Как рассчитать эдс реакции химия

Если рассматриваемый г.э. находится в стандартных условиях (р = 1 атм, активности ионов в растворе равны 1), то для расчетов используют стандартные электродные потенциалы j°, взятые в таблице.

Определим ЭДС г.э., состоящего из свинцовой и никелевой пластин.

Составим схему г.э., определив по таблице электродных потенциалов анод и катод. Ni находится выше, он является анодом, Pb – ниже, он катод.

(-) Ni | Ni 2+ || Pb 2+ | Pb (+)

ЭДС рассчитывается по формуле:

E° = j°катода – j°анода= j°( Pb 2+ /Pb) – j°(Ni 2+ /Ni) = -0,126 – (- 0,25) = 0,124 В.

Расчет ЭДС г.э. в нестандартных условиях

Потенциал электрода зависит не только от материала электрода, но и от условий – температуры и концентрации ионов в растворе.

Для любой полуреакции вида:

для расчета потенциала используют уравнение Нернста:

где j – потенциал данной окислительно-восстановительной пары, В; j° – стандартный потенциал, Сок. – концентрация окисленной формы, Свосст. – концентрация восстановленной формы; R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж; Т – абсолютная температура, К; n – число электронов, переданных от восстановителя к окислителю.

Уравнение (4) представляет собой уравнение Нернста в общем виде. Если проводить расчет при Т=298 К, рассчитать выражение RT/F и учесть фактор пересчета натурального логарифма в десятичный (2,3), то уравнение Нернста примет вид:

Для электродов I рода (металл – ион металла) уравнение Нернста приобретает вид:

Работа № 15

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозией называется самопроизвольный процесс разрушения металлов в результате их взаимодействия с окислителями из окружающей среды. Выплавка металлов из руд требует затраты энергии. При коррозии происходит самопроизвольное высвобождение из металлов накопленной свободной энергии Гиббса. Это делает металлы химически активными веществами:

Ме n+ + ne – → Me (∆G > 0) Me 0 – ne – → Ме n+ (∆G

Химической коррозии подвержены детали и узлы машин, работающих при высокой температуре – поршневые двигатели, камеры внутреннего сгорания топлива, химические реакторы и т.д.

При химической коррозии металлов происходит изменение состава поверхности металла. Рассмотрим это на примерах коррозии металла газами.

Химическая коррозия стали в среде воздуха или кислорода

В большинстве случаев активным коррозионным агентом является кислород:

Химическая коррозия под действием сухого хлора

Химическую коррозию можно наблюдать при контакте металла с неводными средами, например, при контакте нефти или ее продуктов с поверхностью стальных цистерн. В составе нефти находятся органические соединения, особенно опасны соединения, содержащие хлорид-ионы и серу, они образуют легко растворимые хлориды и сульфиды металлов.

Химическая коррозия стали в неводных средах:

2R- Cl + Me → MeCl2 + R-R

Разрыв ковалентных связей, способствующий переходу хлорида и сульфида в ионное состояние, совершается легче при повышенных температурах.

Электрохимическая коррозия

При наличии в коррозионной среде конденсационной влаги коррозия идет по электрохимическому механизму. Этот вид коррозии самый распространенный.

Причиной протекания электрохимической коррозии является неоднородность металла из-за наличия в нем различных примесей. В результате на поверхности возникают участки, имеющие разный потенциал и образующие микрогальванические элементы. Роль анода в таком элементе выполняет металл, который окисляется, а роль катода – присутствующие в металле примеси других металлов или их соединений, а также загрязнения.

На аноде осуществляется окисление металла по реакции Me – ne – → Me n + , образующиеся электроны по металлу переходят на катодный участок, где связываются окислителем из окружающей среды. В качестве окислителя выступает кислород воздуха в присутствии влаги либо ионы водорода (Н + ).

На катоде могут протекать следующие процессы:

1) Если окислителем является кислород:

О2 + 2Н2О + 4е – → 4ОН – в нейтральной и щелочной среде

О2 + 4Н + + 4е – → 2Н2О в кислой среде

Такая коррозия называется коррозией с кислородной деполяризацией.

2) Если в среде отсутствует кислород, то в качестве окислителя выступают ионы водорода (Н + ) в кислой, нейтральной или щелочной средах:

2Н + + 2е – → Н2 в кислой среде

2О + 2е – → Н2 + 2ОН – в нейтральной и щелочной средах

Атмосферная коррозия углеродистой стали

Рассмотрим коррозию углеродистой стали с кислородной и водородной деполяризацией.

В углеродистой стали присутствует в качестве примеси карбид железа (Fe3C). Возникают микроконтакты Fe (анод) – Fe3C (катод).

На аноде: Fe – 2e – → Fe 2+

На катоде: О2 + 2Н2О + 4е – →4ОН – (в присутствии кислорода воздуха в нейтральной среде)

Суммарное уравнение коррозии имеет вид:

Это уравнение первичного процесса. Образующийся гидроксид железа (II) на воздухе окисляется до Fe(OH)3 – вторичный процесс, в результате которого образуется бурая ржавчина.

Коррозионный процесс углеродистой стали в кислой среде в отсутствие кислорода выглядит так:

На аноде: Fe – 2e – → Fe 2+

На катоде: 2Н + + 2е – → Н2

Суммарное уравнение коррозии:

Атмосферная коррозия на границе контакта двух разных металлов.

Рассмотрим коррозию железа в контакте с оловом.

При контакте двух металлов в среде электролита возникает макрогальванический элемент, в котором роль анода будет играть металл более активный, с меньшим значением потенциала, т.е. железо (φFe2+/Fe = -0,44 В), а катодом будет олово, имеющее больший потенциал (φSn2+/Sn = -0,136 В). Электродные процессы в этом случае описываются уравнениями:

На аноде: Fe – 2e- → Fe 2+

На катоде: (Sn) О2 + 2Н2О + 4е – → 4ОН –

Коррозия при неравномерной аэрации

Схема коррозии стали при неравномерном поступлении окислителя к поверхности металла показана на рис.

Рис. Коррозия при неравномерной аэрации

При попадании капли воды на поверхность металла на ней образуются катодные и анодные участки ввиду неодинакового поступления окислителя, в данном случае кислорода. В точках «К» кислород поступает в максимально возможном количестве и здесь будет идти катодный процесс:

На участок «А» поверхности металла количество кислорода ограниченно из-за высоты слоя капли. Поэтому потенциал этого участка меньший (относительно катодного) и будет представлять анодную зону, на которой идет процесс окисления металла:

Термодинамика коррозии

Возможность коррозии конкретного металла данным окислителем возможна при положительном значении ЭДС:

Для определения возможности протекания коррозии необходимо знать потенциалы катодных процессов в различных средах. Данные приведены в таблице.

Читайте также:  Сколько вольт выдает сварочный инвертор

Таблица. Значения потенциалов окислителей при кислородной и водородной деполяризации в различных средах

Катодная реакция рН j, В
Водородная деполяризация 2Н + + 2е – → Н2
2H2O + 2e – → H2 + 2OH – –0,413
2H2O + 2e – → H2 + 2OH – –0,826
Кислородная деполяризация O2 + 4e – + 4H + → 2H2O 1,23
O2 + 4e – + 2H2O → 4OH – 0,82
O2 + 4e – + 2H2O → 4OH – 0,40

Чтобы определить, возможна ли коррозия в данных условиях из потенциала окислителя вычитаем потенциал металла. Если ЭДС > 0, коррозия идет. Например, свинец (j° Pb2+/Pb = – 0,126 В) будет подвергаться коррозии под действием кислорода (в кислой, нейтральной и щелочной средах), под действием кислот в отсутствие кислорода и будет устойчив к коррозии во воде и растворе щелочи.

Работа № 16

ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

Вопрос защиты металлов от коррозии является актуальным в отраслях промышленности, связанных с эксплуатацией металлических конструкций, оборудования и машин. Поэтому на каждом этапе работы с металлом (проектировании, изготовлении и эксплуатации) осуществляется ряд мер, направленных на защиту его от коррозии.

Наиболее важными методами защиты от коррозии являются следующие:

1. Нанесение покрытий

2. Легирование металлов

3. Электрохимическая защита

4. Изменение свойств коррозионной среды

5. Рациональное конструирование изделий

Последний метод заключается в том, что необходимо избегать использования в одной конструкции контактов разных металлов. В этом случае возникает гальванический элемент, и один из металлов (анод) подвергается усиленной коррозии.

Кратко рассмотрим нанесение покрытий (металлические покрытия), электрохимическую защиту и обработку коррозионной среды.

Металлические покрытия

Металлические покрытия в зависимости от потенциала металла-покрытия делятся на анодные и катодные.

Если покрытие состоит из более активного металла, чем защищаемый металл, то такое покрытие называется анодным. Например, цинк или хром на поверхности железа. Сущность защиты состоит в том, что покрытие само защищено пленкой оксида, а в случае разрушения этой пленки, металл покрытия окисляется, т.к. является анодом по отношению к защищаемому металлу.

Коррозию оцинкованного железа можно представить схемой:

А: Zn – 2е – → Zn 2+

Цинковые покрытия применяют для защиты деталей машин, трубопроводов, стальных листов. Цинк дешевый и доступный металл. 20 % всех стальных деталей покрывают цинком, 50 % выплавляемого в мире цинка расходуется на гальванопокрытия.

Если изделие покрывают менее активным металлом, то такое покрытие называется катодным. Например, покрытие железа оловом (луженое железо), свинцом, никелем, медью. Суть защиты заключается в том, что металл покрытия более устойчив к коррозии, чем основной металл. Однако, при нарушении покрытия происходит окисление основного металла, как более активного, и его коррозия усиливается.

А: Fe – 2е – → Fe 2+

Т.о., катодное покрытие целесообразно использовать в случае, если не происходит механическое повреждение изделия. Покрытия из олова применяют в пищевой промышленности, при изготовлении печатных плат.

Электрохимическая защита

Данный способ защиты реализуется при электрохимической коррозии металла, протекающей по принципу работы гальванического элемента. При этом анодом является металлическое изделие, подвергающееся коррозии. Если на анод извне наложить больший, чем в гальваническом элементе отрицательный потенциал, то его разрушение прекратится. Этот принцип действия лежит в основе электрохимической защиты металла.

Катодная защита. При катодной защите металлическое изделие подключают к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, и оно становится катодом. В качестве анода используют вспомогательный металл, который в процессе работы образованной гальванопары будет постепенно растворяться.

Протекторная защита металла – разновидность катодной защиты, но без использования внешнего источника тока. Принцип тот же – создается гальванический элемент, в котором защищаемый металл будет играть роль катода, а анодом являться присоединяемый к нему более активный металл, имеющий более отрицательный потенциал, называемый протектором. В этом случае разрушению будет подвергаться протектор. В качестве протекторов используют сплавы на основе цинка, алюминия, магния.

Анодная защита. Анодная защита применяется только для тех металлов и сплавов, которые легко пассивируются при анодной поляризации, т.е. покрываются пассивной пленкой оксида, например:

При проведении такой защиты металлическое изделие присоединяют к положительному полюсу внешнего источника постоянного тока, и оно становится анодом, на котором идет окисление с получением защитной оксидной пленки. А катодом выбирают другой металл (вспомогательный электрод), присоединяемый к отрицательному полюсу, на котором в процессе работы полученной гальванопары будут идти процессы восстановления катионов из окружающей среды.

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Электрическая работа, получаемая с помощью гальванического элемента, будет максимальной, когда элемент работает в условиях, наиболее близких к обратимым. Максимальная разность потенциалов электродов данного гальванического элемента, которая определяется в условиях равновесия, называется его электродвижущей силой (ЭДС). Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

При стандартных условиях:

ЭДС 0 = Dj 0 = j 0 катода -j 0 анода . (7.3)

Пример 10. Вычислить ЭДС гальванического элемента, составленного из магниевого и свинцового электродов, в котором [Mg 2+ ] = 0,1 M; [Pb 2+ ] = 0,001 M.

Решение. j 0 Mg 2+ /Mg = -2,37 В; j 0 Pb 2+ /Pb = -0,13 B (табл. 7.1); j 0 магниевого электрода меньше, т.е. Mg является более активным металлом, поэтому в гальваническом элементе магний будет анодом, а свинец – катодом.

На электродах будут протекать следующие процессы:

К: Pb 2+ + 2e = Pb 0 .

Схема гальванического элемента записывается так: Mg½Mg 2+ ?Pb 2+ ½Pb.

Для расчета ЭДС необходимо найти электродные потенциалы.

Согласно уравнению (7.2):

= j 0 + -2,37 + 0,0295 . lg 0,1 = -2,4 B;

= -0,13 + 0,0295 . lg 0,001 = -0,13 + 0,0295·(-3) = -0,22 В.

ЭДС = j кат – j ан = -0,25 – ( -2,4) = 2,15 В.

Пример 11. Определить ЭДС гальванического элемента, составленного из серебряных электродов, опущенных в 0,0001 М и 0,1 М растворы AgNO3.

Решение. Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита различной концентрации (концентрационные элементы). Найдем электродные потенциалы по формуле Нернста (7.2):

j 1 Ag+ / Ag = j 0 + ×lg[Ag + ] = 0,8 + 0,059 × lg0,001 = 0,8 + 0,059×(-3) = 0,62 В,

Читайте также:  Однофазная схема распределительного щита

j 2 Ag+ / Ag = 0,8 + 0,059×lg0,1 = 0,8 – 0,059 = 0,74 В.

Поскольку j 1 2 , электрод, опущенный в 0,001 М раствор, будет являться анодом:

ЭДС = j кат – j ан = 0,74 – 0,62 = 0,12 В.

Схема такого гальванического элемента записывается так:

Как уже было показано на примере водородного электрода, электроды, а следовательно, и гальванические элементы могут быть созданы не только для реакции окисления-восстановления металлов, но и для любых веществ и окислительно-восстановительных реакций, происходящих в растворах или расплавах.

Например, для реакции в растворе:

процессы окисления и восстановления можно разделить в виде полуреакций:

на аноде: 5 ½ SO3 2 – + H20 = SO4 2 – + 2H + + 2? ; (0,17 В),

на катоде: 2 ½ MnO4 – + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H2O (1,51 В).

Суммируем:

2MnO4 – + 5SO3 2 – + 6H + + 10? = 2Mn 2+ + 5SO4 2 – + 3H2O + 10?.

Токообразующая реакция:

Для осуществления таких реакций обычно используют катализатор, который одновременно является проводником электронов, например платину (рис. 7.3).

Рис. 7.3. Гальванический элемент на окислительно-восстановительной реакции в растворе

Схема гальванического элемента:

Pt | SO3 2 – , SO4 2 – , H + || MnO4 – , Mn 2+ , H + | Pt .

Значения стандартных электродных потенциалов полуреакций приводятся в справочниках.

ЭДС такого элемента при стандартных условиях можно определить как разность потенциалов для полуреакций восстановления (окислителя) и окисления (восстановителя).

ЭДС = Dj 0 = j 0 (MnО4 – / Mn 2+ ) – j 0 (SO4 2 – / SO3 2 – ) = 1,51 – 0,17 = 1,34 B.

Если при этом ЭДС положительна, то реакция возможна при стандартных условиях, так как DG реакции и электрическая работа (ЭДС) связаны между собой соотношением:

где F – постоянная Фарадея (заряд, переносимый одним молем элементарных зарядов (F = 96485, или »96500Кул/моль экв);

n – заряд, переносимый одной частицей (для Zn 2+ и Cu 2+ n = 2);

Таким образом, разность потенциалов на электродах можно не только непосредственно измерить, но и вычислить из чисто химических экспериментальных данных. В случае нестандартных условий потенциал электрода и ЭДС элемента рассчитывается по формуле Нернста (7.1).

