ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ. Задача 1.Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Задача 1. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Zn + H₂SO₄(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

Решение:

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Составим электронные уравнения

Zn⁰ – 2 e = Zn²⁺ | 8 | 4 | - окисление, восстановитель

N⁺⁵ + 8 e = N^3- | 2 | 1 | - восстановление, окислитель

4Zn⁰ + N⁺⁵ = 4Zn⁺² + N^-3

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Zn + H₂SO₄(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+ | 2 | 1 - окисление, восстановитель

S+6 + 2 e = S+4 | 2 | 1 - восстановление, окислитель

Zn⁰ + S⁺⁶ = Zn⁺² + S⁺⁴

Zn + 2H₂SO₄(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Задача 2. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции:

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + MnSO₄ + KNO₃ + H₂O.

Решение:

Составим полуреакции:

MnO₄^— + 8H⁺ +5e = Mn²⁺ + 4H₂O | 2 окислитель

NO₂^— + H2O — 2e = NO₃^— + 2H⁺ | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5NO₂^— + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^— + 10H⁺

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

2MnO₄^— + 6H⁺ + 5NO₂^— = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^—

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5KNO₃ + 3H₂O

Задача 3. Рассчитайте эдс гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 0,01 М раствор PbCl₂. На каком электроде идёт процесс окисления, а на каком — восстанавление?

Решение:

E⁰_2H+/_H2 = 0,00 В

E⁰_Pb2+/_Pb = -0,126 В

В данной паре потенциал свинца имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является свинец:

А(-): Pb⁰ -2e = Pb²⁺ - окисление

К(+): 2H⁺ +2e = H₂ - восстановление

Pb⁰ + 2H⁺= Pb²⁺ + H₂

Определим электродный потенциал свинца:

E = E° + (0,059/n) ∙ lgC

E = -0,126 + (0,059/2) ∙ lg 0,01 = -0,185 В

Вычислим ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Eкат — Eан = E⁰_2H+/H2 — E_Pb2+/Pb

ЭДС = 0 + 0,185 = 0,185 В

Задача 4. По уравнению токообразующей реакции составьте схему гальванического элемента: Ni + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu и напишите уравнения анодного и катодного процессов. Рассчитайте стандартную ЭДС.

Решение:

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E⁰_Ni2+/Ni и E⁰_Cu2+/Cu

E⁰_Ni2+/Ni = -0,250 В

E⁰_Cu2+/Cu = +0,337 В

В данной паре потенциал никеля имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является никель:

А(-): Ni⁰ -2e = Ni²⁺

К: Cu²⁺ +2e = Cu⁰

Ni⁰ + Cu²⁺ = Ni²⁺ + Cu⁰

Ni⁰ + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu⁰

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Ni⁰/Ni²⁺// Cu²⁺/Cu⁰ К(+)

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции:

ЭДС = E⁰кат — E⁰ан = E⁰_Cu2+/Cu — E⁰_Ni2+/Ni

ЭДС = 0,337 – (- 0,250) = 0,587 В

Задача 5. Составьте схему гальванического элемента из магния и свинца, погруженных в растворы их солей с концентрацией ионов: [Mg²⁺] = 0,001 моль/л, [Pb²⁺] = 1 моль/л. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Рассчитайте стандартную ЭДС этого элемента.

Решение:

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E⁰_Mg2+/Mg и E⁰_Pb2+/Pb:

E⁰_Mg2+/Mg = -2,37 В

E⁰_Pb2+/Pb = -0,126 В

В данной паре потенциал магния имеет более отрицательное значение и является анодом:

А(-): Mg⁰ -2e = Mg²⁺

К(+): Pb²⁺ +2e = Pb⁰

Mg⁰ + Pb²⁺ = Mg²⁺ + Pb⁰

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Mg⁰/Mg²⁺// Pb²⁺/Pb⁰ К(+)

Применяя уравнение Нернста, найдем E_Pb2+/Pb и E_Mg2+/Mg заданной концентрации:

E = E° + (0,059/n) ∙ lgC

E_Mg2+/Mg = -2,37 + (0,059/2)∙lg0,001 = -2,46 В

E_Pb2+/Pb = -0,126 + (0,059/2)∙lg1 = -0,126 В

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции:

ЭДС = Eкат — Eан = E_Pb2+/Pb — E_Mg2+/Mg

ЭДС = -0,126 – (-2,46) = 2,334 В

Задача 6. Составьте схему гальванического элемента, уравнения полуреакций анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента, анодом которого является никель. Подберите материал для катода. Рассчитайте стандартную ЭДС этого гальванического элемента.

Решение:

По условию задачи материал анода известен – никель. Электродный потенциал анода всегда имеет более отрицательное значение, т.е. анод состоит из более активного металла, чем катод. Поэтому нам надо подобрать такой металл, значение потенциала которого, будет иметь большее значение, чем значение электродного потенциала никеля. Например, медь:

E⁰_Ni2+/Ni = -0,250 В

E⁰_Cu2+/Cu = +0,337 В

Составим уравнения полуреакций анодного и катодного процессов и молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента.

А(-): Ni⁰ -2e = Ni²⁺

К(+): Cu²⁺ +2e = Cu⁰

Ni⁰ + Cu²⁺ = Ni²⁺ + Cu⁰

Ni⁰ + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu⁰

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Ni⁰/Ni²⁺//Cu²⁺/Cu⁰ К(+)

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции

ЭДС = E⁰кат — E⁰ан = E⁰_Cu2+/Cu — E⁰_Ni2+/Ni

ЭДС = 0,337 – (- 0,250) = 0,587 В

Задача 7. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе MgCl₂ с инертными электродами. Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н. у.) при пропускании тока силой 5А в течение 3 ч.

Решение:

Составим уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе:

MgCl₂ – расплав:

К(-): Mg²⁺ + 2e → Mg⁰

A(+): 2Cl^- — 2e → Cl₂⁰

MgCl₂ → Mg + Cl₂

MgCl₂ – раствор:

К(-): 2H₂O + 2e → H₂⁰ + 2OH^-

A(+): 2Cl^- — 2e → Cl₂⁰

MgCl₂ + 2H₂O → H₂ + Cl₂ + Mg(OH)₂

Применим закон Фарадея

V = Vэкв∙I∙t/F = Vэкв∙I∙t /96500

Переведем часы в секунды: t = 3 ч = 10800 с

Vэкв(Cl₂) = 11,2 л

V = 11,2∙5∙10800/96500 = 6,3 л.

Задача 8. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе раствора CuSO₄ с инертными электродами. Рассчитайте, сколько растворится меди на аноде при пропускании тока силой 10 А в течение 3 ч.

Решение:

Применим закон Фарадея:

m = Мэкв∙I∙t/F = Мэкв∙I∙t/96500

Мэкв (Cu) = 64/2 = 32 г/моль

m = 32∙10∙3∙3600/96500 = 35,8 г

Соль состоит из катиона неактивного металла и аниона кислородсодержащей кислоты. В этом случае на катоде происходит восстановление меди, а на аноде окисление воды:

K(-): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

A(+): 2H₂O - 4e = O₂ + 4H⁺

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Задача 9. Сколько времени потребуется на электролиз раствора KCl при силе тока 5 А, чтобы выделить хлор объемом 5,6 л (н.у.), если выход по току составляет 90%? Напишите уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза.

Решение:

Воспользуемся формулой для вычисления выхода по току или составим пропорцию:

5,6л - 90%

х л - 100%

х=6,2л

Применим закон Фарадея:

t = V∙F/(Vэкв∙I)

t =6,2∙96500/(11,2∙5) = 10684с = 2,97 ч ≈ 3ч

KCl — соль, образованная катионом активного металла и аниона бескислородной кислоты, поэтому в катодном процессе участвует вода, а в анодном – хлор:

К(-): 2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

А(+): 2Cl^- — 2e → Cl₂⁰

2H₂O + 2Cl^- → H₂⁰ + Cl₂⁰ + 2OH^-

KCl + 2H₂O → H₂⁰ + Cl₂⁰ + 2KOH

Задача 10. С целью защиты от коррозии цинковое изделие покрыли оловом. Какое это покрытие: анодное или катодное? Напишите уравнение атмосферной коррозии данного изделия при нарушении целостности покрытия.

Решение:

Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более отрицательным потенциалом (более активный), чем защищаемый, то оно называется анодным покрытием. Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более положительным потенциалом (менее активный), чем защищаемый, то оно называется катодным покрытием.

В таблице электродных потенциалов найдем:

E⁰_Zn2+/Zn = — 0,763 В

E⁰_Sn2+/Sn = — 0,136 В

Олово будет выполнять роль катода и покрытие из него –катодное. При нарушении целостности покрытия, корродировать будет цинк, как более активный металл. При атмосферной коррозии протекают следующие уравнения реакций:

А(-): Zn — 2e = Zn²⁺

К(+): O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-

2Zn + O₂ + 2H₂O = 2Zn²⁺+ 4OH^-

2Zn + O₂ + 2H₂O = 2Zn(OH)₂

Задача 11. В каком случае цинк корродирует быстрее: в контакте с никелем, железом или с висмутом? Ответ поясните. Напишите для этого случая уравнение электрохимической коррозии в кислой среде.

Решение:

В месте контакта двух металлов корродирует более активный металл. Металл тем активнее, чем более отрицателен его электродный потенциал. В таблице электродных потенциалов найдем:

E_Zn2+/Zn = — 0,763 В

E_Fe2+/Fe = — 0,440 В

E_Ni2+/Ni = — 0,250 В

E_Bi3+/Bi = + 0,215 В

В данном случае, цинк корродирует быстрее в контакте с висмутом, так как из перечисленных металлов, Bi является самым неактивным. В образовавшейся паре роль анода выполняет цинк.

Запишем уравнения электрохимической коррозии в кислой среде:

Zn - Bi

А(-): Zn — 2e = Zn²⁺

К(+): 2H⁺ +2e = H₂

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺+ H₂

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: