электрохимические процессы - Тихоокеанский государственный

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего и профессионального образования
«Тихоокеанский государственный университет»
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Методические указания к самостоятельной работе
по общей химии для студентов I курса всех специальностей,
изучающих химию
Хабаровск
Издательство ТОГУ
2007
УДК 541.13 (07)
Электрохимические
процессы
:
методические
указания
к
самостоятельной работе по общей химии для студентов I курса всех
специальностей, изучающих химию / сост. Л. Е. Незаментимова. – Хабаровск
: Изд-во Тихоокеан. гос. ун-та, 2007. – 27 с.
Mетодические указания составлены на кафедре «Химия» и
предназначены для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы
студентов. В них представлены общие вопросы темы «Электрохимические
процессы» по разделам «Потенциалы металлических электродов»,
«Гальванические элементы», «Коррозия металлов» и «Электролиз»,
приведены примеры решения задач, предложены многовариантные задания
для самоподготовки.
Печатается в соответствии с решениями кафедры химии
методического совета факультета математического моделирования
процессов управления.
и
и
© Тихоокеанский государственный
университет, 2007
ВВЕДЕНИЕ
Особенности структуры металлов приводят к тому, что свойства
металлических элементов неразрывно связаны с протеканием окислительновосстановительных реакций и электрохимическими свойствами системы
металл – среда. На практике оказывается необходимым умение оценить
активность металлов, характер их взаимодействия с окружающей средой,
химическое поведение металлов в составе конструкционных узлов
различных технологических систем и установок.
Электрохимические процессы лежат в основе целого ряда важнейших
производств, связанных с получением черных и цветных металлов, их
сплавов и других химически ценных продуктов; c созданием и применением
химических источников тока.
Объем химических знаний для современного инженера определяется
также проблемами, которые встречаются при конструкторской разработке
деталей, механизмов и установок в связи с выбором специальных,
традиционных и новых конструкционных материалов.
Таким образом, изучение темы «Электрохимические процессы» является
важной составной частью инженерного образования.
В данных методических указаниях представлены в краткой форме
теоретические основы электрохимических процессов по разделам,
посвященным потенциалам металлических электродов, гальваническим
элементам, электрохимической коррозии металлов и электролизу растворов
электролитов. Задания для самоподготовки студентов предваряются
примерами с подробными решениями.
Предлагаемые методические указания не только послужат цели
проверки знаний, но и помогут студентам найти ответы на многие важные
вопросы по изучаемой теме и в итоге более качественно усвоить материал.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Электрохимическими процессами называют процессы взаимного
превращения химической и электрической форм энергии.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные
группы:
1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в
гальванических элементах); 2) процессы превращения электрической энергии
в химическую (электролиз).
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и
ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим
проводником (проводником 1-го рода). Ионным проводником (проводником
2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые
электролиты.
Электродами
называют
проводники,
имеющие
электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным
проводником.
Количественные
характеристики
электрохимических
процессов
устанавливаются законами Фарадея, открытыми в 1833 г. С учетом
современной терминологии эти законы формулируются так:
1. Масса вещества, испытавшего электрохимическое превращение
на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества,
прошедшего через электролит.
2. При пропускании одинакового количества электричества через
растворы или расплавы различных электролитов массы веществ,
выделяющихся на электродах, пропорциональны молярным массам их
эквивалентов.
Экспериментально установлено, что для выделения на электроде одной
молярной массы эквивалента вещества В необходимо затратить одно и то же
количество электричества, равное примерно 96500 Кл. Оно получило
название постоянной Фарадея F.
Оба закона Фарадея можно объединить одной формулой:
m(В) =
М эк (В) ⋅ Q
M (В) ⋅ I ⋅ t
= эк
,
F
F
где m(B) – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде,
г; Mэк(В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; Q – количество
электричества, прошедшего через электролит, Кл. (Q = I⋅t, где I – сила тока,
А; t – время, с).
Показателем эффективности электролиза является выход по току η (%),
определяемый как отношение массы вещества, фактически полученной в
данных условиях, mфакт к массе вещества, теоретически вычисленной на
основе закона Фарадея, mтеор:
η=
m факт
m теор
⋅ 100 %.
ПОТЕНЦИАЛЫ МЕТАЛЛИЧЕСКИХ ЭЛЕКТРОДОВ
При погружении металлической пластинки в воду или в раствор соли
этого же металла между пластинкой и раствором устанавливается
окислительно-восстановительное равновесие:
Mе + mH2О
пластинка
⇄
Меn+⋅ mН2О + nē.
пластинка
раствор
На границе раздела двух фаз (металл – раствор) возникает двойной
электрический
слой,
характеризующийся
некоторой
разностью
электростатических потенциалов. При равновесии скорость растворения
металла равна скорости восстановления его ионов. Скачок потенциала,
устанавливающийся в двойном электрическом слое при равновесии,
называется равновесным потенциалом металлического электрода, Е0Men+/
Me.
Схематическое изображение металлического электрода представляет
собой дробь, в числителе которой записывают окисленную форму, а в
знаменателе – восстановленную форму частиц, образующих двойной
электрический слой. Разделительная черточка символизирует границу
раздела между проводниками разного рода – металлом и электролитом.
Например:
структура двойного электрического
слоя
схема соответствующего электрода
Zn ⇄ Zn2+ + 2ē
Zn2+/ Zn
Al ⇄ Al3+ + 3ē
Al3+/ Al
Экспериментально определить абсолютное значение электродного
потенциала невозможно. Поэтому на практике потенциалы металлических
электродов измеряют относительно водородного электрода, принятого за
электрод сравнения.
Стандартный водородный электрод изготовлен из платины, покрытой
платиновой чернью и погруженной в раствор кислоты с активностью ионов
водорода, равной единице. Через раствор при 298 К (25 oС) под давлением
101,325 кПа пропускается газообразный водород. Таким образом, на
поверхности платинового электрода устанавливается равновесие:
2H+ + 2ē ⇄ H2,
которое характеризуется определенным значением скачка потенциалов на
межфазной границе. Электродный потенциал, отвечающий данным
условиям, называют стандартным потенциалом стандартного водородного
электрода, а его численное значение условно принято равным нулю:
Е 02Н + / Н = 0.
2
Стандартным потенциалом металлического электрода ЕoMen+/ Me
называют потенциал этого электрода в растворе собственных ионов с их
концентрацией, равной 1 моль/дм3, измеренный относительно
стандартного водородного электрода. (При точных определениях и
расчетах вместо аналитической концентрации используют активность
электролитов).
Значения стандартных потенциалов электродов приводятся в
справочной литературе [3, 4, приложение]. Располагая окислительновосстановительные системы типа Mеn+/Mе в порядке возрастания
стандартных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений
металлов.
Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в
водных растворах:
1) чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется
и труднее восстанавливается из своих ионов;
2) металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т. е.
стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из
разбавленных растворов кислот;
3) каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов
солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.
При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение
равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной
системы, записанной в форме Ох + nē ⇄ Rеd, рассчитывают по уравнению
Нернста:
ЕOх / Red = Е0Oх / Red +
[Oх ]
RT
,
⋅ln
nF [Re d ]
где ЕOх / Red – электродный потенциал системы в заданных условиях, В; Е0Oх /
Red – стандартный электродный потенциал, В; R – универсальная газовая
постоянная, равная 8,31 Дж/(моль⋅К); Т – абсолютная температура, К; F –
постоянная Фарадея, Кл/моль; n – число электронов, участвующих в
электродном процессе; [Ох], [Rеd] – молярные концентрации частиц,
участвующих в электродной реакции в окисленной и восстановленной
формах, моль/л. При точных расчетах вместо аналитической концентрации
используют активность электролитов.
Из анализа уравнения Нернста следует, что значение потенциала
электрода определяется природой его материала, температурой и
концентрациями (активностями) частиц, участвующих в электродной
реакции.
Применяя уравнение Нернста к металлическим электродам и учитывая,
что [Rеd] = [Ме] = 1, получим
RT
⋅ln[Mеn+].
nF
Переходя от натурального логарифма к десятичному и подставляя в
уравнение Т = 298 К и соответствующие значения R и F, получаем:
ЕМеn+/ Ме = E0Меn+/ Ме +
ЕМеn+/ Ме = E0Меn+/ Ме +
0,059
⋅lg[Mеn+].
n
Примеры решения задач
Пример 1
В какой пробирке происходит реакция при внесении медных пластинок
в растворы сульфата железа(ΙΙ), нитрата серебра, разбавленной серной
кислоты?
Решение
По таблице приложения (с. 27) найдем значения соответствующих
стандартных электродных потенциалов и сравним их. Поскольку Е0Сu 2+/ Сu =
+0,33 В имеет большую алгебраическую величину, чем Е0Fе2+/ Fе = −0,44 В,
медь менее активна, чем железо, и не способна вытеснить его из раствора
соли. Взаимодействия меди с сульфатом железа(ΙΙ) не произойдет: Cu +
FeSO4 ≠ .
Стандартный электродный потенциал меди Е0Сu2+/ Сu = +0,33 В имеет
большую алгебраическую величину, чем Е0Ag+/ Аg = +0,80 В, следовательно,
медь активнее серебра и будет вытеснять его из раствора соли:
Cu + 2АgNO3 = 2Аg + Cu(NО3)2.
Сu – 2ē = Сu 2+ 1
Аg+ + ē = Аgо 2
окисление, восстановитель;
восстановление, окислитель.
Поскольку Е0Сu2+/ Сu = +0,33 В больше, чем Е 0Н+/ Н = 0, медь не способна
вытеснять водород из разбавленных кислот. Взаимодействия меди с
разбавленной серной кислотой не произойдет: Сu + Н2SO4 (разб.) ≠.
Пример 2
Стандартный потенциал никеля больше, чем кобальта (см. приложение).
Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе
его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с
концентрацией 0,1 моль/л ?
Решение
Электродный потенциал металла зависит от концентрации его ионов в
растворе по уравнению Нернста. Определим электродные потенциалы никеля
и кобальта при заданных концентрациях:
0,059
0,059
ENi2+/ Ni = E0 Ni2+/ Ni +
lg[Ni2+] = −0,25 +
⋅lg10-3 = −0,339 В;
2
2
0,059
0,059
⋅lg10-1 = −0,307 В.
lg[Со2+] = −0,277 +
2
2
Таким образом, при изменившейся концентрации ионов потенциал
кобальта стал больше потенциала никеля.
ЕCo2+/ Со = Е0Co2+/ Со +
Задания для самоподготовки
Задание 1
Рассмотрите возможность взаимодействия металла Ме с водными
растворами электролитов (табл. 1). Ответ мотивируйте, приведя значения
соответствующих стандартных электродных потенциалов. Составьте
молекулярные и электронные уравнения возможных реакций.
Таблица 1
Варианты задания 1
№
п/п
Ме
Водные растворы
электролитов
№
п/п
Ме
Водные растворы
электролитов
1
2
3
4
5
Мn
Sn
Ni
Ag
Co
FeSO4 ; H2SO4 (р); NaCI
Hg(NO3)2; CrCl3 ; CuSO4
MgCl2 ; Sn(NO3)2 ; HCl
CuCl2 ; Al2(SO4)3 ; H2S
Na2SO4; FeCl2; Рb(NO3)2
16
17
18
19
20
Ni
Ag
Co
Fe
Pb
CdSO4; H2SO4 (р); Bi(NO3)3
Hg(NO3)2 ; CoSO4 ; HCl
MgCl2 ; Pb(NO3)2 ; ZnSO4
H2S ; AgNO3 ; CaCl2
Hg(NO3)2; FeCl3 ; H2SO4 (р);
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Fe
Pb
Cr
Al
Sn
Cd
Ti
Mg
Mn
Sn
HCl; Mg(NO3)2 ; Al2(SO4)3
Hg(NO3)2; ZnCl2 ; CuSO4
MgCl2;Fe2(SO4)3; H2SO4(р)
Zn(NO3)2; Pb(CH3COO)2; HCl
FeSO4; CuCl2; Mg(NO3)2
MgCl2; AgNO3; Cr2(SO4)3
H2SO4(p); Sn(NO3)2; AlCl3
HCl; Co(NO3)2 ; CaCl2
Fe(NO3)2 ; TiCl2; H2S
Hg(NO3)2; MnCl2; CuSO4
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Cr
Al
Sn
Cd
Ti
Mg
Bi
Zn
Fe
Cu
AlCl3 ; Co(NO3)2 ; NiSO4
Pb(CH3COO)2 ; MgCl2;FеSO4
AgNO3 ; NiCl2 ; HCl
Hg(NO3)2 ; AlCl3 ; H2SO4 (р)
Cr2 (SO4)3 ; Ni(NO3)2 ; MgCl2
BaCl2 ; Fe 2(SO4)3 ; Sn(NO3)2
NiSO4; Hg(NO3)2 ; HCl
Рb(NO3)2; FeSO4 TiCl2
CuSO4; Zn(NO3)2 ; H3PO4
Bi(NO3)3 ; HCl; Al2(SO4)3
Задание 2
Рассчитайте равновесный потенциал электрода, состоящего из металла
Ме, погруженного в раствор электролита В с концентрацией С(В) (моль/л)
(табл. 2).
Изменится ли потенциал электрода, если электролит разбавить в 10 раз?
Таблица 2
Варианты задания 2
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Ме
В
Ni
Ag
Sn
Zn
Fe
Mn
Ti
Cu
Pb
Аl
Zn
Cr
Fe
Mg
Pb
NiSO4
AgNO3
SnCl2
ZnSO4
FeCl2
Mn(NO3)2
TiCl2
CuSO4
Pb(NO3)2
Al2(SO4)3
ZnCl2
CrCl3
FeSO4
Mg(NO3)2
Pb(CH3COO)2
С(В),
моль/л
0,01
0,001
0,1
0,1
0,001
0,01
0,0001
0,01
0,1
0,001
0,01
0,1
0,01
0,001
0,001
№
п/п
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Ме
В
Co
Al
Cr
Sn
Zn
Mn
Ni
Bi
Fe
Mg
Cu
Sn
Cr
Zn
AI
CoCl2
AlCl3
Cr2(SO4)3
SnSO4
ZnJ2
MnSO4
NiCl2
Bi(NO3)3
FeCl3
MgSO4
Cu(NO3)2
SnBr2
Cr(NO3)3
Zn(NO3)2
AlBr3
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
С(В),
моль/л
0,1
0,01
0,001
0,0001
0,001
0,01
0,1
0,01
0,001
0,0001
0,1
0,001
0,0001
0,01
0,001
Гальванический элемент – это устройство, в котором химическая
энергия
окислительно-восстановительной
реакции
непосредственно
преобразуется в электрический ток.
Гальванический элемент состоит из двух электродов, соединенных
металлическим проводником и находящихся в среде электролитов. Электрод,
на
котором
происходит
процесс
окисления,
называется
анодом
(отрицательный полюс гальванического элемента), а электрод, на котором
происходит восстановление – катодом (положительный полюс). Причиной
возникновения и протекания
электрического тока в гальваническом
элементе является разность электродных потенциалов.
Процессы,
происходящие
на
электродах,
записывают
в
виде
электронных уравнений. Суммарное уравнение, получаемое при сложении
электронных уравнений анодной и катодной реакций, представляет собой
уравнение реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента
(токообразующей реакции).
При схематическом изображении гальванического элемента граница
раздела между поверхностью электрода и электролитом обозначается
вертикальной чертой, граница между двумя электролитами – двойной
вертикальной чертой.
Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее
обратимому
протеканию
происходящей
в
нем
реакции,
называется
электродвижущей силой Еэ (ЭДС) элемента. Если реакция осуществляется в
стандартных условиях, то ЭДС называется стандартной электродвижущей
силой
данного
элемента
(ЭДСo).
ЭДС
гальванического
элемента
определяется общей формулой:
Еэ = Eк − EA,
где Ек и EА – потенциалы, отвечающие электродным процессам,
происходящим на катоде и аноде.
Как известно, термодинамическим условием самопроизвольного
протекания химического процесса является отрицательное значение
изменения изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса), т. е.
ΔG<O. Взаимосвязь между этой термодинамической функцией и ЭДС
гальванического элемента выражается формулой
ΔG = −n F Еэ,
где n – число электронов, участвующих в суммарном окислительновосстановительном процессе.
Из анализа выражения для ΔG следует, что термодинамическим
условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной
реакции в гальваническом элементе является положительное значение ЭДС
(Еэ), когда система с более высоким значением электродного потенциала
выступает в качестве окислителя, т.е. восстанавливается.
Примеры решения задач
Пример 3
Гальванический элемент состоит из кадмиевого и серебряного
электродов, погруженных в раствор соляной кислоты.
Составьте схему гальванического элемента, напишите электронные
уравнения электродных процессов и токообразующей реакции. Укажите
направление движения электронов во внешней цепи.
Решение
Поскольку стандартный потенциал кадмиевого электрода Е0Cd2+/ Cd = −0,40
В
меньше, чем стандартный потенциал серебряного электрода Е0Ag+/ Ag = 0,80 В,
анодом будет кадмий, а катодом – серебро.
Схема заданного гальванического элемента имеет вид
(−) A Cd | HCI | Ag K (+) или
(−) А Сd | H+ | Ag K (+).
Составим электронные уравнения электродных процессов и
токообразующей реакции.
На аноде: Cd0 − 2ē = Cd2+ окисление; восстановитель.
На катоде: 2Н+ + 2ē = H02 восстановление; окислитель;
Cd0 +2Н+ = Сd2+ + Н02.
В молекулярной форме токообразующая реакция имеет вид
Cd0 + 2HCl = CdCI2 +H2 .
Во внешней цепи движение электронов происходит от анода к катоду, то
есть от кадмиевого электрода к серебряному.
Пример 4
Гальванический элемент составлен из кадмиевого и серебряного
электродов, погруженных в растворы нитрата кадмия и нитрата серебра с
концентрациями 0,01 моль/л и 0,001 моль/л соответственно.
Составьте схему гальванического элемента, напишите уравнения
реакции, лежащей в основе работы данного гальванического элемента и
определите направление ее протекания.
Решение
Схема заданного гальванического элемента имеет вид:
(−) A Cd | Сd (NO3)2 || Ag NO3 | Ag K(+) или
(−) А Сd | Сd2+ || Ag+ | Ag K (+).
Анодом является кадмиевый электрод, так как значение стандартного
потенциала кадмия значительно меньше стандартного потенциала серебра и
различие в концентрациях электролитов не приведет к принципиальному
изменению соотношения потенциалов электродов.
Запишем уравнения электродных процессов и на их основе реакции,
лежащей в основе работы гальванического элемента (токообразующей
реакции).
На аноде: Cd0 − 2ē = Cd2+ 1 окисление; восстановитель.
На катоде: Ag+ + ē = Ag0
2 восстановление; окислитель.
0
+
2+
Cd + 2Ag = Сd + 2Аg0 или в молекулярной форме
Cd0 + 2AgNO3 = Cd(NO3)2 + 2Ag0.
Вычислим равновесные потенциалы электродов по уравнению Нернста:
ЕК = ЕАg+/ Аg = Е0 Аg+/ Аg + 0,059 lg[Ag+] = 0,80 + 0,059 lg10-3 = 0,68 В.
0,059
lg[Cd2+] = −0,40 + 0,03 lg10-2 = −0,46 В.
ЕA = ЕCd2+/ Cd = Е0 Cd+/ Cd +
2
Найдем значение ЭДС и установим направление протекания
токообразующей реакции.
ЭДС = Еэ = EК − EА = 0,68 – (−0,46) = 1,14 В.
Поскольку ЭДС > 0, то ΔG < 0 и токообразующая реакция протекает
самопроизвольно в прямом направлении, кадмий окисляется, а серебро
восстанавливается.
Задания для самоподготовки
Задание 3
Для гальванического элемента, заданного в виде схемы (табл. 3):
3.1. Определите, какой электрод является анодом, а какой – катодом.
3.2. Напишите уравнения электродных процессов.
