Раствор электролита подвергается электролизу при силе тока 1 А в течение 0,5 часа

Задача № 1.

Осуществить цепочку превращения веществ, записав уравнения соответствующих реакций. Какая из двух реакций цепочки является окислительно-восстановительной? Почему? Для окислительно-восстановительной реакции записать электронные уравнения окисления и восстановления атомов, указать окислитель и восстановитель.

Цепочка превращения веществ: Na → NaOH → Na2SO4.

Решение.

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑

Эта реакция является окислительно-восстановительной, так как два элемента (натрий и водород) изменяют свои степени окисления. Электронные уравнения:

Na⁰ – e = Na⁺¹ - окисление натрия,

2H⁺ + 2e = H₂⁰ - восстановление водорода.

Na – восстановитель, H₂O – окислитель.

2NaOH + CuSO₄ → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

Задача № 40.

Для каждой из двух нижеприведенных схем превращения частиц составить электронно-ионные уравнения в кислой, нейтральной и щелочной средах. Указать процессы окисления восстановления, окислитель и восстановитель.

Схемы превращения частиц: 1) Mn₂O₃ → Mn²⁺; 2)Mn²⁺ → Mn₂O₃.

Решение.

1) Mn₂O₃ → Mn²⁺ - процесс восстановления, Mn₂O₃ – окислитель.

В кислой среде: Mn₂O₃ + 2е + 6Н⁺ → 2Mn²⁺ + 3Н₂О

В нейтральной среде: Mn₂O₃ + 2е + Н₂О → 2MnО + 2ОН^-.

В щелочной среде: Mn₂O₃ + 2е + Н₂О → 2MnО + 2ОН^-.

2) Mn²⁺ → Mn₂O₃ – процесс окисления, Mn²⁺ - восстановитель.

В кислой среде: 2Mn²⁺ + 3Н₂О - 2е → Mn₂O₃ + 6Н⁺.

В нейтральной среде: 2Mn²⁺ + 3Н₂О - 2е → Mn₂O₃ + 6Н⁺.

В щелочной среде: 2MnО -2е + 2ОН^- = Mn₂O₃ + Н₂О.

Задача № 41.

Дана молекулярная схема окислительно-восстановительной реакции:

Ni + H₂SO₄ → NiSO₄ + SO₂ + …

Используя метод электронно-ионных уравнений, составить уравнения реакции. В электронно-ионных уравнениях указать процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, объяснить, почему данная реакция возможна.

Решение.

Ni⁰ – 2e = Ni²⁺ |2|1 - процесс окисления, Ni⁰ – восстановитель.

SO₄^2- + 2e + 4H⁺ = SO₂ + 2H₂O |2|1 - процесс восстановления, SO₄^2- (H₂SO₄) - окислитель.

Суммарное уравнение:

Ni⁰ – 2e + SO₄^2- + 2e + 4H⁺ = Ni²⁺ + SO₂ + 2H₂O.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ni⁰ + 2SO₄^2- + 4H⁺ = Ni²⁺ + SO₄^2- + SO₂ + 2H₂O.

Молекулярное уравнение:

Ni + 2H₂SO₄ → NiSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции определяется величиной потенциала данной реакции, который вычисляется по формуле: ϕ(окислителя) – ϕ(восстановителя). Реакция будет протекать в прямом направлении, когда эта разность будет больше 0.

Согласно таблице стандартных электродных потенциалов:

ϕ(SO₄^2-/ SO₂) – ϕ(Ni/Ni²⁺) = 0,17 – (-0,25) = 0,42 (В).

Δϕ > 0, значит, реакция идет в прямом направлении.

Задача № 80.

Металлический проводник, изготовленный из никеля, погружен в 0,01 М раствор соли NiCl2.

Рассчитать величину относительно электродного потенциала данного электрода. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, составить схему гальванического элемента, в котором рассматриваемый электрод является анодом. Для выбранного гальванического элемента записать уравнения электродных процессов и уравнение электрохимического процесса. Рассчитать величину ЭДС, приняв электродный потенциал катода, равный стандартному. Чему равна стандартная ЭДС?

Решение.

Потенциал данного никелевого электрода будет равен:

ϕ(Ni/Ni²⁺) = ϕ⁰(Ni/Ni²⁺) - ,

где ϕ⁰(Ni/Ni²⁺) – стандартный электродный потенциал никелевого электрода; n – число электронов, участвующих в окилительно-восстановительном процессе, для реакции окисления никеля n = 2; [Ni²⁺] – концентрация ионов никеля в растворе, так как хлорид никеля является сильным электролитом, то концентрацию ионов никеля можно принять равной концентрации раствора соли, то есть 0,01 моль/л.

Находим потенциал никелевого электрода:

ϕ(Ni/Ni²⁺) = -0,25 - = -0,25 + 0,14 = -0,11 (В).

Раз никелевый электрод должен быть анодом, то в качестве катода нужно выбирать электрод с более положительным потенциалом. Возьмем, например, медный электрод. Тогда схема гальванического элемента будет иметь следующий вид:

(-) Ni|0,01M NiCl₂ || Cu²⁺|Cu (+)

Электродные процессы:

Анод: Ni – 2e = Ni²⁺

Катод: Cu²⁺ + 2e = Cu

Уравнение электрохимического процесса:

Ni + Cu²⁺ = Ni²⁺ + Cu.

ЭДС элемента рассчитывается по формуле:

ЭДС = ϕ(катода) – ϕ(анода) = 0,34В – (-0,11)В = 0,45В.

Стандартная ЭДС будет равна разнице стандартных потенциалов катода и анода:

ЭДС° = ϕ°(катода) – ϕ°(анода) = 0,34 – (-0,25) = 0, 59 (В).

Задача № 84.

Раствор электролита подвергается электролизу при силе тока 1 А в течение 0,5 часа.