Контрольные вопросы и задачи

1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

K₂S; CaH₂; NH₃; NH₄NO₃; H₂O₂; Al₂(SO₄)₃; K₂GrO₄; TiCl₄; H₃PO₃; K₄[Fe(CN)₆]; K[AuCl₄]; MnO₂.

2. Укажите, какие из реакций являются окислительно-восстановительными:

1. Fe(OH)₂ + H₂SO₄  FeSO₄ + H₂O

2. Fe(OH)₂ + H₂O + O₂  Fe(OH)₃

3. CaCO₃ + HCl  CaCl₂ + H₂O + CO₂

4. FeCl₃ + H₂S  FeCl₂ + S + HCl

5. (NH₄)₂Cr₂O₇  Cr₂O₃ + N₂ + H₂O

6. TiO₂ + C + Cl₂  TiCl₄ + CO

3. Указать окислитель и восстановитель в следующих схемах:

1. Na₂MnO₄ + NaNO₂ + H₂O  MnO₂ + NaNO₃ + NaOH

2. Zn + H₃AsO₃ + HCl  ZnCl₂ + AsH₃ + H₂O

3. H₃AsO₃ + J₂ + H₂O  H₃AsO₄ + HJ

4. KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  MnSO₄ + K₂SO₄ + O₂ + H₂O

5. Co(OH)₂ + H₂O₂  Co(OH)₃

4. Какие из указанных веществ и ионов могут проявлять: только окислительные свойства; только восстановительные свойства; как окислительные, так и восстановительные?

1. KMnO₄; MnO₂; V₂O₅; KJ

2. PbO₂; NH₃; HNO₂; Na₂S

3. H₂; PO₄^3-; H₂SO₃; Rb; O₂; Cl₂

4. J₂; Cr₂O₇^2-; Sn²⁺; Ti; Cu⁺; NO₃^-

5. Pb²⁺; O^2-; As; SO₄^2-; ReO₄^-

5. Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое — восстановителем.

1. FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

2. KСrO₂ + PbO₂ + KOH  K₂CrO₄ + K₂PbO₂ + H₂O

3. Cu₂S + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O

4. KJO₃ + KJ + H₂SO₄  J₂ + K₂SO₄ + H₂O

6. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:

1. H₂Se и CrCl₃

2. NH₃ и K₂CrO₄

3. NaNO₂ и HJ

4. H₃PO₄ и Na₂SO₄

5. PH₃ и HCl

7. С помощью расчета покажите возможность или невозможность протекания реакции в прямом направлении при стандартных состояниях веществ и 298К.

Fe₂O_3(K) + 3C_(K) = 2Fe_(K) + 3CO_(r)

Гальванические элементы

При решении задач этого раздела см. табл. Стандартных электродных потенциалов (Е⁰).

Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на его поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся на металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

Me + mH₂O  Me(H₂O)ⁿ⁺m + ne

^{в растворе на металле}

где n— число электронов, принимающих участие в процессе.

На границе металл-жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, так называемые стандартные электродные потенциалы (Е⁰).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор, в котором концентрация (или активность) собственных ионов равна 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25С условно принимается равным нулю (Е⁰=0; G=0).

Стандартный водородный электрод состоит из стеклянного сосуда, заполненного 2Н раствором H₂SO₄, в котором активность ионов Н⁺ равна единице. В этот раствор погружен электрод из платины, покрытый платиновой чернью для увеличения поверхности. При использовании водородного электрода через раствор H₂SO₄ пропускают химически чистый водород. Боковая трубка с краном также заполнена раствором серной кислоты и служит для соединения водородного электрода с другим электродом. При контакте пластины с молекулярным водородом происходит адсорбция водорода на пластине. Адсорбированный водород, взаимодействуя с молекулами воды, переходит в раствор в виде ионов, оставляя в пластине электроны.

При этом пластина заряжается отрицательно, а раствор положительно. Возникает скачек потенциала между пластиной и раствором. Наряду с переходом ионов в раствор идет обратный процесс восстановления ионов Н⁺ с образованием молекул водорода. Равновесие на электродном водороде можно представить в виде:

2Н⁺ + 2е = Н₂

Определив стандартные потенциалы металлов относительно водородного электрода, располагаем их в ряд по мере возрастания алгебраической величины стандартный электродных потенциалов [E⁰], получаем ряд напряжений.

Положение того либо иного металла в ряду напряжений, характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше алгебраическое значение Е⁰, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные свойства проявляет его ион. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов (ГЭ). Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В гальванических элементах энергия окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию. Поэтому ГЭ называют химическими источниками электрической энергии.

Всякий ГЭ состоит из двух электродов — металлов, погруженных в растворы электролитов. Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом. Роль анода играет металл с меньшей алгебраической величиной электродного потенциала, т.е. более активный металл. Электрод, на котором осуществляется восстановление, называется катодом (металл с большей алгебраической величиной электродного потенциала).

При схематическом изображении ГЭ граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов — двойной вертикальной чертой. Например, схема ГЭ, в основе которого лежит реакция Zn + NiSO₄ = ZnSO₄ + Ni изображается следующим образом:

Zn  ZnSO4  NiSO4  Ni

Эта же схема может быть изображена в ионной форме:

Zn  Zn2+  Ni2+  Ni

Процессы, происходящие на электродах:

А)   Zn⁰ – 2e = Zn²⁺

K)   Ni²⁺ + 2e = Ni⁰

ЭДС гальванического элемента определяется как разность электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е_К - Е_А ; ЭДС = Е_Ni – Е_Zn

ГЭ может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией. Такие ГЭ называются концентрационными ГЭ. При этом электрод, помещенный в более разбавленный раствор, играет роль анода, а электрод в более концентрированном растворе — роль катода.

В таких ГЭ величина электронного потенциала электрода рассчитывается по уравнению Нернста:

Е = Е₀ + (0,059 / n)  lg[Meⁿ⁺],

где Е₀— стандартный электродный потенциал;

n— валентность иона металла;

[Meⁿ⁺] — активная концентрация катионов в растворе.