Читайте также:
|
|
Задание 1. Никель и медь опущены в раствор разбавленной серной кислоты. Какой из металлов будет вытеснять водород из раствора?
Ответ. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (т.е. имеющие отрицательное значение электродного потенциала) вытесняют его из растворов кислот, в которых окислителем являются ионы водорода. Стандартный электродный потенциал никеля имеет отрицательное значение (Е0 Ni2+/Ni0 = -0,25 В), следовательно, Ni0 будет вытеснять водород из раствора кислоты.
Молекулярное уравнение данного процесса: Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2.
Электронные уравнения реакций:
Ni0 - 2e → Ni2+, процесс окисления, Ni0 – восстановитель;
2Н+ + 2е → Н20, процесс восстановления, Н+ - окислитель.
Стандартный электродный потенциал меди имеет положительное значение (Е0 Cu2+/Cu0 = +0,34 В), следовательно, Cu не будет вытеснять водород из раствора кислоты.
Сu + H2SO4→ реакция не идет.
Задание 2. Пластины из кобальта (Cо) погружены одна в растворы сульфата меди(II), другая - сульфата цинка. Укажите, в каком случае будет происходить реакция, напишите электронные уравнения процессов.
Ответ. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли. Кобальт более активный восстановитель, чем медь, т.к. стандартный электродный потенциал Со (Е0 Со2+/Со0 = -0,28 В) меньше стандартного электродного потенциала Cu (Е0 Cu2+/Cu0 = +0,34В). Кобальт будет восстанавливать ионы меди (Cu2+) из раствора сульфата меди.
Молекулярное уравнение реакции: Со + CuSO4 → СоSO4 + Cu.
Электронные уравнения реакции:
Со0 – 2 е → Со2+, процесс окисления, Со -восстановитель;
Cu2+ + 2 е → Cu0, процесс восстановления, Cu2+ - окислитель.
Если же кобальтовую Со пластину погрузить в раствор сульфата цинка, то реакция Со + ZnSО4 не произойдёт. Со менее активный восстановитель (Е0 Со2+/Со0 = -0,28 В), чем Zn (Е0 Zn2+/Zn0 = - 0,76 В), и поэтому не может восстановить Zn2+.
Задание 3. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС цинк-оловянного гальванического элемента, анод которого погружен в 0,1 М раствор собственной соли, катод – в 1 М раствор.
Ответ. Опустим цинковый и оловянный электроды в растворы нитрата цинка и олова соответственно. Схема гальванического элемента изображена на рисунке. Стрелками указаны направления движения электронов и ионов при работе гальванического элемента.
![]() | |||||||
![]() | |||||||
|
|
Из двух металлов цинк более активный, его стандартный электродный потенциал меньше, чем у серебра (Е0 Zn2+/Zn0 = -0,76 В, Е0 Sn2+/Sn0 = - 0,14 В). Следовательно, в этой паре цинк будет анодом, олово – катодом.
Анод (Zn): Zn0 – 2е → Zn2 +, процесс окисления.
Катод (Sn): Sn2++ е→ Sn0, процесс восстановления.
При окислении электроны высвобождаются и по проводнику первого рода перетекают на катод. В результате этого новые порции цинка окисляются, а на оловянном электроде (катоде) восстанавливаются ионы олова из раствора. Таким образом, концентрацияионов Zn2 + в растворе увеличивается, ионов Sn2+ уменьшается. Это влечет за собой перемещение отрицательно заряженных анионов NO3- от катода к аноду. В ходе работы гальванического элемента анод разрушается, масса катода увеличивается, концентрация электролита у анода возрастает, у катода - уменьшается.
Схему гальваническиого элемента можно записать в строчку следующим образом:
Zn | Zn(NО3)2 || Sn(NО3 )2 | Sn.
Величина ЭДС всегда имеет положительное значение и рассчитывается по формуле
ЭДС = Екатода - Еанода,
где Екатода и Еанода - отдельные электродные потенциалы.
Отдельные электродные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста
где Е0 – стандартный электродный потенциал, n – число электронов участвующих в электродном процессе.
ЕZn/Zn2+ = Е0Zn/Zn2+ + = -0,76 – 0,03 = - 0,79 B;
ЕSn/Sn2+ = Е0Sn/Sn2+ + = -0,14 + 0 = -0,14 B
ЭДС = ЕSn/Sn2+ - ЕZn/Zn2+ = - 0,14 – (- 0,79) = 0, 65 В.
Задание 4. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты в приведенной ниже схеме реакции, укажите восстановитель и окислитель, процессы восстановления и окисления.
Na2V4O9 + Zn + HCl → VCl3 + ZnCl2 + +NaCl + H2O.
Ответ. Определяем степени окисления всех элементов в исходных веществах и продуктах реакции.
+ Zn0 + H+1Cl-1 → V+3Cl3 + Zn+2Cl-1 + Na+1Cl-1 + H+12O-2.
Находим элементы, изменившие степень окисления, и записываем электронные уравнения реакций окисления и восстановления:
4V+4 + 4e → 4V+3, процесс восстановления, V+4 – окислитель;
Zn0 - 2e → Zn+2, процесс окисления, Zn0 – восстановитель.
Так как в состав молекулы исходного соединения входят 4 атома ванадия, то в электронном уравнении это необходимо учесть, поставив коэффициент 4 перед V+4 и V+3. Исходя из того, что число отданных и принятых электронов должно быть одинаковым, находим общее число электронов, участвующих в реакции, и коэффициенты у окислителя, восстановителя и продуктов восстановления и окисления. В процессе участвуют 4 электрона, отсюда коэффициенты у окислителя и восстановителя соответственно равны 1 и 2.
Коэффициенты у остальных участников реакции рассчитываем исходя из закона сохранения масс в такой последовательности: у соли, кислоты или основания, воды. В данной реакции ионов Nа+1 в левой части уравнения 2, следовательно, перед NаСl ставим коэффициент 2. Коэффициент перед формулой кислоты находим по числу кислотных остатков в правой части уравнения. Так, число Сl-1 справа – 18, значит перед НСl должен стоять коэффициент 18.
Если среда реакции щелочная, то коэффициент у среды рассчитывается по числу ионов металла, входящего в состав основания, у продуктов реакции. Коэффициент у формулы воды определяется по числу ионов водорода в левой части уравнения. В данном уравнении в левой части 18 ионов водорода, отсюда коэффициент перед формулой воды должен быть равен 9.
Na2V4O9 + 2 Zn + 18 HCl →4 VCl3 + 2 ZnCl2 + 2 NaCl + 9 H2O.
Проверку правильности расчета коэффициентов делаем по кислороду: если все выполнено правильно, то число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое (9 = 9).
Дата добавления: 2015-01-05; просмотров: 118 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |