Este clar că nimic nu este clar.

Să examinăm mai detaliat procesele care pot avea loc atunci când o placă metalică este scufundată într-o soluție de sare a aceluiași metal din care este făcută placa în sine, care în astfel de cazuri se numește electrod.

Există două opțiuni.

Opțiunea 1. Electrodul este fabricat dintr-un metal care este un agent reducător activ (nu „îi pare rău” să renunțe la electroni), să fie, să zicem, zinc.

După ce electrodul de zinc este scufundat în soluție, dipolii de apă prezenți în soluție încep să atragă o anumită parte din atomii de zinc, care trec în soluție sub formă de ioni hidratați, dar în același timp își lasă electronii pe suprafața electrodului.

Me 0 +mH 2 O → Me n+ mH 2 O+ne - Me 0 → Me n+ +ne -

Treptat, pe suprafața electrodului de zinc se acumulează din ce în ce mai mulți electroni negativi „aruncați” - electrodul de zinc capătă o sarcină negativă. În paralel cu acest proces, cantitatea de ioni de zinc încărcați pozitiv care părăsesc electrodul crește în soluție. Cationii de zinc încep să fie atrași de electrodul încărcat negativ, drept urmare un așa-numit dublu strat electric(DES).

Opțiunea 2. Electrodul este fabricat dintr-un metal care este un agent reducător slab (îi „îi pare rău” să se despartă de electronii săi). Lasă cuprul să joace rolul unui astfel de metal. Astfel, ionii de cupru conținuți în soluție sunt agenți puternici de oxidare. Când un electrod de cupru este scufundat într-o soluție, unii dintre ionii de cupru încep să intre în contact cu suprafața electrodului și se reduc din cauza electronilor liberi prezenți în cupru.

Me n+ +ne - → Me 0

Procesul opus opțiunii 1 are loc treptat, din ce în ce mai mulți cationi de cupru se depun pe suprafața electrodului. Recuperând, cationii încarcă placa de cupru pozitiv pe măsură ce sarcina crește, electrodul de cupru pozitiv atrage din ce în ce mai mulți ioni încărcați negativ, formând astfel un strat electric dublu, dar de polaritate inversă decât era în Opțiunea 1.

Format la graniță electrod soluție se numeste diferenta de potential potenţialul electrodului.

Măsurarea unui astfel de potențial este foarte dificilă. Pentru a ieși din situația dificilă, au decis să ia nu valori absolute, ci relative, iar ca standard au decis să ia potențialul electrodului de hidrogen, luat egal cu zero.

Potențialul unui anumit electrod metalic depinde de natura metalului, de concentrația și temperatura soluției.

Deoarece metalele alcaline și alcalino-pământoase din soluții apoase reacționează cu apa, potențialele electrodului lor sunt calculate teoretic.

Se obișnuiește să se aranjeze toate metalele în ordinea crescătoare a valorii potențialului lor standard de electrod - această serie se numește serie de tensiune electrochimică a metalelor:

Ce arată potențialul electrodului?

Potențialul electrodului reflectă în valoare numerică capacitatea unui metal de a-și ceda electronii sau de a fi restaurat, cu alte cuvinte, reflectă activitatea chimică a metalului.

Cu cât un metal se află mai la stânga în seria electrochimică (vezi mai sus), cu atât renunță mai ușor la electroni, adică este mai activ și reacționează mai ușor cu alte elemente.

Dacă luăm extremele, atunci:

• litiul este cel mai puternic agent reducător, iar ionul de litiu este cel mai slab agent oxidant;
• aurul este cel mai slab agent reducător, iar ionul de aur este cel mai puternic agent de oxidare.

Consecințele care decurg din seria electrochimică a tensiunilor metalice:

• Metalul înlocuiește din săruri toate celelalte metale care se află în seria din dreapta acestuia (care sunt agenți reducători mai slabi);
• Metalele care au un potențial de electrod negativ, adică, stând la stânga hidrogenului, îl înlocuiesc de acizi;
• Cele mai active metale, care au cele mai mici valori ale potențialului electrodului (acestea sunt metale de la litiu la sodiu), reacționează în primul rând cu apa în soluții apoase.

Trebuie remarcat faptul că poziția metalelor în Tabelul Periodic și poziția acelorași metale în seria tensiunii electrochimice sunt ușor diferite. Acest fapt se explică prin faptul că valoarea potențialului electrodului depinde nu numai de energia necesară pentru a elimina electronii dintr-un atom izolat, ci include și energia necesară distrugerii rețelei cristaline + energia care este eliberată în timpul hidratării ionii.

Secțiuni: Chimie, Concurs „Prezentare pentru lecție”

Clasă: 11

Prezentare pentru lecție

Înapoi Înainte

Atenţie! Previzualizările diapozitivelor au doar scop informativ și este posibil să nu reprezinte toate caracteristicile prezentării. Dacă sunteți interesat de această lucrare, vă rugăm să descărcați versiunea completă.

Scopuri si obiective:

• Educațional: Considerarea activității chimice a metalelor pe baza poziției lor în tabelul periodic D.I. Mendeleev și în seria tensiunii electrochimice a metalelor.
• Dezvoltare: Pentru a promova dezvoltarea memoriei auditive, capacitatea de a compara informații, de a gândi logic și de a explica reacțiile chimice în curs.
• Educațional: Dezvoltăm abilitățile de muncă independentă, capacitatea de a-și exprima în mod rezonabil opinia și de a asculta colegii de clasă și le insuflă copiilor un sentiment de patriotism și mândrie față de compatrioții lor.

Echipament: PC cu mediaproiector, laboratoare individuale cu un set de reactivi chimici, modele de rețele metalice cristaline.

Tipul de lecție: utilizarea tehnologiei pentru dezvoltarea gândirii critice.

Progresul lecției

eu. Etapa provocării.

Actualizarea cunoștințelor pe tema, trezirea activității cognitive.

Joc bluff: „Crezi că...” (Diapozitivul 3)

1. Metalele ocupă colțul din stânga sus în PSHE.
2. În cristale, atomii de metal sunt legați prin legături metalice.
3. Electronii de valență ai metalelor sunt strâns legați de nucleu.
4. Metalele din subgrupele principale (A) au de obicei 2 electroni la nivelul lor exterior.
5. În grupul de sus în jos există o creștere a proprietăților reducătoare ale metalelor.
6. Pentru a evalua reactivitatea unui metal în soluții de acizi și săruri, este suficient să ne uităm la seria de tensiune electrochimică a metalelor.
7. Pentru a evalua reactivitatea unui metal în soluții de acizi și săruri, trebuie doar să priviți tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev

Întrebare pentru clasă? Ce înseamnă intrarea? Eu 0 – ne —> Eu +n(Diapozitivul 4)

Răspuns: Me0 este un agent reducător, ceea ce înseamnă că interacționează cu agenții oxidanți. Următorii pot acționa ca agenți de oxidare:

1. Substanțe simple (+O 2, Cl 2, S...)
2. Substanțe complexe (H 2 O, acizi, soluții de sare...)

II. Înțelegerea informațiilor noi.

Ca tehnică metodologică, se propune întocmirea unei diagrame de referință.

Întrebare pentru clasă? Ce factori determină proprietățile reducătoare ale metalelor? (Diapozitivul 5)

Răspuns: Din poziția în tabelul periodic al lui D.I Mendeleev sau din poziția în seria electrochimică a tensiunii metalelor.

Profesorul introduce conceptele: activitatea chimică și activitatea electrochimică.

Înainte de a începe explicația, copiii sunt rugați să compare activitatea atomilor LAŞi Li pozitia in tabelul periodic D.I. Mendeleev și activitatea substanțelor simple formate de aceste elemente în funcție de poziția lor în seria tensiunii electrochimice a metalelor. (Diapozitivul 6)

Apare o contradicție:În conformitate cu poziția metalelor alcaline în PSCE și conform modelelor de modificări ale proprietăților elementelor din subgrup, activitatea potasiului este mai mare decât cea a litiului. După poziție în seria de tensiuni, litiul este cel mai activ.

Material nou. Profesorul explică diferența dintre activitatea chimică și cea electrochimică și explică că seria electrochimică de tensiuni reflectă capacitatea unui metal de a se transforma într-un ion hidratat, unde măsura activității metalului este energia, care constă din trei termeni (energie de atomizare, ionizare). energie și energie de hidratare). Notăm materialul într-un caiet. (Diapozitive 7-10)

Să-l notăm împreună într-un caiet. concluzie: Cu cât raza ionului este mai mică, cu atât este mai mare câmpul electric în jurul acestuia, cu atât se eliberează mai multă energie în timpul hidratării, de aici cu atât proprietățile reducătoare mai puternice ale acestui metal în reacții.

Informații istorice: discursul elevului despre crearea de către Beketov a unei serii de deplasare a metalelor. (Diapozitivul 11)

Acțiunea seriei de tensiune electrochimică a metalelor este limitată doar de reacțiile metalelor cu soluții de electroliți (acizi, săruri).

Notă:

1. Proprietățile reducătoare ale metalelor scad în timpul reacțiilor în soluții apoase în condiții standard (250°C, 1 atm);
2. Metalul din stânga deplasează metalul spre dreapta din sărurile lor în soluție;
3. Metalele care stau înainte ca hidrogenul să îl înlocuiască din acizii în soluție (cu excepția: HNO3);
4. Eu (către Al) + H2O -> alcali + H2
   Alte Eu (până la H 2) + H 2 O -> oxid + H 2 (condiții dure)
   Eu (după H 2) + H 2 O -> nu reacţionează

(Diapozitivul 12)

Băieților li se înmânează mementouri.

Lucrari practice:„Interacțiunea metalelor cu soluțiile sărate” (Diapozitivul 13)

Faceți tranziția:

• CuSO 4 —> FeSO 4
• CuSO 4 —> ZnSO 4

Demonstrarea experienței de interacțiune dintre soluția de cupru și azotat de mercur(II).

III. Reflecție, reflecție.

Repetăm: în ce caz folosim tabelul periodic și în ce caz este nevoie de o serie de tensiuni metalice? (Diapozitive 14-15).

Să revenim la întrebările inițiale ale lecției. Afișăm întrebările 6 și 7 pe ecran Analizăm care afirmație este incorectă. Există o cheie pe ecran (verificarea sarcinii 1). (Diapozitivul 16).

Să rezumam lecția:

• Ce nou ai invatat?
• În ce caz este posibil să se utilizeze seria de tensiune electrochimică a metalelor?

Teme pentru acasă: (Diapozitivul 17)

1. Repetați conceptul de „POTENȚIAL” de la cursul de fizică;
2. Completați ecuația reacției, scrieți ecuațiile echilibrului electronic: Сu + Hg(NO 3) 2 →
3. Metalele sunt date ( Fe, Mg, Pb, Cu)– propune experimente care confirmă localizarea acestor metale în seria tensiunii electrochimice.

Evaluăm rezultatele pentru jocul bluff, lucrul la tablă, răspunsurile orale, comunicarea și lucrările practice.

Literatura folosita:

1. O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova, A.G. Vvedenskaya „Manual pentru profesori. Chimie clasa a XI-a, partea a II-a” Editura Butarda.
2. N.L. Glinka „Chimie generală”.

Metalele care reacţionează uşor se numesc metale active. Acestea includ metale alcaline, alcalino-pământoase și aluminiu.

Poziția în tabelul periodic

Proprietățile metalice ale elementelor scad de la stânga la dreapta în tabelul periodic. Prin urmare, elementele grupelor I și II sunt considerate cele mai active.

Orez. 1. Metale active în tabelul periodic.

Toate metalele sunt agenți reducători și se despart cu ușurință de electroni la nivelul de energie exterior. Metalele active au doar unul sau doi electroni de valență. În acest caz, proprietățile metalice cresc de sus în jos odată cu creșterea numărului de niveluri de energie, deoarece Cu cât un electron este mai departe de nucleul unui atom, cu atât îi este mai ușor să se separe.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

• litiu;
• sodiu;
• potasiu;
• rubidiu;
• cesiu;
• franceză

Metalele alcalino-pământoase includ:

• beriliu;
• magneziu;
• calciu;
• stronţiu;
• bariu;
• radiu.

Gradul de activitate al unui metal poate fi determinat de seria electrochimică a tensiunilor metalice. Cu cât un element este situat mai la stânga hidrogenului, cu atât este mai activ. Metalele din dreapta hidrogenului sunt inactive și pot reacționa numai cu acizi concentrați.

Orez. 2. Serii electrochimice de tensiuni ale metalelor.

Lista metalelor active din chimie include și aluminiul, situat în grupa III și în stânga hidrogenului. Cu toate acestea, aluminiul se află la granița metalelor active și intermediar active și nu reacționează cu unele substanțe în condiții normale.

Proprietăți

Metalele active sunt moi (pot fi tăiate cu un cuțit), ușoare și au un punct de topire scăzut.

Principalele proprietăți chimice ale metalelor sunt prezentate în tabel.

Reacţie	Ecuaţie	Excepţie
Metalele alcaline se aprind spontan în aer atunci când interacționează cu oxigenul	K + O 2 → KO 2	Litiul reacţionează cu oxigenul numai la temperaturi ridicate
Metalele alcalino-pământoase și aluminiul formează pelicule de oxid în aer și se aprind spontan când sunt încălzite	2Ca + O 2 → 2CaO
Reacționează cu substanțe simple pentru a forma săruri	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminiul nu reacționează cu hidrogenul
Reacționează violent cu apa, formând alcali și hidrogen	- Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2	Reacția cu litiul este lentă. Aluminiul reacţionează cu apa numai după îndepărtarea peliculei de oxid
Reacționează cu acizii pentru a forma săruri	Ca + 2HCI → CaCI2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Interacționează cu soluțiile sărate, mai întâi reacționând cu apa și apoi cu sarea	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Metalele active reacționează ușor, așa că în natură se găsesc numai în amestecuri - minerale, roci.

Orez. 3. Minerale și metale pure.

Ce am învățat?

Metalele active includ elemente din grupele I și II - metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiu. Activitatea lor este determinată de structura atomului - câțiva electroni sunt ușor separați de nivelul de energie extern. Acestea sunt metale ușoare moi care reacționează rapid cu substanțe simple și complexe, formând oxizi, hidroxizi și săruri. Aluminiul este mai aproape de hidrogen și reacția sa cu substanțele necesită condiții suplimentare - temperaturi ridicate, distrugerea peliculei de oxid.

Test pe tema

Evaluarea raportului

Evaluare medie: 4.4. Evaluări totale primite: 388.

Sisteme electrochimice

Caracteristici generale

Electrochimie - o ramură a chimiei care studiază procesele de apariție a diferențelor de potențial și de conversie a energiei chimice în energie electrică (pile galvanice), precum și implementarea reacțiilor chimice datorate consumului de energie electrică (electroliza). Aceste două procese, care au o natură comună, sunt utilizate pe scară largă în tehnologia modernă.

Celulele galvanice sunt folosite ca surse de energie autonome și de dimensiuni mici pentru mașini, dispozitive de inginerie radio și dispozitive de control. Folosind electroliza, se obțin diverse substanțe, se tratează suprafețele și se creează produse de forma dorită.

Procesele electrochimice nu beneficiază întotdeauna de oameni și, uneori, provoacă daune mari, provocând coroziunea crescută și distrugerea structurilor metalice. Pentru a utiliza cu pricepere procesele electrochimice și a combate fenomenele nedorite, acestea trebuie să fie studiate și să poată regla.

Motivul apariției fenomenelor electrochimice este transferul de electroni sau o schimbare a stării de oxidare a atomilor substanțelor care participă la procesele electrochimice, adică reacțiile redox care au loc în sisteme eterogene. În reacțiile redox, electronii sunt transferați direct de la agentul de reducere la agentul de oxidare. Dacă procesele de oxidare și reducere sunt separate spațial, iar electronii sunt direcționați de-a lungul unui conductor metalic, atunci un astfel de sistem va reprezenta o celulă galvanică. Motivul apariției și curgerii curentului electric într-o celulă galvanică este diferența de potențial.

Potențialul electrodului. Măsurarea potențialelor electrodului

Dacă luați o placă de orice metal și o coborâți în apă, atunci ionii stratului de suprafață, sub influența moleculelor polare de apă, se desprind și se hidratează în lichid. Ca urmare a acestei tranziții, lichidul este încărcat pozitiv și metalul negativ, deoarece pe el apare un exces de electroni. Acumularea ionilor metalici în lichid începe să inhibe dizolvarea metalului. Se stabilește un echilibru mobil

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Starea de echilibru depinde atât de activitatea metalului, cât și de concentrația ionilor acestuia în soluție. În cazul metalelor active din seria de tensiune până la hidrogen, interacțiunea cu moleculele polare de apă se încheie cu separarea ionilor metalici pozitivi de la suprafață și trecerea ionilor hidratați în soluție (Fig. b). Metalul devine încărcat negativ. Procesul este oxidarea. Pe măsură ce concentrația de ioni în apropierea suprafeței crește, procesul invers devine probabil - reducerea ionilor. Atractia electrostatica dintre cationii in solutie si electronii in exces de la suprafata formeaza un strat dublu electric. Acest lucru duce la apariția unei anumite diferențe de potențial, sau salt de potențial, la interfața dintre metal și lichid. Se numește diferența de potențial care apare între un metal și mediul apos din jur potenţialul electrodului. Când un metal este scufundat într-o soluție de sare a acelui metal, echilibrul se schimbă. Creșterea concentrației ionilor unui metal dat în soluție facilitează procesul de tranziție a ionilor de la soluție la metal. Metalele ai căror ioni au o capacitate semnificativă de a trece în soluție vor fi încărcate pozitiv într-o astfel de soluție, dar într-o măsură mai mică decât în ​​apa pură.

Pentru metalele inactive, concentrația de echilibru a ionilor metalici în soluție este foarte mică. Dacă un astfel de metal este scufundat într-o soluție de sare a acestui metal, atunci ionii încărcați pozitiv sunt eliberați pe metal cu o viteză mai rapidă decât tranziția ionilor de la metal la soluție. Suprafața metalică va primi o sarcină pozitivă, iar soluția va primi o sarcină negativă din cauza excesului de anioni de sare. Și în acest caz, la interfața metal-soluție apare un strat dublu electric, de unde o anumită diferență de potențial (Fig. c). În cazul luat în considerare, potențialul electrodului este pozitiv.

Orez. Procesul de tranziție a unui ion de la un metal la o soluție:

a – echilibru; b – dizolvare; c – depunere

Potențialul fiecărui electrod depinde de natura metalului, de concentrația ionilor săi în soluție și de temperatură. Dacă un metal este scufundat într-o soluție de sare care conține un mol de ion metalic la 1 dm 3 (a cărui activitate este 1), atunci potențialul electrodului va fi o valoare constantă la o temperatură de 25 o C și o presiune de 1. ATM. Acest potențial se numește potenţial standard al electrodului (E o).

Ionii metalici cu sarcină pozitivă, pătrunzând în soluție și mișcându-se în câmpul potențial al interfeței metal-soluție, consumă energie. Această energie este compensată de munca de dilatare izotermă de la o concentrație mai mare de ioni la suprafață la una mai mică în soluție. Ionii pozitivi se acumulează în stratul de suprafață până la o concentrație Cu O, și apoi intră în soluție, unde concentrația de ioni liberi Cu. Lucrul câmpului electric EnF este egal cu munca izotermă de dilatare RTln(с o /с). Echivalând ambele expresii ale muncii, putem deduce mărimea potențialului

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

unde E este potențialul metalic, V; R – constanta universală a gazului, J/mol K; T – temperatura, K; n – sarcina ionică; F – numărul Faraday; с – concentrația de ioni liberi;

с о – concentrația ionilor în stratul de suprafață.

Nu este posibil să se măsoare direct valoarea potențialului, deoarece este imposibil să se determine experimental valoarea potențialului. Valorile potențialelor electrodului sunt determinate empiric în raport cu valoarea altui electrod, al cărui potențial este convențional presupus a fi zero. Un astfel de electrod standard sau de referință este electrod de hidrogen normal (n.v.e.) . Structura electrodului de hidrogen este prezentată în figură. Este format dintr-o placă de platină acoperită cu platină depusă electrolitic. Electrodul este scufundat într-o soluție 1M de acid sulfuric (activitatea ionilor de hidrogen este de 1 mol/dm3) și este spălat cu un curent de hidrogen gazos sub o presiune de 101 kPa și T = 298 K. Când platina este saturată cu hidrogen , echilibrul se stabilește pe suprafața metalului, procesul global este exprimat prin ecuație

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Dacă o placă de metal scufundată într-o soluție 1M a unei sări a acestui metal este conectată printr-un conductor extern la un electrod standard de hidrogen, iar soluțiile sunt conectate printr-o cheie electrolitică, atunci obținem o celulă galvanică (Fig. 32). Forța electromotoare a acestei celule galvanice va fi cantitatea Potențialul electrod standard al unui metal dat (E O ).

Schema de măsurare a potențialului electrodului standard

raportat la electrodul de hidrogen

Luând zinc într-o soluție 1 M de sulfat de zinc ca electrod și conectându-l cu un electrod de hidrogen, obținem o celulă galvanică, al cărei circuit poate fi scris după cum urmează:

(-) Zn/Zn2+ // 2H+/H2, Pt (+).

În diagramă, o linie indică interfața dintre electrod și soluție, două linii indică interfața dintre soluții. Anodul este scris în stânga, catodul în dreapta. Într-un astfel de element are loc reacția Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, iar electronii trec prin circuitul extern de la zinc la electrodul de hidrogen. Potențial electrod standard pentru electrodul de zinc (-0,76 V).

Luând ca electrod o placă de cupru, în condițiile specificate în combinație cu un electrod standard de hidrogen, obținem o celulă galvanică

(-) Pt, H2/2H + //Cu2+ /Cu (+).

În acest caz, are loc reacția: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Electronii se deplasează prin circuitul extern de la electrodul de hidrogen la electrodul de cupru. Potențialul electrod standard al electrodului de cupru (+0,34 V).

Un număr de potențiale standard de electrod (tensiuni). Ecuația Nernst

Prin aranjarea metalelor în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, se obține o serie de tensiuni Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911) sau o serie de potențiale standard ale electrodului. Valorile numerice ale potențialelor standard ale electrodului pentru un număr de metale importante din punct de vedere tehnic sunt date în tabel.

Gama de tensiuni metalice

O serie de tensiuni caracterizează unele proprietăți ale metalelor:

1. Cu cât potenţialul electrod al unui metal este mai mic, cu atât este mai activ din punct de vedere chimic, cu atât se oxidează mai uşor şi se recuperează mai greu din ionii săi. Metalele active în natură există doar sub formă de compuși Na, K, ..., se găsesc în natură atât sub formă de compuși, cât și în stare liberă de Cu, Ag, Hg; Au, Pt - numai în stare liberă;

2. Metalele care au un potențial electrod mai negativ decât magneziul înlocuiesc hidrogenul din apă;

3. Metalele din seria de tensiune până la hidrogen înlocuiesc hidrogenul din soluții de acizi diluați (ai căror anioni nu prezintă proprietăți oxidante);

4. Fiecare metal din serie care nu descompune apa înlocuiește metalele care au valori mai pozitive ale potențialelor electrodului din soluțiile sărurilor lor;

5. Cu cât metalele diferă mai mult în valorile potențialelor electrodului, cu atât este mai mare valoarea emf. vor avea o celulă galvanică construită din ele.

Dependența potențialului electrodului (E) de natura metalului, activitatea ionilor săi în soluție și temperatură este exprimată prin ecuația Nernst

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

unde E o Me este potențialul electrod standard al metalului, iar Men + este activitatea ionilor metalici în soluție. La o temperatură standard de 25 o C, pentru soluții diluate, înlocuind activitatea (a) cu concentrația (c), logaritmul natural cu unul zecimal și înlocuind valorile lui R, T și F, obținem

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

De exemplu, pentru un electrod de zinc plasat într-o soluție de sare, concentrația de ioni hidratați Zn 2+ × mH 2 O Să o prescurăm ca Zn 2+ , atunci

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Dacă = 1 mol/dm 3, atunci E Zn = E o Zn.

Celulele galvanice, forța lor electromotoare

Două metale scufundate în soluții ale sărurilor lor, legate printr-un conductor, formează o celulă galvanică. Prima celulă galvanică a fost inventată de Alexander Volt în 1800. Celula era formată din plăci de cupru și zinc separate prin pânză înmuiată într-o soluție de acid sulfuric. Când un număr mare de plăci sunt conectate în serie, elementul Volta are o forță electromotoare semnificativă (emf).

Apariția unui curent electric într-o celulă galvanică este cauzată de diferența dintre potențialele electrodului metalelor prelevate și este însoțită de transformări chimice care au loc la electrozi. Să luăm în considerare funcționarea unei celule galvanice folosind exemplul unei celule cupru-zinc (J. Daniel - B.S. Jacobi).

Schema unei celule galvanice cupru-zinc Daniel-Jacobi

Pe un electrod de zinc scufundat într-o soluție de sulfat de zinc (c = 1 mol/dm 3), are loc oxidarea zincului (dizolvarea zincului) Zn o - 2e = Zn 2+. Electronii intră în circuitul extern. Zn este o sursă de electroni. Sursa de electroni este considerată a fi electrodul negativ - anodul. Pe un electrod de cupru scufundat într-o soluție de sulfat de cupru (c = 1 mol/dm 3), ionii metalici se reduc. Pe electrodul se depun atomi de cupru Cu 2+ + 2e = Cu o. Electrodul de cupru este pozitiv. Este catodul. În același timp, niște ioni de SO 4 2- trec prin puntea de sare într-un vas cu o soluție de ZnSO 4 . Adunând ecuațiile proceselor care au loc la anod și catod, obținem ecuația totală

Boris Semenovich Jacobi (Moritz Hermann) (1801-1874)

sau sub formă moleculară

Aceasta este o reacție redox comună care are loc la interfața metal-soluție. Energia electrică a unei celule galvanice se obține printr-o reacție chimică. Celula galvanică considerată poate fi scrisă sub forma unui scurt circuit electrochimic

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

O condiție necesară pentru funcționarea unei celule galvanice este diferența de potențial, se numește forța electromotoare a unei celule galvanice (emf) . E.m.f. orice element galvanic de lucru are o valoare pozitivă. Pentru a calcula emf. celulă galvanică, este necesar să se scadă valoarea potenţialului mai puţin pozitiv din valoarea potenţialului mai pozitiv. Deci e.m.f. celula galvanică cupru-zinc în condiții standard (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) este egală cu diferența dintre potențialele standard ale electrodului de cupru (catod) și zinc (anod), care este

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Când este asociat cu zinc, ionul Cu 2+ este redus.

Diferența de potențial electrodului necesar pentru funcționare poate fi creată folosind aceeași soluție de concentrații diferite și aceiași electrozi. O astfel de celulă galvanică se numește concentraţie și funcționează prin egalizarea concentrațiilor soluției. Un exemplu ar fi o celulă compusă din doi electrozi de hidrogen

Pt, H2 / H2SO4 (s`) // H2SO4 (s``) / H2, Pt,

unde c` = `; c`` = ``.

Dacă p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059lg(s``/s`).

La с` = 1 mol-ion/dm 3 emf. elementul este determinat de concentrația ionilor de hidrogen din a doua soluție, adică E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Determinarea concentrației ionilor de hidrogen și, în consecință, a pH-ului mediului prin măsurarea fem. elementul galvanic corespunzător se numește potențiometrie.

baterii

baterii se numesc celule galvanice cu actiune reutilizabila si reversibila. Ele sunt capabile să transforme energia chimică acumulată în energie electrică în timpul descărcării și energia electrică în energie chimică, creând o rezervă în timpul încărcării. Din moment ce e.m.f. bateriile sunt mici în timpul funcționării, de obicei, sunt conectate la baterii.

Baterie plumb acid . O baterie plumb-acid constă din două plăci de plumb perforate, dintre care una (negativă) după încărcare conține un umplutură - plumb activ spongios, iar cealaltă (pozitivă) - dioxid de plumb. Ambele plăci sunt scufundate într-o soluție de acid sulfuric 25 - 30% (Fig. 35). Circuitul bateriei

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Înainte de încărcare, o pastă care conține, în plus față de liantul organic, oxid de plumb PbO, este întinsă în porii electrozilor de plumb. Ca urmare a interacțiunii oxidului de plumb cu acidul sulfuric, se formează sulfat de plumb în porii plăcilor electrodului.

PbO + H2S04 = PbS04 + H2O .

Bateriile sunt încărcate prin trecerea curentului electric

Proces de descărcare

În total, procesele care au loc la încărcarea și descărcarea unei baterii pot fi reprezentate astfel:

La încărcarea bateriei, densitatea electrolitului (acidul sulfuric) crește, iar la descărcare scade. Densitatea electrolitului determină gradul de descărcare a bateriei. E.m.f. baterie plumb 2,1 V.

Avantaje baterie plumb-acid - capacitate electrică mare, funcționare stabilă, un număr mare de cicluri (descărcare-încărcare). Defecte- masa mare si deci capacitate specifica mica, degajare de hidrogen in timpul incarcarii, neetanșeitate in prezenta unei solutii concentrate de acid sulfuric. Bateriile alcaline sunt mai bune în acest sens.

Baterii alcaline. Acestea includ bateriile T. Edison cadmiu-nichel și fier-nichel.

Circuite baterie Edison și baterie cu plumb

Thomas Edison (1847-1931)

Sunt asemănători unul cu celălalt. Diferența constă în materialul plăcilor cu electrozi negativi. În primul caz sunt cadmiu, în al doilea sunt fier. Electrolitul este o soluție de KOH ω = 20% . Bateriile cu nichel-cadmiu sunt de cea mai mare importanță practică. Schema bateriei cadmiu-nichel

(-) Soluție Cd / KOH / Ni 2 O 3 / Ni (+).

Funcționarea unei baterii cadmiu-nichel se bazează pe o reacție redox care implică Ni 3+

E.m.f. a unei baterii nichel-cadmiu încărcate este de 1,4 V.

Tabelul prezintă caracteristicile bateriei Edison și ale bateriei cu plumb.

Scopul lucrării: familiarizați-vă cu dependența proprietăților redox ale metalelor de poziția lor în seria tensiunii electrochimice.

Echipamente și reactivi: eprubete, suporturi pentru eprubete, lampă cu alcool, hârtie de filtru, pipete, 2n. solutii HCIŞi H2SO4, concentrat H2SO4, diluat și concentrat HNO3, 0,5 M solutii CuS04, Pb(N03)2 sau Pb(CH3COO)2; bucăți de metal aluminiu, zinc, fier, cupru, cositor, agrafe de fier, apă distilată.

Explicații teoretice

Caracterul chimic al oricărui metal este în mare măsură determinat de cât de ușor se oxidează, adică. cât de ușor se pot transforma atomii săi în starea de ioni pozitivi.

Metalele care prezintă o capacitate ușoară de a se oxida sunt numite metale de bază. Metalele care se oxidează cu mare dificultate sunt numite nobile.

Fiecare metal este caracterizat de o anumită valoare a potențialului electrodului standard. Pentru potenţialul standard j 0 a unui electrod metalic dat, se ia fem-ul unei celule galvanice compuse dintr-un electrod standard de hidrogen situat în stânga și o placă metalică plasată într-o soluție dintr-o sare a acestui metal și activitatea (în soluții diluate concentrația poate fi utilizat) a cationilor metalici din soluție trebuie să fie egal cu 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(condiții standard). Dacă condițiile de reacție diferă de cele standard, este necesar să se țină cont de dependența potențialelor electrodului de concentrațiile (mai precis, activitățile) ionilor metalici în soluție și temperatură.

Dependența potențialelor electrodului de concentrație este exprimată prin ecuația Nernst, care, atunci când este aplicată sistemului:

Me n ++ n e -→eu

ÎN;

R- constanta de gaz, ;

F – Constanta lui Faraday ("96500 C/mol);

n –

a Me n + - mol/l.

Luând sens T=298LA, primim

mol/l.

j 0 , corespunzând semireacției de reducere, se obțin un număr de tensiuni metalice (un număr de potențiale standard ale electrodului). Potențialul standard al electrodului de hidrogen, luat ca zero, pentru sistemul în care are loc procesul este plasat în același rând:

2Н + +2е - = Н 2

În același timp, potențialele standard ale electrodului metalelor de bază au o valoare negativă, iar cele ale metalelor nobile au o valoare pozitivă.

Seria de tensiune electrochimică a metalelor

Li; K; Ba; Sr; Ca; N / A; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; CD; Co; Ni; Sn; Pb; ( H) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au

Această serie caracterizează capacitatea redox a sistemului „metal – ion metal” în soluții apoase în condiții standard. Cu cât metalul este mai la stânga în seria de tensiuni (cu atât este mai mic j 0), cu cât este un agent reducător mai puternic și cu atât este mai ușor pentru atomii de metal să renunțe la electroni, transformându-se în cationi, dar cationii acestui metal sunt mai greu de atașat electronii, transformându-se în atomi neutri.

Reacțiile redox care implică metale și cationii acestora se desfășoară în direcția în care metalul cu un potențial de electrod mai mic este un agent reducător (adică, oxidat), iar cationii metalici cu un potențial de electrod mai mare sunt agenți de oxidare (adică, redus). În acest sens, următoarele modele sunt caracteristice seriei de tensiune electrochimică a metalelor:

1. fiecare metal deplasează din soluția de sare toate celelalte metale care se află în dreapta acestuia în seria electrochimică a tensiunilor metalice.

2. toate metalele care se află în stânga hidrogenului din seria tensiunii electrochimice înlocuiesc hidrogenul din acizii diluați.

Metodologie experimentală

Experimentul 1: Interacțiunea metalelor cu acidul clorhidric.

Se toarnă 2 - 3 în patru eprubete ml acid clorhidric și puneți în ele o bucată de aluminiu, zinc, fier și cupru separat. Care dintre metalele luate înlocuiește hidrogenul din acid? Scrieți ecuațiile reacției.

Experimentul 2: Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric.

Puneți o bucată de fier într-o eprubetă și adăugați 1 ml 2n. acid sulfuric. Ce se observă? Repetați experimentul cu o bucată de cupru. Are loc reacția?

Verificați efectul acidului sulfuric concentrat asupra fierului și cuprului. Explicați observațiile. Scrieți toate ecuațiile de reacție.

Experimentul 3: Interacțiunea cuprului cu acidul azotic.

Puneți o bucată de cupru în două eprubete. Turnați 2 într-una dintre ele ml acid azotic diluat, al doilea - concentrat. Dacă este necesar, încălziți conținutul eprubetelor într-o lampă cu alcool. Ce gaz se formează în prima eprubetă și care în a doua? Scrieți ecuațiile reacției.

Experimentul 4: Interacțiunea metalelor cu sărurile.

Se toarnă 2-3 în eprubetă ml soluție de sulfat de cupru (II) și coboară o bucată de sârmă de fier. Ce se întâmplă? Repetați experimentul, înlocuind firul de fier cu o bucată de zinc. Scrieți ecuațiile reacției. Se toarnă în eprubeta 2 ml soluție de acetat sau azotat de plumb (II) și picurați o bucată de zinc. Ce se întâmplă? Scrieți ecuația reacției. Specificați agentul oxidant și agentul reducător. Va avea loc reacția dacă zincul este înlocuit cu cupru? Dă o explicație.

11.3 Nivelul necesar de pregătire a elevilor

1. Cunoașteți conceptul de potențial electrod standard și aveți o idee despre măsurarea acestuia.

2. Să fiți capabil să utilizați ecuația Nernst pentru a determina potențialul electrodului în alte condiții decât cele standard.

3. Cunoașteți ce este o serie de tensiuni metalice și ce caracterizează aceasta.

4. Să fie capabil să utilizeze o serie de tensiuni metalice pentru a determina direcția reacțiilor redox care implică metale și cationii acestora, precum și metale și acizi.

Sarcini de autocontrol

1. Care este masa de fier tehnic care contine 18% impurități, necesare pentru a înlocui sulfatul de nichel din soluție (II) 7,42 g nichel?

2. O placă de cupru cântărind 28 g. La sfârșitul reacției, placa a fost îndepărtată, spălată, uscată și cântărită. Masa sa s-a dovedit a fi 32,52 g. Ce masă de azotat de argint era în soluție?

3. Determinați valoarea potențialului de electrod al cuprului în care este scufundat 0,0005 M soluție de nitrat de cupru (II).

4. Potențialul electrod al zincului cufundat în 0,2 M soluţie ZnSO4, este egal 0,8 V. determina gradul aparent de disociere ZnSO4într-o soluție cu concentrația specificată.

5. Calculați potențialul electrodului de hidrogen dacă concentrația ionilor de hidrogen în soluție (H+) se ridică la 3,8 10 -3 mol/l.

6. Calculați potențialul unui electrod de fier scufundat într-o soluție care conține 0,0699 g FeCI2 în 0,5 l.

7. Cum se numește potențialul electrod standard al unui metal? Ce ecuație exprimă dependența potențialelor electrodului de concentrație?

Lucrare de laborator nr 12

Subiect: Celulă galvanică

Scopul lucrării: familiarizarea cu principiile de funcționare a unei celule galvanice, stăpânirea metodelor de calcul EMF celule galvanice.

Echipamente și reactivi: plăci de cupru și zinc conectate la conductori, plăci de cupru și zinc conectate prin conductori la plăci de cupru, șmirghel, voltmetru, 3 pahare chimice pe 200-250 ml, cilindru gradat, suport cu un tub în formă de U fixat în el, punte de sare, 0,1 M soluții de sulfat de cupru, sulfat de zinc, sulfat de sodiu, 0,1 % soluție de fenolftaleină în 50% alcool etilic.

Explicații teoretice

O celulă galvanică este o sursă de curent chimic, adică un dispozitiv care produce energie electrică ca urmare a conversiei directe a energiei chimice dintr-o reacție de oxidare-reducere.

Curentul electric (mișcarea direcționată a particulelor încărcate) este transmis prin conductori de curent, care sunt împărțiți în conductori de primul și al doilea fel.

Conductorii de primul fel conduc curentul electric cu electronii lor (conductorii electronici). Acestea includ toate metalele și aliajele lor, grafitul, cărbunele și unii oxizi solizi. Conductivitatea electrică a acestor conductori variază de la 10 2 până la 10 6 Ohm -1 cm -1 (de exemplu, cărbune - 200 Ohm -1 cm -1, argint 6 10 5 Ohm -1 cm -1).

Conductorii de al doilea tip conduc curentul electric cu ionii lor (conductorii ionici). Se caracterizează prin conductivitate electrică scăzută (de exemplu, H 2 O – 4 10 -8 Ohm -1 cm -1).

Când conductoarele de primul și al doilea fel sunt combinate, se formează un electrod. Acesta este cel mai adesea un metal scufundat într-o soluție de sare proprie.

Când o placă de metal este scufundată în apă, atomii de metal aflați în stratul său de suprafață sunt hidratați sub influența moleculelor polare de apă. Ca urmare a hidratării și mișcării termice, legătura lor cu rețeaua cristalină este slăbită și un anumit număr de atomi trec sub formă de ioni hidratați în stratul de lichid adiacent suprafeței metalului. Placa metalică devine încărcată negativ:

Me + m H 2 O = Me n + n H 2 O + ne -

Unde Meh– atom de metal; Men + n H2O– ion metalic hidratat; e-– electron, n– sarcina ionului metalic.

Starea de echilibru depinde de activitatea metalului și de concentrația ionilor acestuia în soluție. În cazul metalelor active ( Zn, Fe, Cd, Ni) interacțiunea cu moleculele polare de apă se încheie cu separarea ionilor metalici pozitivi de la suprafață și trecerea ionilor hidratați în soluție (Fig. 1). O). Acest proces este oxidativ. Pe măsură ce concentrația de cationi în apropierea suprafeței crește, viteza procesului invers - reducerea ionilor metalici - crește. În cele din urmă, ratele ambelor procese sunt egalizate, se stabilește un echilibru, în care la interfața soluție-metal apare un strat electric dublu cu o anumită valoare a potențialului metal.

+ + + +

– – – –

‌

Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O+2e - + + – – Cu 2+ nH2O+2e - → Cu0 + nH2O

+ + + – – –

Orez. 1. Schema apariției potențialului electrodului

Când un metal este scufundat nu în apă, ci într-o soluție de sare a acestui metal, echilibrul se deplasează spre stânga, adică spre trecerea ionilor de la soluție la suprafața metalului. În acest caz, se stabilește un nou echilibru la o valoare diferită a potențialului metalic.

Pentru metalele inactive, concentrația de echilibru a ionilor metalici în apa pură este foarte mică. Dacă un astfel de metal este scufundat într-o soluție de sare, atunci cationii metalici vor fi eliberați din soluție cu o viteză mai rapidă decât rata de tranziție a ionilor din metal în soluție. În acest caz, suprafața metalică va primi o sarcină pozitivă, iar soluția va primi o sarcină negativă din cauza excesului de anioni de sare (Fig. 1. b).

Astfel, atunci când un metal este scufundat în apă sau într-o soluție care conține ioni ai unui metal dat, la interfața metal-soluție se formează un strat dublu electric, care are o anumită diferență de potențial. Potențialul electrodului depinde de natura metalului, de concentrația ionilor săi în soluție și de temperatură.

Valoarea absolută a potenţialului electrodului j un singur electrod nu poate fi determinat experimental. Cu toate acestea, este posibil să se măsoare diferența de potențial dintre doi electrozi diferiți din punct de vedere chimic.

Am convenit să luăm potențialul unui electrod standard de hidrogen egal cu zero. Un electrod standard de hidrogen este o placă de platină acoperită cu burete de platină, scufundată într-o soluție acidă cu o activitate ionică de hidrogen de 1. mol/l. Electrodul este spălat cu hidrogen gazos la o presiune de 1 ATM. si temperatura 298 K. Aceasta stabilește un echilibru:

2 N + + 2 e = N 2

Pentru potenţialul standard j 0 din acest electrod metalic este luat EMF o celulă galvanică compusă dintr-un electrod standard de hidrogen și o placă metalică plasată într-o soluție dintr-o sare a acestui metal, iar activitatea (în soluții diluate se poate folosi concentrația) a cationilor metalici din soluție trebuie să fie egală cu 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(condiții standard). Valoarea potențialului standard al electrodului este întotdeauna denumită semireacție de reducere:

Me n + +n e - → Eu

Aranjarea metalelor în ordinea crescătoare a mărimii potenţialelor lor standard ale electrodului j 0 , corespunzând semireacției de reducere, se obțin un număr de tensiuni metalice (un număr de potențiale standard ale electrodului). Potențialul electrod standard al sistemului, luat ca zero, este plasat în același rând:

Н + +2е - → Н 2

Dependența potențialului electrodului metalic j asupra temperaturii și concentrației (activitatea) este determinată de ecuația Nernst, care, atunci când este aplicată sistemului:

Me n ++ n e -→eu

Se poate scrie sub următoarea formă:

unde este potențialul standard al electrodului, ÎN;

R- constanta de gaz, ;

F – Constanta lui Faraday ("96500 C/mol);

n – numărul de electroni implicați în proces;

a Me n + - activitatea ionilor metalici în soluție, mol/l.

Luând sens T=298LA, primim

Mai mult, activitatea în soluțiile diluate poate fi înlocuită cu concentrația ionică exprimată în mol/l.

EMF a oricărei celule galvanice poate fi definită ca diferența dintre potențialele electrodului catodului și anodului:

EMF = j catod -j anod

Polul negativ al elementului se numește anod, iar pe el are loc procesul de oxidare:

Eu - ne - → Me n +

Polul pozitiv se numește catod și pe el are loc procesul de reducere:

Eu n + + ne - → Eu

O celulă galvanică poate fi scrisă schematic, în timp ce sunt respectate anumite reguli:

1. Electrodul din stânga trebuie să fie scris în secvența metal - ion. Electrodul din dreapta este scris în secvența ion - metal. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)

2. Reacția care are loc la electrodul din stânga este înregistrată ca oxidativă, iar reacția de la electrodul din dreapta este înregistrată ca reducătoare.

3. Dacă EMF element > 0, atunci funcționarea celulei galvanice va fi spontană. Dacă EMF< 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.

Metodologia de realizare a experimentului

Experiența 1: Compoziția celulei galvanice cupru-zinc

Obțineți echipamentul și reactivii necesari de la asistentul de laborator. Într-un pahar cu volum 200 ml se toarnă 100 ml 0,1 M soluție de sulfat de cupru (II)și coborâți placa de cupru conectată la conductor în ea. Turnați același volum în al doilea pahar 0,1 M soluție de sulfat de zinc și coborâți placa de zinc conectată la conductor în ea. Plăcile trebuie curățate mai întâi cu șmirghel. Luați o punte de sare de la asistentul de laborator și conectați cei doi electroliți cu el. O punte de sare este un tub de sticlă umplut cu gel (agar-agar), ambele capete sunt închise cu un tampon de bumbac. Puntea este păstrată într-o soluție apoasă saturată de sulfat de sodiu, ca urmare a căreia gelul se umflă și prezintă conductivitate ionică.

Cu ajutorul unui profesor, atașați un voltmetru la polii celulei galvanice rezultate și măsurați tensiunea (dacă măsurarea este efectuată cu un voltmetru cu o rezistență mică, atunci diferența dintre valoarea EMF iar tensiunea este scăzută). Folosind ecuația lui Nernst, calculați valoarea teoretică EMF celulă galvanică. Tensiunea este mai mică EMF celula galvanica datorita polarizarii electrozilor si pierderilor ohmice.

Experiența 2: Electroliza soluției de sulfat de sodiu

În experiment, folosind energia electrică generată de o celulă galvanică, se propune efectuarea electrolizei sulfatului de sodiu. Pentru a face acest lucru, turnați soluția de sulfat de sodiu într-un tub în formă de U și puneți plăci de cupru în ambele coturi, șlefuite cu șmirghel și conectate la electrozii de cupru și zinc ai celulei galvanice, așa cum se arată în Fig. 2. Adăugați 2-3 picături de fenolftaleină în fiecare cot al tubului în formă de U. După ceva timp, soluția devine roz în spațiul catodic al electrolizorului din cauza formării de alcali în timpul reducerii catodice a apei. Aceasta indică faptul că celula galvanică funcționează ca sursă de curent.

Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de sulfat de sodiu.

(–) ANOD CATOD (+)

pod de sare

→ Zn2+ Cu2+→

ZnSO 4 Cu SO 4

ANOD (-) CATOD (+)

Zn – 2e - → Zn 2+ Сu 2+ + 2e - →Cu

oxidare-reducere

12.3 Nivelul necesar de pregătire a elevilor

1. Cunoașteți conceptele: conductori de primul și al doilea fel, dielectrici, electrod, celulă galvanică, anod și catod al unei celule galvanice, potențial electrod, potențial electrod standard. EMF celulă galvanică.

2. Aveți o idee despre motivele apariției potențialelor electrozilor și metodele de măsurare a acestora.

3. Aveți o idee despre principiile de funcționare a unei celule galvanice.

4. Să fiți capabil să utilizați ecuația Nernst pentru a calcula potențialele electrodului.

5. Să fie capabil să scrie diagrame ale celulelor galvanice, să poată calcula EMF celule galvanice.

Sarcini de autocontrol

1. Descrieți conductorii și dielectricii.

2. De ce anodul dintr-o celulă galvanică are sarcină negativă, dar în electrolizor o sarcină pozitivă?

3. Care sunt diferențele și asemănările dintre catozii dintr-un electrolizor și celulă galvanică?

4. O placă de magneziu a fost scufundată într-o soluție de sare. În acest caz, potențialul electrodului de magneziu sa dovedit a fi egal -2,41 V. Calculați concentrația ionilor de magneziu în mol/l. (4,17x10 -2).

5. La ce concentrație de ioni Zn 2+ (mol/l) potenţialul electrodului de zinc va deveni 0,015 V mai puțin decât electrodul său standard? (0,3 mol/l)

6. Electrozii de nichel și cobalt sunt coborâți în soluții, respectiv. Ni(NO3)2Şi Co(NO3)2. În ce raport ar trebui să fie concentrația de ioni ai acestor metale, astfel încât potențialele ambilor electrozi să fie aceleași? (CNi2+:CCo2+ = 1:0,117).

7. La ce concentrație de ioni Cu 2+ V mol/l potențialul electrodului de cupru devine egal cu potențialul standard al electrodului de hidrogen? (1,89x 10 -6 mol/l).

8. Realizați o diagramă, scrieți ecuații electronice ale proceselor electrozilor și calculați EMF celulă galvanică constând din plăci de cadmiu și magneziu scufundate în soluții de săruri ale acestora cu o concentrație = = 1,0 mol/l. Se va schimba valoarea EMF, dacă concentrația fiecărui ion se reduce la 0,01 mol/l? (2.244 V).

Lucrare de laborator nr 13