В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 42

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

A+s2 03 + hNo3 + H2O ® H3 AsO4 + H2 +S6O4 + No

 

Нітроген відновлюється від СО +5 до +2, отже, Ox - NO". Арсен і

Сульфур в ході реакції окиснюються відповідно від СО +3 до +5 і від СО -2 до +6 і, отже, вони одночасно виступають в ролі відновників.б)  Скориставшись таблицею  ОВ-потенціалів,  запишемо рівняння напівреакції відновлення:

 

Ox: NO- + 3ё + 4H+ ® NO + 2H2O

 

і окиснення:

 

Red: As+3 - 2ё + 4H2O ® AsOf + 8H

 

Red: S-2 - 8ё + 4H2O ® SO4- + 8H+

Слід врахувати, що кількості атомів As і S взаємозв'язані через хімічний склад сполуки As2S3. Оскільки в молекулу As2S3 входить два атоми As і три атоми S, першу напівреакцію окиснення помножимо на 2, а другу -на 3.

 

2As+3 - 4ё + 8H2O ® 2AsO4- + 16H+

 

3S-2 - 24ё + 12H2O ® 3SO4- + 24H+

б) складаємо електронно-іонний баланс. Необхідно врахувати, що загальне число електронів, що разом віддаються відновниками, дорівнює 28.NO- + 3ё + 4H+ ® NO + 2H2O


} 3ё


282As+3 - 4ё + 8H2O ® 2AsO4- + 16H


+


8428ё


33S-2 - 24ё + 12H2O ® 3SO4- + 24H J

 

6As+3+9S-2 + 28NO- + 4H2O = 6AsO4- + 9SO4- + 28NO + 8H+ г) Остаточно в молекулярній формі

 

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O ® 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO.

У розглянутих вище реакціях взаємодіють дві речовини, одна з яких служить окисником, а інша - відновником. Такі реакції називаються міжмолекулярними. Зустрічаються також реакції, в яких окисник і відновник входять до складу однієї молекули. Такі реакції називаються внутрішньомолекулярними.Приклад 17.15. Підібрати коефіцієнти в рівнянні реакції

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O Розв'язання. а) Виходячи зі змін СО елементів

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + СГ203 + H2O

знаходимо, що окисником виступає Сг+6, що відновлюється до Сг+3, а відновником - N-3, що окиснюється до N2.

 

б) Складаємо електронний баланс:

Red: 2N3- - ® N2

6

Ox: Cr+6 + 3ё ® Cr+3

 

 

2N-3 + 2Cr+6 ® N2 + 2Cr+3

і в молекулярній формі

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + C2O3 + 4H2O.

 

Відомі також OBP, в яких один і той самий елемент є і окисником, і відновником. Це реакції окисно-відновного диспропорціонування (або реакції самоокиснення-самовідновлення). Прикладом такої реакції є наступна:

H3PO3 ® H3PO4 + PH3.

У вихідній сполуці H3PO3 Фосфор знаходиться в проміжному ступені окиснення +3 і виступає у якості як окисника, приймаючи електрони і відновлюючись до СО = -3 (PH3), так і відновника, віддаючи електрони і окиснюючись до СО = +5 (H3PO4).

Підбір коефіцієнтів в реакціях диспропорціонування здійснюється звичайними методами, наприклад - методом електронного балансу

Red: Р+3 - ® Р+5

6

Ox: Р+3 + ® Р-3

 

4Р+3 ® 3Р+5 + Р-3

і в молекулярній формі

4H3PO3 ® 3H3PO4 + PH3.При підборі коефіцієнтів методом електронно-іонного балансу бажано навчитися складати рівняння напівреакцій, оскільки не завжди можна знайти потрібні напівреакції в таблицях ОВ-потенціалів.

Приклад 17.16. Запишіть рівняння напівреакцій окиснення і відновлення і завершіть рівняння наступної ОВР:

P + HNO3 ® H3PO4 + NO. Розв'язання. а) За зміною СО елементів

P+ hNo3 ® h3 Po4 + No

 

+5 o

вибираємо окисник (N) і відновник (P).

б) Записуємо схему напівреакції окиснення

P - 5ё ® PO4-

4

У правій частині рівняння частинка (PO4 ) містить Оксиген. У ліву частину рівняння Оксиген можна ввести або у вигляді H2O, або у вигляді іонів ОН- (реакція перебігає у водному розчині). Оскільки середовище кисле, слід брати не гідроксид-іони, а молекули води:

P + 4H2O - 5ё ® PO34-. Тепер зрівнюємо атоми Н, які можна вводити в рівняння у вигляді Н+, ОН- і H2O. В даному випадку в праву частину рівняння додаємо вісім іонів Н+

P + 4H2O - ® PO4- + 8Н+ в) Схема напівреакції відновлення:

 

NO- + 3ё ® NO.

Зрівнюючи число атомів Оксигену, додаємо в праву частину рівняння дві молекули води

NO- + 3ё ® NO + 2H2O. Для того, щоб зрівняти число атомів Гідрогену, в ліву частину рівняння необхідно додати чотири іони Н+

 

NO- + 4Н+ +3ё ® NO + 2H2O.

Далі складається електронно-іонний баланс і добираються коефіціенти в рівнянні реакції, як було описано вище (виконайте це самостійно).18. ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ

 

Основні поняття: хімічне джерело струму (ХДС), гальванічний елемент (ГЕ); електрод, катод, анод, катодний і анодний процеси; струмоутворююча реакція; електродний потенціал, електрорушійна сила (ерс), поляризація електроду, напруга джерела струму.

Перелік умінь: складати схеми гальванічних елементів, електронні рівняння анодного і катодного процесів, іонне і молекулярне рівняння струмоутворюючої реакції, розраховувати за рівнянням Нернсту величини електродних потенціалів, визначати ерс гальванічного елементу.

Електрохімія вивчає процеси, що пов'язані із взаємоперетвореннями хімічної і електричної форм енергії. Можливість таких перетворень виникає внаслідок розділення в просторі напівреакцій окиснення і відновлення, з яких складається окисно-відновна реакція (ОВР). Напівреакції перебігають на електродах: на катоді - відновлення, а на аноді - окиснення. В зв'язку з цим в електрохімії їх називають електродними процесами. Електрохімічні пристрої залежно від напряму перетворення енергії підрозділяють на хімічні джерела струму (ХДС), що перетворюють хімічну енергію в електричну, і електролітичні комірки (електролізери), в яких відбувається зворотне перетворення електричної енергії на хімічну.

В ХДС самочинно перебігає (AG < 0, Е > 0) ОВР, хімічна енергія якої безпосередньо перетворюється на електричну. Таку реакцію називають струмоутворюючою.

Гальванічні елементи (ГЕ) є різновидом ХДС. До останніх відносяться також акумулятори і паливні елементи.

Розглянемо роботу гальванічного елементу Даніеля-Якобі, в якому перебігає наступна струмоутворююча реакція    Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu,
2+

Zn - 2e ® Zn Red

Cu2+ + ® Cu° Ox

елементу

Рис.18.1. Схема гальванічного елементу Даніеля-Якобі

Конструкцію гальванічного схематично показано на рис.18.1.

Цинковий і мідний електроди занурені в солей. Так створюються два напівелемента, кожен з яких єокисно-відновною системою: Zn /Zn і Cu /Си. Розчини солей сполучають дрібнопористою перегородкою або U-подібною трубкою, заповненою електролітом. Цим, з одного боку, запобігають безпосередньому контактові окисника і відновника, а з іншого, створюється можливість обом розчинам обмінюватися іонами шляхом їх дифузії. Напрямлений рух іонів в розчині замикає електричне коло при роботі ГЕ.

Як видно з рисунка, цинк і розчин CuSO4 просторово розділені. Проте, гальванічний елемент працює за рахунок їх хімічної взаємодії. Як це відбувається? Розглянемо спочатку стан ГЕ при розімкненому зовнішньому колі. На межі метал-розчин встановлюється електродний потенціал (ер), відповідний рівновазі металу з його іонами в розчині

Me + mH2O Mew+mH2O + we,

 

або спрощено

Me Mew+ + we. У даних напівелементах такими рівновагами є

Zn г± Zn2+ + 2e Cu Cu2+ + 2e.

Цинк, як активніший метал, має менше значення електродного

потенціалу: jZn2+/Zn< jCu2+/Cu.

Рушійною силою процесів в хімічних джерелах струму є різниця потенціалів між електродами. При замиканні зовнішнього кола починається напрямлений рух електронів від електроду з меншим потенціалом до електроду з більшим потенціалом, тобто в даному випадку від цинкового до мідного.

Відведення електронів від цинкового електроду приводить до його окиснення і переходу катіонів, що утворюються, в розчин

Zn - 2e ® Zn2+.

Підведення електронів до мідного електроду викликає відновлення іонів міді

Cu2+ + 2e ® Cu.

Електричний струм забезпечується рухом електронів в металевих провідниках і рухом іонів в електроліті: аніонів SO42- до цинкового електроду, а катіонів Zn2+ і Cu2+ - до мідного.Електрод, на якому перебігає процес окиснення, називають в електрохімії анодом (А), а електрод, на якому відбувається відновлення -катодом (К). В ХДС анод є негативним, а катод - позитивним полюсом.

Іншими словами, роль анода виконує електрод з меншим значенням ОВ-потенціалу. В елементі Даніеля-Якобі цинковий електрод є анодом (ф^п2+/Zn =

-0,76 В), а мідний - катодом (jCu2+/Cu =+0,34В).

При складанні схеми ГЕ фазові межі, наприклад, поверхні розділу між електродом і розчином, позначають однією вертикальною рискою, а між розчинами електролітів, тобто провідниками другого роду, - двома рисками. Домовились зліва записувати анодну частину елементу (-), а справа -катодну (+).

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах