Тема VI. Электрохимические процессы
Задание 6.1. В данной окислительно-восстановительной реакции (табл. VI.1) определите стехиометрические коэффициенты электронным методом и рассчитайте термодинамическую вероятность протекания реакции.
Пример решения 6.1

Окислительно – восстановительные реакции - это реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов.

Степень окисления элемента (СО)- это условный заряд элемента, согласно его электроотрицательности.

Окисление (о-е) – процесс повышения степени окисления элемента.

Восстановление (в-е) - процесс понижения степени окисления элемента.

Окислитель (о-ль) – элемент, который понижает свою степень окисления (принимает электроны).

Восстановитель (в-ль) - элемент, который повышает свою степень окисления (отдаёт электроны).

Уравнивание стехиометрических коэффициентов методом электронного баланса проводим по определенному алгоритму.
Алгоритм уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Согласно своему варианту записываем уравнение химической реакции, например:
MnCO₃ + KClO₃ MnO₂ + KCl + CO₂

1. 
   Проставить степени окисления (СО) у всех элементов участвующих в реакции.
   
2. 
   Определить пары элементов, изменяющих СО.
   

Mn⁺²CO₃ + KCl⁺⁵O₃ Mn⁺⁴O₂ + KCl^-1 + CO₂

3. 
   Записать полуреакции окисления и восстановления:
   

а) уравнять число элементов в правой и левой частях полуреакций

б) определить и записать процесс (о-е или в-е) и восстановитель или окислитель;

в) привести полуреакцию к электронному балансу.
То же проделать со второй полуреакцией (а-г)

Mn⁺² -2e Mn⁺⁴, о-е

в-ль

Cl⁺⁵ + 6e Cl^-1, в-е

о-ль

---

4. 
   Найти наименьшее общее краткое числа электронов (n) и соответствующие коэффициенты для каждой полуреакции.
   

n

Mn⁺² -2e Mn⁺⁴, о-е 3

в-ль

6

Cl⁺⁵ + 6e Cl^-1, в-е 1

о-ль

5. 
   Сложить правые и левые части полуреакций, умножая на коэффициенты.
   
6. 
   В полученном уравнении привести подобные члены. Получить сокращенное полное уравнение ОВР. Используя данные Приложения 3, определить стандартные электродные потенциалы данных полуреакций.
   

n

Mn⁺² -2e Mn⁺⁴, о-е 3 φ⁰_в-ль= φ0Mn_+4/Mn+2= 1,23 В,

в-ль

6

Cl⁺⁵ + 6e Cl^-1, в-е 1 φ⁰_о-ль= φ⁰_Cl+5/Cl-= 1,45 В.

о-ль



3Mn⁺² + Cl⁺⁵ 3Mn⁺⁴ + Cl^-1.

7. 
   Из этого уравнения перенести коэффициенты в уравнение в молекулярной форме
   

3MnCO₃ + KClO₃ 3MnO₂ + KCl + 3CO₂

Термодинамическую вероятность протекания данной окислительно-восстановительной реакции рассчитывают по формуле Томсона (ΔG⁰_{химической реакции).}

ΔG⁰_хр = – nFЕ⁰,

где n – наименьшее общее кратное числа электронов участвующих в электродных реакциях;

---

F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль,

E⁰ – ЭДС процесса, В.

E⁰= φ⁰_о-ль - φ⁰_в-ль

Чтобы ответ получить в кДж, вводят множитель 10^-3:

ΔG⁰₂₉₈ = -6×96500×(1,45-1,23)×10^-3 = -127,38 кДж.

Так как ΔG⁰₂₉₈ < 0, то данная реакция термодинамически вероятна, т.е. может протекать в прямом направлении.

Задание 6.2. Для двух металлов (табл. VI.2), находящихся в растворах своих солей с определенной концентрацией. Составьте схему гальванического элемента. Запишите реакции, протекающие на катоде и аноде. Рассчитайте ЭДС (E⁰) гальванического элемента и ΔG⁰₂₉₈ протекающей реакции.

Пример решения 6.2

Гальванический элемент состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. В качестве электродов используются металлы, уголь и другие вещества, обладающие электронной проводимостью (проводники I рода). Ионным проводником (проводником II рода) служат растворы или расплавы электролитов. Для обеспечения работы гальванического элемента, электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью. В качестве ионного проводника используется «соляный мостик», заполненный, например, насыщенным раствором KCl.

Рассмотрим гальванический элемент, состоящий из двух металлов, например, Al и Ni, погруженные в растворы собственных солей. Заданный гальванический элемент может быть представлен





Одинарной вертикальной чертой показана граница между металлом и электролитом, а двойной – граница между электролитами.

Пользуясь данными Приложения 3, выписываем значения стандартных электродных потенциалов для каждого электрода:
= –1,66 В; = –0,25 В.
Сопоставление значений электродных потенциалов показывает

---

, что большее количество электронов находится на поверхности алюминиевого электрода, поэтому на схеме гальванического элемента слева ставим знак (–), а никелевый электрод по сравнению с алюминиевым является более положительным, поэтому справа ставим знак (+). При замыкании внешней цепи электроны начинают переходить от алюминиевого электрода к никелевому, что на схеме указывается в виде стрелки сверху.

Учитывая, что электроны по внешней цепи движутся от восстановителя к окислителю и процесс отдачи электронов приводит к окислению, а приём электронов – к восстановлению, записываем реакции на электродах:
( –) анод: Al⁰ - 3 → Al³⁺ (окисление); n

(+) катод: Ni²⁺ + 2 → Ni⁰ (восстановление). 6
Данные реакции протекают во внутренней цепи гальванического элемента.
Для расчета электродных потенциалов с учетом заданных концентраций растворов, например 0,001 моль/л используется уравнение Нернста для металлического электрода:

= + lg [Me^z+],
где – стандартный электродный потенциал,

z – количество электронов, участвующих в элементарном акте окисления или восстановления;

[Me^z+] – концентрация ионов металла в растворе.
= -1,66 + lg (0,001) = -1,66 +

---

(-3) = -1,72 В.
= -0,25 + lg (0,001) = -0,25 + (-3) = -0,34 В.
ЭДС (Е) гальванического элемента и ΔG протекающей в нем реакции рассчитывается следующим образом

Е = φ_ок. - φ_восст.,

Е = -0,34 - (-1,72) = 1,38 В.
ΔG = -nFE,

ΔG = -6×96500×1,38×10^-3 = -799 кДж.

Так как значение ΔG < 0, то процесс в данном гальваническом элементе термодинамически вероятен.
Задание 6.3. Составьте схемы электролиза и рассчитайте массу металла, выделяющегося на катоде по приведенным данным (табл. VI.3)

А) При использовании инертного анода;

Б) При использовании растворимого анода.

Электролиз

Прохождение постоянного электрического тока через электролит

 +

Катод Анод







электролит

между катодом (К) и анодом (А) сопровождается протеканием на них электрохимических реакций, приводящих к появлению новых веществ. Такой процесс называют электролизом.

В промышленности электролиз проводят в электролизерах, которые включают в себя емкости с объемом до нескольких м³, и рабочие электроды (анод -подключается к положительному (+) и катод подключается к отрицательному (-) полюсам источника тока). Электроды электролизера могут быть различной формы, но это обязательно проводники 1-го рода-металлы, графит или другие твердые вещества с электронной проводимостью. Различают электролиз с растворимыми и нерастворимыми анодами.

---

Смотрите также файлы

• Планируемые результаты освоения ооп ноо.docx

• Практическая работа Педагогическаязадача Обобщеннаяформулировказадачи.docx

• Профессиональный модуль пм.docx

• Памятка для обучающихся, родителей по профилактике неблагоприятных для здоровья и обучения детей эффектов от воздействия устройств мобильной связи.docx

• Основные этапы становления и развития маркетинга.doc