Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова (1154110), страница 52
Текст из файла (страница 52)
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫКак видно, С. О. меняется только у марганца и железа, у первого она понижается в результате восстановления, у второго — повышается в результате окисления.Определяем число электронов, отдаваемых восстановителем FеSО4 и принимаемых окислителем KМnО4:17121213KMnO4 1 2FeSO4 2 MnSO4 1 Fe2 (SO4 )3 .Как видно, Мn7+ принимает пять электронов, а дваиона Fе2+ отдают два электрона. Кратное число отдаваемых и принимаемых электронов равно 10.
Находим коэффициенты перед окислителем, восстановителем и подставляем их в схему реакции:2KМnО4 + 10FеSО4 ® 2МnSО4 + 5Fе2(SО4)3.Подводим баланс всех атомов в левой и правой частяхуравнения и определяем коэффициенты при всех веществах. В левой части уравнения имеются два атома калия,поэтому для баланса по калию следует записать в правуючасть уравнения молекулу сульфата калия:2KМnО4 + 10FеSО4 ® 2МnSО4 + 5Fе2(SО4)3 + K2SО4.Видно, что число групп SO241 в правой части уравнениястало на 8 больше, чем в левой. Для баланса по группе SO241в левую часть уравнения записываем 8 молекул Н2SО4:2KМnО4 + 10FеSО4 + 8Н2SО4 ®2МnSО4 + 5Fе2(SО4)3 + K2SО4.А поскольку в правой части уравнения нет атомов водорода для баланса по водороду, в правую часть уравнения записываем 8 молекул Н2О:2KМnО4 + 10FеSО4 + 8Н2SО4 ®МnSО4 + 5Fе2(SО4)3 + K2SО4 + 8Н2О.Число атомов в левой и правой частях уравнения одинаково, поэтому данное уравнение является окончательным.Рассмотренный многоступенчатый метод составленияуравнений окислительновосстановительных реакций приведен для понимания логики решения этой задачи.
По мере342ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИпоявления опыта число промежуточных уравнений можетбыть уменьшено и все ступени могут быть выполнены принаписании лишь одного уравнения.Направление окислительновосстановительных реакций. В рассмотренном методе составления уравнений реакций априори предполагалось, что та или иная окислительновосстановительная реакция возможна.
Можно липредсказать направление окислительновосстановительных реакций? Как было показано в главе 3, такую возможность предоставляет второй закон термодинамики.Если изменение энергии Гиббса окислительновосстановительной реакции ниже нуля (DrG < 0), то реакция может протекать в прямом направлении. Если изменениеуказанной энергии выше нуля, то прямая реакция в данных условиях невозможна, а возможна лишь обратнаяреакция. Изменение энергии Гиббса реакции можно рассчитать, зная энергии Гиббса реакций образования продуктов и исходных веществ, которые для стандартных состояний приводятся в справочниках (см. Приложение 1).Однако следует помнить, что термодинамический расчетуказывает только направление процессов. Реальная скорость процессов зависит от их кинетических констант иусловий проведения реакции (см.
гл. 5).Роль окислительновосстановительных процессов. Окислительновосстановительные реакции играют важную рольв природе и технике. В качестве примеров окислительновосстановительных процессов, протекающих в природныхбиологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. Процессы горения топлива, протекающие в топкахкотлов тепловых электростанций, двигателях внутреннего сгорания и реактивных двигателях ракет, являютсяпримерами технически важных окислительновосстановительных реакций.
Окислительновосстановительныепроцессы, протекающие в природе и технике, нередко наносят огромный ущерб природе и человеку. В качествепримера таких процессов могут служить коррозия металлов (см. гл. 8), лесные и торфяные пожары, окисление азота при сжигании топлива с образованием чрезвычайно343ГЛАВА 7. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫтоксичных диоксинов. При помощи окислительновосстановительных реакций получают металлы, органическиеи неорганические соединения, проводят анализ различных веществ, очищают многие вещества, природные источные воды, газовые выбросы электростанций и заводов и т. п.В качестве примера рассмотрим получение металлических покрытий на поверхности металлических и неметаллических изделий химическим способом, основаннымна реакциях окисления — восстановления. При таком способе изделие помещается в водный раствор, содержащийсоль металлапокрытия и восстановитель, например гипофосфит натрия NaН2РО2, или гидразин N2Н4, или формальдегид СН2O.
В результате окислительновосстановительной реакции происходит восстановление ионов металлапокрытия до металла и окисление восстановителя. Так,при получении на изделие никелевого покрытия протекает реакция1211110130NiCl2 1 2NaH2 P O2 1 2H2 O 2 Ni 1 2NaH2 P O3 1 H2 1 2HCl.В результате этой реакции происходит окисление гипофосфита, восстановление ионов никеля до металлического никеля и ионов Н+ (из воды) до газообразного водорода. Рассмотренный способ получения никелевых покрытий называется химическим никелированием. Этот способшироко используется в электронной и вычислительнойтехнике, радиотехнике, автоматике и электротехнике, дляполучения печатных схем, нанесения покрытий на поверхностях диэлектриков и полупроводников, при изготовлении микросхем.Химическим способом получают также покрытия различных изделий серебром, медью и палладием.
Так, приизготовлении печатных плат производят избирательноетравление (окисление) пленки меди, нанесенной на полимер. В качестве окислителя обычно служит трихлориджелеза. Основной реакцией этого процесса является следующая:Сu + Fе3+ ® Сu+ + Fе2+.344ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИОстающаяся на поверхности полимера медь образуетполосы определенной заданной конфигурации.Окислительновосстановительные реакции лежат в основе действия химических лазеров — устройств для прямого преобразования энергии химической реакции в энергию когерентного электромагнитного излучения.
К такимреакциям относятся, например, реакции между Н2 и Сl2,Н2 и F2, Сl2 и НI, СО и О2. Так, в химическом фтороводородном лазере в нагретый до 1000°С поток азота вводитсягексафторид серы SF6, при этом происходит диссоциацияSF6 по реакцииSF6 ® S + 3F2.При последующей реакции фтора с водородом образуется НF, возбуждающийся за счет выделения огромногоколичества энергии. В оптическом резонаторе (системе издвух зеркал) НF отдает энергию в виде лазерного луча.Схема химического лазера приведена на рисунке 7.2. Основным достоинством химических лазеров является высокая концентрация энергии.Исследование космоса стало возможно вследствие использования реакций между такими сильными восстановителями, как водород, гидразин, керосин и окислителями — кислородом и фтором.Рис. 7.2Схема химического лазера:1 — реактор; 2 — зеркала (непрозрачное и полупрозрачное); 3 — отвод теплоты; 4 — отвод продуктов реакции; 5 — лазерный луч.ГЛАВА 7. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ345Итак, в окислительновосстановительных реакцияхпроисходит перемещение электронов от одних частиц кдругим с изменением С.
О. элементов. Для составленияуравнений окислительновосстановительных реакцийиспользуют различные методы, в частности метод электронноионного баланса. Можно предсказать направлениеокислительновосстановительных реакций, если известно изменение энергии Гиббса этой реакции.7.2.ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫПроцессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическимипроцессами. Раздел химии, изучающий электрохимические процессы, называют электрохимией.Электрохимические процессы можно разделить на двеосновные группы:1) процессы превращения химической энергии в электрическую, протекающие в электрохимических устройствах, называемых химическими источниками тока;2) процессы превращения электрической энергии вхимическую, протекающие в электрохимических устройствах, называемых электролизерами.Простейшее электрохимическое устройство (система,ячейка), состоит из двух электродов, внешней и внутренней цепей.
Электродом называют проводник 1го рода,находящийся в контакте с ионным проводником (проводником 2го рода). Внешняя цепь — это металлическийпроводник, соединяющий электроды и обеспечивающийпрохождение тока между ними. Внутренняя цепь — этоионный проводник между электродами (растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты). Рассмотрим основные закономерности протекания электрохимических процессов в устройствах обоих типов, описывающие их термодинамику, кинетику и позволяющиепроводить количественные расчеты.Законы Фарадея.
В 1833–1834 гг. английский ученыйМ. Фарадей открыл законы, определяющие зависимость346ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИмежду количеством прошедшего электричества и количеством вещества, испытавшего при этом химические превращения.С учетом современной терминологии законы Фарадеяможно сформулировать следующим образом:1. Количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.2.
Массы веществ, прореагировавших на электродахпри постоянном количестве электричества относятся другк другу как молярные массы их эквивалентов.Из второго закона следует, что при превращении наэлектроде одного моля эквивалентов любого вещества через электрод проходит 96 484, или округленно 96 500 Кл.Эта величина называется постоянной Фарадея (F).
Постоянную Фарадея F можно рассчитать исходя из того, чтоодин моль эквивалентов вещества несет 6,022×1023 элементарных зарядов (постоянная Авогадро), а элементарныйзаряд равен 1,602×10–19 Кл. ОтсюдаF = 6,0220×1023 × 1,602×10–19 = 96 484 »» 96 500 Кл/мольэкв.Для количественных расчетов процессов в электрохимических системах широко используется объединенноеуравнение двух законов Фарадея:тj = МэкjQ/F,(7.1)где тj — масса прореагировавшего на электроде jго вещества; Мэкj — молярная масса эквивалента jго вещества;Q — количество прошедшего электричества.На практике при протекании на электроде несколькихпаралельных реакций фактическая масса превращенногоjго вещества тjфакт меньше, чем рассчитанная тj, так какна превращение jго вещества в этом случае тратится лишьопределенная доля общего количества прошедшего электричества Вj, называемая выходом по току вещества j:Вj = Qj/Qили(7.2a)ГЛАВА 7.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
