АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

СИСТЕМАХ

Читайте также:
  1. I Понятие об информационных системах
  2. SCАDA-системы: основные блоки. Архивирование в SCADA-системах. Архитектура системы архивирования.
  3. Аварии на коммунальных системах жизнеобеспечения
  4. Арифметические действия в двоичной и шестнадцатеричной системах счисления
  5. Блочное кодирование было главным типом кодирования, используемого в ранних системах мобильной коммуникации.
  6. Борьба с биологическим обрастанием, коррозией и отложениями в системах оборотного водообеспечения
  7. Взаємодії в екологічних системах. Принципи формування екосистем
  8. Викривлення в системах з ВРК
  9. Викривлення в системах з ЧРК
  10. Вопрос №27: Суточные. Сезонные и многолетние ритмы в экосистемах.
  11. Выполнение арифметических операций в позиционных системах счисления
  12. Глава 40. ЧЕЛОВЕК В ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ СИСТЕМАХ

Окислительно-восстановительные реакции протекают с переносом электрона, т.е. сопровождаются изменением степени окисления элемента:

Ох1 + е ↔Red1 (полуреакция восстановления),

Red2 – e ↔ Ox2 (полуреакция окисления),

Ох1 и Ох2 – окисленные формы элементов, Red1 и Red2 – восстановленные формы элементов. Совокупность окисленной и восстановленной форм представляет собой окислительно-восстановительную пару (Ох1/ Red1; Ox2/ Red2).

Полуреакции практически неосуществимы. Протекает лишь полная реакция, являющаяся суммой двух полуреакций:

Ох1 + Red2 ↔Red1 + Ox2 (35)

Для характеристики окислительно-восстановительной срособности пары используют величину окислительно-восстановительного потенциала (Е).

Экспериментальным образом определить величину Е какой-либо пары невозможно, поэтому определяют разность потенциалов двух пар, одну из которых принято считать точкой отсчёта. Такой парой условились считать систему 2Н+ + 2е ↔ Н2 (стандартный водородный электрод). При аН+ = 1 и давлении Н2=1 атм Е2Н+/Н2 принято считать равным нулю при любой температуре. Водородный электрод представляет из себя стеклянный сосуд, заполненный 1,25М раствором НСl, в который опущен электрод из платины, покрытый мелкодисперсной платиной («платиновой чернью»). В сосуд пропускают газообразный водород под давлением 1 атм.

Если составить гальванический элемент из водородного электрода и электрода, представляющего какую-либо окислительно-восстановительную пару, то ЭДС такого элемента служит количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности данной пары и называется потенциалом Е.

Величина потенциала зависит от температуры и активностей окисленной и восстановленной форм. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е = Е0 + (36),

где Е – равновесный потенциал (В);

Е0 – стандартный потенциал, т.е. потенциал при aOx = aRed= 1;

R – универсальная газовая постоянная (8,3144Дж∙град-1∙моль);

F – число Фарадея (96 493 Кл∙моль-1);

Т – абсолютная температура (К);

n – число электронов, участвующих в реакции.

Постоянные величины и коэффициент перехода от натуральных логарифмов к десятичным можно заменить температурным коэффициентом, равным 0,059 при 20ºС. Уравнение Нернста тогда можно представить следующим образом:

Е = Е0 + (37).

Если в полуреакции участвуют m ионов Н+, то

Е = Е0 + (38),

где Е0 = Е при а Н+=1.

Если окисленная или восстановленная формы являются твёрдым веществом или газом, то их активность принимается равной 1.

Величины стандартных электродных потенциалов, измеренные относительно стандартного водородного электрода, приведены в справочниках и не зависят от концентраций реагентов и ионной силы раствора. Чем больше Е0, тем более сильным окислителем является окисленная форма пары и тем более слабым восстановителем является её восстановленная фориа.

Окислительно-восстановительная реакция между двумя веществами протекает в направлении образования более слабых окисленных и восстановленных форм. Для определения направления протекания реакции необходимо сравнить Е0 обеих пар, участвующих в процессе. Для этого нужно написать полуреакции в форме полуреакций восстановления и вычислить значение ΔЕ0. Если ΔЕ0= Е - Е >0, то реакция (1) протекает слева направо, если ΔЕ0 <0 – справа налево.

Количественная оценка направления окислительно-восстановительной реакции осуществляется по константе равновесия (чем больше константа равновесия, тем полнее идёт химическое взаимодействие), определяемой по уравнению:

lgK = (39),

где n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю.

 

Пример 8. Вычислите константу равновесия реакции:

Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe2+.

Решение. 1, Находим по справочнику значения стандартных потенциалов для обеих редокс-пар:

Е =1,74В; Е = 0,77 В.

2. Используя выражение (39) для константы равновесия, получаем:

lgK =

Следовательно, К = .

Схема комбинирования реагентов окислительно-восстановительного процесса.

1. Определяют справочные данные значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов выбранных редокс-пар.

2. Сравнив величины стандартных потенциалов выбранных полуреакций, определяют окислитель и восстановитель процесса в стандартных условиях. вычислив разность потенциалов окислителя и восстановителя, делают заключение о направлении протекания процесса.

3. Из полуреакций составляют уравнение реакции окислительно-восстановительного процесса, уравнивают с учётом того, что число отданных и присоединённых электронов должно быть одинаковым.

4. Вычисляют константу равновесия. По величине константы равновесия, в случае необходимости, определяют возможность смещения равновесия.

 

Вариант 1.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4

 

Вариант 2.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

Na3AsO4 + KI + HCl →

 

Вариант 3.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

FeSO4 + Ce(SO4)2

Вариант 4.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

Na2Cr2O7 + KI + HCl →

Вариант 5.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

Cl2 + HBr →

Вариант 6.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

KMnO4 + HCl →

Вариант 7.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

FeCl3 + H2

Вариант 8.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

FeCl3 + KI →

Вариант 9.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4

Вариант 10.

7. Вычислите константу равновесия для реакции, протекающей между следующими реагентами:

HI + Br2


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.006 сек.)