Страница 102 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Перечислите химические источники электрического тока.

Химические источники электрического тока — это устройства, в которых внутренняя энергия, выделяющаяся при протекании химических реакций, напрямую преобразуется в электрическую энергию. В основе их работы лежат окислительно-восстановительные реакции, происходящие на двух электродах (положительном — катоде и отрицательном — аноде), которые контактируют с электролитом.

Все химические источники тока можно разделить на три основные группы:

• Гальванические элементы (первичные источники тока). Это источники тока одноразового использования. После того как химические реагенты, запасенные в элементе, расходуются, он прекращает генерировать ток и не может быть перезаряжен.
  Примеры:
  • Марганцево-цинковые элементы (солевые батарейки) — элемент Лекланше.
  • Щелочные (алкалиновые) элементы — усовершенствованный вариант марганцево-цинковых с щелочным электролитом.
  • Литиевые элементы — обладают высокой плотностью энергии и долгим сроком хранения.
  • Серебряно-цинковые элементы — используются в миниатюрных устройствах (часы, калькуляторы).
  • Воздушно-цинковые элементы — в качестве окислителя используется кислород из воздуха, применяются в слуховых аппаратах.
• Аккумуляторы (вторичные источники тока). Это перезаряжаемые источники тока. Химические реакции в них обратимы: при разряде они генерируют ток, а при зарядке (пропускании тока от внешнего источника в обратном направлении) восстанавливают свой первоначальный химический состав и работоспособность.
  Примеры:
  • Свинцово-кислотные аккумуляторы — наиболее распространены в автомобилях.
  • Никель-кадмиевые (Ni-Cd) аккумуляторы — надежные, но содержат токсичный кадмий.
  • Никель-металлгидридные (Ni-MH) аккумуляторы — более экологичная замена Ni-Cd.
  • Литий-ионные (Li-ion) аккумуляторы — стандарт для современной бытовой электроники (смартфоны, ноутбуки) и электромобилей.
  • Литий-полимерные (Li-Pol) аккумуляторы — разновидность литий-ионных с полимерным электролитом, что позволяет создавать батареи гибкой формы.
• Топливные элементы (электрохимические генераторы). В этих устройствах электричество вырабатывается в результате реакции между топливом (например, водородом) и окислителем (обычно кислородом), которые непрерывно подаются извне. В отличие от аккумуляторов, они могут работать до тех пор, пока есть подача реагентов.
  Примеры:
  • Водородно-кислородные топливные элементы.
  • Твердооксидные топливные элементы (SOFC).
  • Топливные элементы с протонообменной мембраной (PEMFC).

Ответ: Химические источники электрического тока включают в себя: 1) гальванические элементы (одноразовые батарейки, например, солевые, щелочные, литиевые); 2) аккумуляторы (перезаряжаемые батареи, например, свинцово-кислотные, литий-ионные, никель-металлгидридные); 3) топливные элементы (устройства, непрерывно генерирующие энергию из подаваемого топлива, например, водородно-кислородные).

2. Какое превращение энергии происходит в гальванических элементах?

В гальваническом элементе, который является химическим источником тока (например, батарейка), происходит преобразование химической энергии в электрическую.

Этот процесс основан на самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции (ОВР). Устройство гальванического элемента обеспечивает пространственное разделение двух полуреакций: окисления и восстановления.

• На одном электроде, называемом анодом (отрицательный полюс), происходит процесс окисления. Атомы или ионы отдают электроны.
• На другом электроде, называемом катодом (положительный полюс), происходит процесс восстановления. Ионы или молекулы из электролита принимают электроны.

Электроны, высвободившиеся на аноде, движутся по внешней электрической цепи к катоду. Это упорядоченное движение электронов и представляет собой электрический ток. Таким образом, энергия, которая выделяется в ходе химической реакции, не просто рассеивается в виде тепла, а совершает работу по перемещению электрических зарядов.

Для самопроизвольной реакции изменение свободной энергии Гиббса является отрицательной величиной ($\Delta G < 0$). Эта убыль свободной энергии и есть та максимальная полезная работа, которую может совершить система. В гальваническом элементе эта работа является электрической: $W_{эл} = -\Delta G$.

Итак, основное энергетическое превращение в гальванических элементах можно описать следующей схемой:Химическая энергия $\rightarrow$ Электрическая энергия (+ небольшое количество тепловой энергии из-за внутреннего сопротивления).

Ответ: В гальванических элементах происходит преобразование химической энергии, запасенной в реагентах, в электрическую энергию в результате самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции.

3. Какие процессы будут происходить при контакте железа с цинком:

а) в растворе серной кислоты;

б) в воде?

Составьте схемы реакций, происходящих на катоде и на аноде.

При контакте железа с цинком образуется гальваническая пара, так как металлы имеют разные значения стандартных электродных потенциалов. Металл с более отрицательным значением потенциала будет являться анодом и подвергаться окислению (коррозии), а металл с более положительным потенциалом — катодом, на котором будет происходить процесс восстановления.

Сравним стандартные электродные потенциалы ($E^0$):

$E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0.76$ В

$E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0.44$ В

Так как $E^0(Zn) < E^0(Fe)$, цинк ($Zn$) будет выполнять роль анода, а железо ($Fe$) — роль катода. Цинк будет корродировать, защищая железо (этот метод защиты называется протекторной защитой).

а) в растворе серной кислоты

В кислой среде (раствор серной кислоты $H_2SO_4$) электрохимическая коррозия протекает с водородной деполяризацией. Электролитом служат ионы $H^+$ и $SO_4^{2-}$.

Процессы на электродах:

• На аноде (цинк) происходит окисление цинка: $A(-): Zn - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$
• На катоде (железо) происходит восстановление ионов водорода, так как в кислой среде их концентрация высока: $K(+): 2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow$

Таким образом, цинк растворяется, а на поверхности железа выделяется газообразный водород. Железо при этом не корродирует.

Суммарное уравнение реакции: $Zn + H_2SO_4 \rightarrow ZnSO_4 + H_2 \uparrow$

Ответ:

Схема реакции на аноде (Zn): $Zn - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$

Схема реакции на катоде (Fe): $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$

б) в воде

В нейтральной среде (вода), содержащей растворенный кислород, электрохимическая коррозия протекает с кислородной деполяризацией. Деполяризатором (окислителем) выступает растворенный в воде кислород.

Процессы на электродах:

• На аноде (цинк) так же, как и в кислой среде, происходит окисление цинка: $A(-): Zn - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$
• На катоде (железо) происходит восстановление кислорода: $K(+): O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$

Ионы цинка $Zn^{2+}$, образующиеся на аноде, и гидроксид-ионы $OH^-$, образующиеся на катоде, взаимодействуют в растворе с образованием нерастворимого гидроксида цинка: $Zn^{2+} + 2OH^- \rightarrow Zn(OH)_2 \downarrow$.

Суммарное уравнение процесса коррозии: $2Zn + O_2 + 2H_2O \rightarrow 2Zn(OH)_2$

В этом случае цинк также защищает железо от коррозии, покрываясь слоем продуктов коррозии (гидроксидом цинка).

Ответ:

Схема реакции на аноде (Zn): $Zn - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$

Схема реакции на катоде (Fe): $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$

4. Какие правила техники безопасности следует соблюдать при работе со свинцовым аккумулятором?

При работе со свинцовым аккумулятором необходимо соблюдать ряд строгих правил техники безопасности, так как он представляет несколько видов опасности: химическую (едкий электролит), электрическую (высокие токи короткого замыкания) и взрывоопасность (выделение водорода).

Основные правила сгруппированы по видам опасностей:

1. Защита от химических ожогов (электролит)

• Электролит в аккумуляторе – это едкий раствор серной кислоты ($H_2SO_4$). Работайте в средствах индивидуальной защиты (СИЗ): защитных очках или лицевом щитке, кислотостойких перчатках и фартуке или спецодежде.
• При попадании электролита на кожу немедленно промойте пораженное место большим количеством воды в течение 15-20 минут. После промывания можно обработать кожу слабым раствором пищевой соды.
• При попадании кислоты в глаза, немедленно и обильно промойте их чистой прохладной водой в течение не менее 20 минут, держа веки открытыми, и срочно обратитесь за медицинской помощью.
• Имейте под рукой нейтрализующее вещество (например, пищевую соду) для быстрой ликвидации случайных проливов кислоты на поверхности.

2. Предотвращение электрической опасности и короткого замыкания

• Аккумулятор способен создавать очень высокий ток короткого замыкания, который может вызвать сильные ожоги, расплавить металлические предметы и привести к пожару.
• Перед началом работы обязательно снимите с рук кольца, часы, браслеты и другие металлические украшения.
• Используйте только инструменты с изолированными рукоятками.
• Никогда не кладите инструменты или другие металлические предметы на верхнюю часть аккумулятора, чтобы избежать случайного замыкания клемм.
• Соблюдайте строгую последовательность подключения и отключения клемм: при отключении аккумулятора всегда сначала отсоединяйте отрицательную («–») клемму. При подключении – подсоединяйте отрицательную клемму в последнюю очередь.

3. Предотвращение взрыва (выделение водорода)

• Во время зарядки (а также интенсивной разрядки) аккумулятор выделяет водород ($H_2$) и кислород ($O_2$). Смесь этих газов, называемая гремучим газом, является легковоспламеняющейся и взрывоопасной.
• Все работы, особенно зарядку, проводите в хорошо проветриваемом помещении.
• Категорически запрещается курить, использовать открытый огонь или создавать искры вблизи аккумулятора.
• Чтобы избежать искрения, подключайте зажимы зарядного устройства к клеммам аккумулятора до его включения в электрическую сеть. Отключайте зарядное устройство от сети перед тем, как снять зажимы с клемм.

4. Общие меры предосторожности

• Свинцовые аккумуляторы тяжелые. Для их подъема и переноски используйте правильную технику (приседая, а не наклоняясь) или специальный ремень-переноску во избежание травм спины.
• Аккумулятор должен быть надежно закреплен на своем штатном месте, чтобы предотвратить его перемещение и опрокидывание во время движения.
• Храните и эксплуатируйте аккумулятор только в вертикальном положении.

Ответ: При работе со свинцовым аккумулятором необходимо соблюдать следующие правила безопасности: использовать средства индивидуальной защиты (очки, перчатки) для защиты от ожогов электролитом (серной кислотой); обеспечивать хорошую вентиляцию помещения при зарядке и избегать источников огня и искр для предотвращения взрыва выделяющегося водорода; использовать изолированные инструменты, снимать металлические украшения и соблюдать правильную последовательность отсоединения/подсоединения клемм (минус отключается первым, подключается последним) для предотвращения короткого замыкания и электрических ожогов.

5. Смесь массой 6 г, состоящую из меди и алюминия, обработали избытком соляной кислоты. При этом выделилось 2,8 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю каждого металла в смеси.

Дано:

$m(смеси~Cu + Al) = 6$ г
$V(H_2) = 2.8$ л (н. у.)

Найти:

$\omega(Al)$ - ?
$\omega(Cu)$ - ?

Решение:

Смесь состоит из меди и алюминия. При обработке этой смеси избытком соляной кислоты ($HCl$) в реакцию вступает только алюминий, так как медь находится в ряду электрохимической активности металлов после водорода и не вытесняет его из кислот-неокислителей. Поскольку соляная кислота дана в избытке, весь алюминий из смеси прореагирует полностью.

Уравнение химической реакции, которая протекает:

$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2 \uparrow$

1. Вычислим количество вещества (число моль) выделившегося водорода. Объем газа дан при нормальных условиях (н. у.), поэтому для расчета используем молярный объем газов, который составляет $V_m = 22.4$ л/моль.

$n(H_2) = \frac{V(H_2)}{V_m} = \frac{2.8~\text{л}}{22.4~\text{л/моль}} = 0.125~\text{моль}$

2. Используя уравнение реакции, определим количество вещества алюминия, которое вступило в реакцию. Согласно стехиометрическим коэффициентам в уравнении, соотношение количеств вещества алюминия и водорода составляет 2:3.

$\frac{n(Al)}{2} = \frac{n(H_2)}{3}$

Выразим отсюда количество вещества алюминия:

$n(Al) = \frac{2}{3} \cdot n(H_2) = \frac{2}{3} \cdot 0.125~\text{моль} = \frac{0.25}{3}~\text{моль} \approx 0.0833~\text{моль}$

3. Зная количество вещества алюминия, вычислим его массу. Молярная масса алюминия $M(Al) = 27$ г/моль.

$m(Al) = n(Al) \cdot M(Al) = \frac{0.25}{3}~\text{моль} \cdot 27~\text{г/моль} = 0.25 \cdot 9~\text{г} = 2.25~\text{г}$

4. Теперь можно определить массу меди в исходной смеси, вычитая массу алюминия из общей массы смеси.

$m(Cu) = m(смеси) - m(Al) = 6~\text{г} - 2.25~\text{г} = 3.75~\text{г}$

5. Наконец, вычислим массовые доли каждого металла в смеси. Массовая доля вещества в смеси — это отношение массы этого вещества к общей массе смеси, выраженное в долях единицы или в процентах.

Массовая доля алюминия:

$\omega(Al) = \frac{m(Al)}{m(смеси)} \cdot 100\% = \frac{2.25~\text{г}}{6~\text{г}} \cdot 100\% = 0.375 \cdot 100\% = 37.5\%$

Массовая доля меди:

$\omega(Cu) = \frac{m(Cu)}{m(смеси)} \cdot 100\% = \frac{3.75~\text{г}}{6~\text{г}} \cdot 100\% = 0.625 \cdot 100\% = 62.5\%$

Проверка: $37.5\% + 62.5\% = 100\%$. Расчеты верны.

Ответ: массовая доля алюминия в смеси составляет 37,5%, а массовая доля меди – 62,5%.