Реферат: Зависимость изменения скорости протекания электролиза от концентрации электролита

Министерствообразования РФ
Средняя общеобразовательная школа № 35 

                            

Муниципальноеобразовательное учреждение

Г.Нижнего Новгорода
 

Реферат:

Зависимость изменения скорости протеканияэлектролиза от концентрации электролита.                         

 

                                     Работувыполнил:

                                         Ученик 11 “Б” класса

                                                        Кульпанов Андрей Иванович.

                                              Научныйруководитель:

                                        Икренникова Галина

                                                                    Владимировна.     

                                       г.Нижний Новгород

                                                   2003 г.    

                                                        1.Введение.

        Английскийфизик и химик Майкл Фарадей установил законы электролиза, связавшие количествоэлектричества, прошедшее через раствор, с массой и природой растворенноговещества. Он создал количественную электрохимию – раздел химии, изучающийпроцессы перехода химической энергии в электрическую и обратно.

        Изучение и практическое применениеэлектрохимических процессов стало возможным после создания гальваническихэлементов – химических источников постоянного электрического тока. В 1799 г.итальянский физик А. Вольт создал первый химический генератор постоянного тока(“Вольтов столб”). Возможность применения “Вольтова столба” для практических целей сразу же заинтересовала ученых.Английские исследователи У. Нильсон и А. Карлейль первыми использовали его дляэлектролиза растворов солей, щелочей и кислот. В 1800 г. они осуществилиразложение воды на кислород и водород.

        Затем английский химик и физик Г. Деви,проводя электролиз солей щелочных и щелочноземельных металлов, выделил их вчистом виде: в 1807 г. он получил калий и натрий, а в 1808 г. – кальций имагний. Русскийисследователь В. В. Петров, который положил началоэлектрохимическим исследованиям в России, в 1802 г. создал самый большой в товремя “Вольтов столб”, состоявший из 2100 медно-цинковых пластинок, и провелряд важнейших исследований. Так, он впервые использовал электрический ток для получениячистых металлов в результате электровосстановления их оксидов.

        Исследования Фарадеяпроцессов в растворах электролитов при пропускании через них электрическоготока длилось недолго. В 1833 г. он начал их, а уже в 1834 г. закончил. Но заэтот короткий срок Фарадей сумел установить основные закономерности явленияэлектролиза, которые стали фундаментом всех современных теоретических воззренийв этой области, а также методов его практического использования. Всясовременная терминология, применяющаяся при описании электролиза, былапредложена Фарадеем в этот период. Он ввел термины “электрод”, “электролит”,“анод”, “катод”, “ион”, “анион” “катион”, “электролиз”, понятие“диэлектрическая проницаемость”.

        Фарадей установил,что существует строго соотношение между количеством прошедшем через растворэлектролита электричества и количеством выделившегося  вещества. Установить эту зависимость сталовозможным после того, как Фарадей создал прибор для измерения  проходящего через раствор электричества,который он назвал вольтаэлектрометром.   

 Актуальность электролиза объясняется тем, чтомногие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы какникель, натрий, чистый водород и другие, получают только с помощью этогометода. Кроме того, с его  помощьюэлектролиза относительно легко можно получить чистые металлы, массовая долясамого элемента в которых стремиться к ста процентам. В промышленности алюминийи медь в большинстве случаев получают именно электролизом. Преимущество этогоспособа в относительной дешевизне и простоте. Однако чтобы производство былонаиболее выгодным: с наименьшими затратами электроэнергии и с наибольшимвыходом продукции, необходимо учитывать различные факторы, влияющие наколичество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока,температура электролита, материал электродов и др.).

На сегодняшний день большойпопулярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами,(позолоченные или посеребренные вещи).

К тому же металлические изделияпокрывают слоем другого металла электролитическим способом с целью защитить егоот коррозии.

Таким образом, исследованиеэлектрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них,установление новых способов использования процессов электролиза в промышленныхусловиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.

В реферате мной были определеныследующие задачи:

— ознакомление с теоретическимиосновами электролитических процессов;

— определить влияние различных факторовна качественный и количественный состав продуктов электролиза;

— выделить области практическогоприменения электролиза;

        — экспериментальноопределить влияние качественного состава исходного электролита на составпродуктов электролиза.

      2. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ   ОСНОВЫ  ЭЛЕКТРОЛИЗА. ЗАКОНЫ  ФАРАДЕЯ.

       При прохожденииэлектричества через металлические про­водники состав металла не изменяется.Переносчиком электричества, а лих являются «свободные» электроны внешнейэлектронной оболочки. В электролитах свободные электроны отсутствуют, иэлектричество в них переносится ионами. На границе металл--раствор электроннаяпроводимость меняет­ся на ионную. Такая трансформация проводимости осущест­вляетсяэлектрохимическими реакциями, протекающими на электродах. На катоде электроныпереходят на частицы раствора, способные восстанавливаться. На аноде такое жеколичество электронов освобождается при окислении частиц, содержащихся врастворе, или при переходе вещества анода в виде катионов в раствор.

В 1833 г. М. Фарадей установил, что между количеством прошедшегочерез электролит электричества и количеством выделившихся на электродах веществсуществует прямо про­порциональная зависимость.

        Первый закон Фарадеяустанавливает, что количество ве­щества, которое окисляется на аноде иливосстанавливается на катоде, пропорционально количеству электричества, про­шедшегочерез электролит.

Согласно второму закону количество веществ, выделенных наэлектродах равными количествами электричества, пропор­ционально их эквивалентнымвесам.

      Экспериментальное подтверждение законовФарадея мож­но получить, если пропустить определенное количество элек­тричествачерез последовательно соединенные электролизеры, например, с растворамиазотнокислых солей натрия, ртути, меди и серебра, поместив в них электроды изплатины.

<img src="/cache/referats/21088/image002.jpg" v:shapes="_x0000_i1025">

                                                       Рис. 1 Опыт подтверждающий закон Фарадея.                                                       

   

       При этом на анодах вовсех четырех ячейках выделится одинаковое количество кислорода, химическиэквивалентное количеству водорода, ртути, меди и серебра, выделившихся накатодах.

Схематическиэто можно записать в следующем виде:

                                            Первый электролизер.

На катоде:                                 Врастворе:                             Нааноде:  

4H+ + 4e <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®

4H0                                                      

                                                 <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">¬

Na+ NO3 <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®               <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">¬4OH- — 4e <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®2H2 O+O2     

                                                            

 4H <span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US; mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®

2 H2                                 <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">¬H+ OH- <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®                                    

                           4NaNO3 +6H2O <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

2H2 + O2 +4NaOH + 4HNO3

                                                              

                                                                     Второй электролизер.

          На катоде:                                 Врастворе:                             Нааноде: 2Hg2++ 4e<span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

2Hg                       <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">¬Hg2+NO3-<span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US; mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®             4OH- — 4e<span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®2H2O+ O2

                                                      <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">¬

H+ OH- <span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US; mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®    

                            2Hg(NO3)2+ 2H2O <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

2Hg + O2 + 4HNO3

                                                                  Третийэлектролизер.

          На катоде:                                 Врастворе:                             На аноде: 22                        2Cu2++ 4e<span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®

2Cu                         <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">¬Cu2+NO3-<span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®            4OH- — 4e<span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®2H2O+ O2

                                                        <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">¬

H+ OH- <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family: Symbol">®    

                            2Cu(NO3)2+ 2H2O <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

2Cu + O2 + 4HNO3

                                                                 Четвертыйэлектролизер.

          На катоде:                                 Врастворе:                             Нааноде: 4Аg++ 4e<span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

4Hg                                    <span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">¬Аg+NO3-<span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®               4OH- — 4e<span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®2H2O+ O2

                                                      <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">¬

H+ OH- <span Times New Roman"; mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US; mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">®    

                            4Аg(NO3)2+ 2H2O <span Times New Roman";mso-hansi-font-family: «Times New Roman»;color:black;mso-ansi-language:EN-US;mso-char-type:symbol; mso-symbol-font-family:Symbol">®

4Ag + O2 + 4HNO3

 По второму закону Фарадея наэлектрохимическое выде­ление 1 г-экв веществатребуется 96491,4 к. электричества(по углеродной шкале атомных весов), что эквивалентно про­теканию 6,02296- 1023электронов. Количество грамм-эквива­лентов выделенного электролизом вещества (N) можно рас­считатьпо формуле:

                  N = (I*t)/F  (А*сек/А*сек*г-экв-1)

где I — сила тока, A;  t— время, По числу грамм-эквивалентоввещества легко рассчитать его вес в граммах (g) или концентрацию в растворе (в г-экв/л, моль/л, г/л,  и.т.д.):

                                  g=N*э = (э*I*t)/F

где э — грамм-эквивалентвещества, г.

       Если, например, врассматриваемом опыте выделилось 5,6 лкислорода, приведенных к нормальным условиям (t=00C, Р=1 атм.), то водорода должно получиться11,2л, ртути- 100,315 г, меди —31,77 г, серебра — 53,90 г .

При электролизе может выделиться вещества меньше, чем это следуетиз закона Фарадея. Причиной такого кажу­щегося отклонения являетсяодновременное протекание на электроде двух реакций. Например, приэлектровосстановле­нии цинка на катоде, кроме цинка, выделяется также и во­дород.Иногда продукт электролиза вступает во взаимодействие с веществами,содержащимися в растворе, или с ве­ществом электрода. Так, выделяющийся нааноде хлор вступает в реакцию сводой и едким натром, а кисло­род—                 с угольным анодом.

3. ЭЛЕКТРОДЫ.

Электродами могут служить многие металлы,графит и некоторые окислы,обладающие электронной или дырочной проводимостью. При прохождении постоянного тока на като­денакапливаются электроны, которые ассимилируются иона­ми или молекулами, содержащимися в растворе;на аноде ионы, атомы илимолекулы отдают электроны. На катоде могутвыделяться газообразные, твердые нерастворимые или растворимые в электролите вещества. Водород при электро­литическом выделении способен растворяться внекоторых металлах (платина,палладий, железо, никель). Если катодом служат окислы железа, свинца идругих металлов, то они восстанавливаютсяатомарным водородом до свободных ме­таллов.При анодной реакции в первую очередь окисляется вещества с более отрицательным окислительным потенциа­лом. Если продукты окисления анода нерастворимы,на нем может образоватьсяпассивирующая окисная или солевая пленка,в результате чего потенциал анода смещается в положительную сторону и становится возможным окисление одного из веществ, содержащихся в растворе.

При прохождении переменного тока черезэлектролизер полярностьэлектродов периодически меняется, что приводит к чередованию на одном и том же электроде процессов окис­ления и восстановления. В этом случаепродукты электроли­завзаимодействуют между собой или превращаются электро­химическим путем а исходные вещества. Поэтому переменный ток в электролизе не применяется.

Выбирая материал для катода, учитываютспособность металла поглощатьводород, коррозионную стойкость его, а также влияние на скорость реакции восстановления.

Сложнее обстоит дело с выбором материала дляанода, поскольку онспособен окисляться. Анод не будет раство­ряться, если его окислительный потенциал больше, чем у ве­ществ, содержащихся в растворе; вещество анодадолжно труднееокисляться, чем вещество, которое желательно окис* лить. Наиболее трудноокисляются платина, золото, серебро, графит.

При электрорафинировке, электрополирсвке, гальваноплас­тике и гальваностегии аноды изготавливают из того же ме­талла, какой восстанавливается на катоде. Тогда вещество анода окисляется и в виде катионов переходит в раствор. Катионы, достигая катода, восстанавливаются на нем снова до металла.

Окислительные потенциалы фтора, марганцовокислого калия, двуокиси свинца, перекиси водорода,  надсерной кисло­ты более положительны, чем потенциалы остальных веществ,из которых можно было бы изготовить аноды. Казалось бы, что   эти   вещества  электролизом   получить  нельзя. Однако возможны случаи, когда па поверхностианода  при электро­лизе образуются нерастворимые соединения, которые пассивируют анод и делают его инертным (образование окислых пленок на нержавеющих  сталях,  хроме, никеле, атакже пленки  из  хлористого серебра на серебре  при электролизе, растворов хлоридов).

4.ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ.

На электродах как под действием тока, так и в его от­сутствие, протекают электрохимические реакции, приводящие к установлению определенного скачка потенциала на границе электрод —раствор (так называемого электродного потенциа­ла— ф). При отсутствии внешнего тока на границе элект­род — раствор устанавливается равновесие междуокисленной и восстановленной формамивещества:

[Ox]+nе<->[Red],                                        

где [0х] и [Red]—концентрации окисленной и соответствен­но восстановленнойформы вещества;

ne– количество электронов, участвующих в электрохимическойреакции.

электрохимической реакции.

Если металлэлектрода способен окисляться и посылать катионыв раствор, то на электроде быстро устанавливается равновесие.

                                                                    

       Потенциал электродабудет отрицательным, если катионов металла перейдет враствор больше, чем за это же время их восстановится. Еслиже процесс восстановления превалирует над процессомокисления, то потенциал будет положительным.Потенциал активныхметаллов, погруженных в раство­ры, содержащие катионы тех жеметаллов, отрицателен. Ме­таллы, стоящие в ряду активностиправее водорода, имеют положительное значение потенциала.Последовательность рас­положения металлов в ряду активностикак раз и определя­ется величиной ихметаллов в ряду активности как раз и определя­ется величиной их электродных потенциалов. Чем легче окис­ляется металл, тем отрицательнее его электродный потенци­ал, тем большую электродвижущую силу (э.д.с.) будет иметь гальванический элемент, составленный из электрода данного металла и второго электрода с известным значением потенциала (электрода сравнения). Поэтому ряд активности металлов правильнее называть рядом напряжений.

Если вещество электрода инертно (не растворяется в электролите), а в растворе содержатся вещества, способные окисляться--восстанавливаться, то они могут отнимать у электрода или отдавать ему электроны. Инертный электрод в этом случае зарядится или отрицательно (если растворен­ное вещество легче отдает электроны, чем принимает), или положительно (если оно отнимает электроны от электрода легче, чем отдает). При этом на границе инертный элект­род— раствор устанавливается равновесие.

Скачек потенциала, возникающий на границе инертный электрод – раствор,называют окислительно-восстановительным или редокс-потенциалом. Примерами такихэлектродов могут служить: платина, погруженная в раствор солей ионов двух- итрехвалентного железа или раствор, содержащий ионы хлора и свободный хлор,нержавеющая сталь в растворе, содержащем кислород.

Если одна из форм  окислителя –восстановителя  находиться в газообразномсостоянии, то электроды называют газовыми: водородный, кислородный, хлорный.

Во всех случаях электродный потенциал будет тем отрицательнее, чем легчевещества окисляются, и тем положительнее, чем легче они восстанавливаются.Таким образом, электродный потенциал служит меройокислительно-восстановительной способности веществ.

В связи с тем, что потенциал электрода зависит еще от температуры и отконцентрации окислителя-восстановителя в растворе, было введено понятие остандартных электродных потенциалах (о потенциалах, измеренных при равныхусловиях). Это позволяет сравнивать окислительно-восстановительную способностьразличных веществ. Стандартные потенциалы измерены при температуре 250С в растворах, содержащих         1 г-ион(в случае неэлектролитов по одному молю) и 1000 г. воды окисленной ивосстановленной форм веществ, принимающих участие в электродной реакции. Еслиодна из форм вещества является газом, то раствор насыщают им под давлением 1атм.

Так, например, стандартный редокс-потенциал электрохимической реакции Fe3+ -e< > Fe2+равен потенциалу платиновой пластинки при 250С в растворе,содержащем по одному г-иону ионов Fe3+ и Fe2+  в 1000 г. воды. Стандартный потенциал медного электрода равен потенциалумедной пластинки в растворе ионов Cu2+на 1000 г. воды.

     Зависимость потенциала электродной реакции

                  Ox + pA + ne <span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»; color:black;mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol">«Red + mB

От температуры и концентрации, участвующих в ней веществ выражаетсяформулой Нернста:

         ф=ф0+ (R*T/n*F)* ln([0х]*[A]p/[Red]*[B]m)

где  ф0  — стандартный электродный потенциал, в;

 R– универсальная газовая постоянная Менделеева – Клапейрона,равная

        8,314 Дж;

T– абсолютная температура, К;

F– число Фарадея, к;

n– числоэлектронов, участвующих в электродной реакции;

ln– натуральный логарифм (lnх = 2,303 lgx);

[0х] и [Red] — начальныеконцентрации окислительной и

            соответственно восстановительной формы вещества, для

            которых рассчитывается окислительно-восстановительный

 потенциал;

 [A] и [B] – начальные концентрации других веществ, участвующих

                   в электродной реакции(обычно вода, ионы Н+ или ОН-);

mи p– стехиометрические коэффициенты в уравненииэлектродной

             реакции.

      По уравнению электродной реакции легкорассчитать окислительный потенциал системы.

  Пример 1.      Рассчитатьокислительный потенциал электродной реакцииPbO2 + 4H+ +SO42- +2e<span Times New Roman";mso-hansi-font-family:«Times New Roman»;color:black; mso-char-type:symbol;mso-symbol-font-family:Symbol;font-weight:normal">«PbSO4 2H2O     Если концентрация ионовводорода в растворе серной кислоты равна 3 г-иона/лпри 250С.  Решение.     Найдем в таблице стандартных электродных потенциалов значение  ф0  для электродной реакции.

ф0 = PbO2,   H+/PbSO4= 1,685 в,

 

ф PbO2

     

H+/PbSO4 = ф0 +(2,303*8,314/2*96491,4) lg([PbO2]*[H+]4/[PbSO4]*[H2O]2) =

 ф0(0,0591/2)*lg[H+]4 =1.685 + 0.0295*lg34 = 1.713 (в).

  Двуокись свинца исернокислый свинец – твердые вещества, концентрация их принимается равнойединице. Количество воды в растворе велико по сравнению с тем, которое образуетсяв рассматриваемой реакции, а поэтому ее концентрация в расчет не принимается.

  

  Пример 2.

Рассчитать значение потенциала меди, находящегося в растворе,содержащем 0,1 г-ион/л катионов Cu2+ при температуре250С.

    

Решение.

    ф Cu2+/ Cu= 0,34+(0,0591/2)*lg(0.1/1)=0.31(в).

Стандартныеэлектродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем при 250С

Окисленная форма

Восстановленная форма

Уравнение реакции

В

1.

Li+

Li

Li+ + 1ē↔Li

-3,05

2.

K+

K

K+ + 1ē↔K

-2,92

3.

Ba2+

Ba

Ba2+ + 2ē ↔Ba

-2,90

4.

Ca2+

Ca

Ca2+ + 2ē ↔Ca

-2,87

5.

Na+

Na

Na+ + 1ē↔Na

-2,71

6.

Mg2+

Mg

Mg2+ + 2ē↔Mg

-2,36

7.

Al3+

Al

Al3+ + 3ē↔Al

-1,66

8.

Mn2+

Mn

Mn2+ + 2ē↔Mn

-1,05

9.

SO32-

S

SO32- + 4ē + 3H2O ↔ S + 6OH-

-0,90

10.

SO42-

SO32-

SO42- + 2ē + H2O ↔ SO32-  + 2OH-

-0,90

11.

NO3-

NO2

NO3 — + ē + H2O ↔ NO2 + 2OH-

-0,85

12.

H2O

H2

H2O + 2ē↔ H2 + 2OH-

-0,83

13.

Zn2+

Zn

Zn2+ + 2ē ↔Zn

-0,76

14.

Cr3+

Cr

Cr3+ + 3ē↔Cr

-0,74

15.

Fe2+

Fe

Fe2+ + 2ē↔Fe

-0,44

16.

Ni2+

Ni

Ni2+ + 2ē↔Ni

-0,25

17.

Sn2+

Sn

Sn2+ + 2ē↔Sn

-0,14

18.

Pb2+

Pb

Pb2+ + 2ē↔Pb

-0,13

19.

2H+

H2

2H+ + 2ē↔H2

0,00

20.

Cu2+

Cu

Cu2+ + 2ē↔Cu

0,34

21.

Ag+

Ag

Ag+ + 1ē↔Ag

0,80

22.

NO3-

NO2

NO3 — + ē + 2H+↔ NO2 + H2O

0,81

23.

Br2

2Br-

Br2 + 2ē↔2Br-

1,07

24.

O2

H2O

O2 + 4ē + 4H+↔2H2O

1,23

25.

Cl2

2Cl-

Cl2 + 2ē↔2Cl-

1,36

26.

Au3+

Au

Au3+ + 3ē↔Au

1,50

27.

F2

2F-

F2 + 2ē↔2F-

2,87

                                                                                                            Таблица 1.

 

 5.

еще рефераты
Еще работы по химии