Розв'язання

1. Оскільки калій бромід – сильний електроліт, він повністю дисоціює, с(Br^–) = 0,01 моль/л. Розрахуємо концентрацію йонів Аргентуму:

с(Ag⁺) = моль/л.

2. Обчислюємо потенціал срібного електроду за формулою Нернста. Значення стандартного електродного потенціалу системи Ag⁺/Ag (0,799 B) знаходимо із додатку 1:

+ 0,059lg c(Ag⁺) = 0,799 + 0,059lg 6·10^–11= 0,196 В.

Відповідь: потенціал срібного електроду 0,196 В.

Приклад 5. Обчисліть ЕРС концентраційного гальванічного елементу:

(–) Ag │ AgNО₃ ║ AgNО₃ │ Ag (+)

0,001 моль/л 0,01 моль/л

В якому напрямку будуть рухатися електрони у зовнішньому ланцюгу при роботі цього елементу?

Розв'язання

1. Обчислюємо електродні потенціали лівого електроду φ₁ і правого – φ₂. Стандартний електродний потенціал системи Ag⁺/Ag (0,799 B) знаходимо із додатку 1:

В.

В.

2. Обчислюємо електрорушійну силу (Е) елементу:

Е = φ₂ – φ₁ = 0,681 – 0,622 = 0,059 В.

Оскільки φ₁ < φ₂, то лівий електрод буде негативним полюсом і електрони будуть рухатись в зовнішньому ланцюзі від лівого електроду до правого.

Приклад 6. Як відбувається електроліз водного розчину К₂SО₄ з інертним анодом?

Розв'язання

Електродний потенціал калію дорівнює (– 2,92 В), він значно більш негативний, ніж потенціал водневого електрода в нейтральному середовищі (– 0,41 В). Отже, на катоді будуть відновлюватися не йони Калію К⁺, а йони Гідрогену з води. Катодний процес: 2Н₂О + 2ē = 2ОН^– + Н₂

Оксигенвмісні аніони () при електролізі водних розчинів не окиснюються. На аноді відбувається окиснення води. Анодний процес: 2H₂O – 4ē = O₂ + 4H⁺

Схема електролізу: 2K₂SO₄ ⇄ 4K⁺ + 2SO₄^2–

Катод (–) Анод (+)

4K⁺ 2SO₄^2–

4H₂O + 4ē = 4OH^– + 2H₂ 2H₂O – 4ē = 4H⁺ + O₂

У цьому випадку відбувається електроліз води. Вода відновлюється на катоді до Н₂ і окиснюється на аноді до О₂.

Приклад 7. Складіть схему електролізу розчину СuСl₂ з інертними електродами.

Розв'язання

На катоді відновлюються йони Купруму Сu²⁺ до вільної міді, на аноді окиснення йонів Хлору до молекули хлору.

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^–

Катод (–) Анод (+)

Cu²⁺ + 2ē = Cu 2Cl^– – 2ē = Cl₂

CuCl₂ = Cu + Cl₂

Приклад 8. Які процеси відбуваються при корозії лудженого і оцинкованого заліза при руйнуванні цілісності покриття в кислому і нейтральному середовищі?

Розв'язання

При руйнуванні цілісності покриття утворюються коротко замкнуті гальванічні елементи відповідно: залізо-олово, залізо-цинк. Стандартні електродні потенціали заліза, олова та цинку дорівнюють (додаток 1): φ⁰(Fe) = – 0,440 В; φ⁰(Sn) = – 0,136 В; φ⁰ (Zn) = – 0,763 В.

У парі залізо-олово негативним полюсом елементу є залізо, у парі залізо-цинк негативним полюсом є цинк. Тому у парі Fe – Sn електрони від заліза переходять до олова, а у парі Fe – Zn  – від цинку до заліза.

У першому випадку залізо окиснюється і являється анодом: А(–) Fe – 2ē = .

Покриття при порушенні його цілісності не захищає залізо від корозії, а прискорює процес корозії унаслідок утворення коротко замкненого елементу. Оскільки площина анодної ділянки невелика, густина струму і швидкість анодного процесу велика.

У парі Fe – Zn  електрони від цинку переходять до заліза. Цинк окиснюється і служить анодом:

А(–) Zn – 2ē =.

Електрони, які перейшли від цинку до заліза, утворюють на поверхні заліза електронний бар'єр, який перешкоджає окисненню заліза. Цинкове (анодне) покриття захищає залізо від корозії навіть при руйнуванні його цілісності. Катодні процеси:

у кислому середовищі: К(+) ;

у нейтральному середовищі: К(+) O₂ + 2H₂O + 4ē = 4ОH^–.

Приклад 9. Електроліз розчину сульфатної кислоти проводили 1,5 години при силі струму 6 А. Обчисліть масу води, що розклалася, і об'єм кисню та водню (н.у.).