Данные реакции протекают во внутренней цепи гальванического элемента. 2.3.Далее проводим расчет электродных потенциалов с учетом заданных концентраций растворов - 0,1 моль/л.
Для этого используем уравнение Нернста для металлического электрода: = + lg [Mez+],
где – стандартный электродный потенциал, z – количество электронов, участвующих в элементарном акте окисления или восстановления; [Mez+] – концентрация ионов металла в растворе.
= -1,66 + lg (0,1) = -1,66 + (-1) = -1,68 В.
Fe 2+/Fe = -0,44 + lg (0,1) = -0,44 + (-1) = -0,47 В.
2.3. Проводим расчет ЭДС (?) гальванического элемента и ?G протекающей в нем реакции, помня, что z берется с учетом электронного баланса: ? = ?ок. - ?восст. = -0,47 - (-1,68) = 1,21 В.
?G = -zF? = -6965001,2110-3 = -700,6 кДж. Так как значение ?G < 0, то процесс в данном гальваническом элементе термодинамически вероятен.
3. В данной окислительно-восстановительной реакции определите стехиометрические коэффициенты ионно-электронным методом и рассчитайте термодинамическую вероятность протекания реакции. Cu+HNO3> Cu(NO3)2+NO+H2O Решение: 3Cu+8HNO3разб> 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 1) Проставим для всех элементов степени окисления: Cu(0)+H(+1)N(+5)O(-2)3> Cu(+2)(N(+5)O(-2)3)2+N(+2)O(-2)+H2O 2) Выясним элементы, меняющие степень окисления в результате реакции и определим, какое вещество выполняет роль окислителя (принимает электроны), а какое – роль восстановителя (отдает электроны). В данной реакции изменяют степени окисления элементы Cu и N, при этом HNO3 выполняет роль окислителя, а Cu – роль восстановителя, 3) Запишем реакцию в ионно-электронном виде и подчеркнем окислитель и восстановитель. Для этого учитываем диссоциацию молекул на ионы, а слабые электролиты (например, Н2О, оксиды и сульфиды металлов), если они встречаются в реакции, оставляем в молекулярном виде. Получаем:
3Cu+8H+ + 8NO3-разб> 3Cu 2+ +6NO3-+2NO+4H2O 4) Записываем полуреакции окисления и восстановления, рассматривая только подчеркнутые частицы
