2. Два электрода из кадмия и никеля опущены в растворы их солей с концентрацией ионов [Cd
2+] = 1∙10–3 моль/л, а ионов [Ni2+] = 1,0 моль/л
соответственно. Для предложенного кадмий – никелевого гальванического
элемента (ГЭ):
а) определите, какой электрод является анодом, а какой – катодом;
б) напишите уравнения электродных процессов;
в) вычислите ЭДС данного гальванического элемента;
г) составьте схему ГЭ.
3. Для гальванического элемента
– Zn│Zn2+║H
+│Ni +
напишите уравнения электродных процессов и рассчитайте реальную ЭДС с
учетом перенапряжения выделения водорода, если концентрация ионов [Zn2+]
= 1∙10–2 моль/л, а ионов [H
+
] = 1,0 моль/л (при
H2
P = 1 атм).

1) Данный вопрос требует знания электрохимических процессов и применение правил выбора анода и катода, а также расчета ЭДС и составления схемы ГЭ. Для удобства, разобьем его на несколько этапов.

а) Чтобы определить, какой электрод является анодом, а какой – катодом, нужно вспомнить, что анод - это место, где происходит окисление, а катод - это место, где происходит восстановление. Окислитель теряет электроны и становится ионом с положительным зарядом, а восстановитель получает электроны и становится ионом с отрицательным зарядом.

В данном случае, ионы кадмия [Cd2+] имеют положительный заряд и образуются на аноде, а ионы никеля [Ni2+] имеют отрицательный заряд и образуются на катоде. Исходя из этого, электрод из кадмия является анодом, а электрод из никеля - катодом.

б) Электродные процессы можно записать в виде окислительно-восстановительных полуреакций:

На аноде (кадмий): Cd(s) -> Cd2+(aq) + 2e-

На катоде (никель): Ni2+(aq) + 2e- -> Ni(s)

в) Для вычисления ЭДС гальванического элемента можно воспользоваться формулой Нернста:

E = E° - (RT/nF) * ln(Q)

где E - ЭДС элемента, E° - стандартный электродный потенциал, R - газовая постоянная, T - температура в Кельвинах, n - число передаваемых электронов, F - постоянная Фарадея, Q - равновесная константа, выраженная через активности продуктов реакции.

В данном случае, мы можем использовать стандартные электродные потенциалы из химических таблиц. Стандартные электродные потенциалы для электродных процессов Cd2+/Cd и Ni2+/Ni составляют -0,40 В и -0,25 В соответственно.

Так как в растворах ионов кадмия и никеля их концентрации выше, чем стандартные концентрации, коэффициент Q будет равен 1 для обоих половинчатых реакций.

Подставляя все значения в формулу Нернста, получаем:

E = (-0,40 V) - (0,0592 V/2) * log(1) = -0,40 V (округленно до двух знаков после запятой)

Таким образом, ЭДС данного гальванического элемента составляет -0,40 В.

г) Схема ГЭ для данной системы будет выглядеть следующим образом:

Кадмий (Cd)|Cd2+ (1∙10–3 M)||Ni2+ (1,0 M)|Никель (Ni)

2) Процесс электролиза ионов водорода обычно не учитывается в рамках обычной схемы ГЭ, но в данном случае оно присутствует и мы должны учесть его.

На схеме ГЭ указано, что на катоде происходит восстановление ионов водорода (H+), поэтому его полуреакцию можно записать следующим образом:

2H+(aq) + 2e- -> H2(g)

Однако, для расчета реальной ЭДС с учетом перенапряжения выделения водорода, нам необходимо знать еще одно значение - позицию водородного электрода (потенциал нормального водорода, E°(H+/H2)).

E°(H+/H2) составляет 0 В, и мы можем воспользоваться формулой Нернста для расчета реальной ЭДС:

E = E° - (RT/nF) * ln(Q)

В данном случае, n = 2 (два электрона передается в полуреакции), R и F - постоянные, T - температура в Кельвинах. Значение Q - концентрация продуктов реакции (водорода и ионов цинка), которое равно 1 для обоих полуреакций.

Подставляя все значения в формулу Нернста, получаем:

E = 0 - (0,0592 V/2) * log(1) = 0 V.

Таким образом, реальная ЭДС данного гальванического элемента будет 0 В.

Схема ГЭ для данного элемента видна на вопросе - Zn│Zn2+║H+│Ni +