Задание № 7 по теме «Окислительно–восстановительные реакции. Электрохимия»
Примеры решения задач
1.1. Пример решения задания 1
Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом. Укажите окислитель и восстановитель, определите направление реакции и вычислите Э.Д.С.
Решение:
Для подбора коэффициентов к уравнениям ОВР этим методомрекомендуется следующая последовательность действий.
1. Представим схему реакции в ионно-молекулярном виде, записывая в виде ионов только сильные и хорошо растворимые электролиты.
КМnО4 +Н2С2О4 +H2SO4 → МnSО4+ СО2 + K2SO4 +Н2О
K++ МnО4-+H2C2O4 +2H++SO42-→Мn2++ SO42-+СО2 +2K++SO42- + H2O
2. В ионно-молекулярном уравнении ОВР, выделим молекулы и ионы, в которых происходит изменение степеней окисления элементов:
3. Составим материальный баланс для всех элементов в схемах превращений.
Реакция идет в водном растворе в кислой среде, поэтому атомы кислорода и водорода уравниваются молекулами воды (где имеется недостаток атомов кислорода) и ионами водорода, противоположными стороне реакции.
В схеме (а) сначала уравниваются атомы углерода , а затем атома водорода
В схеме (б) в левой части имеется 4 атома кислорода, а в левой их нет. Поэтому в правую часть схемы добавляем 4 молекулы воды, а в левую 8 ионов водорода МпО4- +8H+ →Мп2+ +4Н2О.
4. Составим баланс по зарядам. В схеме (а) подсчитаем суммарные заряды частиц в левой и правой частях схемы и уравняем их путем вычитания определённого числа электронов. В схеме (а) суммарный заряд частиц в левой частиравен нулю, в правой - плюс двум. Равенство зарядов будет наблюдаться в том случае, еслииз левой части схемы убрать два электрона:
Н2С2О4 –2e-→2СО2 +2Н+ (процесс окисления).
восстановитель
В схеме (б) МпО4- +8H+ → Мп2+ +4Н2О подсчитываем суммарные зарядычастиц в левой и правой частях схемы.
Суммарный заряд частиц в левой части равен (+7), а в правой (+2). Равенство зарядов будет соблюдаться в том случае, еслик левой части уравнения прибавить пять электронов:
МпО4- +8H+ +5ē → Mп2+ +4H2O (процесс восстановления).
окислитель
5. Уравняем число отданных ипринятых электронов,найдя наименьшее общее кратное соответствующихчисел имножители к ним. В рассматриваемом примере наименьшее общее кратное для чисел 2 и 5 равно 10. Поэтому для процесса окисления дополнительным множителем будет 5, а для процесса восстановления - дополнительный множитель 2.
6. С учётомэтих множителей произведём суммирование левых и правых частей полученныхуравнений:
5 | Н2С2О4-2 ē →2CO2 + 2Н+
2 | МпО4- + 8H+ + 5 ē →Мп2+ +4H2O
![]() |
5Н2С2О4+ 2МпО4- + 16H+ →10CО2 +10Н+ +2Мn2+ +8H2O
После приведения подобных членов получим сокращённое ионно-молекулярное уравнение рассматриваемой реакции:
5Н2С2О4 +2МпО4- +6Н+ →10CО2 +2Мп2++8H2O
Коэффициенты этого уравнения соответствуют коэффициентам молекулярного уравнения:
5 Н2С2О4 +2KМпО4 +3H2SO4=10СО2 + 2МпSО4 +K2SO4 +8H2O
Проверка правильности подобранных коэффициентов производится по равенству числа атомов всех элементов в обеих частях уравнения.
Э.Д.С. = ∆φ = φокс – φвосс = 1,51-(-0,49) = 2 В; ∆φ > 0, следовательно, реакция идёт в прямом направлении.
Если реакция протекает в щелочной среде, то для составления материального баланса используются частицы ОН- и Н2О.
В ту часть схемы, в которой не хватает атомов кислорода, добавляют удвоенное число ОН- - групп. В противоположную часть схемы записывают молекулы воды, число которых равно половине количества ОН- - ионов.
Например (процесс окисления)
1.2. Пример решения задания 2
Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и оловянного электродов. Определите направление тока во внешней цепи указанного гальванического элемента. На каком электроде будет идти растворение металла?
Решение:
Табличное значение стандартного электродного потенциала цинка -0,76 В, а олова -0,13 В.
Электродвижующая сила (ЭДС) равна разности двух электродных потенциалов. ЭДС = ∆φ = φкатода – φанода
ЭДС = ∆φ = φокислитель – φвосстановитель
Т.к. φокислитель > φвосстановитель, то вычитаем из большей алгебраической величины меньшую:
-0,13 - (-0,76) = 0,63 В.
ЭДС цинково-оловянного гальванического элемента равна 0,63 В.
ē
Zn|Zn +2||Sn +2|Sn
-0,76B -0,13B
Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем оловянная. Между ними возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь электроны с цинковой пластины за счёт разности потенциалов переходят на оловянную. Растворение металла будет наблюдаться на цинковом электроде
Zn - 2ē → Zn2+ (окисление восстановителя);
на оловянном электроде
Sn2+ +2ē → Sn0 (восстановление окислителя)
1.3. Пример решения задания 3
Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадет в кислую среду (НCI)? Дайте схему образующегося при этом гальванического элемента.
Решение:
Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что хром является более активным металлом (φCr+3/Cr=-0,74 В) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Медь является катодом ( ). Хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород.
ē
Cr/Cu, H+;
-0,74 В < 0,34 В
на аноде Cr – 3e → Сr3+ (p-p) процесс окисления;
на катоде 2H+ + 2e → H2/Сu процесс восстановления;
суммарное ионное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6Н+ → 2Сrг3+ + 3Н2/Cu,
молекулярное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6НCI → 2СrCI3 + 3Н2/Cu.
Схема работающего гальванического элемента
ē
![]() | ||||
![]() | ![]() | |||
(-) 2Сг/2Сг3+ | НС1 | (Сu) ЗН2/6Н+ (+)
-0,74 В < 0,34 В
Следовательно, коррозии подвергается хром.
1.4. Пример решения задания 4
Какой металл является анодным (катодным) по отношению к покрываемому металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при атмосферной коррозии (во влажном воздухе).
а) Fe покрыт Zn;
б) Fe покрыт Cu
Решение:
а) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что цинк является более активным металлом ( ) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Железо является катодом (
). Цинк растворяется, а на железе восстанавливается молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Zn
–0,44 B > –0,76 B
![]() |
на аноде 2 Zn – 2ē → Zn2+(p-p) окисление;
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН– восстановление идет на железе.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Zn/Fe + O2 +2H2O → 2Zn(OH)2↓
Цинк является анодным покрытием.
б) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что железо является более активным металлом ( ) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Медь является катодом (
). Железо растворяется, а на меди восстанавливается молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Cu
-0,44 B < +0,34 B
на аноде 2 Fe – 2 ē → Fe 2+(p-p) окисление;
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4 ē → 4ОН– восстановление идет на меди.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Fe/Сu + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2↓.
Затем идет реакция окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III) кислородом воздуха:
4Fe(OH)2+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Медь является катодным покрытием.
1.5. Пример решения задания 5
Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация ионов Zn2+ составляет 7 ∙ 10-2 М.
Решение:
По уравнению Нернста
= —0,79 В
Ответ: -0,79В.
1.6. Пример решения задания 6
Составьте схемы электролиза водного раствора CuSO4:
а) с инертным анодом;
б) с использованием анода из меди.
Решение:
а) Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом;
в растворе происходит диссоциация соли:
CuSO4 Cu2+ + SO42-
Возможные окислители Cu2+ и H2О
Так как >
, более сильным окислителем является ион Cu2+, и на катоде происходит восстановление металлической меди.
катодная | Cu2+ + 2ē → Cuo | |
реакция |
Возможные восстановители SO42- и H2O.
Так как <
, более сильным восстановителем является вода, и на аноде происходит выделение кислорода из воды
анодная | 2Н2О – 4ē → О2 + 4Н+ | |
реакция |
Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной и анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса.
краткое ионное уравнение
2Cu2+ + 2H2O 2Cuo(кат.) + O2(ан.) + 4Н+(ан.)
молекулярное уравнение
2CuSO4 + 2H2O 2Cu(кат.) + O2(ан.) + 2H2SO4(ан.)
б) При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом в качестве восстановителей будем рассматривать SO42-, H2O и сам анод Cu. Анион SO42- разряжаться не будет, а при сравнении, >
видно, что более сильным восстановителем является медь Cu. На электродах идут следующие процессы:
на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0
на аноде: Cuo – 2 ē → Cu2+
краткое ионное уравнение
Cu2+ + Cu0 Cu0 + Cu2+
молекулярное уравнение
CuSO4 + H2O +Cu0 Cu0(кат.) + H2O + CuSO4 (анод)