Тема 2. Основы электрохимия. Гальванические элементы.

Самостоятельная работа студентов по химии

Тема 1. Растворы электролитов

Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. В водных растворах электролитов соотношение :

Кв = =10-14 ( при Т=298оС)

есть величина постоянная для данной температуры и называется ионным произведением воды.

Для количественной оценки реакции среды используется водородный показатель:

рН = - lg

Для нейтральных растворов рН =7, для кислотных растворов рН 7, а для основных (щелочных) рН 7.

Пример 1. Рассчитать рН 0,01 М раствора НСl

Решение

Соляная кислота является сильны электролитом и диссоциирует полностью ( степень диссоциации равна единице). Уравнение диссоциации:

НСl Н+ + Сl-.

Отсюда следует, что равновесная концентрация иона водорода равна молярной концентрации кислоты, то есть

0,01 моль/л,

Тогда водородный показатель составит

рН =- lg 0,01 =2.

р Н= 2, среда кислая.

Пример 2. Рассчитать рН 0,001 М раствора КОН.

Решение

Гидроксид калия относится к сильным основаниям (щелочь). Уравнение

Диссоциации:

КОН К+ + ОН-.

Равновесная концентрация гидроксид-иона равна молярной концентрации основания, то есть

0,001 моль/л.

Из ионного произведения воды находим концентрацию ионов водорода:

= = 10-11,

рН = - lg 10-11 = 11.

рН = 11, среда щелочная.

 

ЗАДАЧА 1

Рассчитать водородный показатель среды водных растворов электролитов

Таблица вариантов

Номер варианта Кислота Основание
формула С, моль/л формула С,моль/л
HNO3 0,1 NaOH 1 10-6
HNO3 0,01 NaOH 1 10-4
HNO3 0,001 NaOH 1 10-5
HNO3 1 10-4 NaOH 0,1
HNO3 1 10-5 NaOH 0,001
HI 0,01 КОН 1 10-6
HI 0,001 КОН 1 10-4
HI 1 10-4 КОН 1 10-5
HI 0,1 КОН 0,01
HBr 0,01 КОН 0,1
HBr 0,001 NaOH 1 10-6
HBr 1 10-4 NaOH 0,001
HBr 1 10-5 NaOH 0,01
HCl 0,001 КОН 1 10-4
HCl 1 10-4 КОН 1 10-6
HCl 0,1 КОН 1 10-4
HCl 0,01 КОН 1 10-5
HNO3 1 10-6 КОН 0,01
HNO3 0,001 NaOH 0,1
HNO3 1 10-4 NaOH 1 10-6
HClO4 1 10-5 NaOH 0,001
HClO4 0,01 NaOH 1 10-5
HClO4 0,001 КОН 1 10-5
HClO4 1 10-4 КОН 0,01
HBr 1 10-5 КОН 0,1
HBr 0,001 КОН 1 10-4
HBr 1 10-4 NaOH 1 10-5
HCl 1 10-5 NaOH 0,01
HCl 1 10-4 NaOH 0,1
HCl 1 10-5 NaOH 0,001
HNO3 0,1 NaOH 1 10-6
HNO3 0,01 NaOH 1 10-4
HNO3 0,001 NaOH 1 10-5
HNO3 1 10-4 NaOH 0,1
HNO3 1 10-5 NaOH 0,001
HI 0,01 КОН 1 10-6
HI 0,001 КОН 1 10-4
HI 1 10-4 КОН 1 10-5
HI 0,1 КОН 0,01
HBr 0,01 КОН 0,1

 

Тема 2. Основы электрохимия. Гальванические элементы.

Гальванический элемент- это электрохимическая система, в которой энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Простейший гальванический элемент состоит из двух электродов, опущенных в растворы солей, соединенных с помощью солевого мостика.

Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом;

электрод ,на котором происходит восстановление , называется катодом.

Максимальная разность равновесных потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой Е

Е= - .

Рассмотрим гальванический элемент на примере.

Пример 3.Даны два металла (Ni,Zn), находящиеся в растворах солей ZnSO4и NiSO4 соответственно(С=0,001 М). В растворах электролитов в результате диссоциации образуются ионы:

ZnSO4 Zn2+ + SO42-

NiSO4 Ni2+ + SO42-

Между металлом и раствором устанавливаются равновесия:

Zn Zn2+ + 2e ;

Ni Ni2+ + 2e.

В результате этого на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала , который принято называть электродным потенциалом. Электродный потенциал зависит от природы электрохимической системы ,температуры и концентрации потенциалопределяющего иона и рассчитывается по урав-нению Нернста (Т=298оС):

(Ме/Меn+) = (Ме/Меn) + lg C( Меn+),

где: (Ме/Меn) –стандартный электродный потенциал;

n- число электронов, участвующих в реакции;

C( Меn+) - концентрация потенциалопределяющего иона.

 

Находим стандартные потенциалы электродов (Приложение 1):

(Zn/ Zn2+) = -0,763 В; (Ni/ Ni2+) = -0,25 В.

Производим расчет потенциалов электродов :

(Zn/ Zn2+) = -0,763 + lg 0,001 = -0.852 В

(Ni/ Ni2+) = -0,25 + lg 0,001 = - 0,339 В.

Потенциал цинкового электрода ниже , чем никелевого. На аноде происходит окисление цинка, а катоде восстановление ионов ни-келя:

( - ) Анод, окисление: Zn = Zn2+ + 2e

(+)Катод, восстановление : Ni2+ + 2 e = Ni.

Суммарная реакция:

Zn + Ni2+ = Zn2+ + Ni.

Электродвижущая сила элемента составит

Е= -0,339 –(-0,852) = 0,513 В

Схема гальванического элемента примет вид:

( - ) Zn | ZnSO4|| NiSO4| Ni ( + ) ,

где вертикальная линия | обозначает границу раздела фаз (электрод- раствор электролита),а двойная вертикальная линия|| -солевой мостик.

 

ЗАДАЧА 2

Составьте схему гальванического элемента, состоящего из двух электродов, опущенных в растворы солей. Рассчитайте потенциалы электродов электродвижущую силу гальванического элемента. Запишите уравнения реакций, протекающих на электродах.

 

Вари-ант Элект- род 1 Раствор 1 Элект-род 2 Раствор 2 Концентра-ция ионов металла С, моль/л
Cu Cu(NO3)2 Ag AgNO3 0,01
Cu CuCl2 Al AlCl3 0,001
Cu CuSO4 Ni NiSO4 0,01
Cu CuSO4 Fe FeSO4 0,001
Cu CuSO4 Zn ZnSO4 0,01
Fe FeSO4 Ni NiSO4 0,001
Ni NiSO4 Zn ZnSO4 0,01
Ni NiSO4 Fe FeSO4 0,01
Ni NiSO4 Cd CdSO4 0,001
Ni NiSO4 Sn SnSO4 0,001
Pb Pb(NO3)2 Ag AgNO3 0,01
Mn MnSO4 Cr Cr2(SO4)3 0,001
Mn MnSO4 Zn ZnSO4 0,01
Cd CdSO4 Zn ZnSO4 0,01
Sn SnCl2 Ni NiCl2 0,001
Co CoSO4 Ni NiSO4 0,01
Ni NiSO4 Sn SnSO4 0,001
Sn SnSO4 Ni NiSO4 0,01
Zn ZnSO4 Sn SnSO4 0,001
Fe FeSO4 Sn SnSO4 0,01
Pb Pb(NO3)2 Cu Cu(NO3)2 0,001
Cu CuSO4 Fe FeSO4 0,01
Sn SnCl2 Al AlCl3 0,001
Co СoSO4 Cr Cr2(SO4)3 0,001
Cr Cr2(SO4)3 Zn ZnSO4 0,01
Ni NiSO4 Zn ZnSO4 0,001
Cu CuSO4 Cr Cr2(SO4)3 0,01
Sn SnCl2 Zn ZnCl2 0,001
Ni Zn Zn ZnCl2 0,01
Fe FeSO4 Al Al2(SO4)2 0,01
Cu Cu(NO3)2 Ag AgNO3 0,01
Cu CuCl2 Al AlCl3 0,001
Cu CuSO4 Ni NiSO4 0,01
Cu CuSO4 Fe FeSO4 0,001
Cu CuSO4 Zn ZnSO4 0,01
Fe FeSO4 Ni NiSO4 0,001
Ni NiSO4 Zn ZnSO4 0,01
Ni NiSO4 Fe FeSO4 0,01
Ni NiSO4 Cd CdSO4 0,001
Ni NiSO4 Sn SnSO4 0,001