Transcript 12 - ГЭ. Электродные потенциалы

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ
ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ.
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
Лекция № 12
А.И. Малышев, проф. ОТИ НИЯУ МИФИ
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ
ЭНЕРГИИ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
ОВ-реакцию можно осуществить так, что энергия
химической ОВ-реакци будет превращается при
этом в электрическую энергию.
Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химическими источниками
электрической энергии, или гальваническими
элементами.
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ
ЭНЕРГИИ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Всякий гальванический элемент состоит из
двух электродов — металлов, погруженных
в
растворы
электролитов;
последние
сообщаются друг с другом — обычно через
пористую перегородку или электролитический
ключ.
СХЕМА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА
ЯКОБИ – ДАНИЕЛЯ
ē
SO42–
Zn
Zn2+
Cu
SO42–
Zn2+ + 2ē
φº = – 0,76 B
Zn
Cu2+
SO42–
Cu2+ + 2ē
Cu
φº = + 0,34 B
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ
ЭНЕРГИИ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
В основе работы гальванического элемента (ГЭ)
Якоби-Даниеля лежит ОВ-реакция:
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Электрод, на котором в ходе реакции
происходит процесс окисления, называется
анодом; электрод, на котором осуществляется
восстановление, — катодом.
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ.
СХЕМАТИЧЕСКОЕ ИЗОБРАЖЕНИЕ ГЭ
При схематическом изображении ГЭ граница
раздела между металлом и раствором обозначается
вертикальной чертой, граница между растворами
электро-литов — двойной вертикальной чертой.
Zn| ZnSO4 || CuSO4|Cu
Или в ионной форме:
Zn| Zn2+ || Cu2+|Cu
ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ.
СХЕМАТИЧЕСКОЕ ИЗОБРАЖЕНИЕ ГЭ
В других случаях металл электрода не изменяется в
ходе электродного процесса, а участвует лишь в
передаче электронов от восстановленной формы
вещества к его окисленной форме. Так, в гальваническом элементе
Pt |Fe2+,Fe3+ || MnO4‾, Mn2+, H+|Pt
роль инертных электродов играет платина. На
платиновом аноде окисляется железо (II)
Fe2+ = Fe3+ + e- ,
а на платиновом катоде восстанавливается марганец
(VII):
MnO4‾ + 8Н+ + 5е- = Мn2+ + 4 Н2О .
ЭЛЕКТРОДВИЖУЩАЯ СИЛА (Э. Д. С.)
ЭЛЕМЕНТА.
Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей
силой Е (э. д. с.) элемента.
Если реакция осуществляется в стандартных
условиях, т. е., если все вещества, участвующие в
реакции, находятся в своих стандартных состояниях,
то наблюдаемая при этом э.д. с. называется
стандартной электродвижущей силой Е° данного
элемента.
ЭЛЕКТРОДВИЖУЩАЯ СИЛА Е (Э. Д. С.)
ЭЛЕМЕНТА.
Э.д.с. гальванического элемента может быть
представлена как разность двух электродных
потенциалов φ, каждый из которых отвечает
полуреакции, протекающей на одном из электродов.
Так, для рассмотренного выше серебряно-цинкового
элемента э.д.с. Выражается разностью:
Е = φК - φ А .
Здесь φК и φА - потенциалы, отвечающие электродным процесссам (полуреакциям), происходящим
соответственно на катоде и аноде.
ЭЛЕКТРОДВИЖУЩАЯ СИЛА Е (Э. Д. С.)
ЭЛЕМЕНТА.
э.д.с. Е элемента связана с энергией Гиббса ∆G
реакции соотношением
Е = -∆G/zF,
где ∆G - изменение энергии Гиббса системы при
протекании токообразующей реакции; n - число
электронов, появляющееся в обеих полуреакциях
после их уравнивания; F - число Фарадея (96500 Кл).
Если реакция протекает при стандартных
состояниях веществ:
Е0 = -∆G0/zF
КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ ОВР
С другой стороны, ∆G° реакции связана с константой равновесия К реакции уравнением :
∆Go = -2,3RT lgK.
Из двух последних уравнений следует:
zFE° = 2,3RT lgK.
Пользуясь этим соотношением, можно по экспериментально определенному значению стандартной
э. д. с.
вычислить
константу
равновесия соответствующей
окислительно-восстановительной реакции.
Для 25°С (298 К) последнее уравнение после подстановки
в него значений R [8,31 Дж/(моль∙К)] и F (96500 К л/моль)
преобразуется к виду:
lgK = zE°/0,059
ЭЛЕКТРОДНЫЕ
ПОТЕНЦИАЛЫ
Разность, или скачок потенциала на
границе металл ― раствор называется
электродным потенциалом
Zn
Zn2+
Cu2+
ZnSO4
CuSO4
Me + nH2O
или
Cu
Me
[Me(H2O)n]Z+ + Z∙ ē
MeZ+ + Z∙ē
УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА
Величина электродного потенциала Е зависит от
концентраций веществ, участвующих в электродных
процессах, и от температуры и выражается уравнением Н е р н с т а:
φ=
φ0 +
[Ox]
RT
ln
[Red]
zF
φ0— стандартный электродный потенциал; R = 8,31 Дж/
моль∙К; Т — температура, К; F — постоянная Фарадея
(96500 Кл/моль); z — число электронов, участвующих в
электродном процессе; [Ох] и [Red] — произведения
концентраций (активностей) веществ, принимающих
участие в соответствующей полуреакции в окисленной (Ох)
и восстановленной (Red) формах.
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА
Например, для электродного процесса
Fe3+ + е- = Fe2+
имеем: z = 1, [Ox] = [Fe3+], [Red] = [Fe2+].
Для полуреакции
MnО4‾ + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2О
z = 5, [Ox] = [MnО4‾ ] [Н+]8, [Red] = Mn2+ . (*)
(*) Уравнения электродных процессов принято записывать
в сторону восстановления (за исключением тех случаев,
когда специально рассматривается процесс окисления).
УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА
Применительно к рассмотренным выше примерам
электродных процессов уравнение Нернста после
подстановки в него значений R, F и Т приобретает для
25°С (298 К) следующий вид:
электрод
Zn /
Zn2+
электродный
процесс
Zn2+
+ 2e = Zn
Cu / Cu2+
Cu2+ + 2e = Cu
Pt/Fe2+,Fe3+
Fe3+ + e = Fe2+
Уравнение Нернста
0,059 lg [Zn2+]
φ=
2
0,059 lg[Cu2+]
0
φ=φ +
2
[Fe3+]
0
φ = φ + 0,059 lg
[Fe2+]
φ0 +
+]8
[MnO
‾][H
Pt/MnO4‾,Mn2+, MnO4‾ + 8H+ +
0,059
4
0+
lg
φ
=
φ
+
2+
[Mn2+]
H
+5e = Mn + 4H2O
5
СТАНДАРТНЫЙ ЭЛЕКТРОДНЫЙ
ПОТЕНЦИАЛ
Если концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в реакции, равна единице, то
логарифмический
член
уравнения
Нернста
обращается в нуль и, следовательно, φ = φ°.
Таким образом, стандартным электродным
потенциалом называется потенциал данного
электрода при концентрациях (активностях)
всех веществ, участвующих в электродном
процессе, равных единице.
СТАНДАРТНЫЙ ВОДОРОДНЫЙ
ЭЛЕКТРОД
В качестве электрода сравнения, стандартный
потенциал которого считается равным нулю, принят
стандартный водородный электрод, на котором
осуществляется процесс
2H+ + 2e-
H2 ,
при активности (концентрации) ионов водорода,
равной единице (рН= 0), и парциальном давлении
газообразного водорода, равном нормальному
атмосферному давлению, условно принимаемому
за единицу.
[H+] =
1 моль/л
H+ + 2ē = ½ Н2
φºН+/½Н2 = 0
Р = 1 атм
Е = φоМ2+/М(тв)- φºН /½Н2
+
Pt | Н2(г.) | Н+(водн.) || М2+ (водн.) |
а + = 1М(тв.)
[H ]
ВОДОРОДНЫЙ ЭЛЕКТРОД.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН
Для водородного электрода (2Н+ + 2е
уравнение Нернста имеет вид:
Н2)
а2Н+
RT
φH+/H2 = 2F ln ṕн
2
При парциальном давление водорода ṕн2=1, уравнение Нернста, определяется выражением
φH+/H2 = - 0,059ран+
или без учета коэффициента активности:
φH+/H2 = - 0,059рН
В частности, в нейтральных растворах (рН = 7)
φ = -0,059•7 ≈ 0,41 В.
Таблица стандартных электродных потенциалов
некоторых электрохимических систем.
Уравнение электродного процесса
Стандартный
потенциал
Eº при 25ºС, В
Na+ + ē = Na
Mg2+ + 2ē = Mg
Al3+ + 3ē = Al
Zn2+ + 2ē = Zn
Fe2+ + 2ē = Fe
Ni2+ + 2ē = Ni
-2,714
-2,363
-1,663
-0,763
-0,44
-0,25
2 H+ + 2ē = H2
0
Ag+ + ē = Ag
NO3– + 4 H+ + 3ē = NO + H2O
Br2 + 2ē = 2 Br–
MnO2 + 4 H+ + 2ē = Mn2+ + 2 H2O
Cl2 + 2ē = 2 Cl–
MnO4– + 8 H+ + 5ē = Mn2+ + 4 H2O
F2 + 2ē = 2 F–
0,8
0,96
1,07
1,23
1,36
1,51
2,87
СМЫСЛ СТАНДАРТНОГО ПОТЕНЦИАЛА
Стандартный потенциал электрохимической системы
(ОВ-пары) отражает силу окисленной и восстановленной форм пары.
Из двух различных пар пара, имеющая более
положительный потенциал, состоит из более
сильного окислителя и более слабого востановителя.
Поэтому знание стандартных потенциалов пар,
участвующих ОВР, позволяет решить в каком
направлении будет протекать реакция.
НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ОВР
Знание стандартных потенциалов пар, участвующих в
окислительно-восстановительной реакции, позволяет
оценить возможность протекания реакции в выбранном направении.
Окисленная
форма
2
5
Восстановленная
форма
MnO4– + 8H+ + 5 ē = Mn2+ + 4 H2O
Br2 +
2ē
=
2 MnO4– + 10Br‾ + 16H+
2 Br–
Eº
1,51
1,07
2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O
СВИНЦОВЫЙ АККУМУЛЯТОР
Свинцовый аккумулятор представляет собой вторичный (перезаряжаемый) химический источник тока –
полуреакции, протекающие на его электродах, легко
обратимы. Он состоит из свинцового анода и катода
в виде свинцовой решетки, заполненной диоксидом
свинца (IV):
Устройство свинцового
аккумулятора:
1 ‒ свинец (анод); 2 — оксид
свинца(IV) (катод);
3 ‒ отверстие для добавления
серной кислоты (электролита)
СВИНЦОВЫЙ АККУМУЛЯТОР
При работе свинцового аккумулятора (т.е. при его
разрядке) протекают следующие реакции:
o
На аноде (-):
Рb -
2e-
+ SO4
2-
+2
= PbSO4 ;
+4
На катоде (+): РbО2 + 2e- + 4Н+ + SO42- = PbSO4+ 2Н2О
Суммарное уравнение реакции:
о
+4
Рb + РbО2 + Н2SO4
разрядка
зарядка
+2
2PbSO4+ 2Н2О
ЭДС свинцового аккумулятора:
φ0к – φ0А = 1,68 - (-0,36) = 2,04 В
НИКЕЛЬ-КАДМИЕВЫЙ АККУМУЛЯТОР
В данном аккумуляторе роль свинца играет кадмий,
а роль диоксида свинца – гидроксид никеля (III).
Электролитом служит раствор КОН, содержащий
небольшое количество LiOH.
Процессы, протекающие при зарядке и разрядке
аккумулятора описываются суммарным уравнением:
о
+4
Cd + 2Ni(OH)3
разрядка
зарядка
+2
+2
Cd(OH)2 + 2Ni(ОН)3
ЭДС никель-кадмиевого аккумулятора
равна 1,4 В
ПОРТАТИВНЫЙ АККУМУЛЯТОР (БАТАРЕЙКА)
Устройство батарейки:
1 - оболочка; 2 - цинковый
корпус; 3 - паста электролита;
4 - графитовый стержень
На аноде (-):
Zn - 2e- = Zn2+ ;
На катоде (+):
2MnО2 + 2NН4+ + 2e = Mn2O3+ 2NH3 + 2Н2О
Напряжение батарейки составляет от 1,25 до 1,5 В
ТОПЛИВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Топливный элемент представляет собой первичный
(неперезаряжаемый) химический источник тока, в котором
топливом могут служить водород, спирты, альдегиды и др.
Н2О
Н2
Электродами служат пористые
угольные трубки, на которые
наносят катализаторы (Pt; Fe, Mn,
КОН Ag);
Электролит - концент. раствор
О2 какой-либо шелочи.
На аноде: 2H2 – 4e + 4OH- = 4H2O
На катоде: О2 + 4e + 2H2O = 4OH‾
Водородно-кислородный
элемент
Суммарная реакция:
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж)
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ
ЗАДАЧ
По теме «Гальванические элементы. ЭП»
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Гальванический элемент состоит из
металлического цинка, погруженного в 0,1 М
раствор нитрата цинка, и металлического
свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата
свинца. Вычислить э. д. с. элемента, написать
уравнения электродных процессов, составить
схему элемента.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 1. Чтобы определить э.д. с. элемента,
необходимо вычислить электродные потенциалы.
Для этого в таблице находим значения стандартных электродных потенциалов (φ0) систем Zn2+/Zn
(‒0,76 В) и Pb2+/Pb (‒0,13 В), а затем рассчитываем
значения φ по уравнению Нернста:
0,059 lg0,1 = -0,76 + 0,030(-1) = -0,79
φZn = -0,76 +
2
φPb = -0,13 +
0,059 lg0,02 = -0,13 + 0,03(-1,7) = -0,18
2
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 1. Находим э. д. с. элемента:
Е = φPb - φZn = -0,18 - (-0,79) = 0,61 В
Поскольку φPb > φZn тo н а свинцовом электроде
будет происходить восстановление, т. е. он будет
служить катодом:
Рb2+ + 2е = Рb .
На цинковом электроде будет протекать процесс
окисления
Zn = Zn2+ + 2e ,
т. е. этот электрод будет анодом.
Схема рассматриваемого гальванического элемента
имеет следующий вид:
(‒) Zn | Zn(NО3)2 (0,1 М) || Pb(NО3)2 (0,02 М) | Рb(+) .
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 2. Вычислить потенциал серебряного
электрода в насыщенном растворе AgBr (ПР =
6•10-13), содержащем, кроме того, 0,1 моль/л
бромида калия.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 2. Запишем уравнение Нернста для
системы Ag+/Ag:
φ = φ°+0,059 lg[Ag+] .
Значение φ° для этой системы составляет 0,80 В.
Поскольку бромид калия можно считать полностью
диссоциированным, то [Вr‾] = 0,1 моль/л. Отсюда
находим концентрацию ионов серебра:
[Ag+] =
ПРAgBr
[Вr‾]
6∙10-13
-12
=
=
6∙10
0,1
Теперь подставляем значения φ° и [Ag+] в уравнение электродного потенциала
φ = 0,80 + 0,059lg(6•10-12) = 0,80+ 0,059(-12 + 0,78) =
= 0,80 + 0,059 (-11,22) = 0,80 - 0,66 = 0,14 В.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 3. Вычислить активность ионов Н+ в
растворе, в котором потенциал водородного
электрода равен ‒82 мВ.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 3.
Из уравнения φ = ‒0,059 ран+ находим:
φ
0,082
ран+ = 0,059 = 0,059 = 1,39
Следовательно,
- lgaH+ = 1,39;
lgaH+ = -1,39;
aH+ = 0,041 моль/л.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 4. Определить э. д. с. гальванического
элемента:
Ag | AgNО3 (0,001 M) || AgNO3 (0,l M) | Ag.
В каком направлении будут перемещаться
электроны во внешней цепи при работе этого
элемента?
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 4. В данном случае мы имеем дело с
концентрационным гальваническим элементом.
Как и в рассмотренных выше случаях, э. д. с.
такого элемента равна разности потенциалов
составляющих его электродов.
Стандартный электродный потенциал системы
Ag+/Ag равен 0,80 В. Обозначив потенциал левого
электрода через φ1, а правого — через φ2,
находим:
φ1 = 0,80 + 0,059 lg0,001 = 0,80 + 0,059(-3) = 0,62 В;
φ2 = 0,80 + 0,059 lg0,1 = 0,80 - 0,59 = 0,74 В .
Вычисляем э. д. с. элемента:
Е = φ2 – φ1 = 0,74 - 0,62 = 0,12 В.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 4.
Поскольку φ1 < φ2, то левый электрод будет
служить отрицательным полюсом элемента и
электроны будут перемещаться во внешней цепи
от левого электрода к правому.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 5. Вычислите равновесный потенциал никелевого электрода, если при 298 К
никелевая пластинка опущена в раствор соли
NiSO4 с концентрацией 0,01 моль/л.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 5. Равновесный потенциал рассчитываем по
уравнению Нернста:
φNi2+/Ni = φ0Ni2+/Ni + (RT/2F)lnαNi2+.
Активность ионов находим по формуле:
αNi2+ = fNi2+·CNi2+
где fNi2+ - коэффициент активности,
определяется ионной силой раствора.
I = 0,5(CNi2+z2Ni2+ + CSO42- z2SO42-) =
= 0,5(0,01·22 + 0,01· (- 2)2) = 0,04.
который
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 5.
Согласно табл. данным, fNi2+ = 0,895.
Следовательно, αNi2+ = 0,895 • 0,01 моль/л = 8,95 ·10−3
моль/л.
После подстановки постоянных в уравнение для
расчета потенциала получаем:
φNi2+/Ni = - 0,25 + (0,059/2)lg8,95·10−3= - 0,31 В.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 6. Рассчитайте значение равновесного потенциала водородного электрода
при рН2 = 5·10−7, рН2, T = 298 К.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 6.
Для водородного электрода (2Н+ + 2е
уравнение Нернста имеет вид:
Н2)
a2H+
RT
,
ln pH
φH+/H2 =
2F
2
С учетом того, что lgaH+ = - рН, a 2,3RT/F = 0,059
φH+/H2 = - 0,0295 lgpн2 - 0,059pH =
= - 0,0295 lg5·10−7 − 0,059·2 = - 0,068 В.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 7. Рассчитайте стандартную ЭДС
топливного элемента, в котором при 298 К
протекает электрохимическая реакция:
Н2(г) + 1/2O2(г)
Н2O(ж)
Используя термодинамические данные (см. табл.) ,
вычислите константу равновесия этой реакции.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 7. Стандартная ЭДС, соответствующая
относительным парциальным давлениям газов
ṕH2= ṕO2= 1 и активности воды αН2О =1; рассчитывается по уравнению :
∆G0 = - E0nF
E0 = - ∆G0/nF = - (∆fG0н2о - (∆fG0н2 - 1/2(∆fG0o2)/nF =
= - (-237300 Вт·с/моль)/(2∙96500) А·с/ моль = 1,23 В.
Константу равновесия рассчитываем по уравнению:
lgK = -∆G°/(2,3RT) = -(237300 · 2,3·8,3 · 298) = 41,7,
откуда K = 1041,7.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 8. Установить, в каком направлении
возможно
реакции
самопроизвольное
протекание
2NaCl + Fe2(SО4)3 = 2FeSO4 + Сl2 + Na2SО4 .
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е . Уравнение реакции в ионномолекулярной форме:
2Cl‾ + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Cl2 .
Запишем стандартные электродные потенциалы
электрохимических систем, участвующих в реакции
(см. табл. приложения):
Сl2 + 2е- = 2 Сl‾ , φ°1 = 1,36В;
Fe3+ + e - = Fe2+ , φ2 - 0,77 В .
Поскольку φ°1 > φ°2, т о окислителем будет служить
хлор,
а
восстановителем
—
ион
Fe2+;
рассматриваемая реакция будет протекать справа
налево.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 9. Найти при 25°С константу
равновесия реакции
Hg2(NO3)2 + 2Fe(NО3)2 = 2Hg + 2 Fe(NО3)3
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 9. Уравнение реакции в ионномолекулярной форме:
Hg2 + + 2 Fe2+ = 2 Hg + 2 F e 3 + .
В реакции участвуют две электрохимические
системы:
Hg^++2e- = 2 H g , <^=0,79В;
Fe3+ + e = Fe2+ , (p° = 0,77 В.
Находим значение стандартной э. д. с. рассматриваемого элемента:
Е° = ч>\ - <f°2 = 0,79 - 0,77 = 0,02 В.
Теперь вычислим константу равновесия реакции:
^A'=(S = W = 0'678; к = 4'76-
ЗАДАЧИ ДЛЯ
САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
По теме «ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ
ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ. ЭЛЕКТРОДНЫЕ
ПОТЕНЦИАЛЫ»
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
654. Рассчитать электродные потенциалы магния в
растворе его соли при концентрациях иона Mg2+
0,1, 0,01 и 0,001 моль/л.
656.
Потенциал водородного электрода в
некотором водном растворе равен -118 мВ.
Вычислить активность ионов Н+ в этом растворе.
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
652.
Гальванический
элемент
состоит
из
серебряного электрода, погруженного в 1 М
раствор AgNО3, и стандартного водородного
электрода. Написать уравнения электродных
процессов и суммарной реакции, происходящей
при работе элемента. Чему равна его э.д.с?
660. Гальванический элемент составлен из
стандартного цинкового электрода и хромового
электрода, погруженного в раствор, содержащий
ионы Сr3+. При какой концентрации ионов Сr3+ э.д.с.
этого элемента будет равна нулю?
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
663. Э. д. с. гальванического элемента, составленного из двух водородных электродов, равна
272 мВ. Чему равен рН раствора, в который
погружен анод, если катод погружен в раствор с
рН= 3?
675. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, вычислить константы равновесия следующих реакций:
а) Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 ;
б) Sn + Pb(CН3СОО)2 = Sn(CH3СОО)2 + Рb
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ
ЗАДАЧИ
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ
Задача. Для данного гальванического элемента:
1) определите анод и катод;
2) напишите уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде в работающем
гальваническом элементе. Запишите уравнение
токообразующей реакции;
3) рассчитайте энтальпию, энергию Гиббса
токообразующего процесса и электродвижущую
силу гальванического элемента (двумя способами);
4) предложите
факторы,
увеличивающие
напряжение.
Номер
варианта
1
2
3
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ
Гальваническая пара Номер
Гальваническая пара
варианта
H2,Pt|H+||Zn2+|Zn
Cl2,Pt| Сl−||Zn2+|Zn
Ag|Ag+||Zn2+|Zn
H2,Pt|H+|| ОН−|O2,Pt
Cd|Cd2+|| ОН−|O2,Pt
Ni|Ni2+|| ОН−|O2,Pt
Ni|Ni2+||Mg2+|Mg
O2,Pt|OH-||Mg2+|Mg
Ag|Ag+||Cd2+|Cd
H2,Pt|H+||Cd2+|Cd
Cl2,Pt| Сl−||Cd2+|Cd
Br2,Pt| Br−||Zn2+|Zn
Zn|Zn2+||Cu2+|Cu
H2, Pt|H+|| Сl−|Cl2,Pt
I2,Pt|r|| Сl−|Cl2,Pt
4
5
6
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Ni|Ni2+||Zn2+| Zn
Ni|Ni2+||Fe2+|Fe
Ni|Ni2+||Cd2+|Cd
H2,Pt|H+|| Cu2+|Cu
Ag|Ag+||Mg2+|Mg
Cu|Cu2+||Mg2+|Mg
Ag|Ag+||H+|H2,Pt
Li|Li+|| Сl−|Cl2,Pt
Mg|Mg2+|| ОН−|O2,Pt
Al|Al3+|| ОН−|O2,Pt
Mg|Mg2+|| ОН−|O2,Pt
Li|Li+||H+|H2,Pt
Li|Li+|| ОН−|O2,Pt
Mn|Mn2+||Zn2+|Zn
Zn|Zn2+|| ОН−|O2,Pt
ТЕСТЫ
ТЕСТЫ
666. Чему равен потенциал водородного
электрода при рН= 10:
а) -0,59 В; б) -0,30 В; в) 0,30 В; г) 0,59 В?
667. На сколько изменится потенциал цинкового
электрода, если раствор соли цинка, в который
он погружен, разбавить в 10 раз:
а) возрастет на 59 мВ; б) уменьшится на 59 мВ;
в) возрастет на 30 мВ; г) уменьшится
ТЕСТЫ
668. Водородный электрод погружен в раствор с рН=
0. На сколько изменится потенциал электрода, если
раствор нейтрализовать до рН= 7:
а) увеличится на 59 мВ; б) увеличится на 0,41 В;
в) уменьшится на 0,41 В; г) уменьшится на 59 мВ?
669. Имеется гальванический элемент Pb | Pb2+ || Ag+
| Ag. Как изменится его э. д. с, если в раствор,
содержащий ионы свинца, добавить сероводород: а)
увеличится;
б)
уменьшится;
в)
останется
неизменной?
ТЕСТЫ
670. Каким из предлагаемых способов можно
увеличить э. д. с. гальванического элемента
Pt, Н2 |HCl(c1)|| НСl(c2)|Н2, Pt:
а) уменьшить концентрацию НСl у катода; б)
уменьшить концентрацию НСl у анода; в) увеличить
концентрацию НСl у катода; г) увеличить
концентрацию НСl у анода?
671. Гальванический элемент составлен из двух
водородных электродов, из которых один —
стандартный. В какой из перечисленных растворов
следует погрузить другой электрод для получения
наибольшей э. д. с : а) 0,1 М НСl; б) 0,1 М СН3СООН;
в) 0,1 М Н3РO4?
ТЕСТЫ
678. Никелевые пластинки опущены в водные
растворы перечисленных ниже солей. С какими
солями никель будет реагировать:
a) MgSО4; б) NaCl; в) CuSО4; г) АСl3; д) ZnCl2; e)
Pb(NО3)2?
679. Между какими из перечисленных ниже взятых
попарно веществ (металл + водный раствор электролита) будет протекать реакция замещения:
a) Fe+HCl; б) Ag + Cu(NО3)2; в) Сu + НСl;
г) Zn+MgSО4; д) Mg+NiCl2?
ТЕСТЫ
680. Водный раствор Н2S обладает восстановительными свойствами. Какие из перечисленных
ионов можно восстановить этим раствором:
a) Fe3+ до Fe2+; б) Сu2+ до Сu+; в) Sn4+ до Sn2+?
681. Бромная вода (раствор брома в воде) —1
часто используемый в лабораторной практике
окислитель. Какие из перечисленных ионов можно
окислить бромной водой:
a) Fe2+ до Fe3+; б) Сu+ до Сu2+; в) Мn2+ до МnО4‾;
г) Sn2+ до Sn4+?
ТЕСТЫ
682. На раствор сульфата меди (II) действуют
хлоридом калия или йодидом калия. В каких случаях
медь (II) будет восстанавливаться до меди (I):
а) в обоих случаях; б) при взаимодействии с КСl; в)
при взаимодействии с КСl; г) ни в одном из случаев?
683. Какие из приведенных реакций могут
самопроизвольно протекать при действии водного
раствора перманганата калия на серебро?
а) МnО4‾ + Ag = МnО2 + Ag+ ;
б) МnO4‾ + 3 Ag + 2Н2О = МnО2 + 3Ag+ + 4ОН‾ ;
в) МnO4‾ +8 Н+ +5 Ag = Мn2+ + 5Ag+ + 4Н2О .
ТЕСТЫ
684. Какие из приведенных реакций могут
самопроизвольно протекать в нейтральном
водном растворе?
а) МnO4‾ + Сl‾ → МnO2 + Сl2 ;
б) МnO4‾ + Вr‾ → МnO2+ Вr2;
в ) МnO4‾ + I‾ → МnO2 + I2 .
685. В водном растворе [Hg2+] =0,01 моль/л, [Fe3+]
=0,01 моль/л, [Fe2+] = = 0,001 моль/л. Какая из
указанных реакций будет протекать?
a)2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2;
б) HgCl2 + 2FeCl2 = Hg + 2FeCl3 .