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⁺ + 1 = 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_oк/C_вос), где

E – окислительно-восстановительный потенциал данной пары;
E°- стандартный потенциал (измеренный при C_ок = C_вос;
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);
C_ок – концентрация (активность) окисленной формы;
C_вос– концентрация (активность) восстановленной формы.

E° = E[Co(NH₃)6(3+) + 1 = 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_oк/C_вос).

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

С_ок = (V₁ ^. C₁)/(V₁ + V₂) = (10 ^. 0,1)/(10 + 15) = 0,04моль/л;
С_вос = (V₂ ^. C₂)/(V₁ + V₂) = (15 ^. 0,1)/(10 + 15) = 0,06моль/л.

Тогда 

Е = E° + (0,059/n)lg(C_oк/C_вос) = 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:

2Н⁺ + 2   = 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 – 2 → Zn²⁺      – окисление
К:  2H⁺ + 2 → 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.