Elementi elettrochimici. Processi chimici nelle batterie al piombo-acido Esempi di domande di autovalutazione

29.12.2023 | Letteratura

Rappresentazioni elettroniche di ossidazione e riduzione. Le reazioni chimiche possono avvenire senza cambiamento o con un cambiamento nello stato di ossidazione degli elementi, ad esempio:

Se nel primo esempio (reazione di neutralizzazione) nessuno degli elementi cambia lo stato di ossidazione, nel secondo esempio lo stato di ossidazione dello zinco cambia da +2 a 0 e lo stato di ossidazione del carbonio cambia da 0 a +2.

Le reazioni che si verificano con un cambiamento nello stato di ossidazione degli elementi sono chiamate redox.

Il cambiamento degli stati di ossidazione era apparentemente dovuto al trasferimento di due elettroni dal carbonio allo zinco, che può essere espresso equazioni elettroniche delle semireazioni di ossidazione e riduzione, che una volta aggiunto danno equazione della reazione redox:

agente riducente ossidazione;

ossidante recupero;

Elemento, dando vengono chiamati gli elettroni agente riducente durante la reazione lui si ossida la sua laurea l'ossidazione aumenta.

Elemento, ricevere vengono chiamati gli elettroni agente ossidante durante la reazione lui è in fase di ripristino la sua laurea l'ossidazione è ridotta.

I concetti di agente ossidante e agente riducente si applicano anche alle sostanze semplici e complesse contenenti gli elementi corrispondenti. Nell'esempio riportato l'agente riducente è una sostanza semplice: carbonio C, l'agente ossidante è una sostanza complessa: ossido di zinco ZnO.

In generale, una reazione redox può essere reversibile, di conseguenza un agente riducente viene convertito in un agente ossidante e un agente ossidante in un agente riducente:

agente riducente - ne ↔ agente ossidante

agente ossidante + ne ↔ agente riducente

Pertanto, la reazione redox è un'unità inestricabile di due semireazioni: ossidazione e riduzione, e il numero di elettroni donati dall'agente riducente e accettati dall'agente ossidante sono uguali.

Proprietà redox delle sostanze semplici e complesse. Sostanze semplici: i metalli, aventi una piccola elettronegatività, perdono relativamente facilmente elettroni, esibendosi proprietà eccezionalmente riparatrici. Sono più pronunciati nei metalli alcalini. Sostanze semplici: sono caratterizzati da non metalli con elevata elettronegatività proprietà ossidanti. Il fluoro è un agente ossidante assoluto; anche l'ossigeno ha proprietà ossidanti pronunciate (ad eccezione della reazione con il fluoro, dove l'ossigeno svolge il ruolo di agente riducente). Tuttavia, i non metalli con elettronegatività relativamente bassa, ad esempio carbonio, idrogeno, insieme a proprietà ossidanti, possono anche mostrare proprietà riducenti, donando elettroni ad agenti ossidanti più forti.

Le sostanze complesse possono essere agenti ossidanti o riducenti, a seconda del grado di ossidazione degli elementi inclusi nella loro composizione.

Se lo stato di ossidazione di un elemento in un dato composto è elevato, ha la capacità di abbassarlo accettando elettroni. La sostanza in questo caso sarà un agente ossidante. Gli agenti ossidanti più importanti sono: acido nitrico H NO h e i suoi sali: nitrati, tetrossido di azoto N2O4 , sali dell'acido perclorico HC1O 4 - perclorati, permanganato di potassio KMnO 4, ecc.

Se un composto contiene un elemento con un basso stato di ossidazione, può aumentarlo donando elettroni. Una sostanza complessa contenente un tale elemento presenterà proprietà riducenti. Gli agenti riducenti più importanti sono l'ammoniaca NH3, idrazina N2H4 e suoi derivati organici, idrocarburi, alcoli, ammine ed altre sostanze.

Ovviamente, se un composto contiene un elemento con uno stato di ossidazione intermedio, può abbassarlo accettando elettroni, oppure aumentarlo donando elettroni. I concetti di agente ossidante e agente riducente in questo caso diventano relativi: una sostanza, a seconda delle proprietà del partner di reazione, presenterà proprietà ossidanti o riducenti. Un esempio è il perossido di idrogeno H 2 O 2, lo stato di ossidazione dell'ossigeno in cui è -1. Il suo valore può diminuire fino a -2 aggiungendo un elettrone o aumentare fino a 0 perdendolo. Pertanto, quando interagisce con agenti riducenti energetici, il perossido di idrogeno si comporta come un agente ossidante e quando reagisce con agenti ossidanti energetici si comporta come un agente riducente.

Elaborazione delle equazioni delle reazioni redox.

Le reazioni redox sono spesso espresse da equazioni complesse. Per selezionare i coefficienti si utilizzano due metodi: il metodo delle equazioni elettroniche e il metodo delle equazioni elettrone-ione.

Metodo delle equazioni elettroniche si basa sul concetto di stato di ossidazione. È di natura universale e applicabile a tutti i tipi di reazioni redox. Il metodo prevede le seguenti operazioni:

1. Annotare lo schema di reazione indicante lo stato di ossidazione degli elementi, ad esempio:

2. Determinare gli elementi che hanno cambiato lo stato di ossidazione. In questa reazione, lo stato di ossidazione è cambiato per il carbonio e l'azoto; per l'idrogeno e l'ossigeno, il valore dello stato di ossidazione è rimasto invariato.

3. Comporre equazioni elettroniche per semireazioni di ossidazione e riduzione in conformità con uguaglianza di masse e cariche:

Il numero di elettroni donati dall'agente riducente e accettati dall'agente ossidante deve essere uguale, quindi la prima equazione dovrebbe essere moltiplicata per tre e la seconda per quattro. I moltiplicatori indicati sono i coefficienti dell'agente riducente C, l'agente ossidante HNO3 e prodotti delle loro trasformazioni CO e NO:

3C + 4HNO 3 ® 3CO 2 + 4NO + H 2 O,

4. I coefficienti per altre sostanze, costituite da elementi con uno stato di ossidazione costante, si trovano dall'equilibrio degli atomi corrispondenti sui lati sinistro e destro dell'equazione. Nella reazione considerata tale sostanza è l'acqua, la cui formula deve essere preceduta da un coefficiente due. L’equazione finale sarà scritta come:

3C + 4HNO3 ® 3CO2 + 4NO + 2H2O

Metodo dell'equazione elettrone-ione utilizzato nell'elaborazione di equazioni per le reazioni che si verificano nelle soluzioni elettrolitiche. In questo caso non viene determinato lo stato di ossidazione, ma vengono registrati i processi di ossidazione e riduzione davvero ioni e molecole in soluzione.

Per mantenere l'equilibrio di massa, vengono utilizzate particelle del mezzo in cui avviene la reazione. In qualsiasi soluzione acquosa si tratta di molecole d'acqua, in soluzioni acide anche ioni H + e in soluzioni alcaline ioni OH -.

