Задачи и упражнения по общей химии

Ответ ? в 2750 раз

Задача 6. При смешивании растворов Cr(NO3)3 и Na2S происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнение происходящего гидролиза.

Вариант 11

Задача 1. Вычислите рН раствора, если концентрация ионов ОН равна (моль/л):2,52*105; 1,78*107; 492*103.

Ответ: 9,4; 7,25; 11,7

Задача 2. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионномолекулярными уравнениями:

а) NO2 + H+ = HNO2;

б) Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2;

в) Pb2+ + 2I = PbI2;

г) Cu2+ + S2 = CuS.

Задача 3. Определить растворимость AgCl (ПР= 1.81010).

Задача 4. Можно ли при помощи индикаторов отличить друг от друга растворы солей: NaClO4 и NaClO, Na2CO3 и Zn(NO3)2? Ответ обосновать.

Задача 5. В 3 л насыщенного раствора AgJO3 содержится в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите ПР AgJO3.

Ответ 3,03*107

Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Li2S, AlCl3, NiSO4.Какое значение рН имеют их растворы?

Вариант 12

Задача 1. Рассчитайте рН следующих растворов 0,1 н HCN; Кдисс=4,9*1010 и 1 н NH4OH Кдисс=1,77*105

Ответ: 5,15;11,62

Задача 2. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионномолекулярными уравнениями:

а) ClO + H+ = HClO;

б) Bi3+ + 3OH = Bi(OH)3;

в) Ag+ + I = AgI;

г) Ca2+ + CO32 = CaCO3.

Задача 3. Определить растворимость AgI (ПР= 2.31016).

Задача 4. Какие из приведённых солей подвергаются гидролизу и как он протекает: K2SO4, Na2Se, NH4NO3, ZnCl2?

Задача 5. Произведение растворимости SrSO4 равно 3,6*107. Образуется ли осадок этой соли, если смешать равные объемы 0,002н растворов SrCl2 и K2SO4?

Ответ: нет

Задача 6. Какие из солей KNO3, CrCl3, Cu(NO3)2, NaCN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Вариант 13

Задача 1. Сколько граммов НСООН содержится в 0,3 л раствора этой кислоты, имеющей рН 6,04? Кдисс=1,77*104.

Ответ:6,5*108г

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) Pb(NO3)2 + KI; б) Na2S + H2SO4 ; в) HCl + Ba(OH)2.

Задача 3. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0.0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: CoSO4, Li2SO3, Ba(NO2)2, MnI2.

Задача 5. Пять литров насыщенного раствора Ag2Cr2O7 содержат 0,5 моля Na2Cr2O7. Найдите концентрацию Ag+ в этом растворе, если ПР (Ag2Cr2O7) =2*107 и степень диссоциации Na2Cr2O7 равна 75%.

Ответ: 1,64*103 моль/л

Задача 6. При смешивании растворов Cr2(SO4)3 и Na2S происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 14

Задача 1. Рассчитайте молярность раствора уксусной кислоты, рН которого равен 3, Кдисс=1,75*105.

Ответ: 0,06М

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) NiCl2 + H2S; б) FeS + HCl; в) HF + KOH.

Задача 3. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция (ПР(CaCO3)=

4.4109), найти его массу, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: NaBr, CdSO4, Hg(NO3)2, Ba(NO3)2.

Задача 5. Произведение растворимости Ag2SO4 равно 7*105. Образуется ли осадок, если к 0,02н раствору AgNO3 прибавить равный объем 1н раствора H2SO4?

Ответ: не образуется

Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: CH3COOK, Al(NO3)3, CoCl2. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы этих солей?

Вариант 15

Задача 1. Определите концентрацию ионов Н+ и ОН в растворах, водородный показатель которых равен: 3,2; 5,8; 9,1.

Ответ:

1) 6,31*104 моль/л; 0,16*1010 моль/л

2) 0,13*1010моль/л; 7,94*104 моль/л

3) 1,58*106моль/л; 0,63*108 моль/л

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) K2CO3 + HCl; б) CH3COOK + HNO3; в) Fe(OH)3 + HNO3.

Задача 3. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr (ПР(AgBr)=51013).

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать рН растворов следующих солей: K3PO4, (NH4)2CO3, CH3COOK, BeCl2.

Задача 5. Произведение растворимости AgBr равно 3,6*1013. Сколько граммов Ag виде ионов содержится в литре насыщенного раствора соли?

Ответ:6,5*105г.

Задача 6. Какие из солей подвергаются гидролизу: Cs2S, CuCl2, NiSО4, MnCl2? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза.

9. Коллоиднодисперсные системы

9.1 Общие положения

Системы, в которых одна составная часть распределена в мелкораздробленном состоянии в среде другой, называются дисперсными.

Составная часть, распределённая в виде отдельных мелких твёрдых частиц, капелек жидкости или пузырьков газа, составляет дисперсную фазу,

а другая часть, окружающая частицы дисперсной фазы, называется дисперсионной средой.

Дымы и туманы в воздухе, взвеси глины и песка в воде, коллоидные системы, содержащие частицы, более крупные, чем обычные молекулы, и, наконец, истинные растворы молекулярные или ионные - всё это различные дисперсные системы.

В зависимости от размера частиц дисперсной фазы системы делятся на

а) грубодисперсные (взвеси) диаметр частиц больше 10 -5 см;

б) коллоиднодисперсные (золи) - 10-5 - 10 -7 см;

в) истинные растворы - размер частиц меньше 10-7 см.

Взвеси могут существовать в виде суспензий или эмульсий. В первом случае твёрдое вещество взвешено в жидкости (мел в воде), во втором - жидкое вещество в жидкости (жир в воде).

Частицы грубодисперсных систем различимы визуально и, если они распределены в жидкости или газе, то постепенно оседают или всплывают.

В коллоидных системах дисперсная фаза нерастворима в дисперсионной среде и отделена от неё поверхностью раздела; таким образом, коллоидные системы являются гетерогенными системами в отличие от истинных растворов, которые являются гомогенными, однородными. Если дисперсионная среда - жидкость, а дисперсная фаза - твёрдое вещество, коллоидная система называется золем; если дисперсная фаза - жидкость, система называется эмульсией.

Высокоразвитая поверхность раздела между дисперсной фазой и дисперсионной средой в коллоидных системах создаёт большой избыток поверхностной энергии. Поэтому с увеличением дисперсности (или удельной поверхности) коллоидные системы становятся менее устойчивыми. Они всегда стремятся к самопроизвольному уменьшению межфазной поверхности, т.е. к снижению дисперсности: частицы укрупняются, образуя более крупные агрегаты.

Свойство коллоидных систем увеличивать размер частиц путём их агрегации называется агрегативной неустойчивостью.

Для получения устойчивой коллоидной системы необходимо присутствие в системе стабилизатора. В большинстве случаев стабилизатором является электролит, находящийся в растворе. Один из ионов электролита адсорбируется на поверхности коллоидных частиц, сообщая им одноимённый заряд, препятствующий их агрегатированию (слипанию). Ионы противоположного знака находятся в дисперсионной среде.

9.2 Получение коллоидных систем

Благодаря тому, что коллоидные системы занимают промежуточное положение между грубодисперсными и молекулярнодисперсными системами, их можно получить принципиально различными методами.

а) дисперсионные методы: дробление более крупных по размеру частиц до коллоидной степени дисперсности механическим измельчением частиц, электрическим диспергированием и ультразвуковым методом;

б) конденсационные методы: укрупнение частиц путём соединения (конденсации) атомов и молекул в агрегаты с коллоиднодисперсной степенью дисперсности ; к этой группе методов относят получение золей конденсацией паров, заменой растворителя и с помощью различных химических реакций (метод химической конденсации).

Основные условия, необходимые для получения и длительного хранения коллоидных систем, независимо от способов их получения, следующие:

1) нерастворимость частиц дисперсной фазы в дисперсионной среде;

2) достижение коллоидной степени дисперсности (105 - 10 7 см) частицами дисперсной фазы;

3) наличие в системе третьего компонента стабилизатора, который сообщает системе агрегативную устойчивость.

9.3 Строение мицелл золей

В настоящее время общепринятой теорией строения коллоидных частиц является мицеллярная теория, согласно которой мицелла это агрегат молекул и ионов, состоящий из ядра и двойного электрического слоя. А двойной электрический слой состоит из адсорбционного слоя родственных ионов и противоионов и диффузного слоя противоионов. Мицелла электронейтральна, т.к. в ней число положительных ионов равно числу отрицательных. В электрическом поле коллоидные частицы перемещаются с постоянной скоростью к одному из электродов , т.к. обладают одноимённым зарядом (либо положительным, либо отрицательным) . Наличие одноимённого заряда у всех частиц данного золя является важным фактором его устойчивости. Заряд препятствует слипанию, укрупнению и выпадению в осадок коллоидного вещества.

Чаще всего причиной возникновения заряда является процесс адсорбции ионов того или иного знака поверхностью частиц. По правилу ПесковаФаянса: на любой твёрдой поверхности будут адсорбироваться те ионы, которые имеют с этой поверхностью общую родственную атомную группировку и находятся в растворе в избытке.

Пример 1. Примером получения золя методом двойного обмена может служить реакция 2H3AsO3 + 3H2S As2S3 + 6H2O , в случае, если одно из веществ взято в избытке (оно будет выполнять роль стабилизатора), а другое - в недостатке (что предотвращает рост зародышей коллоидных частиц до крупных размеров). При избытке, например, H2S, идёт реакция

2H3AsO3 + 3H2S As2S3 + 6H2O

изб ядро

В данных условиях молекулы As2S3, конденсируясь, образуют ядро мицеллы m[As2S3].

Известно, что вещество, которое берётся в избытке, является стабилизатором. В данном случаe им будет H2S , которая диссоциирует по уравнению:

H2S <=> H+ + HS-

По правилу ПесковаФаянса на ядре m[As2S3] будут адсорбироваться ионы nHS- (как родственные и находящиеся в растворе в избытке). Эти ионы плотно прилегают к ядру и называются потенциалопределяющими. Они определяют направление движения коллоидной частицы при электролизе.

Далее отрицательно заряженные ионы HS- притягивают из раствора часть находящихся в избытке ионов Н+, образующих адсорбционный слой противоионов (nx)H+.

Ядро m[As2S3], адсорбционный слой ионов nHS- и противоионов

(nх)Н+ образуют гранулу, несущую отрицательный заряд, т.к. ионов nHS больше, чем (nх)H+ на число х.

Другая часть противоионов хН+ образуют диффузную часть двойного электрического слоя, окружающего ядро мицеллы.

Схема строения мицеллы золя сульфида мышьяка:

{[mAs2S3] * nHS- * (nx)H+ }x - * xH+

| < ядро >| <адсорбционный >| < диффузный |

| | слой | слой |

|< гранула > | |

| < мицелла > |

В электрическом поле гранула, имеющая отрицательный заряд, перемещается к аноду, а противоионы - к катоду.

9.4 Явление коагуляции

Коагуляция процесс слипания частиц с образованием более крупных агрегатов. Внешне коагуляция проявляется в помутнении золя, в изменении окраски золя, в выпадении твёрдой фазы в осадок или в образовании студнеобразной массы.

Коагуляция происходит вследствие уменьшения электрокинетического

( или потенциала или вследствие потери сольватной оболочки.

Коагуляцию коллоидных растворов можно вызвать нагреванием, замораживанием, интенсивным перемешиванием, прибавлением к золю электролита.

Наиболее изучена коагуляция при добавлении к золю электролитов. Коагуляция электролитами подчиняется правилам ШульцеГарди, которые можно сформулировать следующим образом:

1) коагуляцию вызывает ион, заряженный противоположно грануле золя;

2) чем больше заряд коагулирующего иона, тем сильнее его коагулирующее действие.

Минимальное количество электролита, прибавляемое к золю, которое может вызвать коагуляцию золя, называют порогом коагуляции С(пор) моль/л.

Примеры решения задач

Пример 2. Определение заряда коллоидных частиц.

Золь иодида серебра AgJ получен при добавлении к 0,02 л 0,01н. раствора KJ 0,028 л 0,005 н. AgNO3. Определите заряд полученного золя и напишите формулу его мицеллы.

Решение:

При смешивании растворов AgNO3 и KJ протекает реакция:

AgNO3 + KJ = AgJ + KNO3

Определяем количества AgNO3 и KJ, участвующих в реакции:

а) n (AgNO3 )= 0,005 . 0,028 = 1,4 . 104 (моль);

б) n (KJ) = 0,02 . 0,01 = 2,0 .104 (моль).

Расчёт показывает, что в растворе избыток KJ, следовательно, ядром коллоидных частиц золя иодида серебра будут адсорбироваться ионы J - и частицы золя приобретают отрицательный заряд. Противоионами являются ионы К+. Формула мицеллы золя иодида серебра при условии избытка KJ имеет вид:

{m[AgJ] ;

Пример 3. Определение минимального объёма электролита, необходимого для получения золя.

Какой объём 0,002 н. раствора BaCl2 надо прибавить к 0,03 л 0,0006 н.Al2(SO4)3, чтобы получить положительно заряженные частицы золя сульфата бария. Напишите формулу мицеллы золя BaSO4.

Решение:

Образование золя BaSO4 происходит по уравнению:

BaCl2 + Al2(SO4)3 = 3BaSO4 + 2AlCl3

Если вещества участвуют в стехиометрических соотношениях, то для реакции необходимо:

(л) раствора BaCl2

Для получения положительных частиц золя BaSO4 в растворе должен быть избыток хлорида бария по сравнению с сульфатом алюминия. Следовательно, для реакции нужно взять более 0,009 л 0,002 н. раствора BaCl2.

Формула мицеллы золя сульфата бария:

Пример 4. Вычисление порога коагуляции электролита с учётом его концентрации.

В каждую из трёх колб налито по 0,01 л золя хлорида серебра. Для коагуляции этого золя в первую колбу добавлено 0,002 л 1н. NaNO3, во вторую - 0,012 л. 0,01н. Сa(NO3)2; в третью - 0,007 л. 0,001н. Al(NO3)3. Вычислите пороги коагуляции электролитов, определите знак заряда частиц золя.

Решение:

Минимальное количество электролита, прибавляемого к золю, которое может вызвать коагуляцию золя, называется порогом коагуляции Спор (ммоль/л) . Порог коагуляции может быть рассчитан по формуле:



где СЭ эквивалентная концентрация электролита (моль/л);

VЭл , VЗ соответственно объёмы электролита и золя, л.

Вычисляем пороги коагуляции добавляемых электролитов:

Добавляемые электролиты - NaNO3 , Ca(NO3)3 и Al(NO3)3 cодержат анион NO3 и катионы Na+, Ca2+ , Al3+ разной зарядности. Наименьший порог коагуляции у Al(NO3)3, следовательно, частицы золя хлорида серебра заряжены отрицательно.

Пример 5. Расчёт порога коагуляции.

Пусть молярная концентрация исходного электролита будет равна С, объём его, вызвавший коагуляцию, V; тогда число миллимолей электролита:

.

Порог коагуляции относится к одному литру золя, и если для его определения было взято w мл золя, то величина порога коагуляции будет:

(ммоль/л)

Контрольное задание

1. При достаточно медленном введении вещества В в разбавленный раствор вещества А возможно образование гидрозоля вещества С.

а) Напишите формулу мицеллы золя и укажите знак заряда коллоидных частиц этого золя.

б) Какое из рекомендованных веществ является наиболее эффективным коагулятором этого золя?

Вариант	А ( разб)	В	С	Коагулятор
1. 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15	NaJ MgCl2 NH4CNS BeCl2 BaCl2 (NH4)2S AlCl3 CrCl3 MnCl2 CoCl2 NiCl2 Pb(NO3)2 Na2SiO3 K2CrO4 SnCl2	AgNO3 NaOH AgNO3 NH4OH CaSO4 AgNO3 NaOH NH4OH (NH4)2S H2S (NH4)2S KI HCl AgNO3 (NH4)2S	AgJ Mg(OH)2 AgCNS Be(OH)2 BaSO4 Ag2S Al(OH)3 Cr(OH)3 MnS CoS NiS PbJ2 H2SiO3 Ag2CrO4 SnS	NaF,Ca(NO3)2, K2SO4 KCl, Zn(NO3)2, AlCl3 KNO3, CH3COONa, Na2SO4 Na2SO4, KNO3, Zn(CH3COO)2 NH4Cl, AlCl3, Zn(CH3COO)2 Ba(NO3)2, CH3COONa, Na2SO4 Na2SO4, KNO3, CaCl2 Na2SO4, KCl, BaCl2 BaBr2, K2SO4, NaCl NaCl, K2SO4, CaCl2 NH4Cl, Na2SO4, SrCl2 Ca(OH)2, NH4NO3, AlBr3 Na2SO4, Al(NO3)3, NH4Cl Zn(NO3)2, NH4NO3, CH3COONa Na2SO4, KCl, Ca(CH3COO)2

2. Золь иодида серебра получен при добавлении к 20 мл 0,01н. раствора KJ к 15 мл 0,15% ного раствора AgNO3 (плотность d = 1г/мл). Каков заряд и строение мицеллы?

3. Частицы сульфата бария, полученного смешением равных объёмов BaCl2 и H2SO4 перемещаются в электрическом поле к катоду. Одинаковы ли исходные концентрации растворов? Записать строение мицеллы золя.

4. Для коагуляции 100 мл золя гидроокиси железа потребовалось добавить следующие количества каждого из электролитов: 10,5 мл 1н.раствора KCl ; 62,5 мл 0,01н. раствора Na2SO4 и 37 мл 0,001 н. раствора Na3PO4. Определите знак заряда золя и пороги коагуляции. Записать формулу мицеллы золя.

5. Даны пороги коагуляции для следующих электролитов (моль/л):

KNO3 - 50; MgCl2 - 0,717; Na3PO4 - 43 ;

Na2SO4 - 49; MgSO4 0,810; AlCl3 - 0,099. Каков заряд частиц золя?

6. Порог коагуляции золя Al(OH)3 составляет 0,63 ммоль/л. Какой объём 0,01 М раствора K2Cr2O7 надо добавить к 100 мл золя, чтобы вызвать его коагуляцию?

7. Золь иодистого серебра получен путём смешивания равных объёмов

0,1 н. раствора иодида калия и 0,008 н. раствора нитрата серебра. Какой из электролитов K3[Fe(CN)6] или MgSO4 будет иметь больший порог коагуляции для данного золя и почему?

8. Какой объём 0,001М FeCl3 надо прибавить к 0,3 л 0,02 н. раствора AgNO3 , чтобы частицы хлорида серебра двигались в электрическом поле к аноду? Напишите формулу мицеллы золя.

9. Золь гидроксида кадмия получен путём сливания растворов хлорида кадмия и гидроксида натрия (один из растворов берётся в избытке). Каков знак заряда коллоидных частиц, если пороги коагуляции 0,1 н. растворами электролитов оказались равными (ммоль/л): K2SO4 - 10, Mg(NO3)2 - 50, K3PO4 - 0,1 .Напишите формулу мицеллы золя.

10. Золь сульфата бария получен путём сливания равных объёмов 0,01 н раствора нитрата бария и 0,008 н. раствора сульфата натрия. Какой из двух электролитов: Mg3(PO4)2 или FeCl3 будет иметь больший порог коагуляции для данного золя?

10. Окислительновосстановительные реакции

Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительновосстановительными.

Основные положения теории окислениявосстановления

1. Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением:

S0 4e S4+ (окисление)

Атом или ион, который отдаёт электроны, называется восстановителем (восстановитель): Zn0 2e Zn2+ (окисление).

2. Процесс присоединения электронов атомом или ионом называется восстановлением: S6+ + 8e S2 (восстановление).

Атомы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (окислитель): Cl + e Cl0 (восстановление).

Окислитель во время реакции восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот, восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого.

3. В окислительновосстановительных процессах количество электронов, отданных в процессе окисления, всегда должно быть равно количеству электронов, принятых в процессе восстановления.

Пример:

Cu2+O2 + H20 = Cu0 + H2O2

окислитель Cu2+ +2e Cu0 восстановление

восстановитель H20 2e 2H+ окисление

4. Уравнивание количества отданных и принятых электронов производят путём подбора коэффициентов с предварительным составлением уравнения электронного баланса

Пример:

Pb2+S2 + HNO3 S0 + Pb2+(NO3)2 + N2+O2 + H2O

восстановитель S2 -- 2e S0 3 окисление

окислитель N5+ + 3e N2+ 2 восстановление

3PbS + 8HNO3 3S + 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

5. При составлении уравнения электронного баланса необходимо исходить из такого количества атомов или ионов сколько их входит в состав молекулы исходного вещества, а иногда в состав молекулы продуктов реакции

Пример:

K2Cr26+O7 + H2SO4 +KJ J20 + Cr23+(SO4)3 + K2SO4 +H2O

окислитель 2Cr6+ + 6e 2Cr3+ 2 1 восстановитель 2J 2e J20 6 3 окисление

6. Окислительновосстановительные процессы протекают чаще всего при наличии среды: нейтральной, кислой или щелочной.

Подбор коэффициентов в окислительновосстановительных реакциях

При подборе коэффициентов надо учитывать основное положение: число электронов, отданных восстановлением, равно числу электронов, полученных окислением.

После выявления окислителя, восстановителя, к соответствующему равенству реакции составляют цифровую схему перехода электронов (уравнение электронного баланса).

Пример 1. Al + Cl2 AlCl3, где Al - восстановитель, Cl2 окислитель.

Схема перехода электронов:

Al0 3e Al+3 3 1 окисление

Cl0 + e Cl1 1 3 восстановление

Из данной схемы видно, что на один окисляющийся атом алюминия требуется три атома хлора, воспринимающие эти три электрона (смотри вторую графу). Следовательно, на каждый атом алюминия необходимо три атома хлора или на два атома алюминия три молекулы хлора. Получаем коэффициенты:

2Al + 3Cl2 = AlCl3.

Пример 2. N3H3 + O02 N2+O2 +H2O, где O2 типичный окислитель, а N3H3 играет роль восстановителя.

Составляем схему (электронный баланс):

N3 5e N+2 5 2 4 окисление

O0 + 2e O2 2 5 10 восстановление

На 4 атома азота требуется 10 атомов или 5 молекул кислорода. Получаем коэффициенты:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Особые случаи составления равенств окислительновосстановительных реакций

1. Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, является чётными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на общий наибольший делитель.

Пример:

H2SO3 + HClO3 H2SO4 +HCl

 восстановитель S+4 2е S+6 6 3 окисление

окислитель Cl+5 + 6e Cl 2 1 восстановление

Коэффициентами у восстановителя и окислителя будут не 2 и 6, а 1и 3:

3H2SO3+3HClO3=3H2SO4+HCl.

Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечетно, а в результате реакции должно получиться чётное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

Пример:

KJ + KMn+7O4 + H2S+6O4 Jo2 + K2S+6O4 + Mn+2SO4 + H2O

восстановитель J 1e Jo 5 10 окисление

окислитель Mn+7 + 5e Mn+2 1 2 восстановление

Коэффициентами у окислителя и восстановителя будут не 1 и 5, а 2 и 10:

10KJ + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5J2 + 6K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.

2. Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.

Пример:

HBr + KMn+7O4 + HBr Br02 + KBr + Mn+2 Br20 + H2O

 восстановитель Br e Br0 5 10 окисление

окислитель Mn+7 + 5e Mn+2 1 2 восстановление

В этой реакции десять молекул HBr реагируют как восстановители, а шесть молекул HBr необходимы для связывания получающихся веществ (солеобразование):

10HBr + 2KMnO4 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O.

3.Окисляются одновременно и положительные и отрицательные ионы молекулы восстановителя.

Пример:

As2+3S32 + HN+5O3 H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O + H2O

Здесь ионы As+3 окисляются в ионы As2+3 и одновременно ионы S2 окисляются в ионы S+6 а анионы N+5 восстанавливаются до N+2.

2Аs+3 4e 2Аs+5

восстановители 3S2 24e 3S+6 окисление

окислитель N+5 + 3e N+2 восстановление

В этой реакции на каждые три молекулы As2S3 реагируют 28 молекул HNO3. Проверяем правильность составления равенств реакции путём подсчёта атомов водорода и кислорода в правой и левой частях. Таким образом, находим, что в реакцию вступают ещё 4 молекулы воды, которые должны быть приписаны к левой части равенства для окончательной его записи:

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

2As+3 -4e2As+5 4

3S2 -24e3S+ 24

восстановители 2As+3 + 3S2 28e 2As+5 + 3S+6 3 окисление

окислитель N+5 + 3e N+2 28 восстановление

4. Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, но входящие в состав различных веществ.

Пример:

KJ + KJ+5O3 + H2SO4 J02 + K2SO4 + H2O

восстановитель J е J0 5 окисление

окислитель J+5 + 5e J0 1 восстановление

Следовательно, равенство реакции

5KJ + KJO3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3K2SO4 + 3H2O.

5.Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, входящие в состав одного вещества (самоокисление самовосстановление).

Пример:

HN+3O2 HN+5O3 + N+2O + H2O

восстановитель N+3 2e N+5 1 окисление

окислитель N+3 + e N+2 2 восстановление

Следовательно, равенство реакции

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O.

Контрольное задание

Вариант №1

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) Fe(NO3)2 + O2 + H2O = Fe(NO3)2OH;

б) H5IO6 = I2O5 + O2 + H2O;

в) ReCl6 + KOH = KReO4 + ReO2 + KCl + H2O;

г) Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO +H2O;

д) азотистая кислота + перманганат калия + серная кислота = азотная кислота + сульфат марганца (II) + сульфат калия + вода.

Вариант №2

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH;

б) TiO2 + C + Cl2 = TiCl4 + CO;

в) NaBrO3 + H2SO4 + NaBr = Br2 + Na2SO4 + H2O;

г) PbO2 + HNO3 + H2O2 = Pb(NO3)2 + O2 + H2O;

д) пероксид водорода + перманганат калия = оксид марганца (IV) + гидроксид калия + кислород + вода.

Вариант №3

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) RhF6 + Cl2 = RhF3 + ClF;

в) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 = Ca2SiO4 + P4 + CO;

г) K2Cr2O7 + H2SO4 + K2SO3 = Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4;

д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.

Вариант №4

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) NaNO2 + KI + H2SO4 = I2 + Na2SO4 +NO + H2O + K2SO4;

б) NH3 + Br2 = N2 + NH4Br;

в) K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O;

г) FeSO4 + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + H2O + H2SO4;

д) гипобромит калия + хлорид марганца (II) + гидроксид калия = бромид калия + оксид марганца (IV) + хлорид калия + вода.

Вариант №5

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) AgNO3 = Ag + NO2 + O2;

в) Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O;

г) H2O2 + KOH + MnSO4 = H2O + MnO2 + K2SO4;

д) цинк + нитрат калия + гидроксид калия = цинкат калия + нитрит калия + вода.

Вариант №6

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) HMnO4 = MnO2 + O2 + H2O;

б) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

в) KMnO4 + HCl = Cl2 + MnCl2 +KCl + H2O;

г) As2S3 + HNO3 + H2O = H3AsO4 + H2SO4 + NO;

д) медь + серная кислота = сульфат меди (II) + оксид серы (IV) + вода.

Вариант №7 Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) KMnO4 + NH3 = KNO3 + MnO2 + KOH + H2O;

б) HI + H2SO4 = I2 + S + H2O;

в) NaCrO2 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + H2O;

г) Ca(ClO3)2 + Na2S + H2O = CaCl2 + S + NaOH;

д) дихромат калия + сероводородная кислота + серная кислота = сульфат хрома (III) + сера + сульфат калия + вода.

Вариант №8

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) NaClO4 + H2SO4 + Sb = NaCl + H2O + Sb2(SO4)3;

б) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

в) K2Se + NaNO3 = K2SeO4 + NaNO2;

г) CrCl3 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O;

д) нитрит натрия + иодид натрия + серная кислота = монооксид моноазота + йод + сульфат натрия + вода.

Вариант №9

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) Fe(CrO2)2 + O2 + K2CO3 = Fe2O3 + K2CrO4 + CO2;

в) Cr(NO3)3 = Cr2O3 + NO2 + O2;

г) P + HNO3 = H3PO4 +NO2 + H2O;

д) нитрит аммония = азот + вода.

Вариант №10

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) S + H2SO4 = SO2 + H2O;

в) PbO2 + MnSO4 + HNO3 = PbSO4 + HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O;

г) Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2O;

д) нитрат серебра (I) = серебро + диоксид азота + кислород.

Вариант №11

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) CrCl3 + KMnO4 + KOH = K2CrO4 + MnO2 + KCl + H2O;

б) Fe2O3 + KNO3 + KOH = K2FeO4 + KNO2 + H2O;

в) Na2SO3 = Na2S + Na2SO4;

г) K2MnO4 + H2O = MnO2 + KMnO4 + KOH;

д) хлорат калия + сульфат железа (II) + серная кислота = хлорид калия + сульфат железа (III) + вода.

Вариант №12

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) Cr2O3 + Na2CO3 + O2 = Na2CrO4 + CO2;

б) B + NaOH + O2 = NaBO2 + H2O;

в) Na2SO3 = Na2S + Na2SO4;

г) СuS + HNO3 = CuSO4 + NO2 + H2O;

д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота (разбавленая) = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.

Вариант №13

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) Fe(NO3)2 + O2 + H2O = Fe(NO3)2OH;

б) H5IO6 = I2O5 + O2 + H2O;

в) ReCl6 + KOH = KReO4 + ReO2 + KCl + H2O;

г) Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO +H2O;

д) азотистая кислота + перманганат калия + серная кислота = азотная кислота + сульфат марганца (II) + сульфат калия + вода.

Вариант №14

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса).

Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.

Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH;

б) TiO2 + C + Cl2 = TiCl4 + CO;

в) NaBrO3 + H2SO4 + NaBr = Br2 + Na2SO4 + H2O;

г) PbO2 + HNO3 + H2O2 = Pb(NO3)2 + O2 + H2O;

д) пероксид водорода + перманганат калия = оксид марганца (IV) + гидроксид калия + кислород + вода.

Вариант №15

Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронноионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительновосстановительной реакции.

а) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

б) RhF6 + Cl2 = RhF3 + ClF;

в) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 = Ca2SiO4 + P4 + CO;

г) K2Cr2O7 + H2SO4 + K2SO3 = Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4;

д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.

11. Электрохимические процессы

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Максимальная разность равновесных потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой:

U= Eк - Eа,

где Eк(а) - потенциал катода (анода), В.

Уравнение электродного потенциала (уравнение Нернста). При стандартных условиях (температура 298,15 К или 25 оС, давление 101,325 кПа или 1 атм, молярная концентрация раствора электролита 1 моль/л) потенциалы электродов имеют определённый стандартные значения. Если концентрация электролита или температура отличны от стандартных, электродные потенциалы можно рассчитать исходя из стандартных потенциалов Е0 по уравнения Нернста:

где R = 8,3144 Дж/(мольК) - универсальная газовая постоянная;

Т - термодинамическая температура, К;

z - заряд иона;

F = 96485 Кл/моль, постоянная Фарадея;

а - активность ионов в растворе, моль/л. Активность ионов в растворе чаще всего считают равной молярной концентрации раствора.

Если температура электролита равная 25 оС, то можно пользоваться следующим уравнением:

Электролиз. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов следует учитывать, что:

1) на катоде в первую очередь восстанавливаются наиболее сильные окислители (идёт реакция с наиболее положительным потенциалом);

2) на аноде в первую очередь окисляются наиболее сильные восстановители (идёт реакция с наиболее отрицательным потенциалом);

3) совместный заряд ионов или ионизация ионов, молекул возможна при относительно малом отличии потенциалов. Во многих случаях электролиза применяют растворимые аноды из металла, восстанавливаемого на катоде. Нерастворимыми являются аноды из золота, платиновых металлов, графита, диоксида свинца, титана, оксида рутения и других веществ.

Законы Фарадея (законы электролиза). Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества и количеством прошедшего через электролит электричества выражается двумя законами Фарадея.

Первый закон Фарадея. Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит:

где m - масса вещества, г;

Q - количество электричества, Кл (, I - сила тока, А, время, с);

k - электрохимический эквивалент, то есть масса вещества, выделившаяся при прохождении одного кулона электричества, г/Кл.

Второй закон Фарадея. Одинаковое количество электричества выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы различных веществ. Для выделения одного моля (граммэквивалента) любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96485 Кл, называемое числом Фарадея:



где Э - химический эквивалент вещества, г/моль;

F - число Фарадея, Кл/моль, F = 96485 Кл/моль.

Из первого и второго законов Фарадея вытекает объединённое уравнение:

При протекании на электроде нескольких реакций на превращение j вещества тратится определённая доля количества электричества, называемая выходов вещества j по току, и определяемая из выражения:

,

где Qj - количество электричества, израсходованное на превращение j вещества.

Примеры решения задач

Пример 1. Нарисовать схему гальванического элемента. Указать анод и катод, написать уравнения электродных процессов. Рассчитать ЭДС гальванического элемента при заданных концентрациях электролитов и значениях температуры.

Zn Zn2+ (0.02н.) Ag+ (0.001М) Ag, t=25 оС

Решение:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Сравнивая стандартные потенциалы восстановления цинка и серебра, получаем, что катодом в указанном гальваническом будет выступать серебряный электрод, а анодом - цинковый.

Анодный процесс: Zn0 - 2e Zn2+,

катодный процесс: Ag+ + e Ag0.

ЭДС гальванического элемента рассчитываем по формуле

U= Eк - Eа,

а потенциалы катода и анода по уравнению Нернста

Предварительно необходимо пересчитать нормальную концентрацию, указанную для цинкового электролита, в молярную: 0.02 / 2 = 0.01 моль/л (т.к. в окислении цинка участвует два электрона).

,

,

Пример 2. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде и катоде при электролизе раствора бромида меди (II) (анод инертный).

Решение:

В водном растворе CuBr2 диссоциирует следующим образом: CuBr2 Cu2+ + 2Br. Стандартный электродный потенциал водородного электрода в нейтральной водной среде 2H2O + 2e H2 + 2OH (0.41 В) значительно отрицательнее потенциала системы Сu2+ + 2e Cu0 (+0.34 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое осаждение меди

Сu2+ + 2e Cu0.

На аноде будет происходить окисление ионов брома, приводящее к выделению жидкого брома

Br e Br0, 2Br Br2.

поскольку электрохимическое окисление воды из нейтральных сред 2H2O - 4e O2 + 4H+ может протекать при потенциалах не менее +1.23 В, что выше стандартного электродного потенциала, характеризующего выделение жидкого брома (+1.07 В).

Пример 3. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде и катоде при электролизе раствора сульфата натрия (анод инертный).

Решение:

В водном растворе Na2SO4 диссоциирует следующим образом: Na2SO4 2Na+ + SO42. Стандартный электродный потенциал системы Na+ + e Na0 (2.71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (0.41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое разложение воды с выделением водорода

2H2O + 2e H2 + 2OH,

а ионы натрия, приходящие к катоду будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство). У катода накапливается щелочь NaOH.

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода

2H2O - 4e O2 + 4H+,

поскольку отвечающей этой системе стандартный электродный потенциал (+1.23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2.01 В), характеризующий систему 2SO42 - 2e S2O82. Сульфатионы, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве. У анода накапливается кислота H2SO4.

Пример 4. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на катоде и цинковом аноде при электролизе раствора сульфата цинка.

Решение:

В водном растворе ZnSO4 диссоциирует следующим образом: ZnSO4 Zn2+ + SO42. Стандартный электродный потенциал системы Zn2+ + 2e Zn0 (0.76 В) близок к потенциалу водородного электрода в нейтральной водной среде (0.41 В), поэтому на катоде будут совместно протекать два процесса восстановления:

Zn2+ + 2e Zn0 и

2H2O + 2e H2 + 2OH.

На аноде возможно протекание трёх окислительных процессов: электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода (+1.23 В), окисление сульфатионов (+2.01 В) и окисление материала анода - цинка (0.76 В). Сравнение электродных потенциалов систем позволяет сделать вывод об окислении анода и выделении ионов цинка в раствор

Zn0 2e Zn2+.

Пример 5. Определите массу цинка, которая выделится на катоде при электролизе раствора сульфата цинка в течение одного часа при токе 26.8 А, если выход цинка по току равен 50%.

Решение:

Согласно закону Фарадея,

Масса моля эквивалентов (химический эквивалент вещества) цинка в ZnSO4 равна 65.38 : 2 = 32.69 г/моль. Не забыв выразить время в секундах, подставим в уравнение закона Фарадея все известные значения и определим массу цинка, которая должна выделиться (при условии, если весь ток будет израсходован на выделение цинка):

г.

Так как выход по току цинка составляет 50%, то практически на катоде выделится цинка г.

Пример 6. Рассчитайте ток при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1.4 л водорода, измеренного при нормальных условиях.

Решение:

Согласно закону Фарадея имеем ,

Так как количество водорода дано в объёмных единицах, то отношение заменяем отношением , где объём водорода, л; объём моля эквивалентов водорода, л. Тогда

Объём моля эквивалентов водорода при нормальных условиях равен половине моля молекул водорода л, так как моль любого газа в нормальных условиях занимает объём равный 22.4 л, а в процессе электрохимического восстановления водорода (2H2O + 2e H2 + 2OH или в кислых средах 2H+ + 2e H2) участвует два электрона. Подставив в приведённую формулу числовые значения, получим

А.

Пример 7. Сколько граммов гидроксида калия образовалось у катода при электролизе раствора сульфата калия, если на аноде выделилось 11.2 л кислорода, измеренного при нормальных условиях.

Решение:

Объём моля эквивалентов кислорода (в нормальных условиях) равен 22.4 / 4 = 5.6 л (так в процессе электрохимического выделения кислорода участвует 4 электрона: в щелочной среде 4OH 4e O2 + 2H2O, а в кислой и нейтральной среде 2H2O - 4e O2 + 4H+). Следовательно, 11.2 л кислорода составляет 2 моля эквивалентов. По второму закону Фарадея столько же , 2 моля эквивалентов KOH образовалось у катода или 56.11 2 = 112.22 г (56.11 г - масса одного моля эквивалентов KOH).

Пример 8. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1.5 часа. Вычислить массу разложившейся воды и объём выделившихся кислорода и водорода в нормальных условиях.

Решение:

На аноде в кислой среде протекает процесс разложения воды с выделением кислорода: H2O - 2e 0.5O2 + 2H+ (расчет необходимо выполнять на одну молекулы воды), поэтому молярная масса эквивалента воды Э = 18 / 2 = 9 г/моль. Масса разложившейся воды:

г.

Для определения объёма выделившихся газов преобразуем, полученную ранее формулу (см. задачу 6):

Так как л (2H+ + 2e H2), л (2H2O - 4e O2 + 4H+), поэтому

л,

л.

Контрольное задание Многовариантные задачи Задача 1. Для данного гальванического элемента:

1) определите анод и катод;

2) напишите уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде в работающем гальваническом элементе;

3) определите электродвижущую силу гальванического элемента при концентрациях электролитов С и значениях температуры t (С0);

4) предложите факторы, увеличивающие напряжение.

Номер вар/	Гальваническая пара (концентрации растворов)	t, С0	Номер вар	Гальваническая пара (концентрации растворов)	t, С0
1	Co Co2+ (0.01н.) Fe3+ (0.1М) Fe	30	9	Cu Cu2+ (0.4н.) Ag+ (0.1М) Ag	27
2	CuCu2+ (0.06н.)Au3+(0.003М) Au	6	10	AgAg+(0.3M)Au3+ (0.001н.) Au	22
3	Ni Ni2+ (0.8н.) Au3+ (0.002М) Au	1	11	Bi Bi3+ (0.1M) Cu2+ (2.0н.) Cu	17
4	FeFe3+(0.3н.)H2SO4(0.1М)H2 (Pt)	18	12	Sn Sn2+ (0.2M) Bi3+ (0.4н.) Bi	17
5	Sn Sn2+ (0.08н.) Ag+ (0.02М) Ag	9	13	CoCo2+(0.02н.)Pb2+(0.003М)Pb	32
6	Ni Ni2+ (0.7М) Cu2+ (0.2н.) Cu	15	14	Ni Ni2+(0.1M)H+(pH=3) H2 (Pt)	25
7	Co Co2+ (0.5М) H+(pH=2) H2 (Pt)	25	15	Zn Zn2+ (0.1M) Fe3+ (0.2н.) Fe	12
8	Zn Zn2+ (0.2M) Pb2+ (0.002н.) Pb	7

Задача 2. Для водного раствора данного электролита:

1) напишите уравнения процессов, которые идут на электродах при электролизе;

2) рассчитайте, сколько (масса или объём для газов) и каких веществ выделится на катоде и аноде, если электролиз вести при силе тока, равной I (А), в течение ф часов, катодном выходе по току металла ВТ (%);

3) определите, как будет меняться среда у анода и катода в процессе электролиза;

4) определите, как изменится анодный процесс, если анод заменить на другой, указанный в таблице.

Номер варианта	Электролит	Электроды	ВТ, %	I, А	ф, час	Замена анода
1	CuSO4	медные	100	10	2,5	графит
2	NiSO4	никелевые	90	15	2	диоксид свинца
3	CdSO4	кадмиевые	90	5	2	платина
4	SnSO4	оловянные	85	25	0,5	графит
5	AgNO3	графитовые	99	0,6	0,5	платина
6	Ni(NO3)2	никелевые	90	35	2,5	графит
7	MgSO4	графитовые	0	10	3	платина
8	ZnSO4	цинковые	70	10	1	графит
9	CoSO4	графитовые	70	5	5	диоксид свинца
10	H2CrO4, H2SO4	диоксид свинца	20	7	2	графит
11	Na2SO4	графитовые	0	5	5	цинк
12	KI	графитовые	0	7	3	платина
13	ZnCl2	цинковые	55	12	2	графит
14	NaCl	графитовые	0	3	4	платина
15	Cu(NO3)2	медные	98	12	3	графит

Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы

Вариант №1

Задача 3. При электролизе водного раствора нитрата серебра (I) с нерастворимым анодом в течение 25 минут при силе тока 3 А на катоде выделилось 4.8 г серебра. Рассчитайте выход по току и электрохимический эквивалент серебра (г/Кл, г/(Ач). Напишите уравнения анодных и катодных процессов.

Задача 4. При электролизе сульфата натрия получили при н.у. H2 объёмом 448 л. Напишите уравнения реакций, протекающих на нерастворимом аноде и катоде и рассчитайте, сколько времени протекал электролиз, если ток был 100 А.

Задача 5. Составьте схему никелевого концентрационного элемента, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС, если один никелевый электрод находится в 0.001М растворе, другой в 0.01М, температура раствора 298 К.

Вариант №2

Задача 3. Определите время, необходимое для получения 1 кг натрия при электролизе расплава гидроксида натрия при силе тока 2500 А. Выход по току равен 35%. Какой объём кислорода был выделен? Напишите электродные процессы.

Задача 4. Рассчитайте, сколько моль эквивалентов кислорода выделилось при нормальных условиях на электроде в результате реакции 2H2O - 4e > O2 + 4H+, если через электрохимическую систему прошло 48250 Кл электричества, а выход кислорода по току составил 80%.

Задача 5. При какой концентрации ионов Zn2+ значение потенциала цинкового электрода становится на 0.015 В меньше его стандартного электродного потенциала?

Вариант №3

Задача 3. При прохождении через раствор соли трёхвалентного металла тока силой 1.5 А в течение 30 минут на катоде выделилось 1.071 г металла. Вычислить атомную массу металла.

Задача 4. Определите объём хлора, выделенного на электроде при нормальных условиях по реакции 2Cl 2e > Cl2, если через электрохимическую систему прошло 26,8 АЧчас электричества и выход хлора по току составил 70%.

Задача 5. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциала 1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Mn2+.

Вариант №4

Задача 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1.5 часов. Вычислите массу разложившейся воды и объём выделившегося кислорода и водорода при нормальных условиях. Напишите процессы на аноде и катоде.

Задача 4. Определите выход по току цинка (в %) при его растворении по реакции: Zn > Zn2+ + 2e, если через электрохимическую систему прошло количество электричества, равное 1F, и изменение массы цинкового электрода составило 29,4 г.

Задача 5. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от величины его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+.

Вариант №5

Задача 3. При электролизе нитрата серебра (I) в течение 50 минут при силе тока в 3 А на катоде выделилось 9.6 г серебра. Определите выход серебра в процентах от теоретического. Напишите электродные процессы.

Задача 4. Составьте схему цинкового концентрационного элемента с активностями иона Zn2+, равными 102 моль/л у одного электрода и 106 у другого электрода. Рассчитайте ЭДС этого элемента при 298 К.

Задача 5. При электролизе водного раствора хлорида олова (II) на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова?

Вариант №6

Задача 3. При электролизе водного раствора сульфата никеля (II) на аноде выделилось 3.8 л кислорода. Сколько граммов никеля выделилось на катоде? Напишите уравнения анодных и катодных процессов.

Задача 4. Рассчитайте ЭДС серебряноцинкового элемента при 298 К, суммарная окислительновосстановительная реакция в котором выражается следующим образом: 2Ag+ + Zn > 2Ag + Zn2+.

Задача 5. Чему равна эквивалентная масса кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества?

Вариант №7

Задача 3. Сколько литров водорода выделилось на катоде при электролизе раствора гидроксида калия в течение 2.5 часа при силе тока 1.2 А. Написать электродные процессы.

Задача 4. Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298 К установилось равновесие: Sn2+ + Zn > Sn + Zn2+ при а(Zn2+) = 104 моль/л и а(Sn2+) = 102 моль/л. Составьте уравнения электродных реакций.

Задача 5. При электролизе водного раствора сульфата хрома (III) током силой 2 А масса катода увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?

Вариант №8

Задача 3. При электролизе сульфата цинка (II) на аноде выделилось 350 мл кислорода при 0 оС и 1 атм. Сколько граммов цинка выделилось на катоде? Напишите электродные процессы.

Задача 4. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакции гальванического элемента, у которого один из электродов - кобальтовый ([Co2+] = 101 моль/л), а другой - стандартный водородный. Рассчитайте ЭДС элемента при 25 оС. Как изменится ЭДС, если концентрация ионов Co2+ уменьшить в 10 раз?

Задача 5. За 10 минут из раствора платиновой соли ток силой 5 А выделил 1.517 г платины. Определить эквивалентную массу платины.

Вариант №9

Задача 3. Какова была сила тока при электролизе, если за 50 минут удалось выделить всю медь из 120 мл 0.4 н. раствора CuSO4? Напишите электродные процессы.

Задача 4. Какая масса (в г) гидроксида калия образовалась у катода при электролизе водного раствора K2SO4 на нерастворимых электродах, если на аноде выделилось 11,2 л газа, измеренного при нормальных условиях.

Задача 5. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0.1, 0.01 и 0.001 моль/л.

Вариант №10

Задача 3. Выход по току металлического кальция при электролизе расплава хлорида кальция равен 70%. Сколько электричества надо пропустить через электролизёр, чтобы получить 200 г кальция? Напишите уравнения анодных и катодных процессов.

Задача 4. Какие вещества и в каких количествах выделяются на угольных катодах при последовательном прохождении тока через электролизёры с водными растворами AgNO3, K2SO4, CuCl2, если известно, что в электролизёре с AgNO3 выделилось 108 г Ag (при выходе серебра по току равном 100%)?

Задача 5. Вычислить потенциал водородного электрода, погруженного: в чистую воду; в раствор с рН = 3.5; в раствор с рН = 10.7.

Вариант №11

Задача 3. Определите силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида магния в течение 10 часов при выходе по току 85%, чтобы получить 0.5 кг металлического магния? Напишите электродные процессы.

Задача 4. Какие вещества и в каком объёме можно получить при нормальных условиях на нерастворимых электродах при электролизе водного раствора KOH, если пропускать ток 13,4 А в течение двух часов?

Задача 5. ЭДС гальванического элемента, составленного из двух водородных электродов, равна 272 мВ. Чему равен рН раствора, в который погружен анод, если катод погружен в раствор с рН = 3?

Вариант №12

Задача 3. Какую массу алюминия можно получить при электролизе расплава Al2O3, если в течение 1 часа пропускать ток силой 20000 А при выходе по току 85%? Напишите электродные процессы.

Задача 4. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова (выход олова потоку 80%).

Задача 5. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного электрода и водородного электрода, погруженного в раствор с рН = 12. На каком электроде водород будет окисляться при работе элемента, а на каком - восстанавливаться? Рассчитать ЭДС элемента.

Вариант №13

Задача 3. При пропускании тока 2 А в течении 1 часа 14 минут 24 секунд через водный раствор хлорида металла (II) на одном из графитовых электродов выделился металл массой 2.94 г. Чему равна атомная масса металла, если выход по току 100%, и что это за металл? Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.

Задача 4. При электролизе раствора CuCl2 на аноде выделилось 560 мл газа (при нормальных условиях). Найти массу меди, выделившейся на катоде.

Задача 5. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержащий ионы Cr3+. При какой концентрации ионов Cr3+ ЭДС этого элемента будет равна нулю?

Вариант №14

Задача 3. Через раствор сульфата металла (II) пропустили 40 Кл электричества. При этом на катоде выделился металл массой 0.196 г. Выход металла на катоде 80%. Определите металл и составьте уравнения реакций, протекающих на электродах: а) для графитовых электродах; б) для металлических электродов.

...