Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Потенциалов реагентов и энергии Гиббса

Читайте также:
  1. II. Определение для каждого процесса изменения внутренней энергии, температуры, энтальпии, энтропии, а также работы процесса и количества теплоты, участвующей в процессе.
  2. IV. Критерий удельной потенциальной энергии формоизменения
  3. Quot;Источник энергии Триумфального Электрического Автомобиля все еще остается тайной." A.C. Greene
  4. Ансамбль интеллекта и эмоций – залог экономичного расходования психической энергии.
  5. Баланс электрической энергии.
  6. Волевое усилие – это энергия мысли или эмоции, с помощью которой мы осуществляем переадресовку психической энергии от одного энергетического источника к другому.
  7. ВОПРОС 55. Определение потребности и стоимости сырья, топлива и энергии. Основные направления их экономии

1. Составьте уравнения возможных реакций окисления-восстановления и уравняйте их, если в процессе приняли участие следующие реагенты: НNO2 и H2O2. Определите наиболее вероятный процесс при стандартных условиях.

Решение. Степень окисления азота в азотистой кислоте равная +3 является для этого элемента промежуточной, значит, НNO2 может выступить и в роли окислителя, и в роли восстановителя. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода, равная -1, также является промежуточной для этого элемента, следовательно, Н2О2 также присуща двойственность. Чтобы определить роль каждого из реагентов в окислительно-восстановительном процессе, необходимо сравнить их окислительно-восстановительные потенциалы (таблица № 1 Приложения). Из данных таблицы находим:

а) восстановление азотистой кислоты HNO2 (ок-ль) возможно до свободного азота N2 и тогда потенциал окислителя φ0HNO2/N2 = +1,45 B; или до оксида азота (2) NO при потенциале окислителя φ0HNO2/NO= +0,99 В;

б) окисление азотистой кислоты HNO2 (вос-ль) возможно до аниона NO3 при потенциале восстановителя φ0HNO2/NO3-= –0,87 B;

в) окисление пероксида водорода Н2О2 (вос-ль)возможно до свободного кислорода О2, потенциал восстановителя φ0Н2О2/О2 = –0,68 В;

г) восстановление пероксида водорода Н2О2 (ок-ль) до воды Н2О возможно при потенциале окислителя φ0Н2О2/Н2О = +1,78 В.

Напишем теперь схемы возможных процессов и рассчитаем разность их окислительно-восстановительных потенциалов с учетом выводов из уравнения (5) теоретической части раздела:

а) HNO2 + H2O2 → O2 + N2 + H2O; φOx– φRed = φ0HNO2/N2 – φ0Н2О2/О2 = 1,45 – (-0,68) = 2,03 B; ∆φ0> 0, процесс самопроизволен при стандартных условиях;

б) HNO2 + H2O2 → O2 + NO + H2O; φOx– φRed = φ0HNO2/N2 – φ0Н2О2/О2 = 0,99 – (-0,68) = 1,67 B; ∆φ0 > 0, процесс самопроизволен при стандартных условиях;

в) H2O2 + HNO2 → HNO3 + H2O; φOx – φRed = φ0Н2О2/О2 – φ0HNO2/N2 = 1,78 – (-0,87) = 2,65 B; ∆φ0> 0, процесс самопроизволен при стандартных условиях.

Как мы видим, все три процесса при стандартных условиях возможны. Уравняем эти реакции, используя навыки, полученные при решении предыдущих задач:

а) HNO2 + H2O2 → O2 + N2 + H2O

ок-ль 2HNO2 + 6Н+ + 6ē = N2 + 4H2O +6 6 1 вос-ние

вос-ль H2O2 - 2ē = O2 + 2H+ –2 3 ок-ние

 
 


2HNO2 + 3H2O2= 3O2 + N2 + 4H2O

 

б) HNO2 + H2O2 → O2 + NO + H2O

ок-ль HNO2 + H+ + 1ē = NO + H2O +1 2 2 вос-ние

вос-ль H2O2 - 2ē = O2 + 2H+ –2 1 ок-ние

 
 


2HNO2 + H2O2= O2 + 2NO + 2H2O

 

в) H2O2 + HNO2 → HNO3 + H2O

ок-ль H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O +2 2 1 вос-ние

вос-ль HNO2 + Н2О – 2ē = NO3 + 3H+ –2 1 ок-ние

 
 


H2O2 + HNO2= HNO3 + H2O.

Из всех возможных окислительно-восстановительных процессов с участием азотистой кислоты и пероксида водорода наиболее вероятной будет реакция в), для которой разность потенциалов окислителя и восстановителя максимальная, ∆φ0 = 2,65 B.

Ответ: наиболее вероятным при стандартных условиях является процесс окисления азотистой кислоты до азотной кислоты пероксидом водорода.

2. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал системы

MnO4-+ 8H+ + 5ē = Mn+2 + 4H2O,

если при 298К Сμ(MnO4) =1,0∙10-5 моль/л, Сμ(Mn+2) = 1,0∙10-2моль/л, Cμ(H+) = 0,2 моль/л.

Решение. Значение окислительно-восстановительного потенциала рассчитывается по уравнению Петерса (уравнения 4 и 5 теоретической части раздела):

j/Red=j0/Red+ ℓn

В данной системе в окисленной форме находятся водород в катионе Н+ и марганец (7) в анионе MnO4, а в восстановленной форме - марганец (2) в катионе Mn2+; N ē – число электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительном процессе, в данном случае N ē = 5; j0Oх/Red = 1,51В – значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала системы MnO4/Mn2+, найденное в таблице № 1 Приложения.

Окислительно-восстановительный потенциал равен:

jOх/Red = 1,51 + ℓg = 1,51 + ℓg =

= 1,51+0,01182∙ℓg2,56×10-9 = 1,51 - 0,1016 = 1,408 В.

Ответ: φMnO4/Mn2+ = 1,408 B.

3. Потенциал водородного электрода равен –0,145 В. Определите рН раствора и активность ионов водорода в этом растворе.

Решение. Согласно уравнению Петерса (уравнение 6), при стандартных условиях потенциал водородного электрода для системы Н2 - 2ē = 2Н+ вычисляется по формуле

= + ∙ℓg а2+).

Учитывая нулевое значение стандартного водородного электрода ( = 0 В) и данные условия задачи, получим:

-0,145 = (0,0295)∙ℓg а2+), и далее ℓgа2+) = - = -4,915 = -5 + 0,085.

Следовательно, а2+) = 10-5∙1,22 = 1,22∙10-5 и а(Н+) = √1,22∙10-5 = 0,035(моль/кг).

Теперь определим кислотность раствора, зная, что рН = -ℓg а(Н+), тогда рН = - ℓg(0,035) =2 - ℓg3,5 = 2 – 0,54 = 1,46.

Ответ: рН = 1,46; а(Н+) = 0,035 моль/кг.

4. По изменению энергии Гиббса и стандартных окислительно-восстановительных потенциалов сделайте вывод о том, в каком направлении наиболее вероятно протекание следующего окислительно-восстановительного процесса при стандартном состоянии системы:

CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O.

Решение. Решение задачи необходимо начать с уравнивания этой реакции, используя метод электронно-ионного баланса. Для упрощения мы упустим стадию разложения всех компонентов на ионы, а запишем сразу уравнения полуреакций:

Cr3+ + 8OH – 3ē = CrO42– + 4H2O –3 6 2

+ 2ē = +2 3

2Cr3+ + 16OH + 3Br2 = 2CrO42– + 8H2O + 6Br. И тогда

2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O + 6KCl.

Примечание: введение в продукты реакции калия хлорида необходимо для связывания высвободившихся ионов .

Теперь, используя данные Таблицы № 1 Приложения, выпишем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов реагентов и продуктов этой реакции: = -0,12 B; = 1,07 B.

С учетом уравнений полуреакций значения окислительно-восстановительных потенциалов находим по уравнению Петерса:

(1) = + ℓn и

(2) = + ℓn .

В уравнениях (1 и 2): число участвующих в процессах окисления и восстановления электронов равно 6 (N ē = 6), что видно из уравнений полуреакций; отношения произведений концентраций реагентов и продуктов равны единице

=1 и = 1

так как в условиях стандартного протекания процесса концентрации реагентов приняты равными 1 моль/кг, и тогда

= ; = .

Для того, чтобы выяснить, в каком направлении окислительно-восстановительный

процесс наиболее вероятен, необходимо рассмотреть два случая.

Случай 1-й. Пусть в роли окислителя выступает бром, а в роли восстановителя катион хрома, т.е. вводится предположение, что реакция идет в прямом направлении (вправо). Тогда = ; = = - .

По Таблице № 1 Приложения находим значения потенциалов:φ0Br2/2Br- = 1,07 В, φ0Cr3+/CrO42- = 0,12 B, и рассчитываем разность потенциалов окислителя и восстановителя

∆φ = j-jRed= 1,07 – 0,12 = 0,95 (В).

Изменение изобарного потенциала Гиббса связано с изменением окислительно-восстановительного потенциала системы уравнением (15) теоретической части раздела:

∆G0 = -N ē F∆φ.

Произведя соответствующие расчеты, получим:

∆G0 = -(6∙96500∙0,95) = -550050 Дж/моль = -550 кДж/моль.

Случай 2-й. пусть в роли окислителя выступает хромат-ион, а в роли восстановителя – бромид-анион, т.е. вводится предположение, что реакция идет в обратном направлении (влево). Тогда = ; = = - и значения стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя будут равны: = = - 0,12 В; = = - 1,07 В. А разность потенциалов окислителя и восстановителя = (-0,12) – (-1,07) = 0,95 (В) не изменилась, значит, не изменилось и значение ∆G0 = -550 кДж/моль.

Поскольку в обоих направлениях реакций ∆φ > 0, а ∆G0< 0, то окислительно-восстановительный процесс равновероятен как в прямом, так и в обратном направлении, он является обратимым и равновесным:

2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH <=> 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O + 6KCl.

Ответ: процесс равновероятен в обоих направлениях (∆φ > 0, а ∆G0< 0), является обратимым и равновесным.

5. Проанализируйте, можно ли при стандартных условиях окислить хлорид водорода (НCl) до свободного хлора (Cl2) с помощью серной кислоты. Ответ подтвердите расчетом ∆G0.

Решение. Процесс окисления хлорида водорода концентрированной серной кислотой протекает по схеме:

H2SO4 + HCl → Cl2 + H2SO3 + H2O.

Перед тем, как производить расчеты ∆φ и ∆G0, необходимо уравнять эту реакцию.

2Cl – 2ē = Cl2 –2 2 1

H2SO4+ 2H+ + 2ē = H2SO3 + H2O +2 1

 
 


2Cl + H2SO4+ 2H+ = Cl2 + H2SO3 + H2O.

И тогда окончательно H2SO4 + 2HCl = Cl2 + H2SO3 + H2O.

В предыдущей задаче мы уже установили, что при стандартном состоянии системы j= j0; jRed= j0Red. Окислителем в данном процессе выступает серная кислота, восстановителем – хлорид водорода. Найдем значения соответствующих потенциалов в Таблице № 1 Приложения: j0= j0SO42-/SO32- = 0,23 B; j0Red= j02Cl-/Cl2 = -1,39 B.

Тогда ∆φ = j0- j0Red= 0,23 – (-1,39) = 1,62 (В).

Расчет ∆G0 показывает:

∆G0 = -nF∆φ = -(2∙96500∙1,62) = -312660 Дж/моль = - 312,7 кДж/моль.

Поскольку ∆φ > 0, а ∆G0< 0, то данный процесс возможен при стандартных условиях.

Ответ: процесс возможен при стандартных условиях, т.к. ∆φ > 0, а ∆G0< 0.


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 421 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Правила определения степени окисления (n) атома в сложном соединении. | Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций. | Б. Электрохимические процессы в гальваническом элементе | Окислительно-восстановительных процессах | Газовых электродов | Гальванических элементов | А. Домашнее задание №6 для закрепления навыков решения задач | Отношению к стандартному водородному электроду) при 298 К |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Восстановительных реакций| Реагентов окислительно-восстановительного процесса

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.02 сек.)