ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Подбор коэффициентов в О.В.Р. методом электронного баланса0 +5 +2 +1 Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O Алгоритм. 1. Определите элементы, изменившие с.о. 2. Выпишите элементы попарно. Zn0 → Zn+2 2 N+5 → 2 N+1 3. Если с.о. возрастает, то электроны прибавляем (столько электронов вычитаем и прибавляем на сколько единиц меняется с.о.), укажите процессы. Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е в-ль 2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е ок-ль 4. Находим Н.О.К. (ē) и подбираем к ним дополнительные множители. н.о.к. доп. множитель Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е х4 в-ль 8 2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е х1 ок-ль 5. Суммируем левую часть схемы с левой, а правую – с правой, учитывая дополнительные множители. Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е х4 в-ль 8 2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е х1 ок-ль ∑ 4 Zn0 + 2 N+5 → 4 Zn+2 + 2 N+1 6. Переносим коэффициенты из баланса в схему реакции, учитывая, что HNO3 является и окислителем и солеобразователем, поэтому коэффициент перед HNO3 не переносим. 4 Zn + HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + H2O. 7. Уравниваем число атомов в левой и правой частях схемы, начиная с металлов, затем – НеМе, Н и проверяем правильность по О. 30 = 30 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O Подбор коэффициентов ионно-электронным методом (метод полуреакций)
Алгоритм. 1. Составляем полное и краткое ионное уравнение, помня, что коэффициенты не подобраны. 2. Выписываем попарно частицы, изменившие свой состав или заряд. 3. Среда раствора. Кислая Щелочная Нейтральная а) избыток кислорода в а) недостаток О в части- а) избыток О в частице частице связываем иона- це берём из ионов связываем молекулами ми (Н+) с образованием (ОН‾) с образованием воды с образованием молекул воды; молекул воды; ионов (ОН‾); б) недостаток О в частице б) избыток О в частице б) недостаток О в частице берём из молекул воды с связываем молекула- берём из молекул воды образованием Н+. ми воды с образовани- с образованием ионов ем ионов (ОН‾). (Н+). 4. Уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях схемы. 5. Находим суммарный заряд частиц. 6. Если заряд увеличивается, то электроны вычитаем; если заряд уменьшается, то электроны прибавляем (уравниваем заряды). 7. Находим Н.О.К.электронов и подбираем к ним дополнительные множители. 8. Складываем левую часть схемы с левой, а правую с правой, учитывая дополнительные множители. 9. Сокращаем одинаковые частицы в левой и правой частях. 10. Переносим коэффициенты в схему реакции (если для одного вещества два коэффициента, то переносим больший). 11. Проверяем по кислороду правильность составления уравнения. Кислая среда KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O K++MnO4‾+2Na++SO32-+2H++SO42-→Mn2++SO42-+2Na++SO42-+2K++SO42-+H2O MnO4‾+SO32-+2H+→Mn2++SO42-+H2O н.о.к. MnO4‾ + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4 H2O х 2 (в-ие) ок-ль 10 SO32- + H2O - 2 ē → SO42- + 2 H+ х 5 (ок-ие) в-ль
6 3 2 MnO4‾ + 5 SO32- + 2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 3 H2O Щелочная среда KMnO4 + Na2SO3 + КОН → К2MnO4 + Na2SO4 + H2O K+ + MnO4‾ + 2 Na+ + SO32- + К+ + ОН‾ → 2 К+ + MnO42- + 2 Na+ + SO42- + H2O MnO4‾ + SO32- + 2 H+ → Mn2+ + SO42- + H2O н.о.к. MnO4‾ + 1 ē → MnO42- х 2 (в-ие) ок-ль 2 SO32- + 2 OН‾ - 2 ē → SO42- + 2 H2О х 1 (ок-ие) в-ль 2 MnO4‾ + SO32- + 2 ОН‾ → 2 MnO42- + SO42-+ H2O 13 = 13 2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH → 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O Нейтральная среда KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOН K+ + MnO4‾ + 2 Na+ + SO32- + H2O → MnO2 + 2 Na+ + SO42- + K++ OН‾ MnO4‾ + SO32- → MnO2 + SO42- н.о.к. MnO4‾ + 2 H2O + 3 ē → MnO2 + 4 OH‾ х 2 (в-ие) ок-ль 6
SO32- + H2O - 2 ē → SO42- + 2 H+ х 3 (ок-ие) в-ль 1 2 ОН 2 MnO4‾ + 18 = 18 2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O → 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH Расчёт Э.Д.С. Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности является окислительно-восстановительный потенциал или стандартный электродный потенциал (φ˚ или Е˚В). Чем больше значение φ˚, тем сильнее выражены окислительные свойства. Чем меньше значение φ˚, тем сильнее выражены восстановительные свойства.
1. О.В.Р. возможна, если Э.Д.С. > 0. 2. Если Э.Д.С. < 0, то прямая реакция невозможна. 3. Если Э.Д.С. = 0, то в системе – химическое равновесие.
Возможна ли реакция: Mg + ZnSO4 → Zn + MgSO4? 0 +2 0 +2 Mg + ZnSO4 → Zn + MgSO4 в-ль ок-ль φ˚Zn+2/Zn0 = - 0,76 В φ˚Mg+2/Mg0 = - 2,37 В Э.Д.С. = - 0,76 – (- 2,37) = 1,6 В. Т.к. Э.Д.С. > 0, то реакция возможна.
ТЕМА 11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ (Г.Э.) ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА (Х.И.Т.) Г.Э. – устройство, состоящее из двух полуэлементов, в котором химическая энергия превращается в электрическую. Полуэлемент – система, состоящая из металлической пластинки, опущенной в раствор собственной соли. Цинковый и медный полуэлементы. До замыкания цепи.
Zn/ZnSO4 Cu/CuSO4 Zn0 - 2ē ↔ Zn2+ (1) Cu0 - 2ē ↔ Cu2+ (2) В обоих полуэлементах образуются электродные потенциалы, однако на цинке будет больший избыток электронов, т.к. он более активный металл, поэтому равновесие (1) в большей степени смещено вправо, чем равновесие (2). Для замыкания цепи необходимы: Проводник первого рода – металлическая проволока (для движения электронов по внешней цепи) Проводник второго рода – стеклянная трубка, заполненная агар-агаром и KCl (электролитический мостик, по которому движутся анионы).
После замыкания цепи.
ē
SO42-
ē _ (A) Zn/ ZnSO4// CuSO4/ Cu (K) Равновесие (1) и (2) нарушатся: (1) (А) Zn0 - 2ē → Zn2+ (K) Cu2+ + 2ē → Cu0
Выводы: 1. Анод – электрод, на котором Катод – электрод, на котором происходит процесс окисления: происходит процесс восстановления: Активный металл (φ<); Неактивный металл (φ>); Заряд, т.к. ионы Меn+ из металли – Заряд, т.к. ионы Меn+ переходят на ческой решётки переходят в раствор; электрод из неактивного металла Процесс – Ме0 – nē → Men+ - Процесс - Меn+ + nē → Ме0 – избыток (ē) на (А). за счёт ē, которые перешли с анода. ● ● ● ●
2. Расчёт ЭДС (Г.Э.) ЭДС (электродвижущая сила) – разность потенциалов. ЭДС = φ(К) – φ(А) ЭДС = φ0Сu2+/Cu0 – φ0Zn2+/Zn0 (н.у.) = 0,34 – (- 0,76) = 1,1 В. Для произвольных условий по уравнению Нернста. ЭДС = (φ0Сu2+/Cu0 + 2,31·R·T lg[Cu2+]) – (φ0Zn2+/Zn0 + 2,31·R·T lg[Zn2+]) n·F n·F ЭДС = (φ0Сu2+/Cu0 + 0,059/2·lg[Cu2+]) – (φ0Zn2+/Zn0 + 0,059/2·lg[Zn2+]) 3. Г.Э. работает до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов (пока идут обе реакции).
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|