Категории: ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Метод полуреакций или ионно-электронный метод.Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и для реакций восстановления окислителя с последующим суммированием обеих уравнений в общее ионное уравнение. Степень окисления при этом определять не нужно, так как рассматривается участие в реакции не отдельного атома, а реального иона. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции методом полуреакций, необходимо: 1)составить ионно-молекулярную схему реакции, помня, что сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул. В ионную схему включаются только те частицы (ионы, атомы, молекулы), которые подвергаются изменению, т.е. окислитель, восстановитель, а также ионы Н+ и ОН-, характеризующие среду, или молекула воды; 2)составить электронно-ионные уравнения отдельно для процессов восстановления и окисления, руководствуясь следующими правилами: · Если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде освобождающийся кислород связывается с ионами Н+, в результате чего образуется столько молекул воды, сколько не хватает атомов кислорода. В нейтральной и щелочной средах освобождающийся кислород взаимодействует с водой, образуя удвоенное число гидроксильных групп. · Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных – за счет удвоенных гидроксильных групп. На основании закона сохранения массы и энергии должно быть равенство числа частиц (ионов, атомов, молекул) в левой и правой частях уравнения. Суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства должны быть одинаковы. Пример. Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия по схеме KMnO4 +Na2SO4 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O : 1)в кислой среде. Запишем: K++(MnO4)-+2Na++(SO3)2-+2H++(SO4)2- Mn2++(SO4)2-+2Na++(SO4)2-+2K++(SO4)2-+H2O Составляем ионно-молекулярную схему реакции, показывающую ионы, претерпевшие изменения и ионы среды. (MnO4)- + (SO3)2- + H+ Mn2+ + (SO4)2- + H2O Составляем схемы превращений ионов. (SO3)2- (SO4)2- (MnO4)- (Mn)2+ Недостаток кислорода восполним молекулой воды, т. к. среда кислая, и уравняем число атомов водорода: (SO3)2- + H2O = (SO4)2- +2H+ (MnO4)- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O Сосчитаем заряды в левой и правой частях схемы и найдем число отданных и принятых электронов. 5 (SO3)2- + H2O - 2e- = (SO4)2- + 2 H+ процесс окисления 10 -2 0 восстановитель 2 (MnO4)- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O процесс восстановления +7 +2 окислитель Уравниваем число отданных и принятых электронов, найдя множители 2 и 5. Умножаем каждое уравнение на соответствующий множитель и почленно складываем их (кроме электронов), получаем: 5(SO3)2- + 5H2O +2(MnO)- +16H+ = 5(SO4)2- +10H+ + 2Mn2+ +8H2O Приводим подобные члены: 5(SO3)2- + 2(MnO4)- + 6H+ = 5(SO4)2- + 2Mn2+ + 3H2O . От полученного ионно-молекулярного уравнения переходим к полному молекулярному уравнению, приписывая противоионы и не нарушая общего равенства уравнения: 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
2)в нейтральной среде: KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + KOH + Na2SO3 K+ +(MnO4)- +2Na+ +(SO3)2 +H2O MnO2 +K+ +OH- +2Na+ +(SO3)2- (MnO4)- +(SO3)2 +H2O MnO2 + OH +(SO3)2-
2 (MnO4)- + 2H2O +3e = (MnO2)- + 4OH- процесс восстановления
6 -1 -4 3 (SO3)2- + H2O – 2e = (SO4)2- + 2H+ процесс окисления -2 0
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 3H2O = 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 6H+ 2MnO4- + 7H2O + 3SO32- = 2MnO2 + 6H2O + 3SO42- + 2OH- 2MnO4- + H2O + 3SO32- = 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-
В молекулярном виде:
2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH .
3)в щелочной среде:
K++(MnO4)-+2Na++(SO3)2- + K+ + OH- 2K+ +(MnO4)2- +2Na+ + +(SO3)2-+H2O (MnO4)-+(SO3)2-+OH- (MnO4)2- +(SO3)2-+H2O
2 (MnO4)- + 1e = (MnO4)2- процесс восстановления 2 -1 -2 1 (SО3)2- + 2OH- – 2e = (SO4)2- + H2O процесс окисления
-4 -2
2(MnO4)- + (SO3)2- + 2OH- = 2(MnO4)2- + (SO3)2- + H2O
В молекулярном виде:
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: Al + HNO3 Al (NO3)3 + N2O + H2O Cu + H2SO4конц. CuSO4 + H2O + SO2 2. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: а)Cl0 Cl+7 б)Cr+3 Cr+6 в)S+6 S-2 На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: H2SO4конц + Zn ZnSO4 + H2O + H2S Укажите окислитель и восстановитель. 3. Реакции выражаются схемами: P + H JO3 + H2O H3PO + HJ H2S + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций на основании электронно-ионного баланса. Для каждой реакции укажите, какое вещество окисляется, какое - восстановляется, что является окислителем, а что – восстановителем. 4. В каких превращениях происходит восстановление исходных ионов: а) MnO4- Mn+2 г) VO3 V3+ б) Cl- ClO4- д) CrO2- CrO42- в) Cr2O72- Cr3+ е) NH3 NO На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакции: а) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 б) Fe2 (SO4)3 + KCl + H2O 5. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3 , HClO4 , определите, какое из них является только окислителем, какое – только восстановителем, какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + KOH 6. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях, идущих по схемам: KI + NaNO2 + H2SO4 NO + I2 + H2O + K2SO4 + Na2SO4 KNO2 + KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O 7. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: FeSO4 + KMnO4 +H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O KCrO2 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + H2O 8. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O K2MnO4 + Cl2 KMnO4 + KCl 9. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: J2 + NaOH NaJO + NaJ Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O 10. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: HNO3 + Zn N2O + Zn(NO3)2 + H2O Cr2O3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O 11. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: J2 + Cl2 + H2O HJO3 + HCl HNO3 + Ca NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O 12. Составьте электронно-ионные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: а) Cu0 Cu+2 б) N02 N+2 в) S+6 S+2 На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: SO2 + NaJO3 + H2O NaJ + H2SO4 13. Oпределите степень окисления элементов в следующих соединениях: сульфат железа (III), нитрат алюминия, карбонат натрия. Расставьте коэффициенты методом полуреакций в уравнении реакции, идущей по схеме: PbS + HNO3 S + Pb (NO3)2 + NO + H2O 14. Как меняется число электронов в атомах при следующих степенях окисления: а) S+4 S-2 б) S-2 S+6 в) Mn+4 Mn+7 В каких случаях идет окисление, а в каких восстановление? На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 15. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам: Na2SO3 + KClO3 KCl + Na2SO4 H2SO3 + H2S H2O + S 16. Исходя из степени окисления фосфора, хрома, серы в соединениях PH3, K2Cr2O7, H2SO3 , определите, какое из них окислитель, какое восстановитель, а какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакции, идущей по схеме: Na2Cr2O7 + NaNO2 +H2SO4 Cr2(SO4)3 +NaNO3 + Na2SO3 + H2O 17. Завершите составление уравнений следующих реакций и расставьте коэффициенты: NaNO3 + NaJ + H2SO4 NO + J2 +… Cr2(SO4)3 + FeSO4 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + … 18. Завершите составление уравнений следующих реакций и расставьте коэффициенты: Zn + HNO3 N2 + Zn(NO3)2 + … Cr2(SO4)3 +NaOH + Cl2 NaCl + Na2CrO4 + … 19. Составьте уравнение следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов: C + H NО3конц. (C+4 , N+2 ) PH3 + KMnO4 + H2SO4 (Mn+2 , P+5) 20. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4 б) HNO2 и HJ в) HCl и H2Se Почему? На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущей по схеме: NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2 PbO2 + H2O 21. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами? а) PH3 и HBr б) K2Cr2O7 и H3PO3 в) HNO3 и H2S Почему? На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущем по схеме: Au + HNO3 + HCl AuCl3 + NO + H2O 22. Серебряные предметы чернеют под действием сероводорода, содержащегося во влажном воздухе по схеме: Ag + H2S + O2 Ag2S + H2O Расставьте коэффициенты на основании электронно-ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель. 23. Какие функции могут выполнять в реакциях окисления-восстановления атомы металлов? Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, HNO2, HNO3, объясните, какое из них может быть только окислителем, какое только восстановителем, а какое может проявлять как те так и другие свойства? Составьте уравнение реакции, идущей по схеме: KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O 24. В чем состоит сущность процессов окисления и восстановления? Как называются вещества, отдающие электроны, принимающие электроны? Исходя из степени окисления хлора в соединениях HClO4, KClO3, HClO ,HCl , объясните, какое из них проявляет только окислительные, а какое только восстановительные свойства. Составьте уравнение реакции, идущей по схеме: Cr2O3 + KNO3 + KOH K2CrO4 + KNO2 + H2O 25. Что называется степенью окисления? Чему равна степень окисления простого вещества? Исходя из степени окисления серы в соединениях H2SO4, K2SO3, H2S , объясните, какие из них могут быть только окислителями, а какие только восстановителями, а также какие могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? Составьте уравнение реакции, идущей по схеме: P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO 26. Как изменяются восстановительные свойства элементов в периодах периодической системы Д.И. Менделеева? Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PH3, H3PO4, H3 PO3 , объясните, какие из них могут быть только окислителями, а какие только восстановителями, а также какие могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: PbS + HNO3 S + Pb(NO3)2 + NO + H2O 27. Какие химические реакции относятся к окислительно-восстановительным? Какими признаками это определяется? Чем объясняется их «двойное» название? Составьте электронно-ионные уравнения и укажите, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях: а) Mn2+ Mn+6 б) Cl+5 Cl- в) N-3 N+5 На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущем по схеме: NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
В реакциях окисления-восстановления электроны хаотично переходят от восстановителя к окислителю. Если эти процессы пространственно разделить так, чтобы переход электронов совершался направленно по металлическому проводнику, то получим электрический ток. Окислительно-восстановительные реакции, протекающие с образованием электрического тока или под действием электрического тока, называются электрохимическими процессами. Рассмотрение электрохимических процессов начнем с электродных потенциалов. При погружении металла в раствор его соли происходит окисление металла и его гидратированные ионы переходят в раствор, заряжая последний положительно. Электроны, остающиеся в металле, заряжают его отрицательно. Разность потенциалов, возникающая между поверхностью металла и раствором, называется электродным потенциалом, а система металл-раствор называется электродом. Так как процесс ионизации металла обратимый процесс, то через некоторое время возникает равновесие: сколько ионов переходит в раствор за единицу времени, столько же их на металле теряют заряд. Ме + mH2O Me (H2O)mn+ + ne В условиях равновесия образующийся между металлом и раствором потенциал наывается равновесным потенциаломи обозначается е. Определить абсолютное значение потенциалов невозможно. Однако можно определить значение потенциала относительно другого электрода. В качестве такого электрода сравнения используется стандартный водородный электрод, потенциал которого принимается равным нулю. Данный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор серной кислоты, где концентрация СН+ равна 1моль/л. Через раствор пропускается водород (давление 1 атм.), который адсорбируется пластиной. Часть водорода становится атомами и ионизируется: Н2 = 2Н+ Н Н+ + е- Образуется водородный электрод, который обозначается Pt (H2)/2H+ При определении стандартного потенциала металла, его электрод соединяется с водородным электродом и измеряется значение разности потенциалов. Электродный потенциал растворения металла, погружённого в раствор его соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода, называется стандартным потенциалом. Стандартные условия: С = 1 моль/л, t = 23 – 25oC , P = 1 атм. Расположив металлы в ряд по мере увеличения их стандартных электродных потенциалов (e0), получим ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Положение металла в этом ряду характеризует его химическую активность в растворе. В начале ряда помещены активные металлы с малым значением потенциала. Малоактивные металлы располагаются после водорода и имеют положительные значения потенциалов. Между активными металлами и мало активными располагаются металлы средней активности (условно от марганца e0Mn2+/Mn= -1.18В до H. Стандартные потенциалы металлических электродов приводятся в таблице (t=25оС). Таблица 1.
Из этой таблицы следует: 1) чем меньше е0, тем металл химически активнее, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. 2) металлы, имеющие е0< 0 В вытесняют водород из разбавленных кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств (H2SO4,HCL и др.). 3) металлы вытесняют (восстанавливают ) все другие металлы, имеющие более высокое значение е0 из растворов их солей. 4) чем больше разность потенциалов у двух металлов, тем больше величина ЭДС.
Пример. Будет ли взаимодействовать алюминий с раствором сульфата никеля? Решение: по таблице находим e0Al+3/Al = -1.66В е0Ni2+/Ni = - 0.25В Потенциал Al меньше, следовательно, алюминий более сильный восстановитель, чем никель, от него электроны будут переходить к ионам никеля: 2Al + 3NiSO4 = Al2(SO4)3 + 3Ni Фактически протекает реакция: 2Al0 + 3Ni2+ = 2Al+3 + 3Ni
Пример. Цинк может вытеснять водород из растворов кислот, так как e0Zn2+/Zn равен -0,76В и меньше, чем потенциал водорода. Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Zn – 2e- = Zn2+ 2H+ + 2e- = H2 Медь не может вытеснять водород из растворов кислот, так как имеет потенциал +0,34, больше нуля. Электродный потенциал зависит от природы металла температуры, концентрации ионов металла в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста: , где е0 –стандартный эдектродный потенциал; n – число e-,принимающих участие в процессе; СMen+ - концентрация ионов металла в растворе. Из формулы следует, что чем больше разбавленный раствор, тем более отрицательно значение потенциала металла. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
28. В два сосуда с голубым раствором CuSO4 поместили в первый цинковую пластинку, во второй – серебряную пластинку. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции. 29. Увеличивается, уменьшается или остается без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a)AgNO3; b)ZnSO4; c) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 30. Увеличивается, уменьшается или остается без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии с растворами: a) CuSO4; b)MgSO4; c)Pb(NO3)2 ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 31. Рассчитайте электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0,1, 0,01, 0,001 моль/л 32. Вычислите потенциал водородного электрода погруженного в чистую воду; в раствор с PH=10,7 33. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0.015 В меньше его стандартного электродного потенциала? 34. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Измениться ли это соотношение, если изменить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0.001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0.1 моль/л? 35. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен –2,41 В. Вычислить концентрацию ионов магния (в моль/л). 36. Потенциал серебряного электрода в растворе нитрата серебра составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов серебра (в моль/л)? 37. При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода. 38. В каком случае происходит реакция при внесении цинковой, железной и свинцовой пластинок в раствор сульфата олова (II). Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций. 39. В какой пробирке происходит реакция при внесении цинковых пластинок в пробирки с растворами сульфата меди и сульфата магния. Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций. 40. В какой пробирке происходит реакция при внесении цинковых пластинок в разбавленные растворы серной кислоты гидроксида калия сульфата магния? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций. 41. Увеличится, уменьшится, или останется без изменений масса железной пластинки при внесении ее в раствор сульфата меди (II) , сульфата калия. Почему? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций. 42. Какова масса технического железа, содержащего 18% примесей, требуется для вытеснения из раствора сульфата никеля (II) 7,42 г. никеля. 43. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28г. По окончании реакции пластинка была вынута из раствора, обмыта, высушена и взвешена. Масса ее оказалась 32,75 г. Какая масса нитрата серебра была в растворе. 44. Потенциал водородного электрода равен –0,145 В. определите рН раствора. 45. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать железо: а) Хлороводородная кислота б) сульфат цинка в) нитрат серебра. Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций. 46. Потенциал водородного электрода в некотором водном растворе равен –118мВ. Вычислить концентрацию ионов водорода в этом растворе. 47. В два сосуда с розовым раствором сульфата кобальта (II) опустили железную и медную проволоки. В каком сосуде цвет раствора постепенно изменяется и почему? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ Если разделить пространственно процессы окисления и восстановления, то окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Устройство в котором, химическая энергия превращается в электрическую, называется гальваническим элементом. Гальванический элемент образуется из двух металлов, погруженными в раствор электролитов. Если соединить эти металлы проводником первого рода (металлический провод), то будет образовываться электрический ток, появляющийся вследствие возникновения окислительно-восстановительного процесса. В гальваническом элементе анодом служит электрод, электродный потенциал которого в данном растворе более электроотрицательный. На аноде происходит окисление. Катодом служит электрод из менее активного металла. На катоде восстановляются положительные ионы металлов, ионы водорода или нейтральные молекулы. В гальваническом элементе анод обозначается знаком «минус», а катод – знаком «плюс». Гальванический элемент показан на рисунке. Цинковая пластинка опущена в раствор сульфата цинка, медная - в раствор сульфата меди. Пластинки соединены проводом, растворы разделены пористой перегородкой, чтобы не происходило смешение растворов. Электроны по внешней цепи идут от анода к катоду, а по внутренней цепи анионы SO42- перемещаются в растворе от меди к цинку, замыкая электрическую цепь гальванического элемента.
Гальванический элемент записывается в виде электрохимической схемы: A(-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+)K Так как электродный потенциал цинка меньше электродного потенциала меди то цинк будет анодом, а медь – катодом. Цинковая пластинка окисляется, а на поверхности медной пластинки идёт восстановление меди из раствора. Процессы, протекающие при работе гальванического элемента, следует записать: A Zn – 2e = Zn2+ K Cu2+ + 2e = Cu0 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода: ЭДС= еK - еA Для медно-цинкового гальванического элемента в стандартных условиях: ЭДС = 0,34-(-0,76)=1,1 В
Разность потенциалов образуется не только между разными, но и между одноименными металлами, прогруженными в растворы своих солей с разными концентрациями. Такой гальванический элемент называется концентрационным. Например, никелевый концентрационный гальванический элемент. (-)Ni | NiSO4 || NiSO4 | Ni (+) 0,01моль 0,1моль Запишем работу такого концентрационного гальванического элемента. еNi2+/Ni = е0 + (0,058/n)lg( 1*10-2) = -0.25 + (0,058/2)(-2) = -0.308 В еNi2+/Ni = е0 + (0,058/n)lg( 1*10-1) = -0.25 + (0,058/2)(-1) = -0.28 В ЭДС = -0,28 – ( -0,308) = 0,028 В Процессы на электродах: А: Ni0 - 2е- = Ni2+ К: Ni2++ 2е- = Ni0
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ 48. Вычислить ЭДС кадмиево – серебряного гальванического элемента, если концентрация ионов серебра в растворе равна 0,1 моль/л, а ионов кадмия 0,001 моль/л. Напишите уравнения реакций протекающих на электродах. 49. Составьте схемы двух гальванических элементов в одном из которых никель – катод, а в другом анод. Напишите уравнения реакций протекающих при работе этих элементов. 50. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из железной и свинцовой пластинок, опущенных в 0,1М растворы их солей. Напишите уравнения реакций. 51. Рассчитайте ЭДС концентрационного никелевого гальванического элемента. Концентрация ионов металла в растворах равна 1 моль/л и 0,0001 моль/л. Написать процессы, протекающие на аноде и катоде. 52. Какие процессы происходят у электродов медного коцентрированного гальванического элемента, еслиу одного из эле< |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-07-22 lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда... |