Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)





УРОВЕНЬ В

Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

KCrO2 + Br2 + KOH → KBr + K2Cr2O7 + H2O

Определить массу KCrO2, необходимую для взаимодействия с

Г брома.

Дано: Уравнять реакцию и указать окислитель и восстановитель. -?

РЕШЕНИЕ:  

 

КCr+3O2 + Br20 + KOH = KBr + K2Cr2+6O7 + H2O

восст. окисл. среда

НОК ДМ

окисл-ль Br20 + 2ē = 2Br - 3

восст-ль Cr+3 - 3ē = Cr+6 2

3Br20 + 2Cr+3 = 6Br + 2Cr+6

2KCrO2 + 3Br2 + 6KOH → 6KBr + K2Cr2O7 + 3H2O

Согласно уравнению реакции 2 моль KCrO2 реагирует с 3 моль Br2, т.е.

– 3М 2·123 г/моль - 3·160 г/моль

- - 4 г.

= = 2,05 г

Ответ: окислитель – Br2, восстановитель – KCrO2, = 2,05г.

2. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель:

H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Определить cэк2S), если на взаимодействие с 3,16 г KMnO4 израсходовано 200 см3 раствора H2S.

Дано: 3,16 г = 200 см3
Уравнять реакцию, указать окислитель и восстановитель, определить

РЕШЕНИЕ:

 

 

H2S-2 + KMn+7O4 + H2SO4 = S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

восст. окисл. cреда

НОК ДМ

восст-ль S-2 - 2ē = S0 5

окисл-ль Mn+7 + 5ē = Mn+2 2


5S-2 + 2Mn+7 = 5S0 + 2Mn+2

Переносим полученные коэффициенты в молекулярное уравнение:

5H2S + 2KMnO4 + H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

Подсчитываем количество H2SO4 необходимое для получения 2 моль MnSO4 и 1 моль K2SO4. Для этого необходимо 3 моль H2SO4:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O

Уравниваем количество водорода и кислорода (8Н2О):

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

По закону эквивалентов nэк(H2S) = nэк(KMnO4)

= , г/моль

где - число электронов, принятых одной молекулой KMnO4.

= г/моль

·0,2 = = 0,1

= = 0,5 моль/л

Ответ: окислитель - KMnO4, восстановитель - Н2S,

3. Определить направление протекания реакции:

а) KI-1 + Cu+2Cl2 <=> Cu+Cl + KCl + I20

б) KI-1 + Fe+3Cl3 <=> Fe+2Cl2 + KCl + I20

Расставить коэффициенты, указать окислитель и восстановитель.

Вычислить константу равновесия реакции при стандартных условиях.

Дано: Уравнение реакции
Уравнять реакцию и указать окислитель и восстановитель. Определить направление протекания реакции. Кс - ?

РЕШЕНИЕ:

а) Для того, чтобы определить направление протекания окислительно-восстановительной реакции, надо сопоставить силу окислителей для следующих полуреакций (см. таблицу)

 

 

Cu2+ + e- = Cu+ φ = +0,15 B

I2 + 2e- = 2I- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет I2 , поскольку φ > φ .

I2 находится в продуктах реакции, следовательно, реакция будет протекать справа налево т.е. реально протекающей будет реакция:

CuCl + KCl + I2 <=> KI + CuCl2

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

Cu+1Cl + KCl + I20 = Cu+2Cl2 + KI-1

НОК ДМ

Cu+1 - e- = Cu+2 2

I + 2e- = 2I-1 1

I20 + 2Cu+1 = 2Cu+2 + 2I

2CuCl + 2KCl + I2 <=> 2KI + 2CuCl2

ΔrG0(298K) = -z·F·ε˚ (9.1)

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚ок - φ˚восст (9.2)

ε˚ = = 0,54-0,15 = 0,39В

ΔrG0(298K) = -2·96500·0,39 = -75270 Дж,

= 1,66·1013.

Ответ: окислитель - I2; восстановитель – CuCl, приведенная в условии задачи реакция (а) протекает справа налево, КС =1,66·1013.



б) Из таблицы определяем стандартные электродные потенциалы окислителей для реакции

KI + FeCl3 <=> FeCl2 + KCl + I2

Fe3+ + e- = Fe+2 φ = +0,77 B

I2 - 2e- = 2I- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет Fe+3 , поскольку φ > φ .

Fe+3 находится в исходных веществах, следовательно, реакция будет протекать слева направо т.е. реально протекающей будет реакция (б), приведенная в условии задачи:

KI + FeCl3 <=> FeCl2 + KCl + I2

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

KI-1 + Fe+3Cl3 = Fe+2Cl2 + KCl + I20

НОК ДМ

I-1 - e- = I0 1 2

1 2

Fe+3 + e- = Fe+2 1 2

I-1 + Fe+3 = Fe+2 + I0

Поскольку после реакции образуется четное число атомов иода, значения НОК и ДМ удваиваем.

2KI + 2FeCl3 <=> 2FeCl2 + 2KCl + I2

ΔrG0(298K) = -z·F·ε˚ (9.1)

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚ок - φ˚восст (9.2)

ε˚ = 0,77-0,54 = 0,23В

ΔrG0(298K) = -2·96500·0,23 = -44390 Дж,

= 6,3·107.

Ответ: окислитель – FeCl3 ; восстановитель – KI, реакция протекает слева направа, Кс =6,3·107.

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.

УРОВЕНЬ В

1. Составить схему гальванического элемента (ГЭ), образованного цинковым электродом, погруженным в 1М раствор хлорида цинка, и хромовым электродом, погруженным в 1·10-3М раствор хлорида хрома (III). Рассчитать напряжение ГЭ, написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции.

Дано:   ε - ?

РЕШЕНИЕ: Для составления схемы ГЭ необхо-димо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По таблице 11.1 определяем стан-дартные электродные потенциалы металлов:

= - 0,76 В, = - 0,74В.

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl-.

= ∙α∙ = 1∙1∙1 = 1 моль/л,

α = 1 (ZnCl2 – сильный электролит), = 1, поскольку условия стандартные = -0,76В.

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению:

CrCl3 = Cr3+ + 3Сl-

= ∙α∙ = 10-3∙1∙1 = 10-3 моль/л,

α = 1 (CrCl3 – сильный электролит), = 1, поскольку условия отличны от стандартных, рассчитываем электродный потенциал хрома:

= + = -0,74 + lg10-3= -0,80В

Так как < , то в ГЭ анодом будет являться хром, катодом – цинк.

 

Составляем схему ГЭ:

А (-) Cr │ CrCl3 ││ ZnCl2 │ Zn (+) K

 

А (-) Cr │ Cr3+ ││ Zn2+ │ Zn (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции:

НОК ДМ

На A(-)Cr – 3ē = Cr3+ 2

На К(+)Zn2+ + 2ē = Zn 3


2Cr + 3Zn2+ = 2Cr3+ + 3Zn - суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции

2Cr + 3ZnCl2 = 2CrCl3 + 3Zn - суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции.

Рассчитываем напряжение ГЭ:

= - = -0,76-(-0,80)= 0,04В

Ответ: ε = 0,04В.

2. Составить схему ГЭ, в котором протекает химическая реакция Fe + Ni2+ = Fe2+ + Ni. Написать уравнения электродных процессов. На основании стандартных значений энергий Гиббса образования ионов ∆fG0(298К, Men+) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298К.

fG0 (298 К, Ni2+) = - 64,4 кДж/моль;

fG0 (298 К, Fe2+) = - 84,94 кДж/моль.

Дано: ΔfG0(298K, Ni2+) = -64,4 кДж/моль ΔfG0(298K, Fe2+) = -84,94 кДж/моль Т = 298 К ε0 - ? Кс - ? РЕШЕНИЕ: На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:

НОК ДМ

На A(-)Fe – 2ē = Fe2+ 1 - окисление

На К(+)Ni2+ + 2ē = Ni 1 - восстановление

 

Анодом ГЭ является электрод, на котором происходит процесс окисления. Катодом – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Тогда в рассматриваемом ГЭ анодом будет являться железо, катодом – никель.

Составляем схему ГЭ:

А(-) Fe │ Fe2+ ║ Ni2+ │ Ni(+)K

Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ:

rG0 (298 К) = - z∙F∙ε0,
= ∆fG0 (298 К, Fe2+) - ∆fG0 (298 К, Ni2+) =
= -84,94-(-64,4) = -20,54 кДж,

ε0 =

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (Кc).

= - 2,303∙R∙T∙lgKc;

lgKс =

Kс = 103,6 = 3981

Ответ: ε0 = 0,106В, Kс = 3981.

3. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см2 с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

а) Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0,5 см3 газа (н.у.).

б) Вычислить весовой и глубинный показатели коррозии, если за 120 минут потеря массы железной пластинки составила 3,7∙10-3 г. Плотность железа равна 7,9 г/см3.

РЕШЕНИЕ:

По таблице 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля:

= - 0,44В, = - 0,26В.

Так как < , то анодом коррозионного ГЭ будет являться железо, катодом – никель.

Составим схему коррозионного ГЭ:

А (-) Fe │ HCl │ Ni (+) K

или

А (-) Fe │ H+ │ Ni (+) K

Cоставляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A Fe – 2ē = Fe2+

На К 2Н+ + 2ē = Н2

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

а)

Дано: τ = 40 мин V(газа) = 0,5 см3 S = 20 см 2   KV -? Km - ?

Рассчитываем объемный показатель коррозии KV по формуле: KV = , см32∙час. При расчете KV принимаем: S – [м2], τ - [час], V(газа) – [см3].

Из уравнения суммарной реакции процесса коррозии следует, что при коррозии выделяется водород.

Следовательно, V(газа) = .

Тогда, KV = = 375 см32∙час.

10-4 – коэффициент пересчета, см2 в м2.

Рассчитываем весовой показатель коррозии Km по формуле:

Km = , г/м2∙час.

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

Следовательно:

Мэк(Ме) = Мэк(Fe) = =28 г/моль,

= 11200 см3/моль.

Km = = 0,94 г/м2∙час.

Ответ: KV = 375 см32∙час, Km = 0,94 г/м2∙час.

б)

Дано: τ = 120 мин = 3,7·10-3 г. S = 20 см 2 ρFe = 7,9 г/см3   Km - ? П -?

Рассчитываем весовой показатель коррозии Km по формуле: Km = , г/м2∙час. Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла .  

При расчете Km принимаем: - [г]; S – [м2], τ - [час].

Тогда: Km = = = 0,925 г/м2∙час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле:

П = = мм/год.

Ответ: Km = 0,925 г/м2∙час, П = 1,03 мм/год.

 

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1. Процессы протекающие на катоде при электролизе водных растворов

В Катио-ны в вод- ном рас- творе Зоны Процессы на катоде
-3,02 -2,99 -2,93 -2,92 -2,90 -2,89 -2,87 -2,71 -2,34 -1,67 Li+, Rb+, Cs+ K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+ I Катионы этих металлов на катоде не восстанавли-ваются, а концентри-руются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды: 2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2
-1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13 Mn2+, Zn2+, Cr3+, Fe2+, Cd2+, Co2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+ II На катоде параллельно протекают два процесса: Меn+ + nē = Me 2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2
0,00 Н+   При электролизе кислоты 2Н+ + 2ē = Н2
+0,20 +0,23 +0,34 +0,80 +0,83 +0,85 +1,20 Sb3+, Bi3+, Cu2+, Ag+, Pd2+, Hg2+, Pt2+ III Восстанавливаются только ионы этих металлов Меn+ + nē = Me  

 

 

Таблица 11.2. Последовательность окисления анионов на инертном аноде в водном растворе.

Очередность окисления анионов Процессы окисления на аноде.
1. Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl-, Br-, J-, S2-, и др.) Например: 2Cl- -2ē = Cl2
2. Окисляются ОН- ионы 4ОН- -4ē = О2 + 2Н2О
Если в водном растворе присутствуют анионы кислородсодержащих кислот ( , , , и др.), то они на аноде не окисляются, а концентрируются в околоанодном пространстве (анолите). На аноде окиcляются только молекулы воды. 2H2O - 4е = О2+4H+

Примечание. Если анод изготовлен из металлов II или III зоны (растворимый анод), то при электролизе протекает только процесс его растворения Мe0 – nē = Men+

 

 

УРОВЕНЬ В

Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2А. Температура 298К, давление 99 кПа.

Дано: Электролит: K2SO4 τ = 4 ч Т = 298 К I = 2 A Р = 99 кПа Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. (катод) - ? 3. (анод) - ? РЕШЕНИЕ K2SO4 = 2K+ + Схема электролиза: K(-) A(+) (инертный) K+ 2H2O + 2ē = 2H2O - 4ē = = H2 + 2OH- = О2 + 4H+ На катоде выделяется H2, на аноде выделяется О2 По закону Фарадея объемы водорода и кислорода, выделившиеся при (н.у.):

= = 3,34 л.

где = 11,2 л/моль.

F = 96500 Кл/моль, если τ – cек,

F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – час.

= = 1,67 л,

где = 5,6 л/моль, т.е. = 2

Объем водорода при заданных условиях отличных от нормальных определяем из уравнения:

,

откуда: = = 3,73 л

Объем кислорода при заданных условиях:

= 1/2 = 1,865 л.

Ответ: 3,73 л водорода, 1,865 л кислорода.

 

2.Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см2, необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8А и выходе по току 98%, если толщина покрытия 0,15 мм. Плотность меди – 8,9 г/см3.

 

Дано: Электролит: CuCl2 S = 100 см2 h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρCu = 8,9 г/см3 Анод медный Схема электролиза-? Время электролиза, τ -? РЕШЕНИЕ CuCl2 = Cu2+ + 2Cl- Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu2+ + 2ē = Cu Cl- H2O H2O Cu – 2ē = Cu2+ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. ВТ= ; mCu(факт) =mCu(теор)·ВТ

По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде равна:

mCu(факт) = .

Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:

mCu(факт) = S∙h∙ρ (г), где S – см2, h – см, ρ – г/см3.

S∙h∙ρCu = ,

откуда
τ = 1,43 часа,

где Mэк(Cu) = = 32 г/моль

F = 26,8 – А∙ч/моль,

10-1 – коэффициент пересчета мм в см.

Ответ: 1,43 часа.

 

3. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см3 этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение 25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100%.

Дано: Электролит: AgNO3 I = 4 A = 75 см3 τ = 25 мин Анод инертный Схема электролиза-? - ? РЕШЕНИЕ AgNO3 = Ag+ + Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ag+ + ē= Ag H2O 2H2O - 4ē = О2 + 4H+ На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О2.

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO3:

=

По закону эквивалентов: nэк(AgNO3) = nэк(Ag),

nэк(Ag) = ,

где mAg – масса серебра, выделившегося при электролизе с учетом 100 % выхода по току.

mAg = , откуда

= = nэк(Ag) = nэк(AgNO3)

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO3:

= = 0,83 моль/л.
где τ – c, F – 96500 Кл/моль, Vр-ра – л.

60 – коэффициент пересчета мин. в сек.

10-3 – коэффициент пересчета см3 в л.

Ответ: = 0,83 моль/л.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.