Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Часть I. Учебное пособие для самостоятельной подготовки студентов
.pdf
111
б) Н2 + Вr2 = 2НВr;
в) Zn + SnСℓ2 = Sn + ZnСℓ2 ;
г) Сr2(SО4)3 + 6RbОН = 2Сr(ОН)3 + 3Rb2SO4 .
217. Подберите коэффициенты к следующим реакциям, составьте электронные уравнения, укажите, какое из веществ окисляется, и какое – восстанавливается:
а) Вr2 + НNО2 + Н2О → НNО3 + НВr;
б) МnО2 + О2 + КОН → К2МnО4 + Н2О
218. Укажите элемент – окислитель и элемент – восстановитель в следующих уравнениях реакций, расставьте коэффициенты на основании электронных уравнений:
а) КМnO4 + НВr → КВr + МnВг2 + Вr2 + Н2O;
б) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2О + Н2О
разб.
219. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты, найдите окислитель и восстановитель в реакциях:
а) СuS + НNO3 → Сu(NO3)2 + Н2SO4 + NO2 + Н2O;
б) С + НNO3 → СO2 + NO2 + Н2O
разб.
220. Подберите коэффициенты, составьте электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:
а) NаСrO2 + Вr2 + NаОН → Nа2СrO4 + NаВr + Н2O;
б) NO2 + Н2O → НNО3 + HNО2 .
221. Составьте электронные уравнения, подберите коэффициенты и
укажите окислитель и восстановитель в реакциях:
а) К2Сr2O7 + SnСℓ2 + НСℓ → SnСℓ4 + СrСℓ3 + КСℓ + Н2O;
б) Мg + НNO3 → Мg(NO3)2 + N2O + Н2O.
222. Укажите элемент – окислитель и элемент – восстановитель в реакциях, составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты:
а) КМnO4 + КI + Н2SO4 → МnSO4 + I2 + К2SO4 + Н2O;
112
б) СuО + Н2 → Сu + Н2O.
223. Составьте полные уравнения следующих окислительно-
восстановительных реакций. Полуреакции запишите в виде ионноэлектронных уравнений.
1) Ag + HNO3 (конц.) → AgNO3 + NO2 + H2O;
2) Cu + HNO3 (конц.) → Cu(NO3 )2 + NO2 + H2O;
3) Zn + HNO3 (конц.) → Zn(NO3 )2 + NO + H2O;
4) Bi + HNO3 (конц.) → Bi(NO3 )3 + NO + H2O;
5) Mg + HNO3 (разб.) → Mg(NO3 )2 + N2O + H2O;
6) Cu + HNO3 (разб.) → Cu(NO3 )2 + NO + H2O;
7) Zn + HNO3 (разб.) → Zn(NO3 )2 + N2 + H2O;
8) Ca + HNO3 (разб.) → Ca(NO3 )2 + NH4NO3 + H2O;
9) Au + HNO3 + HCℓ → H[AuCℓ4 ] + NO + H2O;
(«царская водка»)
10) Sb + HNO3 + HCℓ → H[SbCℓ6 ] + NO + H2O;
11) Cu + H2SO4 (конц.) → CuSO4 + SO2 + H2O;
12) Mg + H2SO4 (конц.) → MgSO4 + S + H2O;
12) Mg + H2SO4 (конц.) → MgSO4 + H2S + H2O;
13) Zn + H2O + NaOH → Na2[Zn(OH)4 ]+ H2;
14) Be + H2O + NaOH → Na2[Be(OH)4 ]+ H2;
15) Ir + H2SO4 (конц.) → Ir(SO4 )2 + SO2 + H2O;
16) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO;
17) PbO2 + HBr → PbBr2 + Br2+ H2O;
18) NO2 + Ba(OH)2 → Ba(NO3 )2 + Ba(NO2 )2 + H2O;
19) Cℓ2 + I2 + H2O → HIO3 + HCℓ;
20) C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O.
224. Составьте полные уравнения следующих окислительновосстановительных реакций. Полуреакции запишите в виде ионноэлектронных уравнений.
1) FeSO4 + HNO3 + H2SO4 → Fe2(SO4 )3 + NO + H2O;
113
2) KBiO3 + HCℓ → BiCℓ3 + Cℓ2 + KCℓ + H2O;
3) H2S + H2O2 → H2SO4 + H2O;
4) S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O;
5) MnO2 + КI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O;
6) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O;
7) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O;
8) Cr2(SO4 )3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + Na2SO4 + H2O;
9) MnSO4 + NaBiO3 + HNO3 → Bi(NO3 )3 + HMnO4 + Na2SO4 + NaNO3 + H2O;
10) KCrO2 + PbO2 + KOH → K2CrO4 + K2PbO2 + H2O;
11) Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O;
12) Na2MoO4 + HCℓ + Aℓ → MoCℓ2 + AℓCℓ3 + NaCℓ + H2O;
13) H3AsO3 + I2 + H2O → H3AsO4 + HI;
14) Na2MnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + NaOH;
15) Zn + H3AsO3 + HCℓ → ZnCℓ2 + AsH3 + H2O;
16) H2O2 + I2 → HIO3 + H2O;
17) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4 )3 + S + K2SO4 + H2O;
18) CrCℓ3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + NaCℓ + H2O;
19) HCℓO4 + SO2 + H2O → H2SO4 + HCℓ;
20) KMnO4 + HCℓ → MnCℓ2 + Cℓ2 + KCℓ + H2O
РАЗДЕЛ 7. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
При изучении данного раздела рекомендуется использовать литературу
[1, с. 260-263, 2, с. 94-105, 3, с. 183-191].
Вопросы, рассматриваемые в данном разделе:
1. Электродные потенциалы.
2. Стандартный водородный электрод.
3. Стандартные электродные потенциалы.
4. Ряд активности или ряд стандартных электродных потенциалов.
5. Уравнение Нернста.
114
Введение
2
H
H2
Электрод
φ , В
Электрод
φ , В
Li+/Li
–3,045
Сd2+/Сd
–0,403
Rb+/Rb
–2,925
Со2+/Со
–0,277
K+/K
–2,924
Ni2+/Ni
–0,25
Сs+/Сs
–2,923
Sn2+/Sn
–0,136
Ва2+/Ва
–2,90
Рb2+/Рb
–0,127
Са2+/Са
–2,87
2Н+/Н2
0,000
Nа+/Nа
–2,714
Sb3+/Sb
0,20
Мg2+/Мg
–2,37
Вi3+/Вi
+0,215
Аℓ3+/Аℓ
–1,66
Сu2+/Сu
+0,34
Разность потенциалов, возникающая между металлом и окружающей
его водной средой, называют электродным потенциалом. Потенциал каждого
электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и
температуры. Если металл опустить в раствор его соли с концентрацией или
активностью иона металла, равной 1 моль/л, при стандартных условиях
(298 К и давление 101,325 кПа), то такой электродный потенциал, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при стандартных условиях условно принимается равным нулю
(
= 0,00 В) и на котором протекает обратимая реакция 2Н+ +2е
Н2 ,
называется стандартным электродным потенциалом металла.
Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных
потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов или
ряд стандартных электродных потенциалов: (табл. 1).
Таблица 1.
Стандартные электродные потенциалы φ некоторых металлов
(ряд напряжени металлов)
115
Ti
2+
/Ti
–1,603
Hg
2
2
/2Нg
+0,79
Zr4+/Zr
–1,58
Аg+/Аg
+0,80
Мn2+/Мn
–1,18
Hg2+/Нg
+0,85
V2+/V
–1,18
Рt2+/Рt
+1,20
Zn2+/Zn
–0,763
Аu3+/Аu
+1,50
Сr3+/Сr
–0,74
Fе2+/Fе
–0,44
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует
n
m
n
m
nF
RT
Me/nMe
n
Me/Me
Me/Me
n
Me/nMe
его восстановительную способность, а также окислительные свойства его
ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение
φ, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл
в виде простого вещества и тем меньше окислительные свойства проявляют
его ионы и наоборот (Меn+ + nē
Ме + m Н2O
Me(H2O)
Ме или более точно
+ nē) , (24)
где Ме – атом металла;
Me(H2O)
– гидратированный ион металла;
n – число электронов, принимающих участие в электродной реакции.
Если концентрация ионов металла в растворе не равна 1м/л, тогда зна-
чение равновесного потенциала металлического электрода рассчитывается по
уравнению Нернста:
n+
где
1n[Me
– равновесный электродный потенциал металла, В;
], (25)
– стандартный электродный потенциал металла, В;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль • К;
F – число Фарадея, равное 96500 Кулонов;
Т – абсолютная температура, К;
116
n – заряд иона металла или количество электронов, принятых ионом металла
n
059,0
Me/nMe
n
Me/Me
или отданных металлом;
n+
[Ме
] – концентрация иона металла в растворе, М/л.
Уравнение Нернста можно применять только к металлам, находящимся
в растворах своих солей. Если принять температуру равной 25 С (298К) и
подставить в уравнение Нернста значения R, F и Т, и перейти от натуральных
логарифмов к десятичным, то получим приведенное уравнение Нернста:
n+
1g[Me
], (26)
Контрольные вопросы
1. Что называется стандартным электродным потенциалом?
2. Как устроен стандартный водородный электрод? Чему равен его стан-
дартный электродный потенциал?
3. Что характеризует ряд активности металлов?
4. Какую зависимость выражает уравнение Нернста?
5. Охарактеризуйте механизм образования двойного электрического
слоя?
6. Почему водородный электрод в паре с медным полуэлементом явля-
ется анодом, а в паре с цинковым – катодом?
7. Будет ли олово вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из растворов
их солей? Какие из этих металлов вытесняют олово?
8. Как экспериментально определяются относительные электродные потенциалы различных окислительно-восстановительных систем, и какую информацию они содержат?
ЗАДАЧИ РАЗДЕЛА 7 ПРИВОДЯТСЯ СОВМЕСТНО С ЗАДАЧАМИ
РАЗДЕЛА 8
117
РАЗДЕЛ 8. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
KCℓ
CuSO4
ZnSO4
Zn
При изучении данного раздела рекомендуется использовать литературу
[1, с. 263-284, 2, с. 106-110, 3, с. 191-195].
Вопросы, рассматриваемые в данном разделе:
1. Гальванические элементы.
2. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванических элементов.
3. Аккумуляторы.
Введение
Гальванические элементы или химические источники тока (ХИТ) представляют собой устройства, в которых химическая энергия окислительновосстановительной реакции самопроизвольно превращается в электрическую. Гальванические элементы состоят из двух электродов – металлов, погруженных в растворы солей этих металлов и соединенных между собой
электролитическим ключом (рис. 2).
Рис. 2. Схема медно-цинкового гальванического элемента
Непременное условие работы гальванических элементов разделение
единого окислительно-восстановительного процесса на процесс окисления и
118
процесс восстановления. Электрод, на котором происходит процесс восста-
Zn/ZnCu/Cu
22
новления, называется катодом, а электрод, на котором происходит процесс
окисления – анодом.
Возникновение электрического тока в гальваническом элементе обусловлено разностью электродных потенциалов, взятых металлов, и сопровождается глубокими химическими превращениями, протекающими на электродах и приэлектродном пространстве.
Для схематического изображения гальванического элемента часто используют запись, упрощающую его описание, например, медно-цинковый
гальванический элемент представляют так:
(–)Zn/ZnSO4 //СuSO4 /Сu(+)
В таком гальваническом элементе происходят следующие процессы:
Zn – 2ē = Zn2+ (на аноде, окисление);
Сu2+ + 2ē = Сu (на катоде, восстановление).
Важной количественной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила φ, которая представляет собой максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию процесса происходящей в нем реакции. Стандартная электродвижущая
сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности стандартных электродных потенциалов катода и анода:
ЭДС = φ катода – φ анода. (27)
В качестве катода выступает тот металлический электрод, который имеет более высокий электродный потенциал, по сравнению с другим металлическим электродом (анодом), имеющим более низкий электродный потенциал
(табл. 1).
Для медно-цинкового гальванического элемента стандартная ЭДС (φ).
φ =
= 0,34 – (–0,76) = 1,10В. (27а)
Контрольные вопросы
1. Какие устройства называются гальваническими элементами?
119
2. Что характеризует ЭДС гальванического элемента?
BBлмCC
CuCuFeFeCuFe
34,0;44,0./1
//
2222
Cu/Cu
2
Fe/Fe
2
3. Какие гальванические элементы называются аккумуляторами? На ка-
кие виды они разделяются?
4. Чем должны отличаться друг от друга две окислительно-
восстановительные системы для того, чтобы их можно было использовать
при составлении гальванического элемента?
5. Чем определяется направленность движения электронов во внешней и
ионов во внутренней цепи гальванического элемента? Какой электрод является окислителем, восстановителем, анодом и катодом?
6. Какую информацию содержит электрохимический ряд стандартных
электродных потенциалов? Почему он дает возможность оценить ЭДС гальванических элементов, составленных из любых пар металлов?
Примеры решения задач
1. Определить ЭДС железо-медного гальванического элемента при стан-
дартных условиях
Решение
Схема гальванического элемента Fe/Fe2+//Cu2+/Cu.
Определяем, какой электрод в данных условиях является катодом и какой – анодом? Поскольку стандартный электродный потенциал медного элек-
трода (
тродный потенциал железного электрода (
электрод является катодом (+), а железный электрод – анодом (–). Следовательно, схема гальванического элемента будет такова
Fe/Fe2+//Cu2+/Cu.
– +
анод катод
Процессы, протекающие на электродах при работе гальванического
элемента:
= 0,34В) больше (более положителен), чем стандартный элек-
= –0,44В), поэтому медный
.
120
катод (+);Cu2+ + 2ē = Cu
1
анод (–);Fe – 2ē = Fe2+
1
и суммарная реакция:
Cu/Cu
2
Fe/Fe
2
Cu/Cu
2
Fe/Fe
2
Cu/Cu
2
Fe/Fe
2
Fe/Fe
2
Fe/Fe
2
nnn
MeMe/MeMe/Me
Cg
n
059,0
222
FeFe/FeFe/Fe
gC
2
059,0
2
10g
2
059,0
Cu2+ + 2ē + Fe – 2ē = Cu + Fe2+ ;
Cu2+ + Fe = Cu + Fe2+ ,
т. е. железо будет окисляться и в виде гидратированных катионов Fe2+ переходить в раствор (у анода), а катионы Cu2+ будут восстанавливаться на катоде в
виде металлической меди.
Электроны по внешней цепи будут перемещаться с железного электрода
(анода) на медный электрод (катод). Электродвижущая сила гальванического
элемента (ЭДС) будет равна (27):
ЭДС = φ катода – φ анода =
–
Поскольку концентрации катионов Cu2+ и Fe2+ в растворе равны
1 моль/л, поэтому реальные потенциалы электродов можно приравнять стан-
дартным потенциалам
ЭДС = ЕЭ =
2. Вычислите электродный потенциал железа
–
и
и
= 0,34 – (–0,44) = 0,78В.
в 0,01 м раство-
ре соли FeСℓ2 .
= –0,44 В.
Электродный потенциал металла вычисляется по приведенному уравнению Нернста (26):
или
(n = 2, так как Fe2+ принимает 2ē) = –0,44 +
+
= –0,44 + (–0,059) = –0,499 В.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]