Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

/ Контрольная работа

.doc
Скачиваний:
74
Добавлен:
02.05.2014
Размер:
196.1 Кб
Скачать

Тема Свойства растворов

167

Вычислите температуру кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле. Температура кипения бензола 80.2ºС. Эбулиоскопическая константа его 2.57ºС.

По закону Рауля повышение температуры кипения раствора по сравнению с температуры кипения растворителя выражается уравнением:

,где

∆Т – изменение температуры кипения раствора, ºС

К - эбулиоскопическая константа,ºС;

m- масса растворенного вещества, г;

m1- масса растворителя,г;

М - молярная масса растворенного вещества, г

М С10H8 = 12*10+ 1*8 = 128г

= 2.57=1.05ºС

Ткип = 80,2+1.05=81.25ºС.

Ответ: Температура кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле 81.25ºС.

Тема: Гидролиз солей.

Задача №209.

Какое значение PH (7 < pH<7) имеют растворы солей:

Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Гидролиз – это химическое взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды.

1.Na3PO4 это соль сильного основания (щелочи)NaOHи средней кислоты (фосфорной)H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т.к. катионNa+, связываясь с гидроксил-аниономOH¯, образует сильный электролитNaOH, который диссоциирует на ионы.

Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:

NaH2PO4 –первичный фосфатNa, хорошо растворимый

Na2HPO4 – вторичный фосфатNa, практически нерастворимый

Na3PO4- третичный фосфатNa, практически нерастворимый.

Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т.е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрияNa2HPO4.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

PO4¯³+H2O↔HPO4¯²+OH¯

Молекулярное уравнение:

Na3PO4 +H2O↔Na2HPO4 + NaOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

Na2HPO4 +H2O↔H2PO4¯²+OH¯

Молекулярное уравнение

Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH

3 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

H2PO4¯+H2O=H3PO4 +OH¯

Молекулярное уравнение

NaH2PO4 +H2O=H3PO4 +NaOH

Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.

Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т.е. pH>7.

2.Соль K2S, сульфид калия– это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислотыH2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т.к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. Соль K2Sпри растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анионS¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т.к. при этом образуется сильный электролитKOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анионS¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯

Молекулярное уравнение

K2S+H2O=KHS+KOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

HS¯ +H2O=H2S+OH¯

Молекулярное уравнение

KHS+H2O=H2S+KOH

Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.

3. CuSO4, сульфат меди– соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания . Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной солиCuOH+.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

Cu+² +H2O↔CuOH+ +H+

Молекулярное уравнение

CuSO4+H2O↔ (CuOH)2SO4 +H2SO4

По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции.

Задача №229.

Реакции выражаются схемами

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. При этом одно вещество окисляется, другое восстанавливается, это процесс взаимосвязанный.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления – это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное количество электронов.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,

Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.

Решение.

1.Сначала в данной схеме уравнения определим степень окисления атомов в левой и правой части уравнения, затем проанализируем как изменилась степень окисления каждого атома, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, составим электронные уравнения и методом баланса электронных уравнений расставим коэффициенты.

-2 0 +6 -1

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Степень окисления серы Sв соединенииH2S(-2)-низшая,

в соединении H2SO4(+6)-высшая. Сероводород является восстановителем, сам окисляется.

Степень окисления хлора в свободном хлоре –(0)- промежуточная, в хлористом водороде

(-1)-низшая. Хлор является окислителем, сам восстанавливается.

Напишем электронные уравнения:

Восстановитель S¯² -8e=S+6процесс окисления /8 К=1

Окислитель 2Cl° + 2e= 2Cl¯¹ процесс восстановления /2 К=4

Общее число электронов, отданное восстановителем-8, их отдает одна моль сероводорода. Это же число электронов должен принять окислитель: 1 моль хлора принимает 2 электрона, по закону кратности 8 электронов примут 4 моль хлора. Ставим коэффициент 1 перед молекулой H2Sи коэффициент 4 перед молекулойCl2. Расставляем остальные коэффициенты в соответствии с этими. Уравнение принимает вид:

H2S+ 4Cl2+ 4H2O→H2SO4 + 8HCl

Итак, в представленной реакции:

- Cl2– окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие 8 атомов хлора, принимают 8*1=8 электронов.

-H2S –восстановитель, сам окисляется, 1 молекула, содержащая 1 атом серы,

отдает 1*8=8 электронов.

2. Схема уравнения реакции:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Проставляем степени окисления

+6 -2 +6 0 +3 +6

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Атом хрома меняет степень окисления с +6 на +3, т.е принимает 3 электрона и является окислителем.

Атом серы в молекуле серной кислоты не меняет степень окисления, значит в процессе окислительно-восстановительном не принимает участия. Атом серы, входящий в состав молекулы сероводорода меняет степень окисления с (-2) на (0), т.е. отдает электроны и является восстановителем. Электронные уравнения принимают вид:

Восстановитель S¯² -8e=S+6процесс окисления /8

Окислитель Cr+6+ 3e=Cr+3процесс восстановления /3

С учетом того, что в молекулу K2Cr2O7 входит 2 атомаCr, общее число электронов, принятое молекулойK2Cr2O7 равно 6, электронное уравнение принимает вид:

Восстановитель S¯² -8e=S+6процесс окисления /8

Окислитель 2Cr+6+ 6e=2Cr+3процесс восстановления /6

Наименьшее кратное для цифр 8 и 6 –это 24.

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей S¯² равен 24/8 =3

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей Cr+6равен 24/6 =4

Проставляем эти коэффициенты и подбираем остальные.

Уравнение реакции принимает вид:

4K2Cr2O7 +3H2S + 16H2SO4 →3S + 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4+ 28H2O

Итак, в представленной реакции:

-K2Cr2O7 – окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие8 атомов хрома, принимают 8*3=24 электрона.

-H2S – восстановитель, сам окисляется, 3 молекулы, содержащие 3 атома серы,

отдают 3*8=24 электрона.

Тема: Электродные потенциалы и электродвижущие силы.

Задача №248

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом.

Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

Электродный потенциал – это двойной электрический слой, характеризующийся скачком потенциала, который образуется на границе металл-жидкость.

Механизм его возникновения таков: при погружении металлической пластинки в в воду катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. Электроны, остающиеся в металле придают поверхностному слою отрицательный заряд. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие:

Ме+ mH2O↔ Ме(Н2О)(в растворе) +ne¯ (в металле), где

n-число электронов, принимающих участие в процессе.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Потенциал стандартного водородного электрода при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ∆G° = 0).

Если расположить металлы в ряд по мере возрастания их электродных потенциалов Е°, получим ряд стандартных электродных потенциалов илиряд напряжений.

Чем меньше значение стандартного электродного потенциала Е°, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Напомним, что на аноде:

проходит окисление, процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,

На катоде:

Происходит восстановление, процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Принимающий электрон- окислитель, сам при этом восстанавливается.

Для решения используем данные ряда напряжений и вышеизложенные правила.

Металлы, имеющие меньшее числовое значение Е°, т.е. расположенные в ряду напряжений выше меди, будут проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т.е. Ме° будет служить анодом и отдавать электроны. При этом медь будет катодом.

Выберем любой металл, например висмут.

Bi/BiЕ°= +0.215в

Cu/Cu Е°= +0.340в

На аноде:°

Bi° - 3e=Bi+3 /6:3=2/2

На катоде:

Си+2 +2e= Сu° /6:2=3/3

По методу наименьшего кратного расставим коэффициенты, уравнение примет вид:

2 Bi + 6e+ 3Си+2 +6e= 2Bi+3 + 3Сu° или

2 Bi + 3Си+2 = 2Bi+3 + 3Сu°

Теперь рассмотрим вариант, когда медь будет служить анодом. Выберем металл, расположенный ниже меди в ряду напряжений, например серебро.

Ag+ /AgЕ°= +0.80в

Cu/Cu Е°= +0.340в

Медь (простое вещество), имея меньшее числовое значение E°, будет проявлять восстановительные свойства, т.е. отдавать электроны и служить анодом.

На аноде:

Сu° - 2e= Си+2

На катоде:

Ag+ +e=Ag°

Суммарное уравнение реакции

Сu° - 2e+2Ag+ +2e= Си+2 +2Ag°

Сu°+2Ag+ = Си+2 +2Ag°

Тема: Электролиз

Задача №273.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH.

Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А?

В растворе или расплаве катионы и анионы движутся хаотично. Если в эту среду опустить нейтральные (графитовые) электроды, пропустить постоянный электрический ток, то движение катионов и анионов принимает направленное движение соответственно их знакам.

На катоде катионы принимают электроны, восстанавливаясь, на аноде анионы отдают электроны, окисляясь.

Таким образом, электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Процессы электролиза раствора и расплава отличаются друг от друга тем, что при электролизе раствора в электролизе принимают участие молекулы воды Н2О, в электролизе расплава участвуют только катионы и анионы вещества.

1. Напишем уравнения электролиза раствора NaCl.

На катоде: 2Н2О +2e¯ =H2+ 2OH¯

На аноде: 2Cl¯ -2e¯ =Cl2 (газ)

Суммарное в ионной форме:

2Н2О +2e¯ =H2+ 2OH¯

2Cl¯ -2e¯ =Cl2 (газ)

2Н2О+2Cl¯ электролизH2+Cl2+ 2 ОН¯

Суммарное в молекулярной форме:

2 Н2О + 2NaClэлектролизH2+Cl2+ 2 ОН¯

На катоде выделяется водород, на аноде - хлор,

а в растворе накапливается NaOH(Na++OH¯)

2. Напишем уравнения электролиза раствора KOH

KOH↔K+ +OH¯

На катоде :2Н2О +2e¯ =H2+ 2OH¯ /2

На аноде: 4ОН¯ -4 e¯ = 2H2O+O2(газ) /1

Суммарное : 4Н2О +4e¯ +4ОН¯ -4e¯ = 2H2+ 4OH¯ + 2H2O+O2(газ)

2 Н2Оэлектролиз 2H2(газ)+O2(газ)

На катоде выделяется водород, на аноде -кислород,

а в растворе накапливается КOH(К++OH¯)

3. Напишем уравнения электролиза расплава NaCl.

NaCl↔ Na+ +Cl¯

На катоде : Na+ +e¯ = Na(мет) /2

На аноде : 2 Cl¯ -2e¯ =Cl2 (газ) /1

Суммарное:

2 Na+ 2+e¯ +2Cl¯ -2e¯электролиз2Na(мет)+Cl2(газ)

2 Na2Clэлектролиз2Na(мет)+Cl2(газ)

4. Напишем уравнения электролиза расплава КОН.

КОН↔К+1 + ОН¯

На катоде : К+1 +e¯ =K(мет) /4

На аноде : 4ОН¯ - e¯ = 2H2O+2O+4e

4ОН¯ - e¯= 2H2O+O2+4e/1

Суммарное:

4К+ + 4ОН¯ =K(мет) + 2H2O+O2

КОН электролиз K(мет) + 2H2O+O2

Чтобы вычислить, сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А, применим закон Фарадея.

На аноде выделяется кислород, его количество определяем по формуле, выражающей закон Фарадея

m=mэ *I*t/96500, где:

m– масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;

mэ - молярная масса эквивалента вещества;mэО2 =8г

I- сила тока;I=0.5А

t- продожительность электролиза, сек,t=30*60=1800сек;

m=mэ *I*t/96500 = 8*0.5*30*60/96500 = 0.0746г

Исходя из того, что 1г-моль кислорода (32г) занимает объем 22.4 л (н.у.), определенная масса кислорода 0.0746г займет объем:

0.0746*22.4/32 = 0.052л (н.у.)

Ответ: при указанных условиях на аноде выделится 0.052л О2.

Тема: Коррозия металлов.

Задача №300

Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов. Каков состав продуктов коррозии.

Коррозия металла – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металла в результате взаимодействия с окружающей средой химическим или электрохимическим путем.

При электрохимической коррозии протекают окислительно-восстановительные реакции, т.е. обязательны два процесса: анодный и катодный.

Электрохимическая коррозия металла протекает, когда металл находится в водном растворе или во влажной атмосфере. Коррозия, протекающая во влажной атмосфере, называется атмосферной. При этом окислителем является кислород.

Анодный процесс разрушения (окисления) металла выражается уравнением:

Ме° - ne¯ = Ме

Катодный процесс восстановления молекул кислорода, растворенного в воде:

2H2O+O2 +4e¯= 4OH¯

Рассмотрим, как протекает атмосферная коррозия железа с нарушенным никелевым покрытием.

Определим положение образующихся гальванических пар в ряду напряжений.

Fe +2 /Fe° Е°= -0.44в

Ni+2 /Ni° Е°= -0.25в

Учитываем правило, что металл, имеющий меньшее числовое значение Е°, т.е. расположенный в ряду напряжений выше, будет проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т.е. этот Ме° будет служить анодом и отдавать электроны

Значит в данном варианте железо, имеющее меньшее числовое значение в ряду напряжений, чем никель, будет подвергаться окислению:

Fe° - 2e¯ =Fe+2 - на аноде;

1/2О2 + Н2О +2e¯ = 2 ОН ¯ - на катоде.

Далее катионы железа соединятся с гидроксильной группой, образуя нерастворимое (смотрим таблицу растворимостей) Fe(ОН)2

Fe+2 + 2 ОН ¯=Fe(ОН)2.

17