Гальванические элементы

Задачи

111. В какую сторону пойдет реакция:

2KJ + PbO₂ + 2HgSO₄ = J₂ + H₂SO₄ + PbSO₄ + 2H₂O

112. Определить, может ли ион Fe³⁺ окислить ион Cl^–, Br^–, J^–, если учесть, что ион Fe³⁺ восстанавливается до Fe²⁺?

113. Определить, будет ли протекать реакция при взаимодействии 1М раствора FeSO₄ и HgSO₄ по схеме:

2FeSO₄ + 2HgSO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Hg₂SO₄

114. Перманганат калия можно получить окислением манганата хлором K₂MnO₄ + Cl₂ = KMnO₄ + 2KCl. Можно ли вместо хлора использовать Br₂ или J₂?

115. Определить, может ли KMnO₄ окислить NaJ в кислой среде?

116. Определить, будет ли MnO₂ в кислом растворе окислять NaBr?

117. Может ли FeSO₄ окисляться в Fe₂(SO₄)₃ газообразным кислородом в кислой среде?

118. Сравните восстановительную способность Ca, Zn, Co, Cu по отношению к Cl₂.

119. Определить, может ли оксид германия(IV) окислить Mn(NO₃)₂ в кислом растворе?

120. Определить, может ли KMnO₄ окислить в кислой среде хлорид олова(II), если концентрация их раствора равна 1 моль/л.

121. Окислится ли в кислой среде ион Cr³⁺ в Cr₂O анионом NO с восстановлением последнего до NO.

122. Какой окислитель Br₂, H₂O₂ или HNO₃ можно использовать в процессе: CrCl₃ ® H₂Cr₂O₇?

123. Какой окислитель Cl₂, Br₂ или J₂ можно использовать в процессе Fe²⁺ ® Fe³⁺

124. Какой окислитель H₂O₂, PbO₂ или K₂Cr₂O₇ можно использовать в процессе: MnSO₄ ® H₂MnO₄?

125. Какой окислитель Br₂ или HNO₃ можно использовать в процессе: H₂SO₃ ® H₂SO₄

126. Какой окислитель HClO, J₂, или KMnO₄ можно использовать в процессе: H₂SeO₃ ® H₂SeO₄?

127. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

Cu₂Cl₂ + SnCl₄ Û SnCl₂ + 2CuCl₂

128. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

Na₂SO₃ + J₂ + H₂O Û Na₂SO₄ + 2HJ?

129. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂OÛ2KMnO₄+10FeSO₄ +8H₂SO₄?

130. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

2Fe(OH)₂ + Br₂ + 2H₂O Û 2Fe(OH)₃ + 2HBr?

131. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

HgO + Pb Û PbO + Hg?

132. Определите направление протекания реакции, имея в виду, что активности окисленной и восстановленной форм равны:

Pb+Hg₂SO₄Û2Hg+PbSO₄

133. Определите направление реакции при 25°C

2Fe(OH)₂ + Br₂ + 2H₂O Û 2Fe(OH)₃ + 2HBr,

если для системы Fe²⁺, Fe³⁺ a_ок : а_восст = 10^–6, а для системы 2Br^–, Br₂ а_ок : а_восст=10^–5

134. Определите направление реакции:

Cu₂Cl₂+SnCl₄ Û 2CuCl₂+SnCl₂

при с(Cu⁺) = 0,002 моль/л; с(Cu²⁺) = 0,2 моль/л; с(Sn²⁺) = 0,003 моль/л; с(Sn⁴⁺) = 0,03 моль/л?

135. Будет ли окислять KMnO₄ ионы Br^– при а(Н⁺)=10^–3 моль/л; а(MnО²⁺)=а(MnO )=1 моль/л.

Устройства, в которых энергия химической окислительно–восстановительной реакции превращается в электрическую энергию, называются химическими источниками электрической энергии, или гальваническими элементами.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, сообщающихся друг с другом. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, – катодом.

Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции, называется электродвижущей силой элемента (ЭДС).

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов (Е), каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов:

ЭДС=φ_К –φ_А

Пример 1

Гальванические элементы составлены по схеме:

а) Fe³⁺,Fe²⁺ II Ag⁺,Ag

Рассчитать ЭДС этих элементов при стандартных условиях и найдите изменение энергии Гиббса, протекающих в реакциях, уравнения которых напишите в ионно-молекулярной и молекулярной форме.

Решение:

а) (–)(Pt)Fe³⁺,Fe²⁺//Ag⁺,Ag(+)

Е (ЭДС) = φ(окислит.) – φ(восстановит.)

φ(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 В (восстановитель находим по таблице)

φ(Ag⁺/Ag) = 0,80 В (окислитель находим по таблице)

Е= 0,80 В – 0,77 В = 0,03 В

G (Энергия Гиббса) = –n F Е

n – число электронов, участвующих в процессе

F – число Фарадея

Е – ЭДС

G = –1 96485 0,03 В = – 2894,55 Дж = –2,8 кДж

Уравнения реакций:

Ag^+ + 1e Ag окислитель
Fe^2+– 1e Fe^3+ восстановитель

Ag⁺ + Fe²⁺ Ag+ Fe³⁺

2AgNO₃+Fe(NO₃)₃ 2Ag + Fe(NO₃)₃

(серебряный и железный электрод опущены в раствор нитратов, которые разделены пористой перегородкой).

Пример 2

Составить схему гальванического элемента, в котором протекает реакция:

Pb + SO + Sn⁴⁺ PbSO₄ + Sn²⁺

Решение: Из справочной таблицы выписываем полуреакции с электродными потенциалами:

Pb + SO –2e^– PbSO₄; φ⁰=–0,356 В

Sn⁴⁺ + 2e^– Sn²⁺; φ⁰=0,15 В

Значит, на аноде протекает первый процесс, а на катоде – второй.

Схема гальванического элемента:

(+)Pb, PbSO₄, SO // Sn⁴⁺,Sn²⁺(Pt)(–)

Дата добавления: 2015-05-08