Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем

Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0

В молекулярной форме:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu – токообразующая реакция.

ЭДС гальванического элемента равна:

Dj = jк – jа = 0,281 – (–0,44)=0,721 В.

Во внешней цепи электроны переходят с анода на катод, а во внутренней сульфат-ионы от катода движутся к аноду.

Электрохимическая схема гальванического элемента:

ē

 
  Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru

Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru А(-) Fe / FeSO4 // CuSO4 / Cu (+) K

Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru 0,01М

SO42-

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

Гальванический элемент с металлическими электродами. Металлы разной активности.

1. Составляют схему гальванического элемента.

(А) - Me1 / Me1n + // Me2 m+ / Me2 + (К)

2. По уравнению Нернста находят потенциалы электродов:

Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru= Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru+ Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru · lg Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru

3. Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода с меньшим потенциалом к электроду с более высоким потенциалом.

4. Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

5. Составляют суммарные ионное и молекулярное уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе.

6. Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного и отрицательного электродов.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ И РАСТВОРАМИ ЩЕЛОЧЕЙ И КИСЛОТ

Взаимодействие металлов с растворами кислот

При взаимодействии с водными растворами кислот металлы проявляют типичные для них восстановительные свойства, кислоты выступают в качестве окислителей. Они делятся на две группы:

· кислоты, окислителем в которых является ион водорода (НСl, HBr, HI, разбавленная H2SO4 и др.);

· кислоты, окислителем в которых выступают анионы, содержащие элементы в высшей степени окисления. Это концентрированная и разбавленная азотная, концентрированная серная, хлорная (окислители – анионы: SO42-, NO3-, ClO4-) и другие кислоты.

Для протекания любого окислительно-восстановительного процесса необходимо выполнение условия: окислительно-восстановительный потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя (jок > jвос, Dj = jок - jвос > 0). В соответствии с этим условием в кислотах первой группы (окислитель – ион водорода, j0+2=0 В) взаимодействуют только металлы, характеризующиеся отрицательным стандартным потенциалом. Это металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов металлов (ряд напряжений, вытеснительный ряд) до водорода.

Взаимодействие металлов с концентрированной серной

Кислотой

В концентрированной серной кислоте окислителем является S+6, поэтому ни один металл из концентрированной H2SO4 водород (H2) не вытесняет. Продукты реакции зависят от активности металла.

Предлагается схема взаимодействия H2SO4 конц. с металлами разной активности.

–2

  Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru акт. Me соль + H2O + H2S↑
+6 cр. акт. Me  
Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru Me0 + H2SO4 конц. Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru соль + H2O + S0
Red Ox мало акт. Me +4
  Суммируя уравнение анодного и катодного процессов, получаем - student2.ru соль + H2O + SO2
     

Ряд активности металлов можно разбить на следующие группы:

1. Активные металлы - [Li………Al]

2. Металлы средней активности [Mn……..Pb]

3. Малоактивные металлы [Cu…….Au]

Наши рекомендации