![]() |
|
|
Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химии4/3, что не совсем удобно. Поэтому для избавления от дробного коэффициента найденные числа атомов азота и кислорода умножим на 3. Получается, что степень окисления изменилась у 6 атомов кислорода и у 12 атомов азота. 5. Расстановку коэффициентов проводим в следующей последова- тельности: а) уравниваем числа атомов азота, поставив перед формулой Fe(N03)3 коэффициент «4», а перед формулой N02 - коэффи- циент «12»; б) уравниваем числа атомов железа, поставив перед формулой Fe203 коэффициент «2»; в) уравниваем число атомов кислорода, поставив перед форму- лой 02 коэффициент «3». 6. Проверяем, одинаково ли общее число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения: 4Fe+3(N+50-2)3 : 2Fe +303 + 12N+402 + 302. Электродные и окислительно-восстановительные потенциалы и их использование Количественной характеристикой окислительно-восстановительных свойств веществ в водных растворах являются значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов соответствующих полуреакций. Электродный потенциал представляет собой разность потенциалов, возникающую на границе раздела электрод - раствор электролита. Абсолютные значения потенциалов экспериментально определить невозможно, поэтому на практике используются их относительные значения, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно приравнивается к 0. Потенциалыы, измеренныые в стандартный, условиях (концентрации ионов равный 1 моль/л, давление водорода равно 101,325 кПа, температура - 25 °С) назыываются стандартными электродными или стандартными окислительно-восстановительными потенциалами и обозначаются символом Е°. Их значения используются для характеристики реакций, протекающих в стандартных условиях. Если же реакция протекает в других условиях, то для ее описания используются равновесные потенциалы Е, которые рассчитываются по уравнению Нернста: „ „° 2,303 ? R ? Т с(восст) E = E lg— -. n ? F с(окисл) В этом уравнении: 4,303 - коэффициент перехода от натуральных логарифмов к десятичным; R - универсальная газовая постоянная; T - абсолютная температура; n - число электронов, принимающих участие в полуреакции; F - постоянная Фарадея, равная примерно 96500 Кл/моль; с (восст.) - концентрация восстановленной формы элемента, в которой он находится в более низкой степени окисления; с (окисл.) - концентрация окисленной формы элемента, в которой он находится в более высокой степени окисления. Если в уравнение Нернста подставить числовые значения R (8,314), F (96486) и принять температуру равной 298 К, то оно принимает вид: E = E0 _ 0,059lg фосст) n с(окисл) Из уравнения Нернста следует, что величина потенциала зависит от концентраций восстановленной и окисленной форм элемента. Если в реакции принимает участие металл, то величина его электродного потенциала зависит лишь от концентрации ионов этого металла (его окисленной формы) в растворе. Концентрация самого металла (восстановленной формы), как величина постоянная, в уравнение Нернста не подставляется. Кроме того, если в полуреакции принимают участие ионы Н+ или ОН-, их концентрации также влияют на величину потенциала. Используя значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, можно выполнить следующие операции: 1. Оценить окислительно-восстановительные свойства соответствующих веществ. 4. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в указанном направлении. 3. Определить направление протекания реакции. 4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возможных. 5. Рассчитать значение константы химического равновесия данной реакции. Сформулируем соответствующие правила и рассмотрим их применение на конкретных примерах. Более сильными восстановительными свойствами обладает вещество, которому соответствует полуреакция с более низким значением потенциала. Более сильными окислительными свойствами обладает вещество, которому соответствует полуреакция с более высоким значением потенциала. Пример 1. Определите, какой из восстановителей проявляет наиболее сильные восстановительные свойства при стандартных условиях в реакциях: а) FeSO4 + O2 + H2SO4 : Fe2(SO4)3 + H2O; б) HI + O2 : I2 + H2O; в) H2SO3 + O2 : H2SO4. Решение: 1. Определяем, какие вещества в данных реакциях являются вос- становителями. В реакции «а» восстановителем является FeSO4, по- скольку у железа степень окисления повышается от +2 до +3 в соот- ветствии с уравнением полуреакции: Fe+2 - ё : Fe+3 В реакции «б» восстановителем является HI, поскольку у иода степень окисления повышается в соответствии с уравнением полуреакции: I- - ё : I0 В реакции «в» восстановителем является H2SO3, поскольку у серы степень окисления увеличивается в соответствии с уравнением полуреакции: H2SO3 + H2O - 2ё : H2SO4 + 4H+ 2. Находим значения стандартных потенциалов соответствующих полуреакций: 3. Находим наиболее сильный восстановитель. Поскольку самое низкое значение потен |
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 |
Скачать книгу "Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химии" (1.12Mb) |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [прайс-листы] [форум] [обратная связь] |
|
Введение в химию окружающей среды. Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.
Химия и технология редких и рассеянных элементов. Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В
третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.
|
|