Электронные и электронно-графические формулы для атомов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное агентство образования

АНО ВПО СЗТУ

Тетрадь

для контрольной работы

Студент Горская Ю.М.

Факультет Энергетики и машиностроения

Специальность Металлургия

Санкт-Петербург 2015

Задача 1

атом химический валентный

Определите символы элементов и найдите величины, помеченные знаком “?” в табл. 1. Составьте электронные и электронно-графические формулы для атомов соответствующего элемента в основном состоянии.

Номер задачи	Символ элемента	Атомный номер элемента	Массовое число	Число протонов	Число нейтронов
8	?	?	?	34	45

Решение

Атомный (порядковый) номер химического элемента определяет заряд ядра его атомов. Ядро атома построено из нуклонов: протонов (заряд +1, масса 1) и нейтронов (заряд 0, масса 1). Следовательно, заряд ядра атома есть суммарный заряд его протонов (нейтроны заряда не несут), а массовое число - суммарная масса протонов и нейтронов. Поскольку и заряды, и массы этих частиц имеют единичные значения, то от них можно легко перейти непосредственно к числу частиц.

Таким образом, число протонов в ядре численно совпадает с атомным (порядковым) номером элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Число нейтронов можно вычислить по разности между массовым числом и числом протонов. Массовое число указывается верхним индексом слева от символа элемента.

Для указанного в условии задачи элемента:

Символ элемента	Атомный номер (порядковый номер)	Заряд ядра	Массовое число	Число протонов	Число нейтронов
Se	34	+34	79	34	45

Суммарный отрицательный заряд электронов в атоме компенсирует положительный заряд его ядра. Следовательно, число электронов в атоме равно числу протонов в его ядре. Для рассматриваемого в задаче элемента Se число электронов составляет: 34. Электронная формула атома - это условная запись, в которой зашифровано распределение электронов данного атома по энергетическим уровням и подуровням.

Энергетические подуровни заполняются электронами в порядке, соответствующем росту их энергии:

1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d...

Максимальная емкость подуровней:

s - 2 электрона, d - 10 электронов,

p - 6 электронов, f - 14 электронов

Электронная формула атома рассматриваемого элемента имеет вид:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴

При составлении электронно-графической формулы необходимо каждый энергетический подуровень представить графически как совокупность квантовых ячеек:

s-подуровень

p-подуровень

d-подуровень

f-подуровень

Значение спинового квантового числа m_S: условно обозначается с помощью стрелки, направление которой определяется его знаком: (+1/2) и (-1/2).

Распределение электронов по квантовым ячейкам происходит в соответствии с правилом Хунда: суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным (по возможности каждому электрону следует предоставлять отдельную квантовую ячейку и только поместив во все имеющиеся ячейки по одному электрону, приступать к «подселению» второго электрона).

Два электрона, сосуществующие в одной и той же квантовой ячейке, должны обладать противоположными значениями спинового квантового числа (следствие из принципа Паули):

Электроны атома элемента Se распределены по квантовым ячейкам следующим образом (в основном, т.е. отвечающем его минимальной энергии, состоянии):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴

Задача 2

На основании положения химического элемента № 49 и его электронной формулы составьте прогноз его химических свойств, ответив на следующие вопросы:

В каких периоде, группе и подгруппе располагается данный элемент в периодической системе Д.И. Менделеева?

Укажите соответствие между положением элемента в периодической системе Д.И. Менделеева и его электронной формулой (номером внешнего энергетического уровня, общим числом валентных электронов, характером их распределения по энергетическим подуровням).

К какому электронному семейству относится данный элемент?

Охарактеризуйте валентные состояния атомов данного элемента в основном и возбужденных состояниях с помощью электронно-графических формул.

Чему равны максимальная и минимальная степени окисления атомов этого элемента?

Каковы формулы высшего оксида и соответствующего гидроксида этого элемента?

Решение

Данный элемент располагается в периодической системе в периоде № 49, в группе № III, в главной (главной или побочной) подгруппе.

Электронная формула элемента имеет вид:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s-3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p¹

Номер внешнего энергетического уровня (n = 5) соответствует номеру периода. Общее число валентных электронов (электронов внешнего энергетического уровня, а также предвнешнего d-подуровня, если он застроен неполностью) для большинства элементов соответствует номеру группы.

Валентные электроны данного элемента: In, их общее число = 3, что соответствует номеру группы (III).

Принадлежность элементов к главным или побочным подгруппам определяется типом электронного семейства:

s- и p-элементы составляют главные подгруппы,

d- и f-элементы образуют побочные подгруппы.

Классификация химических элементов по электронным семействам основана на характере застройки электронных оболочек. В соответствии с ним элементы подразделяются на следующие электронные семейства:

- s-элементы (застройка внешнего s-подуровня, все внутренние слои застроены);

- p-элементы (застройка внешнего p-подуровня, все внутренние слои застроены);

- d-элементы (застройка предпоследнего d-подуровня);

- f-элементы (застройка третьего снаружи f-подуровня).

Исходя из указанной классификации, элемент In принадлежит к p-электронному семейству и находится в периодической системе в главной подгруппе.

Валентные состояния атомов определяются наличием одиночных неспаренных валентных электронов (спиновая валентность).

Для определения спиновой валентности элемента в основном (т.е. отвечающем его минимальной энергии) распределяем его валентные электроны по квантовм ячейкам в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда:

5p¹

Число одиночных неспаренных валентных электронов равно 1.

Кроме представленного выше основного состояния атома можно представить возбужденные состояния, в которые атом переходит при получении им дополнительных порций энергии, и которые характеризуются переходами электронов из занятых ячеек в свободные в пределах данного уровня, что проявляется в изменении спиновой валентности элемента. Если свободные квантовые ячейки на данном энергетическом уровне отсутствуют, то возбужденные состояние невозможны, и спиновая валентность в таком случае постоянна.

Возбужденные состояния для атома рассматриваемого в задаче элемента можно отобразить следующими схемами:

In*

5s¹ 5p²

Значения спиновой валентности = 3

Высшую (максимальную) степень окисления атом приобретает, отдав все свои валентные электроны. Поэтому для большинства элементов максимальная степень окисления равна номеру группы, в которой находится данный элемент в таблице Д.И. Менделеева.

Следовательно, для элемента In максимальная степень окисления составляет: +3.

Низшая (минимальная) степень окисления соответствует числу электронов, необходимых атому для достройки внешнего электронного слоя до октета восьмиэлектронной структуры). Поэтому минимальную степень окисления можно вычислить по формуле: N_группы - 8.

Однако, присоединение электронов свойственно только атомам типичных неметаллов, поэтому для металлов и переходных элементов минимальная степень окисления равна нулю.

Рассматриваемый в задаче элемент In проявляет минимальную степень окисления = 0

Зная величины максимальной и минимальной степени окисления атомов элементов, можно составить формулы их соединений.

Оксиды - это соединения элементов с кислородом. Общая формула оксида: Э_mO_n (Э-символ элемента, О-символ кислорода, числа m и n показывают количественное соотношение между атомами элементов). Кислород проявляет минимальную степень окисления -2 (элемент VI группы).

Поэтому для обеспечения электронейтральности химической формулы необходимо подобрать следующие соотношения m:n для указанного в задаче элемента: In и формула его оксида имеет вид: In₂O₃

Гидроксиды - это основания (для типичных металлов и d-элементов, если их атомы находятся в степени окисления не выше +3) и кислоты (для типичных неметаллов и d-элементов в степенях окисления >3).

Общая формула основания: Me(OH)_n (n 3, n = 3)_, при этом число гидроксильных групп (ОН^-) соответствует валентности металла.

Для элемента, приведенного в условии задачи, формула основания имеет вид: In(OH)₃.

Наиболее распространенные кислоты, в состав которых входят атомы элементов в максимальной степени окисления, имеют общую формулу H_mЭO₄.

Используя значения степеней окисления атомов (H⁺¹, O^-2, и высшей степени окисления элемента Э), составляем формулу кислоты: --- .

Для кислот с m = 3 или 4 (орто-кислоты) возможно отщепление молекулы воды (- H₂O) и образование второй формы кислоты - мета-формы.(H m-₂ ЭO₃)

Для данного элемента образование мета-кислоты не возможно.

Задача 3

Определите тип химической связи (неполярная ковалентная, полярная ковалентная или ионная) в веществах CsBr и PBr₃. В случае полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной (полярной или неполярной) связи постройте электронные схемы молекул (теория Льюиса) и определите кратность связи, постройте схемы перекрывания электронных орбиталей (метод ВС) и определите геометрическую форму молекулы.

Решение:

Электроотрицательность (EN) характеризует способность атомов элементов к смещению электронной плотности. В периоде системы элементов Д.И. Менделеева она возрастает слева направо, в подгруппе убывает сверху вниз (для s- и p-элементов).

Тип химической связи (неполярная ковалентная, полярная ковалентная или ионная), образующейся в результате взаимодействия атомов А и В, можно установить по величине разности электроотрицательностей EN этих атомов:

- если она равна (или близка к) нулю, то электронная плотность распределена симметрично между атомами, химическая связь является неполярной ковалентной; такая связь наиболее характерна для молекул, образованных атомами одного и того же элемента.

- если она не равна нулю, но невелика (взаимодействуют атомы элементов-неметаллов), химическая связь относится к типу полярной ковалентной; при этом электронная плотность смещается от менее электроотрицательного атома А (положительный полюс А⁺ ) к более электроотрицательному В (отрицательный полюс В^- ).

