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⁺+SO₄^2-→Мn²⁺+ SO₄^2-+СО₂ +2K⁺+SO₄^2- + 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 = φ_окс – φ_восс = 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 = φ_катода – φ_анода

ЭДС = ∆φ = φ_{окислитель} – φ_{восстановитель}

Т.к. φ_{окислитель} > φ_{восстановитель,} 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 (φ_Cr+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⁺ + SO₄^2-

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 SO₄^2- 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 2Cu^o_(кат.) + O_2(ан.) + 4Н⁺_(ан.)

молекулярное уравнение

2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu_(кат.) + O_2(ан.) + 2H₂SO_4(ан.)

б) При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом в качестве восстановителей будем рассматривать SO₄^2-, H₂O и сам анод Cu. Анион SO₄^2- 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: Cu^o – 2 ē → Cu²⁺

краткое ионное уравнение

Cu²⁺ + Cu⁰ Cu⁰ + Cu²⁺

молекулярное уравнение

CuSO₄ + H₂O +Cu⁰ Cu⁰_(кат.) + H₂O + CuSO_{4 (анод)}