6.2. Контрольные вопросы и задания

1. Электронная теория ОВР Писаржевского Л.В.

2. Степени окисления и правила их расчета.

3. Окислительно-восстановительная двойственность.

4. Механизм возникновения электродного потенциала

5. Стандартный электродный потенциал. Формула Нернста.

6. Гальванический элемент. Направленность окислительно-восстановительных процессов.

7. Составление уравнений ОВР методом полуреакций.

8. Влияние среды на ОВР.

9. Значение ОВР в биологических процессах.

6.3. Примеры решения задач

Пример 1. Расставьте степени окисления элементов в представленной реакции. Уравняйте реакцию методом полуреакций, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. Найдите значения стандартных ЭДС, энергии Гиббса и константы равновесия реакции: Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O.

Решение. Расставляем степени окисления:

Cu⁰ + H⁺ + NO₃^- → Cu²⁺ + 2NO₃^- + N²⁺O^2- + H⁺₂O^2-.

Переписываем его в сокращенном виде с учетом частиц, которые участвуют в ОВР: Cu⁰ + H⁺ + NO₃^- → Cu²⁺ + N²⁺O^2- + H⁺₂O^2-.

Составляем схему процессов с учетом среды:

Cu⁰ – 2е → Cu²⁺ - восстановитель, процесс окисления

N⁵⁺O₃^- + 3е + 4H⁺ → N²⁺O^2- + 2H₂O – окислитель, процесс восстановления.

Для составления общего уравнения реакции уравниваем число отданных и принятых электронов, складываем полуреакции с учетом коэффициентов:

3│Cu⁰ – 2е → Cu²⁺

2│N⁵⁺O₃^- + 3е + 4H⁺ → N²⁺O^2- + 2H₂O

3Cu⁰ + 8H⁺ + 2NO₃^- → 3Cu²⁺ + 2NO +4 H₂O

Молекулярное уравнение имеет вид: 3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂ +2NO+4H₂O

М_{Э (окислителя)} = М_r(HNO₃) / 3 = 63/3 = 21 г/моль;

М_{Э (восстановителя)} = М_r(Cu) / 2 = 64/2 = 32 г/моль.

ЭДС = Е⁰_{окислителя} – Е⁰_{восстановителя}

Е⁰ (Cu⁰|Cu²⁺) = 0,34 (табл. величина)

E⁰(NO₃^-| NO) = 0,96 (табл. величина)

ЭДС = 0,96-0,34 = 0,62 В > 0, следовательно ОВР протекает в прямом направлении.

Энергия Гиббса рассчитывается по формуле: ΔG⁰_хр = - z· F · ЭДС = 6 · 96500 · 0,62 = - 358980 Дж = - 358,98 кДж. ΔG < 0, следовательно, процесс идет самопроизвольно.

Находим константу равновесия при стандартных условиях: lgK = z·ЭДС /0,059 = 6· 0,62/0,059 = 63. Следовательно, Кр = 1·10⁶³. Согласно константе равновесия (К_р > 1) ОВР смещается вправо, в сторону продуктов реакции.

Пример 2. Установите, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции 2NaCl + Fe₂(SO₄)₃ = 2FeSO₄ + Cl₂ + Na₂SO₄.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

2Cl^- + 2Fe⁺³ = 2Fe⁺² + Cl₂

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Cl₂ + 2e = 2Cl^- E⁰₁ = 1,36 B;

Fe⁺³ + e = Fe⁺² Е⁰₂ = 0,77 В.

Поскольку E⁰₁> Е⁰₂ , то окислителем будет хлор, а восстановителем – ион Fe⁺²; рассматриваемая реакция протекает справа налево.

Пример 3. Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции 2Hg + 2Ag⁺ = 2Ag + Hg₂⁺² при следующих концентрациях (моль/дм³) участвующих в реакции ионов: [Ag⁺] = 10^-1, [Hg₂⁺²] = 10^-4.

Решение. Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg₂⁺² + 2e = 2Hg E⁰₁ = 0,79 B;

Ag⁺ + e = Ag E⁰₂ = 0,80 B,

Вычисляем значения электродных потенциалов при указанных в условиях задачи концентрациях:

Поскольку Е₁< Е₂, то реакция протекает слева направо.

Пример 4. Найдите при 25⁰ С константу равновесия реакции:

Hg₂(NO₃)₂ + 2Fe(NO₃)₂ = 2Hg + 2Fe(NO₃)₃.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

Hg₂⁺² + 2Fe⁺² = 2Hg + 2Fe⁺³

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg₂⁺² + 2e = 2Hg E⁰₁ = 0,79 B - окислитель;

Fe⁺³ + e = Fe⁺² Е⁰₂ = 0,77 В - восстановитель.

Находим значение стандартной ЭДС процесса

ЭДС = E⁰₁ - Е⁰₂ = 0,79 – 0,77 = 0,02 В

Вычисляем константу равновесия реакции: