«Задания для студенток заочного отделения технологических специальностей Составили. Г. Г. Мельченко В. А. Старовойтова В. П. Гуськова Н. В. Юнникова Г. Н. Микилева В. Ф. Юстратова Л. С. Сизова Утвержд (стр. 5 из 19)
Fe2+ - e Fe 3+ 2 
Br2 + 2 Fe2+ 2 Br - + 2 Fe3+Рассчитываем Е реакции по формуле (16):
; Е = + 1,08 – (+0,77) = + 0,31 ВВеличина Е положительная, следовательно, действием Fe2+ можно восстановить Br2 в Br -.
Пример 2. Рассчитайте величину потенциала окислительно-восстановительного электрода системы Fe3+/Fe2+, если [Fe3+] = 1 моль/дм3, а [Fe2+] = 1×10-4 моль/дм3.
Решение.
1.
Составляем полуреакцию окисления, определяем число электронов, участвующих в реакции: Fe 3+ + e Fe2+8. Записываем уравнение Нернста для системы Fe3+ / Fe2+
3. Находим в справочнике величину стандартного окислительно-восстановительного потенциала для Fe3+ / Fe2+, подставляем числовые значения в уравнение Нернста.
2.3.2. Контрольные задания
Задание №1 . Вычислите разность стандартных потенциалов окислительно- восстановительных электродов и сделайте вывод о возможности протекания процесса.
21. Можно ли действием K2Cr2O7 в кислой среде окислить ионы SO32- в SO42- ?
22. Можно ли действием Na2S2O3 восстановить J2 в J- ?
23. Можно ли действием NaNO2 в кислой среде восстановить ионыCr2O72- в Cr3+ ?
24. Можно ли действием KMnO4 в кислой среде окислить ионы NO2- в NO3- ?
25. Можно ли действием Fe2+ восстановить J2 в J- ?
26. Можно ли действием HNO3 окислить Br – в Br2 ?
27. Можно ли действием PbO2 в кислой среде окислить Cl – в Cl2 ?
28. Можно ли действием Cl2 окислить SnCl2 в SnCl4 ?
29. Можно ли действием K2Cr2O7 в кислой среде окислить ионы AsO33- в AsO43- ?
30. Можно ли действием K2Cr2O7 в кислой среде окислить ионы Pb2+ в PbO2 ?
Задание 2. Вычислите равновесный потенциал окислительно-восстановительного электрода.
| № п/п | Окислительно-восстановительный электрод | [ОК] моль/дм3 | [ВОС] моль/дм3 | [Н+] моль/дм3 |
| 31 | MnО4- / Mn2+ | 1×10-2 | 1×10-5 | 1 |
| 32 | Cr2O72-/ 2 Cr3+ | 4,5×10-1 | 1×10-3 | 1×10-6 |
| 33 | Sn4+ / Sn2+ | 1×10-3 | 1×10-5 | - |
| 34 | PbO2 / Pb2+ | 1×10-5 | 1×10-5 | 1×10-2 |
| 35 | Cl2 / 2 Cl- | 1×10-2 | 8×10-1 | - |
| 36 | ClO3- / Cl- | 1×10-2 | 5×10-1 | 1 |
| 37 | BrO3- / Br- | 5×10-2 | 1×10-3 | 1×10-4 |
| 38 | 2 Br2- / 2Br- | 1×10-2 | 4,1×10-2 | - |
| 39 | AsO43- / As33- | 1×10-1 | 5×10-1 | 1×10-3 |
| 40 | Zn2+ / Zn0 | 1×10-5 | - | - |
2.4. Динамическое равновесие в гетерогенных системах
При осаждении или растворении веществ образуется гетерогенная система, состоящая из двух фаз – насыщенного раствора малорастворимого вещества и его осадка. Между раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие, которое определяется двумя процессами – осаждением и растворением. Состояние равновесия системы – раствор – осадок описывают правилом произведения растворимости, которое применимо только к насыщенным растворам малорастворимых веществ.
Согласно закону действия масс, при установившемся равновесии в насыщенном водном растворе при данной температуре и давлении, произведение концентраций ионов, составляющих осадок, остается постоянным и называется произведением растворимости. В общем случае для малорастворимого электролита характерен следующий обратимый процесс:
АmBn (т) АmBn (р-р) mAn+ + nBm-Тогда:
ПР (АmBn) = [Аn+]m × [Bm+]n = const (17)
Осадок выпадает в том случае, если произведение концентраций ионов больше произведения растворимости:
[An+]m × [Bm-]n > ПР(AmBn)
Если [An+]m × [Bm-]n < ПР(AmBn), то осадок не выпадает; не выпадает осадок и в том случае, если эти величины равны. Зная величину произведения растворимости, можно рассчитать растворимость осадка по общей формуле:
(18)Растворимость осадка состава АВ вычисляют по уравнению:
(19)Растворимость осадка состава А2В или АВ2 рассчитывают по формуле
(20)Растворимость осадка уменьшается в присутствии электролита, содержащего небольшое количество одноименного иона. В присутствии постороннего электролита в растворе создается определенная ионная сила, способствующая увеличению растворимости осадка. Особенно это заметно, если ПР(АmBn) > 1×10-10 или Р(АmBn) > 1×10-5 г/дм3. Вычисления следует проводить в этом случае, используя выражение произведения растворимости, в котором вместо концентраций подставлены активности ионов:
(21)При этом ионную силу раствора рассчитывают по уравнению:
, (22)где Zi – заряд иона.
Точное значение коэффициента активности иона вычисляют, учитывая ионную силу:
(23)Приближенное значение средних коэффициентов активности можно взять из справочника (приложение табл.4).
2.4.1. Вычисление растворимости и произведения растворимости осадков
Пример 1. Вычислите произведение растворимости гидроксида магния в воде, если растворимость его в 1 дм3 равна 0,020 г.
Решение.
1. Записываем выражение произведения растворимости Mg(OH)2
ПР(Mg(OH)2) = [Mg2+] × [OH-]2
2.Рассчитываем молярные концентрации ионов магния и гидроксид-ионов, исходя из растворимости Mg(OH)2
моль/дм3 
При растворении Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- из одной молекулы образуется один ион магния и два гидроксид-иона, следовательно, их концентрации равны:[Mg2+] = [Mg(OH)2] = 2,06 × 10-4 моль/дм3;
[OH-] = 2 [Mg(OH)2] = 2 × 2,06 × 10-4 =4,12 × 10-4 моль/дм3.
9. Рассчитываем значение произведения растворимости:
ПР(Mg(OH)2) = [Mg2+] [OH-]2 = 2,06 × 10-4 (4,12 × 10-4)2 = 35 × 10-12 = 3,5× 10-11
Пример 2. Вычислите растворимость PbCl2 в г/дм3 в воде, если ПР(РbCl2) = 2,4× 10-4.
Решение.
1. Записываем процесс растворения малорастворимого электролита:
PbCl2 Pb2+ + 2Cl –2. Молярные концентрации соли и ионов обозначаем через х
[PbCl] = x; [Pb2+] = x; [Cl -] = 2x; x=P.
3.Подставляем молярные концентрации ионов в уравнение произведения растворимости: