химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

ктродный потенциал свинца, опущенного в раствор его соли с активностью ионов РЬ2Н" 0,001 моль/л,

Вычислим электродный потенциал по формуле

где Е — электродный потенциал металла при данной концентрации ионов; Е0 — нормальный электродный потенциал металла; п — заряд иона металла; с — концентрация (активность) ионов в растворе.

Я = — 0,126 + ^^-Igl ? 10 3. ?• = — 0,126+ (—0,087) == — 0,213 в.

Пример 9. Определить э д. с. элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1 М раствор Zn(N03)2, и свинцовым электродом, опущенным в 5 М раствор Pb(N03)2.

Найдем потенциал цинкового электрода:

?Zn==-0,76 + ^lgO,l=-0,79 в.

Найдем потенциал свинцового электрода:

ЕРЪ = ~0,126 + ^^lg5~ — 0,106 е. Определим э. д. с. элемента

э. д. с. = — 0,106 — (—0,79) = 0,684 в.

Пример 10. Выяснить, окислится ли ион Сг3+ в Сг20?" анионом N03~ с восстановлением последнего до NO.

Найдем (приложение 6) потенциал для полуэлемента, в котором протекает следующий окислительно-восстановительный процесс:

Шз + 4Н+ + ЗЕ~ ^ NO + 2Н20 Е0 = 0,96 в,

для другого полуэлемента

Сг20?- + 14Н+ + бе ^ 2Сг + 7Н20 EQ •— 1,33 в.

Вычислим э. д. с. реакции:

э. д. с. =0,96— 1,33 = —0,37 в.

Данная реакция невозможна, так как ион Сг207~ является более сильным окислителем, чем ион N03. В гальваническом элементе из этих двух полуэлементов электроны передвигались бы от NO к Сг20?~.

Таким образом, HN03 соли трехвалентного хрома не окисляет; напротив, НгСг207 (и ее соли) окисляет NO в HN03.

Ш

Рассмотрение окислительно-восстановительных процессов показывает, что в реакции окислитель (Окисл.х) * после окисления восстановителя превращается в восстановитель (Восст.i), а восстановитель (Восст.2), окисляясь, переходит в окислитель (Окисл.2), например:

6Мп04-+ 10Cr3+4- HH2Ozt6Mn2+ + 5Cr2Of- + 22H+

Окислу Восст.2 Восст.х Окисл.2

Ч1„о;1Мп2+= + 1'51 «?«СггОГ12Сг3+=+1'33вПриведенная реакция будет практически протекать слева направо, так как F \ F

ОКИСЛ.1 окисл.2"

Окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.

Так, например, реакция окисления — восстановления

Sn2+ + 2Fe3f -> Sn4+ + 2Fe2V

практически протекает слева направо, так как ?0 sn*+1 sn*+=

= + 0,15 в < ?0Fe3+ J Fe2^— + 0,77 в

реакция Cu _|_ Fe2+ -> Cu2+ _|_ pe

наоборот, протекает справа налево, так как E0Fe*+ \ Fe= = — 0,44 в < ?0cu»f | cu = + 0,34 в.

Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций в первую очередь (как правило) протекает та, которая имеет наибольшую разность окислительно-восстановительных потенциалов.

Пользуясь приложением 6, можно не только предсказать, пойдет ли в выбранном направлении окислительно-восстановительная реакция, но и определить, какова будет ее э. д. с.

Константа равновесия. В некоторых случаях надо знать не только направление окислительно-восстановительной реакции, но и насколько полно она протекает. Так, например, в количественном анализе можно опираться только на те реакции, которые практически протекают на 100% (или приближаются к этому).

Степень протекания реакции слева направо определяется константой равновесия. Для реакции

Zn + CuS04 = Cu + ZnS04

и ли Zn 4- Cu2+ 7* Zn2+ 4- Cu

согласно закону действия масс, можно записать:

К

^Cu2+

где К — константа равновесия, показывающая, каково соотношение между концентрациями ионов Zn2V и Cu2V при равновесии.

Константу равновесия определяют следующим образом. В уравнение (3) (стр. 152) подставляют значения нормальных потенциалов пар Zn J Zn24" и Си ] Си2+ и находят:

?0zn|Zn2+ = — 0,76+ ^^-lgCZn2+ Е0 cu | си*+ = + 0,34 + ^ IgСсиз+

При равновесии ?0zn \ zn*+ - ?0cu f cu^0,76 + Щ*- lg Czn2+ = + 0,34 + ^ lg CCu*+,

откуда

или

^ Ig CZ„2+ - ^ lg CCu2+ - 0,34 - (- 0,76),^Г C z"2+ - tecCu-+) = 0,34 - (- 0,76),

UK — \E °ZN3+ — [Q>34 —(— 0,76)] -2_ 2,2 _

1Ё CCU2B 0,058 0,058 — JO*

или

Константа равновесия показывает, что цинк вытесняет из CuSOd ионы меди до тех пор, пока в растворе концентрация ионов Си2+ не станет в 1038 раз меньше, чем концентрация ионов Zn2+. Это значит, что рассматриваемая реакция практически идет до конца.

Если, например, концентрация Си2+ в начале реакции равна 0,1 ж, то при равновесии Си2"1" будет 0,1 — ху в то время как концентрация Zn2+ будет х.

Решая уравнение Q Г _х= Ю38, находим, что концентрация при

равновесии очень близка к 0,1 ж.

Однако, если бы мы могли изменить соотношение взаимодействующих компонентов так, чтобы оно стало больше 1038, т.е.

^—~>1038 или Ссиа+<С юзе > тогда реакция пошла бы справа

налево (т. е. в обратном направлении).

Константа равновесия для любых окислительно-восстановительных процессов может быть вычислена, если известны окислительно-восстановительные потенциалы частных реакций.

Константа равновесия связана с окислительно-восстановительными потенциалами общей формулой:

где К — константа равновесия реакции; Е'0 и Е'0'— нормальные потенциалы (

страница 59
< 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
mis обеденный стол 4.4
круглые световые панели на потолок
купить сковороду гриль газ в казани
эл.привод ast04

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
(24.03.2017)