La sequenza delle azioni è la seguente:

1. Crea uno schema di reazione ionica, scrivendo elettroliti forti sotto forma di ioni, sostanze gassose e insolubili ed elettroliti deboli sotto forma di molecole:

C + H + + NO 3 - ® CO 2 + NO + H 2 O

2. Scrivere equazioni elettrone-ione per semireazioni di ossidazione e recupero.

In questa reazione, il carbonio C agisce come agente riducente che, una volta ossidato, si trasforma in anidride carbonica CO 2. Per mantenere l'equilibrio di massa, due molecole di H 2 O vengono aggiunte al lato sinistro dell'equazione e quattro ioni H - vengono aggiunti al lato destro. Il bilancio di carica viene mantenuto sottraendo quattro elettroni dal lato sinistro dell'equazione:

C + 2H 2 O - 4e ® C O 2 + 4H +

L'agente ossidante è lo ione NUMERO 3 - , trasformandosi in NO , In questo caso il bilancio di massa è assicurato dall'aggiunta di due molecole H2O sul lato destro dell'equazione e quattro ioni H+ sul lato sinistro. Poiché la carica totale delle particelle sul lato sinistro dell'equazione è più tre e su quella destra è zero, è necessario aggiungere tre elettroni al lato sinistro:

NO 3 - + 4Н + + 3е ® NO + H 2 O

3. Riassumere le equazioni della semireazione, avendo precedentemente equalizzato il numero di elettroni donati e accettati:

Dopo la riduzione di tali membri, ricevono equazione ionica:

ZS + 4H + + 4 NO 3 - ® ZSO 2 + 4 NO + 2H 2 O

4. Combina gli ioni in molecole e ottieni il risultato finale equazione molecolare reazioni:

3C + 4H NO 3 ® 3CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O

Confrontando i metodi considerati per comporre equazioni per le reazioni redox, va notato che entrambi portano allo stesso risultato finale. Tuttavia, il metodo delle equazioni elettrone-ione è più informativo; funziona non con ioni e molecole ipotetici, ma reali esistenti nelle soluzioni elettrolitiche. È particolarmente utile per descrivere i processi elettrochimici.

5.2. Sistemi elettrochimici.

Potenziali degli elettrodi. I processi elettrochimici sono i processi di conversione reciproca dell'energia chimica ed elettrica. Queste trasformazioni vengono effettuate a seguito di reazioni redox che si verificano al confine di fase tra i conduttori elettronici e ionici. Viene chiamato un conduttore elettronico in contatto con un conduttore ionico elettrodo.

Consideriamo un elettrodo costituito da una piastra di metallo attivo - zinco, immersa in una soluzione acquosa di solfato di zinco, che si dissocia in ioni:

ZnSO 4 ↔ Zn 2+ SO 4 2-

I cationi di zinco caricati positivamente situati sulla superficie della piastra, a seguito dell'interazione con le molecole di acqua polare, vengono separati dalla piastra e vanno in soluzione, gli elettroni rimangono nel metallo. Il processo di ossidazione avviene:

Zn 0 – 2е® Zn 2+

Allo stesso tempo avviene anche il processo inverso: i cationi di zinco della soluzione vengono attratti dalla superficie del metallo e diventano parte del suo reticolo cristallino. Il processo di recupero è in corso:

Zn 2+ +2е® Zn 0

All'aumentare della concentrazione dei cationi zinco nella soluzione, la velocità di rilascio degli ioni dal metallo diminuisce e aumenta la velocità della loro transizione nel metallo. Quando le velocità di questi processi diventano uguali, si stabilirà un equilibrio redox tra il metallo e i suoi ioni all’interfaccia metallo-elettrolita, che abbiamo concordato di scrivere come un processo di riduzione reversibile:

Quando si registra il circuito elettrochimico di un elettrodo, la sua forma ossidata è separata dalla forma ridotta da una linea: Zn+2/Zn.

Poiché lo zinco è un metallo attivo, l'equilibrio del processo viene spostato a sinistra, cioè nella soluzione entrano più ioni di quanti ritornano indietro. Di conseguenza, la piastra di zinco acquisisce un potenziale negativo (Fig. 5.1 a).

Gli stessi processi si verificano quando una piastra di metallo poco attivo, il rame, viene immersa in una soluzione di solfato di rame, che si dissocia in ioni:

Tuttavia, in questo caso, il metallo invia un piccolo numero di cationi nella soluzione, predomina il processo di deposizione dei cationi sul metallo e l'equilibrio si sposta a destra:

Elettrodo di rame C u2+ /Cu acquisisce un potenziale positivo (Fig. 5.1.).

Figura 5.1. Schema di occorrenza del potenziale dell'elettrodo

a) metallo attivo; b) metallo poco attivo

È impossibile misurare il valore assoluto del potenziale dell'elettrodo, quindi viene misurato rispetto al potenziale dell'elettrodo di riferimento, che viene utilizzato come elettrodo a idrogeno standard (Fig. 5.2). Si tratta di una lastra di platino in una soluzione acquosa di acido solforico con una concentrazione di ioni idrogeno CH+ = 1 mol/l, lavata dall'idrogeno con una pressione di 101,3 kPa ad una temperatura di 293 K.

Il platino ha la capacità di adsorbire l'idrogeno al confine

Figura 5.2. Schema dell'elettrodo dell'idrogeno

separazione di fase, si stabilisce un equilibrio tra molecole e ioni idrogeno:

2Í + + 2е ↔ Í 2

Il potenziale dell'elettrodo corrispondente è convenzionalmente considerato zero, E 0 2H + / H2 = 0.

Il potenziale standard dell'elettrodo di un metallo è la differenza di potenziale tra un dato metallo immerso in una soluzione del suo sale con una concentrazione di ioni metallici C M N + =1 mol/l ad una temperatura di 293K e un elettrodo a idrogeno standard.

Elettrodo standard il potenziale è una misura dell’attività redox di un sistema.

CON Aumentando il valore del potenziale dell'elettrodo standard, diminuisce l'attività riducente del sistema e l'attività ossidativa- crescente.

Pertanto, con un aumento del valore del potenziale dell'elettrodo standard dei metalli, l'attività di riduzione dei loro atomi diminuisce e aumenta l'attività ossidativa degli ioni.

Il confronto dei potenziali degli elettrodi delle semireazioni ci consente di trarre una conclusione sulla direzione del processo redox.

Consideriamo una reazione redox eterogenea che si verifica quando una lastra di zinco viene immersa in una soluzione di solfato di rame, che si dissocia in ioni (Fig. 5.3a):

CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-

I potenziali degli elettrodi di zinco e rame hanno i seguenti valori:

Zn 2+ + 2е ↔ Zn 0 ; E 0 = - 0,76 B

Cu 2+ + 2 e ↔ Cu 0 ; E0 = +0,34 V

Come si può vedere, il potenziale dell'elettrodo standard per il secondo sistema è maggiore di quello del primo. Di conseguenza, al contatto, il secondo sistema agirà come agente ossidante e il primo come agente riducente. In altre parole, la seconda reazione andrà da sinistra a destra, e la prima andrà nella direzione opposta, cioè lo zinco cederà elettroni agli ioni rame, spostando così il rame dalla sua soluzione salina (Fig. 5.3 a):

Il potenziale dell'elettrodo non si forma solo come risultato dello scambio di ioni tra il metallo e la sua soluzione salina. Qualsiasi semireazione redox è caratterizzata da un certo valore del potenziale dell'elettrodo, ad esempio:

CO2+4H++4e ↔ C+2H2O; E° = +0,21 B,

NO 3 - + 4Ý + + 3 e ↔ NO + 2 H 2 ; E° = +0,96 V

In questo caso, le proprietà ossidanti sono più pronunciate nello ione NUMERO 3 - , quindi questo ione ossiderà il carbonio, riducendosi ad ossido nitrico NO (vedi 5.1).

Il valore del potenziale dell'elettrodo non è costante; dipende da una serie di fattori, in particolare dal rapporto tra le forme ossidate e ridotte della sostanza. Questa dipendenza è espressa Equazione di Nernst, che alla temperatura standard di 293K si scrive come:

(5.1),

Dove: E - potenziale dell'elettrodo a determinate concentrazioni di C ossidato ok e forme ridotte di C ridotto della sostanza, mol/l,

E° - potenziale dell'elettrodo standard,

N - numero di elettroni trasferiti.

Per gli elettrodi metallici nelle soluzioni saline, la forma ridotta sono gli atomi di metallo, la cui concentrazione è un valore costante C M = cost . In questo caso l’equazione di Nernst assume la forma:

(5.2)

Dove:

Cm+n - concentrazione di ioni metallici, mol/l;

n è la carica dello ione.

Sorgenti chimiche della corrente elettrica. Nei sistemi considerati, la transizione degli elettroni dall'agente riducente all'agente ossidante avviene in modo caotico, di conseguenza l'energia chimica viene convertita in energia termica.

È tuttavia possibile, separando spazialmente i processi di ossidazione e riduzione, ottenere il movimento diretto degli elettroni: una corrente elettrica. Un dispositivo in cui l'energia chimica di una reazione redox viene convertita in energia elettrica è chiamato sorgente di corrente chimica o cella galvanica.

Figura 5.3. Processo redox eterogeneo:

a – spazialmente indiviso; c – separati spazialmente

La Figura 5.3 mostra uno schema di una cella galvanica Daniel-Jacobi, costituita da elettrodi di zinco e rame posti in soluzioni acquose di solfati di questi metalli. Le soluzioni sono collegate da un ponte elettrolitico: un tubo riempito con una soluzione elettrolitica, ad esempio cloruro di potassio. Quando gli elettrodi vengono chiusi attraverso un carico, sull'elettrodo di zinco avviene un processo di ossidazione con rilascio di ioni Zn2+ soluzione; gli elettroni rilasciati passano attraverso il circuito esterno fino all'elettrodo di rame, dove riducono gli ioni C u +2 proveniente dalla soluzione di solfato di rame.

L'elettrodo su cui avviene il processo di ossidazione è chiamato anodo, l'elettrodo su cui avviene il processo di riduzione è chiamato catodo. In una cella rame-zinco, l'elettrodo di zinco è l'anodo e l'elettrodo di rame è il catodo. Durante il funzionamento dell'elemento, l'anodo di zinco si dissolve gradualmente e il rame si deposita sul catodo di rame. Pertanto, l'elettrodo di zinco è attivo, il suo materiale è direttamente coinvolto nel processo redox. L'elettrodo di rame svolge un ruolo passivo come conduttore di elettroni; il suo materiale non partecipa al processo redox.

Il processo redox che si verifica sugli elettrodi interrompe l'equilibrio ionico nelle soluzioni: vicino all'elettrodo di rame si forma un eccesso di ioni SO 4 2- , lo zinco ha una carenza. Di conseguenza, nel circuito interno si verifica il movimento degli ioni SO 4 2- da una soluzione di solfato di rame a una soluzione di solfato di zinco.

Il circuito elettrochimico di questo elemento può essere scritto come:

dove una linea verticale indica il confine tra un conduttore elettronico e uno ionico e due il confine tra due conduttori ionici.

La forza elettromotrice (EMF) di un elemento a concentrazioni ioniche standard (1 mol/l) può essere calcolata come la differenza tra i potenziali standard del catodo e dell'anodo:

FEM = D E° = E 0 cat - E 0 an = E 0 C u 2 +/ C u - E 0 Zn 2 +/ Zn = +0,34 - (- 0,76) = 1,1 B.

Se le concentrazioni di ioni differiscono da quelle standard, è necessario calcolare i potenziali degli elettrodi a determinate concentrazioni utilizzando la formula 5.2 e poi prendere la loro differenza.

In linea di principio, qualsiasi reazione redox può essere utilizzata per produrre energia elettrica, a condizione che i processi di ossidazione e riduzione siano spazialmente separati. I materiali attivi degli elettrodi possono essere non solo metalli, ma anche non metalli, nonché ossidi, idrossidi e altre sostanze complesse. Così, nel caso dell'ossidazione del carbonio con acido nitrico (vedi 5.1), è possibile ottenere una corrente elettrica immergendo gli elettrodi di carbonio e platino in una soluzione di acido nitrico e cortocircuitandoli con un conduttore metallico. In questo caso, l'anodo di carbone attivo viene ossidato per formare anidride carbonica C O2 ,la riduzione degli ioni nitrato avviene su un catodo passivo di platino NO 3 - all'ossido nitrico NO . Il diagramma degli elementi può essere scritto come:

FEM = D E ° = E ° cat - E ° an = E °NO 3 - / NO - E°CO 2 / C = 0,96 - 0,21 = 0,75 IN

Valore D E° è correlato all'energia di Gibbs standard della reazione ( Rapporto D G°):

D G °=- nF D E ° (5.3)

dove n - il numero di elettroni trasferiti durante la reazione, F - Numero di Faraday (96500 C).

L'equazione 5.3 stabilisce la relazione tra chimico ed elettricoforme di energia. Permette, in base ad un valore noto, G calcola E cella galvanica e viceversa, conoscendo il calcolo di E G.

Celle a combustibile. Una cella a combustibile è un tipo di cella galvanica in cui l'energia elettrica viene ottenuta come risultato di un processo redox tra i componenti del combustibile - combustibile (agente riducente) e agente ossidante, forniti continuamente agli elettrodi dall'esterno. Il carburante può essere idrogeno, monossido di carbonio, metano, alcoli e l'agente ossidante può essere ossigeno, aria, perossido di idrogeno e altre sostanze. Pertanto, nelle celle a combustibile, a differenza dei motori termici, l'energia chimica del carburante viene convertita direttamente in energia elettrica, quindi la loro efficienza è 1,5 - 2,0 superiore a quella dei motori termici. Inoltre, inquinano molto meno l’ambiente.

Figura 5.4. Cella a combustibile idrogeno-ossigeno

Attualmente, la cella a combustibile idrogeno-ossigeno ha trovato applicazione pratica (Fig. 5.4).

Contiene due elettrodi metallici porosi o di carbonio con additivi catalizzatori. Come elettrolita viene utilizzata una soluzione acquosa al 40 - 85% di idrossido di potassio. Schema elettrochimico dell'elemento:

I gas di idrogeno e ossigeno forniti agli elettrodi si diffondono attraverso gli elettrodi nella direzione dell'elettrolita, vengono adsorbiti sulla superficie dei pori e vengono attivati dal catalizzatore. Ciò facilita e accelera i processi di ossidazione dell’idrogeno all’anodo e di riduzione dell’ossigeno al catodo:

H 2 + 2 OH - - 2e ® 2 H 2 O

1/2O2 + H2O + 2e ® 2OH -

Equazione di reazione complessiva:

H2+1/2O2®H2O

Il prodotto della reazione, acqua sotto forma di vapore, viene rimosso da un flusso di idrogeno che, dopo aver separato l'acqua, viene reimmesso nel sistema. Viene così effettuata la “combustione a freddo” dell'idrogeno nell'ossigeno, liberando energia in forma elettrica.

Batterie.I processi redox che si verificano durante il funzionamento delle celle galvaniche possono essere irreversibili o reversibili. Di conseguenza, le sorgenti di corrente chimica possono essere ad azione singola o multipla. Le celle galvaniche riutilizzabili sono chiamate batterie. Quando la batteria funziona come fonte di corrente, avviene spontaneamente un processo redox che porta alla conversione dell’energia chimica in energia elettrica (l’energia di Gibbs della reazione è negativa D G <0). Химический состав электродов при этом меняется, аккумулятор разряжается. Обратная реакция самопроизвольно не идет ( D G >0). Tuttavia, una batteria scarica può essere caricata da una fonte di corrente esterna la cui tensione supera la fem della cella. In questo caso avviene il processo inverso di conversione dell'energia elettrica in energia chimica e il materiale dell'elettrodo viene rigenerato.

Il processo redox che si verifica quando la corrente passa attraverso un elettrolita è chiamato elettrolisi.

Grazie all'elettrolisi la batteria può nuovamente funzionare come fonte di corrente. Il numero di cicli di carica-scarica può raggiungere diverse centinaia. Le batterie al piombo, argento-zinco e cadmio-nichel vengono utilizzate nell'aviazione.

Batteria al piombo in uno stato carico corrisponde al circuito elettrochimico:

Nella modalità sorgente di corrente, durante la scarica sull'elettrodo negativo si verifica l'ossidazione del piombo e sull'elettrodo positivo il biossido di piombo viene ridotto. Durante la ricarica, si verificano processi inversi: sull'elettrodo negativo - riduzione del solfato di piombo, su quello positivo - la sua ossidazione:

In una batteria al piombo carica, a seconda del tipo, la concentrazione di acido solforico è pari al 27-30% in peso. Durante la scarica diminuisce man mano che l'acqua viene rilasciata nell'elettrolita. Anche la densità dell'elettrolita diminuisce. Ciò consente, misurando la densità dell'elettrolito, di controllare il grado di scarica della batteria.

Batteria al nichel-cadmio realizzato secondo lo schema:

Quando scaricato su un elettrodo negativo CD si ossida, in positivo - Ni(OH ) 3 è parzialmente restaurato. Durante la ricarica si verificano i processi inversi:

Le batterie al nichel-cadmio sono stabili durante il funzionamento, richiedono meno manutenzione e hanno una durata maggiore rispetto alle batterie al piombo.

Batteria argento-zinco in uno stato carico corrisponde al diagramma:

Durante il suo funzionamento si verificano reazioni reversibili: sull'elettrodo negativo - ossidazione dello zinco, sull'elettrodo positivo - riduzione dell'ossido d'argento:

Il vantaggio principale di una batteria argento-zinco è la sua elevata capacità energetica; per unità di massa fornisce 4 - 6 volte più energia rispetto ai tipi di batterie considerati.

Corrosione dei metalli. La corrosione è la distruzione del metallo a causa della sua interazione fisica e chimica con l'ambiente. Il tipo più pericoloso e più comune di corrosione dei metalli è corrosione elettrochimica, che si verifica quando i metalli entrano in contatto con soluzioni elettrolitiche. Molto spesso si tratta di una conseguenza del funzionamento di elementi galvanici in cortocircuito, che si formano, ad esempio, quando entrano in contatto parti costituite da metalli diversi.

In questo caso, il ruolo dell'elettrolita può essere svolto da un sottile film di umidità formato durante l'assorbimento del vapore acqueo dall'atmosfera sulle superfici metalliche. Pertanto, quando parti di rame e ferro entrano in contatto in presenza di acqua, si forma una cella galvanica (Fig. 5.5):

Figura 5.5. Schema della corrosione elettrochimica

Il ferro, come metallo più attivo, funge da anodo e subisce ossidazione, mentre l'ossigeno dell'aria viene ridotto con la partecipazione dell'acqua sul catodo di rame:

Per proteggere i metalli dalla corrosione vengono utilizzati vari rivestimenti: metallo, non metallo, vernice e polimero.

Domande di esempio per l'autovalutazione:

1. Quali reazioni sono chiamate reazioni redox?

2. Cosa si intende per agente riducente e agente ossidante?

3. Qual è il significato del metodo delle equazioni elettroniche?

4. Qual è il significato del metodo dell'equazione elettrone-ione?

5. Quali processi sono chiamati elettrochimici?

6. Cos'è un elettrodo a idrogeno standard?

7. Qual è la misura dell'attività redox di un sistema?

8. Quale relazione esprime l'equazione di Nerst?

9. Cos'è una cella galvanica?

10. Cosa si chiama catodo o anodo?

11. Come avvengono i processi redox nelle batterie?

12. Cos'è l'elettrolisi?

13. Cos'è la corrosione elettrochimica?

Problemi per l'argomento n. 5

Compito n. 5.1.

Utilizzando il metodo della bilancia elettronica, crea equazioni per le reazioni redox. Specificare l'agente ossidante e l'agente riducente:

1. NH3+O2NO+H2O

2. HClO3ClO2 + HClO4 +H2O

3. AgNO3 Ag+NO2 +O2

4. NH4NO2+H2O

5. H2O2 + PbS PbSO4 + H2O

6. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O

7. Ca3(PO4)2+C+SiO2 CaSiO3+P+CO

8. FeS +O2 Fe2O3 +SO2

9. N2H2+O2N2+H2O

10. S+KOH K2SO3+K2S+H2O

Problema n. 5.2.

Elaborare le equazioni delle reazioni redox:

1) metodo della bilancia elettronica;

2) metodo ionico-elettronico.

Specificare l'agente ossidante e l'agente riducente.

1. P+NO 3 H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

2. Zn+HNO 3 Zn(NO 3) 2 NO 2 +H 2 O

3. K2Cr2O7 +H2S+H2SO4 S+Cr2 (SO4) 3 +K2SO4 +H2O

4. KMnO 4 +KNO 2 +H 2 O KNO 3 +MnO 2 +KOH

5. FeSO 4 +H 2 O 2 +H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 +H 2 O

6. CrCl3 +H2O2 +NaOH Na2CrO4 +NaCl+H2O

7. CrO3 +KNO3 +KOH K2 CrO4 +KNO2 +H2O

8. PH 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 H 3 PO 4 +K 2 SO 4 +MnSO 4 +H 2 O

9. Si+NaOH+H2ONa2SiO3 +H2

10. HCl+KMnO4 Ci2 +MnCl2 +KCl+H2O

Problema n. 5.3.

Soluzione:

Il potenziale dell'elettrodo viene calcolato utilizzando la formula di Nernst, che per gli elettrodi metallici e a idrogeno è scritta come:

dove E è il potenziale dell'elettrodo,

N – carica dello ione metallico (idrogeno).

Equazione di dissociazione del solfato ferroso:

Fe2SO42 Fe3+ +3SO42-

mostra che con la dissociazione di 0,05 mol Fe 2 (SO 4) 3 si formano 0,05 2 = 0,1 mol Fe 3+ ioni.

Pertanto C(Fe 3+ )=0,1 mol/l, n =3.

Dalla Tabella 3 abbiamo E 0 (Fe3+/Fe) = -0,04.

Problema n. 5.4.

Problema n. 5.5.

Quanto cambierà il potenziale dell'elettrodo di zinco se la soluzione di sale di zinco in cui è immerso viene diluita 10 volte.

Problema n. 5.6.

Il potenziale dell'elettrodo di cadmio in una soluzione del suo sale è 0,52 V. Calcolare la concentrazione degli ioni Cd+ nella soluzione.

Problema n. 5.7.

Problema n. 5.8.

Calcolare il pH di una soluzione in cui il potenziale dell'elettrodo a idrogeno è – 100 mV.

Problema n. 5.9.

Equazione di reazione

Concentrazione di ioni, C mol/l

MnO 4 - +8H + +5 e Mn 2+ +4H 2 O

C(MnO4-)=C(Mn2+)=1

ClO3 - +6H + +6eCl - +3H2O

C(ClO3 -)=C(Cl -)=0,1

Cr 2 O 7 2- +14H + +6e 2Cr 3 ++7H 2 O

C(Cr2O72-)=C(Cr3+)=1

PbO2+ 4H + +2e Pb2++2H2O

C(Pb2+)=0,1

Soluzione 1:

Il potenziale dell'elettrodo redox E viene calcolato utilizzando l'equazione di Nerst:

dove E 0 è il potenziale dell'elettrodo standard;

N – numero di elettroni partecipanti alla reazione;

C ok, C ridotto sono i prodotti delle concentrazioni di sostanze rispettivamente in forma ossidata e ridotta.

In questo sistema, Mn 4 - e H+ , in quello ridotto - lo ione Mn 2+ e la molecola H 2 O prendono parte alla reazione. Considerando che la concentrazione dell'acqua rimane praticamente costante ed è compresa nel valore di E 0, abbiamo:

Secondo la tabella 3: E 0 (MnO 4 - /Mn 2+) = +1,51V.

Sostituendo i valori numerici otteniamo infine:

Problema n. 5.10.

Scrivere equazioni per i processi degli elettrodi che si verificano durante il funzionamento di una cella galvanica. Calcolare la fem dell'elemento a determinate concentrazioni, C mol/l.

Diagramma degli elementi

C,mol/l

Zn/Zn 2+ //Pb 2+ /Pb

C(Zn2+)=0,2, C(Pb2+)=0,04

Mn/Mn 2+ //Ni 2+ /Ni

C(Mn2+)=0,1, C(Ni2+)=0,01

Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu

C(Fe2+)=1, C(Cu2+)=0,5

H2 /2H + //Ag + /Ag

C(H+)=0,01, C(Ag+)=0,1

Ni/Ni 2+ (C 1)//Ni 2+ (C 2)/Ni

C1 (Ni2+)=0,1, C2 (Ni2+)=0,01

Cu/Cu 2+ //Fe 3+ /Fe 2+

C(Cu 2+)=1, C(Fe 3+)=C(Fe 2+)=1

Soluzione 1:

Sulla base dei dati nella Tabella 3, possiamo concludere che più lo zinco metallico sarà attivo l'anodo in questo elemento e il piombo metallico meno attivo sarà il catodo.

La fem di una cella galvanica è uguale alla differenza tra i potenziali degli elettrodi dell'ossidante (catodo) e del riduttore (anodo):

Utilizzando la formula di Nerst, abbiamo:

Problema n. 5.11.

Determinare in quale direzione è possibile il verificarsi spontaneo di questa reazione in condizioni standard. Calcolare il valore della costante di equilibrio della reazione.

Equazione di reazione

2С l - + 2Fe 3+ 2Fe2+ +Cl2

H2O2 +HClOH + Cl+O2 +H2O

5H 2 O 2 +H + +2IO 3 I 2 +5O 2 +6H 2 O

Sn 4+ +2I - Sn2++I2

Sn 4+ +H 2 S Sn 2+ +S+2H +

H2S+4H2O2 2H + +SO42- +4H2O

Soluzione 1:

Per determinare la direzione della reazione redox è necessario trovare la fem di una cella galvanica formata da un agente ossidante dn e un agente riducente.

dove E 0 ok, E 0 ripristino – potenziali standard dell'agente ossidante e dell'agente riducente.

La reazione è possibile, poiché in questo caso la variazione dell'energia di Gibbs ha un valore negativo.

dove n - il numero di elettroni partecipanti alla reazione;

F – Numero di Faraday pari a 96480 C/mol.

A sua volta, la variazione dell'energia di Gibbs è legata alla costante di equilibrio dalla relazione:

Quindi,

Dove

, .

I potenziali degli elettrodi standard sono uguali (vedere tabella 3):

Cl2+2e 2Cl - E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 B

Fe3+ + e Fe2+ E0 (Fe3+ /Fe2+ =0,77 B

Poiché E 0 (С l 2 /2С l)> E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) l'agente ossidante sarà il cloro e l'agente riducente sarà lo ione Fe 2+.

Equazioni dei processi degli elettrodi:

Equazione riassuntiva:

Cl2+ 2Fe2+ 2Cl - +Fe3+

Pertanto, la reazione in questione procederà da destra a sinistra.

K=10 20

Problema n. 5.12.

Calcolare il valore del potenziale dell'elettrodo redox ottenuto immergendo un filo di platino in una soluzione acquosa contenente contemporaneamente due sali A e B con concentrazioni CA e C B, mol/l ad un dato valore di pH.

Na2Cr2O7

Cr2(SO4)3

0,2

NaClO2

NaClO

0,1

0,3

KClO4

NaClO3

0,2

0,3

Na2SO4

K2SO3

0,05

0,08

CrCl3

CrCl2

0,2

0,8

NaNO3

NaNO2

0,01

0,09

Na2S2O8

Na2SO4

0,1

0,2

KMnO4

K2MnO4

0,3

0,6

Fe2(SO4)3

FeSO4

Ce(SO4) 2

Ce2(SO4)3

0,002

0,001

0,5

Soluzione 1:

Una soluzione contenente sia la forma ossidata che quella ridotta dello stesso elemento (in questo caso il cromo) è chiamata sistema redox. In generale, l'equazione della reazione redox per un elettrodo redox ha la forma:

Oh+ne Rosso,

DoveNè il numero di elettroni che partecipano alla reazione, e Ох eRosso– forma ossidata e ridotta di un elemento. Per determinare il valore del potenziale dell'elettrodo di un tale sistema, si dovrebbe usare l'equazione di Nerst:

Formalmente, in questo caso, lo stato di ossidazione nel processo dell'elettrodo cambia il cromo

Cr 6+ + 3 eCr 3+ ,

cioè, la forma ossidata saràCr 6+ - forma contenente, tuttavia, ciò non significa che il valore dell'attività possa essere scritto utilizzando il logaritmo dell'equazione di NerstCr 6+ . Ciò è dovuto al fatto che la particella C stessaR 6+ non esiste in una soluzione acquosa; fa parte di una particella più complessaCr 2 O 7 2- , quindi il concetto di attività, cioè la concentrazione apparente di particelle inesistentiCr 6+ non ha senso. È possibile determinare l'attività (o la concentrazione) delle particelleCr 2 O 7 2- , ma quindi l'equazione del processo dell'elettrodo dovrebbe essere scritta con la partecipazione delle particelleCr 2 O 7 2-

Cr 2 O 7 2- +…. Cr 3+ +…,

tuttavia, in questo caso, l'ossigeno è presente sul lato sinistro, ma non su quello destro, quindi è necessario aggiungere particelle contenenti O 2- sul lato destro. Non ci sono ioni O 2- in una soluzione acquosa, ma l'ossigeno con questo grado di ossidazione fa parte delle molecole H 2 O o degli ioni OH -. Poiché l'ambiente è acido (pH<7), концентрация ионов ОН - в этом растворе крайне мала, значит следует записывать электродный процесс на с участием этих ионов, а с участием молекул Н 2 О

Cr 2 O 7 2- + 14H+ + 6e 2CR 3+ + 7 H 2 O

Pertanto, nel processo dell'elettrodo, oltre agli ioniCr 2 O 7 2- e CR 3+ Partecipano anche gli ioni H+, quindi la loro concentrazione influenzerà anche il valore del potenziale dell'elettrodo

A seconda della condizione, la concentrazione di K 2Cr 2 O 7 ECr 2 (COSÌ 4 ) 3 sono rispettivamente 0,1 e 0,2 mol/l. Poiché questi sali sono elettroliti forti, cioè si dissociano completamente in soluzione, la concentrazione di ioniCr 2 O 7 2- ECr 3+ sarà 0,1 e 0,4 mol/l. A pH = 2 la concentrazione di ioni H+ è pari a C(H+) = 10 - pH = 10 -2, quindi:

Concetti chiave:

· reazione di ossidazione;

· reazione di recupero;

· ossidante;

· agente riducente;

· equazione della reazione redox;

· sistema elettrochimico;

· elettrodo a idrogeno standard;

· potenziale dell'elettrodo standard;

· fonte di corrente chimica;

· catodo;

· anodo;

· cella a combustibile;

· batteria;

· elettrolisi;

· corrosione.

Una batteria al piombo pronta all'uso è costituita da un reticolo di piastre di piombo, alcune delle quali sono riempite con biossido di piombo e altre con piombo spugnoso metallico. Le piastre sono immerse in una soluzione a questa concentrazione; la conducibilità elettrica specifica della soluzione di acido solforico è massima.

Quando una batteria funziona - quando è scarica - in essa avviene una reazione di ossido-riduzione, durante la quale il piombo metallico viene ossidato

e il biossido di piombo viene ridotto:

Gli elettroni ceduti dagli atomi di piombo metallici durante l'ossidazione vengono accettati dagli atomi di piombo durante la riduzione; gli elettroni vengono trasferiti da un elettrodo all'altro attraverso un circuito esterno.

Pertanto, il piombo metallico funge da anodo in una batteria al piombo ed è caricato negativamente, mentre funge da catodo ed è caricato positivamente.

Nel circuito interno (in soluzione) durante il funzionamento della batteria, avviene il trasferimento di ioni. Gli ioni si muovono verso l'anodo e gli ioni si muovono verso il catodo. La direzione di questo movimento è determinata dal campo elettrico risultante dal verificarsi dei processi elettrodici: gli anioni vengono consumati all'anodo e i cationi vengono consumati al catodo. Di conseguenza, la soluzione rimane elettricamente neutra.

Se sommiamo le equazioni corrispondenti all'ossidazione e alla riduzione del piombo, otteniamo l'equazione totale per la reazione che avviene in una batteria al seinio durante il suo funzionamento (scarica):

E.m.f. di una batteria al piombo carica è di circa 2 V. Quando la batteria si carica, i materiali del catodo e dell'anodo (Pb) vengono consumati. Viene consumato anche l'acido solforico. Allo stesso tempo, la tensione sui terminali della batteria diminuisce. Quando diventa inferiore al valore consentito dalle condizioni operative, la batteria viene nuovamente caricata.

Per caricare (o caricare), la batteria è collegata a una fonte di corrente esterna (da più a più e da meno a meno). In questo caso la corrente scorre attraverso la batteria nella direzione opposta a quella in cui passava quando la batteria era scarica. Di conseguenza, i processi elettrochimici sugli elettrodi vengono “invertiti”.

L'elettrodo principale viene ora sottoposto a un processo di riduzione

cioè questo elettrodo diventa il catodo.

L'elettrolita di una batteria al piombo è una soluzione di acido solforico contenente una quantità relativamente piccola di ioni. La concentrazione di ioni idrogeno in questa soluzione è molto maggiore della concentrazione di ioni piombo. Inoltre il piombo viene prima dell'idrogeno nella serie delle tensioni. Tuttavia, quando si carica una batteria, è il piombo, non l'idrogeno, ad essere ridotto al catodo. Ciò avviene perché la sovratensione di sviluppo di idrogeno sul piombo è particolarmente elevata (vedi Tabella 20 a pagina 295).

Non importa come formulerai il titolo dell'articolo, sarà comunque corretto. Chimica ed energia sono legate insieme nella progettazione di una batteria.

Le batterie al piombo possono funzionare per diversi anni in modalità carica-scarica. Si ricaricano rapidamente e rilasciano rapidamente l'energia immagazzinata. Il segreto di queste metamorfosi sta nella chimica, perché è lei che aiuta a trasformare l'elettricità, ma come?

Il “sacramento” della conversione dell'energia in una batteria è fornito da un insieme di reagenti, tra cui un agente ossidante e un agente riducente, che interagiscono attraverso un elettrolita. L'agente riducente (piombo spugna Pb) ha una carica negativa. Durante una reazione chimica, viene ossidato e i suoi elettroni viaggiano verso l'agente ossidante, che ha una carica positiva. L'agente ossidante (biossido di piombo PbO2) viene ridotto e il risultato è una corrente elettrica.

L'elettrolita è un liquido che non conduce bene la corrente, ma è un buon conduttore di ioni. Questa è una soluzione acquosa di acido solforico (H2S04). In una reazione chimica, avviene un processo noto a tutti dalla scuola: la dissociazione elettrolitica.

Durante la reazione, gli ioni caricati positivamente (H+) vengono diretti all'elettrodo positivo e gli ioni caricati negativamente (SO42-) all'elettrodo negativo. Quando la batteria è scarica, gli ioni con carica positiva Pb2+ vengono inviati dall'agente riducente (piombo spugna), attraverso l'elettrolita fino all'elettrodo positivo.

Gli ioni di piombo quadrivalenti (Pb4+) vengono convertiti in ioni di piombo bivalenti (Pb4+). Tuttavia, queste non sono tutte reazioni chimiche. Quando gli ioni di residui acidi con carica negativa (SO42-) si combinano con ioni di piombo caricati positivamente (Pb2+), su entrambi gli elettrodi si forma solfato di piombo (PbSO4). Ma questo è già dannoso per la batteria. La solfatazione riduce la durata della batteria e si accumula gradualmente e può portare alla sua distruzione. Un effetto collaterale delle reazioni chimiche nelle tradizionali batterie al piombo-acido sono i gas.

Cosa succede quando la batteria viene ricaricata?

Gli elettroni vengono diretti verso un elettrodo con carica negativa, dove svolgono la loro funzione: neutralizzare gli ioni di piombo (Pb2+). Le reazioni chimiche che avvengono nelle batterie possono essere descritte dalla seguente formula:

La densità dell'elettrolito e il suo livello nella batteria dipendono dal fatto che la batteria sia carica o scarica. I cambiamenti nella densità dell’elettrolita possono essere descritti dalla seguente formula:

Dov'è l'indicatore di scarica della batteria, misurato in percentuale, - Cp. La densità dell'elettrolita a carica completa è Rz. Densità dell'elettrolita a scarica completa - Pr.

La temperatura standard alla quale vengono effettuate le misurazioni è + 25°C. La densità dell'elettrolita in funzione della temperatura è + 25°C, g/cm3 - P25.
Durante una reazione chimica, gli elettrodi positivi utilizzano 1,6 volte più acido degli elettrodi negativi. Quando la batteria è scarica, il volume dell'elettrolito aumenta, mentre quando è carica, al contrario, diminuisce.
In questo modo, con l'aiuto di reazioni chimiche, la batteria riceve e poi rilascia energia elettrica.

Quando lo zinco metallico viene posto in una soluzione di solfato di rame, si verifica una reazione redox:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Entrambe le semireazioni (riduzione e ossidazione) avvengono contemporaneamente nel punto di contatto dello zinco con la soluzione. Lo zinco dona due elettroni al catione rame, ossidandosi.

Se fai il contrario e metti il rame metallico in una soluzione di solfato di zinco, non succederà nulla. Ricorda l'attività dei metalli! Lo zinco è più attivo del rame: cede gli elettroni più facilmente.

Nell'esempio discusso sopra, entrambe le semireazioni si sono verificate nello stesso punto. Cosa succede se separi le semireazioni di riduzione e ossidazione? In questo caso, gli elettroni si sposteranno dall'agente riducente all'agente ossidante lungo un circuito esterno, che fungerà da conduttore di corrente elettrica. Sì, sì: un flusso diretto di elettroni non è altro che una corrente elettrica.

Viene chiamato un dispositivo per convertire l'energia delle reazioni chimiche in elettricità celle galvaniche o, in termini semplici, batterie elettriche.

La piastra di rame (elettrodo negativo - anodo) è immersa in un contenitore con solfato di rame.

Piastra di zinco (elettrodo positivo - catodo) - in una soluzione di solfato di zinco.

Le piastre sono collegate tra loro da un conduttore metallico. Ma affinché la corrente elettrica appaia nel circuito, è necessario collegare i contenitori con un ponte salino (un tubo riempito con una soluzione salina concentrata). Un ponte salino consente agli ioni di spostarsi da un contenitore all'altro mentre le soluzioni rimangono elettricamente neutre. Cosa sta succedendo al sistema?

