Ответ: потенциал водородного электрода в исследуемом растворе равен –0,068 в.

10. Рассчитайте величину электродного потенциала цинка при Т = 298 К: а) в 0,01 М растворе сульфата цинка; б) в насыщенном растворе гидроксида цинка.

Решение:

а) Величину электродного потенциала рассчитываем по уравнению Нернста:

(Zn²⁺/Zn) = ^o(Zn²⁺/Zn) ;

(Zn²⁺/Zn) = –0,76 –0,819 В.

б) Находим концентрацию ионов Zn²⁺, пользуясь величиной K_s(Zn(OH)₂):

K_s = [Zn²⁺][OH^–]²; K_s = 4S³,

где S – молярная концентрация насыщенного раствора.

;

Следовательно, концентрация Zn²⁺ в насыщенном растворе Zn(OH)₂ составляет 1,2110^–6 моль/л.

По уравнению Нернста рассчитываем величину электродного потенциала:

(Zn²⁺/Zn) = –0,76 –0,935 В.

Ответ: а) –0,819 В; б) –0, 935 В.

11. Составьте схему гальванического элемента из медного и цинкового электродов, погруженных в 1М растворы солей этих металлов. Рассчитайте ЭДС этого элемента. Напишите уравнения электродных процессов. Изменится ли ЭДС, если взять 0,001М растворы солей.

Решение:

Запишем табличные значения стандартного электродного потенциала меди и цинка:

^o(Cu²⁺/Cu) = +0,35 В; ^o(Zn²⁺/Zn) = –0,76 В.

Так как ^o(Cu²⁺/Cu)  ^o(Zn²⁺/Zn), то на медном электроде идет процесс восстановления – это катод, а на цинковом – процесс окисления, это анод.

Катод: Сu²⁺ + 2е  Сu^о

Анод: Zn^o – 2e  Zn²⁺

При работе такого элемента протекает реакция:

Сu²⁺ + Zn^o  Zn²⁺ + Сu^о.

ЭДС медно-цинкового гальванического элемента определим по формуле: Е = ^o(катода) – ^o(анода)  Е = 0,35 – (–0,76) = 1,11 В.

е

Схема гальванического элемента: (–) Zn^o | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu^o (+).

Рассчитаем равновесный потенциал электродов при условиях, отличных от стандартных, по уравнению: ^o(Cu²⁺/Cu) = +0,35 В; (Ме^z+/Ме) = ^o(Ме^z+/Ме) ;

^o(Cu²⁺/Cu) = ;

^o(Zn²⁺/Zn) = ;

Е = 0,2615 – (–0,8485) = 1,11 В.

Ответ: ЭДС не изменится.

12. Для измерения рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и каломельного (насыщенного) электродов. Измеренная при 30^оС ЭДС составила 707 мВ. Вычислите рН сока поджелудочной железы и приведите схему гальванической цепи.

Решение:

По справочнику определяем потенциал каломельного (насыщенного) электрода при t = 30^оС:

(Hg₂Cl₂, KСl_насыщ./Hg) = 0,241 В.

Вычисляем потенциал водородного электрода из уравнения:

Е = (калом.) – (водор.), так как потенциал водородного всегда отрицательный и меньше каломельного, (водор.) = (калом.) – Е;

(калом.) = 0,241 – 0,707 = –0,466 В.

(водор.) = ;

.

Запишем схему гальванической цепи:

Pt, H₂ | сок поджелудочной железы || KCl_(нас), Hg₂Cl₂ | Hg

Ответ: рН сока поджелудочной железы равен 7,77 (в норме).

13. Стеклянный электрод, соединенный в гальваническую цепь с электродом сравнения при Т = 298 К, сначала погрузили в раствор с рН = 3,5, а затем – в исследуемую пробу молока. При этом ЭДС цепи уменьшилась на 0,089 В. рН молока в норме находится в пределах 6,6–6,9. Оцените результат исследования молока, если учесть, что измерительный электрод заряжается отрицательно по отношению к электроду сравнения.

Решение:

Потенциал стеклянного электрода в растворе с рН = 3,5 определяется по уравнению: ₁ = ^о – 0,059×3,5;

потенциал стеклянного электрода в исследуемой пробе молока определяется по уравнению: ₂ = ^о – 0,0592×рН.

По условию задачи ₂ – ₁ = –0,089, тогда

–0,089 = 0,0592×(3,5 – рН); рН = 3,5 + = 5,01;

5,01  6,6, следовательно, молоко прокисло.

Ответ: рН пробы молока ниже нормы, молоко прокисло.

14. Рассчитайте редокс-потенциалы систем (Т = 298 К):

а) Fe³⁺, Fe²⁺ при с(Fe³⁺) = 0,1 моль/л, с(Fe²⁺) =0,005 моль/л;

б) Hg²⁺ | Hg при с(Hg²⁺) = 0,01 моль/л. Определите направление возможной реакции.

Решение:

1. По уравнению Нернста-Петерса:

_r(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77

2. По уравнению Нернста

_r(Hg²⁺/Hg) = 0,85

3. Е_р-ции = (окислителя) – (восстановителя);

Е_р-ции = (Fe³⁺/Fe²⁺) – (Hg²⁺/Hg) = 0,85 – 0,79 = 0,06 В > 0.

Следовательно, будет происходить процесс окисления ртути:

2Fe³⁺ + Hg  2Fe²⁺ + Hg²⁺.

Эта реакция используется для обезвреживания пролившейся ртути, для чего ртуть заливают раствором хлорида железа (III).

Кроме хлорида железа(III) для обезвреживания ртути используют раствор KMnO₄. Объясните, почему?

15. Рассчитайте величину диффузионного потенциала при t = 25^оС на границе 0,01М и 0,1М растворов НСl, если подвижность ионов Н⁺ и Сl^– соответственно равны 36,3×10^–8 и 7,9×10^–8 м²/В×с. Коэффициенты активности () ионов Н⁺ и Cl^– в 0,01М и 0,1М растворах НСl соответственно равны 0,905 и 0,795.

Решение:

Вычисляем диффузионный потенциал по уравнению Гендерсона:

× ;  ; а =  × с;

.

Ответ: _диф = 0,036 В.

16. Рассчитайте величину мембранного потенциала при t = 37^оС клеток поджелудочной железы, проницаемой для ионов Са²⁺, если внутри клеток а(Са²⁺) = 2×10^–6 моль/л, в наружной среде а(Са²⁺) = 5×10^–4 моль/л.

Решение:

Вычисляем мембранный потенциал по уравнению Нернста: ;

.

Ответ: мембранный потенциал равен 0,074 В.

17. Редокс-потенциал системы ФАД/ФАДН₂ при Т = 298 К и рН = 7,0 равен –0,20 В. Как изменится величина потенциала, если рН уменьшить на 0,5 единицы?

Решение:

Запишем полуреакцию: ФАД + 2Н⁺ + 2ē ((;(( ФАДН₂.

Величина редокс-потенциала определяется по уравнению Нернста-Петерса:

= + ;

= + + × lga²(Н⁺) ;

= + – 0,059рН.

При рН = 7,0 формальный потенциал = – 0,059×7,0.

_r(рН=7) = + – 0,059×7,0 (1)

_r(рН=6,5) = + – 0,059×6,5 (2)

Определяем изменение потенциала :

_r2–_r1= + –0,059×6,5– –

+0,0592×7,0 = 0,0592×7,0 – 0,0592×6,5 = = 0,0592(7,0 – 6,5)

 = 0,0592×рН = 0,0592×0,5 = 0,0295 В.

Вычисляем _r2 при рН = 6,5:

_r2 =  + _r1 = 0,0295 + (–0,20) = –0,17 В.

Ответ: при рН = 6,5 редокс-потенциал равен –0,17 В. При понижении рН редокс-потенциал увеличивается.

18. Концентрация пируват-иона в два раза превышает концентрацию лактат-иона. Рассчитайте редокс-потенциал системы при рН=6,5; Т=298 К.

Решение:

Запишем полуреакцию: пируват + 2Н⁺ + 2 ē ((;(( лактат.

По уравнению Нернста-Петерса: = + – 0,059рН;

– 0,0592×7 = ; = –0,19 В (справочные данные);

= –0,19 + 0,0592×7 = 0,223 В.

По условию = 2; рН = 6,5, тогда:

= + – 0,059×6,5

= 0,223 + 0,0295×0,3 – 0,383 = –0,15 В.

Ответ: редокс-потенциал равен –0,15 В.

19. Сопоставьте окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода, которые он проявляет при взаимодействии с K₂Cr₂O₇ и с KI в кислой среде. Какие свойства для него более характерны по отношению к данным реагентам?

Решение:

а) 3Н₂О₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄  3О₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7Н₂О

О ₂ + 2Н⁺ + 2ē  Н₂О₂ 3 ^о(О₂/Н₂О₂) = +0,68 В (1)

Cr₂O +14H⁺ + 6ē  2Cr⁺³ + 7H₂O 1 ^о(Cr₂O /Cr³⁺) = +1,33 В (2)

3 Н₂О₂ + Cr₂O + 14H⁺  3О₂ + 6H⁺ + 2Cr⁺³ + 7H₂O

т.к.  , следовательно K₂Cr₂O₇ – окислитель, а Н₂О₂ – восстановитель.

Е = ^о(ок-ля) – ^о(вос-ля) = ^о(Cr₂O /Cr³⁺) – ^о(О₂/Н₂О₂) =

= 1,33 – 0,68 = 0,65 В  0.

б) Н₂О₂ + 2KI + H₂SO₄  K₂SO₄ + I₂ + 2Н₂О

Н ₂О₂ + 2Н⁺ + 2ē  2Н₂О 1 ^о(О₂/Н₂О₂) = +1,77 В (1)

I ₂ + 2ē  2I^– 1 ^о(I₂/2I^–) = +0,54 В (2)

Н₂О₂ + 2I^– + 2Н⁺  I₂ + 2Н₂О

т.к.  , то Н₂О₂ – окислитель, а KI – восстановитель.

Е = ^о(ок-ля) – ^о(вос-ля) = ^о(Н₂О₂/Н₂О) – ^о(I₂/2I^–) =

= 1,77 – 0,54 = 1,23 В  0.

Так как Е  Е , то восстановительные свойства для Н₂О₂ более характерны.

Ответ: Н₂О₂ проявляет ОВ-двойственность, но восстановительные свойства для него более характерны по отношению к данным реагентам.