Все соединения отличаются по типу связи между атомами в ряду 1) s8, so2, cs2 3) albr3, br2, n2 2) kcl, cl2, cl2o 4) pcl5, p4, pcl3

2) kcl (ионная), cl2 (ковал. cl2o (ковал. поляр.)

РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ “ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ”

(для нехимических специальностей)

1. Определите, какой из электродов является катодом в гальваническом элементе, образованном стандартными электродами:

Ag|Ag+ или Mn|Mn2+ ;

Co|Co2+ или Na|Na+.

Решение.

Катодом (т.е. электродом, на котором протекает процесс восстановления) в гальваническом элементе будет электрод, имеющий большее значение стандартного электродного потенциала (см. таблицу 4 приложения).

E0Ag|Ag+ = 0,799 В; E0Mn|Mn2+ = –1,179 В. В данной паре катодом является Ag|Ag+.

Схема гальванического элемента:

A (–) Mn|Mn2+ || Ag+ |Ag (+) K

E0Co|Co2+ = – 0,277 В; E0Na|Na+ = –2,714 В. В данной паре катодом является Co|Co2+ .

Cхема гальванического элемента:

A (–) Na|Na+ || Co2+| Co (+) K

2. На основании стандартных электродных потенциалов (таблица 4 приложения) определите, какой из следующих гальванических элементов имеет наибольшую ЭДС:

а) Zn|Zn2+ || Ni2+|Ni; б) Cd|Cd2+|| Ni2+|Ni

в) Al|Al3+|| Ni2+|Ni ; г) Mg|Mg2+|| Ni2+|Ni .

Решение.

ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

ЭДС = EК – ЕА

Данные гальванические элементы составлены из стандартных электродов, поэтому:

а) ЭДС = Е0 Ni|Ni2+ – Е0Zn|Zn2+ = – 0,250 – (–0,763) = 0,513 В;

б) ЭДС = Е0 Ni|Ni2+ – Е0Cd|Cd2+ = – 0,250 – (–0,403) = 0,153 В;

в) ЭДС = Е0 Ni|Ni2+ – Е0Al|Al3+ = –0,250 – (–1,663) = 1,413 В;

г) ЭДС = Е0 Ni|Ni2+ – Е0Mg|Mg2+ = –0,250 –(–2,363) = 2,113 В.

В случае г) ЭДС гальванического элемента будет наибольшей.

3. Вычислите электродный потенциал магния погруженного в раствор MgSO4 с концентрацией ионов Mg2+, равной 0,01 моль/л.

Вычисление электродного потенциала металла при любой концентрации его ионов (моль/л) в растворе производится по уравнению Нернста. Для магниевого электрода:

E = E0 + = –2,363 + = –2,422 В.

4. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов: Ti | Ti2+ (0,01 моль/л) || Ni2+ (1 моль/л) | Ni.

ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

ЭДС = EК – ЕА

В данном гальваническом элементе катод - Ni2+ |Ni , а анод - Ti|Ti2+ .

Схема гальванического элемента:

А (–) Ti | Ti2+ || Ni2+ | Ni (+) К

Процессы на электродах:

(–) А: Ti – 2e- = Ti2+;

(+) K: Ni2+ + 2e- = Ni.

По уравнению Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.

E Ti|Ti2+ = E0 Ti|Ti2+ + = –1,630 + = –1,689 В;

Значение электродного потенциала катода равно величине стандартного электродного потенциала никелевого электрода, так как концентрация ионов Ni2+ в растворе составляет 1 моль/л.

E Ni|Ni2+ = E0 Ni|Ni2+ = – 0,250 В;

ЭДС = –0,250 – ( –1,689) = 1,439 В.

5. Какой из следующих процессов протекает при электролизе водного раствора NaI на графитовом аноде?

а) Na – e- = Na+; б) 2I– – 2e- = I2 ;

в) 4OH– – 4e- = 2H2O + O2; г) 2H2O – 4e- = O2 + 4H+ ;.

При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на аноде возможны два процесса окисления:

1. процесс окисления анионов соли (кислотного остатка) :

2I– – 2e- = I2

2. процесс электрохимического окисления молекул воды:

2H2O – 4e- = O2 + 4H+.

В данном случае на аноде при электролизе будут окисляться иодид-анионы, т.к. для электрохимического окисления воды необходима большая положительная поляризация анода.

ответ: 2I– – 2e- = I2

6. Какое вещество и в каком количестве выделится на катоде при электролизе раствора Hg(NO3)2 (анод графитовый) в течение 10 минут при силе тока 8А?

При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на катоде возможно протекание двух восстановительных процессов. Один из них – восстановление катионов металла:

Hg2+ + 2e- = Hg .

Другой возможный процесс – восстановление водорода из молекул воды:

2H2O + 2e- = H2 + 2OH– .

В данном случае на катоде будут восстанавливаться катионы ртути, т.к. этот металл входит в группу малоактивных металлов, и для его восстановления необходима меньшая отрицательная поляризация электрода, чем для восстановления водорода.

На катоде: Hg2+ + 2e- = Hg;

Количество выделившейся ртути, согласно законам Фарадея, равно:

mHg = I t (сек)= · 8 · 600 = 5 г.

К следующему разделу

К оглавлению

© А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова

Cr2(SO4)3 + 2H2O = 2CrOHSO4 + H2SO4

2Cr(3+) + 3SO4(2-) + 2H2O = 2CrOH(2+) + 2SO4(2-) + 2H(+) + SO4(2-)

2Cr(3+) + 2H2O = 2CrOH(2+) + 2H(+)

Cr(3+) + H2O = CrOH(2+) + H(+) гидролиз по катиону, среда кислая

электролиз раствора

K(-): Cr(3+); H2O                                                           A(+): SO4(2-);  H2O

Cr(3+) + 3e = Cr(0)  восстановление                             2H2O - 4e = O2 + 4H(+) окисление

2H2O + 2e = H2 + 2OH(-) восстановление

Хром металл средней активности. поэтому на катоде восстанавливаются и ионы хрома и молекулы воды, на аноде окисляются молекулы воды, т.к кислотный остаток кислородсодержащий.

суммарное уравнение

4Cr2(SO4)3 + 16H2O = 6Cr + H2 + 5O2 + 2Cr(OH)3 + 12H2SO4

в подкатодном пространстве образуется Cr(OH)3, в поданодном - H2SO4

Объяснение: