Контрольная работа по химии Вариант №10 студентка гр. Зууд-121 Корнилова В. В. Проверил: Владимир 2021



бет3/3
Дата28.12.2021
өлшемі90,91 Kb.
#128882
түріКонтрольная работа
1   2   3
Байланысты:
КонтрольнаяХимия

а) Cu + H2SO4 (конц.) =

б) Si + NaOH + H2O = Na2SiO3 +

в) NaJ + Na2Cr2O7 + H2SO4 =
Решение:

а) Cu + 2H2SO4(конц) = СuSO4 + SO2↑+2H2O



Окисление

Cu0 – 2ē = Cu2+

Cu0восстановитель

Восстановление

S6+ + 2ē = S4+

H2SO4 – окислитель

Основной компонент среды реакции – H2SO4
б) Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Окисление

Si0 – 4ē = Si4+

Si0 – восстановитель

Восстановление

2H+ + 2ē = H20

H2O – окислитель

Среда реакции Н2О (рН>7)
в) 6NaI + Na2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4Na2SO4 + 7H2O

Окисление

2I– 2ē = I20

I– восстановитель

Восстановление

2Cr+6 + 6ē = 2Cr+3

Na2Cr2O7 – окислитель



5.10. а) Рассчитайте, сколько граммов CuSO4·5H2O необходимо взять для приготовления 650 мл 0,3 н. раствора CuSO4.

б) Определите массовый процент раствора KJ, если 25 г этой соли растворено в 340 мл воды.

в) Определите нормальность 30%-ного раствора H2SO4 (ρ = 1,2 г/см3).

г) Вычислите молярность 0,3 н. раствора Fe2(SO4)3.
Решение:

а) 1. Молярная концентрация CuSO4:



2. Количество моль СuSO4 в растворе:



3. Находим массу кристаллогидрата:




Ответ: 24,375 г
б) 1. Общая масса раствора:

2. Массовый процент KI:




Ответ: 6,8%
в) 1. Масса одного литра раствора:

2. Масса серной кислоты:



3. Количество моль Н2SO4:



4. Молярная концентрация кислоты:



5. Нормальность раствора кислоты, учитывая, что эквивалентность = 2:




Ответ: 7,35 н.
г) 1. Эквивалентность соли Fe2(SO4)3:

, где 2 – число атомов Ме

3 – степень окисления Ме

2. Молярность раствора Fe2(SO4)3:


Ответ: 0,05М
6.10. Используя справочные данные, определите H298, S298, G298, приведенные в заданиях реакций; сделайте вывод относительно самопроизвольного протекания процесса при T = 298 K, для обратимых процессов определите условия равновесия. Для молекулы, данной под буквой д), определить атомарную энтальпию образования и среднюю энергию связи в молекуле.

а) Pb(NO3)2(к) = PbO(к) + 2NO2 (г) + O2(г)

б) NO2(г) = 1/2N2(г) + O2(г)

в) N2(г) = 2N(г)

г) O2(г) = 2O(г)

д) GeH4
Решение:

а) Pb(NO3)2(к) = PbO(к) + 2NO2(г)↑ + О2(г)













Т.к. > 0, то при Т=298К самопроизвольное протекание процесса невозможно.


б) NO2(г) = N2(г) + O2(г)







Т.к. < 0, то возможно самопроизвольное протекание процесса.

Процесс является обратимым.

Условия равновесия выразим константой равновесия:



в) N2(г) = 2N(г)









> 0, поэтому процесс не возможен в стандартных условиях.

Выражение константы равновесия для обратимого процесса:




г) O2(г) = 2O(г)







> 0, поэтому самопроизвольного протекания процесса при Т=298К нет.

Выражение константы равновесия для обратимого процесса:



д) GeH4 атомарную энтальпию образования можно представить:





Соответственно, средняя энергия связи составит:


7.10. В каждом задании равновесная система относится к пп. «а» и «б».

Для п. «а» написать выражение константы равновесия и определить, в какую сторону сместится равновесие при повышении в заданной системе давления, температуры. Ответ обосновать. Какими ещё воздействиями на систему равновесие можно сместить вправо?

Для п. «б» задание в каждом конкретном случае своё

а) CH4 (г) + 2F2 (г) =CH2F2 (г) + 2HF (г).

б) Найдите начальные концентрации СH4,F2, если известно, что равновесные концентрации СH4,F2, СH2F2, и HF равны соответственно 1 моль/л, 2 моль/л, 0,5 моль/л, 1 моль/л.
Решение:

а) CH4(г) + 2F2(г) ↔ СН2F2(г) + 2HF(г)

Выражение для константы равновесия:

Как видно, в результате реакции число моль вещества, находящегося в газообразном состоянии не меняется, поэтому, в соответствии с принципом Ле Шателье, давление не будет влиять на положения равновесия в данной системе.

Найдем энтальпию реакции:





< 0, поэтому повышение температуры приведет к смещению равновесия влево, в направлении обратной реакции.

Сместить равновесие вправо возможно несколькими путями:



  • Снизить температуру, т.к. <

  • Повысить концентрацию исходных веществ

  • Понизить концентрацию продуктов (отгонять продукты реакции)

б) Равновесные концентрации веществ:

; ; ;

Как видно из уравнения реакции, для получения 1 моля HF и 0,5 моль CH2F2 необходимо затратить 1 моль – F2 и 0,5 моль – СН4.

Следовательно, начальные концентрации исходных веществ:





8.10. Напишите в молекулярной и краткой ионной форме уравнения гидролиза солей.

Если гидролиз идёт по стадиям. Напишите уравнения гидролиза по стадиям. Укажите условия, при которых происходит данная стадия гидролиза. Укажите, как изменяется pH-среды.

a) Fe2(SO4)3 б) K2S в) CH3COOAg

Написать уравнения следующих реакций:

Na2SiO3+NH4Cl+H2O→
Решение:

а) Fe2(SO4)3 – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз идет по катиону:

I Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ 2(FeOH)SO4 + H2SO4

Ионное: Fe3+ + H2O ↔ (FeOH)2+ + H+ – среда кислая рН<7

II 2(FeOH)SO4 + 2H2O ↔ (Fe(OH)2)2SO4 + H2SO4

Ионное: (FeOH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+ – рН – уменьшается

III (Fe(OH)2)2SO4 + H2O ↔ 2Fe(OH)3 + H2SO4

Ионное: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+ – рН – уменьшается


Глубокий гидролиз возможен в том случае, если образующиеся ионы Н+ связываются и их концентрация понижается, например, ионами ОН-, т.е. в растворе щелочи:

Н+ + ОН→ Н2О

Таким образом, если гидролиз проводят в щелочном растворе, то его рН – понижается.
б) K2S – соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз протекает по аниону S2-:

I K2S + H2O ↔ KHS + KOH

Ионное: S2– + H2O = SH+ OHВ водном растворе рН>7

II KHS + H2O ↔ H2S + KOH

Ионное: HS+ H2O ↔ H2S + OHДальнейшее повышение рН
Гидролиз по второй стадии протекает лишь при условии связывания образующихся ОН-ионов, например ионами H+:

Н+ + ОН→ Н2О

Поэтому, в результате гидролиза K2S, рН раствора увеличивается.
в) H3C–COOAg – соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, поэтому гидролиз идет как по аниону, так и по катиону:

H3C–COOAg + Н2О ↔ H3C–COOН + Ag(OH)

Ионное уравнение: H3C–COO+ Н2О ↔ H3C–COOН + ОН-

Ag+ + Н2О ↔ Ag(OH) + H+

Как видно, в результате гидролиза образуются как ионы Н+, так и ОН-, поэтому в целом изменения рН среды практически не будет. Для водного раствора рН=7.


В. 1) Na2SiO3 + 2NH4Cl + 2H2O → 2NH4OH + H2SiO3↓ + 2NaCl

В ионном виде: 2NH4+ + SiO32– → (NH4)2SiO3

(NH4)2SiO3 + 2H2O → 2NH4OH + H2SiO3
2) 2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaNO3

В ионном виде: 2Fe3+ + 3CO32– = Fe2(CO3)3 – Необратимый гидролиз

Fe2(CO3)3 + 6H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3H2CO3 (3CO2↑ + 3H2O)
9.10. Вычислитe концентрацию ионов OН-и pH 0,05 M раствора K2SO3, если константа диссоциации H2SO3 соответственно равны К1=1,4·10-2; К2=6,2·10-8 (учитывать только первую ступень гидролиза).
Решение:

Уравнение гидролиза:

K2SO3 + H2O ↔ KHSO3 + KOH

SO32– + H2O ↔ HSO3+ OH-


Так как константа гидролиза по первой стадии связана с константой диссоциации кислоты по второй стадии, то:

Находим степень гидролиза по уравнению Оствальда для слабых электролитов:



Находим концентрацию ионов ОН-:







10.10. Имея электрод, указанный в задании, необходимо подобрать второй металлический электрод и рассчитать концентрацию соли – электролита (с учетом ƒ или α), чтобы получить заданное значение ЭДС гальванического элемента, составленного из указанного в задании и подобранного вами электрода. Написать электрохимическую схему гальванического элемента. Указать, какой электрод является анодом, а какой – катодом. Написать уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде.

Pt, H2/0,1н. CH3COOH α = 0,013; ЭДС = 0,279 В
Решение:

Выберем в качестве второго электрода – Co – кобальт:

Со2+ + 2ē = Со0;
Процесс, протекающий на первом электроде:

+ + 2ē = Н20,

Значения стандартных потенциалов, с учетом концентраций и активностей ионов:



Находим рН:





ЭДС элемента вычисляется по формуле:



Находим , зная Е = 0,279 В:



Схема гальванического элемента:

– Pt H2, H3C–COOH||Co2+, Co0 Pt+

Катод: 2Н+ + 2 = Н2

Анод: Сo0 – 2 = Co2+

Суммарное уравнение реакции:

Со + 2Н+ = Со2+ + Н2
11.10. Рассчитайте, сколько времени должен длиться электролиз, чтобы силой тока 5 А выделилось на катоде 50 г меди из 1 л 1 М водного раствора CuSO4. Сколько меди остается ещё в растворе после прекращения электролиза?
Решение:

Для нахождения времени электролиза воспользуемся законом Фарадея:



,где

m – масса образовавшегося вещества, г;

I – сила тока

t – время

Э – эквивалентная масса (Э(Сu2+) =32 г/моль)

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль)



Находим начальную массу меди в растворе:



Остаток после электролиза:




12.10. На железное изделие нанесено пористое кадмиевое покрытие. Напишите уравнения реакций тех процессов, которые будут протекать на анодных и катодных участках при коррозии этого изделия в кислой, щелочной и нейтральной средах. Определите, в какой среде железное изделие будет более надёжно защищено от коррозии.
Решение:

Пористое кадмиевое покрытие, нанесенное на железное изделие, представляет собой катодное покрытие, т.е. кадмий выступает в качестве катода в процессе коррозии, и на нем происходит процесс восстановления.

Железо в паре с кадмием выступает в качестве анода, т.к. φFe < φCd, поэтому в процессе коррозии будет разрушаться железное изделие.

Рассмотрим процессы, протекающие при коррозии:

а) в кислой среде:

Коррозия с водородной деполяризацией:

Анод: Fe0 – 2ē = Fe2+ (окисление)

Катод: 2Н+ + 2ē = Н2 (восстановление)


б) в нейтральной среде:

Коррозия с кислородной деполяризацией:

Анод: Fe0 – 2ē = Fe2+

Катод: 2Н2О + О2 + 4ē = 4ОН


в) в щелочной среде:

Деполяризатор кислород:

Анод: Fe0 – 2ē = Fe2+

Катод: О2 + 2Н2О + 4ē = 4ОН

Или, при отсутствии доступа кислорода:

Катод: 2Н2О + 2ē = 2Н2 + 2ОН


Большая защита от коррозии будет в той среде, где скорость ее будет меньше, т.е. ЭДС образующегося элемента меньше.

Наименьшее значение ЭДС достигается в щелочной среде без доступа кислорода.






Достарыңызбен бөлісу:
1   2   3




©engime.org 2024
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет