Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
3.1. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия
К 1-2 мл раствора иодида калия, подкисленного серной кислотой, добавьте такое же количество раствора пероксида водорода. Наблюдайте выделение свободного йода:
KJ + H2O2 + H2SO4 ¾® K2SO4 + J2 + H2O.
Составьте электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель, закончите уравнение реакции.
3.2. Взаимодействие пероксида водорода с перманганатом калия
К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия прилейте по каплям раствор пероксида водорода, наблюдайте выделение кислорода:
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ¾® MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель, закончите уравнение реакции. Укажите, какую роль выполняет пероксид водорода (окислителя или восстановителя) в опытах 3.1 и 3.2, сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах пероксида водорода.
Контрольные задания по теме
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»
Задания выполняются по вариантам, приведенным в табл. 8.1.
Таблица 8.1.
Задание 1. Объясните, какое из приведенных веществ и почему может быть восстановителем, окислителем, либо обладать окислительно-восстановительной двойственностью.
Задание 2. Используя метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций), рассчитайте стехиометрические коэффициенты в предложенных уравнениях. Укажите окислитель и восстановитель.
| № ва-рианта | Задание 1 | Задание 2 |
| Сl─; Cl2 ; NO; NO2 | а) H2S + SO2 → S + H2O; б) Na2SO3 + KOH + KMnO4 → Na2SO4 + H2O + K2MnO4 | |
| Cr2O72–; CrO2–; Cr3+; Cr2+ | а) KJ + O3 + H2O ® J2 + O2 + KOH; б) Au + HCl + HNO3 ® H[AuCl4] + NO + H2O | |
| Si; SiO2; CO; C | а) H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HC1; б) As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4+ NO | |
| Na; Zn; Al; Si | а) Br2 + Cl2+ H2O ® HВrO3 + HCl; б) KBr + MnO2 + H2SO4 ®MnSO4+K2SO4 + Br2 + H2O | |
| Cl–; NO2–; Mg2+; AsO33– | а) Pt + HNO3 + HCl ® NO + PtCl4 + H2O; б) Pt + HNO3 + HCl ®H2[PtCl6]+NO + H2O | |
| Na; Na+; SO2; S | а) MnCO3 + KClO3→MnO2 + KCl + CO2; б) Co2O3 + H2SO4 ® CoSO4 + O2 + H2O | |
| NO; NO2; NO2–; NO3– | а) РН3 + O2 ® Р2O5 + H2O; б) NaNO2 + KМnO4 + H2SO4 ®NaNO3 + MnSO4 + K2SO4+ H2O | |
| Cl–; ClO–; ClO3–; ClO4– | а) NH3 + O2 ® N2 + H2O; б) HBr + H2SO4 ® SO2 + Br2+ H2O. | |
| F2; Br2; C; Al | а) Сu(NO3)2 ® CuO + NO2 + O2; б) NaBr + MnO2 + H2SO4 ®MnSO4+Na2SO4 + Br2 + H2O | |
| Na+; MnO4–; ClO3–; SO42– | а) As + Cl2 + H2O ® H3AsO4 + HСl; б) MnO2 + KJ + CO2 +H2O ® MnCO3 + KHCO3 +J2 | |
| F2; Cl2; Br2; J2 | а) NaNO2 + PbO2 + HCl ®NaNO3 + PbC2 + H2O; б) P + KOH + H2O ® PH3 + KH2PO2 | |
| S; Al; H2; Cl2 | а) AgNO3 + KOH + H2O2 ® Ag + KNO3 + O2 + H2O; б) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 | |
| P; Br2; Zn; S | а) H2SO3 + Cl2+ H2O ®H2SO4 + HCl; б) KNO2 + KJ + H2SO4 ®NO + J2 + K2SO4 + H2O | |
| С; CO; CO2; CH4 | а) J2 + KOH ® KJO3 + KJ + H2O; б) KNO2 + PbO2 + HCl ®KNO3 + PbCl2 + H2O | |
| NO3–; SO32–; ClO4–; F– | а) Cl2 + KOH ® KСlO3 + KCl+ H2O; б) FeCl3 + HJ ®FeCl2 + HCl+ J2 |
Раздел 9
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Электрохимия – раздел химии, изучающий химические процессы, которые сопровождаются появлением электрического тока или, наоборот, возникают под действием электрического тока. В электрохимических процессах происходит превращение химических видов энергии в электрическую (гальванический элемент) и, наоборот, электрической энергии в химическую (электролиз).
| 9.1. Гальванический элемент Гальванический элемент – это устройство, в котором в результате окислительно-восстановительной реакции возникает электрический ток. Гальванические элементы называют также химическими источниками электрической энергии, или химическими источниками тока. Двойной электрический слой возникает на поверхности раздела фаз (металл – раствор) при погружении металлической пластины в раствор соли металла. Причиной этого процесса является способность переходить в воду из кристаллической решетки катионов металла, находящихся на границе с водой. Процесс является обратимым и выражается уравнением Me + nH2O Û Men+·nH2O + nē Электродный потенциал Е– разность потенциалов, возникающая на границе раздела металл (электрод) – электролит. (Е Men+| Me, B). Непосредственно измерить абсолютное значение электродного потенциала невозможно, но его можно определить сравнением с известным потенциалом другого электрода – электрода сравнения. В качестве электрода сравнения применяют водородный электрод. Потенциал водородного электрода при концентрации в растворе ионов Н+, равной 1 моль/л, давлении газообразного водорода 101325 Па и при температуре 298о К (стандартные условия) принят равным нулю: Ео 2Н+׀Н2 = 0. Уравнение Нернста устанавливает зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла и температуры (при нестандартных условиях): 2,3 R T [Ox] E = E0 + —–––— lg ——– , (1) n F [Red] где [Ox] и [Red] – равновесные (молярные) концентрации окисленной и восстановленной форм металла соответственно; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль•К); Т – абсолютная температура; F – число Фарадея (≈96500 Кл/моль); n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе. |
Частный случай уравнения Нернста (стандартные условия) получается при Т = 298 К и, если подставить численные значения постоянных величин R и F, и учесть, что [Ox]=[Men+], [Red] = [Ме] = const (так как концентрация атомов металла при постоянной температуре – величина постоянная, ее значение включается в величину E0): 0,059 EMen+׀Me = E0Men+׀Me + ——–– lg [Men+] (2) n Для водородного электрода уравнение Нернста принимает вид: Е 2Н+׀Н2 = Ео 2Н+׀Н2+ 0,059 lg [H+], а так как Ео2Н+׀Н2=0 B и lg [H+] = – pH, то Е 2Н+׀Н2 = – 0,059 pH. При pH = 7 электродный потенциал водородного электрода равен: Е 2Н+׀Н2 = – 0,41 В. Стандартный электродный потенциал E0Men+׀Me– потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях. Если расположить металлы в порядке возрастания значений их стандартных электродных потенциалов, то получится ряд стандартных электродных потенциалов (электрохимический ряд напряжений металлов):
Характеристики свойств металлов, получаемыес помощью ряда стандартных электродных потенциалов: 1) чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов; 2) металлы, имеющие отрицательные значения электродных потенциалов, т.е. стоящие в ряду напряжений левее (выше) водорода и не разлагающие воду, способны вытеснять (восстанавливать) водород из разбавленных кислот, например: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2, Cu + HCl ≠ ; 3) каждый металл этого ряда, не разлагающий воду, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из растворов их солей Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0
|
| Гальванический элемент (ГЭ) Анод – электрод, на котором протекает процесс окисления: Me – nē = Men+(анод в гальваническом элементе заряжен отрицательно). Катод – электрод, на котором протекает процесс восстановления: Mem+ + m ē = Me(катод при работе гальванического элемента заряжен положительно). Краткая электрохимическая схема гальванического элемента – записываются химическими символами электроды и растворы, причем одна черта означает границу раздела между электродом и раствором, две черты – граница между растворами, в скобках знаки электродов. Кроме того, анод записывается слева, катод – справа. Например, краткая электрохимическая схема медно-цинкового гальванического элемента: (–) Zn│ZnSO4║CuSO4│Cu (+) , или (–) Zn│ZnSO4 │KCl│CuSO4│Cu (+) , или (–) Zn│Zn2+ ║Cu2+│Cu (+) или (–) Zn│Zn2+ │KCl│Cu2+│Cu (+). Электродвижущая сила гальванического элементаЭДС (ΔЕ) – разность электродных потенциалов катода Ек и анода Ек (окислителя и восстановителя): ΔЕ = Ек – Ек Электродвижущая сила гальванического элемента может иметь только положительное значение, и, соответственно, катодом является электрод с более высоким значением электродного потенциала. Стандартная ЭДС (ΔЕ 0)– электродвижущая сила гальванического элемента в стандартных условиях. Стандартная ЭДС медно-цинкового гальванического элемента: ΔЕ 0 = Е0Cu2+| Cu – E0Zn2+|Zn = = 0,34 – (– 0,76) = 1,10 B |