В задачах 285–300 определить константу равновесия обратимых химических реакций при заданной температуре и указать, как будет смещаться равновесие при повышении температуры или давления



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

В задачах 285–300 определить константу равновесия обратимых химических реакций при заданной температуре и указать, как будет смещаться равновесие при повышении температуры или давления



№ задачи Уравнение реакции Т, К
285. V2O5(к)+5Fe(к) « 2V(к) + 5 FeO(к)
286. CO2(г) + H2(г) « CO(г) + H2O(г)
287. CO2(г) + H2(г) « CO(г) + H2O(г)
288. 2Cu2O(к) + Cu2S(к)« 6 Cu(к) + SO2(г)
289. TiI4(к) « Ti(к) + 2I2 (г)
290. CH4(г) + H2O(г) « 3 H2(г) + CO(г)
291. Fe2O3(к) + CO(г)« 2 FeO(к) + 2CO2(г)
292. 3Fe(к) + C(гр) « Fe3C(к)
293. SiCl4(г) + 2H2(г) « Si(к) + 4HCl(г)
294. GeO2(к) + 4HCl(г) « GeCl4(к) + 2 H2O(г)
295. Li2O(к) + 3C(гр.)« Li2C2(к) +CO(г)
296. Li3N(к) + 3H2(г) « 3 LiH(к) + NH3(г)
297. CaCO3 (к)+ 4 C(гр.)« CaC2(к) + 3CO(г)
298. WO3(к) + 3H2 (г)« W(к) + 3H2O(г)
299. 2 СО + О2 ↔ 2 СО2
300. СОСl2 ↔ CO + Cl2

 

В задачах 301–314 вычислить константу равновесия химической реакции и определить начальные концентрации вступивших в реакцию веществ

№ задачи Уравнение реакции Равновесные концентрации См, моль/л
Cl2 + CO « COCl2 См: Cl2=2.5 ; CO=1.8; COCl2=3.2
2NO2« 2NO + O2 См: NO2=0.02; NO=0.08; O2=0.16
2SO2 + O2 « 2SO3 См: SO2=0.02; O2=0.4; SO3=0.3
N2 + 3H2 « 2NH3 См: N2=2.5; H2=1.8; NH3=3.6
2NO + O2 « 2NO2 См: NO=0.056; O2=0.028; NO2=0.044
2N2 + O2 « 2N2O См: N2=0.072; O2=1.12; N2O=0.84
H2 + I2 « 2HI См: H2=0.025; I2=0.005; HI=0.009
N2 + 3H2 « 2NH3 См: N2=3; H2=9; NH3=4
A + 2B « C См: A=0.06; B=0.12; C=0.216
3 A + B ↔ 2 C См: A=0.03; B=0.01; C=0.08
2 NO2 ↔ 2 NO + O2 См: NO2 =0,006; NO =0,024; O2=0,012
CO + Cl2 ↔ COCl2 См: Cl2 =0,3; CO = 0,2; COCl2=1,2
2 SO2 + O2↔ 2SO3 См: SO2 =0,04; O2=0,06; 2SO3=0,02
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 См: NH3 = 0,4; N2 = 0,03; H2 = 0,1

 

В задачах 315–319 определить, энергию активации химической реакции по следующим данным:

№ задачи Температура Т1, К Константа скорости k1, 1/с Температура Т2, К Константа скорости k2, 1/с
1,816×10-4 3,996×10-4
3,0×10-2 4,0×10-1
7,5 4,5×102
4,04×10-5 7,72×10-5
2,0×10-2 0,38

 

В задачах 320–324 определить, во сколько раз возрастет скорость химической реакции, если температура повысилась на 100 oС

№ задачи Начальная температура, 0С Температурный коэффициент, γ
2,50
1,87
3,00
2,00
2,70

 

В задачах 325–329 определить, во сколько раз возрастает скорость химической реакции при применении катализатора по сравнению со скоростью реакции, идущей без катализатора. Реакция идет при температуре 1000 К

№ задачи Реакция распада С катализатором Без катализатора Еа, кДж/моль
катализатор , кДж/моль
CH4 Pt 230,0 331,0
N2O Pt 136,0 244,0
N2O Au 121,0 244,0
HI Pt 58,6 184,0
HI Au 108,0 184,0

ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

 

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим. Теория окислительно-восстановительных процессов основана на следующих понятиях:

- окисление (о-е) – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления увеличивается. Например:

Са – 2е → Са2+; Н2 – 2е → 2Н+; Sn+2 – 2e → Sn+2;

- восстановление (в-е) – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

Se + 2e → Se2–; Br2 + 2e → 2Br; Sn+4 + 2e → Sn+2.

При восстановлении степень окисления уменьшается.

Вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. Вещества, присоединяющие электроны называются окислителями.

Окислительно-восстановительные реакции являются сопряженными. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот. Известно, что правильно составленное уравнение химической реакции является выражением законов сохранения массы и энергии. Чтобы законы сохранения соблюдались, химические реакции необходимо уравнивать. Существует несколько способов достижения искомой цели.

Ионно-электронный метод

Этот метод применим только для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов. В методе ионо-электронных полуреакций коэффициенты окислительно-восстановительной реакции определяют с учетом конкретной формы ионов, участвующих во взаимодействии.

Преимущество метода состоит в том, что нет необходимости пользоваться формальным представлением о степени окисления; применяются реально существующие ионы. Кроме того, этот метод позволяет учесть влияние реакции среды на характер окислительно-восстановительного процесса. При составлении ионно-электронных полуреакций необходимо использовать правила стяжения и два вывода, вытекающих из них.

1. Если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то расходуется либо вода – в нейтральных и кислых раство­рах, либо ионы ОН

в щелочных растворах (р.окисления).

Например: SO32–+ Н2О – 2е ® SO42– + 2H+.

Продукт реакции SO42– содержит больше кислорода, чем исходное вещество SO32–. Следовательно, в нейтральной и кислой среде недоста­ющий кислород берется из воды:

Н2О ® О2– + 2H+.

 

В полуреакции:

СrO2 + 4OH® СrO42– + Н2О

недостающий кислород берется из гидроксид ионов, учитывая правило стяжения в щелочной среде: 2OH® О2– + Н2О.

2. Если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное
вещество, то в кислой среде образуется вода, а в нейтральной и ще­лочной - ионы ОН (р.восстановления).

Например: Сr2O72– + 14 H+ + 6е ® 2 Сr3– + 7 H2O.

Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водорода воду:

О2– + 2Н+ ® Н2O.

MnO4 + 2 H2O + 3e ® MnО2 + 4 ОН.

Избыточный кислород в нейтральной и щелочной среде стягивается с молекулами воды с образованием гидроксид-ионов: О2– + Н2O ® 2OH.

Примеры составления условий задач и их решения

Задача 335

Определить восстановитель и окислитель, расставить коэффициенты, пользуясь методом электронно-ионных полуреакций в следующих окисли­тельно-восстановительных реакциях:

1. Na2SO3 + КМnО4 + H2O ® Na2SO4 + МnО2 + КОH

2. NaCrO2 + H2O2 + KOH ® Na2CrO4 + K2CrO4 + H2O

3. Mn(NO3)2 + РbO2 + HN03 ® HMnO4 + РЬ(N03)2 + H2O.

Решение:

1. В молекулярной схеме реакции определяем изменение степени окисления, находим окислитель и восстановитель:

в-ль о-ль среда

Составляем электронно-ионные полуреакции сначала для процесса окисления, а затем для процесса восстановления, учитывая закон сохранения массы и заряда и правила стяжения:

3 SO32– + H2O – 2e ® SO42– + 2Н+ o-e, в-ль

2 МnО4 + 2H2O + 3е ® МnO2 + 4OH- в-е, о-ль

 

Умножаем на полученные множители обе полуреакции и суммируем:

3 SO32– + 2 МnО4 + 7 H2O ® 3 SO42– + 2 МnO2 + 8 OH+ 6 Н+.

После преобразования ионное уравнение реакции будет иметь следующий вид:

3 SO32– + 2 МnО4 + H2O → 3 SO42– + 2 МnO2 + 2 OH.

В молекулярной форме это уравнение запишется следующим образом:

3 Na2SO4 + 2 КМnО4 + H2O = 3 Na2SO4 + 2 МnО2 + 2 КОH.

 

2. .

 

2 CrO2+ 4OH– 3e ® CrO42– + H2O о-е; в-ль

3 H2O2 + 2e ® 2 OH в-е, о-ль

 

 

Для перехода CrO2в ион CrO42– необходим кислород, который в щелочной среде выделяется из гидроксид-ионов (2ОН → О2– + Н2О). Восстановление H2O2 в щелочной среде идет с образованием ионов OH.

Умножаем на полученные множители обе полуреакции и суммируем:

2CrO2+ 3H2O2 + 8OH® 2CrO42– + 4H2O + 6OH.

После преобразования ионное уравнение реакции следующее:

2 CrO2+ 3 H2O2 + 2 OH → 2 CrO42– + 4 H2O.

На основе ионного уравнения запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

2 NaCrO2 + 3 H2O2 + 2 KOH ® Na2CrO4 + K2CrO4 + 4 H2O.

3. .


2 Mn+2 + 4 H2O – 5е ® MnO4 + 8 Н+ o-e, в-ль

5 РbO2 + 4 Н+ + 3е ® Рb2+ + 2 H2O в-е, о-ль

 

 

После преобразования ионное уравнение реакции будет иметь вид:

2 Mn+2 + 5 РbO2 + 4 Н+ = 2 MnO4 + 5 Рb2+ + 2 H2O.

2 Mn(NO3)2 + 5 РbO2 + 6 HNO3 = 2 HMnO4 + 5 Рb(NO3)2 + 2H2O.

В рассмотренных реакциях вза­имодействуют вещества, одно из которых служит окислителем, а другое - восстановителем, третье - средой. Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления. Реакция 330(1) служит примером реакций самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования), в которых функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент. В реакции 330(2) оба элемента (восстановитель и окислитель) входят в состав одного и того же исходного вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления.

При выполнении задания рекомендуется использовать методические указания [4].


В задачах 330–391 определить восстановитель и окислитель, рас­ставить коэффициенты, пользуясь методам электронно-ионных или электронных полуреакций

№ задачи Уравнение окислительно-востановительной реакции
S + KOH ® K2SO3 + K2S + H2O (NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O
H3PO3 + AgNO3 + H2O ® H3PO4 + Ag + HNO3 NaBrO3 + NaBr + H2SO4 ® Br2 + Na2SO4 + H2O MnO2 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + H2O
NaHSO3 + Cl2 + H2O ® NaHSO4 + HCl H2Se + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Se + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Cr(OH)3 + Br2 + KOH ® K2CrO4 + KBr +H2O
P + HNO3 + H2O ® H3PO4 +NO H2O2 + KMnO4 + KOH ® O2 + K2MnO4 + H2O NaBr + NaBrO3 + HNO3 ® Br2 + NaNO3 + H2O
HNO2 + Br2 + H2O ® HNO3 + HBr As2S3 + H2O2 + NH4OH ® (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O MnSO4 + NaBiO3 + HNO3 ® HMnO4 + Na2SO4 + Bi(NO3)3 + Н2О
Se + HNO3 + H2O ® H2SeO3 + NO Cr2(SO4)3 + Br2 + KOH ® K2CrO4 + KBr + K2SO4 + H2O Hg + NaNO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + Hg2SO4 + NO +H2O
As2Se5 + HNO3 + H2O ® H3AsO4 + H2SeO4 +NO AsH3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH ® K2CrO4 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 + H2O ® MnO2 + Na2SO4 + KOH NaCrO2 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O NaAsO2 + I2 + Na2CO3 + H2O ® NaH2AsO4 + NaI + CO2 Br2 + NaOH ® NaBrO3 + NaBr + H2O  

 

 

Ca(ClO)2 + NaBr + H2O ® CaCl2 + Br2 + NaOH Na2SeO3 + F2 + NaOH ® Na2SeO4 +NaF + H2O PH3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O
Na3AsO3 + I2 + H2O ® Na3AsO4 + HI MnO2 + KNO3 + KOH ® K2MnO4 + KNO2 + H2O K2S + NaOCl + H2SO4 ® S + K2SO4 + NaCl + H2O
Fe(CrO2)2 + Cl2 + K2CO3 ® FeCl3 + K2CrO4 + KCl + CO2 KI + KIO3 + H2SO4 ® I2 + K2SO4 + H2O MnCl + KBrO + KOH ® MnO2 + KBr + KCl + H2O
CrCl3 + Br2 + KOH ® K2CrO4 + KBr + KCl + H2O FeS2 + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2SO4 + H2O K4[Fe(CN)6] + Br2 ® K3[Fe(CN)6] + KBr
NaCrO2 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + H2O Co(OH)2 + O2 + H2O ® Co(OH)3 Zn + HNO3 ® Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
PH3 + KClO3 + KOH ® KCl + K3PO4 + H2O KNO3 + Na2Cr2O7 + HCl ® KNO3 + CrCl3 + NaCl + H2O Al + NaOH + H2O ® Na[Al(OH)4] + H2
Ni(OH)2 + Br2 + H2O ® Ni(OH)3 + HBr CrBr3 + H2O2 + KOH ® K2CrO4 + KBr + H2O Au + HCl + HNO3 ® H[AuCl4] + NO + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH ® O2 + Ag + NH4NO3 + H2O Na3AsO3 + K2Cr2O7 + H2SO4®Na3AsO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O Sb2S5 + HNO3 + H2O ® H3SbO4 + H2SO4 + NO
NaOCl + KI + H2SO4 ® NaCl + I2 + K2SO4 + H2O Na2SnO2 + Bi(OH)3 ® Na2SnO3 + Bi + H2O AsH3 + AgNO3 + H2O ® H3AsO4 + Ag + HNO3

 

Sb2S3 + H2O2 + NaOH ® Na3SbO4 + Na2SO4 + H2O Fe2(SO4)3 + KI ® I2 + FeSO4 + K2SO4 SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Na3CrO3 + PbO2 + NaOH ® Na 2CrO4 + Na2PbO2 + H2O Na2S2O3 + Cl2 + H2O ® H2SO4 + Na2SO4 + HCl Al + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Fe(OH)2 + O2 + H2O ® Fe(OH)3 Sb2O3 + Cl2 + KOH ® KSbO3 + KCl + H2O K4[Fe(CN)6] + Br2 ® K3[Fe(CN)6] + KBr
Fe2O3 + KClO3 + KOH ® K2FeO4 + KCl + H2O HIO3 + H2O2 ® I2 + O2 + H2O FeS2 + O2 ® Fe2O3 + SO2
Mn(NO3)2+[Ag(NH3)2]OH +H2O®H2MnO3+Ag + NH4NO3+ NH4OH Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O I2 + NaOH ® NaIO + NaI + H2O
Fe(OH)3 + KClO4 + KOH ® K2FeO4 + KCl + H2O NaBiO3 + MnCl2 + HCl ® NaMnO4 + BiCl3 + NaCl + H2O K2MnO4 + H2O ® KMnO4 + MnO2 + KOH
Te + HClO3 + H2O ® H6TeO6 + Cl2 H2O2 + AgNO3 + NH4OH ® O2 + Ag + NH4NO3 + H2O H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
FeCl2 + HNO3 + HCl ® FeCl3 + NO + H2O AsH3 + AgNO3 + H2O ® Ag + H3AsO4 + HNO3 CrBr3 + H2O2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + H2O
KI + (NH4)2Cr2O7 + H2SO4 ® I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4+(NH4)2SO4+ H2O Cl2 + I2 + H2O ® HIO3 + HCl Zn + NaClO3 + NaOH ® Na2[Zn(OH)4] + NaCl + H2O

 

As2S5 + HNO3 ® H3AsO4 + H2SO4 + NO2 Ag2SeO3 + Br2 + H2O ® H2SeO4 + AgBr H2O2 + AuCl3 + NaOH ® O2 + Au + NaCl + H2O
Al + KNO3 + KOH +H2O ® KAlO2 + NH3 Na2S2O3 + HOCl + H2O ® H2SO4 + NaCl + HCl S + HNO3 ® H2SO4 + NO2 + H2O
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 ® KNO3 + MnSO4 + K2SO4 +H2O K3[Cr(OH)6] + Cl2 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O Br2 + SO2 + H2O ® HBr + H2SO4
Pt + HNO3 + HCl ® H2[PtCl6] + NO + H2O Br2 + KOH(хол) ® KBrO + KBr + H2O MnSO4 + KMnO4 + H2O ® MnO2 + K2SO4 + H2SO4
Al + HNO3(разб) ® Al(NO3)3 + N2 + H2O W + NaNO3 + NaOH ® Na2WO4 + NaNO2 + H2O KBrO3 + XeF2 + H2O ® KbrO4 + Xe + HF
Au + H2SeO4 ® Au2(SeO4)3 + SeO2 + H2O Cl2 + KOH (гор) ® KCl + KClO3 + H2O SO2 + NO2 + H2O ® H2SO4 + NO
C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 ® CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O Te2O3 + KNO3 + KOH ® K2TeO4 + KNO2 + H2O As + Cl2 + H2O ® H3AsO4 + HCl
H2S + KMnO4 + H2SO4 ® S + MnSO4 + K2SO4 + H2O K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH ® K2CrO4 + KBr + H2O Be + NaOH + H2O ® Na[Be(OH)4] + H2
KBr + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Ge + H2O2 + NaOH ® Na2GeO3 + H2O CO + PdCl2 + H2O ® Pd + HCl + CO2

 

Si + HNO3 + HF ® H2[SiF6] + NO +H2O Br2 + KOH (гор) ® KBr + KBrO3 + H2O Co(OH)2 + NaClO + H2O ® Co(OH)3 + NaCl
FeCl2+KMnO4+H2SO4®MnSO4 +FeCl3 + Fe2(SO4)3 + KCl +H2O CuO + NH3 ® Cu + N2 + H2O Ti + HNO3 + H2O ® H2TiO3 + NO
Nb + HNO3 + HF ® H2[NbF7] + NO + H2O SiC + NaOH + O2 ® Na2SiO3 + H2O + CO2 Ni(OH)2 + Cl2 + KOH ® Ni(OH)3 + KCl
FeSO4 + HNO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + NO2 + H2O Cl2 + NaOH (гор) ® NaCl + NaClO3 + H2O K2SO3 + KMnO4 + H2O ® MnO2 + K2SO4 + KOH
K2Cr2O7 + HCl (конц.) ® CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O Na3[Cr(OH)6] + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + H2O Zn + NaOH + H2O ® Na2[Zn(OH)4] + H2
Re + HNO3 ® HReO4 + NO + H2O Cr2O3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O CuSO4 + Na2CO3 + H2O ® (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 ® CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O K3ASO3 + I2 + KOH ® K3AsO4 + KI + H2O Si + KOH + H2O ® K2SiO3 + H2
CH3OH + KMnO4 + H2SO4® HCOOH +MnSO4 + K2SO4 +H2O Zn + KNO3 + KOH ® K2ZnO2 + KNO2 + H2O SeO2 + SO2 + H2O ® H2SO4 + Se
Os + HNO3 ® [Os(H2O)2O4] + NO2 +H2O NaBrO3 + F2 + NaOH ® NaF + NaBrO4 + H2O K2S + KMnO4 + H2O ® S + MnO2 + KOH

 

HCl + H2SeO4 (конц.) ® H2SeO3 + Cl2 + H2O Zn + AgO + KOH ® K2ZnO2 + Ag + H2O Pb + KOH + H2O ® K4[Pb(OH)6] + H2
C + H2SO4 ® CO2 + SO2 + H2O ClO2 + KOH ® KClO3 + KClO2 + H2O As2S3 +HNO3 + H2O ® H3AsO4 + H2SO4 + NO
Zn + KMnO4 + H2SO4 ® ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O K2SO3 + KMnO4 + KOH ® K2SO4 + K2MnO4 + H2O Br2 + Cl2 + H2O ® HCl + HBrO3
KI + K3AsO4 + H2SO4 ® I2 + K3AsO3 + K2SO4 + H2O Cr(OH)3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaCl + H2O H2S + Cl2 + H2O ® HCl + H2SO4
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + KCl + H2O Cr2O3 + Br2 + KOH ® KBr + K2CrO4 + H2O MoO3 + Na2CO3 + H2O ® Na2MoO4 + NaHCO3
W + HNO3 + HF ® H2[WF8] + NO + H2O Al + NaNO3 + NaOH + H2O ® NaAlO2 + NH3 NiCl2 + NaH2PO2 + H2O ® Ni + NaH2PO3 + H2 + HCl
Mo + HNO3 + HF ® H2[MoF8] + NO + H20 Cl2 + NaOH(хол) ® NaClO + NaCl + H2O Cr2O3 + NaBrO3 + H2O ® Na2Cr2O7 + HCr2O7 + Br2
FeO + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O Zn + NaNO3 + NaOH + H2O ® Na2[Zn(OH)4] + NH3 KOCl + CO2 + H2O ® KHCO3 + HOCl
MnS + HNO3 ® MnSO4 + NO2 + H2O V + O2 + KOH ® K3[VO4] + H2O Si + NaOH + H2O ® Na2SiO3 +H2

 

Cd + KMnO4 + H2SO4 ® CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 +H2O Ca3(PO4)2 + C +SiO2 ® CaSiO3 + P + CO SO2 + Br2 + H2O ® H2SO4 + HBr
H3PO3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O KCrO2 + H2O2 + KOH ® K2CrO4 + H2O SO2 + CaOCl2 + H2O ® CaSO4 + HCl
HCl + KMnO4 ® Cl2 + KCl +MnCl2 + H2O Mo + NaNO3 + NaOH ® Na2MoO4 + NaNO2 + H2O Au + KCN + H2O + O2 ® K[Au(CN)2] + KOH
NaJ + NaNO2 + H2SO4 ® NO + J2 + Na2SO4 +H2O Cr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaCl + Na2SO4 Na2SO3 + Br2 + H2O ® Na2SO4 + HBr
V + H2SO4 ® (VO)SO4 + SO2 + H2O KNO2 + KMnO4 + KOH ® KNO3 + K2MnO4 + H2O XeF2 + H2O ® Xe + O2 +HF
V + HNO3 + HCl ® VCl4 + NO + H2O CrCl3 + NaClO + NaOH ® Na2CrO4 + NaCl + H2O SO2 + NaJO3 + H2O ® NaJ + H2SO4
PbS + HNO3(конц) ® PbSO4 + NO2 + H2O Fe(OH)3 + Br2 + KOH ® K2FeO4 +KBr +H2O As2S3 + HNO3 + H2O ® H3AsO4 + H2SO4 + NO
K2MnO4 + H2S ® MnO2 + S+ KOH CrCl3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O KBr +KMnO4 + H2O ® Br2 + MnO2 + KOH
FeSO4 + H2O2 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + H2O MnO2 + KNO3 + K2CO3 ® K2MnO4 + KNO2 + CO2 Sn + NaOH + H2O ® Na2[Sn(OH)6] + H2

 

Гальванические элементы

Гальваническими элементами называются устройства, с помощью которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов может быть преобразована в электрическую. В основе работы гальванических элементов лежат явления, происходящие на границе между металлом и раствором электролита и сопровождающиеся возникновением на ней разности или скачка потенциалов.

Разности или скачки потенциалов на границе металл-раствор зависят от активности катионов металла в растворе или, другими словами, каждой данной активности катионов металла в растворе соответствует определенное значение равновесного скачка потенциалов. Они называются электродными потенциалами, а их значения определяются относительно стандартного водородного электрода, принятого в качестве эталона, потенциал которого, называемый стандартным или нормальным, условно принимается равным нулю.

Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом – обычно через пористую перегородку. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, – катодом.

При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой: Zn|Zn(NO3)2 ||AgNO3|Ag.

Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей силой Е (э.д.с.) элемента.

Если реакция осуществляется в стандартных условиях, т.е., если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом э.д.с. называется стандартной электродвижущей силой Ео данного элемента.

Э.д.с. гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов:

Е = φAg – φZn .

Здесь φAg и φZn – потенциалы, отвечающие электродным процессам, происходящим соответственно на серебряном и цинковом электродах.

 

Примеры составления условий задач и их решения

Задача 399

Составить схему, написать уравнения электродных процессов и рассчитать э.д.с. элемента, состоящего из цинковой и никелевой пластин, опущенных в растворы сернокислых солей с концентрацией = 0,01 моль/л.

Решение:

В ряду напряжений Zn стоит левее Ni, поэтому в гальваническом элементе отрицательным (анодом) будет цинковый электрод, а положительным (катодом) - никелевый.

Схема гальванического элемента

(-) Zn½ZnSO4½½NiSO4½Ni (+).

При работе элемента протекают реакции:

на аноде Zn ® Zn2+ + 2e,

на катоде Ni2+ + 2e ® Ni.

Электродные потенциалы необходимо вычислить по уравнению Нернста:

.

.

.

Отсюда Е = -0,309 - (-0,819) = 0,51 В.

 

С учетом того, что число электронов, переносимых во время электрохимической реакции металлами, одинаково и концентрации растворов равны, уравнение упрощается и принимает вид

; ;

.

Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы). Э.д.с. такого элемента также равна разности потенциалов составляющих его электродов.

Электрод, погруженный в более концентрированный раствор, положителен по отношению к другому, который погружен в более разбавленный раствор.

 

Задача 406

Вычислить электродвижущую силу концентрационного элемента:

Cu½CuCrO4 (C1=0,01 моль/л) ½½ CuCrO4 (C2=0,1 моль/л)½Cu.

Решение:

Рассчитаем э.д.с. по уравнению

.

Элемент будет действовать до тех пор, пока не выравнится концентрация ионов у обоих электродов.

Задача 423

Составить схему гальванического элемента, в котором протекает токообразующая реакция:

Cd + CuSO4 (C=1 моль/л) ® CdSO4 (C=1 моль/л) + Cu.

Вычислить э.д.с. элемента и энергию Гиббса DG.

Решение:

По ряду напряжения находим:

; .

Реакция окисления должна протекать на аноде, а реакция восстановления – на катоде, значит, элемент запишем в виде

(-) Cd½CdSO4½½CuSO4½Cu (+).

.

Изменение энергии Гиббса вычислим по уравнению DG = nFE0, где n -число электронов, принимающих участие в электрохимической реакции,

F – число Фарадея (96 500 Кл или 96 500 Дж/В×моль).

DG = -2×96500×0,74 = -142,820 кДж/моль.

Таким образом, для любого электрохимического элемента, работающего самопроизвольно, Е должна быть положительной, а DG , соответственно, отрицательной.

 

Задача 449

Исходя из величин стандартных электродных потенциалов рассчи­тать константу равновесия реакции, протекающей в гальваническом элементе:

Cu + 2AgNO3 ® Cu(NO3)2 + 2Ag.

Решение:

По ряду напряжений находим, . Отсюда следует, что медный электрод будет отрицательным, т.е. анодом:

(-) Cu½Cu2+ ½½Ag+½Ag (+).

Между константой равновесия реакции, протекающей в гальваническом элементе, и э.д.с. элемента существует зависимость

, откуда .

Вычислим константу равновесия реакции:

K = 3,8∙1015.

Сопоставляя электродные потенциалы, можно заранее определить направление, в котором будет протекать окислительно-восстановитель­ная реакция. Поскольку

,

то окислителем будет служить ион серебра, а восстановителем – медь: рассматриваемая реакция будет протекать слева направо. По величине константы равновесия (К=3,8 ×1015) судим о сдвиге равновесия реакции в сторону продуктов реакции. Число 1015 означает, что равновесие в данной системе наступит тогда, когда произведение концентрации ионов исходных продуктов будет в 1015 раз меньше произведения кон­центраций ионов конечных продуктов.

Задача 420

Определить э.д.с. элемента, у которого электродами являются две платиновые пластинки, опущенные в растворы SnCl2 и FeCl3. Составить схему гальванического элемента.

Решение:

В этом элементе по проводнику, соединяющему электроды, будет идти электрический ток в результате окислительно-восстановительной реакции:

SnCl2 + 2FeCl3 ® SnCl4 + 2FeCl2.

В подобных гальванических элементах электроды (Рt) не участвуют во взаимодействии, а являются лишь переносчиками электронов. Схему элемента для приведенной выше реакции можно представить сле­дующим образом:

(-) Pt, Sn2+ ½Sn4+ ½½Fe3+ ½Fe2+ , Pt(+).

На аноде Sn2+ -2e ® Sn4+ j01= + 0,15В.

На катоде Fe3+ +e ® Fe2+ j02= + 0,771 В.

Sn2+ + 2Fe3+ ® Sn4+ + 2Fe2+.

Исходные и полученные в результате реакции ионы олова образуют окислительно-восстановительную пару Sn2+/Sn4+, которая является одним из полуэлементов. Вторым полуэлементом является окислительно-восстановительная пара Fe3+/Fe2+.

Разность потенциалов на границе между инертным электродом и раствором, содержащим окисленную и восстановленную формы вещества, назы­вают окислительно-восстановительным потенциалом:

.

 

 

При выполнений заданий рекомендуется использовать методические указания [5].

Стандартные значения электродных потенциалов найти в табл. 4 приложения.

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-08; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 54.236.58.220 (0.043 с.)