Страница 324 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

11.212. В течение некоторого времени 100 г раствора нитрата серебра подвергали электролизу. За это время на аноде выделилось 336 мл газа (н. у.), а на катоде газы не выделялись. По окончании процесса электроды вынули из раствора. Рассчитайте массовую долю кислоты в полученном растворе.

Дано:

$m_{р-ра(AgNO_3)} = 100$ г

$V_{газа(анод)} = 336$ мл (н. у.)

Перевод в СИ:

$V_{газа(анод)} = 0,336$ л

Найти:

$\omega(HNO_3)$ в конечном растворе - ?

Решение:

При электролизе водного раствора нитрата серебра ($AgNO_3$) с инертными электродами происходят следующие процессы. На катоде восстанавливаются катионы серебра, так как серебро — малоактивный металл. На аноде окисляются молекулы воды, так как нитрат-ион является кислородсодержащим и в водном растворе не окисляется.

Процессы на электродах:

Катод (-): $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \downarrow$

Анод (+): $2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 \uparrow + 4H^+$

Из уравнений следует, что газ, выделяющийся на аноде, — это кислород ($O_2$), а на катоде выделяется металлическое серебро ($Ag$). В растворе накапливаются ионы $H^+$ и нитрат-ионы $NO_3^-$, которые образуют азотную кислоту ($HNO_3$).

Суммарное уравнение реакции электролиза в молекулярной форме:

$4AgNO_3 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 4Ag \downarrow + O_2 \uparrow + 4HNO_3$

1. Рассчитаем количество вещества кислорода, выделившегося на аноде. Объем дан при нормальных условиях (н. у.), где молярный объем газа $V_m = 22,4$ л/моль.

$n(O_2) = \frac{V(O_2)}{V_m} = \frac{0,336 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 0,015 \text{ моль}$

2. Используя уравнение реакции, найдем количество вещества образовавшейся азотной кислоты ($HNO_3$). Согласно стехиометрическим коэффициентам, соотношение количеств веществ $n(O_2) : n(HNO_3) = 1 : 4$.

$n(HNO_3) = 4 \times n(O_2) = 4 \times 0,015 \text{ моль} = 0,06 \text{ моль}$

3. Вычислим массу образовавшейся азотной кислоты. Молярная масса $M(HNO_3) = 1 + 14 + 3 \times 16 = 63$ г/моль.

$m(HNO_3) = n(HNO_3) \times M(HNO_3) = 0,06 \text{ моль} \times 63 \text{ г/моль} = 3,78 \text{ г}$

4. Для расчета массовой доли кислоты необходимо найти массу конечного раствора. Масса конечного раствора равна массе исходного раствора за вычетом масс продуктов реакции, которые покинули раствор (газообразный кислород и выпавшее в осадок серебро).

Найдем массу выделившегося кислорода. Молярная масса $M(O_2) = 2 \times 16 = 32$ г/моль.

$m(O_2) = n(O_2) \times M(O_2) = 0,015 \text{ моль} \times 32 \text{ г/моль} = 0,48 \text{ г}$

Найдем массу выделившегося на катоде серебра. Соотношение количеств веществ $n(O_2) : n(Ag) = 1 : 4$.

$n(Ag) = 4 \times n(O_2) = 4 \times 0,015 \text{ моль} = 0,06 \text{ моль}$

Молярная масса $M(Ag) = 108$ г/моль.

$m(Ag) = n(Ag) \times M(Ag) = 0,06 \text{ моль} \times 108 \text{ г/моль} = 6,48 \text{ г}$

Масса конечного раствора:

$m_{р-ра(кон)} = m_{р-ра(исх)} - m(O_2) - m(Ag) = 100 \text{ г} - 0,48 \text{ г} - 6,48 \text{ г} = 93,04 \text{ г}$

5. Рассчитаем массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.

$\omega(HNO_3) = \frac{m(HNO_3)}{m_{р-ра(кон)}} \times 100\% = \frac{3,78 \text{ г}}{93,04 \text{ г}} \times 100\% \approx 4,06\%$

Ответ: массовая доля кислоты в полученном растворе составляет 4,06%.

11.213. При электролизе 285 г раствора вещества X газ выделялся только на аноде. За время электролиза масса раствора уменьшилась на 40 г. Из предложенного списка выберите вещество X, запишите уравнения полуреакций на катоде и аноде, а также суммарное уравнение электролиза. Рассчитайте массовую долю продукта электролиза в полученном растворе. Список веществ: ${\mathrm{HNO}}_3,$ ${\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_4,$ ${\mathrm{CaCl}}_2,$ ${\mathrm{CuSO}}_4,$ КОН, AgCl.

1. Выберите вещество Х

По условию задачи, при электролизе водного раствора вещества X газ выделялся только на аноде. Это означает, что на катоде должен выделяться твердый металл, а не газообразный водород. Проанализируем вещества из предложенного списка:

- Электролиз водных растворов $HNO_3$, $Na_2SO_4$, $CaCl_2$, $KOH$ будет сопровождаться выделением водорода ($H_2$) на катоде, так как катионы $H^+$, $Na^+$, $Ca^{2+}$, $K^+$ либо соответствуют активным металлам, либо это сам ион водорода. Этот вариант противоречит условию.

- Хлорид серебра ($AgCl$) — практически нерастворимое в воде вещество, поэтому электролиз его водного раствора в данных условиях невозможен.

- При электролизе водного раствора сульфата меди(II) ($CuSO_4$) на катоде происходит восстановление ионов меди, так как медь — малоактивный металл: $Cu^{2+} + 2e^− → Cu$. На аноде, так как анион $SO_4^{2−}$ является кислородсодержащим, происходит окисление воды с выделением кислорода: $2H_2O - 4e^− → O_2↑ + 4H^+$.

Таким образом, единственное вещество, удовлетворяющее условию, — это сульфат меди(II).

Ответ: Вещество X — $CuSO_4$.

2. Запишите уравнения полуреакций на катоде и аноде, а также суммарное уравнение электролиза

Процессы, протекающие на электродах:

Катод (-): $Cu^{2+} + 2e^− → Cu$

Анод (+): $2H_2O - 4e^− → O_2↑ + 4H^+$

Суммарное молекулярное уравнение электролиза водного раствора сульфата меди(II):

$2CuSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Cu↓ + O_2↑ + 2H_2SO_4$

Ответ:
Катод: $Cu^{2+} + 2e^− → Cu$
Анод: $2H_2O - 4e^− → O_2↑ + 4H^+$
Суммарное уравнение: $2CuSO_4 + 2H_2O → 2Cu↓ + O_2↑ + 2H_2SO_4$

3. Рассчитайте массовую долю продукта электролиза в полученном растворе

Дано:
$m_{раствора\ (исх.)} = 285 \ г$
$\Delta m_{раствора} = 40 \ г$

Найти:
$\omega(H_2SO_4)\ в\ конечном\ растворе$

Решение:

Уменьшение массы раствора ($\Delta m_{раствора}$) равно сумме масс продуктов, покинувших раствор, — твердой меди ($m(Cu)$) и газообразного кислорода ($m(O_2)$).

$\Delta m_{раствора} = m(Cu) + m(O_2) = 40 \ г$.

Согласно суммарному уравнению реакции $2CuSO_4 + 2H_2O → 2Cu + O_2 + 2H_2SO_4$, мольное соотношение выделившихся меди и кислорода $n(Cu) : n(O_2) = 2 : 1$.

Пусть количество вещества кислорода $n(O_2) = x \ моль$, тогда количество вещества меди $n(Cu) = 2x \ моль$.

Выразим массы через $x$, используя молярные массы $M(Cu) = 64 \ г/моль$ и $M(O_2) = 32 \ г/моль$:

$m(Cu) = 2x \cdot 64 = 128x \ г$
$m(O_2) = x \cdot 32 = 32x \ г$

Подставим массы в уравнение и решим его:

$128x + 32x = 40$
$160x = 40$
$x = \frac{40}{160} = 0.25 \ моль$

Таким образом, $n(O_2) = 0.25 \ моль$.

Продуктом электролиза, который остался в растворе, является серная кислота $H_2SO_4$. Найдем ее количество. По уравнению реакции $n(H_2SO_4) = 2 \cdot n(O_2)$.

$n(H_2SO_4) = 2 \cdot 0.25 = 0.5 \ моль$.

Найдем массу серной кислоты, $M(H_2SO_4) = 98 \ г/моль$:

$m(H_2SO_4) = n(H_2SO_4) \cdot M(H_2SO_4) = 0.5 \ моль \cdot 98 \ г/моль = 49 \ г$.

Масса конечного раствора равна массе исходного за вычетом массы ушедших продуктов:

$m_{раствора\ (конечн.)} = m_{раствора\ (исх.)} - \Delta m_{раствора} = 285 \ г - 40 \ г = 245 \ г$.

Рассчитаем массовую долю серной кислоты в полученном растворе:

$\omega(H_2SO_4) = \frac{m(H_2SO_4)}{m_{раствора\ (конечн.)}} = \frac{49 \ г}{245 \ г} = 0.2$.

Ответ: Массовая доля продукта электролиза (серной кислоты) в полученном растворе составляет 0.2 или 20%.

11.214. Чем отличаются гальванические элементы от топливных элементов; от аккумуляторов?

Чем отличаются гальванические элементы от топливных элементов

Гальванический элемент и топливный элемент — это химические источники тока, которые преобразуют химическую энергию в электрическую, но они имеют принципиальные различия в своей конструкции и принципе работы.

Во-первых, по способу подачи реагентов: в гальваническом элементе (например, обычной батарейке) все реагенты (окислитель и восстановитель) изначально находятся внутри его корпуса. В топливный элемент реагенты (топливо, например, водород, и окислитель, например, кислород из воздуха) подаются непрерывно из внешних источников.

Во-вторых, по продолжительности работы: гальванический элемент работает до тех пор, пока не израсходуются реагенты, содержащиеся в нем. После этого он, как правило, не подлежит восстановлению. Топливный элемент может работать теоретически бесконечно долго, пока в него поступают топливо и окислитель, а продукты реакции удаляются.

В-третьих, по типу системы: гальванический элемент является замкнутой системой. Топливный элемент — это открытая система, через которую постоянно проходят потоки веществ.

В-четвертых, по роли электродов: в гальванических элементах электроды часто сами являются активными веществами и расходуются в процессе работы (например, цинковый анод). В топливных элементах электроды обычно выполняют роль инертных катализаторов, ускоряя реакции, и сами в них не расходуются.

Ответ: Основное отличие заключается в том, что гальванический элемент — это замкнутая система с ограниченным запасом реагентов внутри корпуса, в то время как топливный элемент — это открытая система, работающая за счет непрерывной подачи реагентов извне.

Чем отличаются гальванические элементы от аккумуляторов

Ключевое различие между гальваническими элементами и аккумуляторами заключается в обратимости протекающих в них электрохимических процессов. Оба являются химическими источниками тока, но работают по-разному.

Гальванический элемент, также называемый первичным элементом, основан на необратимых химических реакциях. После того как реагенты внутри него полностью прореагируют, элемент перестает вырабатывать ток и не может быть эффективно перезаряжен. Поэтому он предназначен для одноразового использования.

Аккумулятор, или вторичный элемент, напротив, основан на обратимых химических реакциях. Его можно многократно использовать в циклах "разряд-заряд". Во время разряда он работает как гальванический элемент, преобразуя химическую энергию в электрическую. Во время заряда под действием внешнего источника тока реакции протекают в обратном направлении, и электрическая энергия преобразуется обратно в химическую, восстанавливая исходные реагенты.

Ответ: Главное отличие состоит в том, что гальванические элементы являются одноразовыми (реакции в них необратимы), а аккумуляторы — многоразовыми, так как протекающие в них химические реакции обратимы, что позволяет их перезаряжать.

11.215. Какими преимуществами обладают литийионные аккумуляторы перед свинцовыми? Каковы их недостатки?

Преимущества литий-ионных аккумуляторов перед свинцовыми

• Более высокая удельная энергоемкость. Литий-ионные аккумуляторы способны запасать значительно больше энергии на единицу массы и объема. Например, удельная энергоемкость литий-ионных аккумуляторов составляет 100–265 Вт·ч/кг, в то время как у свинцово-кислотных — всего 30–50 Вт·ч/кг. Это делает их гораздо легче и компактнее при той же емкости, что критически важно для портативной электроники и электромобилей.
• Более высокий КПД (эффективность). Эффективность цикла «заряд-разряд» у литий-ионных аккумуляторов достигает 95-98%, тогда как у свинцовых она обычно находится в диапазоне 70-85%. Это означает, что меньше энергии теряется в виде тепла.
• Более длительный срок службы. Литий-ионные аккумуляторы выдерживают значительно большее количество циклов заряда-разряда. В зависимости от типа химии, этот показатель может составлять от 1000 до 5000 и более циклов, в то время как для свинцовых аккумуляторов он редко превышает 300–1000 циклов.
• Низкий саморазряд. При хранении литий-ионные аккумуляторы теряют всего 1.5–3% заряда в месяц, в то время как свинцовые — до 5-10% в месяц.
• Отсутствие «эффекта памяти». Их можно заряжать и разряжать при любом уровне заряда без снижения емкости. Свинцовые аккумуляторы, в свою очередь, подвержены сульфатации при неполном заряде, что снижает их емкость и срок службы.
• Более высокое напряжение на элемент. Один элемент литий-ионного аккумулятора имеет напряжение около $3.2-3.7$ В, в то время как у свинцового элемента — около $2.1$ В. Это позволяет собирать батареи нужного напряжения из меньшего количества элементов.
• Не требуют обслуживания. Большинство литий-ионных аккумуляторов герметичны и не требуют доливки дистиллированной воды или другого обслуживания, в отличие от обслуживаемых свинцово-кислотных аккумуляторов.

Ответ: Основные преимущества литий-ионных аккумуляторов перед свинцовыми — это более высокая удельная энергоемкость (они легче и компактнее), более длительный срок службы, высокий КПД, низкий саморазряд и отсутствие необходимости в обслуживании.

Недостатки литий-ионных аккумуляторов

• Высокая стоимость. Производство литий-ионных аккумуляторов значительно дороже из-за стоимости сырья (литий, кобальт, никель) и более сложной технологии изготовления. Свинцовые аккумуляторы являются одной из самых дешевых технологий хранения энергии.
• Требования к безопасности. Литий-ионные аккумуляторы содержат легковоспламеняющийся органический электролит. При повреждении, перезаряде или перегреве они могут воспламениться или взорваться (процесс «теплового разгона»). Поэтому они обязательно требуют наличия сложной электронной системы управления (BMS — Battery Management System) для контроля напряжения, тока и температуры. Свинцовые аккумуляторы в этом плане более безопасны, хотя и могут выделять взрывоопасный водород при зарядке.
• Чувствительность к условиям эксплуатации. Они чувствительны к глубокому разряду (ниже определенного порога), который может необратимо повредить аккумулятор. Также они плохо переносят зарядку при отрицательных температурах (ниже $0^\circ \text{C}$), что может привести к осаждению металлического лития на аноде и, как следствие, к снижению емкости и риску короткого замыкания.
• Процесс старения. Литий-ионные аккумуляторы стареют (теряют емкость) не только от циклов заряда-разряда, но и просто со временем (календарное старение). Процесс ускоряется при высоких температурах и при хранении в полностью заряженном состоянии.
• Сложность утилизации и экологические проблемы. Переработка литий-ионных аккумуляторов — сложный и дорогостоящий процесс. Добыча лития и кобальта наносит вред окружающей среде и связана с этическими проблемами. Свинцовые аккумуляторы, напротив, имеют одну из самых отлаженных систем переработки в мире (до 99% свинца из старых батарей используется повторно).

Ответ: Главные недостатки литий-ионных аккумуляторов — это их высокая стоимость, повышенные требования к безопасности (риск возгорания), чувствительность к неправильной эксплуатации (глубокий разряд, зарядка на морозе) и проблемы, связанные с утилизацией и экологичностью добычи сырья.

11.216. При разряде литий-кобальтового аккумулятора протекает реакция: ${\mathrm{LiC}}_6+{\mathrm{CoO}}_2 ⟶ {\mathrm{C}}_6+{\mathrm{LiCoO}}_2$

Укажите элемент-окислитель и элемент-восстановитель в этой реакции.

Решение

Чтобы определить окислитель и восстановитель в реакции, необходимо проанализировать изменение степеней окисления элементов, участвующих в ней. Запишем уравнение реакции и расставим степени окисления для каждого элемента в реагентах и продуктах:

$ \overset{+1}{Li}\overset{-1/6}{C_6} + \overset{+4}{Co}\overset{-2}{O_2} \rightarrow \overset{0}{C_6} + \overset{+1}{Li}\overset{+3}{Co}\overset{-2}{O_2} $

Рассмотрим, как были определены степени окисления:

• В соединении $LiC_6$ (интеркалат лития в графите) литий, как щелочной металл, имеет постоянную степень окисления $+1$. Молекула в целом электронейтральна, поэтому на 6 атомов углерода приходится суммарный заряд $-1$. Средняя степень окисления углерода равна $-1/6$.
• В диоксиде кобальта $CoO_2$ кислород имеет степень окисления $-2$. Так как молекула электронейтральна, степень окисления кобальта составляет $+4$.
• В правой части уравнения $C_6$ представляет собой простое вещество (графит), поэтому степень окисления углерода равна $0$.
• В кобальтите лития $LiCoO_2$ литий имеет степень окисления $+1$, а кислород $-2$. Чтобы молекула была электронейтральной, степень окисления кобальта должна быть $+3$ ($+1 + x + 2 \cdot (-2) = 0 \Rightarrow x = +3$).

Теперь проследим за изменением степеней окисления:

$ C^{-1/6} \rightarrow C^0 $
Степень окисления углерода повысилась (с $-1/6$ до $0$). Процесс повышения степени окисления называется окислением. Элемент, который отдает электроны и окисляется, является восстановителем. В данной реакции восстановителем является углерод.

$ Co^{+4} \rightarrow Co^{+3} $
Степень окисления кобальта понизилась (с $+4$ до $+3$). Процесс понижения степени окисления называется восстановлением. Элемент, который принимает электроны и восстанавливается, является окислителем. В данной реакции окислителем является кобальт.

Ответ: элемент-окислитель – кобальт ($Co$), элемент-восстановитель – углерод ($C$).

11.217. В гальваническом элементе происходит реакция: $\mathrm{Cu}+2{\mathrm{Ag}}^{+}={\mathrm{Cu}}^{2+}+2\mathrm{Ag}.$ Какая полуреакция происходит на катоде, а какая на аноде? Может ли данная реакция идти в обратную сторону?

Дано:

Суммарное уравнение реакции в гальваническом элементе:

$Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag$

Стандартные электродные потенциалы (справочные данные):

$E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 \, В$

$E°(Ag⁺/Ag) = +0.80 \, В$

Найти:

1. Полуреакцию на катоде и полуреакцию на аноде.

2. Возможность протекания реакции в обратную сторону.

Решение:

Какая полуреакция происходит на катоде, а какая на аноде?

В гальваническом элементе на аноде всегда происходит процесс окисления (отдача электронов), а на катоде — процесс восстановления (принятие электронов). Для определения процессов рассмотрим изменение степеней окисления участников реакции $Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag$.

1. Атом меди ($Cu$) имеет степень окисления $0$ и в ходе реакции превращается в ион меди ($Cu^{2+}$) со степенью окисления $+2$. При этом он отдает два электрона:

$Cu^0 - 2e⁻ → Cu^{2+}$

Этот процесс является окислением. Следовательно, на аноде происходит окисление меди. Медный электрод является анодом.

2. Ион серебра ($Ag⁺$) имеет степень окисления $+1$ и в ходе реакции превращается в атом серебра ($Ag$) со степенью окисления $0$. При этом он принимает один электрон:

$Ag⁺ + e⁻ → Ag^0$

Этот процесс является восстановлением. Следовательно, на катоде происходит восстановление серебра. Серебряный электрод является катодом.

Ответ: На аноде происходит полуреакция окисления меди: $Cu - 2e⁻ → Cu^{2+}$. На катоде происходит полуреакция восстановления ионов серебра: $Ag⁺ + e⁻ → Ag$.

Может ли данная реакция идти в обратную сторону?

Обратная реакция записывается как:

$Cu^{2+} + 2Ag → Cu + 2Ag⁺$

Реакция в гальваническом элементе протекает самопроизвольно, если ее электродвижущая сила (ЭДС) имеет положительное значение. ЭДС элемента рассчитывается по формуле: $ЭДС = E_{катод} - E_{анод}$, где $E$ — электродные потенциалы.

Для исходной (прямой) реакции катодом является серебро, а анодом — медь. Рассчитаем ЭДС для стандартных условий, используя стандартные электродные потенциалы:

$ЭДС_{прямая} = E°(Ag⁺/Ag) - E°(Cu^{2+}/Cu) = 0.80 \, В - 0.34 \, В = +0.46 \, В$.

Так как $ЭДС_{прямая} > 0$, прямая реакция протекает самопроизвольно.

Для обратной реакции роли катода и анода меняются. Теперь медь будет восстанавливаться (катод), а серебро — окисляться (анод).

Рассчитаем ЭДС для обратной реакции:

$ЭДС_{обратная} = E°_{катод} - E°_{анод} = E°(Cu^{2+}/Cu) - E°(Ag⁺/Ag) = 0.34 \, В - 0.80 \, В = -0.46 \, В$.

Так как $ЭДС_{обратная} < 0$, обратная реакция не может протекать самопроизвольно. Она возможна только в процессе электролиза, то есть при приложении к системе внешнего электрического тока с напряжением, превышающим $0.46 \, В$.

Ответ: Нет, данная реакция не может самопроизвольно идти в обратную сторону, так как ЭДС этого процесса отрицательна ($ЭДС = -0.46 \, В$).

11.218. При разряде свинцового аккумулятора протекает реакция:

${\mathrm{PbO}}_2+\mathrm{Pb}+2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4=2{\mathrm{PbSO}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Электролитом служит разбавленная серная кислота. Запишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде. А какие реакции происходят на электродах при зарядке аккумулятора?

Свинцовый аккумулятор при разряде работает как гальванический элемент, в котором химическая энергия преобразуется в электрическую. Суммарное уравнение реакции, протекающей при разряде:

$PbO_2 + Pb + 2H_2SO_4 = 2PbSO_4 + 2H_2O$

Запишите уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде

При разряде аккумулятора, который функционирует как гальванический элемент, на электродах протекают следующие окислительно-восстановительные процессы:

На аноде (отрицательный электрод, "-") происходит окисление металлического свинца ($Pb$). Атомы свинца отдают два электрона и взаимодействуют с сульфат-ионами ($SO_4^{2-}$) из электролита, образуя на поверхности электрода нерастворимый сульфат свинца(II) ($PbSO_4$).

Уравнение на аноде: $Pb + SO_4^{2-} \rightarrow PbSO_4 + 2e^-$

На катоде (положительный электрод, "+") происходит восстановление диоксида свинца ($PbO_2$). Ионы свинца(IV) ($Pb^{4+}$) принимают два электрона и в присутствии ионов водорода ($H^+$) и сульфат-ионов ($SO_4^{2-}$) также превращаются в сульфат свинца(II) ($PbSO_4$).

Уравнение на катоде: $PbO_2 + 4H^+ + SO_4^{2-} + 2e^- \rightarrow PbSO_4 + 2H_2O$

Ответ: При разряде на аноде (-) протекает реакция окисления: $Pb + SO_4^{2-} \rightarrow PbSO_4 + 2e^-$. На катоде (+) протекает реакция восстановления: $PbO_2 + 4H^+ + SO_4^{2-} + 2e^- \rightarrow PbSO_4 + 2H_2O$.

А какие реакции происходят на электродах при зарядке аккумулятора?

Зарядка аккумулятора — это процесс электролиза, при котором под действием внешнего источника тока реакции на электродах протекают в обратном направлении. Электрод, бывший анодом, становится катодом, а бывший катод — анодом.

Суммарное уравнение реакции при зарядке:

$2PbSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} PbO_2 + Pb + 2H_2SO_4$

На отрицательном электроде (в процессе зарядки это катод) происходит восстановление сульфата свинца(II) до металлического свинца:

$PbSO_4 + 2e^- \rightarrow Pb + SO_4^{2-}$

На положительном электроде (в процессе зарядки это анод) происходит окисление сульфата свинца(II) до диоксида свинца:

$PbSO_4 + 2H_2O \rightarrow PbO_2 + 4H^+ + SO_4^{2-} + 2e^-$

В результате этих процессов на электродах восстанавливаются исходные активные массы ($Pb$ и $PbO_2$), а плотность электролита (раствора серной кислоты) возрастает.

Ответ: При зарядке на отрицательном электроде (катоде) протекает реакция $PbSO_4 + 2e^- \rightarrow Pb + SO_4^{2-}$, а на положительном электроде (аноде) — реакция $PbSO_4 + 2H_2O \rightarrow PbO_2 + 4H^+ + SO_4^{2-} + 2e^-$.

11.219. В водородно-кислородном топливном элементе в качестве электролита с ионной проводимостью используется расплавленный карбонат. Топливом служит водород, а кислород смешан с ${\mathrm{CO}}_2.$ Напишите уравнения электродных реакций и уравнение суммарной реакции.

Решение

В водородно-кислородном топливном элементе с расплавленным карбонатным электролитом ионную проводимость обеспечивают карбонат-ионы ($CO_3^{2-}$). Водород ($H_2$) служит топливом и окисляется на аноде. Кислород ($O_2$), смешанный с диоксидом углерода ($CO_2$), является окислителем и восстанавливается на катоде.

Уравнения электродных реакций

На электродах протекают следующие полуреакции:

1. На аноде (отрицательный электрод) происходит окисление водорода. Молекулы водорода реагируют с карбонат-ионами из электролита, в результате чего образуются вода, диоксид углерода и высвобождаются электроны, которые уходят во внешнюю цепь:

$H_2 + CO_3^{2-} \rightarrow H_2O + CO_2 + 2e^-$

2. На катоде (положительный электрод) происходит восстановление кислорода. Для этого процесса необходимы кислород, диоксид углерода и электроны, приходящие по внешней цепи от анода. В результате реакции регенерируются карбонат-ионы, которые мигрируют через электролит к аноду, замыкая ионный контур:

$1/2 O_2 + CO_2 + 2e^- \rightarrow CO_3^{2-}$

Ответ:

Уравнение реакции на аноде: $H_2 + CO_3^{2-} \rightarrow H_2O + CO_2 + 2e^-$

Уравнение реакции на катоде: $1/2 O_2 + CO_2 + 2e^- \rightarrow CO_3^{2-}$

Уравнение суммарной реакции

Суммарное уравнение реакции в топливном элементе получается путем сложения уравнений анодного и катодного процессов. Необходимо, чтобы количество отданных на аноде электронов было равно количеству принятых на катоде электронов (в данном случае в обеих реакциях участвуют 2 электрона).

Сложим анодную и катодную полуреакции:

$(H_2 + CO_3^{2-}) + (1/2 O_2 + CO_2 + 2e^-) \rightarrow (H_2O + CO_2 + 2e^-) + (CO_3^{2-})$

Далее сократим частицы, которые присутствуют в обеих частях уравнения ($CO_3^{2-}$, $CO_2$ и $2e^-$). Это показывает, что данные вещества участвуют в переносе заряда, но не расходуются в общем процессе.

В результате получаем суммарное уравнение:

$H_2 + 1/2 O_2 \rightarrow H_2O$

Часто это уравнение записывают с целочисленными коэффициентами, для чего все уравнение умножают на 2:

$2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$

Ответ: $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$.

11.220. В высокотемпературных керамических топливных элементах с твёрдыми оксидными электролитами с ионной проводимостью метан полностью окисляется кислородом с высокой степенью превращения (75%). Напишите уравнения электродных процессов, учитывая, что проводником электричества служат ионы ${\mathrm{O}}^{2-}.$

В высокотемпературных керамических топливных элементах с твердооксидным электролитом (ТЭТЭ) в качестве топлива используется метан ($CH_4$), а в качестве окислителя — кислород ($O_2$). Согласно условию, проводником электричества служат ионы кислорода ($O^{2-}$), которые перемещаются через твердый электролит.

Процесс на катоде (положительный электрод)

На катод подается кислород (обычно из воздуха). Здесь молекулы кислорода восстанавливаются, то есть принимают электроны из внешней цепи и образуют оксид-ионы $O^{2-}$. Эти ионы затем мигрируют через твердый электролит к аноду.

Уравнение реакции на катоде:

$O_2 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{2-}$

Процесс на аноде (отрицательный электрод)

На анод подается топливо — метан. Здесь метан окисляется оксид-ионами, которые мигрировали через электролит от катода. В условии сказано, что метан окисляется полностью, следовательно, продуктами реакции являются углекислый газ ($CO_2$) и водяной пар ($H_2O$). В ходе реакции высвобождаются электроны, которые уходят во внешнюю электрическую цепь, создавая ток.

Уравнение реакции на аноде:

$CH_4 + 4O^{2-} \rightarrow CO_2 + 2H_2O + 8e^{-}$

Суммарная реакция в топливном элементе, получаемая сложением уравнений для катода и анода с учетом баланса электронов, представляет собой полное сгорание метана:

$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

Степень превращения (75%), указанная в условии, является характеристикой практической эффективности процесса и не влияет на написание стехиометрических уравнений электродных реакций.

Ответ:

Уравнения электродных процессов:

На катоде (+): $O_2 + 4e^{-} \rightarrow 2O^{2-}$

На аноде (–): $CH_4 + 4O^{2-} \rightarrow CO_2 + 2H_2O + 8e^{-}$