5.1.1.
Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 HMnO4 + Bi(NO3)3 +…
330136538354000270129038354000Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение элеткродного потенциала:
Mn2+ + 4H2O -5e => MnO4- + 8H+ 5 2 восстановитель E0 вос = 1,51В
10
BiO3- + 6H+ +2e => Bi3+ + 3H2O 2 5 окислитель Е0окисл. = 0,18В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 2, вторую на 5)
2Mn2+ + 8H2O + 5BiO3- + 30H+ => 2MnO4- + 16H+ + 5Bi3+ + 15H2O
Сократим подобные:
2Mn2+ + 5BiO3- + 14H+ => 2MnO4- + 5Bi3+ + 7H2O
Допишем недостающие ионы NO3- и Na+
И составим молекулярное уравнение
2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O +5 NaNO3
Для того, чтобы реакция текла в прямом направлении, должно соблюдаться условие:
Значение электродного потенциала окислителя должно быть больше значения электродного потенциала восстановителя, E(окислитель) > E(восстановитель). Только при этих условиях
ЭДС > 0 ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = 0,18-1,51 = – 1,33 В
Определим Кр ( константу равновесия)
Она определяется по формуле: lgKp = (z* ЭДС) / 0.059
z- число электронов, участвующих в процессе у нас это 10
lgKp = (10* (-1,33)) / 0.059 = -225
К= 10-225
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону исходных веществ. Т.е. реакция по прямой НЕ происходит
CrCl3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr
Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение электродного потенциала:
330136512255500256794012255500
Cr3+ + 8OH- -3e =>CrO42- + 4H2O 3 2 восстановитель E0 вос = -0.12В
6
Br20 +2e => 2Br- 2 3 окислитель Е0окисл. =1.08 В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 2, вторую на 3)
2Cr3+ + 16OH- + 3Br20 => 2CrO42- + 8H2O + 6Br-
Допишем недостающие ионы Cl- и K+
И составим молекулярное уравнение
2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH => 2K2CrO4 +6 KBr + 8H2O + 6KCl
ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = 1.08 – (-0.12) = 1.2 В
Определим Кр ( константу равновесия)
lgKp = (6* 1.2) / 0.059 = 122
К= 10122
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону продуктов реакции . Т.е. реакция происходит по прямой .
P + KMnO4 + H2O KH2PO4 + K2HPO4 + MnO2
Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение электродного потенциала:
33013657493000269176514160500
MnO4- +2H2O -3e =>MnO2 + 4OH- 3 5 восстановитель E0 вос = 0.60В
15
P0 + 4H2O +5e => PO43- + 8H+ 5 3 окислитель Е0окисл. = -0.38В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 5, вторую на 3)
5MnO4- + 10H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 20 OH- + 3PO43- + 24H+
20 OH- + 24H+ это будет 20H2O + 4H+
5MnO4- + 22H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 20 H2O + 3PO43- + 4H+
Сократим подобные:
5MnO4- + 2H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 3PO43- + 4H+
Допишем недостающие ионы K+
И составим молекулярное уравнение
3P + 5KMnO4 + 2H2O => KH2PO4 + 2K2HPO4 + 5MnO2
ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = -0,40 – 0.60 = – 1 В
Определим Кр ( константу равновесия)
Она определяется по формуле:
lgKp = (z* ЭДС) / 0.059
z- число электронов, участвующих в процессе у нас это 10
lgKp = (15* (-1)) / 0.059 = -254
К= 10-254
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону исходных веществ. Т.е. реакция по прямой НЕ происходит
5.1.2.
Cu с соляной, серной конц, серной разб, азотной конц, азотной разб.
Метод электронного баланса, возможность протекания доказать расчетом
Медь во всех реакциях – восстановитель, а кислоты – окислитель
С разбавленных кислотах металлы могут вытеснять водород, поэтому водород в разбавленных кислотах будет окислителем.
Cu + HCl => не происходит
Е(Cu2+ / Cu) = +0.34 В ( восстановитель)
Е(2H+/H2) = 0 В (окислитель)
ЭДС = 0-0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, Реакция взаимодействия меди с соляной кислотой не может происходить.
Cu + H2SO4 (разб) => не происходит
Е(Cu2+ / Cu) = +0.34 В ( восстановитель)
Е(2H+/H2) = 0 В (окислитель)
ЭДС = 0-0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, Реакция взаимодействия меди с серной разбваленной кислотой не может происходить.
Теперь рассмотрим концентрированную серную кислоту и азотную разбавленную и концентрированную.
H2SO4 (конц)
Cu + H2SO4 (конц) CuSO4 + SO2 + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 1 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
S+6 +2e => S+4 2 1 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,17В
Cu + 2H2SO4 (конц) => CuSO4 + SO2 + 2H2O
ЭДС = 0,17 – 0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, при нормальных условиях не идет
Рассмотрим с азотной кислотой
Cu + HNO3(разб) Cu(NO3)2 + NO + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 3 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
N+5 +3e => N+2 3 2 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,957В
3Cu +8 HNO3(разб) => 3Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O
ЭДС = Еок – Евос
ЭДС =0.957 – 0,34 = -0,34 В
ЭДС > 0, Реакция протекает
Cu + HNO3(конц) Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 1 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
N+5 +1e => N+4 1 2 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,78 В
Cu + 4 HNO3(конц) => Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
ЭДС = Еок – Евос
ЭДС =0.78 – 0,34 = -0,44 В
ЭДС > 0, Реакция протекает
В гальваническом элементе электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом ( сам элемент – восстановитель) , а электрод, на котором происходит процесс восстановления – катодом ( сам элемент –окислитель) .
Чтоб определить, какой металл является окислителем, какой восстановителем для начала найдем их стандартные электродные потенциалы.
Так как у олова электродный потенциал меньше меди, то олово в данном электролите будет анодом, а медь катодом.
Схематически гальванический элемент будет записываться:
A (-) Sn | Sn2+ 0,01М || Cu2+ 0,1М | Cu (+) K
На электродах будут протекать следующие процессы:
22631403175000АНОД: Sn0 – 2e => Sn2+ 1 восстановитель, окисление
КАТОД: Cu2+ + 2e => Cu0 1 окислитель, восстановление
Токообразующая реакция :
Sn0 + Cu2+ => Sn2+ + Cu0
Основной характеристикой работы гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС) – максимальная разность потенциалов между электродами, которая может быть получена при работе элемента.
E = Eкатод – Eанод, В
Потенциал металлического электрода Е зависит активности ионов Men+ в растворе. Связь Е устанавливается уравнением Нернста
Рассчитаем значение электродных потенциалов при заданных концентрациях
Еанода = -0.2В
Екатода = 0,31В
ЭДС = (0.31) – (-0.2) = 0.51 В
Рассмотрим схему электролиза водного раствора FeSO4 с инертными электродами. В растворе соль диссоциирует на ионы:
FeSO4 => Fe2+ + SO42-
При подаче на электроды напряжения происходит направленное перемещение частиц: положительно заряженных ионов Fe2+ к отрицательному катоду, а отрицательно заряженных ионов SO42- – к положительному аноду. Так как среда кислая( рН=4), то в среде есть и катионы водорода H+ , которые тоже притягиваются к катоду
ē ē
36690304826000376047048260002297430482600018402304826000
(-) катод анод (+)
238887010985500376047010985500421767010985500184023010985500184023010985500
H2O H2O H2O H2O
Fe2+ рН =4
H+ SO42-
18421353556000
Процессы на электродах
АНОД:
Сульфат -ионы не разряжаются, происходит окисление воды:
КАТОД:
Возможны два процесса: ( у нас кислая среда, рН =4)
Восстановление металла и водорода
Fe2+ +2e => Fe0
2H+ +2e => H20
На катоде в первую очередь будут восстанавливаться частицы с большим потенциалом.
Рассчитаем потенциалы железа и водорода
Потенциал металлического электрода Е зависит активности ионов Men+ в растворе. Связь Е устанавливается уравнением Нернста
Рассчитаем потенциал водорода
Потенциал водородного электрода зависит от концентрации катионов H+ в растворе
Е2H+/H20= 0
Е2H+/H2р=Е2H+/H20 + 0,059lg [H+]
Так как lg [H+] = -рН, значит
Е2H+/H2р=Е2H+/H20 + 0,059 ( -рН)
Подставляем : Е2H+/H2р = 0 – 0,059 ( 4) = – 0,236 В
Рассчитаем значение водородного электрода с учетом катодного перенапряжения.
Е2H+/H2=Е2H+/H2р – η(H2) = – 0.236 – 0.23 = – 0,46 В
НА катоде в первую очередь будут восстанавливаться частицы с большим потенциалом.
Так как наибольшим электродным потенциалом обладает процесс восстановления водорода, следовательно, в соответствии с правилом будет происходить процесс 2H+ +2e => H20
Но поскольку значение электродного потенциала железа очень близко к водородному, то и процесс восстановления железа тоже возможен.
LevSark 4.5
С радостью помогу с написанием научных работ любой сложности по всем экономико-правовым дисциплинам, истории, философии, маркетингу, менеджменту, политологии и многим другим. Сопровождение до защиты. Всегда в срок.
