Frage #138dd

Nun, ich werde auf ein Kernkonzept eingehen, das in Fragen zu finden ist #8 - 12#, aber ich kann nicht alle sechs Ihrer Fragen direkt beantworten. Ich werde die Frage beantworten #7#.


#7)#

#"Ag"_2"O"(aq) + "Zn"(s) -> "2"Ag"(s) + "ZnO"(aq)#

Die Batterie ist auch eine galvanische Zelle, aus der Zink oxidiert wird #0# zu #+2# und Silber wird reduziert von #+1# zu #0#. in galvanische ZellenKathode = #(+)#Anode = #(-)#.

  • #(a)# ist nicht richtig, weil #"Ag"_2"O"# ist ein Reaktant ... Reaktanten werden verbraucht, und das sollten Sie aus der Definition eines Reaktanten wissen.
  • #(b)# ist aus zwei Gründen nicht korrekt. #"Ag"_2"O"# ist wässrig und somit keine Anode, sondern ein Feststoff. Außerdem, #"Zn"# wird oxidiert von #stackrel(0)"Zn"# zu #stackrel(+2)"Zn"# in #"ZnO"#.

Hence, #"Zn"# is the anode, OUT of which electrons flow to get TO the positive terminal and reduce the aqueous #"Ag"_2"O"# to increase #"Ag"(s)# mass at the cathode.

  • #(c)# Wir haben gerade das Gegenteil gesagt ... Elektronen fließen WEG von Zink, also #"Zn"# wird oxidiert, nicht reduziert. Das ist also falsch.
  • #bb((d))# ist also richtig, da die Anode die Quelle der reduzierenden Elektronen ist.

Außerdem...


Sie müssen in der Lage sein, eine Standardtabelle für Reduzierungspotentiale zu lesen, die der folgenden Tabelle ähnelt:

http://mgh-images.s3.amazonaws.com/

Und es ist obligatorisch, dass Sie bei jeder chemischen Untersuchung, bei der diese Fragen gestellt werden, eine solche Tabelle erhalten. Oder Sie sollten in der Lage sein, herauszufinden, wo es in Ihrem Lehrbuch ist.

Eine dieser Schlussfolgerungen kann auf der linken und rechten Seite der Tabelle gezogen werden:

  • Jeder Reaktant, der ist höher bis auf die Standard-Reduktionspotentialtabelle ist mehr leicht reduziert und damit eine bessere Oxidationsmittel.
  • Jeder Reaktant, der ist senken in der Standard-Reduktionspotentialtabelle steht mehr leicht oxidiert und damit eine bessere Reduktionsmittel.

Und einige allgemeine Regeln:

  • Ein Kation gewöhnlich wird nicht weiter oxidiert (mit einer Ausnahme ist #"Fe"^(2+) -> "Fe"^(3+)#, unter anderen).
  • Ein mehratomiges Ion auf Sauerstoffbasis (#"MnO"_4^(-)#, #"CrO"_4^(2-)#usw.) werden wahrscheinlich nicht oxidiert, sondern sind eher Oxidationsmittel.
  • Eine umgekehrte Reduktionsreaktion aus der obigen Tabelle kehrt das Vorzeichen von um #E^@# für die halbe Reaktion.
  • Eine spontane Reaktion hat #E_(cell)^@ > 0#, Wobei #E_(cell)^@ = E_(red)^@ + E_(o x)^@#.

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