ГЛАВНАЯ ♢ ХИМИЯ ♢ ТОКСИКОЛОГИЯ ♢ ФАРМАКОЛОГИЯ ♢ БАЗЫ ДАННЫХ ♢ КНИГИ ♢ ЗАКОНЫ ♢ ФОРУМ ♢ ЗАГРУЗКИ ♢ ИССЛЕДОВАНИЯ ♢ ССЫЛКИ ♢ РАЗНОЕ ♢ КАРТА САЙТА

Пользовательский поиск

Задача 1. Найти электродвижущую силу (ЭДС) элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1 М раствор нитрата цинка и свинцовым электродом, опущенным в 2 М раствор нитрата свинца.

Решение.

ЭДС элемента равен разности потенциалов электродов.

Вычисляем потенциал цинкового электрода по уравнению Нернста:

E_Zn²⁺/Zn = E⁰_Zn²⁺/Zn + (0,059/n)*lg(C_Zn²⁺)

E_Zn²⁺/Zn = -0,76 + (0,059/2)* (-1) = -0,79 В

Вычисляем потенциал свинцового электрода по уравнению Нернста:

E_Pb²⁺/Pb = E⁰_Pb²⁺/Pb + (0,059/n)*lg(C_Pb²⁺)

E_Pb²⁺/Pb = -0,13 + (0,059/2)* 0.301 = -0,12 В

ЭДС = -0,12-(-0,79) = 0,67 В

Ответ: 0,67 В.

Задача 2. Вычислить электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента:

Ni|Ni(NO₃)₂ 0,2 моль/л, NH₃ 2 моль/л || Hg₂Cl₂(к), KCl 0,1 моль/л |Hg.

Решение.

В гальваническом элементе на электродах протекают следующие реакции:

Ni²⁺ + 2e^- = Ni, E⁰_Ni²⁺/Ni = -0,23 В и

Hg₂²⁺ + 2e^- = 2Hg, E⁰_Hg2²⁺/Hg = +0,792 В.

Потенциалы этих электродов вычисляем по уравнениям:

E_Ni²⁺/Ni = E⁰_Ni²⁺/Ni + (0,059/n)*lg(C_Ni²⁺),

E_Hg2²⁺/2Hg = E⁰_Hg2²⁺/2Hg + (0,059/n)*lg(C_Hg2²⁺)

Для расчета нужно знать равновесные концентрации ионов никеля и ртути.

Равновесная концентрация ионов никеля определяется процессом комплексообразования, протекающим в избытке аммиака. Примем, что в растворе доминирует ион [Ni(NH₃)₄]²⁺ и рассчитаем концентрацию ионов никеля по константе устойчивости комплексного иона:

C_Ni²⁺ = C⁰_Ni²⁺ / (β_{[Ni(NH3)4]²⁺} * (C⁰_NH3 - 4 * C⁰_Ni²⁺)⁴) = 0,2 / (2,95*10⁷ * (2 - 4*0,2)⁴) = 3,27*10^-9 моль/л,

следовательно:

E_Ni²⁺/Ni = -0,23 + (0,059/2) * lg 3,27*10^-9 = -0,48 В.

Равновесная концентрация ионов ртути определяется как растворимость Hg₂Cl₂ в 0,1 М KCl:

C_Hg2²⁺ = ПР_Hg2Cl2 / (C_Cl^-)² = 1,3*10^-18 / (0,1)² = 1,3*10^-16 моль/л,

откуда:

E_Hg2²⁺/2Hg = 0,792 + (0,059/2)*lg 1,3*10^-16 = 0,323 В

ЭДС гальванического элемента составляет:

ЭДС = E_Hg2²⁺/2Hg - E_Ni²⁺/Ni = 0,323 - (-0,48) = 0,803 В.

Ответ: 0,803 В.

Задача 3. По окислительно-восстановительным потенциалам, определить будет ли происходить окисление иодид-ионов ионами меди(II), если концентрации ионов меди(II) и иодид-ионов будут по 1 моль/л.

Решение.

Уравнение реакции:

2Cu²⁺ + 4I^- → 2CuI + I₂

Рассмотрим электродные пары:

Cu²⁺ + e^- = Cu⁺, E⁰_{Cu²⁺/Cu⁺} = +0,15 В и

I₂ + 2e^- = 2I^-, E⁰_I2/2I^- = +0,54 В.

Потенциалы этих электродов вычисляем по уравнениям:

E_{Cu²⁺/Cu⁺} = E⁰_{Cu²⁺/Cu⁺} + (0,059/n)*lg(C_Cu²⁺ / C_Cu⁺),

E_I2/I^- = E⁰_I2/I^- + (0,059/n)*lg(1 / C_I^-)

Концентрации ионов меди(II) и иодида даны по условию. Нужно определить концентрацию ионов меди(I).

Равновесная концентрация ионов меди(I) определяется образованием малорастворимого осадка иодида меди(I) с произведением растворимости 10^-12. Из формулы произведения растворимости найдем концентрацию ионов меди(I) в растворе:

C_Cu⁺ = ПР / C⁰_I^- = 10^-12 моль/л,

следовательно:

E⁰_{Cu²⁺/Cu⁺} = 0,15 + 0,059 * lg 10¹² = 0,858 В.

ЭДС гальванического элемента составляет разность между потенциалами окислителя и восстановителя:

ЭДС = E_{Cu²⁺/Cu⁺} - E_I2/I^- = 0,858 - 0,54 = 0,318 В. Следовательно, реакция возможна.

Ответ: реакция окисления иодид-ионов ионами меди(II) возможна.