Тема 3. Электрохимические процессы.

Возникновение электродного потенциала на границе раздела фаз металл-раствор. Зависимость между скачком потенциала на границе соприкосновения металла и раствора (электродным потенциалом) и концентрацией (активностью) ионов этого металла в растворе (уравнение Нернста). Виды электродов. Ряд стандартных электродных потенциалов. Гальванические элементы. Расчет ЭДС гальванических элементов в стандартных условиях.

Электролиз. Основные понятия и процессы. Процессы на аноде (растворимый и нерастворимый анод). Классификация процессов на катоде. Последовательность восстановления металлов на катоде из смеси катионов. Применение электролиза.

Химическая и электрохимическая коррозия. Механизм процесса коррозии. Способы защиты металлов от коррозии.

Электрохимия – это наука, изучающая физико-химические процессы, которые приводят к появлению электрического тока, и процессы, происходящие с веществами под действием электрического тока.

Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (металлы, графит) и находящиеся в контакте с ионным проводником (раствором или расплавом электролита).

Ионно-металлический электрод – это металл, погруженный в раствор, содержащий собственные катионы (Ме^z+). Схема ионно-металлического электрода: Меº½Ме^z+ С (Ме^z+), где вертикальная черта обозначает поверхность раздела фаз металл−раствор; С (Ме^z+) – молярная концентрация катионов металла в растворе, моль/л.

При погружении металла в раствор катионы поверхностного слоя металла взаимодействуют с ориентированными у поверхности металла полярными молекулами воды. В результате взаимодействия происходит окисление металла, и его гидратированные ионы переходят в раствор, а электроны остаются в металле: Ме – zē → Ме^z+.

Этому равновесию соответствует равновесный потенциал ионно-металлического электрода φ (Ме), величина которого зависит от свойств металла φ º(Ме), молярной концентрации его ионов в растворе и температуры (Т, К). Эта зависимость выражается уравнением Нернста и при Т = 298 К имеет вид:

φ (Ме) = φ º(Ме) + lg C (Ме ), В (вольт)

где φ º(Ме) – стандартный потенциал ионно-металличес-кого электрода в растворе с концентрацией катионов металла (Me^z+), равной 1моль/л и Т =298К, φ º(Ме) характеризует окислительно-восстановительные свойства металла;

z – число электронов, принимающих участие в электродной реакции.

Газовые электроды состоят из металлического проводника (чаще всего платины), контактирующего одновременно с газом и электролитом. Металлический проводник не принимает участие в электродной реакции, а служит для передачи электронов к ионам в растворе и наоборот.

Водородный электрод – это инертный металл (чаще всего платинированная платина), соприкасающийся с ним электролит с определенным рН и газообразный водород (Н₂), омывающий металл в виде пузырьков. На границе раздела фаз Pt, Н₂½раствор в зависимости от рН раствора устанавливается равновесие:

a) в кислой среде (рН < 7): 2Н⁺ + 2ē ↔ Н₂.

Схема водородного электрода Pt, Н₂ ½Н⁺.

b) в щелочной и нейтральной средах (рН ≥ 7): 2Н₂О + 2ē ↔ Н₂ + 2ОН⁻ .

Величина потенциала водородного электрода φ (Н₂) зависит от рН раствора и при Т = 289К φ (Н₂) = −0,059 рН.

Кислородный электрод – это металл, соприкасающийся с ним электролит с определенным рН и газообразный кислород, омывающий металл в виде пузырьков. На границе раздела фаз Pt,О₂½раствор в зависимости от рН устанавливается равновесие:

a)в кислой среде (рН < 7): О₂ + 4 Н⁺ + 4ē ↔ 2Н₂О.

Схема кислородного электрода: Pt, О₂│Н⁺.

b) в щелочной и нейтральной средах (рН ³ 7):

О₂ + 2Н₂О + 4ē ↔ 4ОН⁻

Схема кислородного электрода: Pt, О₂½ОН⁻.

