Расчет нормальной концентрации

 

Нормальная концентрация (эквивалентная) показывает количество эквива лентов растворенного вещества в 1 л раствора.

С_N= = . (18)

 

Количество эквивалентов растворенного вещества определяется:

n _{Э в-ва} = ® C_N =

где n _{Э в-ва} – число эквивалентов растворенного вещества, г/экв.;

m _в-ва – масса растворенного вещества, г;

M _{Э в-ва} – масса эквивалента растворенного вещества, г/экв;

u _р-ра – объем раствора, л.

Рассчитаем массу эквивалента К₂СО₃. Масса 1 моля К₂СО₃ равна:

Масса моль – эквивалента К₂СО₃:

где В – суммарная валентность катиона или аниона соли и для К₂СО₃ равна 2.

Вычислим количество грамм-эквивалентов К₂СО₃ в растворе:

n = .

Определим объем полученного раствора по формуле:

u= ,

 

где m – масса раствора, г;

u - объем раствора, мл;

r - плотность раствора, г/см³.

u

По определению найдем нормальную концентрацию раствора:

С _N = .

 

Расчет молярной концентрации

 

Молярная концентрация определяется количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Количество молей растворенного вещества равно:

n _в-ва =

следовательно, молярная концентрация раствора:

, (19)

где n – количество молей растворенного вещества, моль;

m _в-ва- масса растворенного вещества, г;

M _в-ва- молекулярная масса растворенного вещества, г/моль;

u _р-ра- объем раствора, л.

Зная процентную концентрацию и плотность (r) полученного раствора, можно определить молярную концентрацию этого раствора.

Масса 1л раствора К₂СО₃:

m _р-ра = u_р-ра × r = 1000 см³×1,02 г/см³ = 1020 г.

 

Теперь определим массу растворенного К₂СО₃ в 1 л раствора:

m = m _р-ра × w ,

где w = - массовая доля растворенного вещества, равная отношению массы растворенного вещества к массе всего раствора:

w = .

Отсюда m = 1020 г × 0,0196 =19,99 г.

Находим молярную концентрацию раствора, т.е. количество молей К₂СО₃ в 1 л раствора:

 

С_М=

 

 

Расчет моляльной концентрации раствора

 

Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя:

С_m= ;

т.к. n_M = ,

где n _M - количество молей растворенного вещества;

m _в-ва – масса растворенного вещества, г;

M _в-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

m _р-ля – масса растворителя, кг,

то С_m = . (20)

Найдем массу К₂СО₃, растворенного в 1 кг растворителя (Н₂О). Для этого определим массовую долю растворителя w_р-ля:

w = .

Масса К₂СО₃ в одном кг растворителя:

.

Пример 2. Вычислите массовые доли веществ в растворе, полученном при сливании 100 мл 10%-го раствора СаСl₂ (r₁= 1,083 г/мл) и 150 мл 4%-го раствора Nа₃РО₄(r₂ = 1,04 г/мл) после отделения образовавшегося осадка.

Решение. Запишем уравнение реакции, протекающей при сливании данных растворов:

3СаСl₂ + 2Nа₃РО₄ = 6NаСl + Cа₃ (РО₄)₂¯.

Эта реакция необратима, т.к. Cа₃(РО₄)₂ выпадает в осадок.

Разобьем решение задачи на следующие этапы:

1) Вычислим массы растворов и растворенных веществ.

Раствор СаСl₂: m₁ (р-ра) = r₁× u₁ = 1,083 × 100 = 108,3 г.

Раствор Nа₃РО₄: m₂ (р-ра) = r₂ × u₂ = 1,04 × 150 = 156 г.

m _CаСl = m₁ × w₁ = 108,3 × 0,1 = 10,83 г,

т.к.× w₁ = ;

m _{Nа РО} = m₂ × w₂ = 156 × 0,04 = 6,24 г,

т.к.× w₂ =

2) Находим количество вещества СаСl₂ и Nа₃РО_4::

n _CаСl = ;

n = .

3) Из уравнения реакции видим, что вещества реагируют в соотношении 3:2 и из расчета по этапу 2) очевидно, что СаСl₂ находится в избытке, а Nа₃РО₄ прореагирует полностью.

4) Находим массы образовавшихся веществ, т.к. количество образовавшегося фосфата кальция в 2 раза меньше количества молей Nа₃РО₄, вступившего в реакцию:

n = ,

m 0,01904×310,2 = 5,906 г;

n _NаСl = 3n_{( )} = 0,1142 моль;

m_NаСl = n×M = 0,1142 × 58,44 = 6,674 г.

5) Находим массу остатка СаСl₂; прореагировало СаСl₂:

n ₃ = 3/2 n_{( )} =0,05711 моль;

m _{1(CаСl )} =n₃×M_CаСl = 6,339 г;

m _{остатка}= 10,83 - 6,339 = 4,491 г.

6) Вычислим массу образовавшегося раствора:

m _3(р-ра)= m _1(р-ра)+ m _2(р-ра) – m = 108,3 + 156 – 5,906 = 258,39 г.

7) Вычислим массовые доли солей в растворе:

w _NаСl = .

Пример 3. На нейтрализацию 50 см³ раствора НСl израсходовано 25 см³ 0,5 н раствора едкого натра. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Как видно из уравнения, растворы взаимодействуют в эквивалентных количествах:

НСl + NаОН = NаСl + Н₂О.

При разных нормальностях растворы реагирующих веществ взаимодействуют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормальностям:

или С ₁× V ₁ = C ₂× V ₂, (21)

где С ₁, С ₂ – нормальные концентрации НСl и NаОН соответственно,

V ₁, V ₂ – объемы растворов НСl и NаОН.

С ₁×50 = 25×0,5; С ₁ = .

 

ЗАДАЧИ

 

101. К 1 л 10%-го раствора КОН (r = 1,092 г/мл) прибавили 0,5 л 5%-го раствора КОН (r = 1,045 г/мл). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 1,2 М.

102. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н раствора КОН.

Ответ: 0,14 г КОН.

103. Для осаждения в виде АgCl всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора АgNО₃, потребовалось 50 см³ 0,2 н раствора НСl. Чему равна нормальность раствора АgNO₃.Сколько граммов АgCl выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н; 1,433 г.

104. Какой объем 0,3 н раствора НСl требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NаОН в 40 см³?

Ответ: 26,6 см³.

105. На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н раствора щелочи потребуется 217 см³ раствора Н₂SO₄. Чему равна нормальность раствора кислоты?

Ответ: 0,023 н.

106. Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на его нейтрализацию потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора NаОН?

Ответ: 0,882 г.

107. Определите объем раствора 1,2 М NаОН, который потребуется для полного осаждения железа в виде гидроксида из раствора FеСl₃ с массой 300 г с массовой долей соли в нем 12%.

Ответ: 554 мл.

108. 1 л 0,5 М раствора едкого натра смешали с 1 л 0,4 н раствора серной кислоты. Сколько молей и какого вещества осталось в избытке?

Ответ: 0,1 моль NаОН.

109. На нейтрализацию 10 мл раствора едкого натра пошло 6 мл 0,5 н раствора НСl. Вычислите нормальность раствора щелочи.

Ответ: 0,3 н.

110. Сколько миллилитров 2 н раствора Nа₂СО₃ надо прибавить к 50 мл 1,5 н раствора ВаСl₂, чтобы полностью осадить барий в виде ВаСО₃?

Ответ: 37,5 мл.

111. Смешивают раствор едкого натра, содержащий 8 г NаОН в 1 л, с раствором соляной кислоты, содержащим 24 г НСl в 1 л. В каком объемном соотношении нужно взять растворы, чтобы произошла полная нейтрализация.

Ответ: 3,3 объёма NаОН на 1 объём НСl?

112. Вычислить молярность 20%-го раствора НСl плотностью 1,10 г/мл

Ответ: 6,03 М НСl.

113. Какой объем 20,01%-го раствора НСl (r = 1,100 г/мл) требуется для приготовления 1 л 10,17%-го раствора (r= 1,050 г/мл)?

Ответ: 485,38 см³.

114. Какой объем 50 %-го раствора КОН (r = 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6%-го раствора плотностью 1,048 г/мл?

Ответ: 245,5 мл.

115. Смешали 10 см³ 10%-го раствора НNО₃ (r = 1,056 г/мл) и 100 см³ 30%- го раствора НNО₃ (r = 1,184 г/мл). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 28,38%.

116. Определите массу осадка, который образуется при смешении раствора с массовой долей хлорида бария 5% и раствора с массовой долей сульфата натрия 8%. Масса раствора ВаСl₂ равна 15 г, раствора Nа₂SO₄- 10 г.

Ответ: m _{ВаSO =} 0,84 г.

117. Какое количество вещества нитрата натрия содержится в растворе объемом 1 л с массой долей NаNO₃ 40%, плотность которого 1,32 г/мл?

Ответ: 6,2 моль.

118. Определите массовую долю хлорида кальция в растворе 1,4 М СаСl₂, плотность которого равна 1,12 г/мл.

Ответ: 0,139.

119. Какой объем раствора с массовой долей карбоната натрия 0,15 (r= 1,16 г/мл) надо взять для приготовления раствора 0,45 М Nа₂СО₃ объемом 120 мл?

Ответ: 32,9 мл.

120. К 3л 10 %-го раствора НNO₃ плотностью 1,054 г/мл прибавили 5 л 2%-го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/мл. Вычислите процентную и молярную концентрации полученного раствора, объем которого равен 8 л.

Ответ: 5,0%, 0,82 М.

 

6.2 Растворы электролитов

 

Электролитами называются вещества, которые при растворении в воде диcсоциируют (распадаются) на ионы и проводят электрический ток. Неорганические кислоты, основания и соли являются электролитами.

Сила электролита характеризуется степенью диссоциации (a), которая показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы (Nд), к общему числу молекул электролита в растворе (Nо), и выражается в процентах:

a = 100%. (22)

Условно считают электролиты, диссоциированные на 3% и менее (т.е. a £ 3%) – слабыми, а на 30% и более (a ³ 30%) – сильными.

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их распада – ионами. Например, в растворе уксусной кислоты:

СН₃СООН «СН₃СОО^- + Н⁺

Константа такого равновесия выражается через концентрации соответствующих частиц в растворе и называется константой диссоциации К_Д. :

К_д = (23)

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням, каждая из которых характеризуется своей константой. Например:

Н₃ВО₃ «Н⁺ + Н₂ВО К₁

Н₂ВО «Н⁺ + НВО К₂

НВО «Н⁺ + ВО К₃

Согласно закону разбавления Оствальда, К_д и a связаны уравнением

К _д = (24)

где С_эл – молярная концентрация электролита, моль/л.

При a<<1 уравнение упрощается:

К _д = a²× C _эл. (25)

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто используют не К_дис, а показатель константы диссоциации рК, который равен:

рК = -lg К _д. (26)

С возрастанием К_д, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК уменьшается, следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота. Так, значения рК для слабых кислот от СН₃СООН до НСN лежат в пределах от 4,76 до 9,21.

Для одноосновных кислот, например уксусной – СН₃СООН, концентрации[Н⁺ ] и [А^-] равны и составляют:

[Н⁺ ]=[СН₃СОО^-] = a× С_эл.

С учетом уравнения (25) имеем:

[Н⁺ ]=[ СН₃СОО^-]= С_эл × .

Пример 1. Степень диссоциации СН₃СООН в 0,1М растворе равна 1,32×10^-2. Найдите константу диссоциации кислоты и значение рК. По величине рК сделайте вывод о силе кислоты.

Решение. Запишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН«Н⁺ + СН₃СОО^–

Подставим данные задачи в уравнение Оствальда:

К _Д = = .

 

Откуда рК = -lg К _Д = -lg(1,77×10^-5) = 5- lg1,77 =5-0,25 = 4,75.

Пример 2. Какова концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе германиевой кислоты Н₂GеО₃, если константа диссоциации кислоты по первой ступени равна 2,6×10^-9?

Решение. Запишем уравнение диссоциации германиевой кислоты по первой ступени:

Н₂GеО₃ «Н⁺ + НGеО

С _н+ = = 1,61×10^-5 г-ион/л.

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например:

ВаSO₄ «Ва²⁺ + SO

в осадке в растворе

 

По закону действующих масс:

К _равн. = или К _равн× С _ВаSO = C _Ва × С ,

где К _равн – константа равновесия;

C _{Ва ,} С , С _ВаSO – концентрации катиона, аниона и электролита (в осадке).

Концентрация твердой фазы остается неизменной и её условно принимают равной единице, а величину К _равн× С _ВаSO называют произведением растворимости и обозначают ПР:

 

ПР = К _равн × С _ВаSO или ПР = C _Ва × С . (27)

Величина ПР является важной термодинамической константой и характеризует равновесие между насыщенным раствором и твердой фазой. С помощью ПР можно решать многие вопросы химической практики.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его ПР. Растворение осадка такого электролита происходит, когда произведение концентраций его ионов меньше, чем ПР.

Пример 3. Произведение растворимости Аg₂Cr₂O₇ равно 2,0×10^-7.

Вычислить концентрацию ионов Аg⁺ в насыщенном растворе Аg₂Cr₂O_7, не содержащем одноименных ионов.

Решение. Уравнение диссоциации Аg₂Cr₂O₇ имеет вид:

Аg₂Cr₂O₇ = 2Аg⁺ + Cr₂O

 

Поэтому ПР = С = 2,0×10^-7.

Так как при диссоциации Аg₂Cr₂O₇ ионов Cr₂O получается в 2 раза меньше, чем ионов Аg⁺, следовательно:

Cr₂O = ; C × = 2,0×10^-7;

 

C = = = 0,74×10^-2 моль/л.

Пример 4. Установлено, что произведение растворимости ПР равно 5,6×10^-16. Выпадает ли осадок при смешивании равных объемов растворов 0,02М МnSO₄ и 0,01М (NН₄)₂S?

Решение. Запишем уравнение реакции:

МnSO₄ + (NН₄)₂S = МnS¯ + (NН₄)₂SO₄

При смешении двух растворов объем раствора увеличивается вдвое, а концентрации взятых веществ в смеси будут в 2 раза меньше.

Концентрация раствора МnSO будет равна 0,01 моль/л, а раствора (NН ) S – 0,005 моль/л.

С_S = 0,005 г-ион/л, С_Мn = 0,01 г-ион/л.

 

Отсюда С_S × С_Мn = 0,01×0,005 = 5×10^-5, что больше, чем ПР_МnS =5,6×10^-16. Следовательно, осадок выпадает.

 

Водородный показатель – рН

Вода частично диссоциирована:

Н₂О «Н⁺ + ОН^–

По закону действующих масс:

_Д; К _Д. × С _{Н O} = С _н × С _он - = К _{Н O}.

 

К _{Н O} – ионное произведение воды. На основании опыта установлено, что при t = 25⁰С оно составляет 10^-14 (моль/л)². Тогда для чистой воды:

 

К _{Н O} = 10^-14 = С _н × С _он -; (28)

 

С _{н =} С _он - = = 10^-7моль/л.

 

Для удобства расчетов используют водородный показатель рН:

рН = – lg С_н .

рН – величина, характеризующая характер среды. При рН< 7 – кислая среда, т.к. С_{н >>} С_он -, при рН = 7- среда нейтральная и С_н = С_он -, при рН >7 – щелочная среда, т.к. С_н << С_он -.

Из вышеизложенного справедливо уравнение

рН + рОН = 14.

 

Пример 5. Чему равна концентрация ОН^- – ионов в растворе, рН которого равен 10,80?

Решение. Воспользуемся приведенной формулой:

рОН = 14-рН = 14 - 10,80 = 3,20.

 

- lg[ОН^-] = 3,2; lg[ОН^-] = - 3,20.

 

По таблице антилогарифмов находим, что [ОН^-] = 6,31×10^-4 моль/л.

ЗАДАЧИ

121-123. Вычислите константу диссоциации кислот по следующим данным и запишите уравнения диссоциации кислот по всем ступеням.

 

№ задачи	кислота	Концентрация, моль/л	a (для 1 ступени), %	Ответы
	Н2СО3	0,006	0,85	4,3×10-7
	Н3РО3	0,1		1×10-2
	Н2S	0,1	0,07	5×10-8

124. Определите концентрацию ОН^- - ионов в а) 1М; б) 0,02М растворе NН₄ОН. К _Д основания равно 1,8×10^-5.

Ответ: а) 0,4×10^-2 г-ион/л; б) 0,6×10^-3г-ион/л.

125. Степень диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН в 1М растворе при 19⁰С равна 0,004. Вычислите концентрацию ионов СН₃СОО^–, Н⁺ и общую концентрацию ионов в растворе.

Ответ: 0,004 моль/л; 0,008 моль/л.

126. Вычислите степень электролитической диссоциации 0,05 М раствора НIО₃, если константа диссоциации кислоты равна 3×10^-5.

Ответ: 2,45×10^-2.

127. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты НСlО (К_Д= 5×10^-8).

Ответ: 7×10^-5моль/л

128. Определите рН и рОН раствора NaOH с концентрацией 0,1 моль/л.

Ответ: 13 и 1.

129. Ступенчатые константы диссоциации Н₂S равны К₁ = 6 × 10^-8,

К₂ =1×10^-14. Вычислите константу полной диссоциации и концентрации ионов Н⁺, НS^-, S^2- в 0,1 М растворе сероводородной кислоты.

Ответ: 7,7×10^-5моль/л, 1×10^-14моль/л.

130-134. Вычислите произведение растворимости вещества (ПР) по данным о его растворимости в воде.

№ задачи	Вещество	Растворимость, моль/л	Ответы
	ВаС2О4	4,03×10-4	1,62×10-7
	Аg2СО3	1,15×10-4	6,15×10-12
	ВаСО3	8,40×10-5	7,05×10-9
	Аg2SО4	2,68×10-2	7,70×10-5
	Вi(IО3)3	2,80×10-4	1,66×10-13

135-139. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов растворов 1 и 2 с концентрацией С, моль/л? Напишите уравнения реакций.

№ задачи	Растворы	Осадки	ПР
	С1		С2
	СаСl2	0,02	Nа2SО4	0,02	СаSО4	1,0×10-5
	LаСl3	0,02	NаОН	0,03	Lа(ОН)3	5×10-21
	Sr(NО3)2	0,002	К2SО4	0,002	SrSO4	3,6×10-7
	СuSO4	0,01	(NН4)2S	0,02	СuS	4×10-38
	АgNO3	0,02	Н2SO4		Аg2SO4	2×10-5

140. Вычислите концентрацию [Н⁺] в растворах, в которых концентрация [ОН^-] – ионов (в моль/л) составляет:

а) 10^-4, б) 3,2×10^-6, в) 7,4×10^-11.

Ответы: а) 10^-10моль/л, б) 3,12×10^-9 моль/л, в) 1,35×10^-4моль/л.

 

7 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Степени окисления определяются числом электронов, передаваемых от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью. Например, в молекуле NаСl менее электроотрицательным является атом натрия, более электроотрицательным – атом Сl, поэтому электроны смещаются в сторону атома хлора. Натрий приобретает степень окисления +1, а хлор -1.

Процесс присоединения электронов частицами (атомами, ионами, молекулами) называется их восстановлением, а вещество, содержащее такую частицу, является окислителем.

Процесс отдачи электронов – окисление, а вещество – восстановитель. Следует также учесть, что если атомы окислителя и восстановителя содержатся в одной и той же молекуле, то реакция называется реакцией внутримолекулярного окисления – восстановления. Например:

 

2КСlО₃ = 2 КCl +3О₂­

 

Если же в таких реакциях окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, то окислительно-восстановительный процесс называется диспропорционированием. Например, в реакции:

 

3К₂МnО₄ + 2Н₂О = 2КМnО₄ + МnО₂¯ + 4КОН

 

Mn⁺⁶ диспропорционирует в Mn⁺⁷ и в Мn⁺⁴.

Имеют место и реакции обратного диспропорционирования, в которых атомы, находящиеся в различных степенях окисления, приобретают одинаковую окисленность (степень окисления), например:

 

NH₄NO₃ = N₂О­ + 2H₂O

 

где N^-3, окисляясь, а N⁺⁵, восстанавливаясь, переходят в N⁺¹.

Типичными окислителями являются: F₂, О₂, Сl₂, перманганат-ион MnО , дихромат-ион Cr₂O , диоксид свинца РbО₂. Типичными восстановителями являются: активные металлы (К, Nа, Са), углерод (С), сульфид-ион(S^-2), иодид-ион (I^–), сульфит-ион (SO ), Fе²⁺, Sn²⁺ и др.

В простых веществах О₂, Cl₂, Н_2, N₂ и др. оба атома имеют одинаковую электроотрицательность. При образовании из этих атомов молекул смещения электронов не происходит, поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю. Некоторые простые вещества, например Fе, S, С и другие могут иметь разную степень окисления. Так, железо может иметь степень окисления +2 и +3, медь – +1 и +2, сера – +2, +4, +6. Кислород, как правило, имеет степень окисления –2, но в пероксидах его степень окисления равна (–1), во фторидах (+2). Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), элементы II группы – (+2), алюминий – (+3), галоген-ионы – (-1).

В зависимости от того, к какому атому больше смещена электронная пара, говорят о положительной или отрицательной степени окисления. Степень окисления элемента, ближе к которому смещена электронная пара, является отрицательной, тогда как степень окисления другого атома в молекуле – положительна. Например, в молекуле воды электронная пара смещена в сторону атома кислорода. Следовательно, атом кислорода проявляет отрицательную степень окисления, а атомы водорода положительную.

В связи с тем что молекула в целом электронейтральна, то количество всех отрицательных единиц степени окисления должно быть равно количеству положительных единиц.

Положительная степень окисления, как правило, присуща тем элементам, которые на внешнем энергетическом уровне имеют 1, 2, 3 электрона, и, чтобы создать устойчивую 8-электронную оболочку, им легче отдать эти электроны, чем присоединить 7, 6, 5 электронов соответственно. Поэтому эти атомы будут отталкивать электроны.

Отрицательную по знаку степень окисления, как правило, будут иметь те элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне 5, 6, 7 электронов, и для создания 8-электронного энергетического уровня им легче принять недостающие, чем отдать 5, 6, 7 электронов. Эти атомы будут притягивать электроны.

Знание знака и величины степени окисления атомов с постоянным значением позволяет вычислить степени окисления других атомов в сложных соединениях.

 

Пример 1. Определить степень окисления серы в серной кислоте Н₂SO₄.

Решение. Для определения степени окисления серы в серной кислоте вспомним, что атом кислорода имеет степень окисления (-2), а атом водорода (+1). В целом молекула любого вещества электронейтральна, следовательно, 2×(+1) + х + (-2)×4 = 0. Отсюда сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

Пример 2. Определить степень окисления марганца в перманганате калия КМnO₄.

Решение. Степень окисления кислорода –2, калия +1. Молекула КМnO₄ электронейтральна, следовательно: (+1)×1 + х + 4×(-2)=0.

Степень окисления марганца в перманганате калия равна +7.

 

Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

При подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций пользуются двумя методами: электронного баланса и ионно-электронного баланса. Остановимся на первом.

Для успешной расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях важно соблюдать следующую последовательность:

1 Записать уравнение реакции, отметить элементы, изменяющие в результате реакции свои степени окисления, найти окислитель и восстановитель.

2 Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся частиц.

3 Уравнять число частиц каждого элемента в левой и правой частях полуреакций.

4 Уравнять суммарное число зарядов в левой и правой частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов.

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

6 Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

7 Расставить коэффициенты в уравнении реакции и проверить правильность расстановки. Число частиц каждого элемента в правой части уравнения должно быть равно числу частиц в левой части.

 

Рассмотрим применение метода электронного баланса в окислительно-восстановительных реакциях на нескольких примерах.

 

Пример 3.

К₂

 

Решение. Определим степень окисления всех элементов и установим, у каких из них она меняется. В молекуле К₂Сr₂O₇ ионы кислорода имеют суммарный электрический заряд, равный (–2)×7 = -14. Молекула электронейтральна. Заряд двух ионов калия равен +2, а два иона хрома имеют заряд +12, следовательно, на долю одного иона хрома приходится +6 зарядов.

В правой части уравнения в молекуле Сr₂(SO₄)₃ хром связан с кислотным остатком серной кислоты, имеющим заряд –2. Молекула электронейтральна, следовательно, два иона хрома должны быть связаны с тремя SО – ионами. Рассуждая таким же образом, приходим к выводу, что степень окисления серы в сульфите натрия Nа₂SO₃ равна +4, а в сульфате натрия Nа₂SO₄ +6.

Составим электронные уравнения и приводим к балансу количество отданных и принятых электронов (окислителя и восстановителя). С учетом коэффициентов складываем ионы левых и правых частей полуреакций.

 

2Сr⁺⁶ + 6ē ® 2Сr⁺³ 2 1 восстановление, окислитель

S⁺⁴ - 2ē ® S⁺⁶ 6 3 окисление, восстановитель

 

2Сr⁺⁶+ 3S⁺⁴®2Cr⁺³ +3S⁺⁶

 

Полученные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение, причем коэффициент для хрома не удваиваем, чтобы сохранить его баланс в левой и правой частях уравнения.

Приводим к балансу ионы калия и натрия.

Подсчитываем количество кислотных остатков справа и вычитаем три кислотных остатка в составе Nа₂SO₃, участвующих в окислении. Разница в коэффициентах дает коэффициент для кислоты.

Уравниваем водород в составе молекулы воды.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по количеству атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения оно равно 32.

Окончательное уравнение реакции: К₂Сr .

 

Пример 4.

 

Решение. Определяем степень окисления всех элементов и устанавливаем, что они меняются у марганца и хлора.

Составляем электронные уравнения и приводим к балансу ионы окислителя и восстановителя. С учетом коэффициентов складываем ионы левой и правой частей уравнений:

 

6 3 окисление, восстановитель

Сl⁺⁵ + 6ē ®Сl^- 3 1 восстановление, окислитель

 

3Мn⁺⁴ + Cl⁺⁵ ® 3Мn⁺⁷ + Cl^–

Коэффициенты краткого уравнения переносим в молекулярное уравнение, затем приводим к балансу коэффициенты других ионов.

Проверку правильности расстановки коэффициентов проводим по кислороду. В левой и правой части уравнения количество атомов кислорода равно 15.

3 МnO₂ + КСlO₃ + 6КОН ® 3К₂МnO₄ + КСl + 3Н₂О

 

ЗАДАЧИ

 

Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

141. МnSO₄ + КМnO₄ + Н₂О ® МnO₂ + К₂SO₄ + Н₂SO₄

 

142. FеSO₄ + КClO₃ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + КСl + Н₂О

 

143. КIО₃ + КI + Н₂SO₄ ® I₂ + К₂SO₄ + Н₂О

 

144. I₂ + Сl₂ + Н₂О ® НIО₃ + НСl

 

145. NаСrO₂ + Вr₂ + NаОН ® Nа₂СrO₄ + NаВr + Н₂О

 

146. Р + НClO₃ + Н₂О ® Н₃РО₄ + НСl

 

147. РbS + НNO₃ ® S + Рb(NO₃)₂ + NO + Н₂О

 

148. КВr + РbО₂ + НNO₃ ® Рb(NO₃)₂ + Вr₂ + КNO₃ +Н₂О

 

149. Sb₂O₃ + НВrO₃ ® Sb₂O₅ + НВr

 

150. Сr₂O₃ + КNО₃ + КОН ® К₂СrO₄ + КNO₂ + Н₂О

 

151. Н₂S + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

 

152. Nа₂МnO₄ + NаNO₂ + Н₂О ® МnO₂ + NаNO₃ + NаОН

 

153. КМnО₄ + НСl ® МnСl₂ + КCl + Сl₂ + Н₂O

 

154. Н₂SO₃ + К₂Сr₂О₇ + Н₂SO₄ ® Cr₂ (SO₄)₃ + К₂SO₄ + Н₂О

 

155. FеSO₄ + КМnO₄ + Н₂SO₄ ® Fе₂(SO₄)₃ + МnSO₄ + Н₂О + К₂SO₄

 

156. NаBr + MnO₂ + Н₂SO₄ ® МnSO₄ + Nа₂SO₄ + Br₂ + Н₂О

 

157. Мg + Н₂SO₄ ® МgSO₄+ S+ Н₂О

 

158. Н₂SO₃ + Cl₂ + Н₂О ® Н₂SO₄ + НСl

 

159. Н₂S + НNO₃ ® S + NO₂ + Н₂О

 

160. КNО₃ + КI + Н₂SO₄ ® NO + I₂ + К₂SO₄+ Н₂О

 

 

Гальванические элементы

 

Гальванический элемент – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительных реакций непосредственно преобразуетсяв электрическую. При этом процессы окисления и восстановления пространственно разделены, а перенос электронов осуществляется через внешнюю цепь.

Окислительно-восстановительные реакции протекают на электродах - системах, состоящих из металлов, погруженных в раствор или расплав электролита. Между металлической фазой электрода и раствором в приэлектродном пространстве происходит непрерывный обмен ионами, молекулами и электронами. В результате перераспределения зарядов на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой, характеризуемый скачком потенциала.

Разность потенциалов между металлом и раствором называется электродным потенциалом. Состоянию электродного равновесия соответствует равновесный электродный потенциал. Все факторы, влияющие на химическое равновесие (природа металла, растворителя, концентрация, температура), определяют и величину электродного потенциала.

Стандартным электродным потенциалом (j⁰) называют потенциал металла, погруженного в раствор своей соли с концентрацией ионов 1 моль/л при температуре 298 К и давлении Р = 1,01325·10⁵ Па. Ряд стандартных потенциалов (табл. 6) позволяет дать количественную характеристику электрохимической активности металлов. Чем меньше значение j⁰, тем больше восстановительные свойства металла.

Для вычисления значения электродного потенциала в условиях, отличных от стандартных, пользуются уравнением Нернста:

j = j⁰ + (29)

где Т - температура, К;

F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К;

n – число электронов, принимающих участие в процессе;

– концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Формулу Нернста можно упростить, приняв значение Т=298 К:

j = j⁰ + . (30)

Если два электрода соединить проводником, а растворы электрическим ключом, то образуется гальванический элемент (рис. 2).

Анодом является металл с меньшим электродным потенциалом (j_А<j_k ), и на нем происходит процесс окисления:

А Me_A – m = Me (31)

При этом растворяется металлический электрод.

На катоде происходит процесс восстановления катионов электролита (если j_ме > -1,4 B):

K Me +n = Me (32)

Если j _ме < -1,4B, то на катоде восстанавливается вода:

K 2H₂O + 2 = H₂­ + 2OH^- (33)

Символическая запись (схема) гальванического элемента имеет вид:

А К, если j_А< j_К.

Таблица 5