Электроны влетают в плоский конденсатор длиной L под углом а к плоскости пластин, а вылетают под углом β. Определите начальную кинетическую энергию электронов, если напряженность поля конденсатора равна E.
Сопротивление любого ребра проволочного каркаса куба равно R. Найдите сопротивление между наиболее удаленными друг от друга вершинами куба.
При длительном пропускании тока 1,4 А через проволоку последняя нагрелась до 55°С, а при силе тока 2,8 А - до 160 °С. До какой температуры нагревается проволока при силе тока 5,6А? Сопротивление проволоки не зависит от температуры. Температура окружающего воздуха постоянна. Теплоотдача прямо пропорциональна разности температур проволоки и воздуха.
Свинцовая проволока диаметром d плавится при длительном пропускании тока I1, При каком токе расплавится проволока диаметром 2d? Потери теплоты проволокой в обоих случаях считать пропорциональными поверхности проволоки.
Какое количество теплоты выделится в схеме после размыкания ключа K? Параметры схемы показаны на рисунке.
Электрон влетает в однородное магнитное поле, направление которого перпендикулярно к направлению его движения. Скорость электрона v = 4·107 м/с. Индукция магнитного поля B = 1 мТл. Найти тангенциальное aτ и нормальное an ускорения электрона в магнитном поле.
В цепи, изображенной на рисунке тепловая мощность, выделяемая во внешней цепи, одинакова при замкнутом и разомкнутом ключе K. Определите внутреннее сопротивление батареи r, если R1 = 12 Ом, R2 = 4 Ом.
Две частицы, имеющие отношение зарядов q1/q2 = 2 и отношение масс m1/m2 = 4, влетели в однородное магнитное поле перпендикулярно его линиям индукции и движутся по окружностям с отношением радиусов R1/R2 = 2. Определите отношение кинетических энергий W1/W2 этих частиц.
Колебательный контур состоит из конденсатора емкостью С = 400 пФ и катушки индуктивностью L = 10 мГн. Найти амплитуду колебаний силы тока Im, если амплитуда колебаний напряжения Um = 500 В.
Через какое время (в долях периода t/T) на конденсаторе колебательного контура впервые будет заряд, равный половине амплитудного значения? (зависимость заряда на конденсаторе от времени задана уравнением q = qm cos ω0t)
Сколько электронов вылетает с поверхности катода за 1 с при токе насыщения 12 мА? q = 1,6·10-19 Кл.
Сила тока в цепи электрической плитки равна 1,4 А. Какой электрический заряд проходит через поперечное сечение ее спирали за 10 мин?
Определите площадь поперечного сечения и длину медного проводника, если его сопротивление 0,2 Ом, а масса 0,2 кг. Плотность меди 8900 кг/м3, удельное сопротивление 1,7*10-8 Ом*м.
На рисунке участка цепи АВ напряжение 12 В, сопротивления R1 и R2 равны соответственно 2 Ом и 23 Ом, сопротивление вольтметра 125 Ом. Определите показания вольтметра.
Определить величину сопротивления шунта амперметра для расширения пределов измерения тока с 10 миллиампер(I1) до 10 Ампер(I). Внутреннее сопротивление амперметра равно 100 Ом(R1).
Какая тепловая мощность выделяется в резисторе R1 в цепи, схема которой показана на рисунке, если амперметр показывает силу постоянного тока I = 0,4 А? Значения сопротивлений резисторов: R1 = 5 Ом, R2 = 30 Ом, R3 = 10 Ом, R4 = 20 Ом. Амперметр считать идеальным.
Два одинаковых металлических маленьких шарика заряжены так, что заряд одного из них в 5 раз больше заряда другого. Шарики привели в соприкосновение и раздвинули на прежнее расстояние. Во сколько раз изменилась по модулю сила их взаимодействия, если: а) шарики заряжены одноименно; б) шарики заряжены разноименно?
Длина цилиндрического медного провода в 10 раз больше, чем длина алюминиевого, а их массы одинаковы. Найдите отношение сопротивлений этих проводников.
Проволочное кольцо включено в цепь, по которой проходит ток 9 A. Контакты делят длину кольца в отношении 1:2. При этом в кольце выделяется мощность 108 Вт. Какая мощность при той же силе тока во внешней цепи будет выделяться в кольце, если контакты разместить по диаметру кольца?
Два шарика одинакового объёма, обладающие массой 0,6 ∙ 10 -3 г каждый, подвешены на шелковых нитях длиной 0,4 м так, что их поверхности соприкасаются. Угол, на который разошлись нити при сообщении шарикам одинаковых зарядов, равен 60°. Найти величину зарядов и силу электрического отталкивания.
Два одинаковых шарика, заряженные один отрицательным зарядом—1,5 мкКл, другой положительным 25 мкКл, приводят в соприкосновение и вновь раздвигают на расстояние 5 см. Определите заряд каждого шарика после соприкосновения и силу их взаимодействия.
8. Классификация химических реакций. ОВР. Электролиз
8.3. Окислительно-восстановительные реакции: общие положения
Окислительно-восстановительными реакциями ( ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов. В результате этих реакций одни атомы отдают электроны, а другие их принимают.
Восстановитель - атом, ион, молекула или ФЕ, отдающий электроны, окислитель - атом, ион, молекула или ФЕ, принимающий электроны:
Процесс отдачи электронов называется окислением , а процесс принятия - восстановлением . В ОВР обязательно должны быть вещество восстановитель и вещество окислитель. Нет процесса окисления без процесса восстановления и нет процесса восстановления без процесса окисления.
Восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель принимает электроны и восстанавливается
Процесс восстановления сопровождается понижением степени окисления атомов, а процесс окисления - повышением степени окисления атомов элементов. Сказанное удобно проиллюстрировать схемой (СО - степень окисления):
Конкретные примеры процессов окисления и восстановления (схемы электронного баланса) приведены в табл. 8.1.
Таблица 8.1
Примеры схем электронного баланса
| Схема электронного баланса | Характеристика процесса |
|---|---|
| Процесс окисления | |
 | Атом кальция отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем |
| Ион Cr +2 отдает электроны, повышает степень окисления, является восстановителем | |
 | Молекула хлора отдает электроны, атомы хлора повышают степень окисления от 0 до +1, хлор - восстановитель |
| Процесс восстановления | |
| Атом углерода принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем | |
 | Молекула кислорода принимает электроны, атомы кислорода понижают степень окисления от 0 до −2, молекула кислорода является окислителем |
| Ион принимает электроны, понижает степень окисления, является окислителем | |
Важнейшие восстановители : простые вещества металлы; водород; углерод в форме кокса; оксид углерода(II); соединения, содержащие атомы в низшей степени окисления (гидриды металлов , , сульфиды , иодиды , аммиак ); самый сильный восстановитель - электрический ток на катоде.
Важнейшие окислители : простые вещества - галогены, кислород, озон; концентрированная серная кислота; азотная кислота; ряд солей (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); пероксид водорода H 2 O 2 ; наиболее сильный окислитель - электрический ток на аноде.
По периоду окислительные свойства атомов и простых веществ усиливаются: фтор - самый сильный окислитель из всех простых веществ . В каждом периоде галогены образуют простые вещества с наиболее выраженными окислительными свойствами.
В группах А сверху вниз окислительные свойства атомов и простых веществ ослабевают, а восстановительные - усиливаются.
Для однотипных атомов восстановительные свойства усиливаются с увеличением их радиуса; например, восстановительные свойства аниона
I − выражены сильнее, чем аниона Cl − .
Для металлов окислительно-восстановительные свойства простых веществ и ионов в водном растворе определяются положением металла в электрохимическом ряду: слева направо (сверху вниз) восстановительные свойства простых металлов ослабевают: самый сильный восстановитель - литий .
Для ионов металлов в водном растворе слева направо в этом же ряду соответственно окислительные свойства усиливаются: наиболее сильный окислитель - ионы Au 3 + .
Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса .
Суть метода электронного баланса состоит в следующем.
1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.
2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.
3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.
4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).
5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале - водород по воде, а затем - числа атомов кислорода).
Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции
методом электронного баланса.
Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:
Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).
Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O
Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители - в левую или правую?
Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:
По числу атомов Al в левой части:
По числу атомов Al в правой части:
В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:
Если в реакции с участием HNO 3 образуется N 2 O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота 
.
В некоторых окислительно-восстановительных реакциях одно из веществ может выполнять функцию как окислителя (восстановителя), так и солеобразователя (т.е. участвовать в образовании соли).
Такие реакции характерны, в частности, для взаимодействия металлов с кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)), а также солей-окислителей (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca(OCl) 2) с соляной кислотой (за счет анионов Cl − соляная кислота обладает восстановительными свойствами) и другими кислотами, анион которых - восстановитель.
Составим уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой:
Видим, что часть молекул азотной кислоты расходуется на окисление меди, восстанавливаясь при этом до оксида азота(II), а часть идет на связывание образовавшихся ионов Cu 2+ в соль Cu(NO 3) 2 (в составе соли степень окисления атома азота такая же, как в кислоте, т.е. не изменяется). В таких реакциях дополнительный множитель для элемента-окислителя всегда ставится в правой части перед формулой продукта восстановления, в данном случае - перед формулой NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2 .
Перед формулой HNO 3 ставим коэффициент 8 (две молекулы HNO 3 расходуются на окисление меди и шесть - на связывание в соль трех ионов Cu 2+), уравниваем числа атомов Н и О и получаем
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
В других случаях кислота, например соляная, может одновременно быть как восстановителем, так и участвовать в образовании соли:
Пример 8.5. Рассчитайте, какая масса HNO 3 расходуется на солеобразование, когда в реакцию, уравнение которой
вступает цинк массой 1,4 г.
Решение. Из уравнения реакции видим, что из 8 моль азотной кислоты только 2 моль пошло на окисление 3 моль цинка (перед формулой продукта восстановления кислоты, NO, стоит коэффициент 2). На солеобразование израсходовалось 6 моль кислоты, что легко определить, умножив коэффициент 3 перед формулой соли Zn(HNO 3) 2 на число кислотных остатков в составе одной формульной единицы соли, т.е. на 2.
n (Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (моль).
x = 0,043 моль;
m (HNO 3) = n (HNO 3) · M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (г)
Ответ : 2,71 г.
В некоторых ОВР степень окисления изменяют атомы не двух, а трех элементов.
Пример 8.6. Расставьте коэффициенты в ОВР, протекающей по схеме FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 , используя метод электронного баланса.
Решение. Видим, что степень окисления изменяют атомы трех элементов: Fe, S и O. В таких случаях числа электронов, отданных атомами разных элементов, суммируются:
Расставив стехиометрические коэффициенты, получаем:
4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Рассмотрим примеры решения других типов экзаменационных заданий на эту тему.
Пример 8.7. Укажите число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю при полном разложении нитрата меди(II), массой 28,2 г.
Решение. Записываем уравнение реакции разложения соли и схему электронного баланса ОВР; M = 188 г/моль.
Видим, что 2 моль O 2 образуется при разложении 4 моль соли. При этом от атомов восстановителя (в данном случае это ионы ) к окислителю (т.е. к ионам ) переходит 4 моль электронов: 
. Поскольку химическое количество соли n
= 28,2/188 = = 0,15 (моль), имеем:
2 моль соли - 4 моль электронов
0,15 моль - x
n (e ) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (моль),
N (e ) = N A n (e ) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (электронов).
Ответ : 1,806 ⋅ 10 23 .
Пример 8.8. При взаимодействии серной кислоты химическим количеством 0,02 моль с магнием атомы серы присоединили 7,224 ⋅ 10 22 электронов. Найдите формулу продукта восстановления кислоты.
Решение. В общем случае схемы процессов восстановления атомов серы в составе серной кислоты могут быть такими:
т.е. 1 моль атомов серы может принять 2, 6 или 8 моль электронов. Учитывая, что в состав 1 моль кислоты входит 1 моль атомов серы, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имеем:
n (e ) = N (e )/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (моль).
Рассчитываем количество электронов, принятых 1 моль кислоты:
0,02 моль кислоты принимают 0,12 моль электронов
1 моль - х
n (e ) = x = 0,12/0,02 = 6 (моль).
Этот результат соответствует процессу восстановления серной кислоты до серы:
Ответ : сера.
Пример 8.9. В реакции углерода с азотной концентрированной кислотой образуются вода и два солеобразующих оксида. Найдите массу вступившего в реакцию углерода, если атомы окислителя в этом процессе приняли 0,2 моль электронов.
Решение. Взаимодействие веществ протекает согласно схеме реакции
Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления:
Из схем электронного баланса видим, что если атомы окислителя () принимают 4 моль электронов, то в реакцию вступает 1 моль (12 г) углерода. Составляем и решаем пропорцию:
4 моль электронов - 12 г углерода
0,2 - x
x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (г).
Ответ : 0,6 г.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Различают межмолекулярные и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.
В случае межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных веществ и являются атомами разных химических элементов.
В случае внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же вещества. К внутримолекулярным относятся реакции диспропорционирования , в которых окислитель и восстановитель - это атомы одного и того же химического элемента в составе одного и того же вещества. Такие реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.
Пример 8.10. Укажите схему ОВР диспропорционирования:
1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2
3) KI + Cl 2 → KCl + I 2
4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O
Решение . Реакции 1)–3) являются межмолекулярными ОВР:
Реакцией диспропорционирования является реакция 4), так как в ней атом хлора и окислитель, и восстановитель:
Ответ : 4).
Качественно оценить окислительно-восстановительные свойства веществ можно на основании анализа степеней окисления атомов в составе вещества:
1) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в высшей степени окисления, то этот атом уже не может отдавать электроны, а может их только принимать. Поэтому в ОВР данное вещество будет проявлять только окислительные свойства . Примеры таких веществ (в формулах указана степень окисления атома, отвечающего за окислительно-восстановительные свойства):
2) если атом, отвечающий за окислительно-восстановительные свойства, находится в низшей степени окисления, то данное вещество в ОВР будет проявлять только восстановительные свойства (принимать электроны данный атом уже не может, он может только их отдавать). Примеры таких веществ: , . Поэтому только восстановительные свойства в ОВР проявляют все анионы галогенов (исключение F − , для окисления которого используют электрический ток на аноде), сульфид-ион S 2− , атом азота в молекуле аммиака , гидрид-ион H − . Только восстановительными свойствами обладают металлы (Na, K, Fe);
3) если атом элемента находится в промежуточной степени окисления (степень окисления больше минимальной, но меньше максимальной), то соответствующее вещество (ион) будет в зависимости от условий проявлять двойственные окислительно -восстановительные свойства : более сильные окислители будут эти вещества (ионы) окислять, а более сильные восстановители - восстанавливать. Примеры таких веществ: сера , так как высшая степень окисления атома серы +6, а низшая −2, оксид серы(IV), оксид азота(III) (высшая степень окисления атома азота +5, а низшая −3), пероксид водорода (высшая степень окисления атома кислорода +2, а низшая −2). Двойственные окислительно-восстановительные свойства проявляют ионы металлов в промежуточной степени окисления: Fe 2+ , Mn +4 , Cr +3 и др.
Пример 8.11. Не может протекать окислительно-восстановительная реакция, схема которой:
1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O
2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O
3) KClO → KClO 3 + KClO 4
4) KBr + Cl 2 → KCl + Br
Решение. Не может протекать реакция, схема которой указана под номером 3), так как в ней присутствует восстановитель , но нет окислителя:
Ответ : 3).
Для некоторых веществ окислительно-восстановительная двойственность обусловлена наличием в их составе различных атомов как в низшей, так и в высшей степени окисления; например, соляная кислота (HCl) за счет атома водорода (высшая степень окисления, равная +1) - окислитель, а за счет аниона Cl − - восстановитель (низшая степень окисления).
Невозможна ОВР между веществами, проявляющими только окислительные (HNO 3 и H 2 SO 4 , KMnO 4 и K 2 CrO 7) или только восстановительные свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)
ОВР чрезвычайно распространены в природе (обмен веществ в живых организмах, фотосинтез, дыхание, гниение, горение), широко используются человеком в различных целях (получение металлов из руд, кислот, щелочей, аммиака и галогенов, создание химических источников тока, получение тепла и энергии при горении различных веществ). Отметим, что ОВР часто и осложняют нашу жизнь (порча продуктов питания, плодов и овощей, коррозия металлов - все это связано с протеканием различных окислительно-восстановительных процессов).
№234. Реакции выражаются схемами:
K2 Cr2 O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2 O
Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2 O
Решение. а)
Электронные уравнения
3 Cl– – e– = Cl0
1 Cr6+ + 3e– = Cr3+
K2 Cr2 O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2 O
K2 Cr2 O7 – является окислителем.
HCl – является восстановителем.
HCl – окисляется.
K2 Cr2 O7 – восстанавливается.
Электронные уравнения
1 Au0 – 3e– = Au3+
1 N5+ + 3e– = N2+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2 O
HNO3 – является окислителем.
Au – является восстановителем.
Au – окисляется.
HNO3 – восстанавливается.
№237. Реакции выражаются схемами:
Cr2 O3 + KClO3 + KOH → K2 CrO4 + KCl + H2 O
MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3 )2 + PbSO4 + H2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Решение. а)
Электронные уравнения
2 Cr3+ – 3e– = Cr6+
1 Cl5+ + 6e– = Cl–
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
Cr2 O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2 CrO4 + KCl + 2H2 O
KClO3 – является окислителем.
Cr2 O3 – является восстановителем.
Cr2 O3 – окисляется.
KClO3 – восстанавливается.
Электронные уравнения
2 Mn2+ – 5e– = Mn7+
5 Pb4+ + 2e– = Pb2+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3 )2 + 2PbSO4 + 2H2 O
PbO2 – является окислителем.
MnSO4 – является восстановителем.
MnSO4 – окисляется.
PbO2 – восстанавливается.
№240. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) K2 Cr2 O7 и H3 PO3 ; в) HNO3 и H2 S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
AsH3 + HNO3 → H3 AsO4 + NO2 + H2 O.
а) PH3 и HBr – окислительно-восстановительные реакции происходить не могут, так как фосфор и бром имеют низшие степени окисления –3 и –1 соответственно.
б) K2 Cr2 O7 и H3 PO3 – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как фосфор имеет промежуточную степень окисления +3 и он может быть окислен хромом имеющим высшую степень окисления.
в) HNO3 и H2 S – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как сера имеет низшую степень окисления –2 а азот высшую +5, азотная кислота окислит сероводород.
Электронные уравнения
As3- – 8e– = As5+ |
|
N5+ + e– = N4+ |
Молекулярное уравнение
AsH3 + 8HNO3 = H3 AsO4 + 8NO2 + 4H2 O.
№243. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
E =E ° +0, 059 lgC n
Из этой формулы находим концентрацию ионов Zn2+ в растворе
0, 059 lg C = E − E ° n
lg C =n (E − E ° ) 0, 059
2 (E - E ° )
C = 100,059 = 10
где E −E ° = – 0,015 В – Ответ: С = 0,30 моль/л.
уменьшение электродного потенциала.
№246. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ (в моль/л)?
Стандартный электродный потенциал серебра
E ° = + 0,80 В
Потенциал серебряного электрода в растворе
Е = 0,95 · E ° = 0,95 · 0,80 = 0,76 В
По закону Нернста электродный потенциал металла в растворе определяется по формуле
E =E ° +0, 059 lgC n
где n = 1 – число электронов, принимающих участие в процессе. Из этой формулы находим концентрацию ионов серебра в растворе
0, 059 lg C = E − E ° n
lg C =n (E − E ° ) 0, 059
n(E− E° )
C = 100,059 = 10
Ответ: С = 0,21 моль/л.
1(0,76−0,8)
№249 При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?
Решение Стандартные электродные потенциалы:
Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяем по уравнению Нернста
E =E ° +0, 059 lgC = 0n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Из уравнения Нернста находим искомую концентрацию
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией = = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз.
(–) Mg | Mg2+ || Pb2+ | Pb (+)
При разряде гальванического элемента анодный процесс Mg0 – 2e– → Mg2+ катодный процесс Pb2+ + 2e– → Pb0
Стандартные электродные потенциалы магниевого электрода Mg2+ | Mg –Е ° Mg = – 2,37 B; свинцового электрода Pb2+ | Pb –Е ° Pb = – 0,127 B.
Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяются по уравнению Нернста
E =E ° +0,059 lgC n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Так как концентрации ионов и их заряд одинаковы, то и электродные потенциалы изменятся от значения стандартных потенциалов на одну и туже величину, что не повлияет на ЭДС элемента, следовательно ЭДС элемента составит
Е = E ° Pb – E ° Mg = – 0,127 + 2,37 = 2,243 В.
Если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз то ЭДС элемента не изменится.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией = = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
Схема гальванического элемента
(–) Mg | Mg2+ || Cd2+ | Cd (+)
При разряде гальванического элемента
ЭДС гальванического элемента
Е = Е ° Cd –Е ° Mg = –0,403 + 2,37 = 1,967 В.
Электродные потенциал цинка при заданной концентрации ионов определяются по уравнению Нернста
E =E ° +0,059 lgC n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Поэтому если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л то потенциалы каждого из электродов изменятся на одно и тоже значение, следовательно ЭДС элемента не изменится.
№258. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
Химические процессы свинцового аккумулятора
(слева-направо - разряд, справа-налево - заряд):
№261. Электролиз раствора K2 SO4 проводили при силе тока 5 А в течении 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде?
Решение. Электронные уравнения
m 1 = Э I t /96500 = 8 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 4,477г
ν = m1 / 32 = 4,477 / 32 = 0,1399 моль
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,1399 = 3,133 л.
m 2 = Э I t /96500 = 1 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 0,5596г
ν = m2 / 2 = 0,5596 / 2 = 0,2798 моль
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,2798 = 6,266 л.
Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода m = m1 + m2 = 4,477 + 0,5596 = 5,03 г.
№264. Электролиз раствора Na2 SO4 проводили в течении 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде? Решение.
Электронные уравнения
на аноде 2Н2 О– – 4e– → О2 + 4Н+ на катоде 2Н2 О + 2e– → Н2 + 2(ОН)–
Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль где n = 2 – валентность кислорода.
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m 1 = Э I t /96500 = 8 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 10,45г
Откуда количество выделившегося кислорода
ν = m1 / 32 = 10,45 / 32 = 0,3264 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося кислорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,3264 = 7,31 л.
Эквивалент водорода Э = M/n = 1/ 1 = 1 г/моль где n = 1 – валентность водорода.
Согласно закону Фарадея масса водорода выделившегося на электроде
m 2 = Э I t /96500 = 1 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 1,306г
Откуда количество выделившегося водорода
ν = m2 / 2 = 1,306 / 2 = 0,6528 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося водорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,6528 = 14,62 л.
Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода
m = m 1 + m2 = 10,45 + 1,306 = 11,75 г.
№ 267. На сколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO 3 проводить при силе тока 2 А в течении 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах.
По закону Фарадея масса на которую уменьшится масса анода
mЭ I× t | 107,87 × 2× (38× 60+ 20) | ||||||
где mЭ = 107,87 г/моль – эквивалентная масса серебра.
Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами: на катоде происходит выделение серебра: Ag+ + е– = Ag
на аноде: 2NO3 – – 2 е– + 2H2 O = 2 НNO3 + O2
№270. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде?
Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами: на катоде происходит выделение водорода: 2Н+ + 2е– = Н2
на аноде: 2I– – 2 е– = I2
По закону Фарадея масса веществ выделившихся на электродах
m = mЭ I× t
На катоде
1× 6× 9000=
m 0,56 г. 96500
где mЭ = 1 г/моль – эквивалентная масса водорода; t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.
126, 9× 6× 9000=
m 71г. 96500
где mЭ = 126,9 г/моль – эквивалентная масса йода; t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течении 30 мин при силе тока 0,5 А?
При электролизе расплава NaCl на электродах происходят реакции:
При электролизе водного раствора NaCl на электродах происходят реакции:
на аноде Cl – – e– → ½ Cl
на катоде 2Н+ + 2e– → H2
При электролизе водного раствора NaOH на электродах происходят реакции:
на аноде 2OH – – 2e– → H O + ½O
на катоде 2Н+ + 2e– → H2
Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль где n = 2 – валентность кислорода.
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m = Э I t /96500 = MО I t /(96500 n)
Откуда количество выделившегося кислорода
ν = m / (2 M) = I t /(2 · 96500 n)
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем выделившегося кислорода.
V = 22,4 ν = 22,4 I t /(2 · 96500 n)=22,4 ·0,5 ·1800 /(2 ·96500 ·2) = 0,052 л
№276. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течении 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла. Решение Согласно закону Фарадея масса металла выделившегося на электроде
m = mЭ I t /96500
Откуда находим эквивалентную массу металла
m Э =96500 · m / (I · t) = 96500 · 1,071 / (1,5 · 30 · 60) = 38,278г/моль.
Атомная масса металла (так как металл трехвалентный)
А = 3 · m Э = 3 · 38,278 = 114,82 г/моль.
Задание 231.
Реакции выражаются схемами:
Р + НClО
3 + Н
2 О ⇔ Н
3 РО
4 + НCl;
Н
3 AsO
3 + KMnO
4 +Н
2 SO
4 ⇔ Н
3 AsO
4 + K
2 SO
4 + MnSO
4 + H
2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите,
какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
а)Р + НClО 3 + Н 2 О ⇔ Н 3 РО 4 + НCl;
Ионно-молекулярное уравнение:
6P 0 + 5I +5 = 6P +5 + I -1
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов тридцать. Разделив это число на 6, получаем коэффициент 5 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 30 на 5 получаем коэффициент 6 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
6Р + 5НClО 3 + 9Н 2 О ⇔ 6Н 3 РО 4 + 5НCl
В данной реакции: P – восстановитель, НIО 3 – окислитель; P окисляется до Н 3 PO 4 , НIО 3 – восстанавливается до HI.
б) Н 3 AsO 3 + KMnO 4 + Н 2 SO 4 ⇔ Н 3 AsO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
Ионно-молекулярное уравнение:
5As 3+ + 2Mn 7+ = 5As 5+ + 2Mn 2+
5Н 3 AsO 3 +2KMnO 4 + 3Н 2 SO 4 ⇔ 5Н 3 AsO 4 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
В данной реакции: Н 3 AsO 3 – восстановитель, KMnO 4 – окислитель; Н 3 AsO 3 окисляется до Н 3 AsO 4 , KMnO 4 – восстанавливается до MnSO 4 .
Задание 232.
Реакции выражаются схемами:
NaCrO 2 + Br 2 + NaOH ⇔
Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O
FeS + HNO 3 ⇔
Fe(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.
а) NaCrO 2 + Br 2 + NaOH ⇔ Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O
уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
2Cr 3+ + 3Br 2 0 = 2Cr 6+ + 6Br -
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 2, получаем коэффициент 3 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 3 получаем коэффициент 2 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
2NaCrO 2 + 3Br 2 +8NaOH ⇔ 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr +4H 2 O
В данной реакции: NaCrO 2 – восстановитель, Br 2 – окислитель; NaCrO 2 окисляется до Na 2 CrO 4 , Br 2 – восстанавливается до NaBr.
б) FeS + HNO 3 ⇔ Fe(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
3S 2- + 2N 5+ = 3S 0 + 2N 2+
FeS + HNO 3 ⇔ Fe(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O
В данной реакции: FeS – восстановитель, HNO 3 – окислитель; FeS окисляется до S, HNO 3 – восстанавливается до NO.
Задание 233.
Реакции выражаются схемами:
HNO 3 + Zn ⇔
N 2 O + Zn(NO 3) 2 + H 2 O;
FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 ⇔
Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.
а) HNO 3 + Zn ⇔ N 2 O + Zn(NO 3 ) 2 + H 2 O
уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
4Zn 0 + 2N 5+ = 4Zn 2+ + 2N +
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов восемь. Разделив это число на 4, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 8 на 2 получаем коэффициент 4 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
10HNO 3 +4Zn ⇔ N 2 O +4Zn(NO 3 ) 2 +5H 2 O;
В данной реакции: Zn – восстановитель, HNO 3 – окислитель; Zn окисляется до Zn(NO 3) 2 , HNO 3 – восстанавливается до N 2 O.
б) FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 ⇔ Fe 2 (SO 4 ) 3 + KCl + H 2 O
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
6Fe 2+ + Cl 5+ = 6Fe 3+ + Cl -
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 6, получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 1 получаем коэффициент 6 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 ⇔3 Fe 2 (SO 4 ) 3 + KCl + 3H 2 O
В данной реакции: FeSO 4 – восстановитель, KClO 3 – окислитель; FeSO 4 окисляется до Fe 2 (SO 4) 3 , KClO 3 – восстанавливается до KCl.
Задание 234.
Реакции выражаются схемами:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl ⇔
Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O;
Au + HNO 3 + HCl ⇔
AuCl 3 + NO + H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.
а) K 2 Cr 2 O 7 + HCl ⇔ Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O
уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
2Cr 6+ + 6Cl - = 2Cr 3+ + 3Cl2 0
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 3, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 6 на 2 получаем коэффициент 3 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl ⇔ 3Cl 2 + 2CrCl 3 +2KCl + 7H 2 O
В данной реакции: HCl – восстановитель, K2C r2 O 7 – окислитель; HCl окисляется до Сl 2 , K 2 Cr 2 O 7 – восстанавливается до CrCl 3 .
б) Au + HNO 3 + HCl ⇔ AuCl 3 + NO + H 2 O
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Au 0 + N 5+ = Au 3+ + N 2+
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Здесь число отданных электронов и число принятых электронов равно 3, поэтому коэффициенты при восстановителе и окислителе, и перед продуктами окисления и восстановления равны 1. Молекулярное уравнение реакции:
Au + HNO 3 + 3HCl ⇔ AuCl 3 + NO + 2H 2 O
В данной реакции: Au – восстановитель, HNO 3 – окислитель; Au окисляется до AuCl 3 , HNO 3 – восстанавливается до NO.
Задание 235.
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH 3 и КМnO 4 б) HNO 2 и HI; в) НСI и Н 2 S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
КМnO 4 + КNO 2 + Н 2 SO 4 ⇔
МnSO 4 + КNO 3 + К 2 SO 4 + Н 2 O
Решение:
а) Степень окисления в NH 3 n
(N) = -3 (низшая); в KMnO 4 n
(Mn) = +7 (высшая). Так как азот находится в своей низшей степени окисления, а марганец – в своей высшей степени окисления, то взятые вещества могут взаимодействовать друг с другом, причём NH3 является окислителем, а KMnO 4 – восстановителем.
б) в HNO 2 n (N) = +3 (промежуточная); в HI n (I) = -1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем HI является окислителем, а HNO 2 – восстановителем.
в) в HCl n (Cl) = -1 (низшая); в H 2 S n (S) = -2 (низшая). Так как и хлор, и сера находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут.
г) КМnO
4 + КNO
2 + Н
2 SO
4 ⇔
МnSO
4 + КNO
3 + К
2 SO
4 + Н
2 O
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.
уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
2Mn 7+ + 5N 3+ = 2Mn 2+ + 5N 5+
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции:
2
КМnO
4 + 5КNO
2 + 3Н
2 SO
4 ⇔
2МnSO
4 + 5КNO
3 + К
2 SO
4 + 3Н
2 O
