Решение:

1. 
   Пользуясь уравнением Нернста, вычисляем значения электродных потенциалов цинка и меди в растворах заданной концентрации.
   

В уравнение Нернста входят значения молярных концентраций, поэтому переведем нормальную концентрацию ZnCl₂ в молярную:

С_м(ZnCl₂) = 1/2С_н(ZnCl₂) = ½ · 0,00012 = 0,00006 (моль/л)

E_Zn²⁺/_Zn⁰= E⁰_Zn²⁺/_Zn⁰+ (0,059/2)· lgC_Zn²⁺= –0,763 + (0,059/2) · lg0,00006= – 0,888 B

E_Cu²⁺/_Cu⁰ = E⁰_Cu²⁺/_Cu⁰+ (0,059/2) lgC_Cu²⁺ = +0,337 + (0,059/2) · lg0,005 = +0,269В

E_Zn²⁺/_Zn⁰ < E_Cu²⁺/_Cu⁰, следовательно, более активным металлом является цинк, он будет отрицательным электродом – анодом, а медь – катодом.

Таким образом, Zn– анод (А) и Zn – восстановитель, Cu– катод.

2) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:

e^–
A(–) Zn │ ZnCl₂ ║ CuSO₄ │Cu (+)K

3) Составляем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит окисление цинка, а на катоде – восстановление ионов меди(II):

1 А(–) Zn⁰ – 2e^– → Zn²⁺ – процесс окисления

1 K(+) Cu²⁺ + 2e^– → Cu⁰ – процесс восстановления

Zn⁰ + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu⁰

Таким образом, при работе гальванического элемента происходит растворение анода, т. е. цинка и его переход в ионное состояние (

---

Zn²⁺).
Задание 8. Вычислить ЭДС гальванического элемента:

Fe/ Fe²⁺ // H₂SO₄ (0,1 М) / H₂, Ag

|___________________________|

Как изменится значение ЭДС при работе данного элемента, если при этом произойдёт изменение концентрации катионов [Fe²⁺] от 0,001 н до 0,05 М? Потенциал перенапряжения водорода η на Ag равен - 0,3 в. Запишите уравнения электродных процессов и общее уравнение реакции, протекающей при работе гальванического элемента.

Решение:

1) Запишем уравнения электродных процессов и общее уравнение реакции, протекающей при работе гальванического элемента. Так как Е⁰(Fe²⁺/Fe⁰) (-0,44В)  Е⁰(2Н⁺/Н₂) (0В), то железо будет анодом (оно будет окисляться, т.е. растворяться), а на катоде (серебро) пойдет процесс восстановления протонов до молекулярного водорода.

А(–) Fe⁰– 2e^– → Fe²⁺– процесс окисления

К (+) 2Н⁺ + 2e^– → Н₂⁰– процесс восстановления

Fe⁰ + 2Н⁺ = Fe²⁺ + Н₂

2) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:

e^–
А(–) Fe/ Fe²⁺ // H₂SO₄ (0,1 М) / H₂, Ag К (+)
3) Рассчитаем ЭДС при работе данного гальванического элемента.

При [Fe²⁺] = 0,001 н С_М = 0,0005 моль

По уравнению Нернста:

Е(Fe²⁺/Fe⁰) = Е⁰(Fe²⁺/Fe⁰) + 0,059/2 · lg[Fe²⁺]

Е₁(Fe²⁺/Fe⁰) = -0,44 +0,059/2 · lg0,0005 = - 0,537В

H₂SO₄ 2Н⁺ + SO₄^2-

[Н⁺] = 2С_м(H₂SO₄) = 2 · 0,1М = 0,2 моль/л

Е(2Н⁺/Н₂) = Е⁰(2Н⁺/Н₂) + 0,059/2 · lg[Н⁺]

Е₁(2Н⁺/Н₂) = 0 + 0,059/1 · lg0,2 = - 0,041В

Начальная ЭДС гальванического элемента равна

∆Е = Е₁(2Н⁺/Н₂⁰) – Е₁

---

(Fe²⁺/Fe⁰) = – 0,041 – (– 0,537) = 0,496 В.

Концентрационная поляризация определяется по формуле:

Е_поляр = 0,059/n(lg c₂/c₁), где с₁ и с₂ – меньшая и большая концентрации иона, моль/л.

Для железного электрода концентрационная поляризация равна:

Е_поляр = 0,059/2(lg 0,05/0,0005) = 0,059 В

С учетом концентрационной поляризации потенциал железного электрода равен: Е₂(Fe²⁺/Fe⁰) = -0,537 + 0,059 = –0,478 В.

Потенциал катода с учетом перенапряжения выделения водорода равен:

Е₂(2Н⁺/Н₂) = -0,041 – 0,3 = -0,341 В.

Конечная ЭДС гальванического элемента равна:

∆Е₂ = Е₂(2Н⁺/Н₂) –Е₂(Fe²⁺/Fe⁰) = -0,341 – (-0,478) = 0,137 В.

ЭДС гальванического элемента в процессе работы уменьшилась на:

∆Е₁  – ∆Е₂  = 0,496 – 0,137 = 0,359 В.

Ответ: ЭДС уменьшится на 0,359 В.

---

Смотрите также файлы

• Недавно избранные статьи.rtf

• Методические указания по учебной практикепроизводственной практике (по профилю специальности).pdf

• Практическая работа 6 по курсу Технологии разработки серверной части вебприложений модуль Unitтестирование.docx

• Дипломная работа специалиста Трахалева Анна Максимовна.docx

• История физики Вероломная восьмёрка Изобретение транзистора.rtf