- •Домашние задания по химии и методические указания по их выполнению для студентов дневной формы обучения
- •Содержание
- •Введение
- •Раздел 1. Основные классы неорганических соединений
- •Раздел 2. Газовые законы. Закон Авогадро и следствия из него. Уравнение Клапейрона-Менделеева. Моль. Молярный объём газов.
- •Примеры решения задач 71-82.
- •Раздел 3. Эквиваленты. Нахождение формул вещества. Стехиометрические расчеты.
- •Раздел 4. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •Раздел 5. Химическая связь и строение молекул
- •Относительная электроотрицательность атомов
- •Типовые задачи с решениями по разделу 5.
- •Раздел 6 Термохимия. Элементы химической термодинамики.
- •Раздел 7. Окислительно-восстановительные реакции.
- •Раздел 8 Скорость химической реакции. Химическое равновесие.
- •Примеры решения задач к разделу 8:
- •Раздел 9. Концентрации растворов. Коллигативные свойства растворов
- •Раздел 10. Растворы электролитов. Константа и степень диссоциации. Водородный показатель. Реакции ионного обмена. Произведение растворимости.
- •Типовые задачи с решениями по разделу 10:
- •Раздел 11. Гидролиз солей. Обменные реакции в растворах электролитов
- •Раздел 12. Электродные потенциалы. Химические источники электрической энергии.
- •Типовые задачи к разделу 12.
- •Раздел 13. Комплексные соединения.
- •Содержание
- •Литература
Раздел 12. Электродные потенциалы. Химические источники электрической энергии.
Потенциалы, возникающие на металлах, погруженных в растворы собственных солей, называются электродными потенциалами. Измерить их можно с помощью другого электрода – электрода сравнения, в качестве которого часто применяется водородный электрод. Потенциал водородного электрода (Н2/2Н+) в стандартных условиях (Т = 2980К; = 1,01 * 105 Па (760 мм.рт.ст.), концентрация ионов водорода в растворе 1 моль/1000г Н2О) принят равным нулю.
Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ равных единице.
Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов, или ряд стандартных электродных потенциалов: Li, Rb, K, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Числовые значения стандартных потенциалов приведены в таблице 3:
Таблиц 3
Значения стандартных электродных потенциалов φº, В
Электрод |
φº, В |
|
Электрод |
φº, В |
Li+/Li |
-3.02 |
|
Ni2+/Ni |
-0.25 |
Rb+/Rb |
-2.99 |
|
Sn2+/Sn |
-0.14 |
K+/K |
-2.92 |
|
Pb+2/Pb |
-0.13 |
Ba2+/Ba |
-2.90 |
|
2H+/H2 |
0.00 |
Sr2+/Sr |
-2.89 |
|
Bi3+/Bi |
+0.20 |
Ca2+/Ca |
-2.87 |
|
Sb3+/Sb |
+0.23 |
Na+/Na |
-2.71 |
|
Cu2+/Cu |
+0.34 |
La3+/La |
-2.37 |
|
Cu+/Cu |
+0.52 |
Mg2+/Mg |
-2.34 |
|
Hg22+/2Hg |
+0.79 |
Al3+/Al |
-1.67 |
|
Ag+/Ag |
+0.80 |
Mn2+/Mn |
-1.05 |
|
Pd2+/Pd |
+0.83 |
1 |
2 |
|
1 |
2 |
Zn2+/Zn |
-0.76 |
|
Hg2+/Hg |
+0.86 |
Cr3+/Cr |
-0.71 |
|
Pt2+/Pt |
+1.20 |
Fe2+/Fe |
-0.44 |
|
Au3+/Au |
+1.42 |
Cd2+/Cd |
-0.40 |
|
Au+/Au |
+1.691 |
Co2+/Co |
-0.28 |
|
|
|
Величина электродного потенциала металла зависит от свойств металла, концентрации его ионов в растворе, температуры и выражается уравнением Нернста:
lnCмс ,
где: - потенциал металла в вольтах при данной концентрации его в растворе;- стандартный электродный потенциал металла;R = 8,314 Дж/К·моль – универсальная газовая постоянная; Т- температура в градусах абсолютной шкалы; n – заряд (валентность) иона металла; F = 96500 Кл – число Фарадея; Сме – концентрация ионов металла в растворе, в моль/л.
При подстановке в уравнение значений R и F, приняв температуру равной 25 0С, получаем:
Два металла, погруженные в растворы их солей, соединенные между собой, образуют гальванический элемент. Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции.
Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. Роль анода в гальваническом выполняет пластинка более активного металла в растворе своей соли.
При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой. Например, схема гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция:
Ni + 2AgNO3 = Ni(NO3)2 + 2Ag
Изображается следующим образом:
(-) Ni Ni(NO3)2 AgNO3 Ag (+).
Эта же схема может быть изображена в ионной форме:
(-) Ni Ni2+ Ag+ Ag (+)
На аноде никель окисляется: Ni0 – 2e Ni2+ и в форме ионов переходит в раствор. На катоде восстанавливается серебро: Ag+ + 1eAg0 и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения электродных процессов (с учетом числа принимаемых и отдаваемых электронов), получаем суммарное уравнение реакции:
Ni + 2Ag+ = Ni2+ + 2Ag0.
Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающихся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы).
Рассчитать э.д.с. гальванического элемента при 250С, пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов, приведенных в таблице 3. (Задачи 601-625).
RbRb+ (0.2М) Au+(0.1М)Au.
K-K+ (0.01М) Au+3(0.1М) Au.
LiLi+ (0.1М) Pt+2(0.01М)Pt.
BaBa+2 (0.01М) Ag+ (0.001М)Ag.
SrSr+2 (10М) Pd+ (0.01М)Pd.
CaCa+2 (0.01М) Hg2+2 (0.001М) 2Hg.
NaNa+ (0,1М) Hg+2 (0.01М)Hg.
AuAu+3(0.001М) Au+3 (0.01М) Au.
LaLa+3 (0.1М)Сu+ (0.01М)Cu.
MgMg+2 (0.01М) Cu+2 (0.01М)Cu.
AlAl+3(0.1М)Bi+3 (1М)Bi.
MnMn+2(10М) Sb+3 (0.1М)Sb.
ZnZn+2 (0.01М) Pb+2 (0.1М) Pb.
CrCr+3(0.01М) Cr+3 (10М)Cr.
FeFe+2 (0.01М) Sn+2 (0.01М)Sn.
CuCu+2 (0.01М)Cu+2 (0.1М) Cu.
CdCd+2 (0.01М) Ag+ (0.001М)Ag.
CoCo+2 (10М) Pd+2(1М) Pd.
SnSn+2 (0.01М) Sn+2(0.1М)Sn.
CaCa+2 (1М) Pb+2 (10М) Pb.
AlAl+3 (0.001М) Al+3 (0.01М).
NaNa+ (0.01М) Au+3 (0.01М)Au.
ZnZn+2 (0.01М)Cu+2(0.1М)Cu.
FeFe+2 (0.01М) Fe+2 (0.1М)Fe.
LaLa+3(10М)Hg+2(0.1М)Hg.