Так как в 1 литре растворе неэлетролита содержится 2,01 ·1023 молекул, то можно рассчитать:

1. Количество вещества неэлектролита, разделив число молекул на число Авогадро

n = N/N_A = 2,01 ·10²³ : 6,02 ·10²³ = 0,33 моль, отсюда С_m = 0,33 моль/л, К_кр (Н₂О) = 1,86

t = К_кр (Н₂О) С_m = 1,86 0,33 = 0,6

t_зам = 0 – 0,6 = - 0,6⁰С

47. Процесс диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации, её зависимость от степени диссоциации.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами;  например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами;   к   ним   принадлежат   ионы   кислотных   остатков,   гидроксид-ионы.  Диссоциация   НС1   и   NaCl  выразится уравнением:

HCl = H⁺  +   Cl^-

NaCl =Na⁺+ Cl^-

В зависимости от структуры раство­ряющегося вещества в безводном состоянии  (ионная или полярная связь) его диссоциация проте­кает по-разному. Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а  к хлорид-ионам — положительными.

  

Рис. 1.   Схема диссоциации полярных молекул в растворе

Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис. 1). Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов — поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в мо­лекуле, а также с тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. Ион водорода Н⁺  (протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н₃О⁺. Так, при растворении в воде хлороводорода и азотной кислоты про­исходят процессы, которые можно выразить урав­нениями

Н₂О   + НСl  = Н₃О⁺ + Сl ˉ

Н₂О  +   HNO₃   = Н₃О⁺   +   NO₃ˉ

В результате этого процесса молекула НСl расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, ко­торый превращается в ион Сlˉ, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония Н₃О⁺ .

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молеку­лами воды и образуют гидраты ионов. В резуль­тате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого раство­рителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более, что число молекул раствори­теля, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентра­ции раствора и других условий.

Степень диссоциации. Сила электролитов. Чаще всего в растворе лишь часть электролита диссоциирует на ионы, поэтому существует понятие  степени диссоциации.

 Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

В связи с этим электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными  молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO₃, HCIO₄, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)₂  и  Са(ОН)₂.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н₂СО₃, H₂S,   HCN, H₂SiО₃и  NH₄OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН₃СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас­твора HCN

ά = 10ˉ⁴ (или 0,01%).

Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СН₃СООН → Н⁺ + СН₃СООˉ

константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов  диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

47. Свойства кислот, оснований, солей с точки зрения ТЭД. Амфотерность. Кислые и основные соли. Напишите уравнения электролитической диссоциации для Fе(ОН)Сl₂, NаНСО_з, КМn 0₄.

Соли – электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков

Na₂CO₃  2 Na⁺ + CO₃^2- AlCl₃  Al³⁺ + 3 Cl^- Cr₂(SO₄)₃  2 Cr³⁺ + 3 SO₄^2-

Основания- электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^- Сa(OH)₂ = Сa²⁺ + 2OH^-

Кислоты – электролиты, которые дисоциируют на катионы водорода (гидроксония) и анионы кислотных остатков. H Cl = H⁺ + Cl ^-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

На каждой ступени отщепляется один ион водорода.

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^- (I ступень)

HSO₄^- = H+ + SO₄^2- (II ступень)

Химические свойства солей. 1. Взаимодействие с кислотами

MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂+ H₂О +CO₂ MgCO₃ + 2H+ = Mg²⁺ + H₂О +CO₂

2. Взаимодействие со щелочами Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = 2NaOH + BaSO₄

3. Взаимодействуют с металлами Cu + 2 Ag⁺ = Cu²⁺ + 2 Ag 

4. Обменные реакции с другими солями. CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

Ca²⁺ + SiO₃^2- = CaSiO₃

Химические свойства оснований:

1. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

2. Основания реагируют с оксидами неметаллов с образованием соли и воды.

CO₂ + 2 NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

3. Растворимые в воде основания реагируют с солями.

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

4. Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду:

t⁰

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Химические свойства кислот:

1. Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O Н⁺ + ОН^- = Н₂О

2. Кислоты реагируют с оксидами металлов с образованием соли и воды.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O CuO + 2 H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

3. Кислоты взаимодействуют с металлами, образуя соль и водород. Zn + 2 H⁺ = Zn²⁺ + H₂

4. Кислоты взаимодействуют с солями. 2 H⁺ + CO₃^2- = H₂O + CO₂ 

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей.

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = NaAl(OH)₄ Al(OH)₃ + OH^- = Al(OH)₄^-

Кислые соли – продукты неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

Например NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия. При растворении в воде дисоциирует

NaHCO₃ = Na ⁺ + HCO₃^-

Основные соли – продукты неполной нейтрализации многокислотных оснований кислотами. Например Fe(OH)Cl₂ гидроксохлорид железа (III). При растворении диссоциирует

Fe(OH)Cl₂ = Fe(OH) ²⁺ + 2Cl^-

Перманганат калия относится к средним солям. Диссоциирует: KMnO₄ = K⁺ + MnO₄

47. Какие из веществ Аl (ОН)_з, H₂SO₄,Ва(ОН)₂ будут взаимодействовать с КОН. Выразить эти реакции молекулярными и ионно - молекулярными уравнениями.

С гидроксидом калия КОН будут взаимодействовать следующие вещества: Al(OH)₃, H₂SO₄

KOH + Al(OH)₃ = KAl(OH)₄

K⁺ + OH^- + Al(OH)₃ = K⁺ + Al(OH)₄^-

OH^- + Al(OH)₃ = Al(OH)₄^-

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O

2K⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2K⁺ + SO₄^2-+ 2H₂O

2OH^- + 2H⁺ = 2H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

С гидроксидом бария гидроксид калия не реагирует. Оба вещества являются основаниями и между ними не возможно взаимодействие

47. Какие из веществ Аl (ОН)_з, СНзСООН, NiSO₄, Na₂S взаимодействуют с раствором серной кислоты? Записать молекулярное и ионно-молекулярное уравнение этих реакций.

С раствором серной кислоты будут взаимодействовать следующие вещества: Al(OH)₃, NiSO₄, Na₂S:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2Al(OH)₃ + 6H ⁺ + 3SO₄^2- = 2Al³⁺ + 3SO₄^2-+ 6H₂O

2Al(OH)₃ + 6H ⁺ = 2Al³⁺ + 6H₂O

Al(OH)₃ + 3H ⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

NiSO₄ + H₂SO₄ = Ni(HSO₄)₂ в этом случае образуется кислая соль гидросульфат никеля

Na₂S + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S

2Na⁺ + S^2- + 2H ⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- / S^2- + 2H ^{+ -} = H₂S

С уксусной кислотой серная кислота не реагирует (вещества одной природы)

61 Какие из веществ NаСl, NiSO₄, Ве(ОН)₂, КНСО_з взаимодействуют с раствором NаОН. записать молекулярные и ионно - молекулярные уравнения этих реакций.

С раствором гидроксида натрия будут реагировать: NiSO_4, Be(OH)₂, KHCO₃

NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂ + Na₂SO₄

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na ⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂ + 2Na ⁺ + SO₄^2-

Ni²⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂

2NaOH + Be(OH)₂ = Na₂Be(OH)₄

2Na⁺ + 2OH^- + Be(OH)₂ = 2Na⁺ + Be(OH)₄^2-

2OH^- + Be(OH)₂ = Be(OH)₄^2-

2KHCO₃ + 2NaOH = K₂CO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O

2K⁺ + 2HCO₃^- +2Na⁺ + 2OH^- = 2K⁺ + CO₃^2- +2Na⁺ + CO₃^2- + 2H₂O

2HCO₃^- + 2OH^- = 2CO₃^2- + 2H₂O

HCO₃^- + OH^- = CO₃^2- + H₂O

62. Жесткость воды. Виды жесткости. Способы устрвнения жесткости воды.

Жесткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния Ca²⁺ и Mg²⁺.

