Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Окислительно - восстановительные реакции (ОВР)

⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 5Следующая ⇒

УРОВЕНЬ В

Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

KCrO₂ + Br₂ + KOH → KBr + K₂Cr₂O₇ + H₂O

Определить массу KCrO₂, необходимую для взаимодействия с

Г брома.

Дано:

Уравнять реакцию и указать окислитель и восстановитель.

РЕШЕНИЕ:

КCr⁺³O₂ + Br₂⁰ + KOH = KBr + K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H₂O

восст. окисл. среда

НОК ДМ

окисл-ль Br₂⁰ + 2ē = 2Br ^- 3

восст-ль Cr⁺³ - 3ē = Cr⁺⁶ 2

3Br₂⁰ + 2Cr⁺³ = 6Br + 2Cr⁺⁶

2KCrO₂ + 3Br₂ + 6KOH → 6KBr + K₂Cr₂O₇ + 3H₂O

Согласно уравнению реакции 2 моль KCrO₂ реагирует с 3 моль Br₂, т.е.

2М – 3М 2·123 г/моль - 3·160 г/моль

- - 4 г.

= = 2,05 г

Ответ: окислитель – Br₂, восстановитель – KCrO₂, = 2,05г.

2. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель:

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Определить c_эк(Н₂S), если на взаимодействие с 3,16 г KMnO₄ израсходовано 200 см³ раствора H₂S.

Дано:

3,16 г

= 200 см³

Уравнять реакцию, указать окислитель и восстановитель, определить

РЕШЕНИЕ:

H₂S^-2 + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = S⁰ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

восст. окисл. cреда

НОК ДМ

восст-ль S^-2 - 2ē = S⁰ 5

окисл-ль Mn⁺⁷ + 5ē = Mn⁺² 2

5S^-2 + 2Mn⁺⁷ = 5S⁰ + 2Mn⁺²

Переносим полученные коэффициенты в молекулярное уравнение:

5H₂S + 2KMnO₄ + H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Подсчитываем количество H₂SO₄ необходимое для получения 2 моль MnSO₄ и 1 моль K₂SO₄. Для этого необходимо 3 моль H₂SO₄:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Уравниваем количество водорода и кислорода (8Н₂О):

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

По закону эквивалентов n_эк(H₂S) = n_эк(KMnO₄)

= , г/моль

где - число электронов, принятых одной молекулой KMnO₄.

= г/моль

·0,2 = = 0,1

= = 0,5 моль/л

Ответ: окислитель - KMnO₄, восстановитель - Н₂S,

3. Определить направление протекания реакции:

а) KI^-1 + Cu⁺²Cl₂<=> Cu⁺Cl + KCl + I₂⁰

б) KI^-1 + Fe⁺³Cl₃<=> Fe⁺²Cl₂ + KCl + I₂⁰

Расставить коэффициенты, указать окислитель и восстановитель.

Вычислить константу равновесия реакции при стандартных условиях.

Дано: Уравнение реакции

Уравнять реакцию и указать окислитель и восстановитель. Определить направление протекания реакции. Кс -?

РЕШЕНИЕ:

а) Для того, чтобы определить направление протекания окислительно-восстановительной реакции, надо сопоставить силу окислителей для следующих полуреакций (см. таблицу)

Cu²⁺ + e^- = Cu⁺ φ = +0,15 B

I₂ + 2e^- = 2I^- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет I₂, поскольку φ > φ .

I₂ находится в продуктах реакции, следовательно, реакция будет протекать справа налево т.е. реально протекающей будет реакция:

CuCl + KCl + I₂ <=> KI + CuCl₂

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

Cu⁺¹Cl + KCl + I₂⁰ = Cu⁺²Cl₂ + KI^-1

НОК ДМ

Cu⁺¹ - e- = Cu⁺² 2

I + 2e- = 2I^-1 1

I₂⁰ + 2Cu⁺¹ = 2Cu⁺² + 2I

2CuCl + 2KCl + I₂<=> 2KI + 2CuCl₂

Δ_rG⁰(298K) = -z·F·ε˚ (9.1)

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚_ок- φ˚_восст (9.2)

ε˚ = = 0,54-0,15 = 0,39В

Δ_rG₀(298K) = -2·96500·0,39 = -75270 Дж,

= 1,66·10¹³.

Ответ: окислитель - I₂; восстановитель – CuCl, приведенная в условии задачи реакция (а) протекает справа налево, К_С =1,66·10¹³.

б) Из таблицы определяем стандартные электродные потенциалы окислителей для реакции

KI + FeCl₃<=> FeCl₂ + KCl + I₂

Fe³⁺ + e^- = Fe⁺² φ = +0,77 B

I₂ - 2e^- = 2I^- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет Fe⁺³, поскольку φ > φ .

Fe⁺³ находится в исходных веществах, следовательно, реакция будет протекать слева направо т.е. реально протекающей будет реакция (б), приведенная в условии задачи:

KI + FeCl₃<=> FeCl₂ + KCl + I₂

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

KI^-1 + Fe⁺³Cl₃ = Fe⁺²Cl₂ + KCl + I₂⁰

НОК ДМ

I^-1 - e- = I⁰ 1 2

1 2

Fe⁺³ + e- = Fe⁺² 1 2

I^-1 + Fe⁺³ = Fe⁺² + I⁰

Поскольку после реакции образуется четное число атомов иода, значения НОК и ДМ удваиваем.

2KI + 2FeCl₃<=> 2FeCl₂ + 2KCl + I₂

Δ_rG⁰(298K) = -z·F·ε˚ (9.1)

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚_ок- φ˚_восст (9.2)

ε˚ = 0,77-0,54 = 0,23В

Δ_rG₀(298K) = -2·96500·0,23 = -44390 Дж,

= 6,3·10⁷.

Ответ: окислитель – FeCl₃; восстановитель – KI, реакция протекает слева направа, Кс =6,3·10⁷.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.

УРОВЕНЬ В

1. Составить схему гальванического элемента (ГЭ), образованного цинковым электродом, погруженным в 1М раствор хлорида цинка, и хромовым электродом, погруженным в 1·10^-3М раствор хлорида хрома (III). Рассчитать напряжение ГЭ, написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции.

Дано:

ε -?

РЕШЕНИЕ: Для составления схемы ГЭ необхо-димо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По таблице 11.1 определяем стан-дартные электродные потенциалы металлов:

= - 0,76 В, = - 0,74В.

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Сl^-.

= ∙α∙ = 1∙1∙1 = 1 моль/л,

α = 1 (ZnCl₂ – сильный электролит), = 1, поскольку условия стандартные = -0,76В.

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению:

CrCl₃ = Cr³⁺ + 3Сl^-

= ∙α∙ = 10^-3∙1∙1 = 10^-3 моль/л,

α = 1 (CrCl₃ – сильный электролит), = 1, поскольку условия отличны от стандартных, рассчитываем электродный потенциал хрома:

= + = -0,74 + lg10^-3= -0,80В

Так как < , то в ГЭ анодом будет являться хром, катодом – цинк.

Составляем схему ГЭ:

А (-) Cr │ CrCl₃ ││ ZnCl₂ │ Zn (+) K

А (-) Cr │ Cr³⁺ ││ Zn²⁺ │ Zn (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции:

НОК ДМ

На A(-)Cr – 3ē = Cr³⁺ 2

На К(+)Zn²⁺ + 2ē = Zn 3

2Cr + 3Zn²⁺ = 2Cr³⁺ + 3Zn - суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции

2Cr + 3ZnCl₂ = 2CrCl₃ + 3Zn - суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции.

Рассчитываем напряжение ГЭ:

= - = -0,76-(-0,80)= 0,04В

Ответ: ε = 0,04В.

2. Составить схему ГЭ, в котором протекает химическая реакция Fe + Ni²⁺ = Fe²⁺ + Ni. Написать уравнения электродных процессов. На основании стандартных значений энергий Гиббса образования ионов ∆_fG⁰(298К, Meⁿ⁺) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298К.

∆_fG⁰ (298 К, Ni²⁺) = - 64,4 кДж/моль;

∆_fG⁰ (298 К, Fe²⁺) = - 84,94 кДж/моль.

Дано: Δ_fG⁰(298K, Ni²⁺) = -64,4 кДж/моль Δ_fG⁰(298K, Fe²⁺) = -84,94 кДж/моль Т = 298 К

ε⁰ -? К_с-?

РЕШЕНИЕ: На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:

НОК ДМ

На A(-)Fe – 2ē = Fe²⁺ 1 - окисление

На К(+)Ni²⁺ + 2ē = Ni 1 - восстановление

Анодом ГЭ является электрод, на котором происходит процесс окисления. Катодом – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Тогда в рассматриваемом ГЭ анодом будет являться железо, катодом – никель.

Составляем схему ГЭ:

А(-) Fe │ Fe²⁺ ║ Ni²⁺ │ Ni(+)K

Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ:

∆_rG⁰ (298 К) = - z∙F∙ε⁰,
= ∆_fG⁰ (298 К, Fe²⁺) - ∆_fG⁰ (298 К, Ni²⁺) =
= -84,94-(-64,4) = -20,54 кДж,

ε⁰ =

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (К_c).

= - 2,303∙R∙T∙lgK_c;

lgK_с =

K_с = 10^3,6 = 3981

Ответ: ε⁰ = 0,106В, K_с = 3981.

3. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см² с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

а) Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0,5 см³ газа (н.у.).

б) Вычислить весовой и глубинный показатели коррозии, если за 120 минут потеря массы железной пластинки составила 3,7∙10^{-3 г. Плотность железа равна 7,9 г/см3}.

РЕШЕНИЕ:

По таблице 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля:

= - 0,44В, = - 0,26В.

Так как < , то анодом коррозионного ГЭ будет являться железо, катодом – никель.

Составим схему коррозионного ГЭ:

А (-) Fe │ HCl │ Ni (+) K

или

А (-) Fe │ H⁺ │ Ni (+) K

Cоставляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A Fe – 2ē = Fe²⁺

На К 2Н⁺ + 2ē = Н₂

Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂ – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

а)

Дано: τ = 40 мин V_(газа)= 0,5 см³ S = 20 см ² K_V -? K_m -?

Рассчитываем объемный показатель коррозии K_V по формуле: K_V =

, см³/м²∙час. При расчете K_V принимаем: S – [м²], τ - [час], V_(газа) – [см³].

Из уравнения суммарной реакции процесса коррозии следует, что при коррозии выделяется водород.

Следовательно, V_(газа) = .

Тогда, K_V = = 375 см³/м²∙час.

10^-4 – коэффициент пересчета, см² в м².

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле:

K_m = , г/м²∙час.

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

Следовательно:

М_эк(Ме) = М_эк(Fe) = =28 г/моль,

= 11200 см³/моль.

K_m = = 0,94 г/м²∙час.

Ответ: K_V = 375 см³/м²∙час, K_m = 0,94 г/м²∙час.

б)

Дано: τ = 120 мин

= 3,7·10^{-3 г.} S = 20 см ² ρ_Fe= 7,9 г/см³ K_m -? П -?

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле: K_m =

, г/м²∙час. Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла

При расчете K_m принимаем: - [г]; S – [м²], τ - [час].

Тогда: K_m = = = 0,925 г/м²∙час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле:

П = = мм/год.

Ответ: K_m = 0,925 г/м²∙час, П = 1,03 мм/год.

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1. Процессы протекающие на катоде при электролизе водных растворов

В	Катио-ны в вод- ном рас- творе	Зоны	Процессы на катоде
-3,02 -2,99 -2,93 -2,92 -2,90 -2,89 -2,87 -2,71 -2,34 -1,67	Li⁺, Rb⁺, Cs⁺ K⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺	I	Катионы этих металлов на катоде не восстанавли-ваются, а концентри-руются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды: 2Н₂О + 2ē = 2ОН^- + Н₂
-1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13	Mn²⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Cd²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺	II	На катоде параллельно протекают два процесса: Меⁿ⁺ + nē = Me 2Н₂О + 2ē = 2ОН^- + Н₂
0,00	Н⁺		При электролизе кислоты 2Н⁺ + 2ē = Н₂
+0,20 +0,23 +0,34 +0,80 +0,83 +0,85 +1,20	Sb³⁺, Bi³⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Pd²⁺, Hg²⁺, Pt²⁺	III	Восстанавливаются только ионы этих металлов Меⁿ⁺ + nē = Me

Таблица 11.2. Последовательность окисления анионов на инертном аноде в водном растворе.

Очередность окисления анионов	Процессы окисления на аноде.
1.	Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl^-, Br^-, J^-, S^2-, и др.) Например: 2Cl^- -2ē = Cl₂
2.	Окисляются ОН^- ионы 4ОН^- -4ē = О₂ + 2Н₂О
	Если в водном растворе присутствуют анионы кислородсодержащих кислот (, , , и др.), то они на аноде не окисляются, а концентрируются в околоанодном пространстве (анолите). На аноде окиcляются только молекулы воды. 2H₂O - 4е = О₂+4H⁺

Примечание. Если анод изготовлен из металлов II или III зоны (растворимый анод), то при электролизе протекает только процесс его растворения Мe⁰ – nē = Meⁿ⁺

УРОВЕНЬ В

Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2А. Температура 298К, давление 99 кПа.

Дано: Электролит: K₂SO₄ τ = 4 ч Т = 298 К I = 2 A Р = 99 кПа Анод инертный

1. Схема электролиза-? 2.

(катод) -? 3.

(анод) -?

РЕШЕНИЕ K₂SO₄ = 2K⁺ +

Схема электролиза: K(-) A(+) (инертный) K⁺

2H₂O + 2ē = 2H₂O - 4ē = = H₂+ 2OH^- = О₂+ 4H⁺ На катоде выделяется H₂, на аноде выделяется О₂ По закону Фарадея объемы водорода и кислорода, выделившиеся при (н.у.):

= = 3,34 л.

где = 11,2 л/моль.

F = 96500 Кл/моль, если τ – cек,

F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – час.

= = 1,67 л,

где = 5,6 л/моль, т.е. = 2

Объем водорода при заданных условиях отличных от нормальных определяем из уравнения:

откуда: = = 3,73 л

Объем кислорода при заданных условиях:

= 1/2 = 1,865 л.

Ответ: 3,73 л водорода, 1,865 л кислорода.

2.Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см², необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8А и выходе по току 98%, если толщина покрытия 0,15 мм. Плотность меди – 8,9 г/см³.

Дано: Электролит: CuCl₂ S = 100 см² h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρ_Cu = 8,9 г/см³

Анод медный Схема электролиза-?

Время электролиза, τ -?

РЕШЕНИЕ CuCl₂= Cu²⁺ + 2Cl^- Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu²⁺ + 2ē = Cu Cl^- H₂O H₂O Cu – 2ē = Cu²⁺ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. ВТ=

; m_Cu_(факт)=m_Cu_(теор)·ВТ

По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде равна:

m_Cu_(факт) = .

Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:

m_Cu_(факт) = S∙h∙ρ (г), где S – см², h – см, ρ – г/см³.

S∙h∙ρ_Cu = ,

откуда
τ = 1,43 часа,

где M_эк(Cu) = = 32 г/моль

F = 26,8 – А∙ч/моль,

10^-1 – коэффициент пересчета мм в см.

Ответ: 1,43 часа.

3. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см³ этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение 25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100%.