Величина потенциала кислородного электрода φ (О₂) при Т = 289К и максимальной растворимости кислорода в воде при этой температуре, равной С (О₂) = 2,6 × 10^{-4 М, рассчитывается по уравнению:}

φ (О₂) = 1,213 – 0,059 рН

Гальванический элемент – химический источник тока, в котором электрическая энергия вырабатывается за счет изменения свободной энергии химической реакции, протекающей в нем. Два металла, прогруженные в растворы их солей, соединенные между собой проводником, образуют гальванический элемент. Схематически такой элемент изображается так:

(А) Ме₁ ½ Ме₁ ^z+ (С ₁) ½½ Ме₂ ^z+ (С ₂) ½ Ме₂ (К),

где две вертикальные черты обозначают границу раздела между электролитами. Если φ ₁(Ме₂) < φ ₂(Ме₂), то при соединении Ме₁ и Ме₂ между собой металлическим проводником электроны по этому проводнику самопроизвольно перейдут от электрода с меньшим потенциалом (Ме₁) к электроду с большим потенциалом (Ме₂). За счет этого перехода произойдет процесс окисления Ме₁ с переходом в раствор катионов Ме и процесс восстановления катионов из раствора на Ме₂.

Процесс окисления называется анодным, а электрод, на котором он происходит, − анодом (А); процесс восстановления называется катодным, а электрод, на котором он происходит, − катодом (К).

Процессы, протекающие в гальваническом элементе, записываются следующим образом:

анодный процесс: Ме₁ – zē ® Ме (окисление);

катодный процесс: Ме + zē ® Ме₂ (восстановление).

Токообразующая реакция: Ме₁ + Ме ↔ Ме + Ме₂.

Токообразующая реакция получается суммированием катодного и анодного процессов с учетом того, что число электронов в этих процессах должно быть одинаково. Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность потенциалов электродов, за счет которой совершается электрическая работа (W_э):

W_э = zFE_ГЭ,

где F – число Фарадея, F =96500 Кл;

z – число электронов;

Е_ГЭ – электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС), В.

ЭДС элемента − максимальная разность потенциалов, которая может быть получена при работе гальванического элемента:

Е_ГЭ = φ_к – φ_а,

где φ_к, φ_а – равновесные потенциалы катода и анода гальванического элемента, В.

С другой стороны, максимальная полезная работа (W_{x.p .}), которую совершает система при постоянном давлении, равна изменению энергии Гиббса токообразующей реакции:

W_x.p. = ∆ G (Ме ) − ∆ G (Me ), Дж,

где ∆ G (Ме ), ∆ G (Me ), – стандартная энергия Гиббса образования соответствующих ионов, Дж/моль (значения ∆ G приводятся в термодинамических справочниках).

Так как W_э = W_x.p., то Е_ГЭ = − .

Термодинамическое условие работы гальванического элемента:

Е_ГЭ > 0 или φ_к > φ_а .

 

Концентрационный гальванический элемент (ГЭ) состоит из электродов одного и того же металла, погруженных в растворы солей этого металла разной концентрации. Схема концентрационного ГЭ:

Ме₁ ½ Ме^Z+(С ₁) ½½ Ме^Z+(С ₂) ½ Ме

Если С ₁(Ме^Z+) < С ₂(Ме^Z+), то, согласно уравнению Нернста, φ ₁ < φ ₂ и электрод 1 будет анодом, а электрод 2 – катодом. Электродные процессы:

анодный: Ме – zē → Ме^z+

катодный: Ме^z+ + zē → Ме

Е_ГЭ = φ_р (Ме) = φ_к – φ_a = lg .

Концентрационный ГЭ работает до тех пор, пока концентрации металлов у катода и анода не сравняются.

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов протекают процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Возможные процессы на катоде:

1) Если металл находится в ряду напряжений от Li до Al, то восстанавливаются молекулы воды

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-

2) Если металл находится от Al до Н₂, то восстанав-ливаются ионы металла вместе с молекулами воды:

Ме^z+ + zе → Ме

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-

3) Если металл находится от Cu до Au, то восстанавливаются только Ме^z+.

Ме^z+ + zе → Ме

Процессы, протекающие на аноде:

1) Если анионы в растворе образованы от бескислородной кислоты, то они легко окисляются, например:

2Cl^- - 2е = Cl₂

2) Если анионы образованы от кислородсодержащей кислоты, то окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода:

2 H₂O – 4ē = О₂↑ + 4Н⁺.

3) На аноде возможны процессы окисления материала анода: Me – nē = Meⁿ⁺.

Количественная характеристика процесса электролиза определяется законами, установленными Фарадеем: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.

Закон Фарадея выражается следующим уравнением:

m = Мž I žt / n žF,

где m – масса образовавшегося или подвергшегося првращению вещества, г;

М – молярная масса вещества, г/моль;

I – сила тока, А;

t – время, с;

n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;

F – постоянная Фарадея, 96 500 Кл / моль, т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещесва.

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу используют в виде:

V = V⁰ It / n F,

где V – объем газа, выделяющегося на электроде;

V⁰ – объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4л/моль).

Решение типовых задач

Пример 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.

Решение. Стандартный электродный потенциал системы Na⁺ + e = Na° (– 2,71 B) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (– 0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^–, а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода 2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4e, поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему 2SO₄^2– = S₂O₈^2– + 2e. Ионы SO₄^2–, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

К: 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^–

А: 2H₂O – 4е = O₂ + 4H⁺

Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:

6H₂O = 2H₂↑ + 4OH^– + O₂↑ + 4H⁺

Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ионов SO₄^2– в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

6H₂O + 2Na₂SO₄ = 2H₂↑ + 4NaOH + O₂↑ + 4H₂SO₄

Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия в катодном пространстве и серная кислота в анодном пространстве.

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.

Решение. 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):

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

Пример 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор хлорида меди в течение 1,5 часа. Написать уравнение электролиза и вычислить массу выделившегося металла и объем выделившегося газа.

Решение. К: Cu²⁺ + 2е → Cu⁰

А: 2Cl^- - 2е = Cl₂

Общее уравнение электролиза: Cu²⁺ + 2Cl^- → Cu⁰ + Cl₂

CuCl₂ → Cu + Cl₂

Массу выделившейся меди находим из уравнения закона Фарадея, имея в виду, что 1,5 часа = 5400c

m (Cu) = МIt / n F = 64·6·5400 /2·96 500 = 10,74 г.

При вычислении объема выделившегося газа представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

V= V_ЭIt / F,

где V_Э – эквивалентный объем газа, моль/л, V_Э хлора равен 22,4/2 =11,2 моль/л.

V (Cl₂) = 11,2 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,76 л;

Электрохимическая коррозия – самопроизвольный процесс разрушения металлов и сплавов в среде электролита, обусловленный возникновением внутри системы электрического тока.

Причинами электрохимической коррозии являются: энергетическая неоднородность металлов и наличие на их поверхности катодных и анодных участков, т.е. образование коррозионных микрогальванических элементов. При этом, как и в ГЭ, φ_к > φ_a. Условием протекания электрохимической коррозии является наличие двух сопряженных процессов:

а) анодного – переход металла с анодных участков поверхности в раствор в виде ионов:

Ме – zē → Ме^z+ (окисление, коррозия).

Эквивалентное количество электронов остается в металле и переходит к катодным участкам поверхности; потенциал анодного процесса определяется стандартными электродным потенциалом корродирующего металла:

φ_а = φ ^º (Ме);

б) катодного – связывание электронов, образующихся в анодном процессе, каким-либо веществом – окислителем (Ох), находящимся в среде электролита:

Ох + zē ® Red (восстановление).

Процесс связывания электронов называется деполяризацией, а вещества-окислители – деполяризаторами. Деполяризация протекает на катодных участках поверхности. Потенциал катодного процесса определяется потенциалом окислителя (деполяризатора):

φ_к = φ (Ох).

Механизм коррозии. В воде и растворах, соприкасающихся с воздухом, основными деполяризаторами являются О₂, ионы H⁺ и вода. Деполяризатор определяет вид коррозии и катодного процесса. Различают следующие виды коррозии:

А. Коррозия с кислородной деполяризацией – это коррозия с участием кислорода. Катодный процесс в зависимости от pH описывается уравнениями:

а) в кислой среде (pH < 7): О₂ + 4H⁺ + 4ē → 2H₂O,

б) в щелочной и нейтральной средах (pH ³ 7):

О₂ + 2H₂O + 4ē → 4OH^- .

Потенциал катодного процесса определяется потенциалом кислородного электрода: φ_к = φ (О₂).

Схема коррозионного ГЭ: Ме ½ H₂O, pH, Ох: О₂ ½ Ме.

Б. Коррозия с водородной деполяризацией сопровождается выделением водорода на катодных участках.

Катодный процесс описывается уравнениями:

а) в кислой среде (pH < 7): 2H⁺ + 2ē → H₂­

б) в щелочной и нейтральной средах (pH ³ 7):

2H₂O + 2ē → H₂­ + 2OH⁻ .

Потенциал катодного процесса определяется потенциалом водородного электрода: φ_к = φ (H₂).

Схема коррозионного ГЭ:

Ме ½ H₂O, pH, Ох: H⁺, H₂O ½ Ме

Электрохимическая коррозия возможна при условии, что электроны с анодных участков постоянно перетекают на катодные, а затем удаляются с них окислителем. Следовательно, термодинамическое условие протекания коррозии φ_а < φ_к или φ (Me) < φ (Ox).

В присутствии кислорода возможны следующие виды коррозии:

А. Если φ °(Me) > φ (О₂) – коррозия металла невозможна.

Б. Если φ (Н₂) < φ °(Me) < φ °(О₂), возможна коррозия металла с кислородной деполяризацией.

В. Если φ °(Me) < φ (Н₂), возможна коррозия со смешанной кислородной и водородной деполяризацией, которая описывается вышеприведенными уравнениями.

Если кислород в системе отсутствует и нет других окислителей, то возможна коррозия с водородной деполяризацией при условии φ °(Me) < φ (Н₂).

 

Задания для выполнения контрольной работы

 

165. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Объясните это явление, составив уравнения анодного и катодного процессов.

166. Почему в железной бочке можно хранить концентрированную и нельзя хранить разбавленную серную кислоту? Почему никель устойчив в щелочных растворах?

167. К какому типу покрытий относится олово на стали и на меди? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии луженых стали и меди в кислой среде? Напишите уравнения катодных и анодных процессов.

168. Приведите примеры катодных и анодных покрытий для кобальта. Составьте уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.

169. В чем заключается сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите с кислой средой. Составьте уравнения анодного и катодного процессов.

170. Напишите уравнения электродных реакций, протекающих при катодной защите стальных труб.

171. Вычислите потенциал никелевого электрода, погруженного в 200 мл раствора, содержащего 0,12 г нитрата никеля. φ⁰ _Ni²⁺_/Ni = - 0,23 B.

172. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартных цинкового и серебряного электродов, если φ ⁰_Zn²⁺_/Zn = - 0,763 B, а φ ⁰_Ag⁺_/Ag = 0,799 B. Напишите схему гальванического элемента и реакции на электродах.

173. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартных водородного и цинкового электродов. Составьте схему гальванического элемента и уравнения реакций, протекающих на электродах, если известно, что φ ⁰ _Zn²⁺_/Zn = −0,763 B.

174. Составьте схему свинцово-цинкового гальванического элемента, напишите реакции на электродах, рассчитайте ЭДС, если φ ⁰_Zn²⁺_/Zn = - 0,763B, φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb = - 0,126B, а концентрации [Рb²⁺] = 0,01 моль/л; [Zn²⁺] = 0,05 моль/л.

175. Вычислите потенциал свинцового электрода, погруженного в 200 мл раствора, содержащего 0,1 г Рb(NO₃)₂ (φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb = − 0,126 B).

176. Составьте схему гальванического элемента, при работе которого протекает реакция Ni + Рb(NО₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Рb. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах, рассчитайте ЭДС, если [Ni²⁺] = [Рb²⁺] = 0,01 моль/л (φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb = − 0,126 B, φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni = − 0,23 B).

177. Рассчитайте электродвижущую силу Fе-Рb гальванического элемента, если концентрации Fе(NО₃)₂ и Рb(NО₃)₂ равны 0,1 M.

178. Имеется Ni−Со гальванический элемент, концентрация электролита Со²⁺ равна 1 M. Рассчитайте концентрацию Ni²⁺ в условиях, когда потенциал никеля равен нормальному электродному потенциалу кобальта (φ ⁰_Co²⁺_/Co =−0,276B, φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni =−0,23B).

179. Электродвижущая сила Сu−Zn гальванического элемента равна 1,04 В. Рассчитайте концентрацию ионов меди в медном электролите. Концентрация цинкового электролита 0,1 M. φ ⁰_Zn²⁺_/Zn = − 0,763B, φ ⁰ _Cu²⁺_/Cu = 0,34 B.

180. Рассчитайте потенциал никелевого электрода, погруженного в 400 мл раствора, содержащего 0,24 г нитрата никеля; (φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni = − 0,23 B).

181. Рассчитайте концентрацию раствора Ni(NO₃)₂, если ЭДС Ni−Со гальванического элемента равна 0. Концентрация Со(NО₃)₂ составляет 0,1 M (φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni = − 0,23 B, φ ⁰ _Co²⁺_/Co = −0,276 B).

182. При работе гальванического элемента на электродах протекают процессы: Zn⁰ − 2e → Zn²⁺; Рb²⁺ + 2e → Рb⁰. Составьте схему гальванического элемента и рассчитайте ЭДС, если [Zn²⁺] = 0,05 М, а [Рb²⁺] = 0,01 М (φ ⁰ _Zn²⁺_/Zn = −0,763 B, φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb =−0,126 B).

183. Вычислите потенциал свинцового электрода, погруженного в 200 мл раствора, содержащего 0,1 г Рb(NО₃)₂, (φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb = − 0,126 B).

184. Вычислите потенциал алюминиевого электрода, погруженного в 120 мл раствора, содержащего 0,1 г А1С1₃; (φ ⁰ _Al³⁺_/Al = − 1,66 B).

185. Составьте схему гальванического элемента, при работе которого протекают процессы Сu⁰ − 2e → Сu²⁺; Аg⁺ + e → Аg. Рассчитайте ЭДС этого элемента, если [Сu²⁺] = [Аg⁺] = 0,001 моль/л.

186. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартных водородного и медного электродов, если [СuSО₄] = 0,001 М. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.

187. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах гальванического элемента:

Рb|0,001М Рb(NO₃)₂||1М Рb(NO₃)₂|РЬ;

φ ⁰_Pb²⁺_/Pb = – 0,126 B. Рассчитайте ЭДС.

188. Вычислите потенциал цинкового электрода, погруженного в 150 мл раствора, содержащего 0,2 г ZnSО₄. (φ ⁰ _Zn²⁺_/Zn = − 0,763 B).

189. Вычислите ЭДС медно-таллиевого гальванического элемента в стандартных условиях, если φ ⁰_Tl⁺_/Tl =
= − 0,005 B, φ ⁰_Cu²⁺_/Cu = 0,34 B.

190. Вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного никелевым электродом, погруженным в 0,05М раствор NiSО₄, и медным электродом, погруженным в 0,02М раствор СuSО₄ (φ ⁰_Cu²⁺_/Cu = 0,34 B, φ ⁰_Ni²⁺_/Ni = − 0,23 B).

191. Вычислите потенциал магниевого электрода, погруженного в 150 мл раствора, содержащего 0,16 г МgSO₄; φ ⁰_Mg²⁺_/Mg = − 2,38 B.

192. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых кадмий является анодом, а в другом - катодом. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.

193. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из кадмиевого и серебряного электродов, если [Сd⁺²] = [Аg⁺] = 0,001М. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах.

194. Что является восстановителем, а что окислителем в гальваническом элементе, состоящем из меди, погруженной в раствор СuSО₄, и серебра, погруженного в раствор АgNO₃. Составьте схему этого элемента, уравнения процессов, протекающих на электродах. Рассчитайте ЭДС этого элемента, если [Сu²⁺] = [Аg⁺] = 1 M (φ ⁰ _Cu²⁺_/Cu = = 0,34B, φ ⁰ _Ag⁺_/Ag = 0,80 B).

195. Вычислите ЭДС магний-никелевого гальванического элемента, если [Мg²⁺] = [Ni²⁺] =1 M. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Изменится ли величина ЭДС, если [Мg²⁺] и [Ni²⁺] понизить до 0,01 M. Ответ мотивируйте.

196. Составьте уравнения процессов, протекающих на электродах цинк-кадмиевого гальванического элемента, [Zn²⁺]=[Сd²⁺] = 0,01 M (φ ⁰_Zn²⁺_/Zn = −0,763 B, φ ⁰ _Cd²⁺_/Cd =
= −0,40 B).

197. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из никелевого электрода, погруженного в раствор NiSО₄, в котором [Ni²⁺] = 0,01 M, и серебряного, погруженного в раствор электролита с концентрацией
[Аg⁺] =2 M; (φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni = −0,23 B, φ ⁰ _Ag⁺_/Ag = 0,80 B).

198. Вычислите ЭДС кадмий-ртутного гальванического элемента, если [Сd²⁺] = 1 M; [Нg²⁺] = 0,01 M;
(φ ⁰ _Hg²⁺_/Hg = +0,85 B, φ ⁰ _Cd²⁺_/Cd = −0,40 B).

199. Вычислите электродный потенциал меди, погруженной в раствор СuSО₄ с концентрацией [Сu²⁺]= 0,01M; (φ ⁰ _Cu²⁺_/Cu = 0,34 B).

200. Вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором [Zn²⁺] = 1 M; [Ni²⁺] = 0,1 M; (φ ⁰ _Ni²⁺_/Ni = −0,23 B,
φ ⁰ _Zn²⁺_/Zn = −0,763 B).

201. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из железной и свинцовой пластинок, опущенных в 0,1 M растворы их азотнокислых солей. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах.
(φ ⁰ _Fe²⁺_/Fe = −0,44 B, φ ⁰ _Pb²⁺_/Pb = −0,13 B).

202. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряного и кобальтового электродов, если [Аg⁺] = 0,1 M, а [Со²⁺] = 0,001 M (φ ⁰_Co²⁺_/Co = −0,277 B, φ ⁰ _Ag⁺_/Ag = 0,80 B).

203. Какие процессы идут на катоде и аноде, если подвергнуть электролизу водные растворы следующих солей:

а) LiBr; б)K₃PO₄; в) Ba(NO₃)₂ ; г) FeBr₃; д) K₂CO₃; е)CoCl₂; ж) KMnO₄; з) Ca(NO₃)₂; и) NiSO₄; к) ZnCl₂; л)KNO₃

204. Какие процессы протекают у катода и анода при электролизе раствора CuSO₄: а) на угольном аноде; б) на медном аноде.

205. Почему щелочные металлы нельзя получить электролизом водных растворов их солей? Ответ обосновать. Как получить щелочные металлы в свободном состоянии?

206. Составить электронные уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе водного раствора NiCl₂: а) на угольном аноде; б) на никелевом аноде.

207. При электролизе какого раствора на аноде выделяется кислород: а) нитрата свинца; б) хлорида магния; в) иодида калия; г) сульфата натрия?

208. При электролизе какого раствора на аноде выделяется только водород: а) нитрат висмута; б) нитрат кобальта; в) нитрат железа; г) нитрат кальция.

209. Составить схемы электролиза водных растворов NaCl и NiSO₄ (на угольном аноде). Какие объемы хлора и кислорода выделятся на аноде, если электролиз вести 30 мин при силе тока 5А?

210. Определить эквивалентную массу и название двухвалентного металла, зная, что при пропускании через раствор его соли тока силой в 5А в течение 30 мин выделилось 2,96 г металла.

211. Определить эквивалентную массу и название двухвалентного металла, если для выделения 1г этого металла из раствора его соли потребовалось затратить 2966,36 Кл.

212. Составить схему электролиза водного раствора сульфата кадмия при угольном аноде. Сколько граммов кадмия выделится на катоде, если на аноде образуется 1,12л кислорода при н.у.

213. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора ZnSO₄ (анод угольный)? Какой объем кислорода (при н.у.) образуется на аноде, если на катоде выделится 0,65г цинка?

214. Какие процессы протекают на электродах при электролизе водного раствора AgNO₃ при серебряном аноде? Как изменится масса анода, если через раствор пропустить ток силой 2А в течение 5ч?

215. Составить схемы электролиза водного раствора соли CuCl₂ (анод угольный). Какие продукты и в каком количестве выделятся на электродах, если электролиз вести 2 ч при силе тока 5А (количество газа рассчитать в объемных единицах при н.у.).

216. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора сульфата никеля (электроды никелевые)? Как изменится масса анода, если через этот раствор попустить ток силой 3А в течение 2 ч?

217. Сколько электричества нужно пропустить через раствор, чтобы получить 1т NaOH при электролизе раствора NaCl?

218. Электролиз раствора K₂SO₄ проводили при силе тока 5 А в течении 3 часов. Составить электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Каков объем газов при нормальных условиях выделится на катоде и аноде?

219. Определить силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида свинца в течение 10 часов, чтобы получить 0,5 кг свинца.

220. При электролизе водного раствора хлорида цинка на аноде выделился хлор объемом 26,88 л. Определить массу выделившегося цинка.

221. При электролизе водного раствора сульфата никеля(II) на катоде получили никель массой 177 г. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде?

222. Через раствор сульфата цинка пропускали ток в течение 30 мин. При этом выделилось 0,25 г цинка. Вычислить количество электричества. Составить схему электролиза.

223. Составить уравнения реакций электролиза водных растворов следующих веществ: а) AlCl₃; б) K₃PO₄; в) Pt(NO₃)₂; г) Na₂S д) AgNO₃. Электролиз ведется с инертными электродами.

224. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе растворов: а) хлорида никеля с никелевым анодом; б) сульфата натрия с цинковым анодом; в) гидроксида калия с графитовыми электродами; г) сульфата железа (ΙΙ) с графитовыми электродами.