Жесткость, обусловленная наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, называется временной, или карбонатной (Ж_вр). Жесткость, обусловленная хлоридами и сульфатами этих металлов, называется постоянной (Ж_п). Суммарная жесткость воды носит название общей жесткости. Жесткость воды (степень жесткости принято выражать в миллимолях ионов Са²⁺ или Mg²⁺ (или обоих ионов) в 1 дм³ или 1 кг воды – ммоль/дм³ или ммоль/кг. В технической литературе встречается единица измерения степени жесткости воды – мг экв/дм³ или мг-экв/кг. Зная, что молярные массы эквивалентов ионов Са²⁺ и Mg²⁺ соответственно равны 20,04 и 12,16 мг/дм³, можно рассчитать обжую жесткость воды (в ммоль/дм³)

Жесткость воды

Состав жесткой воды			Виды жесткости			Способы устранения
катионы	Анионы	по составу		по способу устранения
Са Mg	HCO	Карбонатная		временная	Кипячение, содовый, фосфатный
	Cl, NO , SO	некарбонатная		постоянная	содовый, фосфатный известковый
	HCO , Cl , NO , SO				содовый, фосфатный известковый

Существует множество способов устранения жёсткости:

Карбонатную жёсткость устраняют: 1) Кипячением: Ca(HCO₃)₂→CaCO₃↓+H₂O+CO₂

Mg(HCO₃)₂→MgCO₃↓+H₂O+CO₂

2) Действием известкового молока или соды: Ca(OH)₂+Ca(HCO₃)₂→2CaCO₃↓+2H₂O

Ca(HCO₃)₂+NaCO₃→CaCO₃↓+2NaHCO₃

Некарбонатную жёсткость устраняют действием соды: CaSO₄+Na₂CO₃→CaCO₃↓+Na₂SO₄

MgSO₄+Na₂CO₃→MgCO₃↓+Na₂SO₄

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na₃PO₄:

3Ca(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓+ 6NaHCO₃

3MgSO₄ + 2Na₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 3Na₂SO₄

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому достигается лучшее умягчение воды.

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Этот метод нашёл наибольшее применение в бытовых системах подготовки питьевой воды. В качестве недостатка данного метода следует отметить необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. В промышленности применяется, например, на ТЭЦ.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 мг-экв/л, при двухступенчатом — до 0,01 мг-экв/л.

В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Определенное умягчение воды происходит и в бытовых фильтрах для питьевой воды. Отфильтрованная вода дает меньше накипи. Полностью очистить воду можно методом перегонки (дистилляцией).

62. Составьте схему гальванического элемента, в котором Мn будет анодом [Мn] = 0.01 М. Другой электрод стандартный. Составьте электронные уравнения процессов. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента.

Схема гальванического элемента, который состоит из марганцевого анода и стандартного водородного потенциала, следующая:

анод (-) Mn |Mn²⁺| 2H⁺ |Pt, H₂ (+) катод

На аноде происходит процесс окисления марганца Mn – 2e = Mn ²⁺

На катоде восстанавливаются ионы водорода 2Н+ + 2е = Н₂

Суммарное уравнение реакции: Mn + 2H⁺ = Mn²⁺ + H₂

Рассчитаем ЭДС гальванического элемента, зная, что концентрация ионов марганца составляет 0,01 моль/л. E = _к - _а

Поскольку катодом является стандартный водородный электрод, его потенциал равен 0. Потенциал анода рассчитываем по уравнению Нернста

_а = ⁰ Mn²⁺ /Mn + 0,059 lgNi²⁺/n = -1,05 + 0,059 lg10^-2/2 = -1,05 – 0,059 = - 1,109 В

Е = 0 – (-1,109) = 1,109 В

Ответ: 1,109 В

62. Понятие об электродном потенциале. Механизм возникновения. Зависимость потенциала от концентрации раствора и температуры. Ряд напряжений металлов. Устройство стандартного водородного электрода

Количественной характеристикой способности веществ вступать в окислительно-восстановительные реакции (ОВР) является электродный потенциал. Электродный потенциал - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение электродного потенциала обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз. Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически. Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродными потенциалами, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю. Стандартный электродный потенциал (Е⁰) металла – это ЭДС гальванического элемента при условии, что один полуэлемент – водородный (С_Н+ = 1 моль/л,

Р_Н2 = 1атм, Т = 25⁰С), а второй – металл, погруженный в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л. Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый ряд стандартных электродный потенциалов. Этот ряд важен для предсказания многих свойств металлов: вытеснения металлов из солей, взаимодействия с кислотами, электролиз растворов солей и т.д. Величина электродного потенциала металла зависит от природы металла, концентрации ионов электролита, температуры. Математически эта зависимость выражается уравнением Нернста: Е = Е⁰ + (RT/nF) ln C

Здесь Е – потенциал металла при данной концентрации ионов, В; Е⁰ – стандартный электродный потенциал металла, В; R – универсальная газовая постоянная (8,316 Дж/град моль); Т – абсолютная температура, К; n – заряд иона металла; F – число Фарадея (96500 Кл/моль); С – концентрация (или активность) ионов металла в растворе, М. Устройство стандартного водородного электрода: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л^–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K

Платиновая чернь адсорбирует водород, который электрохимически взаимодействует с H+ по уравнению Для гальванического элемента (–)Pt, H2¦2H+||Mn+¦M(+), в котором протекает окислительно-восстановительная реакция запишем уравнение изотермы Учитывая, что для стандартного водородного электрода активности ионов H+ и газа H2 равны 1, а ΔG = –nFE, после преобразования получим уравнение Нернста для электродного процесса: (7.1) В этом уравнении – ЭДС реакции, n – число электронов, участвующих в электронной реакции, F – число Фарадея. Уравнение (7.1) выражает зависимость электродного потенциала от концентрации (активности) ионов и температуры и называется уравнением Нернста для отдельного электрода.

62. Потенциал окислительно-восстановительных электродов. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция по уравнению: PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O. Стандартный потенциал равен +1,45 В., [Pb²⁺]=0,1 моль/л, рН=4.

Окислительно-восстановительный потенциал — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Биологически важной системой является система:Fe³⁺/Fe²⁺.Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe^3+,Fe²⁺ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (A_red), так и окисленное соединение (A_ox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

A_ox + n·e⁻ → A_red,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

Равновесный потенциал электрода

PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O

Рассчитывается по уравнению Нернста:

 PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ = ⁰ PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ + 0,059 lg H⁺

n Pb²⁺

Преобразуем выражение

 PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ = ⁰ PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ + 0,059 lg H⁺ + 0,059 lg Pb²⁺ =

2 2

⁰ PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ - 0,059 рН - + 0,059 lg Pb²⁺

2 2

Подставляем данные и решаем уравнение

 PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ =1,45 -0,059 4 - + 0,059 lg 10^-1 = 1,45 – 1,18 + 0,03 = 0,3 В

2 2

Ответ: 0,3 В

62. В гальваническом элементе протекает реакция: Сг + Сd²⁺ =Сг³⁺+Cd. Составьте схему, напишите уравнения катодного и анодного процессов, рассчитаете ЭДС, если [Сd²⁺]=1 М, [ Сr³⁺] = 0,001 М.

. В гальваническом элементе протекает реакция

Cr + Cd²⁺ = Cr³⁺ + Cd

Следовательно, анодом в данной гальванической паре является хром (окисляется), катодом – кадмий (восстанавливается). Схема гальванического элемента такова:

анод (-) Cr |Cr³⁺| Cd²⁺ |Cd (+) катод

Уравнение анодного процесса: Cr – 3e Cr³⁺ окисление

Уравнение катодного процесса: Cd²⁺ + 2e = Cd восстановление

ЭДС гальванического элемента равна разности потенциалов катодного и анодного процессов

E = _к - _а

Потенциалы катода и анода рассчитаем по уравнению Нернста, зная концентрации потенциалобразующих ионов

_к = ⁰ Cd²⁺ /Cd + 0,059 lgCd²⁺/2 ⁰ Cd²⁺ /Cd = -0,40B

_к = -0,40 + 0,059 lg1 = - 0,40 B

2

_a = ⁰ Cr³⁺ /Cr + 0,059 lgCr³⁺/3 ⁰ Cr³⁺ /Cr = - 0,74B

_a = - 0,74 + 0,059 lg10^-3 = - 0,74 – 0,059 = - 0,799 B

3

Ответ: - 0,799 B

62. Составьте, гальванические элементы, в одном из которых Ni будет анодом , а в другом - катодом. Как будут работать они и какова их ЭДС, если [Ni²⁺]=0,01 М, а другой электрод - стандартный.