3.3. Составьте уравнение токообразующей реакции.
3.4. Укажите направление движения электронов во внешней цепи.
Таблица 3
Варианты задания 3
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Схема гальванического
элемента
Сr| Cr3+ || Co2+ |Co
Al | Al3+ || Zn2+ | Zn
Bi | Bi3+ || Fe2+ | Fe
Cu | Cu2+ || Ni2+ | Ni
Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn
Fe | H+ | Co
Ag | Ag+ || Cd2+ | Cd
Ni | Ni2+ || Pb2+ | Pb
Cd | Н+| Mn
Zn | Zn2+ || Ag+ | Ag
Pb | Pb2+ || Сr3+ | Cr
Sn | Sn2+ || Ti2+ | Ti
Co | Co2+ || Bi3+ | Bi
Fe | Fe 3+ || Zn2+ | Zn
Al | H+ | Fe
№
п/п
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Схема гальванического
элемента
Mg | Mg2+ || Mn2+ | Mn
Ni | H+ | Sn
Ti | Ti2+ || Cr3+ | Cr
V | V2+ || Co2+ | Co
Cu | H+ | Fe
Cd | Cd2+ || Ni2+ | Ni
Mn | Mn2+ || Hg2+ | Hg
Ag | H+ | Zn
Fe | Fe2+ || Cr 3+ | Cr
Сu | Cu2+ || Cd2+ | Cd
Hg | Hg 2+ || Ni2+ | Ni
Fe | Fe 2+ || Pb 2+ | Pb
Mg | Mg2+ || Ag + | Ag
Hg | H+ | Pb
Pb | H+ | Zn
Задание 4
Гальванический элемент состоит из металлов Ме(1) и Ме(2) (табл. 4.),
погруженных в растворы солей этих же металлов соль(1) и соль(2) с
молярной концентрацией С(1) и С(2) соответственно.
4.1. Составьте схему гальванического элемента.
4.2. Вычислите значения равновесных потенциалов электродов.
4.3. Укажите анод и катод.
4.4. Вычислите значение ЭДС.
4.5. Напишите уравнения электродных процессов.
4.6. Составьте уравнение реакции, лежащей в основе работы
гальванического элемента и укажите направление ее самопроизвольного
протекания.
Таблица 4
Варианты задания 4
№ п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Ме(1)
Pb
Zn
Cu
Al
Zn
Fe
Cr
Ni
Co
Cu
Hg
Cu
Mg
Hg
Pb
Cr
Fe
Ag
Cr
Al
Co
Cu
Hg
Cr
Cu
Fe
Zn
Cu
Ni
Fe
Ме(2)
Zn
Fe
Al
Zn
Fe
Ag
Zn
Cu
Ni
Sn
Ag
Ag
Sn
Mg
Fe
Cu
Mg
Fe
Al
Co
Cu
Sn
Pb
Fe
Pb
Zn
Ag
Ni
Al
Cu
Соль(1)
Pb(NO3)2
ZnSO4
CuCl2
AlCl3
ZnSO4
Fe(NO3)2
CrCl2
NiSO4
CoSO4
CuCl2
Hg(NO3)2
Cu(NO3)2
MgCl2
Hg(NO3)2
Pb(NO3)2
CrSO4
Fe(NO3)2
AgNO3
Cr2(SO4)3
AlCl3
CuCl2
CuSO4
Hg(NO3)2
CrCl3
Cu(NO3)2
FeCl2
Zn(NO3)2
CuSO4
Ni(NO3)2
FeCl3
Соль(2) С(1),моль/л
Zn(NO3)2
0,1
FeSO4
1
AlCl3
0,01
ZnCl2
0,1
FeSO4
0,1
AgNO3
1
ZnCl2
0,01
CuSO4
0,1
NiSO4
1
SnCl2
0,1
AgNO3
0,1
AgNO3
0,1
SnCl2
0,1
Mg(NO3)2
1
Fe(NO3)2
0,1
CuSO4
0,01
Mg(NO3)2
1
Fe(NO3)2
0,1
Al2(SO4)3
0,1
CoCl2
0,1
CoCl2
1
SnSO4
0,1
Pb(NO3)2
0,01
FeCl3
0,1
Pb(NO3)2
0,1
ZnCl2
0,1
AgNO3
1
NiSO4
0,1
Al(NO3)3
1
CuCl2
1
С(2), моль/л
0,1
0,1
0,1
0,01
1
0,1
0,1
0,01
0,1
0,1
0,01
1
0,01
0,01
1
0,1
0,1
1
0,01
0,1
0,01
0,01
0,1
0,01
0,01
1
0,1
0,01
0,01
0,1
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия металлов – это процесс самопроизвольного разрушения
металлов под действием окружающей среды. Различают химическую
коррозию – разрушение металлической поверхности под действием сухих
газов или жидких неэлектролитов и электрохимическую коррозию –
разрушение
металла
под
действием
электролита
внешней
среды,
сопровождающееся возникновением слабого электрического тока. В основе
электрохимической
коррозии
лежит
принцип
работы
непрерывно
работающего гальванического элемента.
При соприкосновении двух металлов различной активности или при
контакте примесей в составе сплава в среде электролита образуется
гальванический элемент, развивается окислительно-восстановительный
процесс, протекающий в направлении растворения более активного металла.
Анодом коррозионного гальванического элемента всегда является более
активный металл (с меньшей алгебраической величиной стандартного
электродного потенциала), катодом – менее активный металл (или любой
электронный проводник) с большей алгебраической величиной электродного
потенциала по сравнению с металлом анода. Металл анода всегда
подвергается окислению (растворению), тогда как на катоде возможны два
основных восстановительных процесса:
а) восстановление ионов водорода (коррозия в кислой среде): 2H+ + 2ē =
Н2;
б) восстановление кислорода в присутствии воды (коррозия в
нейтральной и щелочной средах): O2 + 4ē + H2O = 4OH−.
Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называют
деполяризаторами. Таким образом, в зависимости от среды электролита
коррозионный процесс протекает с водородной или кислородной
деполяризацией.
В нейтральной среде возможен процесс восстановления водорода из
молекул воды без участия кислорода: 2H2O + 2ē = H2 + 2OH−. Однако
практически вследствие образования на металлической поверхности
оксидных пленок, обладающих защитным действием, эта способность
проявляется только у щелочных и щелочно-земельных металлов.
К наиболее распространенным методам защиты металлов от коррозии
относятся легирование сталей и сплавов, использование защитных покрытий
(неметаллических
и
металлических),
ингибиторов
коррозии,
электрохимическая защита (протекторная и катодная).
Металлические защитные покрытия подразделяют на катодные и
анодные.
Катодное покрытие – это покрытие менее активным металлом,
который будет являться катодом по отношению к защищаемому металлу.
Поскольку при электрохимической коррозии окислению подвергается анод,
при повреждении катодного покрытия защищаемый металл будет
корродировать.
Анодное покрытие – это покрытие более активным металлом, который
будет являться анодом по отношению к защищаемому и при коррозии будет
разрушаться, предохраняя защищаемый металл.
Примеры решения задач
Пример 5
Как происходит коррозия технического цинка: а) во влажном воздухе; б)
в растворе NaOH; в) в разбавленной серной кислоте ? Cоставьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Укажите состав продуктов
коррозии и их возможное влияние на скорость коррозионного процесса.
Решение
Технический цинк содержит примеси, имеющие больший стандартный
электродный потенциал, чем Е0 Zn2+/ Zn = −0,76 В. Это может быть, например,
медь (E0Cu2+/ Cu = 0,33 B), железо (Е0 Fe2+/ Fe = −0,44 В) и другие менее
активные, чем цинк, металлы, которые в целом назовем катодными
примесями.
В среде электролита цинк и катодные примеси образуют коррозионные
микрогальванические элементы:
а) во влажном воздухе схема образующегося гальванического элемента
(−) A Zn | O2, Н2О | примеси К (+).
Анодный процесс: Zn0 – 2ē = Zn2+ окисление.
Катодный процесс: O2 + 4ē + 2H2O = 4OH− – восстановление
(кислородная деполяризация в нейтральной среде).
Суммарное уравнение, полученное сложением электронных уравнений
анодного и катодного процессов, имеет вид
2Zn + O2 + 2H2O = 2Zn2+ + 4OH− = 2Zn(OH)2.
Продуктом коррозии является гидроксид цинка, нерастворимый в воде и
устойчивый в нейтральной среде. Образование такого продукта вызовет
снижение скорости коррозии;
б) в растворе щелочи протекает коррозия с кислородной
деполяризацией, так же, как и в нейтральной среде. Однако гидроксид цинка
Zn(OH)2, обладающий амфотерными свойствами, вступит во вторичную
реакцию с NaOH:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].
Образование растворимой комплексной соли не будет препятствовать
развитию коррозионного процесса;
в) в разбавленной серной кислоте цинк будет корродировать, являясь
анодом гальванического элемента, со схемой
(−) А Zn | H2SO4 | примеси К (+).
Анодный процесс:
Катодный процесс:
Zn – 2ē = Zn2+ окисление;
2H+ + 2ē = H20 восстановление (водородная
деполяризация в кислой среде).
Суммарное уравнение: Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 или в молекулярной форме
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 ↑ .
Продуктами коррозии являются соль, растворимая в воде, и водород.
Образование таких продуктов не приведет к снижению скорости коррозии.
Пример 6
Как происходит коррозия оцинкованного железа в кислой среде при
нарушении целостности покрытия? Какое это покрытие – анодное или
катодное?
Решение
Так как потенциал цинка Е0Zn2+/ Zn = −0,76 В имеет меньшую
алгебраическую величину, чем потенциал железа ЕоFе2+/ Fе = −0,44 В, то,
контактируя в среде электролита, эти металлы будут выполнять функции
электродов коррозионного гальванического элемента, где анодом является
более активный цинк, а катодом – менее активное железо.
Цинк – анод – корродирует, окисляется; на катоде в кислой среде
восстанавливаются ионы водорода из электролита. Электрохимическая
коррозия протекает в гальваническом элементе со схемой:
(−) A Zn | H+ | Fе К (+).
Анодный процесс: Zn0 − 2ē = Zn2+ окисление.
Катодный процесс: 2H+ + 2ē = H20 ↑ восстановление.
Поскольку Zn активнее железа, то является анодным покрытием железа.
Задания для самоподготовки
Задание 5
Коррозионная пара состоит из двух металлов (табл. 5).
5.1. Определите, какой металл будет корродировать в заданной паре.
5.2. Определите реакцию коррозионной среды (кислая, нейтральная или
щелочная) и тип деполяризации.
5.3. Составьте схему коррозионного гальванического элемента для случая
контакта заданной пары металлов в заданной коррозионной среде.
5.4. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.
5.5. Укажите состав продуктов коррозии.
Таблица 5
Варианты задания 5
№
п/п
1
Металлы
№
п/п
16
Металлы
Mn - Zn
Коррозионная
среда
Раствор ZnSO4
2
Fe - Cu
Раствор HCl
17
Mn - Рb
Коррозионная
среда
Влажная
атмосфера
Почвенная вода
3
Рb - Fе
Влажный воздух
18
Аl - Сr
Раствор NaOH
4
Cr - V
Раствор Н2SO4
19
Mg - Zn
5
Аg - Мg
Раствор NaОН
20
Co - Fе
Вода, содержащая
растворенный
кислород
Раствор Н2SO4
Sn - Fе
№
п/п
22
Металлы
Cu - Al
Коррозионная
среда
Раствор KOH
Mn - Cr
Окончание табл. 5
Коррозионная
среда
Раствор СrСl3
8
Hg - Fе
Водопроводная вода
23
Zr - Fе
Раствор HСl
9
Ni - Cr
Раствор НСl
24
Рb - Ni
10
Zn - Cd
Раствор СdСl2
25
W - Fe
11
Fe - Mg
Раствор FeSO4
26
Ni - Ag
12
Mg - Sn
Влажный воздух
27
Fе - Mo
Атмосфера,
содержащая SO3
Влажная
атмосфера
Почвенная вода,
pH< 7
Раствор HСl
13
Ni - Cu
Раствор Н2SO4
28
Co - Mn
Раствор СoSO4
14
Мg - Cd
Вода, содержащая
растворенный
29
Sn - Fе
Раствор Н2SO4
№
п/п
7
Металлы
15
Al - Рb
кислород
Раствор Рb(NO3)2
30
Mg - Cr
Раствор Сr2(SO4)3
Задание 6
Для металла Ме (табл. 6) выберите из перечня металлов-покрытий:
а) анодные покрытия; б) катодные покрытия.
Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов,
протекающих при атмосферной коррозии металла Ме, покрытого первым из
металлов-покрытий при нарушении покрытия.
Таблица 6
Варианты задания 6
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
№
п/п
8
9
10
11
12
13
14
15
Ме
Fе
Сu
Sn
Cu
Cd
Zn
Co
Ме
Fе
Cd
Co
Cr
Fе
Ni
Mn
Fе
Металлыпокрытия
Be, Сu, Ag
Al, Be, Au
Zn, Bi, Pt
Ti, Au, Cd
Co, Fe, Cu
Al, Pb, Sn
Mn, Ni, Pb
№
п/п
16
17
18
19
20
21
22
Металлыпокрытия
Cu, Cr, Al
Zn, Mo, Cr
Fe, Ni, Pb
Al, Fe, Co
Cu, Ag, Zn
Pb, Mn, Ti
Al, Pt, Ni
Mn, Co, Bi
№
п/п
23
24
25
26
27
28
29
30
Ме
Mg
Cu
Zn
Co
Sn
Mn
Cd
Ме
Fе
Cu
Ni
Рb
Co
Fе
Mn
Cd
Металлыпокрытия
Cr, Al, Ni
Sn, Pt, Mo
Cd, Be, Cu
Fe, W, Pt
Ti, Pb, Ni
Pb, Ti, Co
Zn, Mo, Cu
Окончание табл. 6
Металлыпокрытия
Ni, Au, Sn
Pb, Fe, Ag
Zn, Pb, Cr
Ti, Zn, Pt
Mo, Cr, Au
Cr, Bi, Be
Al, Ni, Sn
Mn, Ni, Pb
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз – это окислительно-восстановительные процессы,
протекающие при прохождении постоянного электрического тока через
раствор или расплав электролита.
При электролизе энергия электрического тока превращается в
химическую энергию, осуществляется процесс, обратный по характеру
происходящему в гальваническом элементе. Как в любой электрохимической
системе, при электролизе на аноде происходит окисление, а на катоде –
восстановление. Анодом является положительный, а катодом –
отрицательный электрод. Характер протекания электродных процессов при
электролизе зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются
состав электролита, материал электродов и режим электролиза (температура,
напряжение, плотность тока и др.).
При электролизе расплавов протекают три одновременных процесса:
направленное движение катионов электролита к катоду, а анионов к аноду;
восстановление катионов на катоде; окисление анионов на аноде.
Электролиз растворов электролитов более сложен из-за возможности
участия в электродных процессах молекул воды:
восстановление на катоде
и окисление на аноде
2Н2O + 2ē = H2 + 2OH−
2Н2O – 4ē = O2 + 4H+.
В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание
двух или большего числа процессов, наиболее вероятен тот, осуществление
которого связано с минимальной затратой энергии. Это означает, что на
катоде восстанавливаются в первую очередь окисленные формы
окислительно-восстановительных систем с наибольшим электродным
потенциалом, а на аноде окисляются восстановленные формы с наименьшим
электродным потенциалом.
В реальных процессах этот порядок выделения (разряда частиц) часто
нарушается из-за перенапряжения на электродах, вызванного их
поляризацией и другими побочными процессами. Поэтому для определения
порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на
электродах при электролизе водных растворов можно руководствоваться
следующими практическими правилами.
Катодные процессы
1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих
стандартный электродный потенциал, больший, чем у водорода (EoH+/ Н = 0), в
порядке уменьшения Еo.
2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом
(от Li+ до Al3+ включительно) не восстанавливаются, а вместо них
восстанавливаются молекулы воды (в кислой среде – ионы Н+).
3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал,
меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются
одновременно с молекулами воды.
Анодные процессы
Характер окислительных процессов зависит от материала анода.
Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) аноды.
Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля,
платины. В процессе электролиза они химически не изменяются, а служат
лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. При использовании
инертных анодов надо помнить, что:
1. В первую очередь окисляются простые анионы (за исключением F−)
в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов (S2−, J−, Вr−,
Сl−)
2. Анионы кислородсодержащих кислот (СО32−, NO3−, SO42−, РО43− и
др.) на аноде не окисляются; идет окисление молекул воды.
3. В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН−:
4OH− − 4ē = O2 + 2H2O.
При использовании растворимых анодов, изготовленных из меди, цинка,
серебра, никеля и других металлов, источником электронов является сам
анод за счет окисления его материала:
Me – nē = Men+.
Примеры решения задач
Пример 7
Приведите уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе водного раствора СuCl2, если: а) электроды инертные; б)
электроды медные.
Решение
В водном растворе СuCl2 содержатся ионы Сu2+, Сl− и молекулы воды.
a) В случае инертного анода окислению могут подвергаться ионы СI−
или молекулы H2O. Поскольку галогенид-ионы разряжаются в первую
очередь, то окисляться будут именно они.
Анодный процесс: 2Cl− − 2ē = Cl2.
На катоде возможно восстановление катионов Сu2+, либо молекул Н2О.
Поскольку ЕоСu2+/ Сu= 0,33 В больше, чем у водорода, EoH+/ Н = 0, то
восстанавливаться будут только ионы меди.
Катодный процесс: Сu2+ + 2ē = Cu.
б) В случае медного анода речь идет о растворимом (активном) аноде.
Окисляться будет материал анода.
Анодный процесс: Cuo −2ē = Cu2+.
Катодный процесс при этом не зависит от материала анода и
заключается в восстановлении ионов Сu2+ , как и в случае а).
Катодный процесс: Сu2+ + 2ē = Cu.
Пример 8
В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе
раствора, содержащего в одинаковой концентрации нитраты никеля, серебра,
меди?
Решение
В результате диссоциации солей в растворе будут присутствовать ионы
металлов: Ni2+, Ag+, Сu2+.
Сравним
значения
стандартных
электродных
потенциалов
соответствующих металлов.
ЕoNi2+/ Ni = −0,25 В; ЕoАg+/ Аg = +0,80 В; ЕoCu2+/Cu = +0,34 В.
В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих
стандартный электродный потенциал, больший, чем у водорода, в порядке
уменьшения ЕoMen+/Ме.
Следовательно, первыми будут восстанавливаться ионы серебра:
Ag++ ē = Ag.
Затем будет протекать восстановление ионов меди:
Cu2++ 2ē = Cu.
В последнюю очередь будут восстанавливаться ионы никеля, причем
одновременно с молекулами воды:
Ni2++ 2ē = Ni;
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН−.
Пример 9
При какой силе тока проводили электролиз, если при электролизе
раствора в течение 1 ч 40 мин 25с на катоде выделилось 0,7 л (н.у.) водорода
при 50 %-ном выходе по току?
Решение
Из формулы объединенного закона Фарадея с учетом выхода по току η
следует:
V(H 2 ) ⋅ F
I=
.
Vэк (Н 2 ) ⋅ t ⋅ η
Эквивалентный объем водорода при н.у. Vэк(Н2) =
1
1
Vм(Н2)=
22,4 =
z
2
11,2 л/моль. Время электролиза 1 ч 40 мин 25 с = 6025 с.
0,7 ⋅ 96500
= 2 А.
I=
11,2 ⋅ 6025 ⋅ 0,5
Электролиз проводили при силе тока 2 А.
Пример 10
При электролизе раствора СuSO4 на аноде выделилось 168 см3 газа
(н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на
электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде.
Какое вещество и в каком количестве образовалось в прианодном
пространстве?
Решение
Так как SO42− – анион кислородсодержащей кислоты, на аноде будут
окисляться молекулы воды.
Процесс на аноде: 2H2O – 4ē = O2 + 4H+.
Процесс на катоде: Сu2+ + 2ē = Сu.
Согласно закону Фарадея, на электродах выделяются равные
эквивалентные количества веществ, кислорода и меди.
nэк(О2) = nэк (Cu) или
V (O 2 )
m(Cu )
=
, откуда
Vэк (O 2 ) M эк (O 2 )
V (O 2 ) ⋅ M эк (Cu ) 168 ⋅ 31,77
=
= 0,953 г.
V эк (О 2 )
5600
Отрицательно заряженные ионы SO42− будут направляться к аноду
электролизера, но из-за высокого потенциала разряда окисляться не будут.
Вместе с образующимися в анодной реакции ионами Н+ они образуют в
прианодном пространстве серную кислоту. Количество образовавшейся
Н2SO4 эквивалентно количествам всех других продуктов электролиза:
m (Сu) =
nэк(H2 SО4) = nэк (O2) = nэк (Cu).
Масса серной кислоты
m (H2SO4) =
V (O 2 ) ⋅ M эк (H 2SO 4 ) 168 ⋅ 49
=
= 1,47 г.
Vэк (O 2 )
5600
Задания для самоподготовки
Задание 7
Составьте уравнения процессов, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора заданного электролита с электродами из
указанного материала (табл. 7).
Таблица 7
Варианты задания 7
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Раствор
электролита
FeCl3
CuCl2
CdSO4
CdCl2
Cr2(SO4)3
Co(NO3)2
Ni(NO3)2
МnCl2
NiCl2
Cu(NO3)2
CoSO4
Pb(NO3)2
Zn(NO3)2
CoSO4
АgNO3
Материал
электродов
Fe
Cu
C-графит
Cd
Cr
C- уголь
Ni
Рt
Ni
C- уголь
Cо
Рb
Zn
Рt
C-графит
№
п/п
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Раствор
электролита
SnCl2
Ni(NO3)2
Cu(NO3)2
ZnSO4
АgNO3
ZnCl2
Cd(NO3)2
CdSO4
CuCl2
ZnSO4
МnCl2
SnCl2
CrCl3
MnSO4
Co(NO3)2
Материал
электродов
Sn
C-графит
Cu
Zn
Аg
C-уголь
Рt
Cd
Cu
Рt
Mn
C-графит
Рt
Mn
Co
Задание 8
Водный раствор, содержащий ионы электролитов (табл. 8) в одинаковой
концентрации, подвергли электролизу с инертными электродами.
8.1. Укажите, какие частицы способны подвергаться окислению, а какие
– восстановлению.
8.2. Составьте уравнения возможных анодных и катодных процессов с
указанием последовательности их протекания.
Таблица 8
Варианты задания 8
№ п/п
1
Ионы электролитов
2+
2+
−
Be , Сu , NO3 , Ag
+
№ п/п
Ионы электролитов
16
Ba2+, OH−, Сl−, NO3−
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Al3+, NO3−, Hg2+, Fe2+
SO42-, Cd2+, Сl−, Мg2+
Тi2+, Sn2+, Cl−, NO3Co2+, SO42−, J−, Сu2+
Сr3+, SO42−, Ni2+, Na+
Рb2+, Zn2+, NO3−, Сl−
SO42−, Сu2+, Al3+, К+
Nа+, SO42−, OH−, Br−
Ag+, NO3−, Zn2+, Ca2+
Сr3+, Co2+, SO42−, NO3−
Hg2+, Сu2+, NO3−, Ba2+
Sn2+, Сl−, Ni2+, K+
S2−, Na+, K+, J−
Мg2+, Cl−, Sn2+, SO42−,
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Hg2+, Pb2+, +, NO3−, Ni2+
J−, Nа+, Co2+, Ag+
Mn2+, Fe2+, SO42−, Вr−
Cd2+, Сl−, Ca2+, Fe2+
SiO32−, К+, Na+, Сl−
Sr2+, S2−, К+, Сl−
Cr3+,SO42−, Сu2+, J−
Bi3+, NO3−, Ag+, Ca2+
Ва2+, Na+, OH−, CI−
NO3−, Сu2+, Мg2+, Bi3+
Al3+, J−, Cr3+, Fe2+
Ca2+, Сl−, SO42−,Mn2+
Zn2+, Сu2+, SO42−, Br−
Fe3+, Fe2+, NO3−, Сl−
Задание 9
Электролиз водного раствора электролита проводили в течение времени
t (мин) при силе тока I (А). На одном из электродов выделилось вещество В
массой m(В), (выход по току принят 100 %).
Найдите неизвестную величину Х, используя данные табл. 9.
Таблица 9
Варианты задания 9
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Раствор
электролита
ZnSO4
NiCl2
Cu(NO3)2
CuCl2
Pb(NO3)2
Ni(NO3)2
CoSO4
FeCl3
CrCl3
Zn(NO3)2
MnSO4
NiCl2
CdSO4
Cd(NO3)2
ZnSO4
ZnCl2
AgNO3
ZnSO4
Cu(NO3)2
CuSO4
Ni(NO3)2
SnCl2
MnCl2
Ni(NO3)2
Co(NO3)2
Cr(SO4)3
CdCl2
CdSO4
CuCl2
FeCl3
t, мин
I, А
Вещество В
m(В), г
Х
45
15
Х
18
40
Х
35
16
Х
30
15
Х
40
38
Х
32
10
Х
17
Х
37
48
Х
27
35
Х
20
10
Х
5
Х
3
0,2
Х
4
0,1
Х
6
3
Х
0,7
0,5
Х
1,5
2,5
11
Х
12
4
0,7
Х
7
2
Х
0,8
1,3
Х
9
5,5
O2
Ni
Cu
Cl2
Pb
O2
Co
Cl2
Cr
H2
O2
Cl2
Cd
O2
Zn
Cl2
Ag
O2
Cu
O2
H2
Sn
H2
Ni
O2
Cr
Cd
O2
Cu
Cl2
0,75
0,99
Х
0,09
2,32
0,80
0,09
0,39
Х
0,05
1,49
Х
0,41
0,80
Х
0,66
Х
0,34
5,97
Х
0,02
0,27
Х
0,44
0,67
Х
2,40
0,28
Х
3,03
Задание 10
При электролизе водного раствора электролита (электроды инертные) на
одном из электродов выделился газ В массой m (B), количеством n (B) или
объемом v (B) (табл. 10).
10.1. Составьте электронные уравнения электродных процессов.
10.2. Вычислите массу вещества, выделившегося на втором электроде
электролизера.
10.3. Определите, какие вещества могут образоваться в прикатодном или
прианодном пространстве, и вычислите их массы.
Таблица 10
Варианты задания 10
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Электрол
ит
К2SO4
NaCl
Ba(NO3)2
СаСl2
NaNO3
LiBr
Ca(NO3)2
CsBr
Na2SO4
BaCl2
KCl
Li2SO4
КNO3
Rb2SO4
CsNO3
Газ
В
O2
Cl2
H2
H2
O2
Br2
H2
Br2
O2
Cl2
H2
H2
O2
O2
H2
m (B), n (B)
или v (B)
0,02 моль
3,55 г
0,1 моль
0,2 г
2,24 л (н.у.)
0,05 моль
0,125 моль
5,6 л (н.у.)
2 моль
7,1 г
2,24 л (н.у.)
1,5 моль
5,6 л (н.у.)
0,5 моль
1,12 л (н.у.)
№
п/п
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Электроли
т
Cs2SO4
RbNO3
КNO3
Li2SO4
KCl
BaCl2
Na2SO4
CsBr
Ca(NO3)2
LiCl
NaNO3
СаСl2
Ba(NO3)2
NaCl
К2SO4
Газ
В
O2
H2
H2
O2
Cl2
H2
H2
Br2
O2
H2
H2
Cl2
O2
H2
H2
.
m (B), n (B)
или v (B)
0,25 моль
4,48 л (н.у.)
4г
5,6 л (н.у.)
22,4 л (н.у.)
0,01 моль
5г
0,1 моль
0,8 г
0,05 моль
0,5 г
0,224 л (н.у.)
0,125 г
0,112 л (н.у.)
0,4 г
Задание 11
На стальное изделие с площадью поверхности S необходимо нанести способом электролиза противокоррозионное покрытие из
металла Ме.
В течение какого времени следует проводить электролиз при силе тока I (A) для получения покрытия со средней толщиной h
(мм), если предполагаемый выход металла Ме по току η (%)?
Таблица 11
Варианты задания 11
№ п/п
S
1
0,5м2
Me
J, A
h, мм
η, %
Cd
5
0,2
40
2
Ti
7
0,3
55
3
2
1,5дм
Zn
10
0,5
60
4
2
Cr
12
0,3
45
2
Ca
15
0,4
50
2
5
0,7дм
80см
0,3м
Окончание табл. 11
Me
J, A
h, мм
η, %
6
2
2,5дм
Ni
3
0,8
65
7
2
Sn
11
0,5
40
2
№ п/п
S
90см
8
2,8дм
Cd
8
0,1
55
9
2
Ti
4
1,2
60
0,4м
10
12дм2
11
2
0,6м
12
0,8дм2
13
1,6дм2
14
2
2
15
85см
0,4м
Zn
6
0,8
45
Cr
2
0,2
50
Cu
9
0,9
65
Ni
12
0,2
40
Sn
5
0,9
55
Cd
7
1,2
60
16
2
2,6дм
Ti
10
0,6
45
17
2
Zn
13
0,8
50
2
95см
18
2,9дм
Cr
8
0,15
65
19
2
Cu
4
0,5
40
2
0,5м
20
13дм
Ni
6
0,9
55
21
2
Sn
2
0,7
60
Cd
15
0,1
45
Ti
6
0,7
50
22
23
07м
2
0,3м
2
0,5дм
24
2
1,3дм
Zn
8
1,1
65
25
60см2
Cu
11
0,3
40
26
0,1м2
Cr
3
0,5
65
27
2
2,2дм
Ni
12
0,9
60
28
2
Sn
5
0,2
45
2
70см
29
2,0дм
Cd
9
0,1
50
30
2
Ti
7
0,3
40
0,4м
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2002. – 558
с.
2. Общая химия в формулах, определениях, схемах : учеб. пособие / И. Е.
Шиманович, М. Л. Павлович, В. Ф. Тикавый, М. П. Малашко ; под ред. В.
Ф. Тикавого. – Минск : Университетское, 1996. – 528 с.
3. Глинка В. А. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-пресс, 2002. –
728 с.
4. Рабинович В. А. Краткий химический справочник / В. А. Рабинович, З. Я.
Хавин. – СПб. : Химия, 1994. – 432 с.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Стандартные электродные потенциалы
в водных растворах при 25 °С
Окислительновосстановитель
ная пара
Li+/Li
Rb+/Rb
K+/K
Cs+/Cs
Ba2+/Ba
Ca2+/Ca
Na+/Na
Mg2+/Mg
Be2+/Be
Al3+/Al
Ti2+/Ti
Ti3+/Ti
Mn2+/Mn
E0, В
-3,04
-2,92
-2,92
-2,92
-2,90
-2,87
-2,71
-2,36
-1,84
-1,66
-1,62
-1,20
-1,18
Окислительновосстановитель
ная пара
V2+/V
Cr2+/Cr
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Ga3+/Ga
Fe2+/Fe
Cd2+/Cd
In3+/In
TI+/TI
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Mo3+/Mo
W3+/W
E0, В
-1,18
-0,91
-0,76
-0,74
-0,53
-0,44
-0,40
-0,34
+0,33
-0,28
-0,25
-0,20
-0,15
Окислительновосстановитель
ная пара
Sn2+/Sn
Pb2+/Pb
Fe3+/Fe
2H+/H2
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
Cu+/Cu
Hg22+/Hg
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
Pt2+/Pt
Au3+/Au
Au+/Au
E0, В
-0,14
-0,13
-0,04
0,00
+0,21
+0,33
+0,52
+0,79
+0,80
+0,85
+1,20
+1,50
+1,69
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………..3
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ……………………………………..4
ПОТЕНЦИАЛЫ МЕТАЛЛИЧЕСКИХ ЭЛЕКТРОДОВ……………………...5
Примеры решения задач…………………………………………………...…..7
Задания для самоподготовки…………………………………………………..8
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ…………………………………………..9
Примеры решения задач……………………………………………………...10
Задания для самоподготовки…………………………………………………12
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ……………………………………….....................13
Примеры решения задач…………………………………………………...…14
Задания для самоподготовки…………………………………………………16
ЭЛЕКТРОЛИЗ……………………………………………………………...…18
Примеры решения задач……………………………………………………...19
Задания для самоподготовки…………………………………………………22
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК…………………………......................26
ПРИЛОЖЕНИЕ……………………………………………………………….27
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Методические указания
к самостоятельной работе по общей химии
для студентов I курса всех специальностей,
изучающих химию
Незаментимова Людмила Евгеньевна
Главный редактор Л. А. Суевалова
Редактор Т. Ф. Шейкина
Оператор компьютерной верстки А. Р. Деменкова
Дизайнер М. В. Привальцева
Подписано в печать
. Формат 60х84 1/6.
Бумага писчая. Гарнитура «Таймс». Печать цифровая.
Усл. печ. л. 1,62. Тираж 490 экз. Заказ
Издательство Тихоокеанского государственного университета.
680035, Хабаровск, ул. Тихоокеанская, 136.
Отдел оперативной полиграфии издательства Тихоокеанского
государственного университета.
680035, Хабаровск, ул. Тихоокеанская, 136.