Задачи и упражнения / Авдеенко А.П. Сборник задач по неорганической химии

8. Проверяем число атомов кислорода.

Если число атомов кислорода не уравнено, ошибку в уравнении следует начинать искать с первого этапа.

Пример 2. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2.

Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O.

Это реакция диспропорционирования.

11.2.Задачи и упражнения для самостоятельного решения

1.Определить степени окисления серы в следующих соединениях: SO2,

H2S, Na2SO3, H2SO4, Al2S3, SO3, Cr2(SO4)3, Na2S2O3.

2. Уравнять ОВ реакции методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель, определить, какие из них можно отнести к реакциям диспропорционирования, внутримолекулярного или межмолекулярного окис-

г) KMnO4 + NO2 + H2O KNO3 + MnO2 + KOH. 141

Пример 3. Как изменится восстановительная активность цинка, если его погрузить (при Т = 298 К) в раствор нитрата цинка с концентрацией

0,0001 моль/л ?

Решение. Воспользуемся формулой Нернста:

[Zn+2] = [Zn(NO3)2], i = 1, α принимаем равной 1,

[Zn+2] = 0,0001 моль/л;

Вывод. С разбавлением раствора восстановительная активность возрастает, так как электродный потенциал понижается.

Пример 4. Среди приведенных ниже частиц укажите наиболее сильный окислитель. Эти частицы участвуют в следующих полуреакциях:

Решение. Самый сильный окислитель тот, который обладает наибольшим значением редокс-потенциала Е0ОВ. Таковым является анион MnO4¯ в кислой среде.

Пример 5. Рассчитать редокс-потенциал полуреакции:

Решение. Воспользуемся формулой Нернста для расчета редокспотенциалов:

143

Вывод. В условиях, отличающихся от стандартных, окислительная способность аниона MnO4‾ изменяется (в данном случае – уменьшается).

Задача № 2. Определение направления ОВ реакции.

Пример 1. Определить, можно ли окислить FeSO4 до Fе2(SO4)3 с помо-

щью K2Cr2O7 в кислой среде при стандартных условиях (С = 1 моль/л, Т = 298 К) согласно уравнению реакции:

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Решение. Записываем сокращенное ионное уравнение данной реакции:

Fe2+ + Cr2O72- + H+  Fe3+ + Cr3+ + H2O.

Составляем уравнения полуреакций, записывая в левой части окисленные формы каждого из изменяющихся веществ, а в правой – восстановленные фор-

По величине Е0 более сильным окислителем является ион Cr2O72-, а более сильным восстановителем – ион Fe2+, следовательно, они будут реагировать друг с другом, и их записывают в левой части ОВ реакции.

Записываем ионное уравнение реакции с учетом множителей:

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O.

144

Составляем молекулярное уравнение:

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

Пример 2. По данным полуреакциям составить ионное и молекулярное уравнение ОВ реакции:

MnO4‾ + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O, Е0ОВ = 1,5 В;

Составляем ионное и молекулярное уравнение, подобрав противоионы:

2MnO4‾ + 16H+ + 10 I‾ = 2Mn2+ + 8H2O + 5 I2;

2KMnO4 + 10 KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5 I2 + 8H2O + 6K2SO4.

Пример 3. Определить возможность протекания окислительно-

Изучаемая реакция состоит из двух полуреакций, стандартные редокс-

Определяем редокс-потенциалы каждой полуреакции по формуле Нернста для соответствующих концентраций:

при рН = 1 [H+] = 10-1 моль/л.

145

По формуле ЭДС = Еок-ля – Ев-ля определим направление процесса.

В роли окислителя выступит бихромат – ион Cr2O72-,

а в роли восстановителя выступит сульфит – ион SO32-.

Так как ЭДС >> ОВ, то окислительно-восстановительная реакция практически необратима и идет в заданном направлении при данных условиях.

Задача № 3. Рассчитать электродный потенциал гальванической пары: раствор AgBr (насыщенный при 298 К)/Ag0.

Решение. Определяем концентрацию ионов Ag+ в насыщенном растворе AgBr. Для этой цели в справочнике находим растворимость AgBr:

RM,AgBr = 8,8∙10-7 моль/л.

Таким образом, [Ag+] = 8,8∙10-7 моль/л.

Для расчета электродного потенциала гальванической пары AgBr/Ag0,

146

Задача № 4. Рассчитать электродвижущую силу гальванического элемента, состоящего из медной пластины, погруженной в 0,001 М раствор CuSO4, и магниевой пластины, погруженной в 0,0001 М раствор

MgSO4, при Т = 298 К.

Решение. Прежде всего, рассчитаем электродные потенциалы медного и магниевого электродов по уравнению Нернста:

Задача № 5. Составить два гальванических элемента: медный электрод играет роль катода; медный электрод играет роль анода. Составить

147

схемы этих гальванических элементов и написать процессы, происходящие на катоде и на аноде.

Решение. 1. Медный электрод играет роль катода, если электродный потенциал гальванической пары Cu2+/Cu0 выше электродного потенциала анода.

Таким образом, подбираем для этой цели любую гальваническую пару, электродный потенциал которой ниже электродного потенциала медного электрода, например Fe2+/Fe0:

2. Медный электрод играет роль анода, если в качестве катода подобрана такая гальваническая пара, электродный потенциал которой выше электродного потенциала пары Cu2+/Cu0, например Ag+/Ag0:

Схема полученного гальванического элемента следующая:

Cu2+/Cu0//Ag+/Ag0.

Процессы, происходящие на электродах: (К) Ag+ + 1ē  Ag0 ;

(А) Cu0 – 2ē  Cu2+ .

Задача № 6. Рассчитать электродвижущую силу концентрационного элемента, схема которого следующая:

Cu0/Cu2+ (0,0001 M раствор CuSO4)//Cu2+ (1 M раствор CuSO4)/Cu0.

Написать процессы, происходящие на электродах.

Решение. Определяем, прежде всего, электродные потенциалы каждого электрода.

148

Электрод с концентрацией CuSO4, равной 1 моль/л, при условии, что диссоциация CuSO4 полная, является стандартным. Для него в справочнике находим значение стандартного электродного потенциала:

E0Cu2 /Cu0 0,337 B.

Для электрода с концентрацией CuSO4, равной 0,0001 моль/л, электродный потенциал определяем по уравнению Нернста:

[Cu2+] = 0,0001 моль/л; n = 2, так как Cu2+ + 2е Cu0;

Второй электрод с более низкой концентрацией катионов Cu2+ выступает в роли анода, так как имеет более низкий электродный потенциал.

ЭДС = Екатода – Еанода = 0,337 – 0,22 = 0,12 В.

Процессы, протекающие на электродах, следующие:

Задача № 7. Рассчитать произведение растворимости AgI, если электродвижущая сила концентрированного элемента

Ag/AgI (насыщ. р-р)//Ag+ (0,1 М р-р AgNO3)/Ag равна 0,401 В.

Решение. Прежде всего, рассчитаем электродный потенциал катода, предположив, что AgNO3 диссоциирует полностью:

[Ag+] = [AgNO3] = 0,1 моль/л;

Зная величину электродного потенциала катода и величину ЭДС, рассчитаем величину электродного потенциала анода:

ЭДС = Екатода – Еанода ;

Еанода = Екатода – ЭДС = 0,741 – 0,401 = 0,34 В.

Рассчитаем концентрацию ионов [Ag+] у анода:

[Ag+] = 1,2∙10-8 моль/л.

В насыщенном растворе AgI устанавливается следующее равновесие:

AgI Ag+ + I¯; [Ag+] = [I¯ ].

Рассчитаем произведение растворимости AgI:

ПPAgI = [Ag+] [I¯ ] = [Ag+]2;

ПPAgI = (1,2∙10-8)2 = 1,44∙10-16.

Задача № 8. Рассчитать ЭДС свинцового аккумулятора, состоящего из шести банок, соединенных последовательно.

Решение. Рассчитаем ЭДС одной банки свинцового аккумулятора. При разрядке аккумулятора происходят следующие процессы:

на катоде – (К) PbO2 + 2ē + 4Н+ + SO42-  PbSO4 + 2H2O;

на аноде – (А) Pb – 2ē + SO42-  PbSO4 .

Для каждой из электродных полуреакций находим в справочнике значения стандартных электродных потенциалов:

Е0анод = -0,356 В; Е0кат = +1,68 В;

150