![]() |
|
|
Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химиициала у полуреакции окисления сернистой кислоты, то это вещество и будет являться наиболее сильным восстановителем. Протекание окислительно-восстановительной реакции в данном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал восстановления используемого окислителя больше потенциала окисления используемого восстановителя. Пример 2. Определить, можно ли использовать в стандартных условиях соли железа (III) для окисления ионов F", Br- и I- до простых веществ? Ответ подтвердить расчетами. Решение: 1. Находим значения Е° полуреакций: ?°/2,. = <Х53 В; EBrJ/2Br - = 1,08 В; E'/2F -= 2,85 В; E^+i ре2+= 0,77 <. 2. Поскольку значение EF 3+ , 2+ больше значения EI0 /2I-, то ионы гс / re 12 / 2I Fe способны окислить ионы I до простого вещества I2. Следовательно, из указанных анионов только ионы I" будут окисляться ионами железа (III). Любая ОВР всегда протекает в том направлении, которому соответствует положительное значение разности потенциалов окислителя и восстановителя. Однако необходимо помнить, что в данном направлении реакция протекает практически необратимо при разности потенциалов АЕ, большей либо равной 0,4 В. Если же разность потенциалов АЕ оказывается меньше 0,4 В, то ОВР протекает обратимо и направление реакции определяется условиями ее проведения. Пример 3. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции: SnCl4 + 2FeCl2 < SnCl2 + 2FeCl3. Решение: 1. Находим значения Е полуреакций: ^,22+ = 0,15 В EFV/F.2+ = 0,77 В. 2. Поскольку значение E полуреакции с участием ионов железа больше значения Е полуреакции с участием ионов олова, то ионы Fe3+ будут окислять ионы Sn2+ с образованием ионов Fe2+ и Sn4+. Это соответствует протеканию указанной реакции справа налево. Из всех возможных ОВР наиболее вероятной будет та реакция, которой соответствует максимальное значение разности потенциалов используемых окислителя и восстановителя. Пример 4. Используя значения полуреакций, определить наиболее вероятный продукт восстановления иодат-ионов сернистой кислотой: а) IO- + 6H+ + 6ё : I" + ЗН2О, E = 1,08 В; б) IO- + 6H+ + 5ё : 1/2I2 + ЗН2О, E = 1,19 В; в) IO- + 5H+ + 4ё : HIO + 2H2O, E0 = 1,14 В; г) SO4- + 4H+ + 2ё : H2SO3 + H2O, E = 0,17 В. Решение: 1. Поскольку значение потенциала полуреакции «г» меньше значений потенциалов полуреаций «а», «б» и «в», то сульфит-ионы будут являться восстановителями по отношению к иодат-ионам. 2. Для каждой из полуреакций «а», «б» и «в» найдем разность между ее потенциалом и потенциалом полуреакции «г»: Е°(а) - Е°(г) = 1,08 В - 0,17 В = 0,91 В; Е°(б) - Е0(г) = 1,19 В - 0,17 В = 1,02 В; Е0(в) - Е0(г) = 1,14 В - 0,17 В = 0,97 В. 3. Видно, что максимальное значение соответствует разности между потенциалами полуреакций «б» и «г». Следовательно, сернистая кислота будет восстанавливать иодат-ионы до свободного иода. Чем больше значение АЕ реакции, тем больше значение константы химического равновесия и тем сильнее оно смещено в сторону образования продуктов. Пример 5. Рассчитать значение константы химического равновесия для реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в сернокислом растворе, в котором концентрации всех потенциало-пределяющих ионов равны 1 моль/л. Решение: 1. Составим уравнение данной ОВР, расставим коэффициенты методом электронного баланса и найдем значение n. 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 : 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Mn+7 + 5ё : Mn+2 1 2 Fe+2 - ё : Fe+3 5 10 Из уравнений электронного баланса видно, что число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, т. е. число n равно 5. Найдем значения потенциалов полуреакций окисления ионов железа (а) и восстановления перманганат-ионов в кислой среде (б): а) EF°e3+/Fe2+= 0,77В ; б) EMiO-/ ^2+= 1,51В. 2. Рассчитаем значение реакции: АЕ0 = ЕЛ° O- M 2+ - EF0 3+ /F 2+ = 1,51 В - 0,77 В = 0,74 В. MnO-/ Mn2+ Fe3+/ Fe2+ ' ' '
Такое огромное значение константы равновесия свидетельствует о том, что данная реакция протекает слева направо практически необратимо. Влияние различных факторов на направление протекания окислительно-восстановительных реакций Окислительно-восстановительная реакция протекает в том направлении, в котором осуществляется полуреакция с более высоким значением потенциала. Поэтому факторы, влияющие на величину потенциала, оказывают влияние и на направление протекания ОВР. К таким факторам относятся: 1) концентрация потенциалопределяющих ионов; 2) величина рН раствора; 3) температура раствора; 4) величина ПР малорастворимого продукта реакции; 5) Величина константы нестойкости образующегося комплексно- го иона. Рассмотрим характер влияния каждого из этих факторов на направление протекания ОВР: Влияние концентраций потенциалопределяющих ионов Изменяя значения концентраций ионов в растворе, можно изменить направление протекания ОВР. Пример 6. Определить направление протекания реакции Sn0 + Pb2+ < Sn2+ + Pb0< |
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 |
Скачать книгу "Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химии" (1.12Mb) |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [прайс-листы] [форум] [обратная связь] |
|
Введение в химию окружающей среды. Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.
Химия и технология редких и рассеянных элементов. Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В
третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.
|
|