Можно ли использовать при стандартных условиях
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1 Для реакции
2KBr + PbO2 + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + Br2 + 2KNO3 + 2H2O
установить направление возможного протекания ее при стандартных условиях.
РЕШЕНИЕ . Запишем уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:
2Br- + PbO2 + 4H+ = Pb2+ + Br2 + 2H2O.
Затем представим его в виде полуреакций, с указанием табличных значений ОВ-потенциалов:
2Br- — 2ē = Br2E0(Br2/Br-) = 1,065 В,
восстановитель
PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 4H2O E0(Pb2+/PbO2)= 1,449 В
Окислитель
Потенциал окислителя Е0окбольше, чем потенциал восстановителя Е0восс, следовательно, приведенная реакция будет самопроизвольно протекать слева направо.
ПРИМЕР 2. Могут ли в стандартных условиях одновременно находиться в растворе хлориды двухвалентного олова и трехвалентного железа?
РЕШЕНИЕ. Представим данную систему в виде реакции
SnCl2 + FeCl3 = SnCl4 + FeCl2
Определим по таблице значения стандартных электродных потенциалов полуреакций.
Sn2+ — 2 = Sn4+ Е0восс = +0,151 В
2 Fe3+ + = Fe2+ Е0ок = +0,771 В
Sn2+ +2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+
В данном примере Еок > Eвосс, т.е. реакция в стандартных условиях будет протекать самопроизвольно в прямом направлении и, следовательно, указанные хлориды будут реагировать между собой, поэтому одновременное нахождение их в растворе невозможно.
ПРИМЕР 3. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной системы при стандартных условиях:
10Br- + 2MnO4- + 16H+ = 5Br2 + 2Mn2+ + 8H2O,
если E0(Br2/Br-) = 1,065В; E0(MnO4-/Mn2+) = 1,507В.
РЕШЕНИЕ. Представим данную реакцию в виде полурекций окисления и восстановления:
2Br- -2ē = 5Br2Е0восс = 1,065 В,
MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O, E0ок = 1,507В
Константа равновесия К окислительно-восстановительной реакции с окислительно-восстановительными потенциалами связана следующим соотношением:
lgК= .
Окислителем в данной реакции является MnO4-, а восстановителем – Br-. В окислительно-восстановительном процессе участвуют 10 электронов. Отсюда:
lgK = = 76,27,
K =1,86.1076.
ПРИМЕР 4. Рассчитайте равновесный потенциал электрода, на котором протекает реакция PbO2+ 4 H+ + 2ē ↔ Pb2+ + 2H2О, если моль/л, а рН=5.
РЕШЕНИЕ. Потенциал окислительно-восстановительного электрода определяем по уравнению:
.
Концентрация (как твердого вещества) и принимаются постоянными и включены в =+1,449 В, n=2 –число электронов. С учетом этого,
Исходя из того, что рН =-lg[H+] или [H+]= 10-рН , данное уравнение принимает вид:
Подставляя значения Е0 и концентраций ионов, получаем
ПРИМЕР 5. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы
3Fe2+ + NO3- + 4H+ = NO + 3Fe3+ + 2H2O,
если [Fe2+]=10-3 моль/л, [Fe3+]=10-2 моль/л, [NO3-]=10-1 моль/л, а рН=3.
РЕШЕНИЕ. Выразим данную ОВ-систему в виде окислительно-восстановительных полурекций с указанием стандартных ОВ-потенциалов:
а) Fe2+ — ē →Fe3+ +0,771 В,
б) NO3- + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O +0,960 В.
Для реакции (а) определим ОВ-потенциал по уравнению (3):
Для реакции (б) используем уравнение Нернста с учетом рН-среды:
.
Имея ввиду, что активности [NO] и [H2O] являются постоянными и включены в значение Е0, а [H+]=10-рН,рассчитаем ОВ-потенциал реакции (б) по уравнению:
Затем рассчитаем ЭДС приведенной окислительно-восстановительной системы:
ЭДС= ΔЕ =Еокс – Евосст=
Так как ΔЕ <0, следовательно, реакция в прямом направлении протекать не может.
ПРИМЕР 6. Могут ли в стандартных условиях KClO3 и КBr одновременно находиться в щелочном растворе? Если нет, то укажите возможные продукты окисления и восстановления.
РЕШЕНИЕ. В бромиде калия КBr бром имеет низшую степень окисления -1 (Br-1), следовательно, он может проявлять только восстановительные свойства. В щелочной среде возможны следующие реакции окисления Br-1:
а) Br-1 + 6ОН- — 6ē = BrО3-1 + 3Н2О Е0 = +0,61В
б) Br-1 + 2ОН- — 2ē = BrО-1 + Н2О Е0 = +0,76В.
В ионе ClO3- хлор находится в промежуточной степени окисления +5. В случае совместного нахождения в растворе с восстановителем (КBr), KClO3 будет проявлять только окислительные свойства.
В щелочном растворе возможно восстановления ClO3- по реакции:
ClO3- + 3Н2О +6е = Cl- + 6ОН-Е0 = +0,63В.
Сравнивая потенциалы окислителя и восстановителя, можно сделать вывод, что реакция окисления Br-1 по реакции (б) не может протекать, потому что Еок < Eвосс. Окисление же Br-1 в присутствии KClO3 по реакция (а) возможно:
Br-1 + 6ОН- — 6ē = BrО3-1 + 3Н2О
+
ClO3- + 3Н2О +6ē = Cl- + 6ОН-
Br-1 + 6ОН- + ClO3- + 3Н2О = BrО3-1 + 3Н2О + Cl- + 6ОН-
KClO3 + КBr = КBrО3+ КCl
Таким образом, KClO3 и КBr одновременно находиться в щелочном растворе не могут, а вероятные продукты реакции — KCl и К BrО3.
ПРИМЕР 7. Может ли пероксид водорода H2O2 проявлять окислительные и восстановительные свойства? На основании стандартных электродных потенциалов привести примеры возможных реакций.
РЕШЕНИЕ. Пероксид водорода H2O2 имеет в своем составе кислород в промежуточной степени окисления (-1), поэтому он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Например, в кислой среде восстановление H2O2 протекает по реакции:
H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O E0 =1,776 B.
Окисление H2O2 протекает по реакции:
H2O2 -2ē = О2 + 2Н+ E0 =0,682 B.
Чтобы в ОВ-реакции H2O2 проявлял окислительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать восстановитель, у которого потенциал был меньше 1,776 В. Например, ион I- для которого:
2 I-1 — 2ē = I2Е0 = +0,536В.
Таким образом:
H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O
2 I-1 — 2ē = I2
H2O2 + 2H+ + 2 I-1 = I2 + 2H2O.
Чтобы в ОВ-реакции H2O2 проявлял восстановительные свойства, надо по окислительно-восстановительным потенциалам выбрать окислитель, у которого потенциал был больше 0,682 В. Например, ион ClO3- для которого:
2ClO3- + 12H+ + 10е = Cl2 + 6 H2O Е0 = +1,47В.
Таким образом:
H2O2 -2ē = О2 + 2Н+ 5
2ClO3- + 12H+ + 10ē = Cl2 + 6 H2O
5H2O2 -2ClO3- + 12H+ = 5О2 + 10Н+ + Cl2 + 6 H2O.
Сократив в правой части ионы водорода (Н+), получаем:
5H2O2 -2ClO3- + 2H+ = 5О2 + Cl2 + 6 H2O.
ПРИМЕР 8. Какой из металлов никель или кадмий легче взаимодействует с разбавленной HCl?
РЕШЕНИЕ. Запишим уравнения реакции взаимодействия этих металлов с HCl:
а) Ni + 2 HCl → NiCl2 + H2
Ni – 2ē = Ni2+E0 = -0,25 B
2Н+ + 2ē =Н2 Е0 = 0,0В
б) Cd + 2 HCl → CdCl2 + H2
Cd – 2ē = Cd 2+E0 = -0,403 B
2Н+ + 2ē =Н2 Е0 = 0,0В
Рассчитаем для обеих реакций изменение свободной энергии Гиббса по формуле
ΔGх.р.0= -nF (Е0окс – Е0восст).
Для реакции (а) ΔGх.р. = -2.96500.(0,0 + 0,25)= -48250 Дж.
Для реакции (б) ΔGх.р. = -2.96500.(0,0 + 0,403)= -77779 Дж.
Так как в реакции (б) убыль свободной энергии Гиббса больше, чем в реакции (а), следовательно, кадмий легче взаимодействует с HCl.
ПРИМЕР 9. На основании окислительно-восстановительных потенциалов реакций восстановления иона ClО3- определите, в какой среде, нейтральной или кислой, ClО3- проявляет более сильные окислительные свойства.
РЕШЕНИЕ. Представим возможные реакции восстановления иона ClО3- в нейтральной и кислой средах:
C1О3- + 3H2O + 6ē = Cl- + 6ОH- E0 =0,63 B
2C1О3- + 12H+ +10ē = Cl2 + 6Н2О E0 =1,47 B
Процесс протекает тем глубже, чем отрицательнее ΔGхр. Из соотношения ΔG0х.р = -nF(Е0ок – E0восс ) следует: чем выше потенциал окислителя, тем меньше ΔGхр. В кислой среде ОВ-потенциал иона ClО3- больше, значит, в кислой среде он проявляет более сильные окислительные свойства.
Задания
1. Можно ли при стандартных условиях восстановить ионы Fe3+ ионами таллия Tl+ по реакции
2Fe3+ + Tl+ = 2Fe2+ + Tl3+ ?
2. Могут ли при стандартных условиях находиться одновременно в растворе селенистая кислота H2SeO3 и йодистоводородная HI ?
3. Какие из приведенных реакций могут самопроизвольно протекать в нейтральном водном растворе?
а) MnO4- + Cl-→ MnO2 + Cl2;
б) MnO4- + Br-→ MnO2 + Br2;
в) MnO4- + I- → MnO2 + I2.
4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлором сульфат железа (II) в сульфат железа (III)?
5. Можно ли металлическим цинком восстановить хлорид железа (III) в хлорид железа (II)?
6. Сопоставьте устойчивость растворов гидроксидов железа (II) и кобальта (II) к окислению кислородом воздуха по реакциям:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3
7. Может ли при стандартных условиях идти реакция
2Fe2+ + 2Hg2+ = 2Fe3+ + Hg22+?
8. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях
2KMnO4 + 16HF = 2MnF2 + 5F2 + 2KF + 8H2O
9. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях
2KMnO4 + 16HBr = 2MnBr2 + 5Br2 + 2KBr + 8H2O
10. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях
2FeO42- + 8H+ + 2Br- → Fe3+ + Br2 + 4H2O
11. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях
AsO43- + 2H2O + 2I- = AsO2- + I2 + 4OH-
12. Вычислите константу равновесия реакции
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
13. Определите направление реакции при стандартных условиях
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 2S + K2SO4 + 8H2O
14. Какие из приведенных ниже систем
Co3+ + ē = Co2+;
Pb4+ + 2ē = Pb2+;
I2 + 2ē = 2I-
будут восстановителем, если в качестве окислителя использовать кислый
раствор KMnO4 (pH=1) MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
15. Может ли KNO2 быть восстановителем? окислителем? Используя
таблицу значений стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов, приведите схемы возможных реакций.
16. Можно ли в стандартных условиях окислить ионы двухвалентного железа (Fe2+) ионами Sn4+ по схеме
2Fe2+ + Sn4+→ 2Fe3+ + Sn2+
17. Вычислите константу равновесия реакции
H3AsO4 + 2HI = HAsO2 + I2 + 2H2O.
Можно ли считать это равновесие практически полностью смещенным
вправо?
18. Какой из металлов (цинк, марганец или хром) легче взаимодействует
с разбавленной HCl ? Ответ дайте на основании расчета.
19. Определите направление процессов при стандартных условиях.
I2 + H2O = HIO3 + HI,
I2 + KOH = KIO3 + KI + H2O.
20. В водном растворе концентрация [Hg2+]=10-2 моль/л, [(Fe3+]=10-2 моль/л,
[Fe2+]=10-3 моль/л. В каком направлении реакция
2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2
протекает самопроизвольно?
21. Можно ли восстановить хлорид олова (IV) в хлорид олова (II) по реакциям
SnCl4 + 2KI = SnCl2 + I2 + 2KCl
SnCl4 + H2S = SnCl2 + S + 2HCl
Обоснуйте ответ расчетом констант равновесия реакций.
22. Рассчитайте при стандартных условиях константу равновесия реакции
2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O.
23. Пользуясь величинами E0, определите направление реакции
Cu2+ + 2Ag = Cu + 2Ag+
24. Растворение цинка в разбавленной азотной кислоте может идти так:
а) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO + H2O
б) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO2 + H2O
Пользуясь величинами Е0 указать, какой процесс более выгоден в стандартных условиях?
25. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, потенциал которой зависит от pH среды, напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала для этой реакции.
26. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F- — 2ē = F2 б) 2Cl- — 2ē = Cl2
в) 2Br- — 2ē = Br2 г) 2I- — 2ē = I2
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O равен 1,33 В.
27. Можно ли KMnO4 использовать в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:
а) HNO2 + H2O – 2ē = NO3- + 3H+
б) 2H2O – 2ē = H2O2 + 2H+
в) H2S – 2ē = S + 2H+
28. В каком направлении будет протекать реакция
CrCl3 + Br2 + KOH = K2CrO4 + KBr + H2O ?
29. Возможна ли реакция между KClO3 и КmnO4 в кислой среде?
30. Какой из окислителей(MnO2, PbO2, K2Cr2O7) является наиболее эффективным по отношению к HCl с целью получения Cl2?
31. Можно ли при стандартных условиях окислить в кислой среде Fe2+ в Fe3+ с помощью дихромата калия (K2Cr2O7)?
32. Можно ли действием хлората (V) калия (KClO3) в нейтральной среде окислить:
а) Fe2+ до Fe3+
б) SO42- до S2O82-
в) Mn2+ до MnO4-
г) Sn2+ до Sn4+
д) SO32- до SO42-
е) NO2- до NO3-
Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций.
33. Окислительно-восстановительный потенциал реакции
Cr2O72- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
равен +1,33 В. Какие из следующих процессов возможны, если в качестве окислителя использовать кислый раствор дихромата калия (K2Cr2O7)?
а) 2Br- — 2ē = Br2
б) 2Cl- — 2ē = Cl2
в) H2S – 2ē = 2H+ + S
г) Mn2+ + 4H2O – 5ē = MnO4- + 8H+
д) HNO2 + H2O – 2ē = NO3- + 3H+
34. Будет ли протекать реакция, в которой Cr3+ окисляется до Cr2O72-, а разбавленная HNO3 восстанавливается до NO?
35. При окислении соляной кислоты диоксидом марганца или перманганатом калия образуется хлор. Процессы идут по схеме:
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
KMnO4 + HCl→ MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
В каком случае получится больше хлора, если для той и другой реакции взять равные количества соляной кислоты?
36. На основании значений окислительно-восстановительных потенциалов процессов восстановления перманганата-иона MnO4- в кислой, нейтральной и щелочной средах укажите: в каком случае ион MnO4- проявляет более высокую окислительную способность.
37. В каком направлении будет протекать реакция
CuS + H2O2 + HCl = CuCl2 + S + H2O?
38. Можно ли при стандартных условиях окислить хлористый водород до Cl2 с помощью серной кислоты?
39. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O,
если [MnO4-]=10-5, [Mn2+]=10-2, [H+]=0,1 моль/л.
40. Рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительной системы
6Fe2+ + ClO3- + 6H+ = Cl- + 6Fe3+ + 3H2O,
если pH = 3, а концентрация ионов Fe2+, ClO3-, Cl- и Fe3+ соответственно равны моль/л: 10-2; 10-1; 1,0; 2,0.
41.Вычислите при стандартных условиях ЭДС окислительно-восстановительной системы, состоящей из электродов: S/H2S и NO3-/NO.
Напишите уравнение протекающей реакции.
42. В подкисленный раствор смеси KCl, KBr и KIприбавлен раствор
KMnO4. Какие галогенид-ионы могут быть окислены до свободного состояния действием перманганат-иона? Составить уравнения протекающих реакций.
43. В водном растворе концентрация [Hg2+]=0,01 моль/л, [Fe3+]=0,01 моль/л, [Fe2+]=0,001 моль/л. Какая из указанных реакций будет протекать:
а) 2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2
б) HgCl2 + 2FeCl2 = Hg + 2FeCl3
44. Вычислите константы равновесия для реакций:
а) SnCl4 + 2TiCl3 = SnCl2 + 2TiCl4
б) SnCl4 + 2CrCl2 = SnCl2 + 2CrCl3
В какой из двух систем достигается более полное восстановление Sn4+ в Sn2+?
45. Какая кислота выполняет в реакции H2SeO3 + H2SO3 функцию окислителя, а какая – восстановителя ?
46. Методом ионно-электронных уравнений подберите коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях. Укажите окислитель и восстановитель. Какой из элементов окисляется, какой восстанавливается?
1) Al + K2Cr2O7 + H2SO4→ Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2) Al + KMnO4 + H2SO4→ Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
3) MnO2 + KClO3 + KOH→ K2MnO4 + KCl + H2O
4) Bi2O3 + Br2 + KOH→ KBiO3 + KBr + H2O
5) SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl → SnCl4 + CrCl3 + KCl + H2O
6) MgI2 + H2O2 + H2SO4→ I2 + MgSO4 + H2O
7) FeSO4 + KClO3 + H2SO4→Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
8) KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4→ KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
9) MnO2 + O2 + KOH→ K2MnO4 + H2O
10) SO2 + FeCl3 + H2O→ H2SO4 + FeCl2 + HCl
11) H2S + K2Cr2O7 + H2SO4→ S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
12) H2SO3 + HIO3→ H2SO4 + HI
13) Zn + KMnO4 + H2SO4→ ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
14) KMnO4 + KBr + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O
15) SO2 + KMnO4 + H2O → K2SO4 + MnO2 + H2SO4
16) KI + KMnO4 + KOH → I2 + K2MnO4 + H2O
17) MnO2 + H2SO4→ MnSO4 + O2 + H2O
18) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
19) KNO2 + KMnO4 + KOH → KNO3 + K2MnO4 + H2O
20) K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
21) NaCrO2 + H2O2 + NaOH→ Na2CrO4 + H2O
22) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
23) KMnO4 + H2S + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
24) Fe2O3 + KNO3 + KOH→ K2FeO4 + KNO2 + H2O
25) I2 + KOH → KI + KIO3 + H2O
26) KIO3 + H2O2 + H2SO4→ O2 + I2 + K2SO4 + H2O
27) Al2 + KOH + H2O →K[Al(OH)4] + H2
28) SnCl2 +KMnO4 + HCl → SnCl4 + MnCl2 +H2O
29) Cl2 + KI + KOH → KCl + KIO3 + H2O
30) SnCl2 +FeCl3 → SnCl4 + FeCl2
47. Методом электронно-ионных уравненийсоставьте полные уравнения реакций, учитывая, что либо окислитель, либо восстановитель являются также и средой. Обоснуйте на основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов возможность протекания данных реакций.
1) KI + H2SO4/конц/→ I2 + H2S + K2SO4 + H2O
2) KBr + H2SO4/конц/→ Br2 + S + K2SO4 + H2O
3) NaBr + H2SO4/конц/→ Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O
4) Mg + H2SO4/конц/→ MgSO4 + S + H2O
5) Al + H2SO4/конц/→ Al2(SO4)3 + H2S + H2O
6) Cu + H2SO4/конц/→ CuSO4 + SO2 + H2O
7) Ag + H2SO4/конц/→ Ag2SO4 + SO2 + H2O
8) HCl/конц/ + MnO2→ Cl2 + MnCl2 + H2O
9) HCl/конц/ + KMnO4→Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
10) HCl/конц/ + PbO2→ Cl2 + PbCl2 + H2O
11) HCl/конц/ + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O
12) HCl/конц/ + K2Cr2O7→ Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
13) Zn + H2SO4/конц/ → ZnSO4 + H2S + H2O
14) CuS + HNO3→ S + Cu(NO3)2 + NO + H2O
15) Cu2O + HNO3→ Cu(NO3)2 + NO + H2O
16) CuS + HNO3/конц/→ H2SO4 + Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
17) FeS + HNO3/конц/→ Fe(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O
18) MnS + HNO3→ S + NO + Mn(NO3)2 + H2O
19) FeSO4 + HNO3→ Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO2 + H2O
20) MnS + HNO3/конц/→H2SO4 + NO2 + Mn(NO3)2 + H2O
21) Ag + HNO3/конц/→ AgNO3 + NO2 + H2O
22) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO + H2O
23) Mg + HNO3/очень разб./→ Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
24) Fe + HNO3→ Fe(NO3)3 + NO + H2O
25) S + HNO3→ H2SO4 + NO
26) H2S + HNO3→ S + NO2 + H2O
27) Cu + HNO3/разб/→ Cu(NO3)2 + NO + H2O
28) Sn + HNO3/конц/→ H2SnO3 + NO2 + H2O
29) Fe + H2SO4/конц/→ Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O
30) K2S + HNO3→ S + NO + KNO3 +H2O
48. Окислительно- восстановительная реакция выражается ионным уравнением. Укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем. Составьте ионно-электронные и молекулярные уравнения.
1). Bi + NO3– + H+ → Bi +3 + NO + H2O
2) Fe+2 + ClO3– + H+ → Fe+3 + Cl– + H2O
3) Cr+3 + BiO3– + H+ → Bi +3+ Cr2O72- + H2O
4) SO2 + Cr2O72- + H+ → Cr+3 + SO42-+ H2O
5) Cl– + MnO4–+ H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O
6) H2O2 + MnO4–+ H+ → O2 + Mn+2 + H2O
7) I– + NO2– + H+ → I2 + NO + H2O
8) Br–+ Cr2O72- + H+ → Cr+3+ Br2+ H2O
9) I– + H2O2 + H+ → I2 + H2O
10) Cl2 + OH– → Cl– + ClO3–+ H2O
11) H2S + MnO4–+ H+ → S + Mn+2 + H2O
12) Cl– + MnO2 + H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O
13) Mg + NO3– + H+ → Mg +2 + NH4+ + H2O
14) ClO3–+ SO32- + + H+ → Cl–+ SO42- + H2O
15) NO2– + MnO4–+ H+ → NO3– + Mn+2 + H2O
16) Br2 + OH– → Br– + BrO3–+ H2O
17) Sn+2 + BrO3– + H+ → Br2+ Sn+4+ H2O
18) Cu + NO3– + H+ → Cu +2 + NO2 + H2O
19) Cr2O72- + H+ + Fe+2 → Cr+3+ Fe+3 + H2O
20) Br– + MnO4–+ H+ → Br2 + Mn+2 + H2O
21) Pb + + NO3– + H+ → Pb +2 + NO + H2O
22) Mn+2 + ClO3–+ OH– → MnO42–+ Cl–+ H2O
23) Bi + NO3– + H+ → Bi3+ + NO + H2O
24) Cr2O72– + I– + H+ → Cr3+ + I2 + H2O
25) CrO2- + Br2 + OH-→ CrO42– Br- + H2O
26) SO32– + Ag+ + OH– → SO42– + Ag + H2O
27) Fe2+ + MnO4– + H+ → Fe3+ + Mn2+ + H2O
28) MnO4– + I– + H+ → I2 + Mn2+ + H2O
29) MnO4– + SO3- + H2O → MnO2 + SO42- + OH-
30) MnO4– + OH– +SO32– → SO42– + MnO42– + H2O
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Рекомендуемые страницы:
Воспользуйтесь поиском по сайту:
Источник
Решение задач по химической кинетике и термодинамике (профильный уровень)
Элементы содержания: энергетика и
направление течения химических реакций;
скорость химических реакций; химическое
равновесие; закон действующих масс.
Требования к уровню подготовки выпускников:
уметь объяснять зависимость скорости и
направления протекания реакций от различных
факторов, знать закон действующих масс.
Цель: закрепить умения решать задачи по
химической кинетике и термодинамике, обобщить
знания по темам «Энергетика и направление
течения химических реакций», «Скорость
химических реакций. Химическое равновесие «.
Ход урока
1. Устный (фронтальный) опрос по теме «Энергетика
химических реакций»:
1) что называется термодинамической системой?
какие параметры характеризуют состояние
системы?
2) что такое энтальпия системы (Н)?
3) что называется тепловым эффектом реакции? при
каких условиях он называется изменением
энтальпии реакции и обозначается Н?
4) что называется стандартной энтальпией
образования соединения Нo298? Почему необходима
стандартизация состояния веществ?
5) для каких процессов справедлив закон Гесса?
6) энергетические эффекты каких процессов можно
вычислять с помощью табличных значений Нo298
?
2. Решение задач: термохимические
расчеты
Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект
реакции горения сероводорода
Решение: уравнения 1-3 есть
термохимические уравнения образования
соответственно 1 моль H2S(г) , H2O(ж)
и SO2(г) из простых веществ в стандартных
условиях, а тепловые эффекты — стандартные
энтальпии образования указанных соединений Н298 (см.
справоч. таблицу). Н298 образования простых в
наиболее термодинамически устойчивом состоянии
принимаются равными нулю
(Нo298(О2
) = 0).
На основании одного из следствий закона Гесса: Н = Н (прод.) — Н ( исх.), где Н (прод.) и Н ( исх.) — суммы стандартных
энтальпий образования продуктов реакции и
исходных веществ, получаем:
Н = ( -286,0 —
297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.
Отрицательное значение энтальпии реакции
горения сероводорода означает, что данная
реакция экзотермическая.
Н (исх.) > Н (прод.) (в
данном случае, больше на 562,8 кДж).
Следовательно, Н (исх.) = Н (прод.) + 562,8 кДж. Энергия
выделяется в окружающее пространство.
Тепловой эффект можно включить в уравнение
химической реакции
H2S(г) + 3/2 O2 = SO2 (г)
+ H2O(ж) + 562,8 кДж
Примечание: возможен другой вариант решения:
если сложить термохимические уравнения 2 и 3 и
вычесть уравнение 1, то получим искомое (исходное)
уравнение:
Подставив численное значение энтальпий
образования веществ из задачи, получим значение
теплового эффекта реакции:
Н = ( -286,0 —
297,0 ) — (- 20,17 ) = — 562,8 кДж.
Полученное уравнение для Н и есть следствие закона
Гесса.
Ответ: — 562,8 кДж.
Задача 2. С помощью термохимического
уравнения
H2S(г) + 3/2 O2 = SO2 (г)
+ H2O(ж) + 562,8 кДж определите объем
сгоревшего сероводорода, если известно, что в
результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.
Решение: проведем расчет по уравнению и
определим V(H2S):
Ответ: 11,2 л H2S.
3. Устный (фронтальный) опрос по теме «Направления
течения химических реакций»:
1) что такое энтропийный фактор процесса?
2) проиллюстрируйте примером тот факт, что
направление химического процесса зависит и от
энтропийного, и от энтальпийного факторов;
3) что называется стандартной энтропией
вещества?
4) как определяется изменение энтропии системы
в результате протекания определенного процесса
в стандартных условиях?
5) что такое изобарно-изотермический потенциал,
или свободная энергия Гиббса? Что можно сказать о
химическом процессе, для которого:
1) G >0 , 2) G <0 , 3) G = 0 ?
6) что называется стандартным
изобарно-изотермическим потенциалом
образования вещества?
4. Решение задач: направление
течения химических реакций
Задача 1. Предскажите знак изменения
энтропии (So298)
в каждой из предложенных реакций:
1) 2KCLO3 (к ) = 2KCL (к ) + 3O2 (г)
2) N2 (г) + 2O2 (г) = 2NO2(г)
3) 3C2H2(г) = C6H6(ж)
4) FeO(к ) + H2(г) = Fe(к ) + H2O(г)
5) Ag+(р) + CL-(р) = AgCL(к )
Проверьте правильность сделанных выводов
расчетом So298
соответствующих реакций, пользуясь справочными
данными.
Решение:
I. 1) So298
первой реакции больше нуля. Энтропия системы как
мера неупорядоченности растет при увеличении
количества молей вещества (числа молей), тем
более, что одно из полученных веществ находится в
газообразном состоянии;
2) So298
< 0, так как в реакцию вступают три объема газов,
а получаются два, т.е. число частиц газообразных
веществ уменьшается, в системе растет
упорядоченность;
3) So298
< 0 по той же причине, что и в случае 2;
4) вероятно, So298 > 0, так как
усложнился состав молекул газа (H2O вместо H2),
хотя результате реакции число молей и не
изменилось (в том числе и газообразных веществ );
5) So298
< 0, так как ионы Ag+ и CL-, находящиеся в
растворе, переходят в осадок, т.е. в системе
растет упорядоченность.
II. Выпишем из справочной таблицы значения ?So298
соответствующих веществ и подпишем их под
формулами в уравнениях 1 — 5:
S5 =
96,11 — (72,63 + 56,63) = — 33,15 Дж/град
т.е. результаты вычисления So298 реакций
подтвердили выводы, сделанные раннее.
Задача 2. Какие из реакций, перечисленных в
задаче 1, протекают самопроизвольно при
стандартных условиях?
Решение: Ответ на вопрос задачи дает
вычисление изменения изобарно-изотермического
потенциала или свободной энергии Гиббса (Go298)
предложенных реакций. G — функция состояния системы, и,
следовательно,
Go = Go (прод.) — Go
(исх.).
Выпишем из справочной таблицы значения Go298
образования соединений и подпишем их под
соответствующими формулами в уравнениях 1 — 5,
вычислим Go298
соответствующих реакций:
Полученные результаты говорят о том, что
реакции 1, 3 и 5 могут протекать в стандартных
условиях самопроизвольно до установления
равновесия, а реакции 2 и 4 в этих условиях
протекать в указанном направлении не могут.
5. Устный (фронтальный) опрос по теме «Скорость
химических реакций»
1) что понимают под скоростью химических
реакций?
2) почему о скорости химических реакций имеет
смысл говорить только для данного момента
времени?
3) какие факторы влияют на скорость химической
реакции?
4) в чем различие гомогенных и гетерогенных
химических реакций?
5) сформулируйте закон действия масс
6) что такое константа скорости химической
реакции? каков ее физический смысл? в каких
единицах она измеряется?
7) в какой форме закон действия масс применим
для гетерогенных реакций?
8) как скорость химических реакций зависит от
температуры? что такое температурный
коэффициент скорости химической реакции? как он
рассчитывается?
9) что такое энергия активации химической
реакции? как влияет величина энергии активации
на скорость реакции?
10) что такое лимитирующая стадия сложной
химической реакции?
6. Решение задач: скорость химических
реакций
Задача 1. Скорость химической реакции 2NO
+ O2 = 2NO2 описывается уравнением . Во сколько раз
возрастет скорость данной реакции при
увеличении давления в смеси исходных газов в два
раза?
Решение: увеличение давления вдвое
равноценно двойному увеличению концентраций NO и
O2. Поэтому скорости взаимодействия примут
в соответствии с законом действия масс следующие
выражения:
Ответ: в 8 раз.
Задача 2. Объясните, почему показатели
степеней в уравнениях, выражающих закон действия
масс для нижеприведенных реакций взаимодействия
исходных газообразных веществ, не всегда
соответствуют коэффициентам уравнения?
Ответ: реакции 2 и 4 протекают через
промежуточные стадии, а скорость подобных
реакций определяется стехиометрией
лимитирующей стадии.
7. Устный (фронтальный) опрос по теме «Катализ»:
1) какой процесс называют катализом?
2) что такое катализатор?
3) что такое положительный и отрицательный
катализ?
4) как катализатор влияет на энергию активации
химической реакции?
5) чем отличается гетерогенный катализ от
гомогенного?
6) в чем сущность избирательности катализатора?
7) какова роль катализатора в гетерогенном
катализе?
8) в чем заключается действие ингибиторов
химических реакций?
9) что такое каталитические яды?
10) в чем особенности ферментативного катализа?
8. Решение задач: катализ
Задача 1. Ацетальдегид разлагается в
газовой фазе следующим образом: CH3COH = CH4
+ CO. Присутствие паров иода заметно ускоряет
реакцию. Известно, что первая стадия
каталитического процесса
CH3COH + I2 = CH3I + HI + CO протекает
медленнее второй. Напишите уравнение реакции для
второй стадии и уравнение, выражающее закон
действия масс для каталитической реакции в
целом.
Решение: По теории промежуточных
соединений, объясняющей гомогенный катализ,
реакция А + В = АВ (а) протекает по стадиям:
1) А + К = АК, 2) АК + В = АВ + К, где К — катализатор.
Очевидно, что а = 1 + 2 или 2 = а — 1 :
CH3COH — CH3COH — I2 = CH4 + CO — CH3I
— HI — CO
( оперируем с химическим уравнением как с
алгебраическим ).
CH3I + HI = CH4 + I2
Так как лимитирующей стадией каталитического
процесса является медленная стадия, то уравнение
скорости разложения ацетальдегида согласно
закону действия масс будет
9. Устный (фронтальный) опрос по теме «Химическое
равновесие»:
1) какие реакции называются обратимыми? в чем их
отличие от реакций, протекающих до конца?
2) что такое состояние химического равновесия?
можно ли сказать, что при установлении
химического равновесия реакция прекращается?
3) что такое константа равновесия химической
реакции? как константа равновесия выражается
через равновесные концентрации реагирующих
веществ?
4) каковы особенности выражения константы
равновесия для гетерогенных химических
процессов?
5) как константа равновесия связана с
изменением изобарно-изотермического потенциала G реакции?
6) как влияет изменение температуры на
константу равновесия?
7) изменится ли состояние равновесия при
введении в реакционную смесь катализатора? какой
вывод следует сделать о влиянии катализатора на
константу равновесия?
8) сформулируйте правило для определения
направления смещения равновесия при изменении
давления в реакциях между газообразными
веществами; какие коррективы нужно ввести при
определении смещения равновесия при изменении
давления для гетерогенных систем?
9) как влияет изменение концентрации одного из
веществ на смещение равновесия в гомогенной
реакционной смеси?
10) каково влияние изменения температуры на
смещение равновесия в экзотермических и
эндотермических реакциях?
10. Решение задач: химическое
равновесие
Задача 1. При некоторой температуре
константа равновесия реакции H2 (г) + Br2 (г) <->
2НBr (г) равна 1. Определите состав
равновесной реакционной смеси, если для реакции
были взяты 1 моль H2 и 2 моль Br2.
Решение: запишем выражение константы
равновесия:
[НBr]2
К = —-
[H2] * [Br2]
Задача сводится к определению равновесных
концентраций реагирующих веществ через
константу равновесия. Из уравнения реакции
видно, что 1 моль водорода реагирует с 1 моль
брома, при этом получается 2 моль бромоводорода.
Если же до достижения равновесия прореагировало
Х моль водорода, то равновесные количества
веществ в смеси и пропорциональные им
концентрации составят:
Подставляя эти значения в выражение константы
равновесия, получим:
( 2х )2
К = ——— = 1
( 1 — х ) * ( 2 — х )
Решение квадратного уравнения 3х2 + 3х — 1 =
0 дает х = 0,45 (второй корень уравнения
отрицательный и физического смысла не имеет).
По достижении равновесия количества
реагирующих веществ в смеси составят:
n (H2) = 1 — 0,45 = 0,55 моль
n (Br2) = 2 — 0,45 = 1,55 моль
n (НBr) = 2 * 0,45 = 0,9 моль
Задача 2. Оксид азота (IV) NO2 окрашен
в бурый цвет, его димер N2O4 бесцветен.
Предскажите, как будет меняться окраска смеси
газов при одновременном увеличении температуры
и уменьшении давления.
Решение: запишем уравнение реакции 2 NO2
— N2O4.
Рассчитаем тепловой эффект реакции в
стандартных условиях по справочным данным:
Н реакции
= Нo298
(N2O4) — 2 Нo298 (NO2) = 1 моль * 9,6
кДж/моль-2 моль * 33,8 кДж/моль = -58 кДж
Так как реакция экзотермическая (Н<0) и протекает с
уменьшением числа молей газообразных веществ, то
повышение температуры и понижение давления
смещают равновесие в одном направлении — в
сторону исходного вещества, что вызывает усиление
окраски смеси газов.
Ответ: окраска усилится.
11. Подведение итогов урока, домашнее
задание (см. приложение № 1)
Примечание: вопросы фронтального опроса
можно использовать и в качестве дополнительных
(после решения каждой задачи тем или иным
учеником).
Источник