Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой
Соли такого типа легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. При этом реакция гидролиза может практически идти до конца. Например:
NH4CH3COO + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH
NH4+ + CH3COO– + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH
Реакция среды в этом случае определяется соотношением силы образующихся кислоты и основания.
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NaCl, гидролизу не подвергаются.
Na+ + Cl– + HOH ⇄ Na+ + OH– + H+ + Cl+ ,
т.е. никаких новых продуктов не образовывалось.
Гидролизу некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонитов Al3+, Cr3+ и Fe3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl
181. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивания растворов К2S и СгС13. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.
182. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы солей МnСI2, Nа2СО3, Ni(NО3)2? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
183. Какие из солей Аl2(SO4)3, К2S, Рb(NО3)2, КСI подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
184. При смешивании растворов FeС13 и Na2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.
185. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН3СООК, ZnSO4, А1(NО3)3. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?
186. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li2S, А1С13, NiSO4? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
187. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей РЬ(NО3)2, Nа2СО3, СоСI2. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?
188. Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
189. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Nа3РО4, К2S, СuSO4? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
190. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СuСI2, Сs2СО3, ZnСI2. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?
191. Какие из солей RbСI, Сг2(SO4)3, Ni(NO3)2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
192. При смешивании растворов СuSO4 и К2СО3 выпадает осадок основной соли (СuОН)2СО3 и выделяется СО2. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.
193. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей К2S, Сs2СО3, NiСI2, Рb(СН3СОО)2. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?
194. При смешивании растворов А12(SO4)3 и Nа2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.
195. Какие из солей NаВг, Nа2 S, К2СО3, СоСI2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
196. Какиеиз солей КNО3, СгСI3, Сu(NO3)2, NаСN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
197. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов Сr(NO3)3 и Nа2S. Каждая и взятых солей гидролизуется необратимо до конца.
198. Какие значение рН (> или < 7) имеют растворы следующих солей К3РО4, Рb(NО3)2, Nа2S? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
199. Какие из солей К2СО3, FеСI3, К2SO4, ZnСI2 подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.
200. При смешивании растворов Аl2(SO4)3 и Nа2S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.
КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 2
ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления (окислительного числа) атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под стенанью окисления (п) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к ее понижению у окислителя.
Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не учитывается, переходят ли электроны от одного атомак другому полностью и образуются ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов, несущих эти функции.
Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не можетее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.
Например:
N5+(НNО3)S6+(Н2 SО4) проявляют только окислительные свойства;
N4+(NO2) S4+(SO2)
N3+(HNO2)
N2+(NO) S2+(SO) проявляют окислительные и восстанови-
N1+(N2O) тельные свойства
N0(N2) S0(S2;S8)
N-1(NH2OH) S-1(H2S2)
N2-(N2H4)
N3-(NH3) S2-(H2S) проявляют только восстановительные свойства
При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции: H20 +СI20 = 2HCI валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.
Пример 1. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН3, НNО2, HNО3, H2S, Н2SО3, Н2SО4, MnО2, KMnО4 определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение. Степень окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равна: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: –2 (низшая), +4 (промежуточная). +6 (высшая); n(Mn) соответственна равна: +4, (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН3, Н2S - только восстановители; НNО3, Н2SO4, КМnО4 – только окислители; НNО2 ,H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.
Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами; а) Н2S и НI; б) H2S и H2SO3; в) Н2SO3 и НСIO4?
Решение. а) Определяем степень окисления: n(S) в Н2S= –2; n(I) в НI= –1. Так как сера и иод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n(S) в Н2S = –2 (низшая); n(S) в Н2SO3 = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем Н2SО3 будет окислителем; в) n(S) в Н2SO3 = +4 (промежуточная); n(СI) в НСIO4 = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. Н2SО3 в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.
Пример 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме
Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 P3+–2 ē = P5+ процесс окисления;
окислитель 2 Mn7++5 ē = Mn2+ процесс восстановления.
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид
2КMnО4 + 5Н3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Н3РО4 + K2SO4 + 3H2O
Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывай максимальное восстановление последней.
Решение. Цинк как любой металл проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р- элемента VI А группы равна –2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:
4 Zn0 – 2 ē = Zn2+
1 S6+ + 8 ē = S2–
Составляем уравнение реакции:
4Zn + 5Н2SO4 = 4ZnSO4 + Н2S + 4Н2O
Перед Н2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы Н2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn2+.
201. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НСI, НСIO3 НСIO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
КВr + КBrО3 + Н2SО4 ® Вr2 + К2 SO4 + H2O.
202. Реакции выражаются схемами:
Р + НIO3 + Н2O ® Н3РО4 + НI
Н2S + СI2+Н2O ® Н2SO4 + НСI
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
203. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
Аs3– ® As5+; N3+ ® N3–; S2– ® S0.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
Na2SO3 + КMnО4 + Н2O ® Nа2SO4 + МnО2 + КОН
204. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РO4, Н3РО3 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме РbS + НNО3 ® S + + Рb(NО3)2 + NO2 + Н2O.
205*. КMnО4 + Nа2SO3 + КОН ® К2МnО4 + Nа2SO4, + Н2О
P + НNО3 +Н2O ® Н3PО4 + NO
206. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: Мn6+® Mn2+; CI5+ ® CI– ; N3– ® N5+. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Сu2O+НNO3®Сu(NО3)2 +NO+Н2О
207*. НNO3 + Са ® NН4NО3 + Са(NO3)2 + Н2О
К2S + КMnO4 + Н2SO4 ® S + К2SO4 + МnSO4 + Н2O
208. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К2Сr2О7, КI и Н2SО3 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
NaCгО2 + РbО2 + NаОН ®Na2CrО4 + Nа2PbО2 + Н2О
209*. Н2S + СI2 + Н2O ® Н2SO4 + НСI
К2Cr2О7 + Н2S + Н2SО4 ® S + Сг2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O
210*. KClO3 + Na2SO3 ® KCl + Na2SO4
KMnO4 + HBr ® Br2 + KBr + MnBr2 + H2O
211*. P + HClO3 + H2O ® H3PO4 + HCl
H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
212*.NaCrO2 + Br2 + NaOH ® 2Na2CrO4 + NaBr + H2O
FeS + HNO3 ® Fe(NO3)2 + S + NO + H2O
213*. HNO3 + Zn ® N2O + Zn(NO3)2 + H2O
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
214*.K2Cr2O7 + HCl ® Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
Au + HNO3 + HCl ® AuCl3 + NO + H2O
215. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) НСl и H2Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
216*. HCl + CrO3 ® Cl2 + CrCl3 + H2O
Cd + KMnO4 + H2SO4 ® CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
217*. I2 + NaOH ® NaOI + NaI
MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
218*. H2SO3 + HClO3 ® H2SO4 + HCl
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
219*. I2 + Cl2 + H2O ® HIO3 + HCl
FeCO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + К2SO4 + H2O
220. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) РН3 и НВr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей посхеме AsH3 + HNO3 ® H3AsO4 + NO2 + H2O
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ*
Если металлическую пластинку опустить в воду, то расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироваться полярными молекулами воды и переходить в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заражают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:
Me + mH2O=Me(H2O)n+m + ne–
в растворе на металле
где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной, электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, называемых стандартными электродными потенциалами (Е°).
Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 моль, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; DG0 = 0).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е°), получаем так называемый “ряд напряжений”.
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е°, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы. И наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором э. д. с. элемента имеет положительное значение. В этом случае DG0 < 0, так как DG0 = -nFE0.
Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем у кобальта (табл. 4). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта – 0,1 моль/л?
Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
где Е'° - стандартный электродный потенциал; п- число электронов, принимающих участие в процессе; С - концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. Е° для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В, Определим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентрациях:
Е(Ni2+/Ni)= -0,25 + (0,058/2)lg10–3 = -0,337 B,
Е(Co2+/Co)= -0,277 + (0,058/2)lg10–1 = -0,306 B.
Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.
Таблица 4
Стандартные электродные потенциалы Е0 некоторых металлов
(ряд напряжений)
| Электрод | Е° , В | Электрод | Е° , В |
| Li+/Li | -3,045 | Cd2+/Cd | -0,403 |
| Rb+/Rb | -2,925 | Co2+/Co | -0,277 |
| K+/K | -2,924 | Ni2+/Ni | -0,25 |
| Cs+/Cs | -2,923 | Sn2+/Sn | -0,136 |
| Ba2+/Ba | -2,90 | Pb2+/Pb | -0,127 |
| Ca2+/Ca | -2,87 | Fe3+/Fe | -0,037 |
| Na+/Na | -2,714 | 2H+/H2 | -0,000 |
| Mg2+/Mg | -2,37 | Sb3+/Sb | +0,20 |
| Al3+/Al | -1,70 | Bi3+/Bi | +0,215 |
| Ti2+/Ti | -1,603 | Cu2+/Cu | +0,34 |
| Zr4+/Zr | -1,58 | Cu+/Cu | +0,52 |
| Mn2+/Mn | -1,18 | Hg2+2/2Hg | +0,79 |
| V2+/V | -1,18 | Ag+/Ag | +0,80 |
| Cr2+/Cr | -0,913 | Hg2+/Hg | +0,85 |
| Zn2+/Zn | -0,763 | Pt2+/Pt | +1,19 |
| Cr3+/Cr | -0,74 | Au3+/Au | +1,50 |
| Fe2+/Fe | -0,44 | Au+/Au | +1,70 |
Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в моль/л.
Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1);
Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его э. д. с.
Решение. Схема данного гальванического элемента
(-)Mg½Mg2+║Zn2+½Zn(+)
Вертикальная черта обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две черточки - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал(-2,37 В) иявляется анодом, на котором протекаетокислительный процесс:
Mg-2ē=Mg2+ (1)
Цинк, потенциал которого -0,763В, - катод, т. е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Zn2+ + 2ē = Zn (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, которая лежит в основе работы данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов;
Mg + Zn2+ = Mg2+ + Zn
Для определения электродвижущей силы - э. д. c. гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то э. д.с. элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:
э. д. с.= Е°(Zn2+/Zn) - Е°(Mg2+/Mg)= -0,763 - (-2,37)=1,607 B.
221. 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 молекулярное уравнения соответствующей реакции.
222. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSO4 ; б) MgSO4; в) Pb(NO3)2 ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
223. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/л), потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала. Ответ: 0,30 моль/л.
224. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) AgNO3; б) ZnSO4; в) NiSО4? Почему?; Составьте электронные и молекулярные уравнений соответствующих реакций.
225.Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn2+ в моль/л. Ответ: 1,89×10–2 моль/л.
226.Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от величины его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ в моль/л?
Ответ: 0,20 моль/л.
227.Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni(NО3)2 и Co(NO3)2. В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковыми?
Ответ: СNi²⁺ : CCo²⁺ » 0,117.
228.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
229.При какой концентрации ионов Сu2+ в моль/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного элемента?
Ответ: 1,89×10–12 моль/л.
230.Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных первый в 0,01 М., а второй,—в 0,1 М растворы AgNO3.
Ответ: 0,058 В.
231.При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите, электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с., гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод - в 0.01 М растворе сульфата никеля.
Ответ: 0,029 В.
232.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальваническою элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией СРb2+ = СМg2+ = 0.01 моль/л. Изменится ли э. д.с. этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?
Ответ: 2,244 В.
233.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
234.Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
235.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией СMg2+ = МCd2+ = 1 моль/л. Изменится ли величина э. д. с., если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
Ответ: 1,967 В.
236.Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (в моль/л), чтобы э. д. с. элемента стала равной нулю, если СZn2+ = 0,001 моль/л?
Ответ: 7,3×10-15 моль/л.
237.Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению:
Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Рb
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите э. д. с. этого элемента, если СNi2+= 0,01 моль/л, СPb2+ = 0,0001 моль/л.
Ответ: 0.066 В.
238.Какие химические процессы протекают в электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
239. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий- никелевого аккумулятора?
240. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо- никелевого аккумулятора?
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита. Например, если в расплав хлорида натрия погрузить инертные электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам:
катионы Na+ - к катоду;
анионы Cl– - к аноду.
На катоде протекает процесс восстановления:
Na+ + ē = Na, на аноде процесс окисления:
2Cl– – 2ē = Cl2. Суммарная реакция:
2Na+ + 2Cl– 2Na + Cl2 или
2NaCl 2Na + Cl2
При электролизе водных растворов в процессах могут участвовать молекулы воды. Тогда на катоде может происходить восстановление ионов металла и водорода.
Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода [H+] и парциального давления водорода PH₂.
Обычно парциальное давление водорода РH₂ поддерживается равным нормальному атмосферному давлению, которое условно принимается за единицу (lg1 = 0). Тогда
Поскольку стандартный потенциал процесса восстановления ионов водорода принимает равный нулю, а lg[H+] = –pH, то получим
В нейтральных растворах pH=7 потенциал имеет значение
Поэтому, если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет выделятся металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода, начиная приблизительно с олова. Если катионом электролита является металл имеющий потенциал значительно более отрицательный, чем –0,41В, металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений, расположенные до титана. Наконец, если потенциал металла близок величине –0,41В (металлы средней части ряда напряжений – Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.
Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов pH которых < 7, происходит вследствие разряда ионов водорода.
2H+ + 2ē = H2.
В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды: 2H2O + 2ē = H2 + 2OH–.
При рассмотрении анодного процесса следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза (чаще всего графит, уголь, платина, свинец).
На инертном аноде при электролизе происходит окисление воды с выделением кислорода. В щелочной среде уравнение имеет вид:
4OH– – 4ē = O2 + 2H2O,
а в кислой и нейтральной:
2H2O – 4ē = O2 + 4H+
Кислородосодержащие анионы (SO24–, NO–2, SO32–) или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах. Например, стандартный потенциал окисления иона SO24– до S2O82– равен 2,01В, что значительно превышает потенциал окисления воды (1,23 В). При электролизе водных растворов безкислородных кислот и их солей у анода разряжаются анионы.
В случае активного анода число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трех: электрохимическое окисление воды, разряд анионов и электрохимическое окисление металла анода (анодное растворение металла). Будет идти тот процесс, потенциал которого меньше. Например, при электролизе NiSO4 с никелевым анодом происходит процесс окисления металла: Ni – 2ē → Ni2+
Пример 1. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 1 ч при силе тока 4 А?
Решение. Согласно законам Фарадея
т = Эit/96500, (1)
где m-масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; Э – грамм-эквивалент вещества; i- сила тока; t- продолжительность электролиза, с.
Грамм-эквивалент меди в CuSO4 равен 63,54/2 = 31,77 г. Подставив в формулу (1) значения Э = 31,77, i = 4A, t = 60×60 = 3600 ч, получим
m = (31.77×4×3600)/96500 = 4,74 г.
Пример 2. Вычислить эквивалент металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.
Решение. Из формулы (1)
Э = 11,742×96500/3880 = 29,35,
где m=11,742 г; i×t = Q=3880 Кл.
Пример 3. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода, измеренного при нормальных условиях?
Решение. Из формулы (1)
i = m×96500/Эt
Так как количество водорода дано в объемных единицах, то отношение т/Э заменяем отношением VH2/Vг-экв Н2, где VH2- объем водорода в литрах; Vг-экв Н2- объем грамм-эквивалента водорода в литрах. Тогда
i= VH2×96500/ Vг-экв Н2×t.
Объем грамм-эквивалента водорода при н.у. равен половине грамм-молекулярного объема 22,4/2 = 11,2 л. Подставив в приведенную формулу значения VH2=1,4, Vг-экв Н2 = 11,2, t = 6025 (1 ч 40 мин 26 с = 6025 с), находим
i = 1,4 ´ 96500/11,2 ´ 6025 = 2 А.
Пример 4. Сколько граммов едкого кали образовалось у катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода, измеренного при нормальных условиях?
Решение. Объем грамм-эквивалента кислорода (н. у.) 22,4/4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л составляют 2 г-экв кислорода. Столько же, т, е. 2 г-экв КОН образовалось у катода, или 56,11 ´ 2 = 112,22 г (56,11 г - г×экв КОН).
241. Электролиз раствора K2SО4 проводили при силе тока 5 А в течение З ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите объем выделяющихся на электродах веществ.
242. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе растворов AlCl3, NiSO4. В обоих случаях анод угольный.
243. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 кислорода, измеренного при н. у. Сколько граммов меди выделилось на катоде? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
244. Сколько граммов воды разложилось при электролизе раствора Na2SO4 при силе тока 7 А в течение 5 ч? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
245. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в течение 4 ч. Сколько граммов серебра выделилось на катоде? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
246. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалент металла. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.