Направление протекания ОВР

ПРАКТИЧЕСКИЕ ЗАНЯТИЯ ПО ТЕМЕ

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ
ПРОЦЕССЫ»

ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»

 

Учебно-методическое пособие

 

ЧЕРЕПОВЕЦ

Практические занятия по теме «Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы» по дисциплине «Химия»: Учеб.-метод. пособие. Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. 45 с.

 

 

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 11 от 09.06.2004 г.

Одобрено редакционно-издательской комиссией Института металлургии и химии ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 6 от 21.06.2004 г.

 

Составители: О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент; Н.В. Кунина

 

 

Рецензенты: Т.А. Окунева, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

Г.В. Козлова, канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

 

 

Научный редактор: Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

 

© ГОУ ВПО Череповецкий государст­-

венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

Пособие включает в себя краткие теоретические сведения, примеры решения задач и варианты контрольных заданий по теме «Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы» курса общей химии. Содержание учебно-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Химия» для химических и инженерно-технических специальностей.

 

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов в веществах, называются окислительно-восстановительными.

Степенью окисления элемента (СО) называют число электронов смещенных к данному атому от других (отрицательная СО) или от данного атома к другим (положительная СО) в химическом соединении или ионе.

При определении СО рекомендуется использовать следующие правила:

1. СО элемента в простом веществе равна нулю, например: , .

2. СО элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении равна заряду иона, например: , , .

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательную СО имеет атом с наибольшим значением электроотрицательности (ЭО), причем для некоторых элементов характерны следующие СО:

– для фтора – «-1»;

– для кислорода – «-2», за исключением пероксидов, где СО = -1, надпероксидов (СО = -1/2), озонидов (СО = -1/3) и ОF₂ (СО = +2);

- для водорода – «+1», за исключением солеобразных гидридов (СО = ‑1), например: ;

- для щелочных и щелочно-земельных металлов СО = +1 и +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма СО всех элементов в нейтральной молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.

Большинство элементов в веществах проявляют переменную СО. Например, определим СО азота в различных веществах:

.

Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) состоит из двух сопряженных процессов:

1. Окисление – это процесс отдачи электронов частицей, который приводит к повышению СО элемента:

2. Восстановление – это процесс приема электронов частицей, который сопровождается уменьшением СО элемента:

Вещества, отдающие свои электроны в процессе окисления, называют восстановителями, а вещества, принимающие электроны в процессе восстановления, являются окислителями. Если обозначить через Ох окисленную форму вещества, а через Red – восстановленную, то любая ОВР может быть представлена в виде суммы двух процессов:

Red ₁ – n ē ® Ox ₁ (окисление);

Ox ₂ + n ē ® Red ₂ (восстановление).

Проявление тех или иных окислительно-восстановительных свойств атомов зависит от многих факторов, важнейшие из которых – положение элемента в Периодической системе, его СО в веществе, характер свойств, проявляемых другими участниками реакции. По окислительно-восстановительной активности вещества можно условно разделить на три группы:

1. Типичные восстановители – это простые вещества, атомы которых имеют невысокие значения ЭО (например, металлы, водород, углерод), а также частицы, в которых имеются атомы в минимальной (низшей) для них степени окисления (например, хлор в соединении ).

2. Типичные окислители – это простые вещества, атомы которых характеризуются высокой ЭО (например, фтор и кислород), а также частицы, в составе которых имеются атомы в высшей (максимальной) СО (например, хром в соединении ).

3. Вещества, обладающие окислительно-восстановительной двой­­ственностью свойств, – это многие неметаллы (например, сера и фосфор), а также вещества, содержащие элементы в промежуточной СО (например, марганец в соединении ).

Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества, называются межмолекулярными. Например:

В некоторых реакциях окислителем и восстановителем являются атомы различных по природе элементов одной и той же молекулы, такие ОВР называются внутримолекулярными, например:

Реакции, в ходе которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента, находящегося в составе одного и того же вещества, называются реакциями диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), например:

Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений (иначе метод полуреакций). Оба метода основаны на реализации двух принципов:

1. Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым;

2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса является универсальным, то есть им можно пользоваться для уравнивания ОВР, протекающих в любых условиях. Метод полуреакций применим для составления уравнений только таких окислительно-восстановительных процессов, которые протекают в растворах. Однако он имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса. В частности, при его использовании нет необходимости определять степени окисления элементов, кроме того, учитывается роль среды и реальное состояние частиц в растворе.

Основные этапы составления уравнений реакций по методу электронного баланса состоят в следующем:

1. Записывают схему реакции, определяют СО элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

…

Очевидно, что СО изменяется у марганца (уменьшается) и у железа (увеличивается). Таким образом, KMnO₄ – окислитель, а FeSO₄ – восстановитель.

2. Составляют полуреакции окисления и восстановления:

(восстановление)

(окисление)

3. Балансируют количество принятых и отданных электронов путем переноса коэффициентов, стоящих перед электронами, в виде множителей, поменяв их местами:

½´ 1½´ 2

½´ 5½´ 10

Если коэффициенты кратны друг другу, их следует уменьшить, поделив каждый на наибольшее общее кратное. Если коэффициенты нечетные, а формула хотя бы одного вещества содержит четное количество атомов, то коэффициенты следует удвоить.

Так, в рассматриваемом примере коэффициенты перед электронами нечетные (1 и 5), а формула Fe₂(SO₄)₃ содержит два атома железа, поэтому коэффициенты увеличиваем в два раза.

4. Записывают суммарную реакцию электронного баланса. При этом количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым и должно сократиться на данном этапе уравнивания.

5. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции и вносят недостающие вещества. При этом коэффициенты перед веществами, которые содержат атомы элементов изменявших СО, берутся из суммарной реакции электронного баланса, а атомы остальных элементов уравнивают обычным способом, соблюдая следующую последовательность:

– атомы металлов;

– атомы неметаллов (кроме кислорода и водорода);

– атомы водорода;

– атомы кислорода.

Для рассматриваемого примера

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ =
= 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

При уравнивании реакций методом ионно-электронных уравнений соблюдают следующую последовательность действий:

1. Записывают схему реакции, определяют СО элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

СО изменяется у хрома (уменьшается) и у железа (увеличивается). Таким образом, K₂Сr₂O₇ – окислитель, а Fe – восстановитель.

2. Записывают ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и малорастворимые вещества, а также газы оставляют в молекулярном виде. Для рассматриваемого процесса

K⁺ + Cr₂O + Fe + H⁺ + SO ® Cr³⁺ + SO + Fe²⁺ + H₂O

3. Составляют уравнения ионных полуреакций. Для этого сначала уравнивают количество частиц, содержащих атомы элементов, изменявших свои СО:

Cr₂O ® 2Cr³⁺

Fe ® Fe²⁺

Далее уравнивают кислород и водород, используя:

а) в кислых средах Н₂О и (или) Н⁺;

б) в нейтральных средах Н₂О и Н⁺ (или Н₂О и ОН^-);

в) в щелочных средах Н₂О и (или) ОН^-.

Cr₂O + 14Н⁺® 2Cr³⁺ + 7Н₂О

Fe ® Fe²⁺

Затем уравнивают заряды с помощью прибавления или отнятия определенного количества электронов:

[Cr₂O + 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē ® [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺

Fe⁰ – 2 ē ® Fe²⁺

4. Балансируют количество принятых и отданных электронов так, как это описано в методе электронного баланса

[Cr₂O + 14Н⁺]¹²⁺ + 6 ē ® [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺ ½´2½´1

Fe⁰ – 2 ē ® Fe²⁺ ½´6½´3

5. Записывают суммарную реакцию ионно-электронного баланса:

Cr₂O + 14H⁺ + 6 ē + 3Fe – 6 ē ® 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3Fe²⁺

6. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции:

K₂Cr₂O₇ + 3Fe + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3FeSO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

Расчет молярных эквивалентных масс М _Э окислителя или восстановителя в ОВР следует осуществлять по формуле

М _Э = , (1)

где М – молярная масса вещества, г/моль; N_ē – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления.

 

Пример.Уравнять реакцию методом ионно-электронного баланса, вычислить молярные эквивалентные массы окислителя и восстановителя

As₂S₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

 

Р е ш е н и е

 

Определяем степени окисления элементов, выявляем окислитель и восстановитель

В данном процессе окислитель – НNO₃, восстановитель – As₂S₃.

Составляем ионную схему реакции

As₂S₃¯ + H⁺ + NO ® H⁺ + AsO + SO + NO­

Записываем ионно-электронные полуреакции и балансируем количество принятых и отданных электронов:

[As₂S₃ + 20H₂O]⁰ – 28 ē ® [2AsO + 3SO + 40H⁺]²⁸⁺ ½´3

[NO + 4H⁺]³⁺ + 3 ē ® [NO + 2H₂O]⁰ ½´28

Складываем полуреакции и упрощаем суммарную схему:

3As₂S₃ + 60H₂O + 28NO + 112H⁺ ®
® 6AsO + 9SO + 120H⁺ + 28NO + 56H₂O

3As₂S₃ + 4H₂O + 28NO ® 6AsO + 9SO + 8H⁺ + 28NO

Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравниваем количество атомов каждого элемента:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4Н₂О = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

Вычисляем молярные эквивалентные массы окислителя и восстановителя по формуле (1):

М _{э, окислителя} = г/моль;

М _{э, восстановителя} = г/моль.

 

МНОГОВАРИАНТНОЕ ЗАДАНИЕ № 1

 

По одному из вариантов уравняйте ОВР, используя метод ионно-электронных уравнений. Определите тип реакции и вычислите молярные эквивалентные массы окислителя и восстановителя:

1. Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

2. FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

3. Al + Na₂MoO₄ + HCl = MoCl₃ + AlCl₃ + NaCl + H₂O

4. Sb₂O₃ + HBrO₃ = Sb₂O₅ + HBr

5. Fe + HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

6. Fe + HNO₃ = Fe(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

7. Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S + H₂O

8. Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NO + H₂O

9. C + H₂SO₄ = CO + SO₂ + H₂O

10. P + HNO₃ + H₂O = H₃PO₄ + NO

11. Pb + PbO₂ + H₂SO₄ = PbSO₄ + H₂O

12. Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

13. C + HNO₃ = CO₂ + NO + H₂O

14. Na₂S + HNO₃ = S + NaNO₃ + NO + H₂O

15. KMnO₄ + HCl = MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

16. KIO₃ + KI + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + H₂O

17. S + HNO₃ = H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

18. Al + H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

19. FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + + H₂O

20. K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

21. Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

22. K₂SO₃ + Br₂ + H₂O = K₂SO₄ + HBr

23. K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

24. Zn + H₃AsO₃ + HCl = AsH₃ + ZnCl₂ + H₂O

25. HI + H₂SO₄ = I₂ + H₂S + H₂O

26. Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + I₂ + H₂O = K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄

27. MnO₂ + KBr + H₂SO₄ = Br₂ + MnSO₄ + H₂O

28. HClO + FeSO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cl₂ + H₂O

29. KMnO₄ + K₂S + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

30. CuCl + K₂Cr₂O₇ + HCl = CuCl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O

 

 

НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ОВР

Возможность и полнота самопроизвольного протекания ОВР в изобарно-изотермических условиях, как и любого химического процесса, может быть оценена по знаку изменения свободной энергии Гиббса системы D G в ходе процесса. Самопроизвольно при Р, Т = = const в прямом направлении могут протекать реакции, для которых D G < 0.

Изменение энергии Гиббса окислительно-восстановительного процесса также равно электрической работе, которую совершает система по перемещению электронов от восстановителя к окислителю, то есть

, (2)

где D Е – ЭДС окислительно-восстановительного процесса, В; F – постоянная Фарадея (F = 96 485» 96 500 Кл/моль); n_ē – число электронов, участвующих в данном процессе.

Из уравнения (2) вытекает, что условием самопроизвольного протекания ОВР в прямом направлении является положительное значение ЭДС окислительно-восстановительного процесса (D Е > 0). Расчет ЭДС ОВР в стандартных условиях следует вести по уравнению

, (3)

где - стандартные окислительно-восстано­ви­тельные потенциалы систем. Их значения определяются экспериментально и приведены в справочной литературе (для некоторых систем окислительно-восстановительные потенциалы приведены в табл. 1 приложения).

 

Пример 1.Определите направление протекания ОВР, ионная схема которой следующая:

Fe³⁺ + Cl^- «Fe²⁺ + Cl₂

 

Р е ш е н и е

 

В данном процессе ион Fe³⁺ - окислитель, а ион Cl^– - восстановитель. В табл. 1 приложения находим потенциалы полуреакций:

Fe³⁺ + 1 ē = Fe²⁺, E = 0,77 В;

Cl₂ + 2 ē = 2Cl^-, E = 1,36 В.

По формуле (3) вычисляем ЭДС:

В.

Так как значение D Е ⁰ < 0, то реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.

 

Пример 2.Можно ли с помощью FeCl₃ окислить H₂S до элементарной серы?

 

Р е ш е н и е

 

Составим ионную схему реакции:

Fe³⁺ + H₂S ® Fe²⁺ + S + H⁺

Ион Fe³⁺ в данном процессе выполняет роль окислителя, а молекула H₂S – роль восстановителя.

Находим окислительно-восстановительные потенциалы соответствующих полуреаций: E = 0,77 В; E = 0,17 В.

Потенциал окислителя больше потенциала восстановителя, следовательно, сероводород можно окислить при помощи хлорида железа (III).

 

МНОГОВАРИАНТНОЕ ЗАДАНИЕ № 2

 

Уравняйте одну из окислительно-восстановительных реакций, используя метод ионно-электронных уравнений. Пользуясь таблицей стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, вычислите ЭДС и D G реакции, а также укажите направление протекания данной ОВР:

1. CuS + H₂O₂ + HCl = CuCl₂ + S + H₂O

2. HIO₃ + H₂O₂ = I₂ + O₂ + H₂O

3. I₂ + H₂O₂ = HIO₃ + H₂O

4. Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + NaBr + Na₂SO₄ + H₂O

5. H₂S + Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + HCl

6. I₂ + NaOH = NaI + NaIO + H₂O

7. Na₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂O

8. H₂S + SO₂ = S + H₂O

9. I₂ + NaOH = NaI + NaIO₃ + H₂O

10. MnCO₃ + KClO₃ = MnO₂ + KCl + CO₂

11. Na₂S + O₂ + H₂O = S + NaOH

12. PbO₂ + HNO₃ + H₂O₂ = Pb(NO₃)₂ + O₂ + H₂O

13. P + H₂O + AgNO₃ = H₃PO₄ + Ag + HNO₃

14. P + HNO₃ = H₃PO₄ + NO₂ + H₂O

15. HNO₂ + H₂O₂ = HNO₃ + H₂O

16. Bi(NO₃)₃ + NaClO + NaOH = NaBiO₃ + NaNO₃ + NaCl + H₂O

17. KMnO₄ + HBr + H₂SO₄ = MnSO₄ + HBrO + K₂SO₄ + H₂O

18. H₂SO₃+ H₂S = S + SO₂ + H₂O

19. NaCrO₂ + PbO₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + Na₂PbO₂ + H₂O

20. NaSeO₃ + KNO₃ = Na₂SeO₄ + KNO₂

21. KMnO₄ + KOH = K₂MnO₄ + O₂ + H₂O

22. Pb + NaOH + H₂O = Na₂ [Pb (OH)₄] + H₂

23. PbO₂ + HNO₃ + Mn (NO₃)₂ = Pb (NO₃)₂ + HMnO₄ + H₂O

24. MnO₂ K +₂SO₄ + KOH = KMnO₄ + K₂SO₃+ H₂O

25. NO + H₂O + HClO = HNO₃ + HCl

26. NO + H₂SO₄ + CrO₃ = HNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

27. MnCl₂ + KBrO₃ + KOH = MnO₂ + KBr + KCl + H₂O

28. Cl₂ + KOH = KClO + KCl + H₂O

29. CrCl₃ + NaClO + NaOH = Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O

30. H₃PO₄ + HI = H₃PO₃ + I₂ + H₂O

 

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Процессы превращения энергии химической реакции в электрическую лежат в основе работы химических источников тока (ХИТ). К ХИТ относятся гальванические элементы, аккумуляторы и топливные элементы.

Гальваническим элементом называют устройство для прямого преобразования энергии химической реакции в электрическую, в котором реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав элемента и расходуются в процессе его работы. После расхода реагентов элемент не может больше работать, то есть это – ХИТ одноразового действия.

Если окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе его работы подаются к электродам, которые не расходуются, то такой элемент может работать длительное время и называется топливным элементом.

В основе работыаккумуляторов лежат обратимые ОВР. Под действием внешнего источника тока ОВР протекает в обратном направлении, при этом устройство накапливает (аккумулирует) химическую энергию. Этот процесс называется зарядом аккумулятора. Затем аккумулятор может превратить накопленную химическую энергию в электрическую (процесс разряда аккумулятора). Процессы заряда и разряда аккумулятора осуществляются многократно, то есть это – ХИТ многоразового действия.

Гальванический элемент состоит их двух полуэлементов (окислительно-восстановительных систем), соединенных между собой металлическим проводником. Полуэлемент (иначе электрод) чаще всего представляет собой металл, помещенный в раствор, содержащий ионы, способные восстанавливаться или окисляться. Каждый электрод характеризуется определенным значением условного электродного потенциала Е, который в стандартных условиях определяется экспериментально относительно потенциала стандартного водородного электрода (СВЭ).

СВЭ – это газовый электрод, который состоит из платины, контактирующей с газообразным водородом (Р = 1 атм) и раствором, в котором активность ионов водорода а = 1 моль/дм³. Равновесие в водородном электроде отражается уравнением

Н⁺ + «½ Н₂

Абсолютное значение потенциала СВЭ неизвестно, но условно его считают равным нулю (Е = 0 В).

Потенциалы электродов рассчитывают по уравнению Нернста, которое при температуре 298 К имеет вид:

1) для металлических электродов I рода, то есть когда металл Ме погружен в раствор, содержащий ионы данного металла Ме ^{n +} :

, (4)

где Е - стандартный электродный потенциал металла, В; а - активность ионов металла в растворе, моль/дм³.

Значения стандартных электродных потенциалов практически для всех металлов определены экспериментально и содержатся в справочной литературе, кроме того Е для некоторых металлических систем приведены в табл. 2 приложения.

При расчетах потенциалов металлических электродов активность ионов металла можно считать приблизительно равной их молярной концентрации а » [Ме ^{n +}];

2) для водородного электрода

.

Если давление водорода считать равным 1 атм, то уравнение Нернста примет вид

, (5)

где рН – водородный показатель воды.

В гальваническом элементе электрод, имеющий меньшее значение потенциала, называется анодом и обозначается знаком «–». На аноде идет окисление частиц восстановителя. Электрод, обладающий большим потенциалом, называется катодом и обозначается знаком «+». На катоде происходит восстановление частиц окислителя. Переход электронов с восстановителя на окислитель происходит по металлическому проводнику, который называют внешней цепью. ОВР, лежащая в основе работы гальванического элемента, называется токообразующей реакцией.

Основной характеристикой работы элемента является его ЭДС D Е, которая вычисляется как разность между потенциалами катода и анода

D Е = Е _катод – Е _анод. (6)

Поскольку потенциал катода всегда больше потенциала анода, то из формулы (6) следует, что в работающем гальваническом элементе D Е > 0.

Гальванические элементы принято записывать в виде схем, в которых одна вертикальная линия изображает границу раздела фаз (металл – раствор), а две вертикальные линии – границу между двумя растворами. На практике электрический контакт между растворами обеспечивается с помощью солевого мостика – U-образной трубки с раствором электролита.

 

Пример 1. Определите потенциал никелевого электрода, если концентрация ионов Ni²⁺ в растворе составляет 0,02 н.

 

Р е ш е н и е

 

Определяем молярную концентрацию ионов никеля в растворе:

[Ni²⁺] = моль/дм³ ,

где z = 2 – число эквивалентности ионов Ni²⁺.

Из табл. 2 приложения выбираем Е = - 0,250 В. По формуле (4) вычисляем потенциал никелевого электрода

В.

 

Пример 2. Определите концентрацию ионов ОН^- в растворе, если потенциал водородного электрода, помещенного в данный раствор, равен ‑0,786 В.

 

Р е ш е н и е

 

Из формулы (5) определяем рН раствора:

.

Тогда гидроксильный показатель воды равен

Р ОН = 14 – р Н = 14 – 13,32 = 0,68.

Отсюда концентрация ионов ОН^– равна

моль/дм³.

Пример 3.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из свинцового и медного электродов, погруженных в растворы с концентрациями ионов Pb²⁺ и Cu²⁺, равными 0,1 М и 0,05 М соответственно.

 

Р е ш е н и е

 

Из табл. 2 приложения выбираем Е ⁰ данных металлов и по формуле (5) вычисляем их потенциалы:

В;

В.

Потенциал медного электрода больше потенциала свинцового электрода, значит, Pb – анод, а Cu – катод. Следовательно, в элементе протекают процессы:

на аноде: Pb – 2 ® Pb²⁺;

на катоде: Cu²⁺ + 2 ® Cu;

токообразующая реакция: Pb + Cu²⁺ = Pb²⁺ + Cu;

схема элемента: (-) Pb½Pb²⁺½½Cu²⁺½Cu (+).

По формуле (6) определяем ЭДС данного гальванического элемента:

D Е = 0,298 – (-0,156) = 0,454 В.

 

МНОГОВАРИАНТНОЕ ЗАДАНИЕ № 3

 

Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из первого и второго металлов, погруженных в растворы с указанной концентрацией ионов металла (табл. 1). Рассчитайте D G токообразующей реакции.

 

Таблица 1

Таблица исходных данных для многовариантного задания № 3

 

Номер варианта	Первый электрод	Второй электрод	Номер варианта	Первый электрод	Второй электрод
Me	С Me	Me	С Me	Me	С Me	Me	С Me
	Mg	0,1М	Cd	0,01 н		Cu	0,01 М	Zn	0,01 н
	Zn	0,01н	Cr	0,05М		Mn	0,02 н	Ag	0,001 н
	Ag	0,05М	Cu	0,02 н		Au	0,2 н	Mn	0,1 н
	Cu	0,2 М	Al	0,03 н		Cd	0,03 М	Mg	0,2 н
	Mn	0,02 н	Zn	0,1 М		Sn	0,02 н	Cu	0,01 М
	Co	0,05 н	Mg	0,01 М		Cr	0,03 М	Ti	0,1 М
	Cr	0,03 н	Mn	0,2 М		Ag	0,2 н	Hg	0,02 М
	AI	0,03 н	Sn	0,002 н		Mg	0,01 М	Cr	0,03 н
	Sn	0,2 М	Pb	0,02 н		Co	0,05М	Fe	0,001 н
	Pb	0,1 н	Ag	0,01 н		Mg	0,2 М	Pb	0,02 н
	Cd	0,2 н	Fe	0,05М		Pb	0,02 М	AI	0,03 н
	Au	0,03 н	Co	0,2 М		Fe	0,01 М	Sn	0,1 н
	Ti	0,02 н	Au	0,03 н		Al	0,2 н	Ni	0,02 М
	Fe	0,03 н	Zn	0,02 М		Zn	0,03 М	Co	0,001 н
	Hg	0,01 М	Ni	0,1 н		Sn	0,02 М	Cd	0,2 н

12Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: