химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

ту равновесия

0,058 — 0^58 '

откуда К = 1033. 162

Большая величина константы показывает, что равновесие этой реакции сдвинуто почти целиком слева направо, а потому CuS хорошо растворяется в разбавленной HN03. Константа равновесия для реакции:

3HgS + 2HN03 + 6HN03 ^ 3S + 3Hg (N03)2 + 2NO + 4H20 может быть вычислена из уравнения:

LGA— 0,058 — 0Щ ^~ lZи /(=1(Г12.

Столь малая величина константы говорит о том, что равновесие этой реакции практически нацело сдвинуто справа налево, т. е. сульфид ртути в противоположность сульфиду меди практически не растворим в разбавленной HN03.

Пользование таблицей окислительно-восстановительных потенциалов и выводы из нее

Значения окислительно-восстановительных потенциалов в таблице (приложение 6) получены для температуры 25°С. С изменением температуры они меняются мало, поэтому ими можно пользоваться для определения направления реакции в обычных условиях. Эти значения действительны для случаев, когда концентрация (или, точнее, активность) растворов в гальванической цепи равна единице (т. е. 1 г-ион1л).

Необходимо иметь в виду следующее:

1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом или ион, понижает, а уменьшение повышает э. д. с. реакции окисления.

2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает, а уменьшение понижает э. д. с. реакции.

3. Значительные энергии гидратации, например Li+ (очень малый ион по размеру) и Са2+, объясняют тот факт, что электродные потенциалы этих металлов более отрицательны, чем у натрия, несмотря на то, что потенциалы ионизации у лития и кальция больше.

Окислительно-восстановительный потенциал фтора

2F~=F2 + 2е~, ? = + 2,87 в

значительно больше, чем хлора

2С1- = С12 + 2бГ, ? = +1,35 в.

Сродство к электрону у них почти одинаково, но теплота гидратации иона фтора равна 575,9 кдж1моль (128 ккал/моль); она значительно больше, чем теплота гидратации иона хлора, равная 406,1 кдж1моль (97 ккал/моль), так как ион F- гораздо меньше иона С1~. Теплота диссоциации фтора равна 153,2 кдж/моль (36,6 ккал/моль), тогда как для хлора она значительно больше и составляет 239,4 кдж/моль (57,2 ккал/моль).

4. Окислительно-восстановительные потенциалы относятся только к реакциям в водных растворах при температуре ~ 25° С. В реакциях твердых тел при высокой температуре, например

2А1 + Fe203 -> А1203 + 2Fe

наиболее существенными факторами являются не теплоты гидратации, а энергии решеток, энергии диссоциации, потенциалы ионизации и сродство к электрону. Указанные величины при высоких температурах могут иметь значения, сильно отличающиеся от значений при комнатной температуре.

Вещества (атомы, молекулы, ионы), находящиеся в левой части уравнения (приложение 6), имеют более низкую степень окисления по сравнению с веществами, расположенными в правой части уравнения. Поэтому атомы, молекулы и ионы в левой части уравнения электродного процесса, могут проявлять восстановительные свойства, а в правой части — принимать определенное число электронов (указанное в правой части уравнения), проявляя окислительные свойства.

Атомы, молекулы и ионы, отдающие электроны, окисляются, а принимающие их — восстанавливаются.

Например: Mg -f Fe2' Mg2+ + Fe

Mg + 2H+^Mg2+ + H2 Mg + Cu^-^Mg^ + Cu 2Ni + 02 + 2H20 -> 2Ni (OH), Cu + 2Au+^Cu2+ + 2Au H2 + Hg2+ 2H+ -f Hg Sn + 2Ag+ -> Sn24" + 2Ag 2Zn + 02 + 4H+ 2Zn2+ + 2H20

Чтобы найти э. д. с. реакции, нужно из потенциала окислителя вычесть потенциал восстановителя.

Для приведенных выше реакций з. д. с. соответственно таковы:

э. д. с. = — 0,44 — (—2,36)= 1,92 в,

э. д. с. = 0,00 — (—2,36) = 2,36 в,

э. д. с. = + 0,34 — (—2,36) = 2,70 в,

э. д. с. = + 0,40 — (—0,25) = 0,64 в,

э. д. с. = +1,69 — (+0,34) = 1,35 в,

э. д. с. = + 0,85 — (0,00) = 0,85 в,

э. д. с. я^ + 0,8- -(—0,136) = 0,936 в,

э. д. с. = +1,23 — (—0,76) = 1,99 в.

Дадим некоторые выводы из таблицы окислительно-восстановительных потенциалов.

1. Металлы и ионы с нормальными окислительно-восстановительными потенциалами, меньшими потенциала водорода (?0 = 0,000),

выделяют водород из кислот, а металлы и ионы с потенциалами,

большими ?2н+1 н2, не вытесняют водород из кислот.

Например:

Sn + 2H+->Sn2++H2, э. д. с. = 0,00 — (—0,136) =0,136 в, 2Сг2+ + 2Н+ -> 2Сг3+ + Н2, з. д. с. = 0,00 —(—0,41) = 0,41 в, Си + 2Н+ -> реакция не пойдет, э. д. с. = 0,00 —(+ 0,337) =

= —0,337 е.

2. Металлы и ионы с потенциалом меньше потенциала какоголибо другого металла (или иона) вытесняют последний из его солей

или восстанавливают катион соли до низшей степени окисления.

Например:

Mg + NiCl2 -> Ni + MgCl2, э. д. с. = — 0,25 — (— 2,34) = 2,09 в, Fe + 2FeCl3->FeCl2 + 2FeCl2, э. д. с. = + 0,77 — (—0,44)= 1,21*.

3. Наиболее сильные восстановители — атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Наиболее слабые восстановители — «благородные» металлы и ионы галогенов (за исключением иона иода).

4. Наиболее сильные окислители — нейтральные атомы галогенов, и

страница 61
< 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
телевизор tcl l65p2us
шкафы для картотеки для амбулаторных карт москва
матрас орматек миллениум
не заряжается аккумулятор моноколеса kingsong

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
(20.11.2017)