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=298^оС)

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+ + SO₄^2-

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=298^оС):

(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 + Ni^{2+ =} 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