Чтение онлайн

Равновесия в окислительно-восстановительных системах. Для обратимой окислительно-восстановительной реакции

Oх + ne <-> Red

Равновесный потенциал Eox/red со стандартным потенциалом редокс-пары Eox/red и активностью окисленной и восстановленной формы связан уравнением Нернста:

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль К, Т – температура по шкале Кельвина, К, T – число Фарадея, равное 96485 Кл/моль, а(Ох) – активность окисленной формы, a(Red) – активность восстановленной формы.

При подстановке в уравнение значений универсальной газовой постоянной, числа Фарадея, температуры Т = 298 К и замены натурального логарифма на десятичный получается уравнение для расчета значения равновесного электродного потенциала редокс-пары при 25°C:

Если в окислительно-восстановительных реакциях принимают участие ионы водорода, то уравнение Нернста выглядит следующим образом:

Если окисленная или восстановленная форма окислительно-восстановительной полуреакции является малорастворимым соединением, то в формулу для вычисления равновесного потенциала такой системы входит величина произведения растворимости этого соединения.

Если в окислительно-восстановительной полуреакции окисленной формой является комплексное соединение OxLm, характеризующееся константой устойчивости (OxLm), то равновесный окислительно-восстановительный потенциал вычисляется по уравнению:

Направление и глубина протекания окислительно-восстановительных реакций. Обратимая окислительно-восстановительная реакция

аОх1 + bRed1 <-> аОх2 + bRed2 протекает в прямом направлении, если Е0 = Е0Ox1/Red2 – Е0Ox2/Red1 > 0, И В обратном направлении, если Е0 < 0.

Глубина протекания реакции, т. е. степень превращения исходных веществ в продукты реакции, определяется константой равновесия.

Для окислительно-восстановительной реакции константа равновесия с потенциала-

ми участвующих в реакции редокс-пар связана уравнением:

I группа: Li+, NH4+, Na+, K+

групповой реагент – отсутствует.

Свойства соединений: хлориды, сульфаты и гидроксиды растворимы в воде.

II группа: Ag+, Hg22+, Pb2+

групповой реагент – HCl (с(HCl) = 2 моль/л).

Свойства соединений: хлориды не растворимы в воде.

III группа: Са2+, Ва2+, Sr2+, Pb2+

групповой реагент – H2SO4 (c(H2SO4) = 2 моль/л).

Свойства соединений: сульфаты не растворимы в воде.

IV группа: Al3+, Cr3+, Zn2+, As(III), As(IV), Sn2+

групповой реагент – NaOH (c(NaOH) = 2 моль/л), избыток.

Свойства соединений: гидроксиды растворимы в избытке NaOH.

V группа: Bi3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+

групповой реагент – NH3 (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH и NH3.

VI группа: Cd2+, Co2+, Cu2+, Ni2+

групповой реагент – NH4OH (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH, но растворимы в избытке NH3.

1. Реактив, условия: Na2HPO4, конц. NH3.

Уравнение реакции:

3LiCl + Na2HPO4 = Li3PO4V + 2NaCl +HCl

Наблюдения: белый осадок.

2. Реактив, условия: Na2CO3, рН 7

Уравнение реакции: 2LiCl + Na2CO3 = Li2CO3V + 2NaCl

Наблюдения: белый осадок.

1. Реактив, условия: NaOH, газовая камера.

Уравнение реакции:

NH4Cl + NaOH = NaCl + Н2O + NH3^

Наблюдения: запах аммиака, фенолфталеиновая бумага краснеет.

2. Реактив, условия: реактив Несслера (смесь K2[HgI4] и KOH)

Уравнение реакции:

NH3 + 2K2[HgI4] + ЗKOH = [OHg2NH2]IV + 7KI + 2Н2O

Наблюдения: красно-бурый осадок.

1. Реактив, условия: K[Sb(OH)6], насыщенный раствор, холод, рН 7, мешают NH4+, Li+

Уравнение реакции:

NaCl + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6]V + KCl

Наблюдения: белый осадок.

2. Реактив, условия: Zn(UO2)3(CH3COO)8, предметное стекло, CH3COOH, мешает Li+

Уравнение реакции:

NaCl + Zn(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COOK + 9Н2O = NaZn(UO2)3(CH3COO)9 9Н2OV + KCl