Вычислите массовую долю, моляльную концентрацию и мольную долю гидроксида натрия в растворе, содержащем 40 г NaOH в 1000 г воды

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.