Логотип Н.И. Лосева
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Часть 3.

Содержание страницы:
Электрохимические системы
Примеры решения задач
Вопросы и задачи для самоконтроля

Электрохимические системы

Возникновение электрохимии связано с именем итальянского врача Л. Гальвани, который в 1790 г., изучая препарированную лягушку, соорудил устройство, состоявшее из мышц лягушки и двух разных металлов. Это устройство получило в дальнейшем название "гальванический элемент". В 1800 г. итальянский физик А. Вольта сконструировал первый химический источник электрической энергии - батарею гальванических элементов из медных и цинковых дисков, разделенных прокладками, смоченными кислотой. Благодаря этому изобретению химики получили удобный источник электрической энергии. Годом позднее русский физик В.В. Петров создал батарею большой мощности, с помощью которой впервые получил некоторые металлы (свинец, олово, ртуть).

Большую роль в развитии электрохимии сыграли открытие М. Фарадеем количественных законов электрохимии, создание С. Аррениусом теории ЭДС, В. Нернстом - теории гальванических элементов.

Основным объектом изучения раздела химической науки - электрохимии - являются электрохимические реакции, т.е. химические реакции, протекающие под влиянием электрического тока, и процессы генерирования электрической энергии, происходящие в результате протекания химических реакций. Электрохимическая реакция - это разновидность окислительно - восстановительных реакций, особенность которой состоит в том, что в результате такой реакции может происходить как превращение химической энергии в электрическую, так и превращение электрической энергии в химическую. Эти превращения осуществляются в электрохимических системах, которые в зависимости от направления перехода форм энергии делят на два типа:
1) электрическая энергия переходит в химическую (под действием электрического тока происходят химические реакции) - процессы электролиза;
2) химическая энергия переходит в электрическую (в результате протекания химических реакций возникает электрический ток) - гальванические элементы, аккумуляторы.

Электрохимическая система состоит из двух частей: электрода и электролита.

Электрод - двухфазное устройство, в котором одной фазой чаще всего является металл или полупроводник, другая фаза - раствор или расплав электролита.

Если погрузить металлическую пластинку в воду или другой полярный растворитель, на металле возникает отрицательный заряд, а в растворе - положительный, т. е. возникает разность потенциалов на границе металл - раствор. Появление этой разности потенциалов при погружении металла в воду объясняется следующим образом. Все металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся ион-атомы с обобществленными валентными электронами. Полярные молекулы воды, ориентируясь одним из своих полюсов на поверхность металла, адсорбируются на ней и взаимодействуют с ион-атомами металла. Такое взаимодействие может привести к выходу ион-атома из кристаллической решетки в раствор в виде гидратированного катиона. В кристаллической решетке металла после ухода иона остаются его валентные электроны n , придающие металлу отрицательный заряд.

От отрицательно заряженного металла катионы отрываются труднее, появляется возможность перехода катионов из раствора на металл. Устанавливается динамическое равновесие Ме - раствор.

где: Ме - атом металла, - электрон, n - число электронов.

Между катионами раствора и отрицательным зарядом металла возникает электростатическое притяжение. Образуется двойной электрический слой.

Двойной электрический слой

Правила записи электродов: слева записывается характеристика электролита, справа - материал электрода. Между ними - вертикальная черта, показывающая раздел фаз. Например, запись цинкового электрода

Zn2+ Zn
Zn - 2 → Zn2+
- уравнение электродного процесса окисления.

Если идут одновременно противоположные по направлению процессы, такие электроды называются обратимыми. Например, медный электрод

Cu2+ Cu
Cu - 2 → Cu2+

Если взять два металла с различной способностью посылать свои ионы в раствор, можно получить гальваническую пару или гальванический элемент, генерирующий постоянный ток. Другими словами, прибор, который дает возможность получить электрический ток в результате химической реакции, называется гальваническим элементом. Например, Zn и Cu опущены в растворы своих солей (ZnCl2 и CuCl2). Цинк обладает значительной способностью посылать свои ионы в раствор Zn → Zn2+ + 2. Медь в раствор своей соли практически ионов не посылает Cu2+ + 2 → Cu.

Если же электроды замкнуть, то поток электронов устремится от "-" Zn к "+" Cu. Во внешней цепи будет наблюдаться ток. При этом цинковый электрод растворяется, а на медном электроде восстанавливаются катионы меди из раствора:

Zn - 2 → Zn2+            Cu2+ + 2 → Cu

Таким образом, в одной окислительно-восстановительной паре (электроде) переходят от твердого проводника в раствор, в другой паре - переходят на твердый проводник. Zn отдает - окисляется, Cu принимает - восстанавливается. В этом и состоит сущность электрохимической реакции.

В связи с тем, что в растворах меняется концентрация катионов, а именно Zn2+ становится больше, ионов Cu2+ меньше, анионов хлора Cl- остается такое же количество, растворы приобретают различный заряд. Раствор хлорида меди будет иметь более "-" заряд по сравнению с раствором хлорида цинка. Для выравнивания заряженности растворов путем перехода ионов служит пористая перегородка. В данном случае Cl- будет диффундировать из раствора CuCl2 в раствор ZnCl2.

Запись гальванического элемента осуществляется следующим образом: справа - запись "+" электрода, слева - "-". Между схемами электродов две параллельные линии обозначают перегородку. Если растворы контактируют ¦¦ , если контакт опосредованный, то ||.

- Zn ZnCl2 CuCl2 Cu +

Так же, как в случае электродов, если реакции идут в одном направлении, это необратимые гальванические элементы. Если же при прохождении электрического тока протекают реакции в разных направлениях, гальванический элемент - обратимый. Примером обратимого элемента является элемент Даниэля - Якоби.

- Zn ZnSO4 ¦¦ CuSO4 Cu +

При его работе идут процессы:
При подключении внешнего источника тока протекают те же процессы, но в обратном направлении:

Электрической характеристикой электрода служит электродный потенциал φ, электрической характеристикой электрохимической системы - электродвижущая сила (ЭДС) Е.

Электродным потенциалом называется разность потенциалов между раствором и металлом, погруженным в раствор. Величина φ зависит прежде всего от того, насколько прочно связаны ион-атомы в кристаллической решетке металла. Прочность связи в кристаллической решетке характеризуется энергией кристаллической решетки. Чем больше энергия кристаллической решетки, тем менее возможен выход иона в раствор. Величина электродного потенциала зависит и от энергии гидратации катионов. Чем эта энергия больше, тем больше вероятность перехода иона металла в раствор из кристаллической решетки. Например, энергия гидратации бериллия Ве - 607 ккал/г-ион, а магния Мg - 488 ккал/г-ион. Поэтому выход в раствор катионов бериллия Ве2+ значительно облегчен по сравнению с катионами Мg2+.

В любом гальваническом элементе работа, получаемая при возникновении тока, будет максимальной. Эта максимальная работа Wmax для превращения 1 моль вещества, которая совершается в гальваническом элементе при постоянных температуре и давлении, равна:

Wmax = z · F · E, где

z - число , участвующих в реакции,
F - постоянная Фарадея (96500 Кл),
Е - ЭДС гальванического элемента.

Максимальная работа химической реакции при стандартных условиях равна изменению стандартного изобарного потенциала реакции:

Wmax = - ΔG0.

Стандартный изобарный потенциал ΔG0 связан с константой равновесия химической реакции Кр уравнением изотермы

- ΔG0 = R · T · ln Кр, где
R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль · К),
Т - температура, К,
Кр - константа равновесия.

Из приведенных формул можно получить следующее уравнение, связывающее ЭДС гальванического элемента с Кр:

z · F · E = R · T · ln Кр,
откуда

При активности веществ, участвующих в реакции, равной 1 (а = 1)

Е = φ0,
где φ0 - электродный потенциал при стандартных условиях.
φ0 = 0,059 / z · lg Кр.

В общем виде для электродного потенциала в зависимости от концентрации раствора (активности) существует формула Нернста

где φ - электродный потенциал металла, опущенного в раствор соли с ктивностью катионов аMez+,
z - число валентных электронов,
φ0 - стандартный электродный потенциал металла.
(0,059 при Т = 25°С, 0,058 - при Т = 18°С).

Если электрод - неметалл, посылающий анионы в раствор, то уравнение будет иметь вид:

В связи с тем, что невозможно измерить абсолютный потенциал одного электрода, измеряют его потенциал относительно другого электрода, взятого для сравнения. Таким электродом сравнения является нормальный водородный электрод. Нормальный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой губчатой платиной для усиления адсорбции Н2, опущенной в раствор Н2SO4 с аН+ = 1 моль/л при Т = 298 К. В сосуд подается газообразный Н2 под нормальным давлением. Молекулы Н2 адсорбируются на платине, некоторые из них диссоциируют на атомы, часть из которых, ионизируясь, отдает электроны платине. На границе между платиной и раствором образуется двойной электрический слой, возникает электродный потенциал.

Водородный электрод

В этом полуэлементе происходят процессы:

Н2 + + 2.

Возникший электродный потенциал в нормальном водородном электроде условно принято считать равным нулю, φ0Н2+ = 0. Для определения стандартного потенциала собирают гальванический элемент из нормального водородного электрода и электрода из испытуемого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией, равной 1 моль/л, и определяют при стандартных условиях его ЭДС. Полученная величина по абсолютному значению численно равна стандартному потенциалу металла φ0. Знак перед ней зависит от направления движения электронов в гальваническом элементе. Если поток электронов идет от металла к водородному электроду, потенциал металла считается отрицательным, а при обратном движении электронов - положительным.

φ0 определены практически для всех металлов и являются табличными величинами.

Стандартные потенциалы металлов

Электрод E* Электрод E0 Электрод E*
Li/Li+ -3,045 Zn/Zn2+ -0,76 Ag/Ag+ +0,97
K/K+ -2,92 Cr/Cr3+ -0,74 Hg/Hg2+ +0,85
Ca/Ca2+ -2,90 Fe/Fe2+ -0,44 Pt/Pt2+ +1,19
Na/Na+ -2,71 Cd/Cd2+ -0,40 Au/Au3+ +1,50
Mg/Mg2+ -2,36 Ni/Ni2+ -0,25    
Al/Al3+ -1,66 Pb/Pb2+ -0,126    
Mn/Mn2+ -1,18 ½ H2/H+ -0,00    
    Cu/Cu2+ +0,34    

Значения φ0 металлов, расположенные в порядке их возрастания, образуют ряд напряжений.

Из ряда напряжений вытекает, что каждый металл будет вытеснять все следующие за ним металлы из водного раствора их солей. Например,

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Металлы, находящиеся в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов кислот, металлы, расположенные после - не вытесняют.

ЭДС гальванического элемента будет равна разности электродных потенциалов электродов, составляющих гальванический элемент:

Е = φ1 - φ2,
где φ1 - потенциал положительного электрода,
       φ2 - потенциал отрицательного электрода.

Если заряды ионов одинаковы z = z1 = z2, то уравнение принимает вид:

где а1 > a2.

Классификация электродов.

В зависимости от типа электрохимических реакций, протекающих на электродах, различают несколько групп электродов.

Электроды первого рода представляют собой систему из металла или неметалла, погруженного в раствор, содержащий его же ионы. Электрод из металла обратим относительно катионов, электрод из неметалла обратим относительно анионов.

Меz+/Me0, например Cu2+/Cu0
Аz- /A0, например Se2-/Se0
К этой же группе электродов относятся амальгамные электроды (содержащие Hg).

К электродам второго рода относятся системы, в которых металл покрыт слоем труднорастворимой соли этого металла (или оксидом), а раствор содержит анионы этой соли.

Аz- /МеА, Ме, например Cl-/AgCl, Ag
Примером электродов второго рода могут служить каломельный и хлорсеребряный электроды, которые тоже считаются, как и водородный электрод, электродами сравнения:
каломельный электрод               хлорсеребряный электрод
Cl-/Hg2Cl2, Hg                                Cl-/ AgCl, Ag
½ Hg2Cl2 + = Hg + Cl-               AgCl + = Ag + Cl-

Отдельную группу составляют окислительно-восстановительные электроды, или редокс-системы. Название не совсем удачное, так как на всех электродах происходят окислительно-восстановительные процессы. Но эта группа электродов отличается тем, что металлическая часть электрода является инертной и не участвует в полуреакции, выполняя роль лишь передатчика электронов, а окисленная и восстановленная формы вещества находятся в растворе.
Например, MnO4-, Mn2+, H+/ Pt.
Протекает процесс MnO4- + 8H+ + 5 = Mn2+ + 4H2O.

Окислительно - восстановительным электродом является хингидронный электрод (хингидрон - смесь органического соединения хинона и его восстановленной формы гидрохинона). Этот электрод является также электродом сравнения и реагирует практически только на Н+.

С6Н4О2, С6Н4О2(ОН)2, Н+/ Рt
Процесс С6Н4О2 + 2Н+ + 2 = С6Н4О2(ОН)2.
Этот электрод пригоден для работы только в кислых средах и используется для определения рН среды.

Еще к распространенным электродам сравнения относится стеклянный электрод. Состоит из стеклянной тонкостенной ампулы, в которую налит раствор с известной концентрацией ионов Н+. В результате обмена между катионами стекла и ионами Н+ раствора возникает разность потенциалов. При погружении ампулы в раствор с неизвестной концентрацией Н+ за счет обменных процессов между раствором и стеклом потенциал изменится. Это изменение будет зависеть от концентрации ионов Н+ в исследуемом растворе. Используется стеклянный электрод в средах при рН не более 9, чтобы не происходило взаимодействие стекла с раствором.

В отдельную группу выделяют газовые электроды. Примером может служить уже рассмотренный ранее водородный электрод.

Классификация электрохимических цепей.

По природе протекающих на электродах процессов электрохимические цепи подразделяют на химические, концентрационные и физические; по наличию или отсутствию в электрохимических цепях границы раздела между двумя различными растворами их классифицируют на цепи с переносом и цепи без переноса (наличие только одного раствора электролита).

Химические цепи без переноса с одним электролитом могут иметь электроды, на одном из которых протекает полуреакция с участием аниона электролита, а на другом - с участием катиона.

В химических цепях с переносом разные растворы электролитов контактируют непосредственно или через солевой мостик.

В концентрационные цепи входят два одинаковых по природе электрода, которые находятся в растворах одной и той же своей соли, отличающихся концентрацией.
Например, - Ni NiSO4 NiSO4 Ni +
                                 а1           а2
В этой цепи φ1 = φ2 , и уравнение для расчета ЭДС упрощается, принимая вид:

В физических цепях электроды, одинаковые по химической природе, отличаются физическим состоянием. Потенциал возникает вследствие перехода электрода из менее устойчивого состояния в более устойчивое. Например, из одного аллотропного состояния в другое. Это цепи без переноса и скорее представляют теоретический интерес, являясь нехимическими системами.

Электролиз - окислительно-восстановительная реакция, проходящая на электродах под действием электрического тока. Как правило, с помощью электролиза проводят реакции, которые, согласно законам термодинамики, самопроизвольно протекать не могут. Для изготовления электродов чаще используются инертные материалы (графит, сталь, платина, ртуть, никель, титан и др.). Электроды помещают в раствор электролита, его расплав или твердый электролит. При пропускании электрического тока через электролит катионы движутся к катоду ("-"), а анионы - к аноду ("+"). На катоде происходит восстановление, а на аноде - окисление ионов.

Рассмотрим электролиз на примере электролиза расплава и раствора хлорида натрия.

1) Расплав

     NaCl Na+ + Cl-
      Катод:                             Анод:
         Na+ + 1 → Na0           2Сl- - 2 → Cl20
          _________________________________
     2NaCl 2Na + Cl2

2) Раствор

     NaCl Na+ + Cl-
     НОН Н+ + OH-
Катод: Анод:
1) Если металл находится в ряду напряжений от Li до Al, то восстанавливаются молекулы воды
2О + 2 = Н2 + 2ОН-
1) Если анионы в растворе образованы от бескислородной кислоты, то окисляются легко они
2Cl- - 2 = Cl2
2) Если металл находится от Al до Н+, то восстанав-ливаются ионы металла вместе с молекулами воды 2) Если анионы образованы от кислородсодержащей кислоты, то окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода
4ОН- - 4 = О2 + 2Н2О
3)Если металл находится от Cu до Au, то восстанавливаются только Меz+.  
     2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH

Количество электричества, пропущенное через электролитическую ячейку, непосредственно связано с количествами образовавшихся на электродах веществ законами Фарадея.

1 закон: количества образовавшихся при электролизе веществ пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.

2 закон: при прохождении одинакового количества электричества через различные электролиты количество каждого вещества, испытывающего превращение, пропорционально их химическим эквивалентам.

Из законов Фарадея вытекает, что для выделения одного эквивалента любого вещества через раствор должно пройти одинаковое количество электричества. Эта величина называется постоянной Фарадея F и равна 96500 Кл.

Математическое выражение, обобщающее оба закона Фарадея

где m - масса вещества, образующегося на электродах, г,
       М - молярная масса вещества, г/моль,
       I - сила тока, А,
       t - время электролиза, с,
       z - число электронов, участвующих в электродном процессе,
       F - постоянная Фарадея, равна 96500 Кл.

Если в растворе, например, находится несколько видов катионов (Cu2+, H+ и Zn2+), общее количество химических эквивалентов Cu, H2 и Zn, разрядившихся на катоде, точно отвечает количеству электричества, которое прошло через раствор. Для выделения каждого иона бала затрачена некоторая доля от общего количества электричества, которая получила название "выход по току" (Вт).

mпр. - масса практическая,
mтеор. - масса теоретическая (расчетная).

Электролиз широко используется в промышленности. Электролизом NaCl получают хлор и гидроксид натрия, воды - водород. Многие трудновосстанавливаемые металлы выделяют электролитическим разложением расплавов их солей. Например, металлические литий и натрий получают электролизом их гидроксидов, магний - электролизом хлорида магния.

Скорость электрохимической стадии - скорость разряда - в значительной мере определяется перенапряжением, зависящем от металла, на котором происходит разряд. На металлах Hg, Pb, Zn, Sn перенапряжение велико; на металлах Pt и Ru перенапряжение Н2 мало. Промежуточное положение занимают Cu, Ag, Fe, Ni, Co.

Перенапряжение - это поляризация электрода, обусловленная замедленным протеканием определенной стадии электродного процесса. Например, водородное перенапряжение.

Стадия разряда является замедленной при выделении Н2 с большой величиной перенапряжения.

Коррозия - это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуются продукты, состав которых зависит от условий коррозии.

По механизму протекания коррозионного процесса, зависящему от характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. По условиям протекания коррозионного процесса различают: а) газовую коррозию - в газах или парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Примером газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах; б) коррозию в неэлектролитах - агрессивных органических жидкостях, таких, как сернистая нефть и др.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Особым видом электрохимической коррозии следует считать коррозию за счет внешнего электрического тока. В качестве примеров подобного вида разрушений можно привести коррозию трубопроводов с токопроводящими жидкостями, нерастворимых анодов в электрохимических ваннах, подземных металлических сооружений.

Электрохимическую коррозию вызывают главным образом примеси других металлов и неметаллических веществ или неоднородность поверхности. Согласно теории электрохимической коррозии в этих случаях при соприкосновении металла с электролитом (электролитом может быть влага, адсорбируемая из воздуха) на его поверхности возникают гальванические микроэлементы. При этом металл с более отрицательным потенциалом разрушается - ионы его переходят в раствор, а электроны переходят к менее активному металлу, на котором происходит восстановление ионов водорода (водородная деполяризация) или восстановление растворенного в воде кислорода (кислородная деполяризация).

Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены друг от друга в ряду стандартных электродных потенциалов те металлы, из которых образовался гальванический элемент (гальваническая пара). На скорость коррозии влияет и характер раствора электролита. Чем выше его кислотность (т.е. меньше рН), а также чем больше содержание в нем окислителей, тем быстрее протекает коррозия. Значительно возрастает коррозия с ростом температуры.

Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом воздуха или агрессивной среде переходят в пассивное состояние, при котором резко замедляется коррозия. Например, концентрированная серная кислота легко делает пассивным железо, и оно практически не реагирует с концентрированной азотной кислотой. В таких случаях на поверхности металла образуется плотная защитная оксидная пленка, которая препятствует контакту металла со средой.

Защитная пленка всегда имеется на поверхности алюминия. Подобные пленки в сухом воздухе образуются также на Be, Cr, Zn, Ta, Ni, Cu и других металлах. Кислород является наиболее распространенным пассиватором.

Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет огромные убытки. Подсчитано, что прямые потери железа от коррозии составляют около 10% его ежегодной выплавки. В результате коррозии металлические изделия теряют свои ценные технические свойства. Поэтому имеют очень большое значение методы защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны.

Защитные поверхностные покрытия металлов бывают металлические (покрытие цинком, оловом, свинцом, никелем, хромом и другими металлами) и неметаллические (покрытие лаком, краской, эмалью и другими веществами). Эти покрытия изолируют металл от внешней среды.

Создание сплавов с антикоррозионными свойствами. Введением в состав стали до 12% хрома получают нержавеющую сталь, устойчивую к коррозии. Добавки никеля, кобальта и меди усиливают антикоррозионные свойства стали, так как повышается склонность сплавов к пассивации.

Протекторная защита и электрозащита. Протекторная защита применяется в тех случаях, когда защищается конструкция (подземный трубопровод, корпус судна), находящаяся в среде электролита (морская вода, подземные воды и т.д.). Сущность такой защиты заключается в том, что конструкцию соединяют с протектором - более активным металлом, чем металл защищаемой конструкции. В качестве протекторов используют магний, алюминий или их сплавы. В процессе коррозии протектор служит анодом и разрушается, тем самым предохраняя от разрушения конструкцию. По мере разрушения протекторов их заменяют. На этом принципе основана и электрозащита. Конструкция, находящаяся в среде электролита, также соединяется с другим металлом, но через внешний источник тока. При этом защищаемую конструкцию присоединяют к катоду, а металл - к аноду источника тока. Анод разрушается, а на катоде происходит восстановление окислителя.

Изменение состава среды. Для замедления коррозии металлических изделий в электролит вводят вещества, называемые ингибиторами. Они применяются в тех случаях, когда металл следует защищать от разъедания кислотами.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислить электродный потенциал электрода при 25°С

Ni | NiSO4, если аNi2+= 0,01 моль/л, а φ0Ni2+|Ni = - 0,25 В.

Решение.

Электродный потенциал рассчитываем по уравнению Нернста

Задача 2. Определить ЭДС гальванического элемента

Ag|AgNO3 (0,001 M) || AgNO3 (0,1 M) | Ag.

Решение.

Так как электрохимическая цепь концентрационная, определяем ЭДС по уравнению

Задача 3. Ток силой 2,1 А проходит через раствор хлорида меди (II) в течение 20 мин. Вычислить массу разложившегося хлорида меди.

Решение.

По формуле

находим массу разложившегося хлорида меди

Задача 4. Определите массу цинка, который выделится на катоде при электролизе раствора сульфата цинка в течение 1 ч при токе 26,8 А, если выход цинка по току равен 50%.

Решение.

Согласно закону Фарадея определим массу образовавшегося цинка

Так как выход по току цинка составляет 50%, то практически на катоде выделится
mпр. = 32,5 · 50 / 100 = 16,25 г.

Вопросы и задачи для самоконтроля

  1. Что такое гальванический элемент? Как объяснить возникновение скачка потенциалов на границе металл/раствор?
  2. Что такое электродный потенциал металл? От каких факторов зависит его величина?
  3. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0,1; 0,01 и 0,001 моль/л.
  4. Вычислите ЭДС элемента при 25°С:
    Mn | MnCl2 (aMn2+ = 0,0005) || AgNO3 (aAg+= 0,005) | Ag.
  5. Вычислите ЭДС элемента при 25°С:
    Ag | AgNO3 (aAg+ = 0,01) || AgNO3 (aAg+ = 0,1) | Ag
  6. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах и в цепи в целом, для следующих гальванических элементов:
    а) Mg | MgSO4 || NiSO4 | Ni
    б) Zn | ZnCl2 || Hg2Cl2 |Hg
  7. Что такое электролиз? Его практическое значение.
  8. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 6 А через раствор нитрата серебра в течение 30 мин.
  9. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водных растворов FeCl3 и Ca(NO3)2 с инертным анодом.
  10. При электролизе водного раствора Cr2(SO4)3 током силой 2 А масса катода увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?
Вернуться на начало страницы На главную страницу