Файл: М. Н. Назаров, Ю. И.docx

= ⁰+(0,059/n) lg[Zn²⁺]

Здесь n=2 (Zn⁰-2e=Zn²⁺), [Zn²⁺]=7 10^-2 моль/л, ⁰=-0,76 В

= -0,76+(0,059/2) lg 7 10^-2=-0,79 В

Пример 3. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 м раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 м раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС, написать уравнения электродных процессов, суммарное уравнение, составить схему элемента и указать направление тока.

Решение. Рассчитываем значение по уравнению Нернста:

---

149. 
     Вычислите электродные потенциалы положительного и отрицательного электродов и ЭДС гальванического элемента.
     

- Zn ZnSO₄ CuSO₄ Cu + 2,0М 1,0М

Составьте уравнения электродных процессов, суммарное уравнение. Укажите направление тока.

149. 
     * - Zn ZnCl₂ NiSO₄ Ni +
     

2,0 н 2,0М

149. 
     * - Zn ZnSO₄ ZnSO₄ Zn +
     

0,01М 2,0 М

149. 
     * -Ni NiSO₄ AgNO₃ Ag +
     

0,1н 1,0н

149. 
     * - Сd CdSO₄ SnSO₄ Sn +
     

0,1М 1,0 М

149. 
     * - Fe FeSO₄ CuSO₄ Cu +
     

0,002н 0,1М

149. 
     * - Sn SnSO₄ AgNO₃ Ag +
     

0,02н 1,0н

149. 
     * - Fe Fe₂ (SO₄)₃ CuSO₄ Cu +
     

0,03н 2,0 М

149. 
     * - Cd CdSO₄ CuSO₄ Cu +
     

0,01 М 2,0 М

149. 
     * - Cu CuSO₄ AgNO₃ Ag +
     

0,02н 2,0н

* См. условие задачи 151.

14. Электролиз. Закон Фарадея

Электролизом называется совокупность окислительно- восстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. При этом на катоде происходит процесс восстановления - присоединение

---

окислителем электронов из электрической цепи, а на аноде - окислительный процесс - переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Анод при электролизе заряжен положительно, катод - отрицательно.

При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно руководствоваться следующими соображениями:

1. 
   В электродных процессах могут принимать участие молекулы воды.
   
2. 
   Ионы металлов с малыми значениями стандартных электродных потенциалов (от Li⁺ до Al³⁺ включительно) обладают слабой тенденцией к присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам H⁺, и поэтому не восстанавливаются на катоде. Функцию окислителя выполняют ионы H⁺, восстанавливаясь по схеме :
   

2H⁺OH^-+2e=H₂+2OH^- (электрохимическое восстановление воды)

3. 
   Катионы с положительными значениями стандартных потенциалов (Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺ и др.) обладают большей тенденцией к присоединению электронов по сравнению с ионами H⁺ и поэтому выполняют роль окислителя на катоде, восстанавливаясь при этом до металла, например:
   

Cu⁺² + 2e = Cu⁰

4. 
   При электролизе водных растворов солей металлов Zn, Fe, Cd, Ni и др., занимающих положение между отмеченными выше группами, наблюдается совместное восстановление металла и воды.
   
5. 
   По отношению к аноду- окислителю функцию восстановителей могут выполнить одноатомные анионы (Сl^-, Br ^-, I^-), а также ионы гидроксила воды. Более сильными восстановительными свойствами обладают галогенид-ионы, за исключением F^-, поэтому при электролизе HСl, HBr, HI и их солей на аноде происходит окисление галогенид-иона, например:
   

---

2Cl^--2 e= Cl₂


4

3

4
Большинство кислородсодержащих анионов (CO₃^2-, PO ^3-, NO ^-, SO ^2-,

ClO₄^-) не окисляются на аноде. Функцию восстановителя при этом выполняют ионы ОН^- воды, окисляясь по схеме

2HOH- 4 e = O₂+4H⁺ (электрохимическое окисление воды)

6. 
   При электролизе растворов кислот водород на катоде восстанавливается по схеме
   

2H⁺ + 2e =H₂,

при электролизе растворов щелочей гидроксильные ионы на аноде окисляются по схеме

4OH^-- 4 e = O₂+ 2H₂О

Состав продуктов электролиза в значительной степени зависит от температуры, концентрации раствора, среды, силы тока, а также от материала электродов.

Если анод изготовлен из металла, его называют активным или растворимым, так как при этом независимо от природы аниона идет окисление атомов металла, из которого изготовлен анод (кроме Pt, Au). Например, в случае никелевого анода

Ni⁰ - 2 e = Ni²⁺

образующиеся ионы Ni²⁺ переходят в раствор, масса анода уменьшается. Кислотные остатки (анионы) остаются в растворе.

Электролиз расплавов протекает по более простой схеме: на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

В общем случае из нескольких возможных электродных процессов на катоде (заряжен отрицательно) будет идти процесс с наибольшим значением

---

электродного потенциала, а на аноде (заряжен положительно) - процесс с наименьшим значением электродного потенциала. При этом затраты энергии на осуществление электродных процессов будут минимальными.

Процессы электролиза подчиняются закону Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся превращению, а также массы веществ,

выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и эквивалентным массам веществ.

m= ЭJt/ F,

где m- масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; J- сила тока, A; Э- эквивалентная масса вещества; t - продолжительность электролиза, c; F- постоянная Фарадея (96500 Кл)- количество электричества, необходимое для электрохимического превращения одного эквивалента вещества. Здесь речь идет об окислительно-восстановительном эквиваленте. Он равен молярной массе, деленной на число электронов, приобретаемых окислителем или теряемых восстановителем (в расчете на 1 молекулу) в данной ОВР.

Например, в реакции 2HI + 2FeCl₃ = I₂ + 2FeCl₂ +2HCl





I^- -1 e = 1/2 I⁰₂

эквивалент HI равен его мольной массе, а в реакции

HI + 3Cl₂ + 3H₂O = HIO₃ + 6HCl I^- - 6 e = I⁺⁵

эквивалент HI составит 1/6 его мольной массы.

---