Химические источники энергии

711.Гальванические элементы – устройства, преобразующие химическую энергию в электрическую. Простейшим гальваническим элементом является элемент Даниэля-Якоби, разработанного в 1836 году. Элемент Даниэля-Якоби представляет собой медно-цинковый элемент. Медный и цинковый электроды погружены в растворы своих солей и образуют полуэлементы, их разграничивает пористая перегородка, препятствующая смешению растворов, но пропускающая сульфат-анионы.

анод (-) Zn|ZnSO₄, H₂O||CuSO₄ , H₂O |Cu(+) катод

(-) Zn – 2e^- = Zn²⁺

(+) Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

Источником электрического тока при работе этого элемента является пространственно разделенная окислительно-восстановительная реакция вытеснения более активного металла менее активным из его соли.

712.При работе гальванических элементов стандартными называют условия Т = 298 К, Р = 1.013*10⁵ Па, концентрация катионов соли в растворе – 1 г-ион/л. Элемент Даниэля-Якоби представляет собой медно-цинковый элемент. Медный и цинковый электроды погружены в растворы своих солей и образуют полуэлементы, их разграничивает пористая перегородка, препятствующая смешению растворов, но пропускающая сульфат-анионы.

анод (-) Zn|ZnSO₄, H₂O||CuSO₄ , H₂O |Cu(+) катод

(-) Zn – 2e^- = Zn²⁺

(+) Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

ЭДС = E⁰(Cu²⁺/Cu) - E⁰(Zn²⁺/Zn) = 0.34 – (-0.76) = 1.10 В.

713.Электрод – металлическая пластина ,контактирующая с электролитом, являющаяся передатчиком электронов от восстановителя к внешнему проводнику и от внешнего проводника к окислителю. Положительно заряжен катод, на котором протекает реакция восстановления (Cu²⁺ + 2e^- = Cu). Отрицательно заряжен анод, на котором протекает реакция окисления (Zn - 2e^- = Zn²⁺).

714.В основу работы гальванического элемента можно положить реакции: Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu, Fe + Pb²⁺ = Fe²⁺ + Pb, KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO_­4 = MnSO_­4 + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O, K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO_­4 = Cr₂(SO_­4)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

анод (-) Zn|ZnSO₄, H₂O||CuSO₄ , H₂O |Cu(+) катод

(-) Zn – 2e^- = Zn²⁺

(+) Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

715.В основе расчета ЭДС лежит термодинамический принцип.

анод (-) Zn|ZnSO₄, H₂O||CuSO₄ , H₂O |Cu(+) катод

(-) Zn – 2e^- = Zn²⁺

(+) Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

ЭДС = E⁰(Cu²⁺/Cu) - E⁰(Zn²⁺/Zn) = 0.34 – (-0.76) = 1.10 В.

(-)Zn|ZnSO₄||AgNO₃|Ag(+)

Cн(ZnSO₄)=0.01н., Cн(AgNO₃)=0.1н.,T = 27^oC =300 K

(-) Zn – 2e^- = Zn²⁺

(+) Ag¹⁺ + 1e^- = Ag Zn +2Ag¹⁺ = Zn²⁺ + Ag

[Zn²⁺] = Cм(ZnSO₄) = Сн/2 = 0.01/2 = 0.005 моль/л

[Ag⁺] = Cм(AgNO₃) = Сн = 0.1 моль/л

ЭДС = E(Ag⁺/Ag) - E(Zn²⁺/Zn) = E⁰(Ag⁺/Ag) - E⁰(Zn²⁺/Zn) + = -0.8 – (-0.76) + = 1.58B

716.

Дано: Cн(ZnSO4)=0.01н. Cн(AgNO3)=0.1н. T = 27oC =300 K ЭДС = ?.

(-)Zn|ZnSO4||AgNO3|Ag(+)   (-) Zn – 2e- = Zn2+ (+) Ag1+ + 1e- = Ag Zn +2Ag1+ = Zn2+ + Ag [Zn2+] = Cм(ZnSO4) = Сн/2 = 0.01/2 = 0.005 моль/л [Ag+] = Cм(AgNO3) = Сн = 0.1 моль/л ЭДС = E(Ag+/Ag) - E(Zn2+/Zn) = E0(Ag+/Ag) - E0(Zn2+/Zn) + = -0.8 – (-0.76) + = 1.58B

717.

Дано: Cн(Mg(NO3)2)=0.2н. Cн(SnSO4) = 0.03н. T = 17oC = 290 K ЭДС = ?.

(-)Mg|Mg(NO3)2||SnSO4|Sn(+)   (-) Mg – 2e- = Mg2+ (+) Sn2+ + 2e- = Sn Mg + Sn2+ = Mg2+ + Sn [Mg2+] = Cм(Mg(NO3)2) = Сн/2 = 0.2/2 = 0.1 моль/л [Sn2+] = Cм(SnSO4) = Сн/2 = 0.03/2 = 0.015 моль/л ЭДС = E(Sn2+/Sn) - E(Mg2+/Mg) = E0(Sn2+/Sn) - E0(Mg2+/Mg) + = -0.14 + 2.37 + = 2.21 В.

718.

Дано: Cн(Fe(NO3)2)=0.03н. Cн(Pb(NO3)2)=0.1н. T = 37oC = 310 K ЭДС = ?.

(-)Fe|Fe(NO3)2|| Pb(NO3)2|Pb(+)   (-) Fe – 2e- = Fe2+ (+) Pb2+ + 2e- = Pb Fe + Pb2+ = Fe2+ + Pb [Fe2+] = Cм(Fe(NO3)2) = Сн/2 = 0.03/2 = 0.015 моль/л [Pb2+] = Cм(Pb(NO3)2) = Сн/2 = 0.1/2 = 0.05 моль/л ЭДС = E(Pb2+/Pb) - E(Fe2+/Fe) = E0(Pb2+/Pb) - E0(Fe2+/Fe) + = -0.13 + 0.45 + = 0.34 В.

719.

Дано: Cн(MnCl2)=0.01н. Cн(CdCl2)= 0.5н. T = 25oC = 298 K ЭДС = ?.

(-)Mn|MnCl2||CdCl2|Cd(+)   (-) Mn – 2e- = Mn2+ (+) Cd2+ + 2e- = Cd Mn+ Cd2+=Mn2+ +Sn [Mn+] = Cм(MnCl2) = Cн/2 = 0.01/2 = 0.005 моль/л [Cd2+] = Cм(CdСl2) = Сн/2 = 0.05/2 = 0.025 моль/л ЭДС = E(Cd2+/Cd) - E(Mn2+/Mn) = E0(Cd2+/Cd) - E0(Mn2+/Mn) + = -0.40 + 1.17 + = 0.749 В.

720.

Дано: Cн(NiCl2) = 0.04н. Cн(CuCl2)= 0.08н. T = 65oC = 338 K ЭДС = ?.

(-)Ni|NiCl2||CuCl2|Cu(+)   (-) Ni – 2e- = Ni2+ (+) Cu2+ + 2e- = Cu Ni + Cu2+ = Ni2+ + Cu [Ni2+] = Cм(NiCl2) = Сн/2 = 0.04/2 = 0.02 моль/л [Сu2+] = Cм(CuCl2) = Сн /2= 0.08/2 = 0.04 моль/л ЭДС = E(Cu2+/Cu) - E(Ni2+/Ni) = E0(Cu2+/Cu) - E0(Ni2+/Ni) + = 0.34 + 0.25 + = 0.6 В.

721.

Дано: Cн(Cd(NO3)2)=0.06н. Cн(AgNO3) = 0.05н. T = 57oC = 330 K ЭДС = ?.

(-)Cd|Cd(NO3)2||AgNO3|Ag(+)   (-) Cd – 2e- = Cd2+ (+) Ag+ + e- = Ag Cd + 2Ag+ = Cd2+ + 2Ag Cd + 2AgNO3 = Cd(NO3)2 + 2Ag [Cd2+] = Cм(Cd(NO3)2) = Сн/2 = 0.06/2 = 0.03 моль/л [Ag+] = Cм(AgNO3) = Сн = 0.05 моль/л ЭДС = E(Ag+/Ag) - E(Cd2+/Cd) = E0(Ag+/Ag) - E0(Cd2+/Cd) + - = 0.8 + 0.4 + - = 1.15 В

722.

Дано: Cн(Sn(NO3)2)=0.07н. Cн(Hg(NO3)2)=0.09н. T = 23oC = 290 K ЭДС = ?.

(-)Sn|Sn(NO3)2||Hg(NO3)2|Hg(+)   (-) Sn – 2e- = Sn2+ (+) Hg2+ + 2e- = Hg Sn + Hg2+ = Sn2+ + Hg Sn + 2Hg(NO3)2 = Sn(NO3)2 + Hg [Sn2+]= Cм(Sn(NO3)2) = Сн/2 = 0.07/2 = 0.035 моль/л [Hg2+]= Cм(Hg(NO3)2) = Сн/2 = 0.09/2 = 0.045 моль/л ЭДС = E(Hg2+/Hg) - E(Sn2+/Sn) = E0(Hg2+/Hg) - E0(Sn2+/Sn) + = 0.79 + 0.14 + = 0.94 В

723.

Дано: Cн(Al2(SO4)3)=0.3н. Cн(Bi(NO3)3)=0.3н. T = 33oC = 310 K ЭДС = ?.

(-)Al|Al2(SO4)3||Bi(NO3)3|Bi(+)   (-) Al – 3e- = Al3+ (+) Bi3+ + 3e- = Bi Al + Bi3+ = Al3+ + Bi [Al3+]= Cм(Al2(SO4)3) = Сн/3 = 0.3/3 = 0.1 моль/л [Bi3+]= Cм(Bi(NO3)3) = Сн/3 = 0.3/3 = 0.1 моль/л ЭДС = E(Bi3+/Bi) - E(Al3+/Al) = E0(Bi3+/Bi) - E0(Al3+/Al) + = 0.2 + 1.62 + = 1.82 В

724.

Дано: Cн(CaCl2) = 0.5 н. Cн(H2SO4)=0.02н. T = 20oC = 293 K ЭДС = ?.

(-)Ca|CaCl2||H2SO4|H2(Pt)(+)   (-) Сa – 2e- = Ca2+ (+) 2H+ + 2e- = H2 Ca + 2H+ = Ca2+ + H2 [Ca2+] = Cн(CaCl2) = 0.5 н = 0.25 моль/л [Н+] = 2Cн(H2SO4) = 0.04 н = 0.02 моль/л ЭДС = E(H+/H2) - E(Ca2+/Ca) = E0(H+/H2) - E0(Ca2+/Ca) + - = 0 + 2.87 + - = 2.79 В.

725.

Дано: Cн(Li2SO4) = 0.1н Cн(AgNO3) = 0.1н T = 0oC = 273 K ЭДС = ?.

(-)Li|Li2SO4||AgNO3|Ag(+)   (-) Li – 1e- = Li+ (+) Ag+ + 1e- = Ag Li + Ag+ = Li+ + Ag [Li+] = 2Cм(Li2SO4) = Сн = 0.1 моль/л [Ag+] = Cм(AgNO3) = Сн = 0.1 моль/л ЭДС = E(Ag+/Ag) - E(Li+/Li) = E0(Ag+/Ag) - E0(Li+/Li) + = 0.8 + 3.02 + = 3.82 В.

726.Гальванический элемент с максимальным значением ЭДС: (-)Li|Li₂SO₄||AuNO₃|Au(+) ЭДС = E^o(Au⁺/Au) - E^o(Li⁺/Li) = 1.68+3.02 = 4.7 В

727.

