Вычислить константу равновесия реакции при стандартных условиях.

Дано: Уравнение реакции

Уравнять реакцию и указать окислитель и восстановитель. Определить направление протекания реакции. Кс -?

РЕШЕНИЕ:

а) Для того, чтобы определить направление протекания окислительно-восстановительной реакции, надо сопоставить силу окислителей для следующих полуреакций (см. таблицу)

Cu²⁺ + e^- = Cu⁺ φ = +0,15 B

I₂ + 2e^- = 2I^- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет I₂, поскольку φ > φ .

I₂ находится в продуктах реакции, следовательно, реакция будет протекать справа налево т.е. реально протекающей будет реакция:

CuCl + KCl + I₂ <=> KI + CuCl₂

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

Cu⁺¹Cl + KCl + I₂⁰ = Cu⁺²Cl₂ + KI^-1

НОК ДМ

Cu⁺¹ - e- = Cu⁺² 2

I + 2e- = 2I^-1 1

I₂⁰ + 2Cu⁺¹ = 2Cu⁺² + 2I

2CuCl + 2KCl + I₂ <=> 2KI + 2CuCl₂

Константа равновесия реакции определяется из уравнения

(9.1)

 

=1,66·10¹³. (9.2)

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚_ок - φ˚_восст (9.3)

ε˚ = = 0,54-0,15 = 0,39В

Ответ: окислитель - I₂; восстановитель – CuCl, приведенная в условии задачи реакция (а) протекает справа налево, К_С =1,66·10¹³.

 

б) Из таблицы определяем стандартные электродные потенциалы окислителей для реакции

KI + FeCl₃ <=> FeCl₂ + KCl + I₂

Fe³⁺ + e^- = Fe⁺² φ = +0,77 B

I₂ - 2e^- = 2I^- φ = +0,54 B

Из двух приведенных окислителей более сильным окислителем будет Fe⁺³, поскольку φ > φ .

Fe⁺³ находится в исходных веществах, следовательно, реакция будет протекать слева направо т.е. реально протекающей будет реакция (б), приведенная в условии задачи:

KI + FeCl₃ <=> FeCl₂ + KCl + I₂

Расставляем коэффициенты методом электронного баланса:

KI^-1 + Fe⁺³Cl₃ = Fe⁺²Cl₂ + KCl + I₂⁰

НОК ДМ

I^-1 - e- = I⁰ 1 2

1 2

Fe⁺³ + e- = Fe⁺² 1 2

I^-1 + Fe⁺³ = Fe⁺² + I⁰

Поскольку после реакции образуется четное число атомов иода, значения НОК и ДМ удваиваем.

2KI + 2FeCl₃ <=> 2FeCl₂ + 2KCl + I₂

Константа равновесия реакции определяется из уравнения

(9.1)

=6,3·10⁷. (9.2)

 

где z - число отданных или принятых электронов (НОК = 2);
F = 96500 Кл/моль; ε˚ - стандартное напряжение ОВР, В

ε˚ = φ˚_ок - φ˚_восст (9.3)

ε˚ = 0,77-0,54 = 0,23В

Ответ: окислитель – FeCl₃; восстановитель – KI, реакция протекает слева направо, Кс =6,3·10⁷.

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ.

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

УРОВЕНЬ А

1. а) Алюминиевый электрод погружен в 5∙10^-4М раствор сульфата алюминия. Вычислить значение потенциала алюминиевого электрода.

РЕШЕНИЕ: Электродный потенциал алюминия рассчитываем по уравнению Нернста: = +

 

По таблице 11.1 определяем стандартный электродный потенциал алюминия

= -1,67В.

Записываем уравнение электродного процесса, протекающего на поверхности алюминиевого электрода в растворе соли:

Al - 3ē = Al³⁺

n – число электронов, участвующих в электродном процессе.

Для данной реакции n равно заряду иона алюминия Al³⁺(n=3).

Рассчитываем концентрацию ионов алюминия в растворе Al₂(SO₄)₃:

= ∙α∙

Разбавленный раствор Al₂(SO₄)₃ – сильный электролит.

Следовательно, α = 1. По уравнению диссоциации Al₂(SO₄)₃:

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO

число ионов Al³⁺, образующихся при диссоциации одной молекулы Al₂(SO₄)₃ равно 2.

Следовательно, =2

Тогда = 5∙10^-4∙1∙2 = моль/л.

Рассчитываем электродный потенциал алюминиевого электрода:

= -1,67 + = -1,73В.

Ответ: = -1,73В.