Материал: Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы. метод. указания к выполнению лаб. и контр. работ по химии для студентов. Артамонова О.В., Шаталова В.В

9. Сформулируйте влияние различных факторов (изменение концентрации веществ, давления, температуры) на состояния равновесия систем, опираясь на принцип Ле-Шателье.

Задачи для самостоятельного решения

Задача 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2 СО_(Г)↔СО₂(г) +С_(Т),

если объем смеси уменьшить в три раза? Каков физический смысл константы скорости реакции и от чего она зависит?

Задача 2. Во сколько раз следует увеличить концентрацию О₂, чтобы скорость реакции

4NH_3(Г) + 5 О_2(Г) ↔ 4 NO_(Г)+6 Н₂О_(Г)

возросла в 32 раза?

Задача 3. Определите температурный коэффициент (γ) скорости реакции, если при нагревании от 40 ⁰С до 80 ⁰С скорость реакции увеличилась в 16 раз.

Задача 4. Дайте понятие энергии активации. Если реакция идет медленно, что можно сказать о величине энергии активации этой системы?

Задача 5. Сместится ли равновесие в системах:

2SO_2(Г)+О_2(Г)↔2SO_3(Г);

СО_(Г)+Н₂О↔Н_2(Г)+СО_2(Г)

при увеличении внешнего давления? Ответ поясните.

Задача 6. Как нужно изменить концентрацию реагирующих веществ, давление и температуру, чтобы равновесие в системе

4NH_3(Г)+5О_2(Г)↔4NO_(Г)+6Н₂О_(Г), ΔH<0

сместилось в сторону исходных веществ?

Литература: [1, гл. 7, §§ 7.1 - 7.3]; [2, раб. 7, 8].

Тема 5. Химическая активность металлов. Электродные потенциалы и электродвижущие силы

При опускании металлических пластин в воду катионы металла на их поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, оставшиеся на пластине, заряжают ее поверхность отрицательно. На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие

Me⁰  Meⁿ⁺ + nē. (5.1)

Чем меньше затрачивается энергии на переход катионов металла в жидкость, тем более химически активным считается металл.

При погружении металлов в растворы собственных солей наблюдается два случая: ионы более активных металлов обладают значительной способностью к переходу в раствор; ионы менее активных - к переходу из раствора на пластину.

Двойной электрический слой характеризуется скачком потенциала – электродным потенциалом.

Стандартным электродным потенциалом металлов называют электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией ионов 1 моль/л, измеренный относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого при 25 ⁰С условно принимается равным нулю [E^°_2H⁺_/H2 = 0].

Располагая металлы в ряд по мере убывания их химической активности и возрастания алгебраического значения их стандартного потенциала (Е^°), получают ряд напряжений металлов:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Pt Au.

Чем более отрицательное значение Е^°, тем большей восстановительной способностью обладает данный металл и тем меньшую окислительную способность проявляет его катион.

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов металла в растворе и температуры. Это зависимость выражается уравнением Нернста, расчетная формула которого имеет вид

, (5.2)

где - стандартный электродный потенциал металла;

n – заряд иона металла;

- концентрация ионов металла в растворе.

Гальванические элементы – это устройства, состоящие из двух металлических пластин, погруженных в раствор электролита, и в котором энергия окислительно-восстановительных процессов на электродах превращается в электрическую.

Таблица 5.1

Стандартные электродные потенциалы некоторых металлов

Типовые задачи и алгоритмы их решения

Задача 1. Между какими из перечисленных ниже взятых попарно веществ (металл-раствор электролита), будет протекать реакция замещения:

Fe+HCl; Ag+Cu(NO₃)₂; Cr+PbCl₂?

Напишите молекулярные и электронные уравнения соответствующих реакций.

Решение. 1. Рассмотрим возможность протекания реакции замещения ионов водорода железом. Сравним электронные потенциалы (см. табл. 5.1)

,

видим, что железо более химически активно, т.к. стандартный электродный потенциал его более отрицательный, поэтому его катионы переходят с пластины в раствор, с иона водорода – из раствора на пластину, процесс возможен:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H_2.

Электронные уравнения имеют вид:

Fe^° - 2ē = Fe²⁺;

2Н⁺ + 2ē = Н₂^°.

2. Рассмотрим уравнение

Ag + Cu(NO₃)₂:

В, В.

Стандартный электродный потенциал серебра более положительный, чем у меди, серебро менее активный металл, чем медь и поэтому не способно восстанавливать ионы меди из раствора ее соли. Реакция не идет.

3. Рассмотрим уравнение Cr + PbCl₂:

Более химически активным металлом является хром, следовательно, он может вытеснить ионы свинца из раствора:

2Cr + 3PbCl₂ → 2CrCl₃ + 3Pb;

2Cr⁰ - 6ē = 2Cr³⁺;

3Pb²⁺ + 6ē = 3Pb⁰.

Таким образом, более активные металлы восстанавливают из растворов катионы менее активных металлов и водорода.

Задача 2. Стандартный электродный потенциал никеля менее отрицательный, чем кобальта (см. табл. 5.1). Останется ли в силе это положение, если никель поместить в раствор его соли с концентрацией

моль/л,

а кобальт – в растворе с концентрацией

моль/л?

Решение. Для расчета воспользуемся уравнением Нернста (5.2):

Электродный потенциал никеля становится более отрицательным, чем электродный потенциал кобальта.

Задача 3. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из магниевой и цинковой пластин, опущенных в растворы собственных солей. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих при работе данного гальванического элемента, и вычислите электродвижущую силу (ЭДС) при условии, что: