Направление окислительно-восстановительных реакций
ЗАДАЧИ
161. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М растворы собственных солей. Напишите уравнения электродных реакций.
162. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из цинкового и магниевого электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01 М растворы собственных солей, соответственно. Напишите уравнения электродных реакций
163. Какой электрод – алюминиевый или кадмиевый является катодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.
164. Какой электрод – золотой или серебряный анодом при стандартных условиях. Ответ подтвердите расчетом Э.Д.С гальванического элемента и электродными реакциями.
165. Расставьте следующие металлы в порядке ослабления их восстановительных свойств: Mn, Sr, Na, Cu, Pb, Cd. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.
166. Расставьте следующие металлы в порядке усиления их восстановительных свойств: Sn, Cr, Zn, Au, Mg, Ca. Ответ мотивируйте, используя для этого стандартные электродные потенциалы.
167. Какой металл в паре играет роль катода при стандартных условиях и почему:
Мg – Cu; Sr - Co; Ag – Ba; AI – V.
168. Какой металл в паре играет роль анода при стандартных условиях и почему:
K – Ca; Cu - Ni; Zn – Sn; Cd – Cr.
169. Рассчитайте Э.Д.С гальванического элемента, составленного из медного и свинцового электродов, погруженных в 0,1 М и 0,01М , растворы собственных солей, соответственно.
170. Составьте гальванический элемент, составленный из водородного и кадмиевого электродов. Концентрация потенциалопределяющих ионов равна 1 моль/л, давление газообразного водорода 1 атм. Какую роль в этом ГЭ играет водородный электрод? Составьте уравнения электродных реакций.
171. Назовите три металла, которые при стандартных условиях в паре с кальциевым электродом будут выполнять роль анода. Ответ мотивируйте.
При работе гальванического элемента электрохимическая система с более высоким(+) значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким - в качестве восстановителя.
Реакция Окисл1 + Восст.2 = Восст.1 + Окисл.2
Гальванический элемент Pt │ Окисл.1 │ Восст1 ║ Восст2│ Окисл.2 │ Pt
φ1 φ2
Как для любых самопроизвольно идущих процессов, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса, ∆G<0. Таким образом, при непосредственном взаимодействии окислителя и восстановителя реакция будет протекать в том же направлении. Дляопределения направленияокислительно-восстановительных процессов используются окислительно-восстановительные потенциалы, значения которых получают измерением Э.Д.С. гальванического элемента, схема которого представлена выше. Если φ1 > φ2 , то реакция идет →, если φ1 < φ2 , то в обратную сторону ←.
φ1 ,, φ2 окислительно - восстановительные потенциалы систем 1 и 2.. Их значения рассчитывается по уравнению Нернста:
φ1 = φо + RT ln окисл1 = φо + 0,059 lg окисл1
nF восст1 n восст1
φо -стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы (или редокс потенциал). Из уравнения видно, что φ0 = φ1 при концентрации окислителя и восстановителя в растворе 1 моль/л. Значения φ0 определяются измерением Э.Д.С гальванического элемента, составленного из редокс пары и стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным 0. Е = φ1 - φ2 .
Pt │ окисл1+восст1 ║ Н+ ( H2SO4 ) │H2 │Pt
φ1 φ2 =0
Значения стандартных окислительно – восстановительных потенциалов некоторых систем представлены в таблице. Чем больше положительное значение стандартного потенциала редокс пары, тем сильнее выражены окислительные свойства ее. Например, Fe+3 +e = Fe+2 φº (Fe+3 / Fe+2) = 0,77 в.
окисл. восст.
Mn+7 +5e (H2SO4) = Mn+2 φº (Mn+7/Mn+2) = 1,56 в.
окисл. восст.
Из двух окислительно-восстановительных реакций: 1). Fe+3 + Mn+2 (H2SO4) = Fe+2 + Mn+7 ,
2) Fe+2 + Mn+7(H2SO4) = Fe+3 + Mn+2
пойдет самопрозвольно реакция (2), т.к φº (окисл) - φº(восст) = φº (Mn+7/Mn+2) - φº (Fe+3 / Fe+2) = 1,56-0,77>0.
Очевидно, что окислитель Mn+7 сильнее окислителя Fe+3, тогда как восстановитель Fe+2 сильнее восстановителя Mn+2.
Пример 1. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции
2NaCl + Fe2(SО4)3 = 2FeSО4 + Cl2 + Na2SО4 .
Решение. Запишем уравнения электронного баланса и стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции :
Cl2 + 2е- = 2Сl-, φ1º = 1,36 В;
Fe3+ + е- = Fe2+, φ2º = 0,77 В .
Поскольку φ1º > φ2º , то окислителем будет служить хлор, а восстановителем - ион Fe2+; рассматриваемая реакция будет протекать справа налево.
В последнем примере стандартные электродные потенциалы взаимодействующих электрохимических систем существенно различались, так что направление протекания процесса однозначно определялось значениями φº при любых практически достижимых концентрациях реагирующих веществ. Однако в тех случаях, когда сравниваемые значения φº близки, направление протекания процесса может изменяться в зависимости от концентраций участников реакции.
Пример 2. Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции
2Hg + 2Ag+ = 2Ag + Hg22+
при следующих концентрациях (в моль/л) участвующих в реакции ионов:
a) См(Ag+) = 10-4 моль/л , См(Hg22+) = 10-1моль/л; б) См(Ag+) = 10-1моль/л , См(Hg22+) = 10-4моль/л.
Решение. Выпишем значения стандартных электродных потенциалов взаимодействующих электрохимических систем:
Hg22+ + 2e- = 2Hg, φ1º = 0,79 В;
Ag+ + е- = Ag, φ2º = 0,80B.
Теперь вычислим значения электродных потенциалов при указанных в условиях задачи концентрациях.
a) φ1 = φ1º + 0,059/2* lg См(Hg22+) = 0,79 + 0,030 lg 10-1 = 0,79 - 0,03 = 0,76 В;
φ2 = φ2º + 0,059 lg См(Ag+) = 0,80 + 0,059 lg10-4 = 0,80 - 0,24 = 0,56 В.
В данном случае φ1 > φ2, реакция будет протекать справа налево.
б) φ1 = 0,79 + 0,030 lg10-4 = 0,79 - 0,12 = 0,67 В;
φ2 = 0,80 + 0,059 lg10-1 = 0,80 - 0,06 = 0,74 В.
Теперь φ1 < φ2, и реакция протекает слева направо.