Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Решение:

Массовая доля – масса растворенного вещества, которая приходится на 1 г раствора:

w = m(в-ва)/m(р-ра) = 40/(1000+40) = 0,038.

Моляльная концентрация - количество молей растворенного вещества в 1 кг растворителя:

С_Н = [m(в-ва)×1000]/[M(в-ва)×m(р-ля)] = (40 г×1000 г/кг)/(40г/моль×1000г) = 1 моль/кг

Мольная доля – отношение количества молей данного компонента к общему числу молей всех компонентов в системе:

N(в-ва) = n(в-ва)/[n(в-ва) + n(р-ля )] =

= [m(в-ва)/M(в-ва)]/[m(в-ва)/M(в-ва) + m(р-ля)/M(р-ля)] =

= (40 г/40 г/моль)/( 40 г/40 г/моль + 1000 г/18 г/моль) =

= 1 моль/(1 моль + 55,56 моль) = 0,018.

 

4. Составьте уравнения электролитической диссоциации указанных соединений: а) NH₄NO₃; б) KH₂PO₃; в) (Cr(OH)₂)₂SO₄.

Решение:

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя:

а) NH₄NO₃ Û NH₄⁺ + NO₃^-; 

б) KH₂PO₃ Û K⁺ + H₂PO₃^-;

                                       H₂PO₃^- Û Н⁺ + HPO₃^2-;

                                          HPO₃^2-   Û Н⁺ + PO₃^3-           

               в) (Cr(OH)₂)₂SO₄ Û 2Cr(OH)₂⁺ + SO₄^2-.

      Cr(OH)₂⁺ Û Cr(OH)²⁺ + OH^-

                                         Cr(OH)²⁺ Û Cr ³⁺ + OH^-

 

5. Cоставьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей и укажите рН среды: а) NH₄Cl; б) K₃PO₃; в) Na₂SO₄.

Решение:

а) NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl;

NH₄⁺ + Cl^-+ H₂O Û NH₄OH + H⁺ + Cl^-;

                                     NH₄⁺ + H₂O Û NH₄OH+ H⁺ .

В результате гидролиза в растворе кислая среда - рН < 7

 б) K₃PO₃ + H₂O Û K₂HPO₃ + KOH;

3K⁺ + PO₃^3- + H₂O Û 3K⁺ + HPO₃^2- + OH^- ;

PO₃^3- + H₂O Û HPO₃^2- + OH^-.

В результате гидролиза в растворе щелочная среда - рН > 7.

В данном случае соль образована многоосновной слабой кислотой, и поэтому гидролиз аниона осуществляется ступенчато и в определенных условиях может продолжаться. В обычных условиях гидролиз дальше не идет.

2-я ступень гидролиза:

 K₂HPO₃ + H₂O Û KH₂PO₃ + KOH;

 2K⁺ + HPO₃^2- + H₂O Û 2K⁺ + H₂PO₃^- + OH^- ;

HPO₃^2- + H₂O Û H₂PO₃^- + OH^-.

3-я ступень гидролиза:

 KH₂PO₃ + H₂O Û H₃PO₃ + KOH;

K⁺ + H₂PO₃^- + H₂O Û K⁺ + H₃PO₃^- + OH^- ;

 H₂PO₃^- + H₂O Û H₃PO₃ + OH^-.

в) Na₂SO₄

В случае в) соль образована сильным основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизу не подвергается.

 

6.Определите pH, pOH, [H⁺], [OH^-] 0,00001 молярного раствора КОН. a=1

Решение:

Составим уравнение диссоциации КОН:

КОН Û К⁺ + ОН^-.

По уравнению реакции видно, что концентрация ОН^- равна концентрации КОН, если степень диссоциации a = 1.

Тогда [OH^-] = 0,00001моль/л;

         рОН = 5;

         рН = 14 – рОН = 14 – 5 = 9;

         [H⁺] = 10^-9.

 

7. Определите степени окисления подчеркнутых элементов в соединениях:

а) CaCr₂O₇, б) KClO₃, в) K₂S .

Решение:

Все молекулы электрически незаряжены. Сумма зарядов всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Зная степени окисления двух элементов в составе молекулы из трех элементов, можно определить степень окисления третьего элемента. Обозначим неизвестную степень окисления через «x». Составим уравнение, в котором сумма зарядов всех атомов в молекуле равна нулю и решим его.

а) Ca⁺²Cr₂^xO₇^-2. 2 + 2x +(-2)×7 = 0, x = +6;

б) K⁺Cl^xO₃^-2, 1 + x + (-2)×3 = 0, x = +5;

в) K₂⁺S^x, 2 + x = 0, x = -2.

 

8. Определите, какие реакции являются окислительно-восстановительными: а) NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O; б) Fe + S = FeS  

в) HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃

Решение:

Окислительно-восстановительной называется реакция, в которой имеет место изменение степени окисления элементов. Определим степени

окисления элементов в левой и правой частях уравнений.

а) N^-3H₄⁺N⁺⁵O₃^-2 = N₂⁺O^-2 + 2H₂⁺O^-2.

Данная реакция является внутримолекулярной окислительно-восстановительной. N^-3  - восстановитель, окисляется до N⁺, N⁺⁵ – окислитель восстанавливается до N⁺.

б) Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺² S^-2.

Реакция б) относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. Fe⁰ – восстановитель, окисляется до Fe⁺², S⁰ – окислитель, восстанавливается до S^-2.

в) H⁺Cl^- + Ag⁺N⁺⁵O₃^-2 = Ag⁺Cl^- + H⁺N⁺⁵O₃^-2.

Реакция в) не является окислительно-восстановительной, так как в ходе ее протекания степени окисления элементов не изменяются.

 

9. Какие свойства – окислителя, восстановителя или двойственные могут проявлять следующие вещества: а) H₃AsO₃, б) NH₃, в) Sb₂O₅

Решение:

Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, в которой находится элемент. Элемент в высшей степени окисления может выполнять только функцию окислителя в окислительно-восстановительной реакции.

Низшая степень окисления элемента равна : для металлов - нулю; для неметаллов - разности между номером группы, в которой находится элемент и 8 (N° группы – 8). Элемент в низшей степени окисления может выполнять только функцию восстановителя в окислительно-восстановительной реакции.

Элементы в промежуточной степени окисления могут выполнять функцию и окислителя и восстановителя.

а) H₃As⁺³O₃,

Низшая степень окисления As^-3 , высшая степень окисления As⁺⁵. As⁺³ – промежуточная степень окисления – может как понижать степень окисления – выполнять роль окислителя, так и повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя.

 б) N^-3H₃,

N^-3 - низшая степень окисления – может только повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя.

в) Sb₂⁺⁵O₅ .

Sb⁺⁵ - высшая степень окисления – может только понижать степень окисления – выполнять роль окислителя.

 

10. Расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции методом электронно-ионных уравнений: KMnO₄ + KNO₃ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Решение :

KMn⁺⁷O₄ + KN⁺³O₃ + H₂SO₄ ® Mn⁺²SO₄ + KN⁺⁵O₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Окислителем является Mn⁺⁷, в составе иона MnO₄^-.

Восстановителем является N⁺³ , в составе иона NO₃^-.

2| MnO₄^- + 8H⁺ +5e = Mn²⁺ + 4H₂O - восстановление окислителя

5| NO₃^- + H₂O - 2e = NO₃^- + 2H⁺         - окисление восстановителя

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5e×2 + 5NO₂^- + 5H₂O - 2e×5 = 2Mn²⁺ + 5NO₃^-+ 10H⁺ +8H₂O

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂

 

11. Составьте уравнения возможных реакций: а) Сu + KCl Þ ; б) Mn + AgNO₃ Þ;  в) Сd + H₂SO₄(разб)Þ; г) Na + H₂SO₄(конц) Þ; д) K + HNO₃(очень разб) Þ.

Решение:

а) Металлы вытесняют из растворов солей менее активные металлы, расположенные в ряду напряжений правее вытесняемого металла:

Сu + KCl Þ

Реакция невозможна, так как калий – активный металл, расположенный в ряду напряжений левее меди.

б) Mn + 2AgNO₃ Þ Mn(NO₃)₂ + 2Ag;

Mn – 2e Þ Mn⁺²;

Ag⁺ + 1e Þ Ag.

в) С кислотами, в которых окислителем является катион водорода Н⁺, реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. При этом образуются соль и газообразный водород.

Сd + H₂SO₄(разб)Þ Сd SO₄ + H₂;

 Сd –2e Þ Сd⁺²;  

2H⁺ + 2e Þ H₂.

г) С кислотами, в которых окислителем является анион кислотного остатка, реагируют все металлы, кроме золота и платины. При этом образуются соль, вода и продукт восстановления кислотного остатка, природа которого зависит от положения металла в ряду напряжений, концентрации кислоты, температуры и других факторов.

2Ag + 2H₂SO₄(конц) Þ Ag₂SO₄ + 2H₂O + SO₂;

 Ag –1e Þ Ag⁺ ;                                    2

SO₄^2- + 4H⁺ + 2e Þ SO₂ + 2H₂O.        1

                      2Ag + SO₄^2- + 4H⁺ Þ 2Ag⁺ + SO₂ + 2H₂O.

 

д) 8K + 10HNO₃(очень разб) Þ 8KNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

 K –1e Þ K⁺                                      8

NO₃^- + 10H⁺ + 8e Þ NH₄ ⁺ + 3H₂O      1

8K + NO₃^- + 10H⁺ Þ NH₄ ⁺ + 3H₂O + 8K⁺.

 

12. Вычислите Э.Д.С. гальванического элемента, образованного медным электродом с концентрацией ионов меди(II) 0,1 моль/л, и алюминиевым электродом с концентрацией ионов алюминия(III) 0,0001 моль/л. Составьте уравнения электродных процессов.

Решение:

Al | AlCl₃  || CuCl₂  | Cu

В данном гальваническом элементе более активным металлом является алюминий, выступающий в роли анода, а медь – катода.

Анод в процесе работы окисляется:

Al – 3e Þ Al³⁺.

На катоде идет восстановление:

Cu²⁺ +2e Þ Cu.

Величина электродного потенциала определяется по уравнению Нернста:

E = E° + (0,059/n) lg[Mⁿ⁺].

E_Cu = 0,34 + (0,059/2) lg10^-1 = 0,31 B.

E_Al = -1,66 + (0,059/3) lg10^-4 = -1,74 B.

Э.Д.С. = Е_катода – Е_анода = 0,31 – (-1,74) = 2,05 В.

 

13. Определите массу веществ, выделившихся на золотых электродах в процессе электролиза сульфата меди при силе тока 2 А в течение 40 минут. Составьте уравнения электродных процессов.

Решение:

Составим уравнения электродных процессов:

 

                      CuSO₄ Û Cu ²⁺ + SO₄ ^2-

                           H₂O Û H⁺ + OH^-

                                                                                                                                                        

                 Сu²⁺, H⁺ , H₂O                          H₂O, OH^-, SO₄ ^2-

           На катоде (-):                                  На аноде(+):

    Сu²⁺ + 2е Þ Cu;                         2H₂O – 4e Þ O₂ + 4H⁺.

Масса вещества, выделяющаяся на электродах, прямо пропорциональна количеству электричества, пропущенному через раствор.

m(Cu) = kIt = (A(Cu)/2F)It = (63,55/(2×96500))×2×2400 = 1,58 г.

m(O2) = kIt = (A(O)/2F)It = (16/(2×96500))×2×2400 = 0,40 г

 

 

14. Цинк покрыт серебром. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения покрытия? Составьте уравнения электронных реакций контактной коррозии этих металлов а) в соляной кислоте; б) в атмосферных условиях.

Решение:

 При контакте двух металлов в среде электролита всегда образуется гальванический элемент. При этом разрушается более активный металл, который выполняет роль анода. В случае контакта цинка с серебром корродирует болоее активный цинк. Пассивное серебро является катодом. На катоде идут процессы восстановления.

а) В кислой среде:

Zn ôHCl ôAg

 

На катоде:                                            На аноде:

2H⁺ + 2e Þ H₂;                                      Zn –2e Þ Zn²⁺.

Полное уравнение: Zn + 2HCl Þ ZnCl₂ + H₂­

б) В атмосферных условиях – в присутствии атмосферного кислорода и влаги воздуха:

Zn ôH₂O + O₂ ôAg

На катоде:                                            На аноде:

2H₂O + O₂ + 4e Þ 4OH^-;                                      Zn –2e Þ Zn²⁺.

Полное уравнение: Zn + 2H₂O + O₂ Þ 2Zn(OH)₂.

 

 

15. Рассчитайте константу равновесия реакции

СоО(тв) + СО(газ) Û Со(тв) + СО₂(газ), если равновесные концентра-ции равны [CO] = 0,0001 моль/л, [CO₂] = 0,3 моль/л.

Решение:

Данная реакция является гетерогенной. Константа равновесия реакции определяется отношением произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. СоО и Со – твердые вещества – их концентрации не учитываются. Константа равновесия указанной реакции имеет вид и равна:

К =[СО₂] ²/ [СО]² = 0,3/(0,0001)² = 3×10⁷.

 

16. Как изменится скорости прямой и обратной реакций

2NО + О₂ Û 2NО₂,

если концентрации всех веществ в системе увеличить в 3 раза?

Решение:

Согласно закону действующих масс, скорость прямой гомогенной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов, а скорость обратной гомогенной реакции прямопропорциональна произведению концентраций продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов.

Тогда скорость прямой реакции равна:

V(пр) = k₁[NО]²[ О₂].

Если концентрации реагирующих веществ увеличены в 3 раза, то скорость прямой реакции изменяется и становится равной:

V’(пр) = k₁(3[NО])²×3[О₂].

Тогда       V’(пр)/ V(пр) = (k₁(3[NО])²3[О₂])/( k₁[NО]²[О₂]) = 3²×3= 27.

Скорость прямой реакции возрастет в 27 раз.

Скорость обратной реакции равна:

V(обр) = k₂[NО₂]².

При увеличении концентрации продуктов реакции в 3 раза, скорость обратной реакции изменяется и становится равной:

V’(обр) = k₂(3[NО₂])².

Тогда       V’(обр)/ V(обр) = (k₂(3[NО₂])²)/( k₂[NО₂]²) = 3²= 9.

Скорость обратной реакции возрастет в 9 раз.

 

 

17. При 50 ^оС некоторая реакция заканчивается за 30 минут. Рассчитайте время протекания реакции при 90 ^оС, если термический коэффициент реакции равен 2.

Решение:

Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

V₂ = V₁ g ^{(t2 -t1)/10}.

Скорость реакции обратно пропорциональна времени протекания реакции. Тогда: время протекания реакции связано с температурой следующим соотношением:

1/t₂ = (1/t₁) g ^{(t2 -t1)/10} ;

t₂ = t₁ /g ^{(t2 -t1)/10} = 1800/ 2 ^(90-50)/10 = 1800/ 2⁴ = 1800/ 2⁴ = 112 с = 1,9 мин.

Время протекания данной реакции при 90°С составит 1,9 минуты.

 

18. В каком направлении сместится равновесие в системе N₂ + 3H₂ Û 2NH₃,

если а) увеличить концентрацию аммиака; б) уменьшить давление в системе.

Решение:

а) Согласно принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации продуктов реакции увеличивает выход исходных веществ. Следовательно, если концентрацию аммиака увеличить, равновесие сместится влево, увеличится концентрация водорода и азота в системе.

б) С другой стороны, по принципу Ле-Шателье, понижение давления в системе увеличивает выход реакции, в результате которой образуется большее число газообразных молекул. Следовательно, при уменьшении давления в системе также увеличится выход азота и водорода.

