Тема 9. Равновесие в электрохимических системах

Электродными процессами называется взаимодейст­вие ионов с электродами. Это электролиз и генерация ЭДС в гальванических элементах.

При электролизе электрическая энергия преобразуется в химическую энергию окислительно-восстановительной реакции.

Гальванический элемент - прибор, преобразующий энергию химической реакции в электрическую. Простей­ший пример гальванического элемента - элемент Даниеля-Якоби. Он состоит из двух электродов, погруженных в со­ответствующие растворы электролитов. Между каждым электродом и раствором возникает разность потенциалов. Если эти электроды соединить, например, медной проволо­кой, то на одном из электродов пойдет реакция окисления, а на другом - реакция восстановления.

Пример 1. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Р е ш е н и е. Схема данного гальванического элемента

(-)Mg | Mg²+ || Zn²+ | Zn(+).

Вертикальная линия обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линии - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2, 37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Мg° - 2e = Mg²⁺. (1)

Цинк, потенциал которого -0, 763 В, - катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn²⁺ + 2e = Zn°. (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Мg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn.

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его элек­тродов:

Е = j °(Zn²⁺/Zn) - j°(Mg²⁺/Mg) = -0, 763 - (-2, 37) = 1, 607 B.

Пример 2. Ток силой 2, 5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2, 77 г металла. Найти эквивалентную массу металла.

Р е ш е н и е. Решим уравнение Фарадея относительно эквивалентной массы металла и подставим в него данные за­дачи (m = 2, 77 г; I = 2, 5 A; t = 30 мин = 1800 с):

Э_m = mF / (It) = 2, 77·96500/(2, 5·1800) = 59, 4 г/моль.

Пример 1.. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1, 5 часа. Вычислить мас­су разложившейся воды и объемы выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Р е ш е н и е. Массу разложившейся воды находим из уравнения закона Фарадея имея в виду, что 1, 5 часа = 5400 c и Э_m (Н₂О) = 9 г/моль:

m(H₂O) = Э _mIt/F = 9·6·5400/96 500 = 3, 02 г.

При вычислении объемов выделившихся газов представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

V₀ = Э _VIt/F,

где V₀ - объем выделившегося газа при н.у.; Э_V - эквивалентный объем газа, л/моль. Э_V водорода равен 11, 2 л/моль, а кислорода - 5, 6 л/моль, то получаем:

V ₀(H₂) = 11, 2·6·5400/96 500 = 3, 76 л;

1) V₀(O₂) = 5, 6·6·5400/96 /л.