Составление электронных и молекулярных уравнений реакций. Уравнение Нернста (Nernst)
Решение задач по химии на составление электронных и молекулярных уравнений реакций окисления
Задание 241.
В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый цинковую пластинку, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы цинка, меди и серебра соответственно равны -0,76 В, +0,34 В и +0,80 В. Исходя из того, что цинк имеет более электроотрицательный потенциал, чем медь, то между цинком и медным купоросом проходит реакция (цинк вытесняет медь из соли), и раствор соли при этом обесцвечивается, так как образуется бесцветный сульфат цинка:
Zn0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Серебро, имея более электроположительный потенциал, чем медь не способно вытеснять ионы меди из сульфата меди, поэтому раствор медного купороса, с опущенной в него серебряной пластинкой, не обесцвечивается.
Задание 242.
Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) МgSO4; в) Рb(NO3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:
а) Стандартные электродные потенциалы цинка и меди соответственно равны -0,76 В и +0,34 В. Исходя из того, что цинк имеет более электроотрицательный потенциал, чем медь, то между цинком и медным купоросом проходит реакция (цинк вытесняет медь из соли), и раствор соли при этом обесцвечивается, так как образуется бесцветный сульфат цинка, а цинковая пластинка будет уменьшаться по массе:
Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0
б) Так как стандартный электродный потенциал цинка (-0,76 В) больше, чем стандартный электродный потенциал магния (-2,36 В), то цинк не способен вытеснять магний из растворов его солей, поэтому цинковая пластинка останется без изменений.
в) Так как стандартный электродный потенциал цинка (-0,76 В) меньше, чем у свинца (-0,13 В), то металлический цинк будет обладать большими восстановительными способностями чем ионы Pb 2+ , и реакция будет протекать с растворением цинковой пластинки, т. е. её масса будет уменьшаться.
Zn 0 + Pb 2+ = Zn 2+ + Pb 0
Задание 243.
При какой концентрации ионов Zn 2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала? Ответ: 0,30 моль/л.
Решение:
Найдём значение электродного потенциала цинка в растворе его соли:
— стандартный электродный потенциал цинка.
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Так как уменьшение потенциала цинка равно 0,015 В, то используя уравнение Нернста, получим выражение для расчета концентрации ионов цинка в растворе:
Ответ: 0,30 моль/л.
Задание 244.
Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами:
а); AgNO3; б) ZnSO4; в) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:
а) Стандартные электродные потенциалы кадмия и серебра соответственно равны -0,403 В и +0,80 В. Исходя из того, что кадмий имеет более электроотрицательный потенциал, чем серебро, то между кадмием и нитратом серебра проходит реакция (кадмий вытесняет серебро из соли), и кадмиевая пластинка при этом будет уменьшаться по массе.
Cd 0 + 2Ag + = Cd 2+ + 2Ag 0
б) Так как стандартный электродный потенциал кадмия (-0,403 В) больше, чем стандартный электродный потенциал цинка (-0,76 В), то кадмий не способен вытеснять цинк из растворов его солей, поэтому кадмиевая пластинка останется без изменений.
в) Так как стандартный электродный потенциал кадмия (-0,403 В) меньше, чем у никеля (-0,25 В), то металлический кадмий будет обладать большими восстановительными способностями чем ионы Ni 2+ , и реакция будет протекать с растворением кадмиевой пластинки, т. е. её масса будет уменьшаться.
Cd 0 + Ni 2+ = Cd 2+ + Ni 0
Задание 245.
Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn 2+ (моль/л). Ответ. 1,89 . 10-2 моль/л.
Решение:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Так как уменьшение потенциала цинка равно 0,015 В, то используя уравнение Нернста, получим выражение для расчета концентрации ионов Mn 2+ в растворе:
Ответ. 1,89 . 10 -2 моль/л.
Уравнение нернста для марганцевого электрода
7.3 РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ “ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ”
(для нехимических специальностей)
1. Определите, какой из электродов является катодом в гальваническом элементе, образованном стандартными электродами:
Ag|Ag + или Mn|Mn 2+ ;
Co|Co 2+ или Na|Na + .
Катодом (т.е. электродом, на котором протекает процесс восстановления) в гальваническом элементе будет электрод, имеющий большее значение стандартного электродного потенциала (см. таблицу 4 приложения).
E 0 Ag|Ag + = 0,799 В ; E 0 Mn|Mn 2+ = –1,179 В. В данной паре катодом является Ag|Ag + .
A (–) Mn|Mn 2+ || Ag + | Ag (+) K
E 0 Co|Co 2+ = – 0,277 В ; E 0 Na|Na + = –2,714 В. В данной паре катодом является Co|Co 2+ .
C хема гальванического элемента:
A (–) Na|Na + || Co 2+ | Co (+) K
2. На основании стандартных электродных потенциалов (таблица 4 приложения) определите, какой из следующих гальванических элементов имеет наибольшую ЭДС:
а) Zn|Zn 2+ || Ni 2+ |Ni; б) Cd|Cd 2+ || Ni 2+ |Ni
в) Al|Al 3+ || Ni 2+ |Ni ; г) Mg|Mg 2+ || Ni 2+ |Ni .
а) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Zn|Zn 2+ = – 0,250 – (–0,763) = 0,513 В ;
б) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Cd|Cd 2+ = – 0,250 – (–0,403) = 0,153 В ;
в) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Al|Al 3+ = –0,250 – (–1,663) = 1,413 В ;
г) ЭДС = Е 0 Ni|Ni 2+ – Е 0 Mg|Mg 2+ = –0,250 –(–2,363) = 2,113 В.
В случае г) ЭДС гальванического элемента будет наибольшей.
3. Вычислите электродный потенциал магния погруженного в раствор MgSO4 с концентрацией ионов Mg 2+ , равной 0,01 моль/ л .
Вычисление электродного потенциала металла при любой концентрации его ионов (моль/л) в растворе производится по уравнению Нернста. Для магниевого электрода:
E = E 0 + = –2,363 + = –2,422 В.
4. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов: Ti | Ti 2+ (0,01 моль/л) || Ni 2+ (1 моль/л) | Ni .
В данном гальваническом элементе катод — Ni 2+ | Ni , а анод — Ti|Ti 2+ .
А (–) Ti | Ti 2+ || Ni 2+ | Ni (+) К
Процессы на электродах:
(–) А : Ti – 2e — = Ti 2+ ;
(+) K: Ni 2+ + 2e — = Ni.
По уравнению Нернста рассчитываем значение электродного потенциала анода.
E Ti|Ti 2+ = E 0 Ti|Ti 2 + + = –1,630 + = –1,689 В ;
Значение электродного потенциала катода равно величине стандартного электродного потенциала никелевого электрода, так как концентрация ионов Ni 2+ в растворе составляет 1 моль/ л .
E Ni|Ni 2+ = E 0 Ni|Ni 2+ = – 0,250 В ;
ЭДС = –0,250 – ( –1,689) = 1,439 В.
5. Какой из следующих процессов протекает при электролизе водного раствора NaI на графитовом аноде?
а ) Na – e — = Na + ; б ) 2I – – 2e — = I2 ;
При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на аноде возможны два процесса окисления:
1. процесс окисления анионов соли (кислотного остатка) :
2. процесс электрохимического окисления молекул воды:
В данном случае на аноде при электролизе будут окисляться иодид-анионы, т.к. для электрохимического окисления воды необходима большая положительная поляризация анода.
Ответ: 2I – – 2e — = I2
6. Какое вещество и в каком количестве выделится на катоде при электролизе раствора Hg (NO3)2 (анод графитовый) в течение 10 минут при силе тока 8А?
При электролизе водных растворов солей в нейтральной среде на катоде возможно протекание двух восстановительных процессов. Один из них – восстановление катионов металла:
Другой возможный процесс – восстановление водорода из молекул воды:
В данном случае на катоде будут восстанавливаться катионы ртути, т.к. этот металл входит в группу малоактивных металлов, и для его восстановления необходима меньшая отрицательная поляризация электрода, чем для восстановления водорода.
На катоде: Hg 2+ + 2e — = Hg ;
Количество выделившейся ртути, согласно законам Фарадея, равно:
mHg = I t (сек)= · 8 · 600 = 5 г .
Элемент Даниэля-Якоби. Приведите уравнение реакции, протекающей в данном элементе. Уравнение Нернста, связь ЭДС с концентрациями потенциалопределяющих ионов.
Гальванический элемент — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Способен преобразовать энергию химической реакции в электрическую. Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.
2ē переходят по цепи.
Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:
Восстановление ионов меди:
Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
Вывод уравнения Нернста
,
§ — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
§ — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
§ — абсолютная температура;
§ — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль −1 ;
§ — число моль электронов, участвующих в процессе;
§ и — активности, соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим
Химические гальванические элементы, понятие и примеры. Зависимость ЭДС от активностей участников электрохимической реакции, протекающей в гальваническом элементе. Вывод и анализ уравнения Нернста
Гальванический элемент – это химический источник тока, в котором энергия, выделяющаяся при протекании на электродах окислительно-восстановительной реакции, непосредственно преобразуется в электрическую энергию. Принцип работы гальванического элемента можно рассмотреть на примере Даниэля Якоби (рис 9.2).
Рис. 9.2. Схема гальванического элемента Даниэля – Якоби
Здесь I – стакан, содержащий раствор ZnSO4 в воде с погруженной в него цинковой пластинкой; II – стакан, содержащий раствор CuSO4 в воде с погруженной в него медной пластинкой; III – солевой мостик (электролитический ключ), который обеспечивает перемещение катионов и анионов между растворами; IV – вольтметр (нужен для измерения ЭДС, но в состав гальванического элемента не входит).
Стандартный электродный потенциал цинкового электрода . Стандартный электродный потенциал медного электрода . Так как , то атомы цинка будут окисляться:
Zn – 2? = Zn 2+ . | (а) |
Электрод, на котором идет реакция окисления или который посылает катионы в электролит, называется анодом. У рассматриваемого гальванического элемента в роли анода выступает цинковый электрод. Так как стандартный электродный потенциал цинка ниже, чем у меди, цинковому электроду приписывается условный заряд «–», а медному – «+».
Электроны, освободившиеся в результате окисления, по внешней цепи переходят на медь (возникает электрический ток).
На медном электроде происходит процесс восстановления катионов электролита Cu 2+ :
Cu 2+ +2? = Cu. | (б) |
Электрод, на котором идет реакция восстановления или который принимает катионы из электролита, называется катодом.
Через электролитический ключ происходит движение ионов в растворе: анионов SO4 2– к аноду, катионов Zn 2+ к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.
Реакции (а) и (б) называются электродными реакциями.
Складывая уравнения процессов, протекающих на электродах, получаем суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе:
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu | (в) |
или, с учетом анионов раствора:
Zn + CuSO4= ZnSO4+ Cu. | (г) |
В общем случае, суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в произвольном гальваническом элементе, можно представить в виде:
MeА + MeК n+ Á MeА n+ + MeК, | (д) |
где индексы А и К относятся к металлам анода и катода соответственно.
Реакции (в) – (д) называются токообразующими реакциями.
Символическая запись (схема) гальванического элемента имеет вид:
Часто вместо растворов обозначают только катионы, содержащиеся в растворе:
(9.3) |
Схема гальванического элемента Даниэля – Якоби имеет вид:
Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента Е. Она вычисляется по формуле;
Е= φк – φа, | (9.4) |
где φк и φа – электродные потенциалы катода и анода соответственно.
Величина ЭДС элемента Даниэля – Якоби при стандартных условиях равна:
Электродвижущая сила Е характеризует способность гальванического элемента совершать электрическую работу во внешней цепи.
Электрическая работа определяется максимальной полезной работой, совершаемой химической реакцией, которая равна изменению изобарно-изотермического потенциала ?G процесса. Связь между величиной ?G и ЭДС описывается уравнением:
?G = –nFE, | (9.5) |
где n – число электронов в элементарном окислительно-восстановительном акте, F – число Фарадея.
Величина изменения изобарно-изотермического потенциала токообразующей реакции при стандартных условиях ?G 0 связана с константой равновесия этой реакции Кравн соотношением
(9.6) |
Гальванические элементы являются первичными (однократно используемыми) химическими источниками тока (ХИТ). Вторичными (многократно используемыми) ХИТ являются аккумуляторы. Процессы, протекающие при разряде и заряде аккумуляторов, взаимно обратны.
Гальванические элементы, у которых электроды выполнены из одного и того же металла и опущены в растворы своих солей разной концентрации, называются концентрационными. Функцию анода в таких элементах выполняет металл, опущенный в раствор соли с меньшей концентрацией, например:
Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой ( разностью потенциалов ) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов. ,
· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
· — абсолютная температура;
· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль −1 ;
· — число молей электронов, участвующих в процессе;
· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим
Химические гальванические элементы. Приведите пример гальванического элемента, составленного из электродов первого и второго рода, электрохимическая цепь без жидкостных соединений — «без переноса». Запишите уравнения электродных полуреакций и уравнение химической реакции, самопроизвольно протекающей при включении данного гальванического элемента во внешнюю цепь.
Процессы, протекающие в этом элементе:
(–) Анод Sn 2+ – 2ē →Sn 4+
(+) Катод 2Fe 3+ + 2ē → 2Fe 2+
Sn 2+ + 2Fe 3+ = Sn 4+ + 2Fe 2+
Цепь без переноса–это цепь без жидкостной границы. Например, . В этой цепи на электродах протекают следующие реакции:
катод
анод
Поскольку электролит является общим для обоих электродов, диффузионный потенциал в таких цепях не возникает.
Химические гальванические элементы. Приведите пример элемента, составленного из газового электрода и электрода первого рода, электрохимическая цепь с переносом. Зависимость ЭДС элемента от давления газообразного участника реакции, протекающей в элементе
Цепь с переносом – это цепь с жидкостной границей. Например:
.
В состав электродов входят растворы различной природы или различной концентрации. Контакт между двумя растворами обеспечивается с помощью специальных приспособлений, например, солевым мостиком, состоящим из трубки, заполненной смесью влажного желеобразного вещества агар-агара с солью сильного электролита (КСl). Диффузионный потенциал на границе раздела раствор-раствор в этом случае устраняется.
Зависимость эдс от давления:
66. Химические гальванические элементы, основные типы. Применение измерений ЭДС для определения тепловых эффектов и энтропий химических реакций, самопроизвольно протекающих в гальванических элементах.
Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и/или их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Назван в честь Луиджи Гальвани. Переход химической энергии в электрическую энергию происходит в гальванических элементах.
Типы гальванических элементов:
Гальванические первичные элементы — это устройства для прямого преобразования химической энергии, заключенных в них реагентов (окислителя и восстановителя), в электрическую. Реагенты, входящие в состав источника, расходуются в процессе его работы, и действие прекращается после расхода реагентов. Примером гальванического элемента является элемент Даниэля—Якоби.
Широкое распространение получили марганцево-цинковые элементы, не содержащие жидкого раствора электролита (сухие элементы, батарейки). Так, в солевых элементах Лекланше: цинковый электрод служит катодом, электрод из смеси диоксида марганца с графитом служит анодом, графит служит токоотводом. Электролитом является паста из раствора хлорида аммония с добавкой муки или крахмала в качестве загустителя.
Щелочные марганцево-цинковые элементы, в которых в качестве электролита используется паста на основе гидроксида калия, обладают целым рядом преимуществ (в частности, существенно большей ёмкостью, лучшей работой при низких температурах и при больших токах нагрузки).
Солевые и щелочные элементы широко применяются для питания радиоаппаратуры и различных электронных устройств.
Вторичные источники тока (аккумуляторы) — это устройства, в которых электрическая энергия внешнего источника тока превращается в химическую энергию и накапливается, а химическая — снова превращается в электрическую.
Одним из наиболее распространённых аккумуляторов является свинцовый (или кислотный). Электролитом является 25—30 % раствор серной кислоты. Электродами кислотного аккумулятора являются свинцовые решётки, заполненные оксидом свинца, который при взаимодействии с электролитом превращается в сульфат свинца (II) — PbSO4.
Также существуют щелочные аккумуляторы: наибольшее применение получили никель-кадмиевые и никель-металлгидридные аккумуляторы, в которых электролитом служит гидроксид калия (K-OH).
В различных электронных устройствах (мобильные телефоны, планшеты, ноутбуки), в основном, применяются литий-ионные и литий-полимерные аккумуляторы, характеризующиеся высокой ёмкостью и отсутствием эффекта памяти.
Электрохимические генераторы (топливные элементы) — это элементы, в которых происходит превращение химической энергии в электрическую. Окислитель и восстановитель хранятся вне элемента, в процессе работы непрерывно и раздельно подаются к электродам. В процессе работы топливного элемента, электроды не расходуются. Восстановителем является водород (H2), метанол(CH3OH), метан (CH4); в жидком или газообразном состоянии. Окислителем обычно является кислород — из воздуха или чистый. В кислородно-водородном топливном элементе с щелочным электролитом, происходит превращение химической энергии в электрическую. Энергоустановки применяются на космических кораблях: они обеспечивают энергией космический корабль и космонавтов
http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r7_3.htm
http://megaobuchalka.ru/15/3530.html