Первое задание
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающий меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала. Медь в электрохимическом ряду напряжений стоит правее, чем олово, следовательно, медь имеет большее значение электродного потенциала восстановления, чем олово.
Е°(Sn(2+)/Sn) = – 0,136 B
Е°(Cu(2+)/Cu) = + 0,338 B
Е°(Cu(2+)/Cu) > Eo(Sn(2+)/Sn)
Значит, в данном гальваническом элементе олово будет анодом, а медь – катодом.
На аноде протекает процесс окисления металла, а на катоде – процесс восстановления металла.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Sn(0) - 2е → Sn(2+) │1 - процесс окисления на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2е → Cu(0) │1 - процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Sn + Cu(2+) → Cu↓ + Sn(2+)
Схема гальванического элемента
А (-) Sn | Sn(2+) || Cu(2+) | Cu К (+)
Стандартная ЭДС гальванического элемента.
Е° = Е°(катода) – Е°(анода) = Е°(Cu(2+)/Cu) – Е°(Sn(2+)/Sn) = + 0,338 – (– 0,136) = 0,474 В
Стандартная ЭДС гальванического элемента соответствует молярной концентрации ионов Cu(2+) и Sn(2+) в растворах электролитах равной 1 моль/л.
Изменение энергии Гиббса.
ΔG° = − zFЕ° = − 2*96500*0,474 = − 91482 Дж = − 91,482 кДж
z = 2 – число электронов, принявших участие в окислительно-восстановительной реакции.
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея
Е° = 0,474 В - ЭДС окислительно-восстановительной реакции, равная ЭДС гальванического элемента
Второе задание
Е°(Fe(2+)/Fe) = − 0,441 В
Е°(Al(3+)/Al) = − 1,70 В
Е°(Cr(3+)/Cr) = − 0,744 В
Е°(Cd(2+)/Cd) = − 0,404 B
Е°(Ag(+)/Ag) = + 0,799 В
В качестве протектора железа можно использовать только тот металл, который имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо. Металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений левее железа, имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо, поэтому может служить протектором железа. Протекторами могут быть алюминий и хром.
Е°(Ag(+)/Ag) > Е°(Cd(2+)/Cd) > Е°(Fe(2+)/Fe) > Е°(Cr(3+)/Cr) > Е°(Al(3+)/Al)
Электрохимическая коррозии в гальванической паре Fe – Cr.
Хром как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Cr будет анодом, а железо - катодом. Следовательно, в данной гальванической паре хром будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Cr(0) - 3е → Cr(3+) │4 - процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 - процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Cr(0) + 6H2O + 3О2 → 4Cr(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Cr + 6H2O + 3О2 → 4Cr(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Cr | H2O + О2 | Fe К (+)
Электрохимическая коррозия в гальванической паре Fe – Al.
Алюминий как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Al будет анодом, а железо - катодом. Следовательно, в данной гальванической паре алюминий будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Al(0) - 3е → Al(3+) │4 - процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 - процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Al(0) + 6H2O + 3О2 → 4Al(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Al + 6H2O + 3О2 → 4Al(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Al | H2O + О2 | Fe К (+)
⇢ 