- если она крайне велика (во взаимодействие вступают атом элемента А-типичного металла и атом элемента В-типичного неметалла), происходит передача электронов от менее электроотрицательного атома (он превращается в положительно заряженный ион А^m+) к более электроотрицательному атому ( он превращается в отрицательно заряженный ион В^n-). Процесс передачи электронов можно отобразить с помощью уравнений:

A⁰ - m e = A^m+

В⁰ + n e = В^n-

Электростатическое притяжение между разноименно заряженных ионов называют ионной связью.

Для рассматриваемых в задаче веществ:

разность электроотрицательностей атомов элементов Cs и Br крайне различна, т.к. Cs металл, а Br неметалл;

разность электроотрицательностей атомов элементов P и Br₃ различна, т.к. один и второй неметаллы.

поэтому типы химической связи: в этих веществах:

ионная;

ковалентная полярная.

В случае ионной связи (вещество CsBr) уравнения переходов нейтральных атомов в ионы:

Cs⁰ - 1е = Cs⁺

Br⁰ + 1е =Br^-

В случае ковалентной связи необходимо представить электронную схему молекулы (теория Льюиса) и схему перекрывания электронных орбиталей (метод ВС).

Согласно простейшим представлениям о механизме образования ковалентной связи (теория Льюиса), атомы обобщают свои валентные электроны, достраивая свою электронную оболочку до октета (8 электронов) - конфигурации благородных газов. Исключение составляет атом водорода, способный достроить свою электронную оболочку лишь до двух электронов (электронная конфигурация атома гелия). Электронная схема молекулы показывает, сколько электронов обобщают атомы, при этом электрон изображается точкой.

Число общих электронных пар между двумя атомами определяет кратность ковалентной связи: одна пара - одинарная, две пары - двойная, три пары - тройная.

Для построения электронной схемы необходимо:

определить общее число валентных электронов каждого атома по номеру группы в периодической системе Д.И. Менделеева,

выяснить, сколько электронов не достает каждому из них до октета,

построить схему обобщения, изображая электроны в виде точек

Электронная схема молекулы PBr_3, в состав которой входит атом элемента P (V группа периодической системы Д.И. Менделеева), имеющий 2 валентных электронf, и атом элемента Br, представителя группы N VII, имеющий 7 валентных электронов, выглядит следующим образом:

Поскольку в результате обобщения электронов между каждой парой атомов образовалось 3 общих электронных пар, то кратность данной ковалентной связи в молекуле PBr₃ равна 3.

Одна из квантово-механических интерпретаций механизма образования ковалентной связи - метод ВС - предусматривает изображение схемы перекрывания орбиталей, соответствующих одиночным (неспаренным) валентным электронам каждого из атомов. Для построения данной схемы необходимо:

- составить электронные формулы атомов, образующих данную молекулу:

- выбрать валентные электроны (электроны внешнего, последнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он застроен неполностью):

- распределить эти электроны по квантовым ячейкам (таким образом, чтобы наибольшее число ячеек было занято электронами), символизируя электрон со значением спинового квантового числа стрелкой, направленной вверх а электрон с m_s = -1/2 стрелкой, направленной вниз .

найти одиночные (неспаренные) валентные электроны и определить орбитали, которые им соответствуют;

нарисовать схему перекрывания орбиталей.

Если неспаренные валентные электроны атома занимают разные подуровни, то в образовании ковалентной связи участвуют не «чистые» s- и p-орбитали, а их гибриды. Гибридные орбитали образуются в результате геометрического сложения обычных орбиталей (сферической s-орбитали и симметричной гантелеобразной р-орбитали) и представляют собой усредненные по форме орбитали (несимметричная гантелеобразная орбиталь, одна из лопастей которой увеличена по сравнению с исходной, а другая уменьшена по сравнению с исходной). Число гибридных орбиталей равно числу исходных s- и р-орбиталей. Тип гибрида (sp, sp², sp³) указывает число и вид исходных орбиталей. Взаимное расположение гибридных орбиталей в пространстве должно обеспечивать максимальную симметрию:

Исходные орбитали	Тип гибридизации	Геометрическая форма
							sp	линейная
	^		^
	s			p
							sp2	плоская треугольная
	^		^	^
	s			p
							sp3	тетраэдрическая
	^		^	^	^
	s			p

схема перекрывания орбиталей для молекулы PBr₃:

геометрическая форма молекулы PBr₃: тетраэдричкая

Задача 4

Вычислите стандартные величины H⁰_298, S⁰₂₉₈ и G⁰₂₉₈ для реакции:

C_(ТВ) + CO_2(Г) = 2CO_(Г)

Объясните знак изменения энтальпии и энтропии. Возможно ли самопроизвольное протекание данной реакции при стандартных условиях?

Решение

H (энтальпия), S (энтропия) и G (свободная энергия Гиббса или термодинамический потенциал) являются термодинамическими функциями состояния и обладают общим свойством: их изменение в ходе химической реакции не зависит от пути этой реакции, а определяется только начальными и конечными веществами. Это позволяет вычислять H, S, G для реакции общего вида aA + bB = cC + dD по формулам:

H⁰ = (cH⁰_C + dH⁰_D) - (aH⁰_A + bH⁰_B)

S⁰ = (cS⁰_C + dS⁰_D) - (aS⁰_A + bS⁰_B)

G⁰ = (cG⁰_C + dG⁰_D) - (aG⁰_A + bG⁰_B),

где

H⁰_C, H⁰_D, H⁰_A, H⁰_B - стандартные энтальпии образования веществ C, D, A, B;

S⁰_C, S⁰_D, S⁰_A, S⁰_B - стандартные энтропии веществ C, D, A, B;

G⁰_C, G⁰_D, G⁰_A, G⁰_B - стандартные свободные энергии образования веществ C, D, A, B.

Величину G⁰ можно вычислить по формуле:

G⁰ = H⁰ - T S⁰

(при этом для стандартных условий T = 298 К).

Для реакции, указанной в условии задачи, выписываем необходимые справочные данные:

H⁰(C) = 0 S⁰ (C) = 5,74 Дж/(К*моль)

H⁰(CO₂) = -393,51 кДж/моль S⁰(CO₂) = 197,55 Дж/(К*моль)

H⁰(CO) = -110,53 кДж/моль S⁰(CO)= 213,66 Дж/(К*моль)

Составляем расчетные формулы и подставляем в них численные значения:

H⁰ = (2H⁰(CO)) - (H⁰(C) + H⁰(CO₂)).= 2 Ч (-110,53) - (0 - 393,51) = 172,45 кДж

S⁰ = (2S⁰(CO)) - (S⁰(C) + S⁰(CO₂)) = 2 Ч (-213,66) - (5,74 +197,55) = 224,03 Дж/К = 0,224 кДж/К 1 кДж = 1000 Дж

G⁰ = H⁰ - 298 * S⁰ = -19894587,67 кДж

Изменения термодинамических функций H, S, G в ходе химической реакции позволяют судить об особенностях протекания данной реакции и ее природе.

H определяет величину теплового эффекта химической реакции. Процесс, характеризующийся величиной H<0, происходит с выделением тепла и относится к разряду экзотермических. H>0 говорит о том, что тепло в ходе реакции поглощается, такие реакции называются эндотермическими.

В данной реакции величина H >0, следовательно, тепло затрачивается, и реакция является эндотермической.

S характеризует изменение степени неупорядоченности системы.

Возрастание энтропии (S⁰>0) говорит о возрастании неупорядоченности в расположении и перемещении частиц в ходе химической реакции. Это происходит, например, при превращении твердых веществ в жидкие или газообразные или при увеличении количеств газообразных веществ. Напротив, уменьшение энтропии (S⁰<0) cвидетельствует о возрастании упорядоченности системы в ходе реакции. Уменьшение энтропии характерно для реакций, в ходе которых, например, газообразные или жидкие вещества превращаются в твердые, а также для газовых реакций, сопровождающихся уменьшением количеств газообразных веществ.

Для данной реакции рассчитанная величина изменения энтропии S⁰ > 0, что свидетельствует о увеличении неупорядоченности в данной системе. Действительно, из уравнения реакции видно, что в ходе реакции из 1 моль газообразных веществ CO₂ образуется 2 моль газообразных веществ CO, следовательно, степень неупорядоченности увеличивается.

Величина G⁰ позволяет судить о принципиальной возможности самопроизвольного протекания химической реакции при стандартных условиях: если G⁰ < 0, данная химическая реакция принципиально осуществима при стандартных условиях, если же G⁰ > 0, то нет (в этом случае осуществима обратная реакция). Состояние химического равновесия в системе отвечает равенству G⁰ = 0.

Для рассматриваемой в задаче реакции вычисленная величина G⁰ составляет -19894587,67 кДж, т.е. G⁰ < 0. Следовательно, данная химическая реакция при стандартных условиях принципиально осуществима.

Задача 5

Для реакции:

C_(ТВ) + CO_2(Г) = 2CO_(Г)

составьте кинетическое уравнение;

составьте выражение для константы равновесия;

вычислите, во сколько раз изменится скорость реакции при заданных изменениях:

температуры,

общего давления (при изменении объема системы),

концентраций реагентов

укажите, как необходимо изменить внешние параметры (температуру, общее давление, концентрации реагентов), чтобы сместить равновесие вправо.

Номер задачи	Порядок по 1-му реагенту	Порядок по 2-му реагенту	г	Т1, К	Т2, К
97	0	1	3,3	259	289	20	4	8

Решение

Химическая реакция может быть охарактеризована скоростью ее протекания.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, среди которых:

- природа реагирующих веществ;

- температура;

- концентрация реагирующих веществ;

- присутствие катализаторов.

Зависимость скорости реакции

aA + bB - cC + dD

от концентраций реагирующих веществ может быть охарактеризовано кинетическим уравнением:

V = k C_A^x ·C_B^y ,

где: V - скорость химической реакции, k- константа скорости химической реакции, C_A и C_B - концентрации веществ А и В, x и y - порядки реакции по реагентам А и В, соответственно (порядки реакции могут определены исключительно экспериментально).

Для приведенной в условии задачи реакции

C_(ТВ) + CO_2(Г) = 2CO_(Г)

кинетическое уравнение имеет вид:

V = k C_(CO2)

При повышении концентрации первого реагента в 20 раз () скорость реакции не возрастет.

При повышении концентрации второго реагента в 4 раз () скорость реакции возрастет в 4 раза.

При повышении давления в 8 раз () скорость реакции возрастет в 8 раз.

Зависимость скорости реакции от температуры отображается формулой Вант-Гоффа:

где V_t2 - скорость реакции при температуре t₂,

V_t1 - скорость реакции при температуре t₁,

- постоянная для данной реакции величина, называемая температурным коэффициентом реакции.

Данные, приведенные в условии задачи:

= 3,3

t₁ = 259

t₂ = 289

Вычисления по формуле Вант-Гоффа дают результат:

Таким образом, при повышении температуры на 30⁰ скорость данной реакции возрастет в 35,937 раз.

Большинство химических реакций являются обратимыми: одновременно с прямой реакций протекает обратная. В момент выравнивания скоростей прямой и обратной реакций в системе наступает состояние химического равновесия.

Константа химического равновесия характеризует взаимосвязь равновесных концентраций веществ, участвующих в данной реакции.

Для реакции общего вида:

a A + b B - c C + d D,

где A, B, C, D - химические формулы веществ, а, b, c, d - стехиометрические коэффициенты, выражение для константы химического равновесия выглядит следующим образом:

где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации соответствующих веществ.

В случае гомогенного равновесия (все вещества находятся в одинаковом фазовом состоянии, реакция происходит в однородной, гомогенной среде) в правую часть данного выражения записывают равновесные концентрации всех участников этого равновесия.

Для гетерогенных равновесий (вещества находятся в разных фазовых cостояниях, реакция протекает в неоднородной, гетерогенной среде) концентрацию твердых веществ считают практически неизменной и не записывают в правую часть выражения для константы равновесия.

Равновесие, отображенное схемой, приведенной в условии задачи, относится к разряду гетерогенных, выражение для константы равновесия имеет вид:

Изменение внешних условий приводит к смещению химического равновесия. Прогнозировать направление смещения равновесия можно с помощью принципа Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции, протекание которой максимально ослабляет внешнее воздействие.

Поэтому:

нагревание благоприятствует протеканию эндотермической реакции (H>0), а охлаждение, напротив, смещает равновесие в сторону протекание экзотермической реакции (H<0);

повышение общего давления в системе смещает равновесие в сторону реакции с образованием меньшего количества газообразных веществ, а понижение - большего;

добавление в реакционную систему какого-либо компонента ускоряет ту реакцию, где этот компонент расходуется, а отвод - реакцию, в которой это вещество образуется.

Исходя из этого, для смещения равновесия слева направо в рассматриваемой в задаче системе обратимых химических реакций, в которой прямая реакция происходит с затратой тепла (H>0) и увеличением количества газообразных веществ (из 1 моль газов в результате реакции образуется 2 моль газообразных продуктов), НЕОБХОДИМО:

- температуру повысить;

- давление понизить;

- концентрацию исходного вещества CO₂ повысить;

- концентрацию продуктова прямой реакции CO понизить.

Задача 6

Пpоизведите необходимые вычисления и найдите недостающие величины, обозначенные знаком "?" в стpоке табл.6, соответствующей номеpу Вашей задачи (все pаствоpы - водные).

Номер задачи	Растворенное вещество	Масса раство-ренного вещества, г	Масса рас-творителя, г	Объем раствора, мл	Плотность раствора, г/см3	Массовая доля, %	Мольная доля, %	Молярная концентрация, моль/л
120	C2H5OH	?	?	125	?	?	20,6	8,08

Решение

Для расчетов необходимо воспользоваться следующими формулами:

,

,

,

.

В условии задачи дано:

V = 125 мл = 0,125 л

X = 20,6 %

C_м = 8,08 моль/л

Неизвестные величины:

1) m_в-ва = ?

2) m_р-ля = ?

3) с_р-ра = ?

4) щ = ?

Расчеты:

1) М = 2_*12+6_*1+16 = 46 г/моль

m_в-ва = C_{м *} M _* V = 8,08 _* 46 _* 0,125 = 46,46 г.

2) n = 46,46 / 46 = 1,01 моль

3) m_р-ля = n_*M = 1,89 _* 18 = 34,02 г

m_р-ра = m_в-ва + m_р-ля = 34,02 + 46,46 = 80,48 г



4)

Запишем полученный данные в исходную таблицу:

Номер задачи	Растворенное вещество	Масса раство-ренного вещества, г	Масса рас-творителя, г	Объем раствора, мл	Плотность раствора, г/см3	Массовая доля, %	Мольная доля, %	Молярная концентрация, моль/л
120	C2H5OH	46,46	34,02	125	0,64	57,7	20,6	8,08

Задача 7

Для реакций:

1) MnSO4+ NaBiO3 + HNO3 > NaMnO4 + Bi (NO3)3 + H2SO4 +NaNO3 + H2O

2) LiClO3 > LiClO4 + LiCl

Составьте уравнения методом электронного баланса. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, а какое - восстановителем и за счет каких атомов. Определите типы данных окислительно-восстановительных реакций.

Решение

Окислительно-восстановительные реакции характеризуются переходом электронов от одного вещества (восстановителя) к другому (окислителю).

Для ответов на вопросы задачи вычислим степени окисления атомов, входящих в состав приведенных в уравнении реакции веществ, руководствуясь следующими правилами:

- степени окисления атомов в простых веществах (построенных из атомов одного и того же элемента) принимаются равными нулю;

- степень окисления атома водорода в соединениях с неметаллами равна +1;

- степень окисления атома кислорода в большинстве его соединениях равна -2 (к исключениям из правила относятся, например, пероксиды типа H₂O₂, в которых степень окисления атома О равна -1);

- степени окисления типичных металлов (I,II,III группы главные подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева, кроме бора) в их соединениях постоянны и численно равны номеру группы, т.е. +1, +2, +3, соответственно;

- алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе - заряду иона.

Запишем вычисленные степени окисления над символами элементов в уравнении реакции:

Для составления электронных уравнений выпишем атомы элементов, изменившие свои степени окисления, и укажем число электронов, отдаваемое или принимаемое атомами для осуществления такого изменения степеней окисления:

первая реакция:

Mn⁺² - 5 е = Mn⁺⁷

Bi⁺⁵ + 2 е = Bi⁺³

вторая реакция:

Cl⁺⁵ - 2 е = Cl⁺⁷

Cl⁺⁵ + 6 е = Cl^-1

Атомы элементов Mn в первой реакции и Cl во второй реакции (а также и вещества, в состав которых они входят MnSO4 в первой реакции и LiClO3 во второй реакции) являются восстановителями и участвуют в процессе окисления.

Атомы элементов Bi в первой реакции и Cl.во второй реакции (а также вещества, в состав которых они входят NaBiO3 в первой реакции и LiClO3 во второй реакции) являются окислителями и участвуют в процессах восстановления.

Суммарное число электронов, отдаваемых в ходе реакции частицами-восстановителями, и суммарное число электронов, принимаемых в ходе реакции частицами-окислителями должны быть равны друг другу. На этом основан один из методов расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, называемый методом электронного баланса.

Для обеспечения указанного электронного равенства подберем множители к электронным уравнениям процессов окисления и восстановления, найдя наименьшее общее кратное для числа отданных и присоединенных электронов и поделив его на каждое из чисел.

Запишем полученные множители справа за чертой у каждого из уравнений:

Первая реакция:

Mn⁺² - 5 е = Mn⁺⁷ 5 2

10

Bi⁺⁵ + 2 е = Bi⁺³ 2 5

Вторая реакция:

Cl⁺⁵ - 2 е = Cl⁺⁷ 2 3

6

Cl⁺⁵ + 6 е = Cl^-1 6 1

Расстановку коэффициентов проведем в следующей последовательности:

- перенесем полученные в электронном балансе множители в левую и правую части уравнения реакции к формулам соответствующих веществ;

- уравняем атомы металлов;

- уравняем кислотные остатки;

- уравняем атомы водорода.

Итоговые коэффициенты в уравнениях данных реакций таковы:

Первая реакция:

2MnSO4+ 5NaBiO3 + 18HNO3 > 2NaMnO4 + 5Bi (NO3)3 + 2H2SO4 +3NaNO3 + 7H2O

Вторая реакция:

4LiClO3 > 3LiClO4 + LiCl

Для проверки их правильности просуммируем число атомов кислорода в левой и правой части уравнения:

77 = 77

12 = 12

Значит коэффициенты расставлены верно.

Для определения типа рассматриваемой окислительно-восстановительной реакции воспользуемся следующей классификацией:

- межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав разных веществ);

- внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одного и того же вещества, являясь атомами разных элементов); - реакции диспропорционирования (атом-окислитель и атом-восстановитель являются атомами одного и того же элемента в промежуточной степени окисления).

Рассматриваемые в задаче окислительно-восстановительные реакции относятся к типам: первая - межмолекулярная т.к атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав разных веществ

вторая - межмолекулярная т.к атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав разных веществ.

Задача 8

Составьте схему гальванического элемента, напишите электронные уравнения электродных процессов и суммарное уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.

Вычислите концентрацию раствора электролита или ЭДС.

Номер задачи	Металл 1-го электрода	Электролит 1-го электрода	Концентрация электролита 1-го электрода	Металл 2-го электрода	Электролит 2-го электрода	Концентрация электролита 2-го электрода	ЭДС
155	Cu	CuCl2	0,001	In	InCl3	0,01	?

Решение

Гальванический элемент - это электрохимическая система, в которой энергия окислительно-восстановительной реакции трансформируется в электрическую энергию, т.е. такая система служит в качестве химического источника тока.

Анодный процесс заключается в окислении металла, характеризующегося более отрицательной величиной электродного потенциала Е⁰, в катодном процессе участвует частица-окислитель, присутствующая в катодном электролите.

Для металлов, приведенных в условии задачи:

Е⁰(Cu) = +0,337 В,

Е⁰_.(In)= -0,343 В

Более отрицательной величиной электродного потенциала характеризуется металл In, поэтому именно он и будет участником анодного процесса.

Металл анода окисляется, что можно представить в виде электронного уравнения вида:

Ме⁰ - m e^- = Me^m+

Для данного металла:

In⁰ - 3 e^- = In³⁺

Катодный процесс заключается в восстановлении катионов металла, входящих в состав соли - электролита катода.

Соответствующее электронное уравнение имеет вид:

Meⁿ⁺ + n e^- = Me⁰

Для системы, описанной в условии задачи:

Cu²⁺ + 2 e^- = Cu⁰

Электрохимическая схема - это условная запись, в которой представлена информация о аноде и катоде с указанием металлов, состава электролитов, а также особенностях конструкции данного

гальванического элемента:

Металл I (с более отриц.Е⁰) | Электролит I || Электролит II | Металл II(с менее отриц.Е⁰)

АНОД КАТОД

Для рассматриваемого в задаче гальванического элемента электрохимическая схема имеет вид:

In | InCl₃ || CuCl₂ | Cu

анод катод

Чтобы вычислить ЭДС гальванического элемента, необходимо найти разность потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е _катода - Е _анода

Каждый из указанных потенциалов можно вычислить по формуле Нернста:

где Е⁰ - стандартный электродный потенциал металла анода или катода, n - число электронов, отдаваемых восстановителем или принимаемых окислителем, С - концентрация электролита, моль/л.

Следовательно, ЭДС гальванического элемента может быть представлена следующей формулой:

ЭДС = (Е_{мет. катода +} lg C_{эл-та катода}) - (Е_{мет. анода +} lgC_{эл-та анода)}

Подставляем численные данные условия задачи и производим необходимые вычисления:

Е_{мет. катода =} +0,337 В

C_{эл-та катода =} 0,001 моль/л

lg C_{эл-та катода =} -3

n = 2(для катодного процесса)

Е_{мет. анода =} -0,343 В

C_{эл-та анода =} 0,01 моль/л

lgC_{эл-та анода =} -2

n = 3(для анодного процесса)

ЭДС = -0,306 В

ЭДС = (0,337 ₊ lg 0,001) - (-0,343 ₊ lg 0,01)

Неизвестная величина: ЭДС = -0,306 В

Задача 9

В чем различия в коррозии оцинкованного и луженого железа при нарушении целостности покрытий во влажной атмосфере? Приведите электронные уравнения анодного и катодного процессов в обоих случаях. Укажите продукты коррозии.

Решение. 1 случай - оцинкованное железо.

Электрохимическая коррозия металлов происходит в среде электролита (растворы кислот, щелочей, солей, влажный воздух) и может быть представлена как совокупность анодного (окисление) и катодного (восстановление) процессов.

При контакте металлов разной электрохимической активности коррозионному разрушению в первую очередь подвергается металл с наиболее отрицательной величиной электродного потенциала E⁰. При этом такой металл выполняет функции анода в электрохимической системе и окисляется.

Электронное уравнение анодного процесса можно представить в общем виде:

Me⁰ - n e = Meⁿ⁺

Из двух металлов, представленных в условии задачи, анодом является Zn, т.к. его электродный потенциал (E⁰. = -0,763В) является величиной более отрицательной, чем электродный потенциал Fe (Е⁰ = -0,44В). Следовательно, в данном случае коррозионному разрушению будет подвергаться металл Zn. Анодный процесс имеет вид:

Zn⁰ - 2 e = Zn²⁺

В катодном процессе при электрохимической коррозии участвуют частицы-окислители, находящиеся в электролите:

- в кислой среде

2H⁺ + 2e = H₂

- в нейтральной среде (влажный воздух, атмосферная коррозия)

O₂ + 2 H₂O + 4e = 4 OH^-

В условии задачи указана нейтральная среда. Следовательно, катодный процесс можно отобразить следующим электронным уравнением:

O₂ + 2 H₂O + 4e = 4 OH^-

Продукты коррозии определяются результатами анодного и катодного процессов:

- в кислой среде выделяется газообразный водород и образуется соль металла-анода и кислоты, создающей среду;

- в нейтральной среде продуктом коррозии является гидроксид металла-анода (как результат взаимодействия катионов металла-анода и гидроксид-ионов, образующихся на катоде).

В рассматриваемой в задаче системе продуктами коррозии являются: Zn(OH)₂

Решение. 2 случай - луженное железо.

Электронное уравнение анодного процесса можно представить в общем виде:

Me⁰ - n e = Meⁿ⁺

Из двух металлов, представленных в условии задачи, анодом является Fe, т.к. его электродный потенциал (E⁰. = -0,44В) является величиной более отрицательной, чем электродный потенциал Sn (Е⁰ = -0,136В). Следовательно, в данном случае коррозионному разрушению будет подвергаться металл Zn. Анодный процесс имеет вид:

Fe⁰ - 2 e = Fe²⁺

В катодном процессе при электрохимической коррозии участвуют частицы-окислители, находящиеся в электролите:

- в кислой среде

2H⁺ + 2e = H₂

- в нейтральной среде (влажный воздух, атмосферная коррозия)

O₂ + 2 H₂O + 4e = 4 OH^-

В условии задачи указана нейтральная среда. Следовательно, катодный процесс можно отобразить следующим электронным уравнением:

O₂ + 2 H₂O + 4e = 4 OH^-

Продукты коррозии определяются результатами анодного и катодного процессов:

- в кислой среде выделяется газообразный водород и образуется соль металла-анода и кислоты, создающей среду;

- в нейтральной среде продуктом коррозии является гидроксид металла-анода (как результат взаимодействия катионов металла-анода и гидроксид-ионов, образующихся на катоде).

В рассматриваемой в задаче системе продуктами коррозии являются: Fe(OH)₂

Задача 10

Как будет происходить электролиз водного раствора электролита NaCl? Приведите уравнение диссоциации электролита и поясните возможность участия каждого из образующихся ионов в электродных реакциях. Составьте электронные уравнения процессов, протекающих на инертных электродах. Вычислите массу (для твердых и жидких) или объем (для газообразных) веществ, образующихся на электродах.

Решение

Электролиз - это окислительно-восстановительная реакция, происходящая на электродах при пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита. В таких системах электролиты подвергаются диссоциации - распаду на положительно- (катионы) и отрицательно- (анионы) заряженные ионы. Уравнение диссоциации электролита имеет вид:

K_mA_n = mK^x+ + nA^y-

Для электролита, рассматриваемого в данной задаче:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

При электролизе расплавов веществ на катоде происходит процесс восстановления катионов (процесс присоединения электронов), а на аноде - процесс окисления анионов (процесс отдачи электронов). В результате, как правило, происходит разрядка ионов, т.е. переход их в нейтральное состояние:

К^x+ + xe = K⁰ (на катоде)

A^y- - ye = A⁰ (на аноде)

Если электролизу подвергается водный раствор, то необходимо учитывать возможность участия воды как в катодном, так и в анодном процессе.

Преимущественное участие молекул воды в катодном процессе:

2 H₂O + 2e = H₂ + 2 OH^-

происходит в том случае, если в состав электролита входят катионы электрохимически активных металлов: Li⁺, Rb⁺, K⁺, Cs⁺, Ra²⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺.

Такие катионы требуют для своей разрядки значительно больше энергии, чем ее затрачивается на выделение водорода из воды, поэтому получить эти металлы электролизом водных растворов их соединений невозможно.

Поскольку в состав электролита, указанного в условии задачи, входят катионы Na⁺, то электронное уравнение катодного процесса имеет вид:

2 H₂O + 2e = H₂ + 2 OH^-

В состав рассматриваемого в задаче электролита входят анионы Cl^-, поэтому электронное уравнение анодного процесса выглядит следующим образом:

2 Cl - 2e = Cl₂

Продуктами данного электролиза являются:

- непосредственно выделяющиеся на электродах H₂ и Cl₂

- а также результаты вторичных взаимодействий между ионами, входящими в состав исходного электролита и не принимающие участие в электродных реакциях и ионами, образующимися в результате электродных реакций: Na⁺ и OH^-

Для вычислений массы m (для газов - объема V) веществ, образующихся на электродах в результате электролиза, необходимо воспользоваться законом Фарадея:

или (для газов):

где - молярная масса, г/моль

V_m - молярный объем, равный 22.4 л/моль при н.у.

I - сила тока, А

z - число электронов в уравнении электродного процесса

t - время проведения электролиза, секунды

F - постоянная величина (число Фарадея),

равная 96500 Кл/моль

В условии задачи дано: I = 8 A, t = 25 мин или 1500 сек

Первый продукт электролиза NaOH является твердым веществом, поэтому для него необходимо вычислить массу. Подставляем в соответствующую формулу необходимые значения: = 40 г/моль, z = 2 e

Второй продукт электролиза H₂ является газообразным веществом, поэтому для него необходимо вычислить объем. Подставляем в соответствующую формулу необходимые значения: z = 2 e

Третий продукт электролиза Cl₂ является газообразным веществом, поэтому для него необходимо вычислить объем Подставляем в соответствующую формулу необходимые значения: z = 2 e

Размещено на Allbest.ru

...