перманганат калия и т. п.).

При этом окажется, что если превращению Br₂  2Br – соответствует один потенциал E 0 = +1,1 В, то для перманганат-ионов и перекиси водорода возможны варианты, в зависимости от кислотности среды:

Учитывая, что гидроксид хрома – амфотерный и поэтому существует только в слабощелочной или нейтральной среде, из выбранных окислителей подойдут E 0 _MnO₄ – _/ _MnO₂ = + 0,60 B и E 0 _Br_{2 /}_Br – = + 1,1 B.

в) последнее условие, выбор оптимального окислителя из нескольких, решается на основании того, что реакция протекает тем полнее, чем отрицательнее для неё G 0 , что в свою очередь определяется величиной E 0 _р.

Чем больше алгебраически величина E 0 _р., тем более полно протекает окислительно-восстановительная реакция, тем больше выход продуктов.

В результате из рассмотренных выше окислителей E 0 _р будет наибольшей для брома (Br₂):

Реакции диспропорционирования

Реакции диспропорционирования (или самоокисления–самовосстановления) отличаются тем, что в них степень окисления меняют атомы одного и того же элемента: часть их окисляется, отдавая электроны, а другая часть – восстанавливается, присоединяя эти электроны.

Очевидно, что такая возможность имеется только для атомов элементов, имеющих промежуточную степень окисления, например:

или в ионно–молекулярной форме:

Cl –  Cl₂  HClO – в кислой и нейтральной среде;

Cl –  Cl₂  ClO – – в щелочной среде.

MnO₂  MnO₄ 2–  MnO₄ – – в нейтральной среде;

Mn 2+  MnO₄ 2–  MnO₄ – – в кислой среде.

Как и для других окислительно-восстановительных реакций, при диспропорционировании должно выполняться условие: реакция преимущественно протекает в направлении, для которого ЭДС >0.

Проверим выполнение этого условия для приведенных примеров.

а) нейтральная среда:

Cl₂ + 2e  2Cl – Е 0 _ок = +1,35 B

Cl₂ + 2H₂O  2HClO + 2H + + 2e Е 0 _восст= +1,63 B

E 0 _р = Е 0 _ок – Е 0 _восст = 1,35 – 1,63 = – 0,28 B;

щелочная среда:

Cl₂ + 4OH –  2ClO – + 2H₂O + 2e Е 0 _восст= +0,40 B

E 0 _р = Е 0 _ок – Е 0 _восст = 1,35 – 0,40 = + 0,95 B

Из полученных данных следует, что хлор – простое вещество в водных растворах в нейтральной и, особенно, в кислой среде, существует преимущественно в виде молекул Cl₂ (гидратированных), а в щелочной среде практически полностью диспропорционирует.

Выполнив аналогичные расчеты для других неметаллов (простых веществ) легко убедиться, что диспропорционирование в щелочных растворах в заметной степени свойственно всем галогенам (кроме фтора), халькогенам и фосфору.

б) нейтральная среда:

E 0 _р = Е 0 _ок – Е 0 _восст = 0,6 – 0,56 = + 0,04 B;

кислая среда:

MnO₄ 2– + 2e + 8H +  Mn 2+ + 4H₂O Е 0 _ок = +1,51 B,

E 0 _р = Е 0 _ок – Е 0 _восст = 1,51 – 0,56 = + 0,95 B.

Таким образом, манганат-ионы практически не существуют в кислой среде (и заметно диспропорционируют в нейтральной и слабощелочной средах).

Диаграммы Латимера

Диаграммы Латимера применяют в случаях, когда в справочнике нет данных по величине необходимого Е 0 . Расчет базируется на том, что поскольку в уравнении G 0 _х.р. = – nFE 0 _х.р., F – постоянная величина, то nE 0 _х.р., как и G 0 _х.р., должно подчиняться закону Гесса. Т. е. сумма nE 0 ряда последовательных превращений должна равняться nE 0 превращения из начального в конечное состояние.

Например, для последовательности Cl –  Cl₂  ClO₃ –  ClO₄ – диаграмма Латимера выглядит так (над стрелками показано число электронов, участвующих в превращении, под стрелками – соответствующие Е 0 , В):

При этом должно выполняться равенство

21,35 +101,47 + 41,19 = 161,38 В.

Если потенциал одного из превращений неизвестен, например, Cl₂  2ClO₃ – , то его легко рассчитать: 21,35 + 10х + 41,19 = 161,38; откуда х = (161,38 – 21,35 – 41,19):10 = 1,46 В (что всего на 0,01 В отличается от фактической величины 1,47 В).

lab10 (Коррозия (две части))

Файл "lab10" внутри архива находится в папке "korrozia". Документ из архива "Коррозия (две части)", который расположен в категории " ". Всё это находится в предмете "химия" из раздела "", которые можно найти в файловом архиве МГТУ им. Н.Э.Баумана. Не смотря на прямую связь этого архива с МГТУ им. Н.Э.Баумана, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лабораторные работы", в предмете "химия" в общих файлах.

Онлайн просмотр документа "lab10"

Текст из документа "lab10"

Дата сдачи работы:

Лабораторная работа № 10

КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ

Основные понятия: коррозия: химическая, электрохимическая; коррозионный гальванический микроэлемент; анодные и катодные процессы; коррозия с водородной деполяризацией и кислородной деполяризацией; легирование; анодные и катодные защитные покрытия; катодная и протекторная защита металлов от коррозии; электрохимический потенциал; ЭДС гальванического элемента

Уравнение Нернста для металлического электрода при 298 К:

Уравнение Нернста для водородного электрода при 298 К:

Уравнение Нернста для кислородного электрода при 298 К:

ЭДС гальванического элемента: Е =  _к –  _а

Качественные методы определения коррозионной стойкости металлов:

Железа: по интенсивности синего окрашивания водного раствора в присутствии красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] – индикатора ионов Fe 2+ или в присутствии желтой кровяной соли K₄[Fe(CN)₆] – индикатора ионов Fe 3+ :

Желтый раствор Синий раствор (или осадок)

Свинца: по интенсивности осадка желтого цвета в присутствии йодида калия:

Pb 2+ + 2KI = PbI₂ + 2K +

Опыт 1. Коррозия железа в различных электролитах

Таблица 1. Результаты эксперимента

с железной пластиной

Водный раствор NaCl

Водный раствор NaOH

Выводы: (объясняют происходящие процессы; сравнивают интенсивность коррозии железа в данных средах)

Опыт 2. Коррозия стали в результате неравномерной аэрации

Состав ферроксил-индикатора: NaCl, K₃[Fe(CN)₆], фенолфталеин, агар-агар

Рис.1. Коррозия стали под каплей ферроксил-индикатора (с указанием окраски индикатора)

Уравнения коррозионных процессов:

Выводы: (указывают действие составных частей ферроксил-индикатора; определяют тип коррозионного процесса)

Опыт 3. Коррозия при контакте двух различных металлов

Металлы: цинк Zn ( = )

Коррозионная среда: водный раствор серной кислоты H₂SO₄

Рис.2. Выделение пузырьков водорода: а) без контакта металлов и б) при контакте металлов

Расчет ЭДС коррозионного гальванического элемента:

Выводы: (объясняют происходящие процессы; определяют тип коррозионного процесса)

Опыт 4. Коррозия легированной стали в кислотном растворе

Индикатор коррозии железа: K₃[Fe(CN)₆]

Таблица 2. Результаты эксперимента

Окраска водного раствора

Скорость выделения пузырьков

Уравнения коррозионных процессов

из нержавеющей стали

Опыт 5. Катодные и анодные защитные металлические покрытия

Стандартные потенциалы: = ;

Таблица 3. Результаты эксперимента

Выводы: (сравнивают интенсивность синей окраски водного раствора в присутствии индикатора и скорость выделения пузырьков газа; указывают, какой газ выделяется; объясняют причину различного поведения исследованных металлических пластин; определяют тип коррозионного процесса; указывают, какое покрытие относится к покрытиям анодного типа, какое – к катодного; объясняют принцип защитного действия в каждом случае; указывают, как нарушение покрытия влияет на процесс коррозии железа )

Опыт 6. Катодная защита железа

Коррозионная среда: водный раствор NaCl

Таблица 4. Результаты эксперимента

газа на электродах

Железный стержень, соединенный с отрицательным полюсом внешнего источника тока

Железный стержень, соединенный с положительным полюсом внешнего источника тока (перемена полярности)

Выводы: (сравнивают интенсивность синей окраски водного раствора в присутствии индикатора; указывают, какие газы выделяются на электродах при соединении железа с отрицательным и положительным полюсами внешнего источника тока; объясняют причину различного поведения исследованных металлических пластин; определяют тип коррозионного процесса; указывают, в каком случае осуществляется защита железа от коррозии; объясняют принцип действия катодной защиты металлов)

Опыт 7. Протекторная защита

а) Протекторная защита стали

Стандартные потенциалы: =

Таблица 5. Результаты эксперимента

Стальная, соединенная с цинковой пластиной

Выводы: (сравнивают интенсивность синей окраски водного раствора в присутствии индикатора; указывают, какой газ выделяется; объясняют причину различного поведения исследованных металлических пластин; определяют тип коррозионного процесса; указывают, в каком случае осуществляется защита железа от коррозии; объясняют принцип действия протекторной защиты железа)

б) Протекторная защита свинца

Коррозионная среда: водный раствор уксусной кислоты СН₃СООН

Индикатор коррозии свинца: KI

Таблица 6. Результаты эксперимента

Относительное количество осадка в растворе

Свинцовая, соединенная с цинковой пластиной

Выводы: (сравнивают относительное количество осадка в растворе в присутствии индикатора; указывают, какой газ выделяется; объясняют причину различного поведения исследованных металлических пластин; определяют тип коррозионного процесса; указывают, в каком случае осуществляется защита свинца от коррозии; объясняют принцип действия протекторной защиты свинца)

Электрохимия (Лекции в ворде)

Файл "Электрохимия" внутри архива находится в папке "lekcii-doc". Документ из архива "Лекции в ворде", который расположен в категории " ". Всё это находится в предмете "химия" из раздела "", которые можно найти в файловом архиве МЭИ (ТУ). Не смотря на прямую связь этого архива с МЭИ (ТУ), его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лекции и семинары", в предмете "химия" в общих файлах.

Онлайн просмотр документа "Электрохимия"

Текст из документа "Электрохимия"

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимические процессы – это процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

По направлению взаимного превращения электрической и химической форм энергии различают две группы электрохимических систем: гальванические элементы, в которых осуществляется самопроизвольное превращение энергии химической реакции в электрическую, и электролизеры, в которых за счет внешней электрической энергии протекают электрохимические реакции на электродах.

Электрохимическая система в общем случае состоит из внешней цепи (металлических проводников, измерительных приборов, потребителя) и внутренний цепи, включающей в себя два электрода и ионный проводник между ними.

Электродами могут быть металлические или полупроводниковые материалы. Ионным проводником служит раствор электролита, его расплав или твердый электролит.

Главной особенностью электрохимических реакций является то, что сопряженные процессы окисления и восстановления в них разделены пространственно и протекают на разных электродах. Электрод, на котором протекают процессы окисления, называется анодом. Электрод, на котором идут процессы восстановления, называется катодом.

ОCНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ.

Одним из важнейших элементов внутренней цепи является граница раздела электрод-ионный проводник. На этой границе возникает так называемый двойной электрический слой, характеризуемый сложным взаимодействием металла с компонентами раствора, которое приводит к скачку потенциала, который называют электродным потенциалом. Величина этого скачка потенциала зависит от природы электрода, состава электролита и температуры. Абсолютное значение электродного потенциала определить нельзя, но можно измерить разность потенциалов между двумя электродами. Такой электродный потенциал принято обозначать , где нижний индекс “Ox/Red” обозначает соответственно окислительную (Ox) и восстановительную (Red) формы вещества потенциалопределяющей реакции, т. е. реакции, определяющей значения потенциала электрода:

Ox + n Red , (1.1).

Электродный потенциал в отсутствии тока в цепи при равновесии потенциалопределяющей реакции называется равновесным и обозначается . Электродный потенциал при протекании электрического тока отличается от равновесного и обозначается . Если и окисленная, и восстановленная формы потенциалопределяющей реакции находятся в стандартном состоянии ( ), то потенциал такого электрода называется стандартным и обозначается .

В электрохимии общепринятой является водородная шкала потенциалов, в которой за нуль принят потенциал стандартного водородного электрода при 298 К; . Стандартный водородный электрод относится к так называемым газовым электродам и состоит из платинированной пластины (Pt/Pt), помещенной в раствор кислоты с активностью ).

Потенциалопределяющей на таком электроде является реакция

2H + (p) + 2 H_2, (1.2).

Значения стандартных потенциалов электродов в водных растворах при 298 К, определенные по водородной шкале представлены в таблице 1 Приложения.

Значения равновесных потенциалов для условий, отличительных от стандартных, рассчитывают по уравнению Нернста, которое в общем случае для потенциалопределяющей реакции (1.1) имеет вид:

где – R – универсальная газовая постоянная, 8,31Дж/моль . К; n – число электронов, принимающих участие в реакции (равно числу моль эквивалентов в моль вещества); F – число Фарадея, 96500 Кл/моль-экв (26,8А . ч/моль-экв); T – температура, К.

Существует 3 различных типов электродов: 1) металлические (металлы в растворе собственных ионов); 2) газовые (на основе Pt в растворе электролита, через который пропускает соответствующий газ); 3) окислительно-восстановительные (инертный электрод в растворе, содержащей окисленную и восстановленную формы в ионном виде – редокс-электроды).

Для металлических электродов потенциалопределяющей является реакция :

M_(р) n + + n M_(тв).

Уравнение Нернста для расчета потенциала металлического электрода, поскольку активность твердой фазы принимают равной единице, имеет вид:

Для 298 К, переходя к десятичному логарифму, имеем

Для водородного электрода потенциалопределяющая реакция (1.2), уравнение Нернста запишем в виде:
Поскольку, как указано выше, , а
Газовый кислородный электрод представляет собой Pt – электрод, на котором осуществляется потенциалопределяющая реакция
О₂ + 4 2О
Уравнение Нернста для такого электрода запишется в виде:

Стандартный потенциал кислородного электрода = 0,401В (при моль/л) по водородной шкале. , имеем удобное выражение для расчета потенциала кислородного электрода:

Законы Фарадея. Количественно электрохимические превращения веществ подчиняются двум законам Фарадея:

1) масса или количество вещества, претерпевшего превращение на электроде при протекании постоянного тока, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества;

2) при прохождении через различные электролиты одного и того же количества электричества массы различных веществ, участвующих в электродных реакциях, пропорциональны молярным массам их эквивалентов. Из этого следует, что для электрохимического превращения 1 моль эквивалента вещества требуется одинаковое количество электричества F, называемое числом Фарадея.

Оба эти закона можно объединить следующими выражениями:
- для массы вещества: - для объема газообразных веществ: где М_Э– молярная масса эквивалента вещества, г/моль, V_Э– объем моль-эквивалента газа, л/моль;
Q – количество электричества, прошедшего через систему, Кл,

I – сила тока, А;  – время процесса, с.

( При нормальных условиях (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем

m = 22,4 л, поэтому объем 1 моля эквивалента водорода при н.у. составляет л.)

Количество моль-эквивалентов веществ, испытавших электрохимические превращения на катоде и аноде, выраженные в моль-эквивалентах, равны между собой

2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Гальваническим элементом (ГЭ) называется электрохимическая система, в которой химическая энергия превращается в электрическую.

Рис. 1.1. Схема гальванического элемента

Представленный на рисунке 1.1. ГЭ состоит из двух электродов 1 (катода К и анода А), погруженных в растворы собственных солей (2) и разделенных диафрагмой (3) проницаемой для ионов. Электроды через внешнюю цепь (4) соединены между собой металлическими проводниками.

При разомкнутой цепи в ГЭ на обоих электродах устанавливается равновесие, характеризуемое величиной соответствующих равновесных электродных потенциалов (ЭП). Разность равновесных ЭП катода и анода называется электродвижущей силой ГЭ:

Разность стандартных ЭП называется стандартной ЭДС ГЭ:

При замыкании цепи равновесие нарушается, во внешней цепи возникает самопроизвольное направленное движение электронов от анода – электрода с меньшим потенциалом, к катоду – электроду с большим потенциалом.

Электродные реакции, например, для серебряно-цинкового элемента записываются следующим образом:

Суммируя анодную и катодную реакции, получаем уравнение токообразующей реакции (ТОР):

Zn + 2Ag + → 2Ag + Zn 2+ , (2.3).

Электродвижущая сила элемента связана с энергией Гиббса ТОР

где п - количество моль-эквивалентов вещества.

В общем случае, для ТОР реакции:

bB + dD → lL + mM, (2.5),

протекающей в ГЭ при стандартных состояниях веществ при Т = 298 К, энергия Гиббса

Таким образом стандартную ЭДС ГЭ можно определить двумя способами:

- первый способ по уравнению

- второй способ по уравнению (2.1а), используя табличные значения стандартных потенциалов.

ЭДС гальванического элемента для ТОР при активности ионов отличных от 1 моль/л можно рассчитать из выражения:

где а_В, а_D, а_L , a_M, – активности веществ; b, d, l, m – стехиометрические коэффициенты ТОР (2.5). Для твердых веществ активности принимают равными единице.

Электрохимические процессы, их классификация. Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста.

Электрохимические процессы - процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. Делятся на: процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванический элемент) и процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз). Электродный потенциал –то разность(скачок) потенциалов Ме и раствора его соли , стандартный электродный потенциал- это разность потенциалов между Ме опущенным в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л и стандартным водородным электродом при р=101,3 кПа и Т=298К.

Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов.

Электрод – это устройства которые состоят из проводника 1-го рода и ионного проводника, находящихся в контакте друг с другом. Бывают: металлические и газовые. К газовым относятся водородный и кислородный электроды.

Ур-ие Нернста для расчета потенциала водородного электрода:

Для кислородного электрода:

Гальванический элемент. Общие положения о гальвоническом элементе.ЭДС гальванического элемента.

ГЭ – называются ус-ва, в которых энергия хим. реакций преобразуется в электрическую. Состоит из двух полуэлементов, одним из которых является анод, а другой катод.

Система состоящая из металла погруженного в раствор собственной соли называется металлическим электродом. Величина потенциала выражается уравнением Нернста:

φ= где

n-заряд ионов, F-число Фарадея = 96500Кл/моль, а – активность металла. После подстановки всех известных значении и переходи от натур логарифма к десятичному получаем:

, для работающего ГЭ ЭДС всегда >0

Напишите электронную конфигурацию атома хлора. Приведите его возможные валентные состояния.

Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами(в расплаве в растворе). Практическое применение.

Процесс на аноде зависит от материала из которого сделан анод.

1. Если анод растворимый, то идет окисление металла анода: Ме-ne

2. Если анод нерастворимы(инертный), то:

а). при электролизе растворов солей бескислородных кислот происходит окисление анионов(кроме фторидов);

б). если в растворе присутствует анион оксокислот, а так же фториданион, то на аноде происходит окисление молекул воды с выделением кислорода;

Электролиз. Законы Фарадея.

ЭЛЕКТРОЛИЗ – процесс превращения электрической энергии в химическую или же это окислительно-восстановительные процессы протекающиеся на электродах при прохождении постоянного тока через расплав или раствор электролитов.

Законы электролиза (М. Фарадей)

1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально количеству протекшего через раствор электричества и практически не зависит от других факторов.

2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из различных химических соединений эквивалентные количества веществ.

3. Для выделения из раствора электролита одного грамм-эквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор 96500 кулонов электричества.

Примеры решения задач по электрохимии

Документ из архива "Примеры решения задач по электрохимии", который расположен в категории " ". Всё это находится в предмете "химия" из раздела "", которые можно найти в файловом архиве МЭИ (ТУ). Не смотря на прямую связь этого архива с МЭИ (ТУ), его также можно найти и в других разделах. .

Онлайн просмотр документа "Примеры решения задач по электрохимии"

Текст из документа "Примеры решения задач по электрохимии"

П 13. Электрохимические процессы.

Расчет количества вещества, прореагировавшего в результате электрохимической реакции, по законам Фарадея. Расчет равновесных электродных потенциалов для металлических и газовых электродов по уравнению Нернста.

Пример 1. Законы Фарадея. Расчет массы вещества, полученного в электрохимическом процессе.

Какова масса меди, выделившейся на электроде при прохождении через электрохимическую систему количества электричества, равного 2 F и выходе меди по току, равном единице (100 %)?

Решение. Количественно электрохимические превращения веществ подчиняются двум законам Фарадея:

2) при прохождении через различные электролиты одного и того же количества электричества массы различных веществ, участвующих в электродных реакциях, пропорциональны молярным массам их эквивалентов. Из этого следует, что для электрохимического превращения 1 моль эквивалента вещества требуется одинаковое количество электричества F, называемое числом Фарадея. F = 96500Кл или F =26,8 А . час.

расчет массы вещества: ,

Q – количество электричества, израсходованное на превращение вещества, Кл.

I – сила тока, А; t – время процесса, с.

Согласно закону Фарадея при прохождении количества электричества, равного 2 F выделится 2 моль эквивалента меди, что составляет:

Пример 2. Законы Фарадея. Расчет объема газа, полученного в электрохимическом процессе. Выход по току.

Определите выход по току, выделенного на электроде при нормальных условиях водорода, если объем его составил 112 л при прохождении через электрод 1000 А·ч.

Решение. Закон Фарадея ( см. Пример 1) для расчета объема газообразных веществ: где V_Э– объем моль-эквивалента газа, л/моль;

Q – количество электричества, израсходованное на превращение вещества, Кл,

При нормальных условиях (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем

л/моль; для кислорода При протекании на электроде нескольких реакций на превращение каждого конкретного вещества j тратится определенная доля количества электричества В_j , называемая выходом вещества j по току, и определяемая выражением:

Объем моль эквивалента водорода при н.у. составляет

V 0 _Э,_H₂ =22,4/2 = 11,2 л. Для выделения такого объема водорода требуется количество электричества, равное 1F, или 26,8 А·ч.

Следовательно, для выделения 112 л требуется количество электричества

F . (V 0 _H₂/V 0 _Э,_H₂) =26,8 . (112/ 11,2)=268 А·ч.

Найдем выход по току водорода:

B_H₂ =

Пример 3. Расчет равновесного потенциала металлического электрода.

Вычислите равновесный потенциал никелевого электрода, если при температуре 298 К никелевая пластинка опущена в раствор соли NiSO₄ с концентрацией 0,01 моль/л.

Решение. Для металлических электродов потенциалопределяющей является реакция :

Уравнение Нернста для расчета равновесного потенциала металлического электрода, поскольку активность твердой фазы принимают равной единице, имеет вид:

Для 298 К, переходя к десятичному логарифму, имеем:

Для никелевого электродов потенциалопределяющей является реакция :

Ni 2+ _(р) + 2 Ni _(тв).

Равновесный потенциал E р _Ni 2+ _/_Ni при 298 К рассчитываем по уравнению Нернста :

Значения стандартных потенциалов электродов в водных растворах при 298 К, определенные по водородной шкале представлены в Приложении 6 [1]. E 0 _Ni 2+ _/_Ni = -0,25 В.

Активность ионов Ni 2+ находим по формуле:

а_Ni 2+ =γ_Ni 2+ ·c _Ni 2+ , где γ_Ni 2+ - коэффициент активности, который определяется ионной силой раствора I :

I=0,5(c _Ni 2+ ·z 2 _Ni 2+ + c_so4 2- · z 2 _so4 2- )=0,5(0,01·2 2 +0,01·(-2) 2 )=0,04.

Коэффициент активности при данном значении ионной силы равен γ_Ni 2+ =0,895. Следовательно, а_Ni 2+ =0,895·0,01моль/л=8,95·10 -3 моль/л.

После подстановки значений стандартного потенциала E 0 _Ni 2+ _/_Ni и активности а_Ni 2+ в уравнение для расчета потенциала получаем:

E р _Ni 2+ _/_Ni = -0,25 + (0,059/2)·lg 8,95 ·10 -3 =-0,31 B.

Пример 4. Расчет равновесного потенциала водородного электрода.

Рассчитайте значение равновесного потенциала водородного электрода при T=298 К.

Решение. Для водородного электрода потенциалопределяющая реакция

уравнение Нернста запишем в виде:

Поскольку стандартный потенциал , (см. Приложение 6[1] ), а водородный показатель

Равновесный потенциал водородного электрода находим по этому выражению уравнения Нернста:

E р _H+/H2 = -0,0295· lg

Пример 5. Расчет равновесного потенциала кислородного электрода.

Рассчитайте значение равновесного потенциала кислородного электрода при T=298 К.

Решение. Газовый кислородный электрод представляет собой Pt – электрод, на котором осуществляется потенциалопределяющая реакция :

Уравнение Нернста для такого электрода:

Стандартный потенциал кислородного электрода = 0,401В (при моль/л) по водородной шкале (Приложение 6 [1]). , имеем удобное выражение для расчета потенциала кислородного электрода:

Воспользуемся этим выражением уравнения Нернста для расчета равновесного потенциала E р _О2/О_H_- =1,23 +0,0147· lg

П 14. Гальванический элемент.

Написание уравнений электродных процессов, токообразующей реакции в гальваническом элементе. Расчет энергии Гиббса токообразующей реакции, расчет электродвижущей силы гальванических элементов. Построение поляризационных кривых электродов в гальваническом элементе.

Пример 1. Работа гальванического элемента при стандартном состоянии. Расчет стандартной ЭДС гальванического элемента. Поляризационные кривые.

Рассмотрите работу серебряно-цинкового гальванического элемента. Напишите катодные и анодные процессы, рассчитайте стандартную ЭДС элемента при 298 К двумя способами.

Решение. Выпишем из таблицы приложения 6 [1] значения стандартных электродных потенциалов цинка и серебра:

Т.к.

Электродные реакции для серебряно-цинкового элемента записываются следующим образом:

Zn + 2Ag + → 2Ag + Zn 2+ .

Рассчитаем стандартную ЭДС гальванического элемента Е 0 _Э .

1 способ: рассчитаем 2 способ: Электродвижущая сила элемента связана с энергией Гиббса ТОР В соответствии с этим рассчитываем стандартную энергию Гиббса ТОР

Рассчитаем стандартную ЭДС по известной энергии Гиббса: B.

Значения

В работающем ГЭ при прохождении тока I напряжение U меньше ЭДС из-за явления поляризации катода (DE_К) и анода (DЕ_А) и омического падения напряжения на сопротивлении r₁в проводниках с электронной проводимостью (проводниках первого рода) и на сопротивлении r₂ в электролите (проводнике второго рода)

Поляризацией называется изменение потенциала электрода при прохождении электрического тока: E i - потенциал электрода под током; Е p – равновесный потенциал электрода.

В гальваническом элементе при прохождении электрического тока потенциал анода становится более положительным, а потенциал катода – более отрицательным, что приводит к уменьшению напряжения U.

Ход поляризационных кривых ГЭ: .

Читайте также: