химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

более высокой степени окисления (Sn4+, Fe3+), и восстановленную форму, образованную ионами более низкой степени окисления (Sn2+, Fe2+). Окисленная форма окислительно-восстановительной пары является окислителем, а восстановленная — восстановителем.

Окислительно-восстановительные потенциалы пар зависят не только от природы восстановителя и окислителя, но и от их концентраций. Так, например, в окислительно-восстановительной паре рез+ | ре2+ активность ионов Fe3+ тем больше, чем выше их концентрация в растворе и чем меньше концентрация ионов Fe2+. Вследствие этого и окислительно-восстановительный потенциал данной

пары возрастает с увеличением отношения т. е. с увеличением

отношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

Окислительно-восстановительный потенциал (Е) в зависимости от различного соотношения между концентрациями окислителя и восстановителя вычисляется по формуле:

Е = ?в + ^1п&ны., (2)

где Е — окислительно-восстановительный потенциал данной пары, А; СОКЛСЛ — концентрация (или, точнее, активность) окисленной формы; Свосст концентрация (или, точнее, активность) восстановленной формы; R — газовая постоянная, равная 8,314 дж\ Т — абсолютная температура (273° -f f), °К; F — число Фарадея, равное 96 500 к (более точно 96 491,4 ±1,1 к); я — число электронов, отдаваемых или получаемых при превращении восстановленной формы в окисленную (или обратно); Е0 — нормальный или стандартный потенциал (измеренный при С0Кисл = Свосст)В случае С0КИсл = СВ0Сст In °ки-л-=0 и тогда в формуле (2) Е = ?0.

Если в формулу (2) подставить числовые значения известных констант и от натуральных логарифмов перейти к десятичным, то при t — 18°С получим:

E = E0 + °^lg^^t (3)

" ^восст

При Т = 298 °К (t = 25°С) уравнение примет вид:

g | 0,059 ^С70КИСД

'ВОССТ

Если в этом уравнении концентрация оксиленной формы больше концентрации восстановленной формы, т. е. СоККсл^> СВОсст> х0 величина потенциала Е будет больше нормального потенциала, т. Е. Е>Е0.

С увеличением отношения ^01фСЛ потенциал Е увеличивается,

^восст

И, НАОБОРОТ, ЕСЛИ В РАСТВОРЕ СоКисл<С Свосст, то Е <^ Е0.

Нормальный окислительный потенциал Fe3+ | Fe2+ = 0,77\в. Если концентрация Fe2+ в 10 раз больше концентрации Fe3+, то окислительный потенциал Fe3+ | Fe24" равен:

р — V ±0'058 — П 771 JL0'058 \а 1 —

= 0,771 +0,058 lgl0'1=0,771 —0,058 = 0,713 в.

Если, например, концентрация ионов Fe2+ в 100 раз больше концентрации Fe3+, то потенциал равен 0,655 е, а при тысячекратном преобладании Fe2+ потенциал равен 0,597 е.

Прибавление к системе Fe3"1" [ Fe2+ фтористого натрия (который с ионами Fe3+ дает комплексный анион) может настолько понизить окислительный потенциал этой системы, что при смешении с раствором иода последний будет играть роль окислителя (ХОТЯ нормальный окислительный потенциал иода ниже потенциала Fe3+ | Fe2+).

Кроме концентрации окислителя и восстановителя, на величину окислительно-восстановительного потенциала оказывает влияние концентрация ионов водорода. Так, например, с увеличением концентрации ионов Н+ окислительно-восстановительный потенциал таких пар, у которых окисленная форма содержит кислород

(MnO~, СгОг, CratD?", AsOr, возрастает, а с уменьшением кон* центрации ионов Н+ падает.

Из приложения 6 видно, что окислительный потенциал кислорода в сильнокислой среде +1,298 б, в слабокислой +0,682 в, а в щелочной +0,401 в. При восстановлении многих окислителей, которые содержат кислород, процесс идет с участием ионов водорода. Поэтому в приложении 6 при восстановлении семи валентного иона марганца до двухвалентного в графе «окислитель» стоит МпО^+ + 8Н+, в графе «восстановитель» Мп2+ + 4Н20.

Для реакции

MnOi + 8Н v + Ье- Mn2f +- 4Н20 окислительный потенциал выражается следующим образом:

р р , 0,058 . [МпР4-] [Н+]«

п — с« ~Г 5 !ё fМп»+] [Н20]* *

Так как концентрация Н20 фактически не изменяется, то уравнение окончательно примет вид:

5 & [Мп2+]

Если в этом уравнении концентрацию заменить на активность, то

или в общем виде

Е==Е f 0,058 { %пОТ •

р р | 0,058 | докисл'Дн+

° "восст

где

«окисл — Явосст и ан+=\ г-ион/л.

Зависимостью окислительного потенциала от концентрации ионов водорода (рН среды) пользуются для фракционного окисления анионов галогенидов до свободных галогенов.

При рН от 5 до 6 перманганат окисляет лишь иодиды до иода (не действуя на бромиды и хлориды), при рН 3 (уксусная кислота) окисляются бромиды (хлориды остаются нетронутыми) и только при значительно более высокой кислотности окисляются хлориды.

Если в окислительно-восстановительной реакции не образуются ионы кислорода и не происходит изменения концентрации, то э. д. с. реакции в кислой и щелочной среде одинакова.

Напротив, если в реакции окисления — восстановления образуются ионы кислорода, то наряду с этой реакцией в кислой среде протекает реакция П02~ +

+ ПТ+ — лн2о.

В щелочной среде реакция окисления — восстановления сопровождается побочными реакциями: nQ2„ +

страница 57
< 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 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123

Скачать книгу "Составление химических уравнений" (2.39Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
купить ручку на окно пвх
ремонт холодильников lg
sho-me drl 806
пищевая нить купить в москве

Рекомендуемые книги

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.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(02.12.2016)