4. Записать схемы процессов, протекающих в гальваническом элементе Ni | Ni (NO3)2 || Sn (NO3)2 | Sn и рассчитать его ЭДС, если концентрации растворов солей равны 0,0001М.
Решение:
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов: никелевого (Ni | Ni2+) и оловянного (Sn | Sn2+).
Стандартные электродные потенциалы (при 25°C):
- Для никеля: \(E^0_{\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}} = -0,25\) В
- Для олова: \(E^0_{\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}} = -0,14\) В
Металл с более отрицательным стандартным потенциалом будет анодом (окисляться), а с менее отрицательным (или более положительным) – катодом (восстанавливаться).
В данном случае, \(E^0_{\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}} (-0,25 \text{ В})\) менее положителен, чем \(E^0_{\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}} (-0,14 \text{ В})\). Значит, никель будет анодом, а олово – катодом.
Схемы процессов:
Анод (отрицательный электрод, окисление):
На аноде никель окисляется, отдавая электроны:
\[\text{Ni} - 2e^- \rightarrow \text{Ni}^{2+}\]Катод (положительный электрод, восстановление):
На катоде ионы олова восстанавливаются, принимая электроны:
\[\text{Sn}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Sn}\]Общее уравнение реакции:
Суммируем процессы на аноде и катоде:
\[\text{Ni} + \text{Sn}^{2+} \rightarrow \text{Ni}^{2+} + \text{Sn}\]Расчет ЭДС гальванического элемента:
Стандартная ЭДС элемента (\(E^0\)) рассчитывается как разность стандартных потенциалов катода и анода:
\[E^0 = E^0_{\text{катода}} - E^0_{\text{анода}}\] \[E^0 = E^0_{\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}} - E^0_{\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}}\] \[E^0 = (-0,14 \text{ В}) - (-0,25 \text{ В}) = -0,14 \text{ В} + 0,25 \text{ В} = 0,11 \text{ В}\]Для расчета ЭДС при заданных концентрациях используем уравнение Нернста:
\[E = E^0 - \frac{0,059}{n} \log \frac{[\text{Ni}^{2+}]}{[\text{Sn}^{2+}]}\]Где:
- \(E\) – ЭДС элемента при заданных концентрациях
- \(E^0\) – стандартная ЭДС элемента (0,11 В)
- \(n\) – число электронов, участвующих в реакции (в данном случае \(n = 2\))
- \([\text{Ni}^{2+}]\) – концентрация ионов никеля (0,0001 М)
- \([\text{Sn}^{2+}]\) – концентрация ионов олова (0,0001 М)
Подставляем значения:
\[E = 0,11 \text{ В} - \frac{0,059}{2} \log \frac{0,0001}{0,0001}\] \[E = 0,11 \text{ В} - \frac{0,059}{2} \log (1)\]Так как \(\log(1) = 0\), то:
\[E = 0,11 \text{ В} - \frac{0,059}{2} \times 0\] \[E = 0,11 \text{ В}\]Ответ:
Схемы процессов:
- Анод (окисление): \(\text{Ni} - 2e^- \rightarrow \text{Ni}^{2+}\)
- Катод (восстановление): \(\text{Sn}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Sn}\)
- Общая реакция: \(\text{Ni} + \text{Sn}^{2+} \rightarrow \text{Ni}^{2+} + \text{Sn}\)
ЭДС гальванического элемента при данных концентрациях составляет 0,11 В.
5. Записать схемы процессов, протекающих при коррозии системы, состоящей из железа, покрытого медью, в кислой среде.
Решение:
Коррозия системы "железо, покрытое медью" в кислой среде является электрохимической коррозией. В этой системе образуется гальваническая пара, где один металл выступает анодом, а другой – катодом.
Сравниваем стандартные электродные потенциалы железа и меди:
- Для железа: \(E^0_{\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}} = -0,44\) В
- Для меди: \(E^0_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0,34\) В
Металл с более отрицательным потенциалом (железо) будет анодом и будет окисляться (разрушаться). Металл с более положительным потенциалом (медь) будет катодом, на его поверхности будут восстанавливаться компоненты среды.
Схемы процессов:
Анод (железо, окисление):
Железо окисляется, переходя в раствор в виде ионов:
\[\text{Fe} - 2e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}\]Катод (медь, восстановление):
В кислой среде на поверхности меди (катода) происходит восстановление ионов водорода (из кислоты):
\[2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 \uparrow\]Общее уравнение процесса коррозии:
Суммируем процессы на аноде и катоде:
\[\text{Fe} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{H}_2 \uparrow\]Ответ:
При коррозии системы "железо, покрытое медью" в кислой среде протекают следующие процессы:
- Анодный процесс (окисление железа): \(\text{Fe} - 2e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}\)
- Катодный процесс (восстановление ионов водорода на меди): \(2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 \uparrow\)
- Общее уравнение коррозии: \(\text{Fe} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{H}_2 \uparrow\)
Таким образом, железо будет корродировать (разрушаться), а на поверхности меди будет выделяться газообразный водород.