Авто Автоматизация Архитектура Астрономия Аудит Биология Бухгалтерия Военное дело Генетика География Геология Государство Дом Другое Журналистика и СМИ Изобретательство Иностранные языки Информатика Искусство История Компьютеры Кулинария Культура Лексикология Литература Логика Маркетинг Математика Машиностроение Медицина Менеджмент Металлы и Сварка Механика Музыка Население Образование Охрана безопасности жизни Охрана Труда Педагогика Политика Право Приборостроение Программирование Производство Промышленность Психология Радио Регилия Связь Социология Спорт Стандартизация Строительство Технологии Торговля Туризм Физика Физиология Философия Финансы Химия Хозяйство Ценнообразование Черчение Экология Эконометрика Экономика Электроника Юриспунденкция

СИСТЕМАХ

Читайте также:

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 (Ох_1/ 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 а_Н+ = 1 и давлении Н₂=1 атм Е_2Н+/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 a_Ox = a_Red= 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⁺ + Fe^{2+ ↔}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.