4.2 Окислительно-восстановительные процессы9 Примеры решения задач

Пример 1. Возможна ли какая-нибудь окислительно-восстановительная реакция между металлической медью и солью железа (3+) в водном растворе при стандартных условиях?

Решение: 1. Выпишем возможные полуреакции и найдем в справочнике¹⁰соответствующие значенияE°.

(1) Fe³⁺ + e = Fe²⁺; E°₁ = 0,77 В;

(2) Fe³⁺ + 3e = Fe; E°₂ = ‑0,04 В;

(3) Cu ²⁺ +e = Cu; E°₃ = 0,34 В.

E°₂ << E°₃ <<E°₁. ОВР возможна, если разность потенциалов окислителя и восстановителя положительна:

Для реакции 2Fe³⁺ + 3Cu = 2Fe + 3Cu²⁺ окислитель Fe³⁺ , а восстановитель – Cu. Считаем разность потенциалов:

ΔЕ = E°₂ ‑ E°₃ ΔЕ = ‑0,04‑ 0,34 = ‑0,38, следовательно такая реакция не идет.

Но реакция восстановления железа (III) до железа (II)

2Fe³⁺ + Cu = 2Fe²⁺ + Cu²⁺ идет. Действительно, для этой системы:

ΔЕ = E°₁ ‑ E°₂ ΔЕ = 0,77 ‑ 0,34 = 0, 43.

Таким образом, при стандартных условиях медью можно восстановить Fe³⁺ до Fe²⁺, но нельзя восстановить до металлического железа.

Пример 2. Будет ли работать гальванический элемент, составленный из никелевого электрода, с концентрацией раствора NiСl₂ = 0,2 моль/л и марганцевого электрода с концентрацией MnСl₂ = 0,5 моль/л? Напишите схему такого гальванического элемента. Определите Э.Д.С. этого элемента и значение ΔG при 298 К.

Решение:1. По таблице стандартных электродных потенциалов находим: ‑1,18 В, a‑0,25 В. Следовательно восстановителем является марганец.

2. Составляем схему гальванического элемента:

Анод (-) Mn½0,5 M MnCl₂½½0,2 NiCl₂½ Ni (+) Катод

3. Рассчитываем значение ΔЕ (ЭДС):

ΔЕ = E_Ox – E_Red.

Для нашего примера ΔЕ = -

Так как при 298 К

E = E +lg С_Mⁿ⁺

Для нашего примера =+lg0,2=‑0,25 ‑ 0,02 = ‑0,27 (B)

=+lg0,5= ‑1,18 ‑ 0,01 = ‑ 1,19 (B)

ΔЕ = ‑0,27 ‑ (‑1,19) = 0,92 (B)

Следовательно, работа такого гальванического элемента возможна.

4. Найдем значение изобарно-изотермического потенциала:

ΔG = ‑nFΔE, для нашего примера ΔG = ‑2^.96500^.0,92 = ‑ 177560 Дж

Пример 3. Написать схему электролиза раствора хлорида натрия с инертными электродами.

Решение. Натрий в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, поэтому у катода будет происходить восстановление воды и накопление гидроксид-ионов. У анода происходит окисление ионов хлора:

Катод (-) Анод (+)

2Н₂О + 2 ē → 2 ОН ^- + Н₂ 2Cl^- -2 ē→ Сl₂.

В целом процесс можно выразить уравнением:

2 NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂­ + Cl₂­.

Пример 4. Написать схему электролиза раствора Na₂SO₄ с нерастворимым анодом

Решение. Натрий в ряду напряжений находится левее водорода, поэтому у катода происходит восстановление ионов водорода воды и накопление ионов гидроксида. У анода выделяется кислород за счет электрохимического окисления воды. Фактически происходит электролиз воды:

Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + SO₄^2-

H₂O

Катод	Анод
2Н2О + 2 ē → 2 ОН^- + Н2	2Н2О – 4 ē → О2 + 4Н^+

У анода образуется раствор кислоты, у катода – раствор щелочи. Если растворы анодного и катодного пространства перемешивать, то вновь образуется сульфат натрия.

Если же анодное и катодное пространство разделить, можно выделить продукты электролиза.

В целом процесс выражается уравнением:

2 Na₂SO₄ + 6Н₂О = 2 H₂­ + 4NaOH + O₂­ + 2H₂SO₄

Пример 5. Написать схему электролиза раствора CuSO₄ с медным анодом

Решение. Процесс сводится к выделению меди на катоде и постепенному растворению анода. Количество сульфата меди в растворе остается неизменным:

Катод		Анод (медный)
Cu^2+ ←	CuSO4	→ SO4^2-
Cu^2+ + 2 ē → Cu		Cu^0 – 2 ē → Cu^2+.

Пример 6. Написать схему электролиза расплава NaCl

Решение. При электролизе расплавов солей сохраняются закономерности электролиза водных растворов. Однако отсутствие воды сказывается на характере реакций. В расплаве хлорида натрия содержатся ионы Na⁺ и Cl^-. При пропускании через него электрического тока ионы Na⁺ у катода присоединяют электроны ‑ восстанавливаются до атомов, ионы Cl^- у анода отдают электроны и окисляются до атомов хлора, которые затем образуют молекулы хлора:

Катод		Анод
Na^+ ← Na^+ + e → Na	NaCl	→ Cl^- Cl^- ‑ e → Cl^0
		2 Cl^0 → Cl2.

В результате электролиза образуются натрий и хлор.

2NaCl→ 2Na + Cl₂.

Пример 7. При прохождении электрического тока через разбавленный раствор серной кислоты в течение 10 минут выделился водород объемом 100 мл при 18⁰С и давлении 100,6 кПа. Вычислить силу тока.

Решение: 1. Массу выделившегося водорода находим из уравнения:

m=,

где ‑ V = 100 мл = 1× 10^-4 м³; p = 100,6 кПа = 1,006 × 10⁵ Па; Т = 291 К; R = 8,314 Дж/ (моль×К); М (Н₂) = 2× 10^-3 кг/моль.

Отсюда получаем:

m = = 8,32× 10^-6 кг.

2. Силу тока находим по формуле:

J = == 1,34 А.

Пример 8. Ток силой проходит через раствор хлорида меди (II) в течение 20 минут. Вычислить массу разложившегося хлорида меди.

Решение: Находим массу разложившегося хлорида меди:

m = × J τ .

где ‑ М(CuCl₂) = 134,45^.10^-3 кг/моль; n = 2; F = 96500 Кл/моль; J = 2,1 А; τ = 20 мин = 1200 сек.

m_CuCl2 == 1,76 г.

Пример 9. При электролитическом получении магния в качестве электролита может служить расплав хлорида магния. Вычислить выход по току, если в ванне, работающей при силе тока 40 кА, в течение 5 ч, выделился магний массой 72,6 кг.

Решение: 1. Определим массу Mg, которая должна выделиться, согласно закону Фарадея:

m = = 90,73 кг,

2. Определим выход по току:

η = × 100% = 80%.