 

19.Составьте уравнения диссоциации соединений: а) (NH₄)₂SO₄; б) NaHS; в) NiOHCl.

Решение:

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

а) (NH₄)₂SO₄ Û 2NH₄⁺ + SO₄^2-; 

                                б) NaHS Û Na⁺ + HS^-;

                                    HS^-    Û H⁺  + S^-2;

                                в) NiOHClÛ NiOH⁺ + Cl^-

                                    NiOH⁺ Û Ni ²⁺ + OH⁺ 

 

20. Составьте молекулярные и ионные (полные и краткие) уравнения реакций:

а) Be(OH)₂ + KOHÞ; б) CuOHCl + HNO₃Þ.

Решение:

а) Be(OH)₂ + 2KOH Þ K₂BeO₂ + 2H₂O;

Be(OH)₂ + 2K⁺ + 2OH^- Þ 2K⁺ + BeO₂^2- + 2H₂O;

Be(OH)₂ + 2OH^- Þ BeO₂^2- + 2H₂O.

б) CuOHCl + HNO₃ Þ CuClNO₃ + H₂O;

CuOH⁺ +Cl^- + H⁺  + NO₃^- Þ Cu²⁺ + Cl^-+ NO₃^- + H₂O;

CuOH⁺ + H⁺   Þ Cu²⁺ + H₂O.

 

21. Составьте в ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза солей и укажите рН среды: a) CuCl₂; б) K₂SO₄.

Решение:

а) Хлорид меди – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз идет по катиону.

CuCl₂ + H₂O Û CuOHCl + HCl;

Cu²⁺ + 2Cl^- + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺ + 2Cl^-;

Cu²⁺ + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺ .

В результате гидролиза в растворе кислая среда - рН < 7

В обычных условиях хлорид меди дальнейшему гидролизу не подвергается.

       б) Сульфат калия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергается.

 K₂SO₄ + H₂O Û гидролиз не идет.

 

22. Концентрация соляной кислоты равна 0,01 моль/л. Определите рН и рОН раствора, если степень электролитической диссоциации кислоты считать равной 1.

Решение:

Составим уравнение диссоциации HCl:

HCl Û H⁺ + Cl^-.

По уравнению реакции видно, что концентрация H⁺ равна концентрации HCl, если степень диссоциации a = 1.

Тогда [H⁺] = 0,01моль/л;

         рН = - lg[H⁺] = -lg 10^-2 = 2;

         рOН = 14 – рН = 14 – 2 = 12.

 

23. Определите степени окисления подчеркнутых элементов в соединениях: а) H₂SeO₄, б) Al(NO₃)₃.

Решение:

Обозначим неизвестную степень окисления через «x». Составим уравнение, в котором сумма зарядов всех ионов в молекуле равна нулю, и решим его.

а) H₂⁺Se^хO₄^-2 . 2 + x +(-2)×4 = 0, x = +6;

б) Al⁺³(N^хO₃^-2)₃ 3 +3x + (-2)×3×3 = 0, x = +5;

 

24. Определите, какие реакции являются окислительно-восстановительными: а) Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂; б) BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + NaCl

Решение:

Определим степени окисления элементов в левой и правой частях уравнений.

а) Zn⁰+ H⁺Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰;

Реакция (а) является окислительно-восстановительной, т.к. Zn⁰  - восстановитель, окисляется до Zn⁺², H⁺ – окислитель восстанавливается до H⁰.

б) Ba⁺²Cl₂^- + Na₂⁺S⁺⁶O₄^-2 = Ba⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Na⁺Cl^-

Реакция б) не является окислительно-восстановительной, так как в ходе ее протекания степени окисления элементов не изменяются.

 

25. Какие свойства – окислителя, восстановителя или двойственные- могут проявлять следующие вещества: а) H₂SO₃, б) Na₂S, в) CrO₃.

Решение:

 

а) H₂S⁺⁴O₃,

Низшая степень окисления S^-2 , высшая степень окисления S⁺⁶. S⁺⁴ – промежуточная степень окисления – может как понижать степень окисления – выполнять роль окислителя, так и повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя. S^-2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

 б) Na₂S^-2,

       S^-2 - низшая степень окисления – может только повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя.

в) Cr⁺⁶O₃.

Cr⁺⁶ - высшая степень окисления – может только понижать степень окисления – выполнять роль окислителя.

 

26. Составьте электронно-ионные уравнения, расставьте коэффициенты в уравнении, укажите окислитель и восстановитель в реакции:

KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ ® MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

Решение :

KMn⁺⁷O₄ + H₂S^-2 + H₂SO₄ ® Mn⁺²SO₄ + S⁰ + K₂SO₄ + H₂O.

Окислителем является Mn⁺⁷, в составе иона MnO₄^-.

Восстановителем является S^-2 , в составе молекулы H₂S.

 

2| MnO₄^- + 8H⁺ +5e = Mn²⁺ + 4H₂O - восстановление окислителя

5| H₂S - 2e = S + 2H⁺         - окисление восстановителя

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5e×2 + 5H₂S - 2e×5 = 2Mn²⁺ + 5S + 10H⁺ +8H₂O

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O.

 

 

27. Закончите, где возможно, уравнения реакций: Zn + Pb(NO₃)₂ Þ;

HCl + Bi Þ; H₂SO₄(конц.) + К Þ;  расставьте коэффициенты в уравнениях.

Решение:

а) Металлы вытесняют из растворов солей менее активные металлы, расположенные в ряду напряжений правее вытесняемого:

 Zn + Pb(NO₃)₂ Þ Zn(NO₃)₂ + Pb;

Zn – 2e Þ Zn⁺²;

Pb²⁺ + 2e Þ Pb.

б) С кислотами, у которых окислителем является катион водорода Н⁺, реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. При этом образуются соль и газообразный водород. C металлами, расположенными в ряду напряжений правее водорода такие кислоты не реагируют.

Bi + HCl Þ реакция не идет.;

в) С кислотами, у которых окислителем является анион кислотного остатка, реагируют все металлы, кроме золота и платины. При этом образуются соль, вода и продукт восстановления кислотного остатка, природа которого зависит от положения металла в ряду напряжения, концентрации кислоты, температуры и других факторов.

К + H₂SO₄(конц) Þ К₂SO₄ + H₂O + Н₂S;

 К –1e Þ К⁺ ;                                           8

SO₄^2- + 10H⁺ + 8e Þ Н₂S + 4H₂O.        1

8K + SO₄^2- + 10H⁺ Þ 8Ag⁺ + H₂S + 4H₂O.

8К + 5H₂SO₄(конц) Þ 4К₂SO₄ + 4H₂O + Н₂S;

 

28. Составьте схему гальванического элемента, электронные уравне-ния работы гальванического элемента

 Сг½СrCl₃ (0,001 моль/л)½½NiCl₂ (0,1 моль/л)½Ni, рассчитайте ЭДС.

Решение:

Cr | CrCl₃  || NiCl₂  | Ni

В данном гальваническом элементе более активный металл хром выполняет роль анода, а никель – катода.

Анод в процесе работы окисляется:

Cr – 3e Þ Cr³⁺.

На катоде идет восстановление ионов из раствора:

Ni²⁺ +2e Þ Ni.

Величина электродного потенциала определяется по уравнению Нернста:

E = E° + (0,059/n) lg[Mⁿ⁺].

E_Ni = -0,23 + (0,059/2) lg10^-1 = -0,26 B.

E_Cr = -0,73 + (0,059/3) lg10^-3 = -0,79 B.

Э.Д.С. = Е_катода – Е_анода = -0,26 – (-0,79) = 0,54 В.

 

29. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора K₂SO₄.

Решение:

В водном растворе сульфат калия диссоциирует на ионы. Составим уравнения электродных процессов, учитывая, что активный калий не восстанавливается на катоде – вместо него восстанавливается водород; а сульфат-анион не окисляется в водном растворе, на аноде – выделяется кислород:

K₂SO₄ Û 2K⁺ + SO₄^2-.

H₂O Û H⁺ + OH^-

                 К⁺, H⁺ , H₂O                          H₂O, OH^-, SO₄ ^2-

        На катоде(-):                                        На аноде(+):

       2H₂O + 2e Þ Н₂ + 2ОH^-;                         2H₂O – 4e Þ O₂ + 4H⁺.

Составим уравнения электродных процессов, учитывая, что активный калий не восстанавливается на катоде – вместо него восстанавливается водород; а сульфат-анион не окисляется в водном растворе, на аноде – выделяется кислород:

 

30. Определите какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных катоде и аноде при электролизе расплава KCl. Время электролиза – 1 час при силе тока 5 А.

Решение:

Составим уравнения электродных процессов:

KClÛ K⁺ +Cl ^-.

H₂O Û H⁺ + OH^-

                 К⁺, H⁺ , H₂O                          H₂O, OH^-, Cl ^-.

        На катоде(-):                                        На аноде(+):

          2H₂O + 2e Þ Н₂ + 2ОH^-;            2Cl^- – 2e Þ Cl₂ .

Масса вещества, выделяющаяся на электродах прямо пропорциональна количеству электричества, пропущенному через раствор.

m(H₂) = kIt = (A(H)/1×F)It = (1/(1×96500))×5×3600 = 0,18 г.

m(Cl₂) = kIt = (A(Cl)/1×F)It = (35/(1×96500))×5×3600 = 6,53 г.

 

31.Опишите коррозию на стыке меди и никеля в кислой среде и во  

влажном воздухе

Решение:

При контакте двух металлов в среде электролита образуется гальванический элемент. При этом разрушается более активный металл, который выполняет роль анода.

а) В кислой среде:

NiôHCl ôCu pH<7

На катоде:                                            На аноде:

2H⁺ + 2e Þ H₂;                                        Ni – 2e Þ Ni²⁺.

Полное уравнение: Ni + 2HCl Þ NiCl₂ + H₂­

б) В атмосферных условиях – в присутствии атмосферного кислорода и влаги воздуха:

Ni ôH₂O , O₂ ôCu pH ³ 7

На катоде:                                            На аноде:

2H₂O + O₂ + 4e Þ 4OH^-;                      Ni – 2e Þ Ni²⁺.

Полное уравнение: 2Ni + 2H₂O + O₂ Þ 2Ni(OH)₂.

Индивидуальные задания к

контрольным работам №1 и №2

 

Индивидуальные задания выполняются в соответствии с вариантом, соответствующим двум последним цифрам в номере студенческого билета или зачетной книжки. Номера задач для всех вариантов приведены в таблице в конце методического пособия.

 

1. Найдите массовую долю Серы в CuSO₄·5H₂O                  

2. Найдите массовую долю Натрия в Na₂SO₄·7H₂O              

3. Найдите массовую долю Меди в CuSO₄·5H₂O                  

4. Найдите массовую долю Марганца в Mn₂O₇                     

5. Найдите массовую долю Углерода в C₆H₆                         

6. Найдите массовую долю Кислорода в CH₃COOH             

7. Найдите массовую долю Меди в CuS                                

8. Найдите массовую долю Молибдена в MoO₂Cl₂               

9. Найдите массовую долю Серы в SF₆                                  

10. Найдите массовую долю Фтора в HF                                 

11. Найдите массовую долю Лития в LiTaO₃                          

12. Найдите массовую долю Фосфора в Na₂HPO₄                  

13. Найдите массовую долю Хлора в NaCl                              

14. Найдите массовую долю Углерода в C₂H₅ONa                  

15. Найдите массовую долю Кислорода в Mg(NO₃)₂×6H2O     

16. Найдите массовую долю Углерода в СН₃СООН

17. Найдите массовую долю Углерода в C₂H₅OH

18. Найдите массовую долю Водорода в H₂MoO₄

19. Найдите массовую долю Серы H₂SO₄

20. Найдите массовую долю Фосфора в H₃PO₄

21. Найдите массовую долю Азота в N₂O₅