Химия задача. Решение в данном соединении комплексообразователь Fe

• Название: Решение в данном соединении комплексообразователь Fe
• Анкор: Химия задача
• Дата: 14.01.2022
• Размер: 183.02 Kb.
• Имя файла: zadachi.docx
• Тип: Решение; #330625
• страница: 5 из 7

участников реакции
(табл. П 1):

Zn(т) + 2Cu(OH)₂(т) = ZnO(т) + Cu₂O(т) + 2H₂O(ж)

∆ ,кДж/моль, 0 –356,9 –318,2 –146,4 – 237,3
Рассчитываем Δ реакции согласно закону Гесса:

Δ = [Δ (ZnO (т))+ Δ (Cu₂O (т)) + 2·Δ (H₂O (ж))] –

– Δ (Zn (т)) – 2 Δ (Cu(OH)₂ (т)) = [(–318,2) + (–146,4) +

+ 2·(– 237,3)] – 2·(–356.9) = –225,6 кДж/моль.

Полученное отрицательное значение ∆G⁰₂₉₈ показывает, что реакция

протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Величину ЭДС рассчитываем по формуле Томсона:

ЭДС = = – = 1,1658 B.

Определим степени окисления всех элементов в уравнении реакции

_{0 +2 –2 +1 +2 –2 +1 –2 +1 –2}

Zn(т) + 2 Cu(OH)₂ (т) → ZnO(т) + Cu ₂O(т) + 2 H₂O(ж)

Поскольку большая часть веществ находится в твердой фазе, реакции на электродах сначало укажем схематически:

Анод: Zn – 2ē = Zn⁺² – окисление

Катод: Cu⁺² + ē = Cu ⁺ – восстановление

Суммарная реакция Zn⁰ + 2Cu²⁺ = Zn²⁺ + 2Cu⁺.
2 ē

Более полно реакции на электродах имеют вид:

Анод: Zn⁰(т) + 2OH^–(р) – 2е = ZnO (т) + Н₂О (ж).

Катод: 2Cu(OH)₂ (т) + 2Н⁺(р) + 2е = Cu₂O (т) + 3Н₂О (ж).

Cхема гальванического элемента:

(А) Zn | ZnO(т), H₂O(ж) || Cu(OH)₂(т) | Cu₂O(т), H₂O(ж) (К).

Пример 6.4. Составьте схему работы гальванического элемента, образованного двумя данными металлами, погруженными в растворы солей с известными концентрациями ионов, рассчитайте ЭДС этого элемента.

Дано: Cr, Pb; растворы CrCl₃ и Pb(NO₃)₂; С(Сr³⁺) = 0,01 M; С(Pb²⁺) = 0,001 M.

Р е ш е н и е
Для составления схемы гальванического элемента, необходимо рассчитать значения потенциалов двух электродов при данных условиях по уравнению Нернста (6.4).

Для первого электрода: E(Cr³⁺/Cr) = E⁰(Cr³⁺/Cr) + lg C(Cr³⁺) =

–0,740 + lg0,01 = –0,70 B.

Для второго электрода: E(Pb²⁺/Pb) = E⁰(Pb²⁺/Pb) + lg C(Pb²⁺) =

–0,126 + lg 0,001 = –0,124 B.

В данном гальваническом элементе более отрицательным электродом является система Cr|Cr³⁺, более положительным – Pb|Pb²⁺. На электродах протекают следующие реакции:

Анод: Cr – 3ē = Cr⁺³ – окисление;

Катод: Pb⁺² + 2ē = Pb⁰ – восстановление.

Электродвижущая сила этого элемента рассчитывается по формуле 6.1:

ЭДС = Е(Pb²⁺/Pb) – E(Cr³⁺/Cr) = –0,124 – (–0,70) = 0,576 B.

Схема гальванического элемента примет вид:

(А) Cr | CrCl₃ (0,01 M) || Pb(NO₃)₂ (0,001 M) | Pb (К).
Пример 6.5. При электролизе раствора CoSO₄ током I = 4,25 А масса катода возросла на 1,50 г. Рассчитайте количество электричества, если выход по току металла B_i = 75 % и время, за которое оно пропущено. Составьте схему электролиза раствора CoSO₄: а) c нерастворимым анодом; б) с растворимым анодом.

Р е ш е н и е

Составим схему электролиза с нерастворимым анодом.

В растворе присутствуют следующие ионы:

CoSO₄ → Co²⁺ + (электролитическая диссоциация);

Следовательно, при составлении схемы электролиза необходимо учитывать ионы Со²⁺, ^– и молекулы воды.

Так как стандартный потенциал кобальта равен E⁰(Co²⁺/Co)= – 0,28В (табл. П 2), то на катоде будет восстанавливаться металл и выделяться водород (табл.6.1). На аноде (кислородсодержащий анион) не может окисляться (табл.6.2), поэтому будет окисляться вода с выделением кислорода. Образовавшиеся ионы водорода при взаимодействии с сульфат-анионами образуют в растворе серную кислоту.

Схема электролиза водного раствора CoSO₄ с нерастворимым (инертным) анодом:

Катод: Co2+ + 2ē = Co 2H2O + 2ē = H2 +2OH-
Анод: 2Н2О – 4ē = О2 + 4Н+

CoSO₄ + 2Н₂О → Со + H₂ + О₂ + H₂SO₄.

Из-за выделения водорода на катоде совместно с восстанов-лением ионов Со(II) выход по току металла меньше 100 %.

Рассмотрим схему электролиза с растворимым кобальтовым анодом:

Катод: Co2+ + 2ē = Co 2H2O + 2ē = H2 +2OH–
Анод: 2Со0 – 4ē = 2Со2+

Co + 2Н₂О → Со(OH)₂ + H₂ .

Количество электричества по закону Фарадея составит:

Q = = = = 6553,48 Кл.

Оно пропущено в течение времени τ:

Q = I∙ τ

τ = = = 1541,9 c (0,43 ч.)
Решение типовых задач

Пример 6.1. Определите тип окислительно-восстановительной реакции, степень окисления окислителя и восстановителя. Рассмотрим три окислительно-восстановительной реакции:

а) 2KMnO₄  + H₂O₂ + 2NaOH → Na₂MnO₄  + K₂MnO₄ + O₂ +2H₂O
Р е ш е н и е
Определим степени окисления всех элементов:

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2

2K Mn O₄  + H₂O₂ + 2Na O H → Na₂ Mn O₄  + K₂ Mn O₄ + O₂ +2H₂O

Степень окисления марганца понижается от Mn⁺⁷ до Mn⁺⁶, следовательно, марганец принимает электрон, восстанавливается, является окислителем.

Степень окисления кислорода повышается от O^–1 до O⁰, следовательно, кислород отдает электрон, окисляется, является восстановителем.

Данная ОВР является межмолекулярной, протекает с изменением степени окисления 2-х элементов (марганца и кислорода) содержащихся в разных молекулах.
б) (NH₄ )₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O
Определим степени окисления всех элементов:

–3+1 +6 –2 0 +3 –2 +1 –2

(NH₄ )₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Видим, что степень окисления поменяли два элемента в одной молекуле. Степень окисления хрома понизилась от Cr⁺⁶ до Cr⁺³, следовательно, хром принимает 3 электрона, восстанавливается, является окислителем. Степень окисления азота повысилась от N^–3 до N⁰, следовательно, азот отдает 3 электрона, окисляется, является восстановителем.

Данная ОВР является внутримолекулярной, изменяют степени окисления разные элементы (хром и азот) в одной молекуле.
в) 3HNO₂  →  HNO₃ + 2NO + H₂O

Определим степени окисления всех элементов:

+1 +3 –2 +1 +5 –2 +2 –2 +1 –2

3 H N O₂  →  H N O₃ + 2 N O + H₂O

Степень окисления поменял один и тот же элемент – азот. В первом случае степень окисления азота повысилась от N⁺³ до N⁺⁵, следовательно, азот отдает 2 электрона, окисляется, является восстановителем. Во втором случае степень окисления азота понизилась от N⁺³ до N⁺², следовательно, азот принимает электрон, восстанавливается, является окислителем.

Данная ОВР является реакцией диспропорционирования – один и тот же элемент (азот) меняет степень окисления.
Пример 6.2. Используя метод ионно-электронного баланса, подберите коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции. Рассчитайте термодинамическую вероятность процесса, укажите направление реакции.
Р е ш е н и е
Метод ионно-электронного баланса, который так же называют методом полуреакций, учитывает не отдельные атомы, а ионы и молекулы, которые входят в окислительно-восстановительную систему и среду. Этот способ рассматривает реально происходящие процессы, при изменении состава и зарядов, реально существующих в растворах молекул и ионов. В ходе ОВР происходит изменение не только зарядов ионов и их состава, но и среды. Поэтому, в реакцию с молекулами или ионами окислителя и восстановителя могут вступать или быть продуктами реакций:

1) молекулы воды, ионы H⁺  (в кислой среде)

2) молекулы воды, ионы H⁺ и OН^– (в нейтральной среде)

3) молекулы воды, ионы OН^– (в щелочной среде).

Основные этапы при составлении ионно-электронного баланса:

1. Определить степень окисления каждого элемента, указав окислитель и восстановитель;

2. Составить ионно-молекулярную схему данной реакции, в которой сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты, нерастворимые вещества и газы в молекулярном виде;

3. Написать раздельно процессы окисления и восстановления, уравнивая число атомов кислорода;

4. Уравнять заряды с помощью прибавления электронов в правую и левую часть и установить баланс электронов;

5. Суммировать ионно-молекулярные реакции с полученными коэффициентами;

6. Уравнять реакцию в молекулярном виде, добавляя в правую и левую часть одинаковое число ионов, не участвующих в процессах окисления и восстановления.
1) Рассмотрим метод ионно-электронного баланса для ОВР, которая протекает в кислой среде.

HNO₃ + H₂S →  NO + S + H₂O.

Определив степень окисления каждого элемента, видим, что HNO₃  – окислитель (N⁺⁵), H₂S – восстановитель (S^-2).

+1 +5 –2 +1 –2 +2 –2 0 +1 –2

H N O₃ + H₂ S →  N O + S + H₂ O.

Составив ионно-молекулярную схему данной реакции, получаем:

H⁺ + NO₃^– + H₂S →  NO + S + H₂O

Затем напишем полуреакции окисления-восстановления.
В кислой среде для уравнивания используются ионы водорода, добавляемые к окисленной форме, и молекулы воды, добавляемые к восстановленной форме. Справа от линии указываются коэффициенты, которые уравнивают количество отданных и принятых электронов. Общее число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции равно 6. Затем записывается суммарное уравнение с учетом коэффициентов:

NO3– + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O	2 6
H2S – 2ē → S + 2H+	3
2NO3– + 8H+ + 3H2S → 2NO + 4H2O + 3S + 6H+

Сократив ионы водорода и подставив найденные коэффициенты, уравниваем реакцию:

2NO₃^– + 2H⁺ + 3H₂S → 2NO + 4H₂O + 3S

2HNO₃ + 3H₂S → 2NO + 3S + 4H₂O.

Находим значения стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя (табл.П 2):

потенциал окислителя Е⁰ (NO₃^–,4H⁺/NO,2H₂O) = 0,957 B; потенциал восстановителя Е⁰ (H₂S/S,2H⁺) = 0,171 B.

Так как потенциал окислителя больше потенциала восстановителя, делаем вывод, что реакция протекает слева направо.

Это подтверждают и расчёты, используя формулы (6.1 и 6.2):

ЭДС = Е⁰ (NO₃^–,4H⁺/NO,2H₂O) – Е⁰ (H₂S/S,2H⁺) = 0,957 – 0,171 =
= 0,786 B.

Δ