Написаание уравнений электродных процессов и рассчет редокс-потенциала системы 

 


Вычисление редокс-потенциала (redox potential) системы


Задача 145.
Смешали 10 мл раствора хлорида гексаамминкобальта(3) и 15 мл раствора гексаамминкобальта(2), концентрации обоих растворов равнялись 0,1 моль/л. Вычислите величину редокс-потенциала этой системы при 298 К.
Решение:
При смешивании растворов хлорида гексаамминкобальта(3) и хлорида гексаамминкобальта(2) образуется окислительно-восстановительная система:

Со3+ + 1редокс-потенциал = Со2+.

Потенциал электрода в таком растворе и направление данной реакции определяется отношением активностей окисленной (ок) и восстановленной (вос) форм: 

Е = E° + (RT/nF)ln(C/Cвос), где

E – окислительно-восстановительный потенциал данной пары;
E°- стандартный потенциал (измеренный при Cок = Cвос;
R – газовая постоянная (R = 8,314 Дж);
T – абсолютная температура, К;
n – количество отдаваемых или получаемых электронов в окислительно-восстановительном процессе;
F – постоянная Фарадея (F = 96484,56 Кл/моль);
Cок – концентрация (активность) окисленной формы;
Cвос– концентрация (активность) восстановленной формы.

E° = E[Co(NH3)6(3+) + 1редокс-потенциал = Co(NH3)6(2+)] = 0,1 В. 

Так как система взята при стандартных условиях (298 К), то для рассчета применим выражение:

Е = E° + (0,059/n)lg(C/Cвос).

По условию задачи С1 = С2 = 0,1 моль/л; V1 = 10 мл; V2 = 15 мл.

Сок = (VC1)/(V1 + V2) = (10 0,1)/(10 + 15) = 0,04моль/л;
Свос = (VC2)/(V1 + V2) = (15 . 0,1)/(10 + 15) = 0,06моль/л.

Тогда 

Е = E° + (0,059/n)lg(C/Cвос) = 0,1 + (0,059/1)lg(0,04/0,06) = (0,1 + 0,059) . (-0,176) = 0,09 В.

Ответ: 0,09 В.
 


Защита железа от коррозии


Задача 146. 
Цинковая и железная пластинки, находящиеся в водном растворе хлорида натрия, присоединены к внешнему источнику постоянного тока: цинковая к (-), железная к (+). Какая из пластин защищена от коррозии? Написать уравнения электродных процессов.
Решение:
Катод - отрицательный электрод (-);
анод - положительный электрод (+).

При помещении в раствор соляной кислоты цинковой пластинки и железной пластинки будет происходить взаимодействие Zn и Fe с HCl по схеме:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑.

Но так как стандартные электродные потенциалы железа и цинка равны соответственно -0,44 В и -0,763 В. Потенциал, отвечающий электродному процессу:

+ + 2редокс-потенциал   = Н2

в нейтральной среде, равен приблизительно -0,41 В, то на самом деле будет протекать только реакция соляной кислоты и цинка.

Железо в этом случае является катодом (E° =  –0,44В), а цинк – анодом (E° = -0,763 В). На анодном участке будет происходить процесс окисления цинка, а на катодном – процесс деполяризации ионами водорода, которые присутствуют в электролите:

А:  Zn – 2редокс-потенциал → Zn2+      – окисление
К:  2H+ + 2редокс-потенциал → H2↑   – восстановление

Продукт коррозии: ZnCl2.

Схема возникающего гальванического элемента выглядит следующим образом:

A (–) Fe|HCl||HCl|Zn (+) К

Так как цинк электрохимически более активен, чем железо, то он (цинковая пластинка) будет окисляться (корродировать). На железной пластинке будет протекать восстановительный процесс - выделение газообразного водорода. В данном случае, ионы Zn2+ будут соединяться с ионами Cl-, образуя хлорид цинка у анодного пространства, а у катодного пространства - атомы водорода Н., соединяясь друг с другом образуют водород (Н. + Н. = Н2).

Таким образоч, железная пластинка, благодаря цинковой пластинке, защищена от коррозии в кислом растворе. Значит, при совместном присутствии железного и цинкового изделия в кислой среде, будет корродировать цинковое.