Ряд стандартных электродных потенциалов. Гальванические элементы. Электрохимическая коррозия металлов

 

Таблица 1 – Индивидуальное задание по разделу

 

№ варианта	Номера задач
	2.1. (o)	2.2. (b)	2.3. (p)	2.4. (o)	2.5. (o)
	2.1. (a)	2.2. (c)	2.3. (a)	2.4. (b)	2.5. (k)
	2.1. (n)	2.2. (h)	2.3. (i)	2.4. (m)	2.5. (d)
	2.1. (b)	2.2. (a)	2.3. (b)	2.4. (c)	2.5. (h)
	2.1. (d)	2.2. (d)	2.3. (o)	2.4. (l)	2.5. (a)
	2.1. (c)	2.2. (f)	2.3. (c)	2.4. (f)	2.5. (n)
	2.1. (m)	2.2. (e)	2.3. (j)	2.4. (i)	2.5. (b)
	2.1. (l)	2.2. (g)	2.3. (d)	2.4. (g)	2.5. (g)
	2.1. (e)	2.2. (j)	2.3. (h)	2.4. (e)	2.5. (c)
	2.1. (k)	2.2. (i)	2.3. (k)	2.4. (j)	2.5. (j)
	2.1. (f)	2.2. (o)	2.3. (g)	2.4. (h)	2.5. (m)
	2.1. (h)	2.2. (k)	2.3. (e)	2.4. (k)	2.5. (e)
	2.1. (j)	2.2. (m)	2.3. (l)	2.4. (d)	2.5. (k)
	2.1. (g)	2.2. (l)	2.3. (f)	2.4. (n)	2.5. (i)
	2.1. (i)	2.2. (n)	2.3. (m)	2.4. (a)	2.5. (f)
	2.1. (n)	2.2. (a)	2.3. (o)	2.4. (p)	2.5. (l)
	2.1. (a)	2.2. (h)	2.3. (n)	2.4. (i)	2.5. (k)
	2.1. (e)	2.2. (c)	2.3. (h)	2.4. (c)	2.5. (a)
	2.1. (m)	2.2. (j)	2.3. (a)	2.4. (j)	2.5. (e)
	2.1. (c)	2.2. (d)	2.3. (o)	2.4. (m)	2.5. (b)
	2.1. (j)	2.2. (f)	2.3. (i)	2.4. (b)	2.5. (c)
	2.1. (f)	2.2. (b)	2.3. (d)	2.4. (f)	2.5. (j)
	2.1. (b)	2.2. (e)	2.3. (j)	2.4. (g)	2.5. (h)
	2.1. (l)	2.2. (o)	2.3. (k)	2.4. (i)	2.5. (g)
	2.1. (k)	2.2. (l)	2.3. (g)	2.4. (l)	2.5. (h)

 

Стандартные электродные потенциалы

Задача 2.1: С какими солями в водных растворах реагирует указанный металл (см. табл. 2)?

 

Таблица 2 – Варианты заданий

 

	Металл	Соли
a	Цинк	MnSO4	AlCl3	Pb(NO3)2	Hg(NO3)2	NaCl
b	Никель	CuSO4	AgNO3	Al(NO3)3	MnCl2	KNO3
c	Магний	Hg(NO3)2	NaCl	ZnSO4	Ca(NO3)2	Na3PO4
d	Железо	ZnCl2	CuSO4	AgNO3	CaCl2	MnSO4
e	Олово	KNO3	MgCl2	Cu(NO3)2	AgNO3	NiSO4
f	Алюминий	MgSO4	NaCl	CuSO4	PbSO4	FeCl3
g	Свинец	AgNO3	Al2(SO4)3	MnCl2	MgCl2	K2SO4
h	Медь	MnSO4	Pb(CH3COO)2	AgNO3	AlCl3	CaSO4
i	Ртуть	CaCl2	ZnSO4	Mg(NO3)2	CuSO4	MnSO4
j	Марганец	ZnSO4	Ca(NO3)2	KNO3	Hg(NO3)2	AgNO3
k	Олово	ZnCl2	NiSO4	Cu(NO3)2	LiCl	Al2(SO4)3
l	Серебро	K3PO4	Hg(NO3)2	Ba(NO3)2	CuSO4	FeSO4
m	Железо	KCNS	SnCl2	Pb(NO3)2	CrCl3	MgSO4
n	Никель	AgNO3	Al(NO3)3	KCl	ZnSO4	CaCl2
o	Цинк	BaCl2	Bi(NO3)3	CdSO4	K2SO4	MnCl2

 

Пример решения задачи:

Для решения задачи воспользуйтесь значениями стандартных электродных потенциалов (СЭП). Каждый из металлов способен окисляться катионами всех других металлов, для которых величина СЭП (φ₀)выше.

Непременным условием протекания реакции является соотношение: φ_{окислителя} > φ_{восстановителя}. Так, например, металл Zn является восстановителем катионов Fe²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺ и др., для которых

Zn + FeSO₄ = ZnSO₄ +Fe

Zn – 2e = Zn²⁺ - окисление

Fe²⁺ + 2e = Fe - восстановление

Вычисление электродных потенциалов металлических электродов

Задача 2.2: Вычислить электродный потенциал металлического электрода при заданной активной концентрации (активности) катионов металла (см. табл. 3).

 

Таблица 3 – Варианты заданий

 

	Металл	Активность ионов металла, моль/л
a	Железо	0.001
b	Марганец	0.001
c	Цинк	0.01
d	Никель	0.0001
e	Хром	0.001
f	Медь	0.001
g	Серебро	0.1
h	Свинец	0.01
i	Олово	0.0001
j	Цинк	0.0001
k	Железо	0.001
l	Цинк	0.01
m	Хром	0.001
n	Олово	0.01
o	Медь	0.001

 

Пример решения задачи:

Электродный потенциал окислительно-восстановительной системы рассчитывается по уравнению Нернста.

где стандартный электродный потенциал металла, В; n – заряд иона металла; [Ox] и [Red] – концентрация окисленной и восстановленной формы ионов металла в растворе его соли, моль/л; R- универсальная газовая постоянная, R=8.31 Дж/моль^.К; Т - температура, Т=298 К; F- постоянная Фарадея, F=96500 Кл/моль.

Для металлических электродов при стандартных условиях (Р=101.3 кПа, Т=298 К) уравнение принимает вид: