Химия (стр. 13 )

K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + CO2 + ... + ...

19. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими парами веществ: NH4Cl и Sr(OH)2; Na2CO3 и HCl; Ba(NO3)2 и K2S.

20. Вычислите степень гидролиза NaHS и рН раствора с концентрацией соли, равной 0,1 моль/дм3, если Кдис. I H2S =6,0·10-8.

21. Закончите приведенную реакцию, расставьте коэффициенты и подсчитайте сумму коэффициентов в уравнении:

Al + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + ... + ... + ...

22. Напишите в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

CO32- + Ba2+ = BaCO3;

Fe3+ + 3OH - = Fe(OH)3;

H+ + OH - = H2O.

23.Вычислите степень гидролиза Pb(NO3)2 по первой ступени и рН раствора с концентрацией соли, равной 0,05 моль/дм3, если Кдис II Pb(OH)2 =1.51·10-8.

24. Закончите приведенную реакцию, расставте коэффициенты и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения:

KMnO4 + Sn(OH)2 + KOH → MnO2 + K2SnO3 + ...

25. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими парами веществ: HCl и Ba(OH)2; HF и KOH; Fe(OH)3 и HNO3; CH3COOH и NH4OH.

26. Вычислите степень гидролиза NaHCO3 и рН раствора с концентрацией соли, равной 0,01 моль/дм3, если Кдис. I H2CO3 =4.4·10-7.

27. Закончите приведенную реакцию, расставьте коэффициенты и подсчитайте сумму коэффициентов в уравнении:

KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + ... + ...

28. Напишите в молекулярной форме уравнения реакций, выраженные следующими ионно-молекулярными уравнениями:

Zn2+ + 2OH - = Zn(OH)2;

CH3COO - + H+ = CH3COOH;

NH4OH + H+ = NH4+ + H2O.

29. Вычислите степень гидролиза Zn(NO3)2 по первой ступени и рН раствора с концентрацией соли, равной 0,5 моль/дм3, если Кдис. II Zn(OH)2 = 1,5·10-9.

30. Закончите приведенную реакцию, расставьте коэффициенты и подсчитайте сумму коэффициентов в уравнении:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 ® MnSO4 + ... + ... + ...

4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ И ЯВЛЕНИЯ

4.1 ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы можно разделить па две основные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником. Ионным проводником (проводником 2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы системы электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы.

4.1.1 Понятие об электродном потенциале. Уравнение Нернста

Рассмотрим процессы‚ протекающие при погружении металла в раствор собственных ионов. В узлах кристаллической решетки металла расположены ионы, находящиеся в равновесии со свободными электронами:

М+ • е ⇄ М+ + е

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. В результате взаимодействия происходит окисление металла и его гидратированные ионы переходят в раствор, оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле:

М + m Н2О ⇄ М(Н2О)m n+ + n е

Металл становится заряженным отрицательно, а раствор положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода. По мере перехода ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Наряду с этой реакцией протекает обратная реакция — восстановление ионов металла до атомов:

М(Н2О)m n+ + n е ⇄ М +m Н2О

С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором скорость прямой реакции падает, а обратной реакции растет. При некотором значении электродного потенциала скорость прямого процесса будет равна скорости обратного процесса, устанавливается равновесие. Для упрощения гидратационную воду обычно в уравнение реакции не включают и она записывается в виде:

М + ⇄ М n+ + n е

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов экспериментально определить невозможно. Однако можно определить разность электродных потенциалов. Поэтому для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю.

Схематически электроды записываются в виде Ме/Меn+, а электродный потенциал электрода – j Men+/ Me. Величина электродного потенциала определяется в вольтах (В). Активность металлов окислительно-восстановительном электрохимическом процессе “металл – ион металла”, а следовательно, и величины электродного потенциала, зависят от природы электродов, концентрации ионов в растворе, рН раствора, давления, температуры и определяются по уравнению Нернста:

j Men+/ Me = j0 Men+/ Me + lg cMen+ (4.1)

где j Men+/ Me – электродный потенциал определяемого электрода, В;

j0 Men+/ Me – стандартный электродный потенциал, определяемого электрода, возникающий на границе электрод – электролит при концентрации ионов в растворе, равной 1 моль/дм3, в стандартных условиях ( Т= 298 К., р = 100 кПа), В;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль•К;

Т – температура, равная 298 К;

F –число Фарадея, равное 96500 Кл/моль;

n – число электронов, участвующих в данной электродной реакции;

2,3 – коэффициент перевода натурального логарифма в десятичный;

cMen+ – концентрация ионов в растворе электролита, моль/дм3

Подставляя значения постоянных величин в уравнение Нернста (4.1) оно приобретает следующий вид:

j Men+/ Me = j0 Men+/ Me + lg cMen+ (4.2)

Значения стандартных электродных потенциалов (j0), определяют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принят за нуль, т. е. j0 2H+/H2 = 0 (В).

Металлы по величине значений их электродных потенциалов, определенных в стандартных условиях (активности в реакции металл – ион-металла), располагают в электрохимический ряд напряжения. По расположению металла в ряду активности можно судить о направленности электрохимических окислительно – восстановительных реакций. Если металлы расположены в ряду далеко друг от друга, то направление реакции определяется значениями j0, если близко, то необходимо учитывать концентрацию и рН раствора.

4.1.2 Классификация электродов

Электроды в зависимости от устройства и типа электродной реакции делятся на электроды:

1.  первого рода;

2.  второго рода;

3.  окислительно-восстановительные.

Электроды, обратимые относительно своих ионов в растворе электролита, называются электродами первого рода. К ним относятся металлические и газовые электроды (например, Zn|Zn2+;Pt, H2 | H+).

Электроды, состоящие из металла, покрытого слоем его малорастворимого соединения, обратимые относительно анионов этого соединения, называются электродами второго рода (например, Ag, AgCl/Cl-).

Электроды, состоящие из инертного металла, опущенного в раствор электролита, содержащий одновременно окисленную и восстановленную форму вещества, называются окислительно-восстановительными электродами (например, Pt /Fe3+ ,Fe2+ ).

4.1.3 Гальванический элемент Якоби – Даниэля. ЭДС

Превращение химической энергии в электрическую происходит в электрохимических системах, которые называются гальваническими элементами. Гальванический элемент представляет собой замкнутую электрохимическую систему, состоящую из двух электродов.

Рассмотрим гальванический элемент Якоби – Даниэля. Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор СuSO4, и цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSO4. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.

Схема гальванического элемента:

Zn | ZnSO4 || СuSO4 | Cu,

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu,

На поверхности цинковой пластины возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие: Zn - 2e-⇄ Zn2+.В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка.

На поверхности медной пластины также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие: Сu2+ + 2e-⇄Cu, поэтому возникает электродный потенциал меди.

Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т. е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделения меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк (или не высадится на медном электроде вся медь).

Итак, при работе элемента Якоби – Даниэля протекают следующие процессы: