6.4. Общие принципы растворения осадков малорас­творимых электролитов

Растворение осадка, как это следует из произведения раствори­мости, происходит, если в растворе над осадком произведение актив­ностей ионов станет меньше величины произведения растворимости. Частичное или полное растворение осадков может происходить при разбавлении раствора; нагревании (если, конечно, нагревание приво­дит к повышению растворимости), увеличении ионной силы; добав­лении к раствору вещества, реагирующего с ионами, образующимися при растворении осадка.

Попробуйте объяснить и подтвердить, если необходимо, расчё­тами, почему Cu(OH)₂ растворяется в раствореNH₃, аMg(OH)₂ - нет, почемуAgCl не растворяется в разбавленнойHNO₃, зачем изBaSO₄ в процессе переведения его в раствор вначале получают ВаСO₃и т.д.

Глава 7

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РАВНОВЕСИЯ

7.1. Общая характеристика окислительно-восста­новительных реакций

Окислительно-восстановительныминазывают реакции, в процессе которых происходит обмен электронами между реагирую­щими веществами.

окисление

юсстановление

В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом c образованием но­вого восстановителя и нового окислителя.

Sn⁴+(+ (2Fe²+

сопряженный восстановитель

Sn²++ (2Fe³+

сопряженный окислитель

восстановитель окислитель

Sn²+-2e ^

Sn⁴+/(Sn²^

Fe³+ +e ^

2+

4+

Sn

Fe

I Fe³+/(Fe²+

полуреакция восстановления

полуреакция окисления сопряженные окислительно-восстановительные пары

Поскольку в процессе окислительно-восстановительной реакции происходит лишь перераспределение электронов между реагирующи­ми веществами, то число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, полученных окислителем.

7.2. Количественная оценка окислительно-восстано­вительной способности веществ

Обычно для количественной оценки способности веществ отда­вать и принимать электроны используют не константы равновесия, а электродные потенциалы. Это возможно потому, что процессы окис­ления и восстановления могут быть пространственно разделены.

Электродные потенциалы

Электродом в электрохимииназывается поверхность раздела между проводником электрического тока с электронной проводимо­стью и проводником электрического тока с ионной проводимостью,или, иными словами,место, где электронный механизм переноса электрического заряда изменяется на ионный (и наоборот). В более узком смысле слова электродом часто называют проводник электри­ческого тока с электронной проводимостью.

Рис. 7.1.Схематическое изображе­ние гальванического элемента

Проведём реакцию взаимодей­ствия Sn²+ иFe³+ так, чтобы процессы

окисления и восстановления пространственно разделены

были (рис.

7.1). В сосуде, содержащем Sn²+ и

следующие

Sn⁴⁺, будут проходить процессы. ИоныSn²+ будут отдавать электроны платиновой проволоке и превращаться вSn⁴+. Параллельно будет происходить и обратный про­цесс. Через некоторое время в систе­ме установится равновесие:

г Sn²+

Вследствие установления данного равновесия поверхность платиновой проволоки и раствор вблизи неё будут иметь различ­ный заряд, произойдёт образова­ние так называемого «двойного электрического слоя» (рис. 7.2). На границе раздела «металл - раствор» возникнет разность по­тенциалов, называемая элек­тродным потенциалом.

Аналогичные процессы

Sn⁴+ +2e

граница раздела ("электрод") раствор электролита

металл

будут происходить и в системе,

2+

Рис. 7.2. Возникновение электродногосодержащейFe²+ иFe³+ Однако

потенциала

так как ионы Fe²+ обладают меньшей способностью отдавать электроны, чемSn²+, а ионыFe³+, со­ответственно, большей способностью принимать электроны, чемSn⁴+, то поверхность платиновой проволоки, опущенной в раствор, содер­жащийFe²+ иFe³+, будет заряжена менее отрицательно, чем опущен­ной в растворSn²+ иSn⁴+.

Соединим платиновые пластинки, опущенные в растворы, ме­таллическим проводником. Для замыкания цепи соединим оба раство­ра солевым мостиком - трубкой, содержащей раствор KCl. В получен­ной системе, называемой гальваническим элементом,начнёт проте­кать электрический ток. Если включить в данную цепь потенциометр или высокоомный вольтметр, то можно измерить её ЭДС, которая бу­дет характеризовать способность ионовFe³⁺ получать электроны отSn²⁺.

Абсолютную величину электродного потенциала индивидуаль­ного электрода определить невозможно. Возможно определить лишь разность потенциалов двух электродов. В принципе, это можно делать для каждой конкретной реакции. Однако гораздо более удобно вы­брать какой-нибудь один стандартный электрод, относительно кото­рого затем будут проводиться все измерения электродных потенциа­лов. В качестве такого электрода сравнения используется стандартный

Стандартный водородный элек­трод представляет собой платиновую пластинку, насыщенную водородом, ко­торая находится в растворе H₂SO₄ илиHCl с q_h + = 1 (рис. 7.3). Для увеличения

адсорбирующей способности платину покрывают слоем губчатой платины. Для насыщения поверхности платины водородом через раствор пропускают Рис. 7.3 Стандартный водород-газообразный Н₂(р = 1атм). Междуво-ный электроддородом, растворённым в платине, и

гидратированными катионами водорода, находящимися в растворе, устанавливается равновесие:

2H+ + 2eг H₂(Pt)

Потенциал стандартного водородного электрода принят равным нулю при любой температуре.

Стандартный электродный потенциал полуреакции (E⁰, ф°) - это ЭДС гальванического элемента, состоящего из находящегося в стандартных условиях электрода, на котором протекает данная по­луреакция, и стандартного водородного электрода.

Н,

Н,

/

Pt(H₂)

водородный электрод.

^sh₂so₄

Водородный электрод неудобен в работе, поэтому на практике в качестве стандартных используются вторичные стандартные электроды, потенциал которых относительно СВЭ определён с высокой точностью. Одним из таких электродов является хлоридсеребряный электрод,

Знак стандартного потенциала полуреакции зависит от выбран­ного направления полуреакции. При изменении направления знак ме­няется на противоположный. Например, для полуреакции (А) E⁰ = +0,771 В, следовательно, для обратной ей полуреакции (Б)E⁰ = - 0,771 В.

(А) Fe³+ +e ^Fe²+ (Б)Fe²+ -e ^Fe³+

Потенциал, характеризующий процесс восстановления, напри­мер, такой как (А), называется восстановительным,а потенциал, ха­рактеризующий процесс окисления, например, такой как (Б) - окис­лительным.В настоящее время величину электродного потенциала полуреакции принято относить к процессу восстановления окис­ленной формы

Чем больше величина электродного потенциала, тем более силь­ными окислительными свойствами обладает окисленная форма веще­ства и более слабыми восстановительными свойствами его восстанов­ленная форма. Например, перманганат-ион при стандартных условиях в кислой среде является более сильным окислителем, чем дихромат- ион.

Cr₂O₇^2- +14H+ +6e ^2Cr³+ +7H₂O E⁰ = +1,33 ВMnO₄^- +8H+ +5e ^ Mn²+ +4H₂O E⁰ = +1,51 В

Если для интересующей нас полуреакции значение Е⁰в справоч­ной литературе, по той или иной причине, не приведено, то его можно рассчитать, используя потенциалы других полуреакций.

Пример 7.1.Рассчитайте величину Е⁰для окислительно- восстановительной парыFe³⁺/Fe4\ если известно, что

Fe²+ +2e ^Fe^ (e0 = -0,473В)Fe³+ +e ^ Fe²+ (e2 = +0,771В)

При сложении первого и второго уравнения мы получим урав­нение интересующей нас полуреакции:

Fe³+ +3e ^Fe^

Значение стандартного электродного потенциала данной полу­реакции не будет равно сумме E⁰ и e2, т.е. 0,298В. Величина Е⁰не зависит от количества вещества (потенциал - это интенсивная, а не экстенсивная величина), поэтому потенциалы нельзя складывать.

AG = -nFE

В отличие от электродного потенциала AG зависит от количест­ва вещества, поэтомуAG₃ =AG₁ +AG₂. Следовательно

0,058 В

₀njE? +n₂E2 2-(-0,473) +1-0,771

3

3

^Е3 =-^_

n

Разность электродных потенциалов окислителя, участвующего в прямой реакции, и окисленной формы восстановителя, образующе­гося в процессе реакции, называется ЭДС реакции (ЛЕ).

По величине ЭДС можно судить о том, возможно или нет само­произвольное протекание данной реакции. ©

ЛЕ > 0

ЛЕ < 0

Пример 7.2.Определить, может ли самопроизвольно проте­кать при стандартных условиях реакция окисления иодид-ионов ио-

7- 3 +

нами Fe .

2Fe³+ +2I^- ^2Fe²+ +I₂

- Е⁰= 0,771 - 0,536 = 0,235В

0

ЛЕ⁰= Е

Fe³+ /Fe²+

I₂/2I^-

Данная реакция может самопроизвольно протекать в прямом на­правлении.

Уравнение Нернста

Например, для Cr₂O₇^2- +14H+ +6e ^2Cr³+ +7H₂O

Влияние активности компонентов, участвующих в процессе, и температуры на величину потенциала описывается уравнением Нернста

Если объединить постоянные величины в одну константу, а на­туральный логарифм заменить десятичным, то при T = 298 К

14

₀0,059,acr₂o7~ a_H+

+——lg—

0 + 0,059 _lg yOx

0,059, a O_x

C^a

0,059 +lg

Ox

E

= E

b

y^b

^ Red

C

n

n

Cr₂O7^-+14H +/2Cr³++7H₂O 6²

^aCr ³+

0'

Формальный электродный потенциал Eo_x/R_ed" это потен­циал полуреакции, измеренный при условии, что концентрации окис­ленной и восстановленной формы равны 1 моль/л, а концентрации по­сторонних ионов известны.

Ox/Red

Ox/Red

ⁿyⁿa C

Red Red

E =E

Формальный электродный потенциал является аналогом услов­ной концентрационной константы равновесия в рассмотренных ранее равновесиях. Он равен выделенной полужирным шрифтом сумме пер­вых трех членов в приведенном выше уравнении. Величина формаль­ного потенциала зависит от ионной силы раствора, природы и концен­трации посторонних электролитов. Например, для Fe³⁺/Fe²⁺:

формальные потенциалы

стандартный потенциал

1 M H₂SO₄

10 M NaOH

~~ ^if

-0,68B

1 M K₂C₂O₄

Константа равновесия окислительно-восстановительной ре­акции

Red₁ Red2

Ox₁ +n₁ e Ox2 +n2e ■

E E

Способность одного вещества отдавать электроны другому ве­ществу можно оценить также с помощью константы равновесия окислительно-восстановительной реакции. Эта константа связана с ЭДС реакции следующим образом. Пусть реакция между окислителем Ox1 и восстановителемRed2 состоит из двух полуреакций (полуреакцию с участиемRed₂ для удобства запишем как процесс восстановления окисленной его формы):

0

Ox₁/Red₁ ■ 0

Ox₂/Red₂

Наименьшее общее кратное для n₁ иn₂ обозначим какm. Сум­марное уравнение реакции будет иметь следующий вид

a b

0

aRe d₁aox₂

K

равн a b

aox₁aRed₂

aOxi +bRed₂ гaRedi +bOx₂,

где a =m/n_b b =m/n₂.

^{В состоянии} р^{авновесия A}G= ⁰,^AE= ^{0 и E} Ox₁ / Red₁= ^EOx₂ / Re d₂

aRe d₁

1^/Red1 m /a

+

E

lg-

0

ox₁ /Red

a Re d ₂

0,059, aox₂

0,059, aox_x . +lg^ = E ⁰

^ox2 ^/Red2 _{m / b}

aox₂ aRe d₂

aox₁ aRe d₁

b •lg

- a •lg

_E0 _E0 =0,059

Ox₁ /Re d₁ Ox₂ /Re d_{2 m}

a b

ab

aox₁ aRed₂

m

_AT.₀ 0,059,aRed₁ aox₂ 0,059,_T^₀ AE⁰ —lg= —lgK⁰

равн

m

Обратите внимание, что в выражение для расчёта константы равнове­сия окислительно-восстановительной реакции входит не произведение числа электронов n₁ иn₂, а их наименьшее общее кратноеm, которое может быть равно этому произведению, а может быть и не равно.

Если lgK > 0, реакция может самопроизвольно протекать в пря­мом направлении. Чем больше величинаK, тем больше "глубина" протекания окислительно-восстановительной реакции.

Пример 7.3.Рассчитать термодинамическую константу рав­новесия реакции

/₃^- +2S₂o₃^2- гS₄o|^- + 3/^-

0

+0,09В

если E

0

+0,545В, E

IJ/3I 'S4O²" /2S2O²"

равн

о - (0,545-0,09^.2 = 15

0,059

^Кравн ^{- 1}^¹⁰¹⁵