1.3 Кейс-Задания

1. При изготовлении печатных плат производят избирательное травление (окисление) пленки меди, нанесенной на полимер. Определите, можно ли использовать в качестве окислителя трихлорид железа, т. е. пойдет ли реакция: Cu + Fe³⁺ → Cu⁺ + Fe²⁺ при активностях ионов Fe³⁺ и Cu⁺, равных 1 моль/л и 298 К. Предложите другой окислитель для растворения меди (приложение Г).

2. Известно получение некоторых металлов путем восстановления с помощью CO или H₂. Подтвердите расчетом возможность реакции восстановления меди: CuO_(т) + H_2(г) ⇄ Cu_(т) + H₂O_(г) при стандартных состояниях веществ и 298 К (приложение Д). Рассчитайте массу восстановления меди, если объем затраченного водорода составляет 22,4 л (измерен при нормальных условиях).

3. Окислительно-восстановительная способность систем зависит от активности окисленной и восстановленной форм вещества, а также от рН раствора. Можно ли окислить ион Fe²⁺ до иона Fe³⁺ перманганат-ионом MnO₄^–, который при восстановлении в кислом растворе превращается в ион Mn²⁺ (состояния веществ – стандартные)? Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции и рассчитайте константу равновесия реакции при 298 К (приложение Г).

4. При помощи ОВР получают металлические покрытия на поверхностях изделий химическим способом (химическое никелирование, серебрение, меднение). Химическое меднение можно провести восстановлением соли меди, например CuCl₂ гидразином (N₂H₄), который окисляется до воды и азота. Напишите уравнение реакции, определите с помощью расчета для стандартных состояний веществ направление реакции при 298К (приложение Д). Укажите пути ускорения реакции. Какие экологические последствия возможны при протекании процесса? Можно ли предложить другой восстановитель для этой цели? Приведите уравнения реакции и рассчитайте стандартную энергию Гиббса этой реакции при 298К.

1.4 Контрольные вопросы

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

2. Что называется степенью окисления элемента?

3. Определить степень окисления элементов в соединениях: HNO₃, K₂SO₄, FeO, SO₂, Na₂CrO₄, HMnO₄, Br₂, Ca(OH)₂.

4. Какие вещества называются окислителями и восстановителями? Привести примеры типичных окислителей и восстановителей.

5. На каком принципе основаны методы электронного и электронно-ионного баланса составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?

6. Каков порядок составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?

7. В какой степени окисления (-2, +4 или +6) должна находиться сера в своем соединении, чтобы она могла диспропорционировать?

8. Какие окислительно-восстановительные реакции называются внутримолекулярными?

2 Лабораторная работа электрохимические свойства металлов. Гальванические элементы

2.1 Теоретическая часть

Механизм возникновения электродного потенциала

Если погрузить металлическую пластинку в раствор электролита, содержащий ионы этого же металла, то положительные ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются и некоторое их количество переходит в раствор. В результате этого перехода на пластинке образуется избыток электронов, и она заряжается отрицательно. Катионы, перешедшие в раствор, вследствие притяжения отрицательно заряженным металлом, располагаются вблизи его поверхности. Что приводит к образованию двух слоев с противоположными зарядами – двойного электрического слоя (см. рисунок 2.1).

Рисунок 2.1 Образование двойного электрического слоя

Таким образом, на границе раздела «металл – раствор» устанавливается подвижное равновесие: Ме + mН2О ⇄ Ме n+ ∙ mН2О + n ē (в растворе) (на металле) или можно записать, не включая гидратационную воду: Ме ⇄ Ме n + + n ē

От положения приведенного равновесия находится знак и величина заряда поверхности.

Если поверхность металла заряжена положительно, наблюдается картина, обратная представленной на рисунке 2.1. Таким образом,

• при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого же металла, на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала, который принято называть электродным потенциалом.