Ковалевский А.В., Басова Л.А., Вшивцев В.И., Жуковин С.В., Радина И.А. Химия. Учебное пособие по решению типовых задач и задания для самостоятельной работы
Подождите немного. Документ загружается.
61
1. Сколько времени пропускали ток силой 2 А через раствор хлорида натрия, если
при этом образовалось 80 г гидроксида натрия?
2. Через растворы NiSO
4
и Pb(NO
3
)
2
пропустили одно и то же количество элек-
тричества. На одном из катодов выделилось 25,9 г свинца. Сколько граммов нике-
ля выделилось на другом катоде? Сколько литров кислорода, измеренного при
нормальных условиях, выделилось на каждом из анодов?
Вариант 12
1. Через раствор хлорида натрия пропустили ток силой 15 А в течение 16 мин 5
сек. сколько литров водорода, измеренного при нормальных условиях, выдели-
лось на катоде? Сколько граммов гидроксида натрия образовалось у катода?
2. Вычислите время, в течение которого следует пропустить ток силой 4 А через
раствор соли никеля, чтобы на катоде выделилось 50 г никеля?
Вариант 13
1. Ток силой 10 А пропустили в течение 20 мин через раствор сульфата меди с ис-
пользованием медного анода. На сколько граммов уменьшилась масса анода? Со-
ставьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
2. Напишите электродные процессы, протекающие при электролизе водных рас-
творов CdSO
4
, AlCl
3
, NaNO
3
и расплава NaCl (электроды угольные).
Вариант 14
1. Вычислите время, в течение которого следует пропустить ток силой 0,5 А через
раствор соли серебра, чтобы покрыть металлическую пластинку слоем серебра
толщиной 0,02 мм, если общая площадь поверхности пластинки 500 см
2
, а выход
по току 95,9% (ρ
Ag
= 10,5 г/см
3
).
2. При электролизе водного раствора нитрата висмута в течение 1 ч на катоде вы-
делилось 14 г висмута. Выход по току 94%. Вычислите силу тока.
Вариант 15
1. Какие процессы происходят на электродах при электролизе раствора AgNO
3
,
если анод серебряный; если анод угольный, а также CoCl
2
и Pb(NO
3
)
2
(электроды
угольные)? Составьте электронные уравнения электродных процессов.
2. При электролизе раствора хлорида натрия на катоде в течение 30 мин выдели-
лось 560 мл водорода (н.у.). Вычислите силу тока, считая выход по току 95%.
Вариант 16
1. Сколько времени пропускали ток силой 8 А через раствор сульфата никеля, ес-
ли масса никелевого анода стала меньше на 0,8805 г?
2. Вычислите молярную массу эквивалента хрома, зная, что при пропускании че-
рез раствор Cr
2
(SO
4
)
3
тока силой 10 А в течение 30 мин на катоде выделилось
3,25 г хрома.
Вариант 17
62
1. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора MgCl
2
(анод угольный). Какие вещества и в каких количест-
вах выделятся из раствора, если пропустить через него ток силой 5 А в течение 32
мин 10 сек?
2. Сколько времени пропускали ток силой 10 А через раствор щелочи, если было
получено 8,4 л водорода, измеренного при нормальных условиях?
Вариант 18
1. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе растворов CdCl
2
, CdSO
4
, K
3
PO
4
(аноды угольные), расплава NiCl
2
(анод из никеля).
2. Вычислите эквивалентный объем хлора исходя из того, что при пропускании
через раствор хлорида металла тока силой 1 А в течение 10 мин 3 сек на аноде
выделилось 70 мл хлора при нормальных условиях.
Вариант 19
1. Через раствор сульфата цинка пропустили ток силой 2 А в течение 1 ч. Сколько
граммов цинка выделилось на катоде? Составьте электронные уравнения процес-
сов, происходящих на электродах (анод угольный).
2. Вычислите молярную массу эквивалента железа, исходя из того, что для выде-
ления на катоде 1,117 г железа требуется пропустить через раствор соли железа
ток силой 4 А в течение 16 мин 5 сек.
Вариант 20
1. Сколько времени пропускали через раствор щелочи ток силой 3 А, если при
этом выделилось 2,24 л кислорода, измеренного при нормальных условиях? Со-
ставьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
2. Вычислите молярную массу эквивалента брома, исходя из того, что при про-
пускании через раствор бромида тока силой 1,5 А в течение 10 мин 43 сек на ано-
де выделилось 0,799 г брома.
Вариант 21
1. Через раствор хлорида железа (II) FeCl
2
пропустили ток силой 3 А в течение 10
мин, а через раствор хлорида железа (III) FeCl
3
ток силой 5 А в течение 6 мин. В
каком из растворов выделилось больше железа? Ответ мотивируйте.
2. Какие процессы происходят на катоде и аноде при электролизе раствора соли
никеля, если оба электрода сделаны из никеля? Как изменится масса анода после
пропускания тока силой 2,5 А в течение одного часа?
Вариант 22
1. Через соединенные последовательно растворы хлорида олова (II) SnCl
2
и хло-
рида олова (IV) SnCl
4
пропускали в течение некоторого времени электрический
ток. Одинаковые ли количества олова и хлора выделились из того и другого рас-
твора?
63
2. Сколько времени потребуется для разложения одного моля воды током силой 5
А?
Вариант 23
1. Какие окислительно-восстановительные процессы протекают на электродах при
электролизе раствора сульфата кадмия CdSO
4
? Какие вещества и в каком количе-
стве выделятся на электродах при прохождении через раствор тока силой 4 А в
течение 40 мин?
2. Составьте схему электролиза раствора хлорида натрия и рассчитайте, сколько
кулонов электричества проходит через раствор при образовании 1 кг гидроксида
натрия.
Вариант 24
1. Определите молярную массу эквивалента кадмия, зная, что для выделения 1 г
кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричест-
ва.
2. При прохождении тока силой 1,5 А в течение 30 мин через раствор соли трех-
валентного металла на катоде выделилось 1,07 г металла. Определите атомную
массу металла.
Вариант 25
1. Раствор йодида бария BaI
2
подвергался электролизу в течение 15 мин при силе
тока 6 А. Составьте схему электролиза и рассчитайте, какие количества веществ
выделились за это время из раствора.
2. При пропускании через раствор соли платины тока силой 5 А в течение
10 мин на катоде выделились 1,517 г платины. Определите молярную массу
эквивалента платин
ы.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Электродный потенциал зависит от природы металла, концентрации его ио-
нов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста
RT
a
Ox
0,059
E
Ox/Red
=E
0
Ox/Red
+ ----- ln ------ = E
0
Ox/Red
+ ------- lg a
Ox
,
nF
a
Red
n
где E
0
Ox/Red
- стандартный электродный потенциал ( активность катионов металла
a
Ox
=1, температура t=25
0
С, давление для газов р=1 атм.).
Помним, что активность связана с концентрацией следующим выражением
a=fC, где f - коэффициент активности (табличные значения), C- концентрация. В
сильно разбавленных растворах f = 1.
R= 8,314 Дж/моль⋅град - универсальная газовая постоянная;
T - температура по шкале Кельвина;
n - количество молей электронов;
F = 96500 А⋅с/моль - число Фарадея;
a
Ox
- активность окисленной формы;
64
a
Red -
активность восстановленной формы (активность чистого металла
a
Red
=1).
Последнее выражение в уравнении Нернста получено подстановкой R, F
при t=25
0
C.
Стандартный электродный потенциал металла численно определяется отно-
сительно стандартного водородного электрода сравнения, потенциал которого ус-
ловно принят за ноль.
Взяв в качестве электрода цинк (a
Zn
2+
=1, t=25
0
C) и соединив его с водород-
ным стандартным электродом сравнения , получаем гальванический элемент, схе-
ма которого запишется следующим образом:
(-) Zn / Zn
2+
// H
2
SO
4
/ H
2
, Pt (+),
где одна наклонная черта обозначает границу раздела электрод-электролит, а две
наклонные черты - границу раздела двух растворов.
В этом элементе осуществляется следующая реакция:
Zn +2 H
+
= Zn
2+
+ H
2
ЭДС (
ε
) такого гальванического элемента равна стандартному электродному
потенциалу цинка.
Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных по-
тенциалов получаем ряд стандартных потенциалов металлов (менее правильно,
электрохимический ряд напряжений металлов) представленный в табл.3.
Для всех самопроизвольно протекающих электрохимических процессов
справедливо выражение
∆G = - n F
ε
,
где ∆G - изменение изобарно-изотермического потенциала (энергия Гиббса);
n - количество молей электронов;
ε
-
ЭДС.
С учетом того, что
ε
= E
катода
- E
анода,
получаем критерий самопроизвольного
протекания электрохимических процессов:
Е
катода
>
Е
анода
.
Химические источники электрической энергии (ХИЭЭ) - это устройства для
непосредственного превращения химической энергии пространственно разделен-
ных окислительно-восстановительных процессов в электрическую. ХИЭЭ, со-
стоящий из одной гальванической ячейки (один катод, один анод), представляет
гальванический элемент. Батарея - это два и более гальванических элемента
соединенных электрически, имеющих общий корпус выводы, маркировку.
При разряде ХИЭЭ отрицательным электродом (анодом), является элек-
трод, на котором протекает процесс окисления, положительный электрод (ка-
тод) - процесс восстановления.
Пример 1.
Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите
ЭДС элемента, состоящего из кадмиевого и свинцового электродов, помещенных
65
в растворы своих солей, причем [Cd
2+
] = 0,1 моль/л, f
Cd
2+
= 0,1; [Pb
2+
] =
=0,02 моль/л, f
Pb
2+
= 0,5.
По табл.1 находим стандартные электродные потенциалы металлов:
E
0
Cd
2+
/Cd
= - 0,4 В, E
0
Pb
2+
/Pb
= - 0,13 В.
С учетом уравнения Нернста находим потенциалы электродов:
0,059
E
Cd
2+
/Cd
= - 0,4 + ------- lg (0,1⋅ 0,1) = - 0,46 В,
2
0,059
E
Pb
2+
/Pb
= - 0,13 + ------- lg (0,02⋅ 0,5) = - 0,19 В.
2
Более активным металлом является кадмий (имеет более электроотрица-
тельное значение потенциала), следовательно, электроны во внешней цепи поте-
кут от кадмия (”- ”) к свинцу (”+ ”).
Запишем электродные процессы и схему гальванического элемента
A (-): Cd - 2e → Cd
2+
K (+) : Pb
2+
+ 2e → Pb
A (-) Cd / Cd
2+
// Pb
2+
/ Pb K (+)
Вычислим ЭДС гальванического элемента:
ε
= Е
к
- Е
а
= - 0,19 - (- 0,46) = 0,27 В.
Пример 2.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов
и вычислите ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из
цинковых пластин, одна из которых погружена в раствор хлорида цинка, в кото-
ром [Zn
2+
] = 0,0001 моль/л, другая - в раствор той же соли, в котором [Zn
2+
] =
=0,01 моль/л. Коэффициенты активности катионов f=1.
В каком направлении перемещаются электроны при работе этого элемента?
Решение.
Расчет электродных потенциалов производится по формуле Нернста.
1. Цинковая пластинка опущена в раствор ZnCl
2
с молярной концентрацией
0,0001 моль/л:
0,059 0,059
E
Zn
2+
/Zn
= E
0
Zn
2+
/Zn
+
_______
lga
Zn
2+
= - 0,76 +
________
lg10
-4
=
n 2
0,059
= - 0,76 +
________
(-4) = - 0,878 = -0,88 В.
2
2. Цинковая пластинка опущена в раствор ZnCl
2
с молярной концентрацией
0,01 моль/л:
66
0,059 0,059
E
Zn
2+
/Zn
= E
0
Zn
2+
/Zn
+
_______
lga
Zn
2+
= - 0,76 +
________
lg10
-2
=
n 2
0,059
= - 0,76 +
________
(-2)
= -0,819 = - 0,82 В.
2
Из приведенных расчетов следует, что с разбавлением раствора потенциал
металла смещается в сторону более отрицательного значения. Анодом в рассмат-
риваемом гальваническом элементе будет служить цинковая пластинка с [Zn
2+
] =
=0,0001 моль/л, а катодом - цинковая пластинка в растворе хлорида цинка с
[Zn
2+
]= 0,01 моль/л.
Отсюда электрохимическая схема концентрационного элемента запишется
следующим образом:
А(-) Zn / Zn
2+
// Zn
2+
/ Zn (+) К
0,0001 моль/л 0,01 моль/л
А(-) Zn
0
- 2е → Zn
2+
К(+) Zn
2+
+ 2е → Zn
0
ε
= Е
К
- Е
А
= - 0,82 - (-0,88) = 0,06 В.
Электроны перемещаются от цинковой пластинки, погруженной в раствор
хлорида цинка, в котором [Zn
2+
] = 0,0001 моль/л, к цинковой пластинке, погру-
женной в раствор хлорида цинка с [Zn
2+
] = 0,01 моль/л.
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия - необратимое самопроизвольное разрушение металлов и сплавов
под действием окружающей среды.
По механизму коррозию делят на два типа: химическую и электрохими-
ческую. Химическая коррозия - разрушение металла под действием сухих газов
и неэлектролитов. При химической коррозии взаимодействие металла с окисли-
тельным компонентом коррозионной среды протекает в виде гетерогенной хи-
мической реакции. Электрохимическая коррозия - это разрушение металла под
действием электролитов. Коррозия в этом случае протекает в виде двух сопря-
женных реакций: анодной (окисление металла) и катодной (восстановление
окислительного компонента коррозионной среды). Окислителями (деполяриза-
торами) являются ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией) и
(или) молекулярный растворенный кислород (коррозия с кислородной депо-
ляризацией), могут быть и другие окислительные компоненты.
Катодные процессы в зависимости от cреды можно представить следующи-
ми уравнениями:
- восстановление ионов водорода
2H
+
+ 2e → H
2
pH < 7
2H
2
O + 2e → H
2
+ 2OH
-
pH ≥ 7
- ионизация кислорода
67
O
2
+ 4H
+
+ 4e → 2H
2
O pH < 7
O
2
+ 2H
2
O + 4e → 4OH
-
pH ≥ 7
Отличие процессов электрохимической коррозии от процессов протекаю-
щих в гальваническом элементе, заключается в отсутствии внешней электрохими-
ческой цепи, т.е. химическая энергия реакции окисления металла передается не в
виде работы, а в виде теплоты.
Одним из способов защиты металлов является его изоляция от коррозион-
ной среды. В частности, металлические покрытия. Их разделяют на катодные и
анодные. К катодным относят такие покрытия, потенциал металла которых бо-
лее электроположителен, чем потенциал металла изделия. У анодных покрытий
потенциал металла покрытия более электроотрицателен потенциала металла
изделия.
К электрохимическим методам защиты металла от коррозии относится про-
текторная защита. Она реализуется при электрическом соединении изделия с ме-
таллом, обладающим более электроотрицательным потенциалом. В этом случае
протектор (жертвенный анод) окисляется, а изделие (катод) не корродирует.
Чтобы выяснить, протекает ли процесс электрохимической коррозии, и если
протекает, то с какой деполяризацией, проводят расчет, используя табл.6,7,8.
68
Таблица 6
Электродные потенциалы металлов в различных средах, В
Электрод Среда
нейтральная кислая щелочная
Mg
2+
/Mg
Al
3+
/Al
Mn
2+
/Mn
Ta
2+
/Ta
Zn
2+
/Zn
Cr
3+
/Cr
W
3+
/W
Fe
2+
/Fe
Cd
2+
/Cd
Co
2+
/Co
Mo
2+
/Mo
Ni
2+
/Ni
Sn
2+
/Sn
Pb
2+
/Pb
Sb
3+
/Sb
Bi
3+
/Bi
Cu
2+
/Cu
Ag
+
/Ag
Hg
+
/Hg
Au
3+
/Au
-1,40
-0,57
-1,00
0,00
-0,78
-0,08
-0,02
-0,40
-0,53
-0,14
0,10
-0,01
-0,21
-0,29
-0,06
-0,02
0,06
0,23
0,30
0,25
-1,57
-0,50
-0,88
0,39
-0,84
0,05
0,23
-0,32
-0,51
-0,16
0,35
-0,03
-0,25
-0,23
0,19
0,02
0,15
0,28
0,33
0,35
-1,14
-0,38
-0,72
-0,30
-1,13
-0,20
-0,33
-0,10
-0,50
-0,09
-0,28
-0,04
-0,84
-0,51
-0,46
-0,24
0,03
0,25
0,16
0,21
Таблица 7
Потенциалы H
+
/Н
2
и О
2
/ОН
-
электродов
в различных средах при контакте системы c воздухом
и температуре 25°С, В (без учета перенапряжения)
Среда Электрод
H
+
/Н
2
О
2
/ОН
-
Щелочная
Нейтральная
Кислая
-0,64
-0,23
-0,19
0,39
0,81
1,29
69
Таблица 8
Перенапряжение выделения водорода и ионизации кислорода
при плотности тока 1 мА/см
2
на различных металлах, В
Электрод Перенапряженние
выделения водорода
Перенапряжение иониза-
ции кислорода
Свинец
Цинк
Графит
Олово
Сурьма
Алюминий
Кадмий
Медь
Германий
Железо
Молибден
Серебро
Кобальт
Никель
Вольфрам
Платина
блестящая
1,05
0,83
0,65
0,63
0,63
0,58
0,51
0,48
0,39
0,36
0,35
0,34
0,32
0,30
0,26
0,07
1,44
1,75
1,17
1,21
-
-
1,38
1,05
-
1,07
-
0,97
1,25
1,09
-
0,00
Пример 3.
Составьте схему коррозии кадмированного железа в кислой среде при на-
рушении целостности покрытия. Какое это покрытие - анодное или катодное?
Схему подтвердите расчетом.
Решение.
1. Находим потенциалы кадмия и железа в кислой среде (см. табл.6):
Е
Cd
2+
/Cd
= -0,51 В (А),
Е
Fe
2+
/Fe
= -0,32 В (К).
Потенциал кадмия отрицательнее, чем потенциал железа, следовательно,
анодным участком в рассматриваемой коррозионной паре является кадмий, а ка-
тодным - железо.
2. Рассчитываем потенциал выделения водорода и потенциал ионизации ки-
слорода в кислой среде в контакте с воздухом с учетом их перенапряжения на ка-
тодном участке, т.е. на железе. Для этого следует воспользоваться табл.7,8:
Е
H
+
/H
2
= +0,19 В,
∆E
H
2
(Fe)
= 0,36 В,
Е
ВЫД.
H
2
= Е
H
+
/H
2
-
∆
E
H
2
(Fe)
= 0,19 - 0,36 = -0,17 В,
Е
O
2
/OH
-
= 1,29 В,
∆E
O
2
(Fe)
= 1,07 В,
Е
ИОН.
O
2
= Е
O
2
/OH
-
- ∆E
O
2
(Fe)
= 1,29 - 1,07 = 0,22 В.
70
3. Устанавливаем, с какой деполяризацией протекает процесс коррозии в
данном конкретном случае, иначе говоря, что является окислителем в образую-
щейся коррозионной паре: ионы водорода или молекулярный кислород, или то и
другое вместе. Для этого потенциал каждого из возможных окислителей сравни-
ваем с потенциалом того металла, который должен окислиться, т.е. с потен-
циалом анода.
Потенциал кадмия отрицательнее как потенциала выделения водорода, так и
потенциала ионизации кислорода, следовательно, кадмий окисляется ионами во-
дорода и молекулами кислорода.
Записываем электронные уравнения анодного и катодного процессов.
А(-) Cd
0
- 2е → Cd
2+
К(+) 2H
+
+ 2e → H
2
O
2
+4e + 4H
+
→ 2H
2
O
Так как кадмий в образующейся коррозионных парах является анодом, то
покрытие - анодное.
Пример 4.
Какие процессы протекают при электрохимической коррозии цинка, кото-
рый находится в контакте с оловом в щелочной среде? Подтвердите расчетом.
Решение.
Е
Zn
2+
/Zn
= -1,13 В,
Е
Sn
2+
/Sn
= -0,84 В.
Потенциал цинка отрицательнее потенциала олова, следовательно, анодным
участком является цинк, а катодным – олово:
Е
ВЫД.
H
2
= Е
H
+
/H
2
- ∆E
H
2
(Sn)
= -0,64 - 0,63 = -1,27 В,
Е
ИОН.
O
2
= Е
O
2
/OH
-
- ∆E
O
2
(Sn)
= 0,39 - 1,21 = -0,82 В.
Потенциал выделения водорода отрицательнее потенциала анодного участ-
ка - цинка, т.е. ионы водорода, растворенные в электролите, в данной коррозион-
ной паре окислителями не являются.
Потенциал ионизации кислорода менее отрицателен, чем потенциал цинка,
следовательно, растворенный в электролите кислород является окислителем. За-
писываем электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии:
А(-) Zn - 2e→ Zn
2+
К(+) O
+4e + 2H O → 4OH
2 2
-
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
Вариант 1
1. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция,
протекающая по уравнению
Ni + Pb(NO
) = Ni(NO ) + Pb
3 2 3 2
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процесов. Вычислите
ЭДС этого элемента, если [Ni ] = 0,01 моль/л, [Pb ] = 0,001 моль/л. Коэффициент
активности катионов f=1.
2+ 2+