• В первых опытах по внутрижелудочной рН-метрии использовался рН-зонд Дж. Ф. МакКлендона, электродом сравнения в котором был водородный электрод, вводимый в составе рН-зонда в желудок человека (1915).

• Электроды сравнения — электрохимические системы, предназначенные для измерения электродных потенциалов. Необходимость их использования обусловлена невозможностью измерения абс. величины потенциала отдельного электрода. Применяется, в частности, в составе электролитических ячеек.

• В качестве электрода сравнения может служить любой электрод в термодинамически равновесном состоянии, удовлетворяющий требованиям воспроизводимости, постоянства во времени всех характеристик и относительной простоты изготовления. Для водных электролитов наиболее часто применяют в качестве электродов сравненияводородный, каломельный, галогеносеребряные, оксидно-ртутный и хингидронный электроды.

• Решение типовых задач по теме “основы электрохимии” (для нехимических специальностей)

• 1. Определите, какой из электродов является катодом в гальваническом элементе, образованном стандартными электродами:

• Ag|Ag⁺ или Mn|Mn²⁺ ;

• Co|Co²⁺ или Na|Na⁺.

• Решение.

• Катодом  (т.е. электродом, на котором протекает процесс восстановления) в гальваническом элементе будет электрод, имеющий большее значение стандартного электродного потенциала (см. таблицу 4 приложения).

• E⁰_Ag|Ag⁺ = 0,799 В;  E⁰_Mn|Mn²⁺ = –1,179 В. В данной паре катодом является Ag|Ag⁺.

• Схема гальванического элемента:

• A (–)  Mn|Mn²⁺ || Ag⁺ |Ag  (+) K

•  

• E⁰_Co|Co²⁺ = – 0,277 В;  E⁰_Na|Na⁺ = –2,714 В. В данной паре катодом является Co|Co²⁺ .

• Cхема гальванического элемента:

• A (–)  Na|Na⁺ || Co²⁺| Co  (+) K

•  

• 2. На основании стандартных электродных потенциалов (таблица 4 приложения) определите, какой из следующих гальванических элементов имеет наибольшую ЭДС:

• а) Zn|Zn²⁺ || Ni²⁺|Ni; б) Cd|Cd²⁺|| Ni²⁺|Ni

• в) Al|Al³⁺|| Ni²⁺|Ni ;   г) Mg|Mg²⁺|| Ni²⁺|Ni .

• Решение.

• ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

• ЭДС = E_К – Е_А

• Данные гальванические элементы составлены из стандартных электродов, поэтому:

• а) ЭДС = Е⁰ _Ni|Ni²⁺ – Е⁰_Zn|Zn²⁺ = – 0,250 – (–0,763) = 0,513 В;

• б) ЭДС = Е⁰ _Ni|Ni²⁺ – Е⁰_Cd|Cd²⁺ = – 0,250 – (–0,403) = 0,153 В;

• в) ЭДС = Е⁰ _Ni|Ni²⁺ – Е⁰_Al|Al³⁺ = –0,250 – (–1,663) = 1,413 В;

• г) ЭДС = Е⁰ _Ni|Ni²⁺ – Е⁰_Mg|Mg²⁺ = –0,250 –(–2,363) = 2,113 В.

• В случае г) ЭДС гальванического элемента будет наибольшей.

•  

• 3. Вычислите электродный потенциал магния погруженного в раствор MgSO₄  с концентрацией ионов Mg²⁺, равной 0,01 моль/л.

• Решение:

• Вычисление электродного потенциала металла при любой  концентрации его  ионов (моль/л) в растворе  производится поуравнению Нернста. Для магниевого электрода:

• E = E⁰ +   = –2,363 +   = –2,422 В.

•  

• 4. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов:  Ti | Ti²⁺ (0,01 моль/л) || Ni²⁺ (1 моль/л) | Ni.

• Решение:

• ЭДС гальванического элемента можно рассчитать как разность потенциалов:

• ЭДС = E_К – Е_А

• В данном гальваническом элементе катод - Ni²⁺ |Ni , а анод - Ti|Ti²⁺ .

• Схема гальванического элемента:

• А (–)  Ti | Ti²⁺ || Ni²⁺ | Ni  (+) К

•  Процессы на электродах:

• (–) А:  Ti – 2e^- = Ti²⁺;

• (+) K: Ni²⁺ + 2e^-  = Ni.

•  По уравнению Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.

• E _Ti|Ti²⁺ = E⁰ _Ti|Ti²⁺  +   = –1,630 +   = –1,689 В;

• Значение электродного потенциала катода равно величине стандартного электродного потенциала никелевого электрода, так как концентрация ионов Ni²⁺  в растворе  составляет 1 моль/л.

• E _Ni|Ni²⁺ = E⁰ _Ni|Ni²⁺ = – 0,250 В;

• ЭДС  = –0,250 – ( –1,689) = 1,439 В.

•  

• 5. Какой из следующих процессов протекает при электролизе водного раствора NaI на графитовом аноде?

• а) Na – e^- = Na⁺;                              б) 2I^– – 2e^- = I₂ ;

• в) 4OH^– – 4e^- = 2H₂O + O₂;            г) 2H₂O – 4e^- = O₂ + 4H⁺ ;.

• Решение:

• При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на аноде возможны два процесса окисления:

• 1. процесс окисления анионов соли (кислотного остатка) :

• 2I^– – 2e^- = I₂

• 2. процесс электрохимического окисления молекул воды:

• 2H₂O – 4e^- = O₂ + 4H⁺.

• В данном случае на аноде при электролизе будут окисляться иодид-анионы, т.к. для электрохимического окисления воды необходима большая положительная поляризация анода.

• Ответ: 2I^– – 2e^- = I₂

•  

• 6. Какое вещество и в каком количестве выделится на катоде при электролизе раствора Hg(NO₃)₂ (анод графитовый) в течение 10 минут при силе тока  8А?

• Решение:

• При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на катоде возможно протекание двух восстановительных процессов. Один из них – восстановление катионов металла:

• Hg²⁺ + 2e^- = Hg .

• Другой возможный процесс – восстановление водорода из молекул воды:

• 2H₂O + 2e^-  = H₂ + 2OH^– .

• В данном случае на катоде будут восстанавливаться катионы ртути, т.к. этот металл входит в группу малоактивных металлов, и для его восстановления необходима меньшая отрицательная поляризация электрода, чем для восстановления водорода.

• На катоде: Hg²⁺ + 2e^- = Hg;

• Количество выделившейся ртути, согласно законам Фарадея, равно:

• m_Hg =   I t _(сек)=  × 8 × 600 = 5 г.

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохожденииэлектрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный^[1]. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений^{[источник не указан 969 дней]}, диоксида марганца^[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Содержание   [убрать]  1 Первый закон Фарадея 1.1 Вывод закона Фарадея 2 Второй закон Фарадея 3 Изменение электролизом веществ 4 Примеры 4.1 Расплавы 4.2 Растворы 5 Мнемоническое правило 6 Электролиз в газах 7 Интересный факт 8 См. также 9 Примечания 10 Ссылки