Сделай Сам Свою Работу на 5

K, Ca, Na, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, H, Cu, Hg, Ag, Au





Электрохимические процессы в промышленности

 

Контрольные задания для студентов очной и заочной формы обучения

 

 

Электроэнергетический факультет

 

Специальность: 140610 «Электрооборудование и электрохозяйство предприятий, организаций и учреждений»

Направление: 140600 «Электротехника, электромеханика и электротехнологии»

 

 

Вологда, ВоГТУ

 

 


 

Электрохимические процессы в промышленности: Контрольные задания для студентов очной и заочной формы обучения. - Вологда: ВоГТУ, 2010,- с.

 

Контрольные задания составлены для студентов очной и заочной формы обучения. В каждой теме предлагается 25 задач различной степени сложности. В конце приведены таблицы с вариантами выполнения контрольных работ для студентов-заочников и справочная таблица.

 

 

Утверждено редакционно-издательским советом ВоГТУ

 

 

Составитель: Борисова И.И., старший преподаватель кафедры электрооборудования

 

 

Рецензент: Хрусталев Ю.В., канд. техн. наук доцент кафедры электротехники

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ



 

Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной степени окисления) или от других атомов в атому данного элемента (при отрицательной степени окисления).

В простых веществах степень окисления всегда равна нулю. Нулевые значения степени окисления имеют, например, атомы в молекулах водорода (H2), кислорода (O2), серы, в чистых металлах и др.

В сложных соединениях некоторые элементы проявляют всегда одну и ту же степень окисления, но для большинства элементов она может принимать несколько значений. При записи степени окисления у символа элемента справа вверху указывают сначала знак, а затем цифру. Например, запись Ca2+ означает кальций в степени окисления +2. Степень окисления элемента также указывают римской цифрой в скобках, следующей сразу без пробела за названием элемента или символа элемента, например, записи железо (

И Fe () используются для обозначения железа в степени окисления + 3. Постоянную степень окисления имеют щелочные элементы (+1), бериллий, магний, щелочноземельные элементы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, а в его соединениях с металлами и в некоторых других соединениях она равна -1. Степень окисления кислорода, как правило, равна -2; к важнейшим исключениям относятся пероксидные соединения, где она равна -1, и фторид кислорода OF2 , в котором степень окисления кислорода равна +2. Для элементов с непостоянной степенью окисления её значение всегда нетрудно подсчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Определим для примера степень окисления углерода в CO, CO2, CH4, C2H6, C2H5OH. Обозначим её через х. Тогда, помня, что степень окисления водорода равна +1, а кислорода -2, получим:   CO х + (-2) = 0 х = +2 CO2 х +2(-2) = 0 х = +4 CH4 х +4(+1) = 0 х = -4 C2H6 2х +6(+1) = 0 х = -3 C2H5OH 2х +6(+1) + (-2) = 0 х = -2     Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение - все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окислительно-восстановительных реакций также велико. Так вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений. Простым примером окислительно-восстановительной реакции может служить реакция взаимодействия натрия с хлором:   2 Na + Cl2 = 2 NaCl .   Эта реакция протекает в несколько стадий. В ходе одной из них атомы натрия превращаются в положительно заряженные ионы; степень окисления натрия изменяется от 0 до +1:   Na - e- = Na+.   Такой процесс - отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления элемента, называется окислением. Электроны, отдаваемые натрием, принимаются атомами хлора, которые превращаются при этом в отрицательно заряженные ионы; степень окисления хлора изменяется от 0 до -1:   Cl2 + 2e- = 2Cl- .   Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Таким образом, в рассматриваемой реакции натрий окисляется, а хлор восстанавливается. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, - окислителем. Следовательно, в данном примере натрий-восстановитель, а хлор-окислитель. Окислительно-восстановительные реакции обычно уравнивают методом электронного баланса или методом полуреакций. Мы разберем подробно метод электронного баланса. Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции. Уравнивание окислительно-восстановительных реакций этим методом требует знания формул исходных веществ и продуктов реакции, умения рассчитывать степени окисления элементов в молекулах и ионах и строгого соблюдения очередности действий. Разберем это на конкретном примере:





Пример 1.

Подберите коэффициенты в схеме окислительно-восстановительной реакции, составьте схему электронного баланса, определите, что является – окислителем, что – восстановителем:

 

HNO3 + H2S ® NO + S + H2O

 

Решение:

1. Сначала определяем изменяющиеся степени окисления элементов

 

HN5+O3 + H2S2- ® N2+O + S0 + H2O

 

Для азота степень окисления понижается с + 5 до +2 (принято 3 e-). Для серы степень окисления повышается от -2 до 0 (отдано 2 e-).

 

2. Затем составляем схему электронного баланса.

 

В данном примере азот из степени окисления +5 переходит в степень окисления +2, поэтому нужно прибавить 3 электрона. Сера из степени окисления -2 переходит в степень окисления 0, поэтому нужно отдать 2 e-.

 

N5+ +3 e- ® N2+½3 2 - окислитель

S2- -2 e- ® S0 ½2 3 - восстановитель

 

3. Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части схемы реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части схемы реакции, коэффициент для воды находим по числу атомов водорода и кислорода в левой части схемы реакции. В схеме реакции ставим знак равенства.

 

2HNO3 + 3H2S = 2NO + 3S + 4H2O

 

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать следующий порядок:

1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления, найти окислитель и восстановитель.

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H2O, ионы Н+ или ОН- .

4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов.

5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Существует три вида окислительно-восстановительных реакций. В рассмотренной выше реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит окислителем (азот), а другое – восстановителем (сера). Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.

Реакция 4 H3PO3 ® 3 H3PO4 + PH3 служит примером реакций самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования),в которых одновременно образуются соединения, содержащие данный элемент в более окисленном и в более восстановленном состоянии по сравнению с исходным; при этом исходное вещество проявляет функции как окислителя, так и восстановителя.

В реакции (NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + 4 H2O восстанавливается хром, понижающий степень окисления от +6 до +3, повышающий степень окисления от -3 до 0. Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления. К ним относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

 

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ.

НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

 

 

Чем больше отрицательное значение стандартных потенциалов и чем, меньше их положительное значение, тем больше восстановительная способность металлов и тем меньше окислительная способность их ионов.

 

Располагая металлы в ряд по нарастанию алгебраической величины их потенциалов, получаем ряд, в котором металл, расположенный впереди, обладает большей восстановительной, а его ионы меньшей окислительной способностью по сравнению с металлами, следующими за ним:

 

K, Ca, Na, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, H, Cu, Hg, Ag, Au

Слева направо падает восстановительная способность атомов и нарастает окислительная способность ионов.

Ряд металлов, расположенных по нарастанию алгебраической величины их потенциалов, называется рядом напряжений металлов.

В этот ряд включен и водород, потенциал которого принимается равным нулю.

Каждый металл, стоящий в ряду напряжений впереди, способен вытеснять из соединений все металлы, стоящие за ним. Водород из разбавленных кислот вытесняется лишь теми металлами, которые стоят в ряду напряжений впереди него.

Каждая окислительно-восстановительная реакция слагается из полуреакций окисления и восстановления. Когда реакция протекаем в гальваническом элементе или осуществляется путем электролиза, то каждая полуреакция протекает на соответствующем электроде; поэтому полуреакции называют также электродными процессами. Каждому электродному процессу соответствует электродный потенциал.

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от трех факторов: 1) от природы веществ-участников электродного процесса, 2) от соотношения между концентрациями этих веществ, 3) от температуры системы. Эта зависимость выражается уравнением Нернста (В. Нернст, 1889 г.):

 

j = j 0 + 2,3 lg ,

 

где j 0 - стандартный электродный потенциал данного процесса; R - газовая постоянная; Т - абсолютная температура; n - число электронов, принимающих участие в процессе; F - постоянная Фарадея, и - произведения концентраций веществ, участвующих в окисленной (Ox) и в восстановленной (Red) формах.

Физический смысл величины j 0 становится ясным при рассмотрении случая, когда концентрации всех веществ, участвующих в данном электродном процессе равны единице. При этом условии второе слагаемое правой части уравнения обращается в нуль (lg1=0) и уравнение принимает вид: j = j 0.

Концентрации, равные единице, называются стандартными концентрациями. Поэтому и потенциал, отвечающий этому случаю, называется стандартным потенциалом. Итак, стандартный электродный потенциал - это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице.

Таким образом, в уравнении электродного потенциала первое слагаемое (j 0) учитывает влияние на его величину природы веществ, а второе (2,3 lg ) - их концентраций. Кроме этого оба члена изменяются с температурой.

Для обычной при электрохимических измерениях стандартной температуры (250С = 298К), при подстановке значений постоянных величин [R = 8,31 Дж/(моль.К), F = 96500 Кл/моль] уравнение принимает вид:

 

j = j 0 + 2,3 × 8,31 lg = j 0 + lg .

 

Для построения численной шкалы электродных потенциалов нужно потенциал, какого-либо электродного процесса принять равным нулю. В качестве эталона для создания такой шкалы принят электродный процесс

+ + 2 e- = Н2 .

Сопоставляя значения электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем, рассчитав значение электродвижущей силы окислительно-восстановительной реакции (Е), можно заранее определять направление, в котором будет протекать данная реакция. Если E > 0, реакция протекает в прямом направлении, т.е. слева направо. Если Е < 0, реакция протекает в обратном направлении, т.е. справа налево.

 

Пример 2.

Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции

2 Hg + 2 Ag+ = 2Ag + Hg22+

при следующих концентрациях (в моль/л) участвующих в реакции ионов: [Ag+] = 10-4, [Hg22+] = 10-1

 

Решение:

Выпишем значения стандартных электродных потенциалов взаимодействующих электрохимических систем:

Hg22+ + 2 e- = 2 Hg0 , j 01 = 0,79В;

Ag+ + e- = Ag0 , j 02 = 0,8 В.

 

Теперь вычислим значения электродных потенциалов при указанных в условии задачи концентрациях

j 1 = j 01 + lg[Hg22+] = 0,79 + 0,03 lg10-1 = 0,79 - 0,03 = 0,76В;

j 2 = j 02 + lg[Ag+] = 0,8 =0,059 lg10-4 = 0,8 - 0,24 = 0,56В.

Далее определяем ЭДС (Е) окислительно-восстановительной реакции

Е = jокислителя - j восстановителя, в заданной окислительно-восстановительной реакции, серебро является окислителем, а ртуть- восстановителем, следовательно, Е = j 2 - j 1 = 0,56 - 0,76 = - 0,2 В. В данном случае Е < 0, реакция протекает в обратном направлении, т.е. справа налево.

 

Если окислительно-восстановительную реакцию осуществить так, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, и создать возможность перехода электронов от восстановителя и окислителю по проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникнет направленное перемещение электронов - электрический ток. При этом энергия химической окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химическими источниками электрической энергии, или гальваническими элементами.

Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов-металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом - обычно через пористую перегородку.

Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом (он заряжен отрицательно и имеет меньшее значение электродного потенциала).

Электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется катодом (он заряжен положительно и имеет большее значение электродного потенциала).

Максимальное значение напряжения гальванического элемента, соответствующее обратимому протеканию реакции, называется электродвижущей силой гальванического элемента и обозначается E.

E = j + - j- , если E > 0, следовательно, гальванический элемент работать будет.

При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов - двойной вертикальной чертой.

Химическая реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента называется токообразующей.

 

Пример 3.

 

Для данного гальванического элемента:

 

- определите анод и катод;

- напишите уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде в работающем гальваническом элементе. Запишите уравнение токообразующей реакции;

- рассчитайте э.д.с. гальванического элемента.

- в каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе этого гальванического элемента:

 

Zn | Zn2+ (0,01 моль/л)║ Ag+ (0,1 моль/л) | Ag

 

Решение:

 

1. Определяет значение jZn/Zn2+ при концентрации равной 0,01 моль/л

 

jZn/Zn2+ = j 0 Zn/Zn2+ + lg 10-2 = -0,763 + (-2) = - 0,822(В).

 

2. Определяем значение jAg/Ag+ при концентрации равной 0,1 моль/л

 

jAg/Ag+ = j 0 Ag/Ag+ + lg 10-1 = 0,799 + (-1) = 0,74(В).

 

Так как jZn/Zn2+ < jAg/Ag+ , следовательно, цинк является анодом, а серебро - катодом.

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.