Например, для рассматриваемой реакции:

,

(n = 10). Так как концентрации реагентов находятся под знаком логарифма, то зависимость Dj от них слабая.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студентов недели бывают четные, нечетные и зачетные. 9242 – | 7358 – или читать все.

91.146.8.87 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода.

Если условия стандартные, то ЭДС элемента Даниэля –Якоби будет равным + 1,18 В.

ЭДС = 0,34 –(–0,76) =1,18.

Если условия отличаются от стандартных, то пользуются эмпирической формулой Нернста для расчета электродных потенциалов:

,

где – равновесный электродный потенциал, В;

– стандартный электродный потенциал, В;

n – степень окисления металла;

R – универсальная газовая постоянная,

R = 8,31 Дж/моль К;

F – число Фарадея, F = 96500 Кл;

[Me n + ] – концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Если подставить в данную формулу значения R, F, T = 298 K и перевести натуральный логарифм в десятичный, то получится упрощенная формула Нернста:

.

Таблица 6 – Стандартные электродные потенциалы

Уравнение электродного процесса Стандартный потенциал Е° при 25°С, В
Li + + e ® Li –3,045
Rb + + e ® Rb –2,925
K + + e ® K –2,924
Cs + + e ® Cs –2,923
Ca +2 + 2e ® Ca –2,866
Na + + e ® Na –2,714
Mg 2+ + 2e ® Mg –2,363
Al 3+ + 3e ® Al –1,663
Ti 2+ + 2e ® Ti –1,630
Mn 2+ + 2e ® Mn –1,179
Zn 2+ + 2e ® Zn –0,763
Cr 3+ + 3e ® Cr –0,744
Fe 2+ + 2e ® Fe –0,440
Cd 2+ + 2e ® Cd –0,403
Co 2+ + 2e ® Co –0,277
Ni 2+ + 2e ® Ni –0,250
Sn 2+ + 2e ® Sn –0,136
Pb 2+ + 2e ® Pb –0,126
Fe 3+ + 3e ® Fe –0,037
2H + + 2e ® H2 0,000
Bi 3+ + 3e ® Bi 0,215
Cu 2+ + 2e ® Cu 0,337
Ag + + e ® Ag 0,799
Hg 2+ + 2e ® Hg 0,850
Pd 2= +2e® Pd 0,990
Pt 2+ + 2e ® Pt 1,188
Au + + e ® Au 1,692

Примеры решения задач:

Задача 1.

Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов: Ti | Ti 2+ (0,01 моль/л) || Ni 2+ (1 моль/л) | Ni.

Решение:

ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

В данном гальваническом элементе катод – Ni° |Ni 2+ , а анод – Ti°|Ti 2+ .

Схема гальванического элемента:

А (–) Ti | Ti 2+ || Ni 2+ | Ni (+) К

Процессы на электродах:

(–) А: Ti – 2e – = Ti 2+ ;

(+) K: Ni 2+ + 2e – = Ni.

По формуле Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.

E Ti/Ti 2+ = E 0 T/|Ti 2+ + = –1,630 + = –1,689 В;

Значение электродного потенциала катода равно величине стандартного электродного потенциала никелевого электрода, так как концентрация ионов Ni 2+ в растворе составляет 1 моль/л.

E Ni/Ni 2+ = E 0 Ni/Ni 2+ = – 0,250 В;

ЭДС = –0,250 – ( –1,689) = 1,439 В.

Задача 2.

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного оловянным и стандартным водородным электродами, если концентрация соли олова равна 0,01 моль/л.

Решение:

ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

В данном гальваническом элементе катод – стандартный водородный электрод , а анод – Sn|Sn 2+ .

Схема гальванического элемента:

А (–) Sn | Sn 2+ || 2H + | H2 (Pt) (+) К

Процессы на электродах:

(–) А: Sn – 2e – = Sn 2+ ;

По формуле Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.

E Sn/Sn 2+ = E 0 Sn/|Sn 2+ + = –0,136 + = –0,195 В;

Значение электродного потенциала катода равно нулю.

ЭДС = 0– ( –0,195) = 0,195В.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

181. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевым электродом в растворе хлорида кадмия, [Cd 2+ ]=0,01 моль/л и цинкового в растворе хлорида цинка, [Mg 2+ ]=0,01 моль/л.

182. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевым электродом в растворе хлорида кадмия, [Cd 2+ ]=0,01 моль/л и цинкового в растворе хлорида цинка, [Zn 2+ ]=0,01 моль/л.

Читайте также:  Минимальный диаметр шкива для ремня профиля б

183. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевым электродом в растворе хлорида кадмия, [Cd 2+ ]=0,01 моль/л и никелевого в растворе хлорида никеля, [Ni 2+ ]=0,01 моль/л.

184. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного цинковым и магниевым электродами, погруженными в растворы солей при концентрации (моль/л) [Zn 2+ ]=0,1, [Mg 2+ ]=1.

185. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевым электродом в растворе хлорида кадмия, [Cd 2+ ]=1 моль/л и цинкового в растворе хлорида цинка, [Zn 2+ ]=0,01 моль/л.

186. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух свинцовых электродов, один из которых погружен в раствор соли свинца с концентрацией 0,1 моль/л, а другой – 0,0001 моль/л.

187. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного никелевым и палладиевым электродами, погруженными в растворы их солей, если [Ni 2+ ]=0,01 моль/л, а [Pd 2+ ]=0,1 моль/л.

188. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного оловянным и стандартным водородным электродами, если концентрация соли олова равна 0,0001 моль/л.

189. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы своих солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Вычислите ЭДС этого элемента, если [Zn 2+ ]=0,0001 моль/л, а [Fe 2+ ]=0,01 моль/л.

190. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного железным и стандартным водородным электродами, если концентрация соли [Fe 3+ ] =0,001 моль/л.

191. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg 2+ ]=0,01 моль/л, а [Pb 2+ ]=0,1 моль/л.

192. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевым и стандартным водородным электродами, если концентрация соли кадмия равна 0,01 моль/л.

193. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni 2+ ]=0,01 моль/л, а [Pb 2+ ]=0,0001 моль/л.

194. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного алюминиевым и стандартным водородным электродами, если концентрация соли алюминия равна 0,001 моль/л.

195. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Cu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag.

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Cu 2+ ]=0,01 моль/л, а [Ag + ]=0,001 моль/л.

196. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного серебряным и стандартным водородным электродами, если концентрация соли серебра равна 0,0001 моль/л.

197. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Be + Pb 2+ = Be 2+ + Pb.

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Pb 2+ ]=0,01 моль/л, а [Be 2+ ]=0,1 моль/л.

198. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного никелевым и стандартным водородным электродами, если концентрация соли никеля равна 0,0001 моль/л.

199. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Al + Cr 3+ = Al 3+ + Cr.

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Al 3+ ]=0,001 моль/л, а [Cr 3+ ]=0,0001 моль/л.

200. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного кадмиевыми электродами, если концентрация соли кадмия при положительном электроде равна 1 моль/л, а при отрицательном – 0,0001 моль/л.

201. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Fe 3+ ]=0,01 моль/л, а [Cr 3+ ]=0,001 моль/л.

202. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного цинковым и стандартным водородным электродами, если концентрация соли цинка равна 0,0001 моль/л.

203. Составьте схему галванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС этого элемента, если [Co 2+ ]=0,01 моль/л, а [Pb 2+ ]=0,0001 моль/л.

204. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного хромовым и стандартным водородным электродами, если концентрация соли хрома равна 0,001 моль/л.

205. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

206. Какой гальванический элемент называется концентрационным?

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, один из которых погружен в раствор соли серебра с концентрацией 0,1 моль/л, а другой – 0,01 моль/л.

207. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

208. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк был бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

209. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.

210. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

Электролиз

Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; Нарушение авторского права страницы

Оцените статью
Adblock detector