Решение.

1.Сначала в данной схеме уравнения определим степень окисления атомов в левой и правой части уравнения, затем проанализируем как изменилась степень окисления каждого атома, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, составим электронные уравнения и методом баланса электронных уравнений расставим коэффициенты.

-2 0 +6 -1

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Степень окисления серы S в соединении H2S (-2)-низшая,

в соединении H2SO4(+6)-высшая. Сероводород является восстановителем, сам окисляется.

Степень окисления хлора в свободном хлоре –(0)- промежуточная, в хлористом водороде

(-1)-низшая. Хлор является окислителем, сам восстанавливается.

Напишем электронные уравнения:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8 К=1

Окислитель 2Cl° + 2e = 2Cl¯¹ процесс восстановления /2 К=4

Общее число электронов, отданное восстановителем-8, их отдает одна моль сероводорода. Это же число электронов должен принять окислитель: 1 моль хлора принимает 2 электрона, по закону кратности 8 электронов примут 4 моль хлора. Ставим коэффициент 1 перед молекулой H2S и коэффициент 4 перед молекулой Cl2. Расставляем остальные коэффициенты в соответствии с этими. Уравнение принимает вид:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

Итак, в представленной реакции:

- Cl2– окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие 8 атомов хлора, принимают 8*1=8 электронов.

-H2S –восстановитель, сам окисляется, 1 молекула, содержащая 1 атом серы,

отдает 1*8=8 электронов.

2. Схема уравнения реакции:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Проставляем степени окисления

+6 -2 +6 0 +3 +6

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Атом хрома меняет степень окисления с +6 на +3, т.е принимает 3 электрона и является окислителем.

Атом серы в молекуле серной кислоты не меняет степень окисления, значит в процессе окислительно-восстановительном не принимает участия. Атом серы, входящий в состав молекулы сероводорода меняет степень окисления с (-2) на (0), т.е. отдает электроны и является восстановителем. Электронные уравнения принимают вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель Cr +6 + 3e = Cr +3 процесс восстановления /3

С учетом того, что в молекулу K2Cr2O7 входит 2 атома Cr, общее число электронов, принятое молекулой K2Cr2O7 равно 6, электронное уравнение принимает вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель 2Cr +6 + 6e =2Cr +3 процесс восстановления /6

Наименьшее кратное для цифр 8 и 6 –это 24.

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей S¯² равен 24/8 =3

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей Cr +6 равен 24/6 =4

Проставляем эти коэффициенты и подбираем остальные.

Уравнение реакции принимает вид:

4K2Cr2O7 +3H2S + 16H2SO4 →3S + 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4+ 28H2O

Итак, в представленной реакции:

-K2Cr2O7 – окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие8 атомов хрома, принимают 8*3=24 электрона.

-H2S – восстановитель, сам окисляется, 3 молекулы, содержащие 3 атома серы,

отдают 3*8=24 электрона.

Тема: Электродные потенциалы и электродвижущие силы.

Задача №248

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом.

Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

Электродный потенциал – это двойной электрический слой, характеризующийся скачком потенциала, который образуется на границе металл-жидкость.

Механизм его возникновения таков: при погружении металлической пластинки в в воду катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. Электроны, остающиеся в металле придают поверхностному слою отрицательный заряд. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие:

Ме+ mH2O ↔ Ме(Н2О) (в растворе) + ne¯ (в металле), где

n-число электронов, принимающих участие в процессе.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Потенциал стандартного водородного электрода при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ∆G° = 0).

Если расположить металлы в ряд по мере возрастания их электродных потенциалов Е°, получим ряд стандартных электродных потенциалов или ряд напряжений.

Чем меньше значение стандартного электродного потенциала Е°, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Напомним, что на аноде:

проходит окисление, процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,

На катоде:

Происходит восстановление, процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.

Для решения используем данные ряда напряжений и вышеизложенные правила.

Металлы, имеющие меньшее числовое значение Е°, т.е. расположенные в ряду напряжений выше меди, будут проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т.е. Ме° будет служить анодом и отдавать электроны. При этом медь будет катодом.

Выберем любой металл, например висмут.

Bi/Bi Е°= +0.215в

Cu/Cu Е°= +0.340в

На аноде:°

Bi° - 3e = Bi+3 /6:3=2/2

На катоде:

Си+2 +2e = Сu° /6:2=3/3

По методу наименьшего кратного расставим коэффициенты, уравнение примет вид:

2 Bi + 6e + 3Си+2 +6e = 2Bi+3 + 3Сu° или

2 Bi + 3Си+2 = 2Bi+3 + 3Сu°

Теперь рассмотрим вариант, когда медь будет служить анодом. Выберем металл, расположенный ниже меди в ряду напряжений, например серебро.

Ag+ /Ag Е°= +0.80в

Cu/Cu Е°= +0.340в

Медь (простое вещество), имея меньшее числовое значение E°, будет проявлять восстановительные свойства, т.е. отдавать электроны и служить анодом.

На аноде:

Сu° - 2e = Си+2

На катоде:

Ag+ + e = Ag°

Суммарное уравнение реакции

Сu° - 2e +2Ag+ +2 e = Си+2 +2 Ag°

Сu°+2Ag+ = Си+2 +2 Ag°

Тема: Электролиз

Задача №273.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH.

Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А?

В растворе или расплаве катионы и анионы движутся хаотично. Если в эту среду опустить нейтральные (графитовые) электроды, пропустить постоянный электрический ток, то движение катионов и анионов принимает направленное движение соответственно их знакам.

На катоде катионы принимают электроны, восстанавливаясь, на аноде анионы отдают электроны, окисляясь.

Таким образом, электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Процессы электролиза раствора и расплава отличаются друг от друга тем, что при электролизе раствора в электролизе принимают участие молекулы воды Н2О, в электролизе расплава участвуют только катионы и анионы вещества.

1. Напишем уравнения электролиза раствора NaCl.

На катоде: 2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯

На аноде: 2Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ)

Суммарное в ионной форме:

2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯

2Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ)

2Н2О+2Cl¯ электролиз H2 +Cl2 + 2 ОН¯

Суммарное в молекулярной форме:

2 Н2О + 2NaCl электролиз H2 +Cl2 + 2 ОН¯

На катоде выделяется водород, на аноде - хлор,

а в растворе накапливается NaOH (Na+ + OH¯)

2. Напишем уравнения электролиза раствора KOH

KOH ↔K+ + OH¯

На катоде :2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯ /2

На аноде: 4ОН¯ -4 e¯ = 2 H2O +O2 (газ) /1

Суммарное : 4Н2О +4e¯ +4ОН¯ -4 e¯ = 2H2 + 4OH¯ + 2 H2O +O2 (газ)

2 Н2О электролиз 2H2(газ) + O2 (газ)

На катоде выделяется водород, на аноде -кислород,

а в растворе накапливается КOH (К+ + OH¯)

3. Напишем уравнения электролиза расплава NaCl.

NaCl↔ Na+ +Cl¯

На катоде : Na+ +e¯ = Na(мет) /2

На аноде : 2 Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ) /1

Суммарное:

2 Na+ 2+e¯ +2Cl¯ -2e¯ электролиз 2Na(мет) +Cl2(газ)

2 Na2Cl электролиз 2Na(мет) +Cl2(газ)

4. Напишем уравнения электролиза расплава КОН.

КОН↔К+1 + ОН¯

На катоде : К+1 +e¯ = K(мет) /4

На аноде : 4ОН¯ - e¯ = 2 H2O +2O +4e

4ОН¯ - e¯ = 2 H2O +O2 +4e /1

Суммарное:

4К+ + 4ОН¯ = K(мет) + 2 H2O +O2

КОН электролиз K(мет) + 2 H2O +O2

Чтобы вычислить, сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А, применим закон Фарадея.

На аноде выделяется кислород, его количество определяем по формуле, выражающей закон Фарадея

m= mэ *I*t/96500, где:

m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;

mэ - молярная масса эквивалента вещества; mэО2 =8г

I- сила тока; I =0.5А

t- продожительность электролиза, сек, t =30*60=1800сек;

m= mэ *I*t/96500 = 8*0.5*30*60/96500 = 0.0746г

Исходя из того, что 1г-моль кислорода (32г) занимает объем 22.4 л (н.у.), определенная масса кислорода 0.0746г займет объем:

0.0746*22.4/32 = 0.052л (н.у.)

Ответ: при указанных условиях на аноде выделится 0.052л О2.

Тема: Коррозия металлов.

Задача №300

Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов. Каков состав продуктов коррозии.

Коррозия металла – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металла в результате взаимодействия с окружающей средой химическим или электрохимическим путем.

При электрохимической коррозии протекают окислительно-восстановительные реакции, т.е. обязательны два процесса: анодный и катодный.

Электрохимическая коррозия металла протекает, когда металл находится в водном растворе или во влажной атмосфере. Коррозия, протекающая во влажной атмосфере, называется атмосферной. При этом окислителем является кислород.

Анодный процесс разрушения (окисления) металла выражается уравнением:

Ме° - ne¯ = Ме

Катодный процесс восстановления молекул кислорода, растворенного в воде:

2H2O +O2 +4e¯= 4OH¯

Рассмотрим, как протекает атмосферная коррозия железа с нарушенным никелевым покрытием.

Определим положение образующихся гальванических пар в ряду напряжений.

Fe +2 /Fe° Е°= -0.44в

Ni +2 /Ni° Е°= -0.25в

Учитываем правило, что металл, имеющий меньшее числовое значение Е°, т.е. расположенный в ряду напряжений выше, будет проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т.е. этот Ме° будет служить анодом и отдавать электроны

Значит в данном варианте железо, имеющее меньшее числовое значение в ряду напряжений, чем никель, будет подвергаться окислению:

Fe° - 2e¯ = Fe +2 - на аноде;

1/2О2 + Н2О +2e¯ = 2 ОН ¯ - на катоде.

Далее катионы железа соединятся с гидроксильной группой, образуя нерастворимое (смотрим таблицу растворимостей) Fe(ОН)2

Fe +2 + 2 ОН ¯= Fe(ОН)2.

17