Lo zinco si ossida: gli atomi di zinco si trasformano in ioni e vanno in soluzione. Gli elettroni rilasciati si spostano lungo il circuito esterno fino all'elettrodo di rame, dove gli ioni rame vengono ridotti. Gli elettroni che arrivano qui si combinano con gli ioni rame che lasciano la soluzione. In questo caso si formano atomi di rame, rilasciati sotto forma di metallo. I cationi del ponte salino si spostano in un contenitore con un elettrodo di rame per sostituire gli ioni di rame consumati. Gli anioni del ponte salino si spostano nel contenitore dell'elettrodo di zinco, contribuendo a mantenere una soluzione elettricamente neutra con i risultanti cationi di zinco.

La differenza di potenziale (tensione) in un tale sistema sarà tanto maggiore quanto più lontani sono i metalli l'uno dall'altro nella serie di attività.

2. Elemento asciutto

Le batterie elettriche domestiche utilizzano una cella a secco composta da:

corpo in zinco (anodo);
un'asta di grafite situata all'interno dell'alloggiamento (catodo).

L'asta è circondata da uno strato di ossido di manganese e nerofumo e come elettrolita viene utilizzato uno strato di cloruro di ammonio e cloruro di zinco. Di conseguenza, si verificano le seguenti reazioni:

reazione di ossidazione: Zn (s) → Zn 2+ + e -
reazione di recupero: 2MnO 2 (s) + 2NH 4 + + 2e - → Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (soluzione) + H 2 O (l)

In una cella alcalina a secco, invece dell'ambiente acido del cloruro di ammonio, come elettrolita viene utilizzato l'ambiente alcalino dell'idrossido di potassio, che aumenta la durata dell'elemento, poiché il corpo non si corrode così rapidamente.

Lo svantaggio principale delle celle galvaniche è il fatto che l'elettricità viene prodotta fino all'esaurimento di uno dei reagenti.

3. Batterie

Le batterie eliminano il principale svantaggio delle celle a secco: la breve durata, poiché possono essere ricaricate, e quindi la loro durata aumenta molte volte e ammonta a diversi anni.

Una batteria al piombo convenzionale è composta da sei celle (lattine) collegate in serie. Ogni banco fornisce una tensione di 2 V e la loro somma = 12 V.

Il piombo viene utilizzato come anodo. Il catodo è biossido di piombo (PbO 2). Gli elettrodi sono immersi in una soluzione di acido solforico (H 2 SO 4). Quando il circuito della batteria è chiuso si verificano le seguenti reazioni:

All'anodo: Pb(s) + H2SO4 (p-p) → PbSO4 (s) + 2H + + 2e -

Al catodo: 2e - +2H + + PbO2 (s) + H 2 SO 4 (p-p) → PbSO 4 (s) + 2H 2 O (l)

Generale: Pb (s) + PbO 2 (s) + 2H 2 SO 4 (p-p) → 2PbSO 4 (s) + 2H 2 O (l)

La batteria (se l'auto è in buone condizioni) serve solo per avviare il motore. Al momento dell'avviamento nel circuito circola una corrente abbastanza significativa (decine di Ampere), quindi la carica della batteria si consuma molto velocemente (in pochi minuti). Dopo l'avvio del motore, il generatore rileva tutta l'alimentazione elettrica dell'auto. Mentre il motore è in funzione, il generatore ricarica la batteria: le prime reazioni redox procedono in senso inverso:

2PbSO 4 (s) + 2H 2 O (l) → Pb (s) + PbO 2 (s) + 2H 2 SO 4 (p-p)

Di conseguenza, il piombo e il biossido di piombo vengono ridotti.

4. Galvanotecnica

L'essenza delle celle elettrolitiche è eseguire reazioni chimiche utilizzando l'elettricità: riduzione al catodo e ossidazione all'anodo.

La reazione redox che avviene agli elettrodi quando una corrente elettrica passa attraverso una cella elettrolitica è chiamata elettrolisi:

Elettrolisi dell'acqua: 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)

Per produrre vengono utilizzate celle elettrolitiche galvanica. In questo caso, un metallo viene applicato in uno strato sottile sulla superficie di un altro metallo.

La fonte di elettricità durante la galvanica è una fonte di corrente esterna. Il lingotto d'oro è una fonte di ioni d'oro, che si riducono sulla superficie della medaglia.

I rivestimenti applicati mediante elettrolisi sono uniformi nello spessore e durevoli. Di conseguenza, il prodotto non ha un aspetto diverso dalla versione “pura” e il prezzo è notevolmente più economico.

381. Lo stato di ossidazione di un elemento si chiama:

382. Qual è la valenza di un atomo con il segno della sua elettrovalenza chiamato:

383. Qual è la somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi che compongono la molecola:

384. Le reazioni in seguito alle quali cambiano gli stati di ossidazione degli elementi sono chiamate:

385. Agente ossidante e agente riducente:

386. La quantità di agente ossidante che aggiunge 1 mole di elettroni in una data reazione redox è chiamata:

387. Quale reazione è redox:

388. Qual è lo stato di ossidazione del cloro nel perclorato di potassio (KClO 4):

389. Qual è lo stato di ossidazione dell'atomo di cromo nella molecola Cr 2 (SO 4) 3:

390. Qual è lo stato di ossidazione del Mn nel composto KMnO 4:

391. Qual è lo stato di ossidazione dell'atomo di cromo nella molecola K 2 Cr 2 O 7:

392. Determinare lo stato di ossidazione di Mn nel composto K 2 MnO 4:

393. Quale delle reazioni redox è una reazione di sproporzione:

394. Quale delle reazioni redox è intramolecolare:

395. Il processo ClO 3 - ® Cl - è:

396. Specificare il prodotto finale della trasformazione dello ione MnO in un mezzo alcalino:

397. Specificare il prodotto finale della trasformazione dello ione MnO in un mezzo acido:

398. Indicare il prodotto finale della trasformazione dello ione MnO in un mezzo neutro:

399. Qual è il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di ossidazione dello ione solfito SO nello ione solfato SO:

400. Qual è il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di ossidazione dello ione solfuro S2- nello ione solfato SO:

401. Qual è il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di riduzione dello ione solfito SO allo ione solfuro S 2-:

402. Qual è il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di riduzione dello ione MnO allo ione Mn 2+:

403. Qual è il numero di elettroni coinvolti nella semireazione di ossidazione dello ione S 2- nello ione SO:

404. Il coefficiente davanti alla formula ossidante nell'equazione di reazione tra alluminio e bromo è pari a:

405. Il coefficiente davanti alla formula dell'agente riducente nell'equazione di reazione tra alluminio e bromo è pari a:

406. Coefficienti prima delle formule dell'agente riducente e dell'agente ossidante nell'equazione di reazione, il cui schema è P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5:

407. Coefficiente davanti alla formula dell'agente riducente nell'equazione di reazione, il cui schema è Mg + HNO 3 = N 2 O + Mg(NO 3) 2 + H 2 O:

408. Nell'equazione di reazione, il cui schema è P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO, il coefficiente davanti alla formula dell'agente riducente è uguale a:

409. Qual è l'equivalente di un agente riducente in una reazione redox: 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O:

410. Qual è la massa equivalente dell'agente riducente nella reazione HNO 3 + Ag = NO + AgNO 3 + H 2 O:

411. Specificare l'equivalente dell'ossidante per la reazione HNO 3 + Ag = NO 2 + AgNO 3 + H 2 O:

412. Quando l'acido nitrico concentrato reagisce con il sodio metallico, si formano i seguenti prodotti:

413. A quale sostanza si riduce l'acido nitrico concentrato quando reagisce con l'argento:

414. Con i non metalli, l'acido nitrico diluito si riduce per formare:

415. Specificare i prodotti della reazione dell'acido nitrico diluito con il fosforo:

416. I prodotti dell'interazione dell'acido solforico diluito con il rame sono:

417. Quali metalli spostano l'idrogeno nella reazione della loro interazione con l'acido solforico diluito:

Elettrochimica

418. Che cosa studia l'elettrochimica:

419. Qual è la base dei fenomeni elettrochimici:

420. Componenti del sistema elettrochimico più semplice:

421. I conduttori del 1° genere in un sistema elettrochimico sono:

422. I conduttori del 2° tipo in un sistema elettrochimico possono essere:

423. Il circuito esterno del sistema elettrochimico è:

424. I contatori elettrici (coulometri, integratori di corrente) e altri dispositivi sono realizzati sulla base delle leggi:

425. La dicitura: “La quantità di sostanza che si forma sull'elettrodo durante l'elettrolisi è direttamente proporzionale alla quantità di corrente che passa attraverso l'elettrolita” riflette:

426. Secondo la legge di Faraday, quanta elettricità deve essere consumata per rilasciare un grammo equivalente di qualsiasi sostanza durante l'elettrolisi:

427. I processi di ossidazione in elettrochimica si chiamano:

428. I processi catodici in elettrochimica si chiamano:

429. Elettrodi su cui avvengono processi di ossidazione:

430. Elettrodi su cui si effettuano processi di riduzione:

431. La reazione chimica totale che avviene in una cella galvanica si chiama:

432. Come si indica l'interfaccia tra un conduttore della prima e della seconda specie quando si scrive schematicamente un elemento galvanico:

433. Come si indica l'interfaccia tra conduttori del secondo genere quando si scrive schematicamente una cella galvanica:

434. La massima differenza di potenziale degli elettrodi che si può ottenere durante il funzionamento di una cella galvanica:

435. Il valore massimo di tensione di una cella galvanica corrispondente ad una reazione reversibile si chiama:

436. Il potenziale standard dell'elettrodo (φ°) si chiama:

437. Se selezioniamo i processi Ме z + + Zе = Ме da un numero di potenziali di elettrodo standard, otteniamo i valori che formano:

438. La formula di Nernst, che riflette la dipendenza del potenziale dell'elettrodo di un metallo da vari fattori, ha la seguente riflessione matematica:

439. Variazione del potenziale dell'elettrodo al passaggio della corrente:

440. Che cosa studia la cinetica elettrochimica:

441. Dispositivo monouso che converte l'energia delle reazioni chimiche in energia elettrica:

442. I componenti della cella galvanica più semplice sono:

443. Una corrente di 2,5 A che passa attraverso una soluzione elettrolitica libera 2,77 g di metallo dalla soluzione in 30 minuti. Qual è la massa equivalente del metallo:

444. Una corrente di 6 A è stata fatta passare attraverso una soluzione acquosa di acido solforico per 1,5 ore Qual è la massa di acqua decomposta (g):

445. Una corrente di 6 A è stata fatta passare attraverso una soluzione acquosa di acido solforico per 1,5 ore Qual è il volume (l) di idrogeno rilasciato (condizioni normali):

446. Una corrente di 6 A è stata fatta passare attraverso una soluzione acquosa di acido solforico per 1,5 ore Qual è il volume (l) dell'ossigeno rilasciato (condizioni normali):

447. Durante il funzionamento di quale cella galvanica avvengono i processi Zn -2e = Zn 2+ ; Cu2+ + 2e = Cu:

448. Specificare lo schema di una cella galvanica ferro-rame:

449. Schema di una cella galvanica allo zinco-magnesio:

450. Specificare il circuito di una cella galvanica nichel-rame:

451. La reazione chimica alla base del processo anodico durante la carica di una batteria ad acido:

452. La reazione chimica alla base del processo catodico durante la carica di una batteria ad acido:

453. Quale processo durante il funzionamento di una batteria al piombo si riflette nella reazione chimica PbO 2 + 2H 2 SO 4 = PbSO 4 + SO 2 + 2H 2 O:

454. Quale processo durante il funzionamento di una batteria acida si riflette nella reazione chimica Pb + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2:

455. La reazione chimica alla base del processo catodico durante la carica di una batteria ad acido:

456. La reazione chimica alla base del processo anodico durante la carica di una batteria ad acido:

457. Nelle batterie alcaline, una soluzione al 20% funge da conduttore ionico:

458. Il nome generale di una batteria in cui la reazione che genera corrente è 2NiOOH + Cd + 2H 2 O → 2Ni(OH) 2 + Cd(OH) 2:

459. L'elettrodo positivo nelle batterie alcaline contiene:

460. Piastre negative in una batteria alcalina, dove avviene la reazione di formazione della corrente Ni OOH + Fe + 2H 2 O → 2Ni(OH) 2 + Fe(OH) 2

461. Su entrambi gli elettrodi, quando una batteria acida si scarica, si forma quanto segue:

462. Di quale metallo sono fatte le piastre positive delle batterie alcaline al cadmio-nichel:

463. Le batterie alcaline negative al platino-cadmio-nichel sono costituite da:

464. Le piastre positive di una batteria alcalina argento-zinco sono costituite da:

465. Di che metallo sono i platini negativi di una batteria alcalina argento-zinco:

466. In quali casi viene introdotta una partizione porosa - un diaframma - nell'elettrolizzatore:

467. Qual è il materiale per realizzare il diaframma durante il funzionamento dell'elettrolizzatore:

468. Quale processo avviene al catodo durante l'elettrolisi di una soluzione di solfato di potassio K 2 SO 4:

469. Quale processo avviene su un anodo inerte durante l'elettrolisi del solfato di sodio Na 2 SO 4:

470. Specificare il sale, durante l'elettrolisi di cui viene rilasciato ossigeno libero all'anodo:

471. Equazione ionica del processo catodico 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - possibile durante l'elettrolisi del sale:

472. L'equazione ionica del processo anodico 2H 2 O - 4e = O 2 + 4H + è possibile durante l'elettrolisi del sale:

473. Le lastre di nichel sono immerse in soluzioni acquose dei sali elencati di seguito. Con quali sali reagisce il nichel?

474. Le lastre di zinco vengono immerse in soluzioni acquose dei sali sotto elencati. Con quale sale reagisce lo zinco:

475. Indicare la proprietà del ferro che influisce negativamente sul suo utilizzo nella tecnologia:

476. Un chiodo di ferro pulito viene immerso in una soluzione blu di cloruro di rame (II), che si ricopre rapidamente con uno strato di rame. La soluzione acquisisce un colore verdastro, che è spiegato da:

477. La luce sul dispositivo per testare la conduttività elettrica delle sostanze si accende quando gli elettrodi sono immersi in:

478. Come cambierà la luminosità di una lampadina in un dispositivo per testare la conduttività elettrica di soluzioni se i suoi elettrodi sono immersi in acqua calcarea attraverso la quale passa monossido di carbonio (IV)? Perché?

479. Specificare un metallo caratterizzato da completa stabilità termodinamica alla corrosione elettrochimica:

480. Fino a tempi recenti, i barattoli di latta erano realizzati con la cosiddetta banda stagnata (un corpo di ferro rivestito da uno strato protettivo di stagno). Non è consigliabile conservare gli alimenti in barattoli aperti, poiché se lo strato protettivo viene graffiato, il barattolo si arrugginirà rapidamente. Indicare le reazioni alla base di questo processo.

481. Equazione elettronica del processo anodico di corrosione atmosferica del ferro stagnato:

482. Equazione elettronica del processo catodico di corrosione atmosferica del ferro stagnato:

Polimeri

483. Processo di formazione di polimeri da sostanze a basso peso molecolare, accompagnato dal rilascio di un sottoprodotto (acqua, ammoniaca, acido cloridrico, ecc.).