Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие для СПО
.pdf
t
17) Cu + H2SO
Zn + KOH
18) Mg + H2SO
4 (конц)
(раствор)
4 (разб)
Zn + H2O + O
19) Sn + H2O
Al + H2SO
4 (ко нц)
20) Fe + H2O + O
Pb + HNO
3 (конц)
21) Fe + HNO
Cr + KOH
22) Al + H2SO
2
Sn + KOH
3 (разб)
(раствор)
4 (разб)
(раствор)
23) Mg + H2O + O
t
2
Cu + HNO
3 (разб)
24) Zn + H2O + O
Ag + H2SO
4 (конц)
Fe
2
2
3+
2. Используя необходимые данные, составьте уравнения анодного и катодного процессов и молекулярное уравнение процесса коррозии, укажите анод и катод гальванопары, направление
движения электронов (см. прил., табл. 3, 4).
№ Гальвано- Коррозионная № Гальвано- Коррозионная
п/п пара среда п/п пара среда
1 Cr / Pb NaOH + H2O + O213 Fe / Ni H2O + O
2
2 Al / Cu NaOH + H2O 14 Cr / Ni NaOH + H2O
3 Al / Fe NaOH + H2O + O215 Zn / Co NaOH + H2O
4 Zn / Fe NaOH + H2O + O216 Ni / Pb H2O + O
5 Pb / Sn H2O 17 Cd / Co H2O + O
2
2
6 Zn / Cu H2O 18 Al / Pb NaOH + H2O
7 Cd / Pb H2O + O
2
19 Fe / Zn H2O
8 Sn / Cu NaOH + H2O 20 Sn / Ni NaOH + H2O
9 Fe / Bi H2O + O
2
21 Zn / Ni NaOH + H2O +
+ O
2
10 Sn / Fe NaOH + H2O 22 Mg / Co H2O
11 Sn / Bi NaOH + H2O + O223 Pb / Cu NaOH + H2O +
+ O
2
12 Al / Co NaOH + H2O 24 Al / Fe NaOH + H2O
6 1
7. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Гальванический элемент — это устройство, преобразующее
химическую энергию окислительно-восстановительной реакции
в электрическую.
Процессы окисления и восстановления в гальваническом элементе пространственно разделены. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называют анодом, электрод, на котором
происходит реакция восстановления, катодом гальванического
элемента.
Гальванические элементы можно составить из любых электродов:
— металлических (металл, погруженный в раствор соли этого
металла, например медь в растворе сульфата меди, условное
обозначение Cu | CuSO4);
— окислительно-восстановительных (инертный электрод —
платина или углерод в растворе, содержащем соединения одного и того же элемента в разных степенях окисления, например
Pt | KMnO4, MnSO4, H2SO4);
— водородного (платина, погруженная в раствор серной кислоты, через который пропускают водород, — (Pt) H2| H2SO4).
Порядок описания работы гальванического элемента
1. Выписать из таблиц стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы каждого электрода.
2. Если концентрации растворов нестандартные, рассчитать
потенциал электрода по формуле Нернста:
6 2
lg
]Ox[
.
]d[Re
059,0
0
n
Для металлических электродов формула Нернста принима-
2
ет вид
059,0
0
Clg
n
,
n
Me
где 0 — стандартный потенциал электрода; n — заряд иона; —
концентрация катионов Me
n+
в растворе.
3. Сравнить потенциалы и выбрать анод (электрод с мень-
шим потенциалом) и катод (электрод с большим потенциалом).
4. Рассчитать электродвижущую силу гальванического эле-
мента:
E =
— ан.
кат
5. Составить уравнения анодного и катодного процессов
и суммарное ионное уравнение реакции.
6. Составить молекулярное уравнение токообразующей ре-
акции.
7. Указать стрелкой направление движения электронов во
внешней и ионов во внутренней цепи.
Пример 1. Опишите работу гальванического элемента. Если кон-
центрация раствора не указана, потенциал электрода примите рав-
ным стандартному:
Ni | NiSO4, 0,01M || H2SO4 | H2 (Pt)
0,01 М — концентрация раствора сульфата никеля.
Решение
1. Выпишем стандартные потенциалы никелевого и водородного электродов (платина — инертный электрод, химически не
изменяется) (прил., табл. 4):
0
= –0,26 B;
2
+
Ni
/ Ni
0
H2 / 2H
= 0,00 B.
+
2. Никелевый электрод — нестандартный; рассчитаем его
потенциал, исходя из того, что CNi
2+
= СNiSO
следует из уравнения диссоциации соли — NiSO4 = Ni2+ + SO
0590
Ni
= –0,26 +
2
+
/ Ni
,
2
10
lg
= 0,01 моль/л (это
4
= –0,319 В.
2–
):
4
6 3
3. Из сравнения потенциалов следует, что никелевый элект-
3
род является анодом, водородный — катодом гальванического
элемента.
4. Рассчитаем ЭДС гальванического элемента:
E = 0,00 В – (–0,319)В = 0,319 B.
5. Составим уравнения анодного и катодного процессов, учитывая, что на аноде происходит отдача, а на катоде — принятие
электронов, и суммируем их:
А: 1 Ni — 2e Ni
К: 1 2 H+ + 2 e H
Ni + 2 H+ Ni2+ + H
2+
2
2
6. Составим молекулярное уравнение токообразующей реакции:
Ni + H2SO4 = NiSO4 + H
2
7. Покажем направление перемещения электронов и ионов
при работе гальванического элемента:
e
Ni | NiSO4, 0,01M || H2SO4 | H2 (Pt)
2–
SO
4
Пример 2. Рассмотрите работу гальванического элемента
Cr | Cr2(SO4)3, 0,05 M || TiOSO4, Ti2(SO4)3 | Pt
Решение
1.Выпишем стандартные значения электродных потенциалов:
0
= — 0,74B,
Cr3+/Cr
0
TiO2+/Ti
= 0,12 B.
3+
2. Рассчитаем потенциал хромового электрода, учитывая, что
C
Cr
= 2 С
3+
Cr2(SO4)3
= 2 · 0,05 = 0,1 моль/л:
0590
Cr3+/Cr
= –0,74 +
,
1
10
lg
= –0,76 В.
6 4
3.
= –0,76 B <
Cr3+/Cr
= 0,12 B, следовательно, хромо-
3+
TiO2+/Ti
вый электрод — анод, второй электрод — катод гальванического элемента.
4. Рассчитаем ЭДС элемента:
E = 0,12 В – (–0,76) В = 0,88 В.
5. Составим уравнения анодного и катодного процессов и суммарное ионное уравнение реакции:
А: 1 2 Cr — 6e 2 Cr
K: 3 2 TiO2+ + 2e + 4 H+ 2 Ti
3+
3+
+ 2 H2O
2 Cr + 6 TiO2+ + 12 H+ 2 Cr3+ + 6 Ti3+ + 6 H2O
6. Составим молекулярное уравнение токообразующей реакции:
2 Cr + 6 TiOSO4 + 6 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3 Ti2(SO4)3 + 6 H2O
7. Покажем направление перемещения электронов и ионов
в цепи:
e
Cr | Cr2(SO4)3, 0,05 M || TiOSO4, Ti2(SO4)3 | Pt
2–
SO
4
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
Рассмотрите работу гальванического элемента, используя
данные, приведенные в приложении (табл. 3, 4, 5). Напишите
уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реакции, укажите направление движения электронов и ионов. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента. Если концентрация раствора не указана, потенциал электрода примите равным стандартному.
1. Cu / CuSO4, 0,01 M // Fe2(SO4)3, FeSO4 / Pt
2. Zn / ZnSO4, 0,1 M // H2SO4 / H2 (Pt)
3. Al / AlCl3, 0,001M // SnCl4, SnCl2 / Pt
6 5
4. (Pt) H2 / H2SO4 // TiOSO4, Ti2(SO4)3 / Pt
5. Cr / Cr2(SO4)3, 0.005 M // SnSO4 / Sn
6. Ni / NiSO4, 0,01 M // K2Cr2O7, Cr2(SO4)3, H2SO4 / Pt
7. Co / CoSO4, 0,1 M // CoSO4, 0,001 M / Cо
8. (Pt) H2 / H2SO4 // Na3VO4, (VO)2SO4, H2SO4 / Pt
9. Ni / NiSO4, 0,1 M // H2SO4 / H2 (Pt)
10. (Pt) H2 / H2SO4 // SnSO4, Sn(SO4)2 / Pt
11. Al / Al2(SO4)3, 0,05 M // H2SO4 / H2 (Pt)
12. Cd / CdSO4, 0,01 M // Al2(SO4)3, 0,005 M / Al
13. Zn / ZnSO4, 0,1 M // VOSO4, V2(SO4)3, H2SO4 / Pt
14. Ni / NiCl2, 0,01 M // SnCl4, SnCl2 / Pt
15. Co / CoSO4, 0,01 M // Fe2(SO4)3, FeSO4 / C
16. Zn / ZnSO4, 0,01 M // ZnSO4 / Zn
17. (Pt) H2 / H2SO4 // CuSO4, 0,01 M / Cu
18. Ag / AgNO3 // AgNO3, 0,001 M / Ag
19. (Pt) H2 / H2SO4 // CdSO4, 0,01 M / Сd
20. Al / Al2(SO4)3, 0,5 M // K2Cr2O7, Cr2(SO4)3, H2SO4 / Pt
21. Cd / CdSO4, 0,1 M // H2SO4 / H2 (Pt)
22. Ti /Ti2(SO4)3, 0,05 M // Fe2(SO4)3 / Fe
23. Ni / Ni(NO3)2, 0,01 M // Ni(NO3)2 / Ni
24. Cr / Cr2(SO4)3, 0,05 M // SnSO4, Sn(SO4)2 / C
6 6
8. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ
Электролизом называют окислительно-восстановительные
процессы, протекающие на электродах под действием постоянного тока от внешнего источника.
Электролиз проводят в электролитической ванне, заполненной раствором электролита, в который помещены два электрода. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника постоянного тока, называют катодом, с положительным —
анодом. Различают электролиз с нерастворимым (инертным)
и растворимым анодом. В качестве нерастворимых анодов чаще
всего используют углерод и платину.
Электролиз с нерастворимым анодом
При электролизе в водных растворах в электродных процессах наряду с ионами электролита участвуют молекулы воды.
Разрядка большинства ионов происходит при потенциалах, близких к стандартным (см. прил., табл. 4, 5). Электродные процессы с участием молекул воды происходят с кинетическими затруднениями, что приводит к повышению потенциалов разрядки воды
как на катоде, так и на аноде. Эти потенциалы следует запомнить.
Катодные процессы
На катоде могут разряжаться (принимать электроны) катионы металлов или водорода:
1. Men+ + ne Me0 (практические потенциалы восстановле-
ния металлов примерно равны табличным).
2. 2 H2O + 2e H2 + 2 OH– (практический потенциал выде-
ления водорода из воды — примерно –1,1 В).
3. 2 H+ + 2e H2 (в кислой среде потенциал выделения
водорода примерно 0 В).
6 7
Важно отметить следующее:
— если j Me
— если — 1,1 В < j Me
n+
/ Me > 0, то на катоде идет только реакция 1;
n+
/ Me < 0 В, на катоде разряжаются
и катионы металла (основной процесс), и водород (реакция 2);
— если j Me
n+
/ Me < 1,1 В, на катоде разряжается только
водород.
Анодные процессы
На аноде могут разряжаться (отдавать электроны) анионы
кислотных остатков, гидроксид-ионы (в щелочной среде) и кислород из воды. При этом анионы кислородсодержащих кис-
лот, содержащие атом в максимальной степени окисления –
2–
(SeO
4
+x +(x + y)
ЭО
2 H2O – 4e O2 + 4 H+ +1,8 B
4 OH– – 4e O2 + 2 H2O = +0,40 B
Примеры. Рассмотрите основные процессы, протекающие на элек-
тродах при электролизе водных растворов: а) Ni(NO3)2; б) NaClO3;
в) KBr.
–
, NO
, ClO
3
m–
– ye ЭО
n
–
, PO
4
3–
) и др. — не разряжаются:
4
q–
p
4 /
практ
практ
2/
2
2
таблпракт
OOH
2
OHO
В
В
табл
Решение
H2O/H
+
=
2
а) На катоде могут принимать электроны катионы Ni2+ и H
из воды. Сравниваем потенциалы:
= –0,25 B > 2
Ni2+/ Ni
= –1,1 В, более сильным окислителем является Ni2+. Следовательно, на катоде в основном разряжаются катионы никеля:
Ni2++ 2e Ni0.
В анодном пространстве находятся анионы NO
–
и вода. Од-
3
нако нитрат-ионы отдавать электроны не могут (степень окисления азота в ионе NO
–
максимальна). Значит, на аноде разря-
3
жаются молекулы воды:
2 H2O – 4e O2 + 4 H
+
Основные процессы, протекающие на электродах при электролизе водного раствора нитрата никеля, удобно записать следующим образом:
6 8
Ni(NO3)2 = Ni2+ + 2 NO
+ +5 –2
К (–) Ni2+, H2O А (+) NO
2+
= –0,25 B NO
Ni
/Ni
(более сильный окислитель)
–
— не разряжается
3
= +1,8 В
O2/2 H2О
(восстановитель)
= –1,1 В
2 H2O/H
2
Ni2+ + 2e Ni
0
2 H2O — 4e O2 + 4 H
–
3
–
, H2O
3
+
б) NaClO3 = Na+ + ClO
К (–) Na+, H2O А (+) ClO
+ +5 –2
>
= –1,1 В >
2 H2O/H
2
= — 2,71 B <
Na+/Na
ClO
O2/2 H2О
Более сильный окислитель — ClO
–
3
–
, H2O
3
= +1,07 B <
–
–
/ClO
3
4
= + 1,8 В
–
— более сильный
3
водород из воды: восстановитель
2 H2O + 2e H2 + 2 OH–ClO
–
– 2e + H2O ClO
3
в) KBr = K+ + Br
+ –2
–
–
+ 2 H
4
+
К (–) K+, H2O А (+) Br–, H2O
>
= –1,1 В >
2 H2O/H
2
= –2,92 B <
K+/K
= +1,09 B <
2 Br–/Br
2
O2/2 H2О
= +1,8 В
Более сильный окислитель — Br– — более сильный
водород из воды: восстановитель
2 H2O + 2e H2 + 2 OH 2 Br– – 2e Br
2
Электролиз водных растворов с нерастворимым анодом используется для получения меди, цинка, никеля, кобальта и других металлов, водорода, кислорода, гидроксида натрия, хлора
и многих других простых и сложных веществ.
6 9
Электролиз с растворимым анодом
Электролиз с растворимым анодом используют для рафинирования (очистки) некоторых металлов — меди, никеля, серебра, золота, свинца, олова и других, для нанесения защитных
покрытий на поверхность металлических изделий (гальваностегия), для размерной обработки металлических изделий.
Рассмотрим процессы, происходящие на электродах при
очистке загрязненного (чернового) металла, на примере никеля,
содержащего примеси цинка и серебра. Анод в этом случае изготавливают из чернового никеля, катод — из никеля высокой
чистоты. Электролитом служит раствор сульфата никеля NiSO4.
Сначала рассматривают анодные процессы. Выписываем из
таблицы потенциалы всех металлов (см. прил., табл. 3):
= –0,25 B
2
+
Ni
/Ni
= –0,76 B
2
+
Zn
/Zn
= + 0,80 B
Ag+/Ag
В первую очередь из анода в раствор переходит металл с наименьшим потенциалом — цинк:
Zn0 – 2e Zn
2+
Затем в раствор переходит никель:
Ni0 – 2e Ni
2+
Напряжение далее не повышают, поэтому серебро не растворяется, а оседает на дно электролитической ванны в составе
шлама.
На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы
металла с более высоким потенциалом никеля (более сильного
окислителя):
Ni2+ + 2e Ni
0
После выделения никеля никелевый катод заменяют цинковым, повышают напряжение, и на катоде разряжаются катионы
цинка:
2+
Zn
+ 2e Zn
0
7 0
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]