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+
|
Cu0 – восстановитель
|
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– + OH– В водном растворе рН>7
II KHS + H2O ↔ H2S + KOH
Ионное: HS– + H2O ↔ H2S + OH– Дальнейшее 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:
2Н+ + 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: |