. Для того, чтобы никель в гальваническом элементе был анодом, в паре с ним должен быть электрод с большим значением потенциала, т.е. менее активный металл, например серебряный электрод. В этом случае схема элемента будет такова:

анод (-) Ni |Ni²⁺| Ag⁺ |Ag (+) катод

Анодный процесс: (-) Ni -2e = Ni²⁺ - окисление

Катодный процесс: (+) Ag⁺ + e = Ag - восстановление

ЭДС гальванического элемента равно: E = _к - _а

Потенциал катода – серебряного стандартного электрода – находим по справочнику

⁰ Ag⁺ / Ag = 0,80 В

Потенциал анода рассчитываем по уравнению Нернста: ⁰ Ni²⁺ / Ni = - 0,23 В

_к = ⁰ Ni²⁺ / Ni + 0,059 lgNi²⁺/n = -0,23 + 0,059 lg10^-2/2 = - 0,23 – 0,059 = - 0,289 В

Е = 0,80 –(-0,289) = 1,089 В

Для того, чтобы никель в гальваническом элементе был катодом, в паре с ним должен быть электрод с меньшим значением потенциала, т.е. более активный металл, например цинковый электрод. В этом случае схема гальванического элемента будет такова:

анод (-) Zn |Zn²⁺| Ni²⁺ |Ni (+) катод

Анодный процесс: (-) Zn - 2e = Zn²⁺ - окисление

Катодный процесс: (+) Ni²⁺ +2e = Ni - восстановление

Аналогично рассчитываем ЭДС гальванического элемента _а = ⁰ Zn²⁺ /Zn = -0,76 В

Потенциалом никелевого электрода будет рассчитанное ранее

E = _к - _а = -0,289 – (-0,76) = 0,471 В

Ответ: 1,089В; 0,471 В

62. Электролиз растворов и расплавов. Порядок выделения веществ на катоде и аноде.

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.

Электролиз - это ещё один способ получения чистых металлов и неметаллов.

Электролиз расплавов солей

1) Все катионы металлов восстанавливаются на катоде:

К(-): Zn²⁺ + 2e^- →   Zn⁰;      Na⁺ + 1e^- → Na⁰

2) Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде:

А(+):  2Cl¯ - 2e^-→Cl₂

3) Анионы кислородсодержащих кислот  образуют соответствующий кислотный оксид и кислород:

А(+): 2SO₄²ˉ - 4e^- →   2SO₃ + O₂

Электролиз водных растворов. При определении продуктов следует помнить, что:

1. На катоде восстанавливающийся продукт зависит от положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов. Li - Al – восстанавливается водород воды; Mn - H - восстанавливается водород воды и металл; Cu - Au - восстанавливается металл

2. На аноде получающийся продукт зависит как от материала анода, так и от природы аниона: а) инертный анод (С, Pt) – окисляются в такой последовательности: S^-2,I^- Br^-,Cl^- OH^- (H2O) анионы кислородсодержащих кислот, F^-; б) неинертный анод (Cu, Ag, Ni, Zn) – анод растворяется.

В зависимости от природы катиона и аниона можно выделить 4 типа растворов, процессы которых приведены ниже.

1. Разряжается катион и анион соли. В результате электролиза концентрация соли уменьшается:

CuCl₂ + (H₂O)  Cu + Cl₂

K(+): Cu²⁺ + 2 e  Cu⁰ A(-): 2Cl^- - 2e  Cl₂⁰

2. Разряжается катион металла и вода. В результате электролиза меняется состав раствора

2CuSO₄ + 2H₂O  2Cu + 2H₂SO₄ + O₂

K(+): Cu²⁺ + 2 e  Cu⁰ A(-): 2H₂O - 4e  O₂⁰ + 4H⁺

3. Разряжается анион соли и вода. В результате электролиза меняется состав раствора

2NaCl + 2H₂O  2 NaOH + H₂ + Cl₂

K(+): 2H₂O + 2e  H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Cl^- - 2e  Cl₂⁰

4. Разряжается только вода

(Na₂SO₄ ) + 2H₂O = 2H₂ + O₂

K(+): 2H₂O + 2e  H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2H₂O - 4e  O₂⁰ + 4H⁺

62. Как протекает электролиз раствора NiSO₄ с никелевым и угольным анодом? Где применяется этот процесс? Q= 965 Кл; сколько вещества выделится во втором случае на аноде и катоде?