728.KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO_­4 = MnSO_­4 + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

729.K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO_­4 = Cr₂(SO_­4)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

730.

pH = -lgC(H⁺), C₁(H⁺) = 10^-2 , C₂(H⁺) = 10^-4 . E⁰ (H₂/H⁺) = 0 B.

E =

731.Концентрационные элементы – гальванические элементы, образованные одинаковыми электродами, опущенными в растворы своих солей разной концентрации.

732.Топливный элемент – это гальванический элемент, в котором в качестве активного материала отрицательного электрода используются либо природное топливо (природный газ, содержащий углеводород), либо водород, окись углерода и др. восстановители. Активным материалом положительного материала служит кислород. Токообразующая реакция сводится к окислению топлива.

Водород-кислородный ТЭ разделен электродами на три плоскости – водородную, кислородную и промежуточную, заполненную электролитом. Электроды изготовлены из пористого никеля, электролитом является раствор КОН, водород и кислород подаются под давлением 30-75 атм. Элемент работает при Т=200⁰ С. Схема: (-)Н₂| КОН, Н₂О| O₂(+)

Анод: 2Н₂ – 4е^- + 4ОН^- = 4Н₂О, катод: О_{2 +} 4е^- + 2Н₂О = 4ОН^-

Общая реакция: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

733. Аккумуляторы – химические источники тока, которые могут быть использованы многократно. Их работоспособность восстанавливается многократно, т.к. в основе их действия лежат химически обратимые процессы. Свинцовый аккумулятор состоит из чередующихся пластин, одна из которых представляет собой PbO₂ , а вторая – металлический свинец в виде пористой губки. Пластины погружены в 35-40% раствор серной кислоты. Электрохимическая схема заряженного аккумулятора: (+)PbO₂|H₂SO₄,H₂O|Pb(-)

При работе (разрядке) протекают реакции: (+)Pb –2e ^- + SO₄^2- = PbSO₄ , (-)PbO₂ +2e ^- + SO₄^2- + 4H⁺ = PbSO₄ + 2H₂O.

Электрохимическая схема разряженного аккумулятора: (-)PbSO₄|H₂SO₄,H₂O|PbSO₄(+)

Протекают процессы: (-)PbSO₄+2e ^- = Pb^- + SO₄², (+)PbSO₄ -2e ^- + 2H₂O.= PbO₂+ + SO₄^2- + 4H⁺

734.

Дано: E(Zn2+/Zn)=-0.81В C(ZnCl2) = 0.07 м. a(ZnCl2) = ?.

E(Zn2+/Zn) = Eo(Zn2+/Zn) + = -0.76 + (0.059/2) * lg(i*0.07) = -0.81, следовательно, i = 1.8. a = (i-1)(m-1) = (1.8-1)/(2-1) = 0.8 = 80%, где m – количество ионов, на которые диссоциирует электролит.

735.

Дано: E(Ag+/Ag) = 0.59 В S(Ag2CrO4) = ?.

E(Ag+/Ag) = Eo(Ag+/Ag) + = 0.8 + 0.059*lg[Ag+] = 0.59, следовательно, [Ag+] = 2.8*10-4 м. S = = 1.66*10-2

736.

Дано: E(Ag+/Ag)=0.51 В ПР(AgСl) = ?.

E(Ag+/Ag) = Eo(Ag+/Ag) + = 0.8 + 0.059*lg[Ag+] = 0.51, следовательно, [Ag+] = S = 1.2*10-5 м. ПР = S2 = 1.47*10-10 (S-растворимость)

737.

738.

739.

Дано: Cм(FeSO4)=1м. ЭДС = 0 В. Cм(CdSO4) = ?.

(-)Fe|FeSO4||CdSO4|Cd(+) ЭДС = E(Fe2+/Fe) - E(Cd2+/Cd) = E0(Fe2+/Fe) - E0(Cd2+/Cd) + . 0= -0.40 + 0.45 + , следовательно, [Cd2+] = Cм(CdSO4) =0.02 м.

Электролиз

740. ЭДС гальванических элементов вычисляется как разница между потенциалом катода и потенциалом анода, например, для элемента (-)Fe|FeSO₄||CdSO₄|Cd(+) ЭДС = E⁰(Fe²⁺/Fe) - E⁰(Cd²⁺/Cd) + . Видно, что к увеличению ЭДС приведет увеличение концентрации катионов у катода и уменьшение концентрации катионов у анода, а к уменьшению ЭЛС – наоборот.

741.Электролиз – окислительно-восстановительные процессы, протекающие в расплавах и растворах под действием электрического тока. Устройство для осуществления электролиза называется электролизером. Электролизер представляет собой ванну, в которую погружены электроды: анод и катод.

(-) Катод эл. ток Анод (+)   электролит

Пример: электролиз расплава хлорида натрия. Катодный процесс – восстановление ионов натрия до металлического натрия: Na⁺ + 1e = Na, анодный процесс – окисление ионов хлора до свободных атомов и рекомбинация последних в молекулы: 2Сl^- -2e = Cl₂.

742. Процессы электролиза начинают протекать при достижении определенного внешнего напряжения, называемого напряжением разложения. Напряжение разложения численно равно ЭДС гальванического элемента, образующегося при электролизе в результате выделения продуктов на электродах. Еще напряжение разложения можно определить экспериментально. Пример: электролиз расплава хлорида натрия. Катод покрывается слоем натрия, анод – слоем хлора, поэтому их можно рассматривать как натриевый и хлорный электроды, образующие гальваническую цепь. (-)Na|NaCl|Cl(+). Стандартный электродный потенциал натрия равен –2.71 В, а хлора +1.36В, поэтому ЭДС образованного ими элемента равна 4.07В. Следовательно, чтобы вызвать электролиз, следует приложить внешнее напряжение не менее 4.07В.

743.Процессы электролиза начинают протекать при достижении определенного внешнего напряжения, называемого напряжением разложения (перенапряжения). Напряжение разложения численно равно ЭДС гальванического элемента, образующегося при электролизе в результате выделения продуктов на электродах. Явление перенапряжения нежелательно потому, что оно приводит к повышенному расходу электроэнергии. Иногда это явление оказывается полезным и позволяет провести такие процессы, которые без перенапряжения не ведут к желаемому результату. Например, гальваническое хромирование возможно потому, что наряду с влиянием концентрации электролита влияние на процесс электролиза оказывает еще и перенапряжение водорода.

744. Если электродный потенциал металла гораздо меньше водородного потенциала, то на катоде выделяется только водород. Если электродный потенциал металла гораздо больше водородного потенциала, то на катоде выделяется только металл. Если электродный потенциал металла (Sn, Pb и др.) в растворе близок к водородному, то на катоде одновременно выделяются металл и водород.

745.Из анионов в водных растворах электролитов при электролизе не разряжаются анионы кислородных кислот ( SO₄^2- , NO₃^- и др.), т.к. электроны в них связаны прочнее и вместо них на аноде разряжаются ОН^- или молекулы воды: 4ОН^- + 4е ^- = 2Н₂О + О₂, 2Н₂О – 4е ^- = 4Н⁺ + О₂. В обоих случаях на аноде выделяется кислород. Окисление самого анода происходит в том случае, когда анод содержит те же катионы, которые содержатся в растворе соли.

746.Разряд катионов металлов на катоде при электролизе сопровождается присоединением электронов, следовательно, катионы металлов проявляют в этом процессе окислительную способность. Исходя из свойств ряда напряжений, в первую очередь будут разряжаться самые неактивные металлы - сначала золото, затем платина и т.д. Если электролиз ведется в расплаве, то после меди разряжаются катионы свинца, затем олова, никеля и т.д. до калия. Особенностью электролиза растворов является наличие в них, наряду с ионами электролита, ионов водорода за счет диссоциации воды. В этом случае неактивные металлы (Cu-Au), стоящие в ряду напряжений после водорода легко восстанавливаются из растворов, а активные металлы (Na-Al) не восстанавливаются совсем. Вместо них на катоде идет разрядка ионов водорода (если среда кислая) 2Н⁺ + е^- = Н₂ или молекул воды (нейтральная или щелочная) 2Н₂О + 2е^- = 2ОН^- + Н₂. Металлы, расположенные между алюминием и водородом (Mn-Pb) за счет изменения потенциала водорода в воде, также восстанавливаются из растворов. Из анионов в водных растворах в первую очередь разряжаются анионы бескислородных кислот Cl^-, Br^-, I^-, S^2- и другие, (кроме F^-). В анионах кислородных кислот электроны связаны прочнее, поэтому вместо них на аноде разряжаются анионы ОН^- в щелочной среде 4ОН^- - 4е^- = 2Н₂О + О₂, или молекулы воды в нейтральной и кислой средах 2Н₂О – 4е^- = 4Н⁺ + О₂. Анионы, не разряжающиеся при электролизе растворов, разряжаются при электролизе расплавов. При этом из расплавленных фторидов на аноде выделяется газообразный фтор, а при электролизе сульфатов, нитратов и т.п. различные продукты, состав которых зависит от условий проведения процесса.

747.Количественная характеристика электролиза описывается формулами: , где m - граммы, - секунды, F = 96500, I - амперы, Мэ - г/моль. Электролиз CuSO₄ + H₂O = Cu + H₂SO₄ + 1/2O₂

Катод: Cu2+ + 2e- = Cu Анод: H2O – 2e- = 2H+ + 1/2O2

m(Cu) = = (32*20*12*3600*90%)/(96500*100%) = 258.7 грамм

748. Приведенные формулы идентичны, поскольку . Формулы идентичны при размерностях: m - граммы, - секунды, F = 96500, I - амперы, Мэ - г/моль.

749.Постоянная Фарадея F = 96487 Кл – количество электричества, выделяющее при электролизе один грамм-эквивалент любого вещества. Электрохимический эквивалент Кэ численно равен массе вещества, выделившейся при действии одного кулона электричества. Кэ = Э/F. Для меди Кэ = 32/96487 = 3.32*10^-4 г., для серебра Кэ = 108/96487 = 1.12*10^-3 г. , для NaOH Кэ = 40/96487 = 4.14*10^-4 г.

750.Затраченное на электролиз электричество расходуется не только на целевую реакцию, но и на побочные процессы – окисление примесей и др. Поэтому масса вещества оказывается меньше теоретически рассчитанной. Отношение масс называется выходом по току.

751.Электролиз CuSO₄ + H₂O = Cu + H₂SO₄ + 1/2O₂

Катод: Cu2+ + 2e- = Cu Анод: H2O – 2e- = 2H+ + 1/2O2

m(Cu) = = (32*20*12*3600*90%)/(96500*100%) = 258.7 грамм

752.Электролиз ZnSO₄

Катод: Zn2+ + 2е = Zn, Aнод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2. Суммарная реакция: ZnSO4 + Н2О = Zn + Н2SO4 + 0.5О2
Дано t = 10 часов = 36000 сек. Вт = 50%, I = 50 А. m(Zn) = ?	m(Zn) = 310 грамм

753.Электролиз FeSO₄

Катод: Fe2+ + 2е = Fe, Aнод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2. Суммарная реакция: FeSO4 + Н2О = Fe + Н2SO4 + 0.5О2
Дано t = 5 часов = 18000 сек. Вт = 70%, I = 20 А. m(Zn) = ?	m(Fe) = 73 грамма

754. Электролиз CuSO₄

Катод: Cu2+ + 2е = Cu, Aнод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2. Суммарная реакция: CuSO4 + Н2О = Cu + Н2SO4 + 0.5О2
Дано V(O2) = 5,64 л, Вт = 100% m(Cu) = ?	Мэ(Cu) = 64/2 = 32 г/моль , следовательно, m(Cu) = 32*5.64/5.64 =32 грамма

755.Электролиз ZnSO₄

Катод: Zn2+ + 2е = Zn, Aнод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2. Суммарная реакция: ZnSO4 + Н2О = Zn + Н2SO4 + 0.5О2
Дано t = 6,7 часа = 24120 секунд V(O2) = 5,6 л, Вт = 70% I = ?	V(О2) = I=5.7A. , следовательно, m(Zn) = 32.7*5.6/5.6 =32.7 грамма

756.Электролиз K₂SO₄

Катод: 2Н2О + 2е = 2ОН- + Н2 анод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2. Суммарная реакция: Н2О = Н2 + 0.5О2
Дано I = 26.8 A t = 10часа = 36000 секунд Вт = 100%	V(H2) = V(O2) = 1/2V(H2) = 5 литров

757. Электролиз раствора КОН.

Катод: 2Н2О + 2е = 2ОН- + Н2 анод: 4ОН- - 4е = 2Н2О + О2 Суммарная реакция Н2О = Н2 + 1/2О2
Дано I = 13.4 A t = 2часа = 7200 секунд Вт = 100%	V(H2) = V(O2) = 1/2V(H2) = 0.5 литра

758.Электролиз раствора Na₂SO₄

Катод: 2Н2О + 2е = 2ОН- + Н2 , Na+ + OH- = NaOH анод: Н2О – 2е - = 2Н+ + 0.5О2 , 2Н+ + SO42- = H2SO4 Суммарная реакция: Н2О = Н2 + 0.5О2
Дано V(O2) = 11.2 л m (H2SO4) = ?	, m(H2SO4) = (11.2*49) / 5.6 = 98 г. , V(H2) = (11.2*11.2) / 5.6 = 22.4 л . , m(H2) = (11.2*1) / 5.6 = 2 г.

759.

Дано: =300час =10,8*106сек. I = 15 А.

Последовательность выделения веществ на электродах: Катод: Cu2+ + 2e = Cu, Fe2+ + 2e = Fe, H2O + 2e = 2OH- + 1/2H2 Анод: 2Cl- - 2e = Cl2, H2O – 2e = 2H+ + 1/2O2 m = (Mэ/F)*Q, где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, F=96500, Q – количество электричества. Мэ(Cu) = 64/2 = 32 г/моль, Мэ(Fe) = 56/2 = 28 г/моль. m(Cu) = n*M = 2*63.5 = 127 г. На восстановление меди затрачено Q = m*F/Mэ = 127*96500/32 = 3.83*105 Кл. m(Fe) = n*M = 1*56 = 56 г. На восстановление железа затрачено Q = m*F/Mэ = 56*96500/28 = 1.93*105 Кл. Всего было 10.8*106*15 = 1.62*108 Кл электричества. После восстановления железа и меди осталось 1.62*108 – 1.93*105 – 3.83*105 = 1.61*108 Кл. Оставшееся электричество пошло на восстановление водорода, окисление воды и побочные реакции. Поскольку количество воды не дано ,то количество водорода учесть невозможно.

760.

Дано: =1 час = 3600 сек. I = 1 А. В = 2. - валентность m = 2.219 г.

грамм. А = 118.9 а.е.м. Это олово - Sn.

761.

Дано: = 3 мин = 180 сек. I = 10 А. m = 0.554 г. V(Cl2) = 209 мл.

Найдем молярную массу металла: , следовательно, Мэ = = (0.554*96487) / (10*180) = 29.7 г/моль, т.е. это олово: SnCl4

762.

Дано: =30 мин=1800 сек. I = 1,5 А. m = 1.071 г. В(Ме) = 3 Ме - ?

Найдем молярную массу металла: , следовательно, Мэ = = (1.071*96487) / (1,5*1800) = 38.27 г/моль, А(Ме) = В*Мэ = 3*38.27 = 114.8 а.е.м., т.е. это индий.

763.

Дано: = 10 мин =600 сек. I = 5 А. m = 1.517 г. Мэ(Pt)- ?

Найдем молярную массу металла: , следовательно, Мэ = = (1.517*96487) / (5*600) = 48.8г/моль.

764.

Дано: m(Ag) = 2.3 г. Q = ?.

, следовательно, Q = 2055 Кл

765.

Дано: I = 3 А. m = 1 моль.экв = ?.

, следовательно, nэ= = 32160 секунд = 8.9 часов.

766.

Дано: I = 1.5 А. h = 0.05 мм l = 100 м d = 50 мм = 5 см Вт = 90 % = ?.

Найдем массу хромового покрытия (объем находим как разницу между объемами цилиндров): V(Сr) = V1 – V2 = l*S1 – l*S2 = l(3.14*R12 – 3.14*R22) = 10*3.14(2.5052 – 2.52) = 0.7*10-4 см3. Плотность хрома p = 7.19 г/мл, следовательно масса m(Cr) = V*p = 0.7*10-4*7.19 = 5.65*10-4 г. Мэ(Cr) = М/Э = 52/3 = 17.33 г/моль. , следовательно, 2.33 сек

767.

Дано: I = 0.5 А. h = 8 мкм S = 2 см2 m = 1 моль.экв = ?.

Найдем массу золотого покрытия: V(Au) = h*S = 8*10-4*2 = 1.6*10-3 см3. m(Au) = V*p = 1.6*10-3*19.3 = 0.031 г. Мэ(Au) = М/Э = 197/3 = 65.67 г/моль. , следовательно, сек. Для электролиза лучше взять растворимую комплексную соль золота K[AuCl4]

768.Необходимо загрязненную медь растворить в азотной кислоте, а затем полученный раствор подвергнуть электролизу. При этом медь восстановится на катоде, цинк останется в растворе, а серебро останется на дне электролизера.

769. Для получения наиболее чистого нитрата калия из раствора данных солей необходимо провести электролиз. При этом на аноде восстанавливается медь: Cu²⁺ +2e^- = Cu⁰. На катоде выделяется хлор: 2Cl^- -2e^- = Cl₂. В растворе остается нитрат калия: K⁺ + NO₃^- = KNO₃.

770.При обычных условиях гидролиз сульфата натрия будет протекать в электролизере:

катод: H₂O + 2e = 2OH^- + 1/2H₂, Na⁺ + OH^- = NaOH

анод: H₂O – 2e = 2H⁺ + 1/2O₂, SO₄^2- + 2H⁺ = H₂SO₄

771.В зависимости от механизма, различают химическую и электрохимическую коррозии. Первая протекает, например, при взаимодействии металла с агрессивной газовой средой при высокой температуре. Вторая – при ржавлении железного гвоздя под воздействием воды и кислорода воздуха. По форме коррозионных разрушений выделяют равномерную, местную, межкристальную, растрескивающуюся и компонентно-избирательную. Любой вид коррозии ведет к разрушению металла, поэтому коррозия всегда имеет отрицательное значение.

772.Химическая коррозия – окисление металла при отсутствии электролита, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Электрохимическая коррозия – разрушение металла в среде электролита в результате взаимодействия электрохимического характера. Скорость коррозии определяется как масса разрушающегося металла в единицу времени.

773.Пассивность металла – склонность последнего к образованию на своей поверхности труднорастворимых пленок (например, оксидных, гидроксидных), препятствующих протеканию реакции. Так, при взаимодействии алюминия с кислородом воздуха, его поверхность покрывается оксидом, вследствие чего алюминий не взаимодействует с водой ни с горячей ни с холодной. Поверхность железа пассивируется концентрированной серной кислотой с образованием труднорастворимой соли, растворения железа в ней не наблюдается. Поэтому концентрированную серную кислоту хранят в железных бочках.

774.Бензин с примесью серы, сгорая, образует смесь СО₂, H₂O, SO₂, SO₃ и др. Выхлопная труба при контакте с оксидом серы подвергается химической коррозии: Fe + SO₃ + H₂O = FeSO₄ + H₂

775.Коррозия никеля в атмосфере СО является химической коррозией. Ni + 4CO = [Ni(CO)₄]

776.Сильнее всего корродирует третья бочка с раствором соды поскольку наряду с электрохимической протекает еще и химическая коррозия: т.к. это раствор, то есть вода, в атмосфере присутствует кислород, а в стали есть примеси, то образуется гальвани-пара (-) Fe !H₂O, O­₂! Cu (+). Т.к. в растворе присутствуют ионы соли, то протекает реакция – химическая коррозия: Fe + 2Na₂CO₃ + 3H₂O + 0.5O₂ = Fe(HCO₃)₂ + 4NaOH

В меньшей степени корродирует бочка с водой, Но т.к. вода – электролит, а в атмосфере есть кислород, то образуется аналогичная предыдущей гальвани-пара и бочка подвергается электрохимической коррозии. Наиболее сильно коррозия замедлена в случае бочки с керосином, поскольку керосин неэлектролит.

777.

Поскольку ∆G^o всех трех реакций меньше 0, термодинамически все эти реакции возможны. Однако на практике не все термодинамические реакции осуществимы при н.у., т.к. кроме термодинамических условий существуют еще и кинетические.

778.4OH^- - 4e^- = 2H₂O + O₂ E = 0.40В, 2Cl^- - 2e^- = Cl₂ Е = 1.36В. Более сильным окислителем будет соляная кислота, так как ее потенциал наибольший. Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂. Если не учитывать влияние растворенного кислорода и воды, то медленнее всего коррозия железа будет протекать в растворе хлорида натрия.

779. Когда трамвай проезжает по рельсам, под ними протекает блуждающий ток. Этот ток вызывает коррозию находящихся вблизи металлических конструкций:

780. Больше пострадала та часть гвоздя, которая находилась в дереве.

781.Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ , сжатая пружина имеет большую внутреннюю энергию из-за деформации решетки. Ионам железа требуется меньше затрат энергии для выхода из решетки в раствор. Следовательно, сжатая пружина раствориться быстрее. При замене нити на медную проволоку образуется гальванический элемент и скорость растворения увеличивается:

(-)Fe|HCl|Cu(+), (-): Fe -2e^- = Fe²⁺ , (+) 2H⁺ +2e^- = H₂

782.Как при контакте меди с оловом, так и при контакте железа с оловом, образуется гальванический элемент, в котором один из металлов становится анодом и начинает корродировать. Олово активнее меди, но менее активно, чем железо, поэтому в случае самовара корродирует олово, а в случае котелка – железо.

783.От коррозии лучше защищать будет то покрытие, которое при нарушении будет корродировать само, т.е. будет иметь меньший электродный потенциал, чем железо. Е^o(Fe²⁺/Fe) = -0.44 В, Е^o(Zn²⁺/Zn) = -0.76 В, Е^o(Sn²⁺/Sn) = -0.14 В, Е^o(Cr³⁺/Cr) = -0.74 В, Е^o(Cd²⁺/Cd) = -0.40 В, Е^o(Ni²⁺/Ni) = -0.25 В. Наиболее надежно будет защищать цинк, т.к. его потенциал наименьший. По убыванию степени защиты: Zn>Cr>Cd>Ni>Sn.

784.Алюминий более активен, поэтому он будет корродировать в кислотной среде. (-) Al | H⁺ | Cu (+). E = E^o(Cu²⁺/Cu) - Eo(Al³⁺/Al) = 0.34 + 1.66 = 2 В. ∆G^o = -z*F*E = -6*96480*2 = -1157.8 кДж/моль

785.(-)Fe|Н₂О, О₂|C(+)

(–) Fe – 2e^- = Fe²⁺;

(+) 2H₂O + O₂ = 4OH^-

2Fe + 2H₂O + O₂ = 2Fe(OH)₂

786. а) анод (-)Al|HCl|Fe (+) катод, Al –3e^- =Al³⁺ , 2H⁺ +2e^- = H₂, 2Al(OH)₃ = 2AlCl₃ + 3H₂

б) анод (-)Al|KOH|Fe (+) катод , Al –3e^- =Al³⁺ , 2ОН^- +4е^- = 2Н₂О + О₂, Al + KOH + H₂O = K₃[Al(OH)₆] + H₂

787.При коррозии железа и алюминия образуются соответственно гидроксиды: Fe(OH)₃, Al(OH)₃, наличие которых на поверхности металла снижает скорость коррозии. При растворении гидроксидов скорость коррозии увеличивается. Гидроксид железа хорошо растворяется в кислотах, а гидроксид алюминия в щелочах, поэтому коррозия железа интенсивно протекает в кислой среде, а коррозия алюминия – в щелочной.

788. При помещении гвоздя в раствор серной кислоты начинает протекать реакция: Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂. При добавлении к раствору сульфата меди, медь, реагируя с железом, выделяется на поверхности гвоздя (CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄) и образуется гальванический элемент, в котором медь выступает в роли инертного катода: (-)Fe|FeSO₄||CuSO_­4|Cu(+). В результате реакция железа с кислотой ускоряется – увеличивается интенсивность выделения водорода. При добавлении в раствор фосфорной кислоты катионы железа и меди связываются в нерастворимые фосфаты, которые оседают на поверхность гвоздя – реакция железа с кислотой прекращается.

789.При контакте меди с алюминием образуется гальванический элемент, в котором алюминий является анодом, а медь – катодом. Несмотря на то, что алюминий активнее меди и должен корродировать, этого не происходит, т.к. поверхность алюминия всегда покрыта прочной пленкой оксида, не позволяющей протекать коррозии. Поэтому в месте контакта корродирует медь.

790. Несмотря на то, что электродный потенциал алюминия меньше, чем цинка и алюминий должен легче коррозировать чем цинк, этого не происходит. На воздухе алюминий покрывается плотной пленкой оксида, которая предотвращает процесс коррозии. Поэтому цинк лучше защищает железо, чем алюминий. При нарушении покрытия образуются гальванические элементы:

791.Цинковое покрытие не выдерживает высокого термического расширения, которое возникает при стрельбе из автомата. Воронение – нанесение на сталь оксидных пленок. Пленки образуются непосредственно на поверхности металла в результате высокотемпературного окисления или погружения стали в горячие концентрированные растворы щелочей, содержащих персульфаты, перхлораты, нитраты металлов.

792.Механизм действия значительного числа ингибиторов заключается в адсорбции ингибитора на корродирующей поверхности и последующем торможении катодных или анодных процессов К анодным замедлителям можно отнести нитрит натрия, дихромат натрия. К катодным замедлителям относятся органические вещества, содержащие азот, серу и кислород, например, уротропин, формальдегид, тиокрезол. Защита от коррозии с помощью пассиваторов заключается в равномерном нанесении пассиватора на поверхность металла, для отделения ее от агрессивной атмосферы. Примером такой защиты служит воронение, анодирование, покрытие лаками, красками, эмалями.

793. В кислой среде потенциал водорода уменьшается и становится меньше потенциала свинца, поэтому серную и соляную кислоты можно перекачивать по свинцовым трубопроводам. Азотная кислота окисляет свинец и ее нельзя перекачивать по свинцовым трубам.

795. Для протекторной защиты металл выбирается так, чтобы его стандартный электродный потенциал был меньше, чем потенциал металла, из которого состоит защищаемая конструкция. Электрический ток в катодной защите подают для того, чтобы защищаемая конструкция стала катодным участком в образующейся цепи.

796.Стальной протектор удается сделать анодом при пропускании через всю буровую установку постоянного электрического тока. В результате защищаемая конструкция становится катодом и не корродирует. Такая защита называется катодной.

797. Корпус корабля является одной цельной деталью, поэтому протектор защищает весь корпус. В противоположность корпусу корабля, корпус автомобиля состоит из множества деталей, находящихся в плохом контакте друг с другом. Для катодной защиты автомобиля потребовалось бы к каждому элементу корпуса прикрепить протектор, что не выгодно. Поэтому наиболее оптимальной защитой корпуса от коррозии являются покрытия: оцинковка, хромирование, эмали, лаки, мастики.

798. Уротропин является катодным замедлителем коррозии, который уменьшает скорость коррозии за счет снижения интенсивности катодного процесса или сокращения площади катодных участков. Взаимодействие ржавчины с соляной кислотой:Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O.

799.Из-за высокой цены золота, купола церквей покрывают более дешевыми материалами, сходными по цвету с золотом (SnS₂, TiN). Однако эти вещества не столь долговечны, как золото, поэтому покрытие приходится часто обновлять.

800.

Дано: = 30 сек. I = 100А. D = 9 мм. S = 20 см2 р = 7.6 г/см3 100 трамваев/сутки

А) Найдем объем железа V = D*S = 0.9*20 = 18 см3 Б) Масса железа равна m = V*p = 18*7.6 = 136.8 грамм Г) 1 трамвай разрушает г. Fe Д) Труба прослужит 136.8/(0.87*100) = 1.5 суток

831.чистое (ч), чистое для анализа (ч.д.а.), химически чистое (х.ч.), особо чистое (ос.ч.).

832.Увеличение степени чистоты вещества: техническое (т) – чистое (ч) – чистое для анализа (ч.д.а.) – химически чистое (х.ч.) – особо чистое (ос.ч.) – спектрально чистое.

833.Газообразные вещества очищают от примесей следующими способами:фильтрация (от твердых примесей), адсорбция (при пропускании через газа адсорбент, поглощающий определенные примеси) и др.

834.Для очистки водорода от данных примесей потребуется колонка заполненная порошком меди (очистка от кислорода), склянка со спиртом (поглощение H₂S), колонка с ангидроном (осушение водорода).

835.От примесей воды углекислый газ можно очистить при помощи ангидрона, а взвесь MnO₂ очистит газ от SO₂.

836.Аммиак от примесей СО₂ можно отчистить аскаритом, а от воды при помощи ангидроном.

837.Наиболее полная осушка воздуха достигается во второй колонке, поскольку в ней конденсированная вода не может проникать дальше по трубе (как в первой и третьей колонке) и пар распределен равномерно по объему трубы, а не в какой-то ее части (как в третьей колонке).

838. От взвешенных примесей воду очищают фильтрацией, а от растворимых примесей воду можно очистить дистилляцией, ионным обменом, электроосмосом и др.

839. Растворимые в воде вещества очищают от примесей перекристаллизацией: на первой стадии растворяют загрязненное вещество: нерастворимые примеси отфильтровывают. На второй стадии раствор можно пропустить через ионит для отделения растворимых примесей, после чего воду выпаривают, получая чистое вещество.

840.Металлы от примесей очищают следующими способами и методами: зонная плавка, разложение летучих соединений, выжигание горючих примесей, электролиз и др.

841. Очистка меди электролизом - достаточно дорогой процесс, ее используют, когда нужно получить особо чистый металл. Электролитом служит сульфат меди CuSO₄. На аноде: Cu²⁺ +2e ^-= Cu⁰. На катоде: H₂O - 2e^- = 2H⁺ + 1/2O₂. Содержавшиеся примеси - железо и цинк - остаются в растворе, а серебро и золото осаждаются на дно электролизера.

842.С помощью приведенной реакции возможно извлечь цирконий (и другие металлы) из руды, переведя его в газообразное соединение, которое, отделив от остальной смеси, можно разложить до чистого металла с очень высокой степенью чистоты. Данный метод очистки металлов называется «разложение летучих соединений».

843.Получаемое соединение называется тетракарбонил никеля(0). С помощью приведенной реакции возможно извлечь никель (и другие металлы) из руды, переведя его в газообразное соединение, которое, отделив от остальной смеси, можно разложить до чистого металла с очень высокой степенью чистоты. Данный метод очистки металлов называется «разложение летучих соединений».

844. Получение особо чистых веществ методом зонной плавки заключается в следующем: смесь веществ помещают в колонну, которую нагревают до плавления веществ. Плавясь, вещества разделяются на слои (зоны), причем существуют зоны с большим содержанием загрязнений, и зоны с чистым веществом, которое извлекают из колонны. Метод основан на зависимости взаимной растворимости веществ от температуры.

845.Адсорбционные и ионообменные методы очистки веществ основаны на явлении адсорбции – накоплении одной фазы на поверхности другой фазы. Эти методы используют, например, при очистке воды от ионов на катионитах и анионитах, очистке воздуха от газов активированным углем и т.п.

846.Для обнаружения элементов или ионов в качественном анализе используются качественные реакции на группы ионов и на отдельные ионы. Например на катионы третьей аналитической группы (Be²⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и др.) имеется групповой реактив NaOH. При действии этого группового реактива на данные ктаионы образуются окрашенные в различные цвета гидроксиды: белые Be(OH)₂, Ti(OH)₄, Zr(OH)₄, Mn(OH)₂, Al()OH)₃, Zn(OH)₂, зеленые Cr(OH)₃, Fe(OH)₂, Ni(OH)₂, бурокрасный Fe(OH)₃, розовый Co(OH)₂, черные Mn(OH)₄, Ni(OH)₃, Co(OH)₃, желтый UO₂(OH)₂. Селективные реакции для Fe³⁺:

а) 4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]⁴⁺ = Fe₄[Fe(CN)₆]₃ – темно-синий осадок

б) Fe³⁺ + 3SCN^- = Fe(SCN)₃ – кроваво-красный цвет

847.

На катионы VI аналитической группы нет группового реагента, т.к. трудно подобрать такой реагент, который осаждал все эти катионы в виде осадков.

848. Анионы делятся на 3 аналитических группы: анионы первой аналитической группы (SO₄^2-, CO₃^2-, PO₄^3-, SiO₃^2-, SO₃^2-, S₂O₃^2-), групповой реактив - BaCl₂. Анионы второй аналитической группы (Cl^-, Br^-, I^-, S^2- и др.), групповой реактив - AgNO₃ . Анионы третьей группы: NO₃^-, NO₂^- и др, группового реагента нет.

849. а) Катионы первой аналитической группы (Са²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Ra²⁺). Групповой реактив - NaOH, H₂SO₄. При действии щелочи выпадают белые аморфные осадки гидроокисей. При действии серной кислоты образуются белые кристаллические осадки сульфатов. Катионы второй аналитической группы (Be²⁺, Al³⁺, Fe²⁺, Ni²⁺ и др.). Групповой реактив - NaOH. При действии щелочи выпадают окрашенные осадки гидроокисей.

Са²⁺ + 2ОН^- = Са(ОН)₂

Sr²⁺ + H₂SO₄ = SrSO₄ + 2H⁺

Ni²⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂ и т.п.

850.Катионы третьей аналитической группы (Be²⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и др.): групповой реактив NaOH. При действии группового реактива на данные ктаионы образуются окрашенные в различные цвета гидроксиды: белые Be(OH)₂, Ti(OH)₄, Zr(OH)₄, Mn(OH)₂, Al()OH)₃, Zn(OH)₂, зеленые Cr(OH)₃, Fe(OH)₂, Ni(OH)₂, бурокрасный Fe(OH)₃, розовый Co(OH)₂, черные Mn(OH)₄, Ni(OH)₃, Co(OH)₃, желтый UO₂(OH)₂. Примеры:

Катионы второй аналитической группы (Hg²⁺, Cu²⁺, Bi³⁺, Cd²⁺, Pd²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺, As³⁺ и др.): групповой реактив NaOH. При действии группового реактива на данные ктаионы образуются окрашенные в различные цвета гидроксиды: белые Sn(OH)₂, Cd(OH)₂, Bi(OH)₃, краснобурые Au(OH)₃, Pd(OH)₂, сине-черный Ir(OH)₃, Ir(OH)₄ и др. Образующийся гидроксид ртути разлагается на желтую окись и воду. Примеры:

• ⇐ Назад
• 1
• 2
• 34