анод медный

Ответ от Просто Я[гуру]
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающий меньшим значением электродного потенциала восстановления, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала восстановления.
МЕДЬ – КАТОД
Чтобы медь в гальванической паре являлась катодом, необходимо в качестве второго электрода взять металл с меньшим электродным потенциалом восстановления. Возьмем в качестве второго электрода цинковый электрод.
Еº(Zn(2+)/Zn) = − 0,76 B
Еº(Cu(2+)/Cu) = + 0,34 В
Еº(Cu(2+)/Cu) > Еº(Zn(2+)/Zn)
В схеме гальванического элемента слева записывается анод, а справа – катод, тогда схема гальванического элемента в общем виде.
Zn | Zn(+2) || Cu(+2) | Cu
Электроды должны быть опущены в растворы собственных солей. Пусть медный катод будет опущен в раствор соли CuSO4 с молярной концентрацией 1,0 моль/л, а цинковый анод опущен в раствор соли ZnSO4 с молярной концентрацией 1,0 моль/л.
Тогда схема гальванического элемента будет иметь вид.
Zn | ZnSO4 (1,0 М) || CuSO4 (1,0 М) | Cu
На аноде протекает процесс окисления, а на катоде – процесс восстановления.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (–) Zn – 2е = Zn(2+) | 1 – окисление на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2e = Cu↓ | 1 – восстановление на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Zn + Cu(2+) → Zn(2+) + Cu↓
Поскольку молярные концентрации электролитов равны 1,0 моль/л, то можно посчитать стандартную ЭДС гальванического элемента.
ЭДС° = Е (катода) – Е (анода) = Еº(Cu(2+)/Cu) – Еº(Zn(2+)/Zn) = 0,34 – (− 0,76) = 1,1 В
МЕДЬ – АНОД
Чтобы медь в гальванической паре являлась анодом, необходимо в качестве второго электрода взять металл с большим электродным потенциалом восстановления. Возьмем в качестве второго электрода серебряный электрод.
Еº(Ag(+)/Ag) = + 0,799 В
Еº(Cu(2+)/Cu) = + 0,34 В
Еº(Ag(+)/Ag) > Еº(Cu(2+)/Cu)
Схема гальванического элемента в общем виде.
Cu | Cu(+2) || Ag(+) | Ag
Пусть медный анод будет опущен в раствор соли Cu(NO3)2 с молярной концентрацией 1,0 моль/л, а серебряный катод опущен в раствор соли AgNO3 с молярной концентрацией 1,0 моль/л.
Тогда схема гальванического элемента будет иметь вид.
Cu | Cu(NO3)2 (1,0 M) || AgNO3 (1,0 M) | Ag
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (–) Cu – 2е = Cu(2+) | 1 – окисление
Катод (+) Ag(+) + e = Ag↓ | 2 – восстановление
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Cu + 2Ag(+) → Cu(2+) + 2Ag↓
Поскольку молярные концентрации электролитов равны 1,0 моль/л, то можно посчитать стандартную ЭДС гальванического элемента.
ЭДС° = Е (катода) – Е (анода) = Еº(Ag(+)/Ag) – Еº(Cu(2+)/Cu) = 0,799 – 0,34 = 0,459 В
Если молярные концентрации электролитов отличны от 1,0 моль/л, то потенциалы электродов считаются по уравнению Нернста.
E(Me/Me(n+)) = E°(Me/Me(n+)) + (RT/nF)*ln[Me(n+)]
E°(Me/Me(n+)) – стандартный электродный потенциал восстановления.
[Me(n+)] – молярная концентрация электролита.
n – число принятых при восстановлении электронов.