Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

После того как расставили все коэффициенты и определили, что S⁺⁴ – восстановитель и перед ним стоит коэффициент 5, можно выбрать правильный ответ. Ответ: 1.

Задача 5. Определите общую сумму коэффициентов в уравнении реакции и выберите один вариант ответа:

Zn + HNO₃(разб.) → Zn(NO₃)₂ + N₂O + Н₂О

Варианты ответа: 1) 18 3) 32 2) 24 4) 20

Решение. Необходимо определить коэффициенты методом электронного баланса. Так как уравнение и продукты реакции уже есть, можно сразу перейти к определению элементов, которые поменяли степень окисления:

0 +5 +2 +1

Zn + HNO₃(разб.) → Zn(NO₃)₂ + N₂O + Н₂О

В данном уравнении цинк повысил степень уравнения от (0) до (+2), т.е. это процесс окисления, а цинк – восстановитель, азот, наоборот, понизил степень окисления от (+5) до (+1) – процесс восстановление, а азот – окислитель.

Полученные коэффициенты подставляем в наше уравнение:

4Zn + 10HNO₃(разб.) → 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5Н₂О

Теперь складываем все коэффициенты: 4+10+4+1+5 = 24. Поэтому правильный ответ: 2.

б) 2MnO₂+O₂+4KOH→ 2K₂MnO₄+2H₂O

в) MnO₂+H₂ → MnO+H₂O

г) 2MnO₂+3NaBiO₃+6HNO₃ → 2HMnO₄+3BiONO₃+3NaNO₃+2H₂O

3. Чему равен коэффициент перед окислителем в уравнении реакции

Р + HNO_3(конц.) → H₃PO₄ + NO₂ + H₂O

1) 5 2) 3 3) 4 4) 1

4. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции, равен….  

KBr + KBrO₃ + H₂SO₄ → Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

1) 4 2) 2 3) 5 4) 1

5. Укажите, какие из приведенных реакций являются окислительно-восстановительными:

1) ZnO + NO → Zn(NO₃)₂

2) I₂ + 2NaOH → NaIO + NaI + H₂O

3) KMnO₄ + KNO₂ + H₂O → MnO₂ + KNO₃ + KOH

Литература: [1– гл.9, § 9.1-9.2]; [2– гл. 9, § 94- 95]; [3– гл. 5, §19].

Тема 8. Химическая активность металлов Теоретические сведения

Все металлы являются восстановителями. Они сравнительно легко отдают валентные электроны, так как имеют низкое значение потенциала ионизации. Низшая степень окисления металлов равна нулю, они вступают в реакции с различными окислителями, при этом в полученных соединениях их ионы всегда имеют положительную степень окисления.

При контакте металла с раствором собственной соли протекают два противоположных процесса:

а) переход ионов из металла в раствор;

б) адсорбция катионов из раствора на поверхности металла.

Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный; и наоборот, если скорость второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно. И в том, и в другом случае между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:

(8.1)

где – стандартный электродный потенциал, возникающий на границе раздела «металл – раствор» при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре 298 К и давлении 101 кПа (табл. 8.1); n – число электронов, принимающих участие в процессе на электроде; – концентрация ионов металла в растворе.

В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях (табл. 8.1):

· чем ближе металл к началу ряда, т. е. чем отрицательнее значение его потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная активность его иона;

· каждый металл в ряду напряжений обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей;

· все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме HNO₃), стоящие правее – не обладают такой способностью.

Таблица 8.1

Стандартные электродные потенциалы в водных растворах

Электрод	Реакция	Е0 , В
Na+/Na0	Na+ + e‾ → Na0	– 2,71
Mg2+/Mg0	Mg2+ + 2e‾ → Mg0	– 2,38
Al3+/Al0	Al3+ + 3e‾ → Al0	– 1,66
Mn2+/Mn0	Mn2+ + 2e‾ → Mn0	– 1,18
Zn2+/Zn0	Zn2+ + 2e ‾ → Zn0	– 0,76
Fe2+/Fe0	Fe2+ + 2e‾ → Fe0	– 0,44
Cd2+/Cd0	Cd2+ + 2e‾ → Cd0	– 0,40
Co2+/Co0	Co2+ + 2e‾ → Cd0	– 0,28
Ni2+/Ni0	Ni2+ + 2e‾ → Ni0	– 0,25
Sn2+/Sn0	Sn2+ + 2e‾ → Sn0	– 0,14
Pb2+/Pb0	Pb2+ + 2e‾ → Pb0	– 0,13
H+/½H2	H+ + e‾ → ½ H2	0,00
Cu2+/Cu0	Cu2+ + 2e‾ → Cu0	+ 0,34
Ag+/Ag0	Ag+ + e‾ → Ag0	+ 0,80

Так как при любой окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, можно создать такие условия, при которых окислительная и восстановительная реакции будут протекать на разных участках поверхности. При этом электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока, т. е. энергия химической реакции будет превращена в электрическую энергию.

Устройства, которые применяются для преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами (рис. 8.1).

Рис. 8.1. Графическое изображение медно-цинкового гальванического элемента

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в раствор электролита.

Процесс окисления протекает на более активном металле, его называют анодом; процесс восстановления – на менее активном, его называют катодом. Электроны при этом переходят от анода к катоду по внешней цепи, ионы движутся от катода к аноду в растворе и через электролитический мостик.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е _к − Е _а,

где Е_к – потенциал катода; Е_а – потенциал анода.

Решение типовых задач

Задача 1. Вычислите значение электродного потенциала никелевого (Ni) электрода, помещенного в раствор хлорида никеля с молярной концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. В соответствии с уравнением Нернста:

Е _Ni ²⁺_/Ni⁰ = E⁰ Ni²⁺/Ni⁰+ (0,59 : n)×lgС Ni²⁺ = – 0,25 В + (0,59:2)×lg 0,1 = – 0,25 В + 0,03(–1)= –0,28 В.

Задача 2. В один сосуд с раствором соли кобальта – CoCl₂ поместили пластинку из марганца, а в другой сосуд с таким же раствором – пластинку из свинца. Какой из металлов будет взаимодействовать с раствором CoCl₂? Напишите молекулярное и электронные уравнения процессов.

Решение. Потенциал марганцевого электрода более отрицателен, чем потенциал кобальтового электрода, а потенциал свинцового – менее отрицателен, поэтому марганец может быть восстановителем по отношению к ионам кобальта, свинец – не может.

Mn + CoCl₂ → MnCl₂ + Co.

Mn⁰ – 2ē → Mn²⁺, процесс окисления;

восстановитель

Co²⁺ + 2ē → Co⁰, процесс восстановления.

окислитель

Задача 3. Гальванический элемент состоит из железного электрода, помещённого в раствор нитрата железа (II) c молярной концентрацией 0,01 моль/л и серебряного электрода, помещённого в раствор нитрата серебра с молярной концентрацией 1 моль/л. Запишите схему гальванического элемента, процессы на электродах и вычислите ЭДС.

Ответ. Для определения функции электрода (анод – катод) следует рассчитать величины их электродных потенциалов по уравнению Нернста (8.1):

Железный электрод имеет отрицательное значение потенциала, поэтому будет выполнять функцию анода. Серебряный электрод менее активный, он будет катодом.

Схема гальванического элемента записывается следующим образом:

(анод) Fe | Fe (NO₃)₂ || Ag (NO₃) | Ag (катод),

или

(анод) Fe | Fe²⁺ || Ag⁺ | Ag (катод).

Процессы на электродах:

анод (Fe): Fe⁰ – 2е‾ → Fe²⁺; процесс окисления,

катод (Ag): 2Ag⁺ + 2е‾ → 2Ag⁰; процесс восстановления.

Реакция, в результате которой возникает электрический ток (токообразующая реакция): Fe + 2Ag (NO₃) → Fe (NO₃)₂ + 2Ag.

Электродвижущая сила гальванического элемента равна

ЭДС = Е_катода – Е_анода = 0,80 В – (– 0,4695 В) = 1,2695 В.

Лабораторные опыты

1. Взаимодействие металлов с водой

В химический стакан и две пробирки налейте до половины объема дистиллированной воды, добавьте по 1 – 2 капли индикатора фенолфталеина. Затем в стакан опустите небольшой кусочек натрия (осушенный от керосина фильтровальной бумагой), в пробирки - кусочки магния и алюминия. Отметьте бурную реакцию натрия с водой, сопровождающуюся активным выделением водорода, слабую реакции магния с водой, отсутствие реакции при комнатной температуре алюминия с водой. Нагрейте последнюю пробирку. Что наблюдается? Как изменилась окраска раствора?

Используя значения стандартных электродных потенциалов натрия Е⁰_Na+/Na= -2,78 В; магния Е⁰_Mg2+/Mg= -2,38 В; алюминия Е⁰_Al3+/Al = -1,66 В и потенциала водородного электрода в нейтральной среде, вычисленного по формуле Нернста