Молярная масса эквивалента

Э = М(AlCI₃)/3 = 133,33/3 = 44,44 г/моль.

Молярная концентрация эквивалента раствора AlCI₃ равна

С_Н = 33,33/44,44×0,5 = 1,5 моль/л.

Пример 4. Моляльность раствора.

Определите моляльную концентрацию раствора Н₃РО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды.

Решение. Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Массу Н₃РО₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения

,

х = (1000×18)/282 = 63,83 г.

Молярная масса Н₃РО₄ равна 97,99 г, отсюда

С_m = 63,83/97,99 = 0,65 м.

Пример 5. Титр раствора (Т)

Определите титр 0,01 н раствора NaOH.

Решение. Титр раствора показывает массу (г) растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. В 1 л 0,01 н раствора NaOH содержится 0,40 г NaOH. Титр этого раствора равен:

Т = 0,40/1000 = 0,0004 г/мл.

Пример 6. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты из расходовано 25 см³ 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы раствора реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е. V₁/V₂ = C_H2/C_H1, или V₁×C_H1= V₂C_H2, 50×C_H1 = 25×0,5, откуда С_Н2 = 25×0,5/50=0,25 н.

Пример 7. К 1 л 10%-ного раствора КОН (плотность 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (плотность 1,045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10 %-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится

1092×10/100 = 109,2 г КОН.

Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045×0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится

522,5×5/100 = 25,125 г КОН.

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора С_М = 135,325/2×56,1 = 1,2 М, где 56,1 – молекулярный вес КОН.

Пример 8. Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см³, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

Решение. Эквивалент Н₂SO₄ = M/2 = 98,08/2 = 49,04. Для приготовления 3 л 0,4 н. раствора требуется 49,04×0,4×3 = 58,848 г Н₂SO₄. Масса 1 см³ 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится

1,84×96/100 = 1,766 г H₂SO₄

Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять 58,848 : 1,7660 = 33,32 см³ этой кислоты.

 

121. Вычислите молярную и нормальную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция, плотность которого 1,178 г/см³.

Ответ:2,1 М; 4,2 н.

122. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH, плотность которого 1,328 г/см³?. К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите процентную концентрацию полученного раствора.

Ответ: 9,96 н.; 6,3%.

123. К 3 литрам 10%-ного раствора НNO₃ , плотность которого 1,054 г/см³ , прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты с плотностью 1,009 г/см³. Вычислите массовую долю НNO₃ и молярную концентрацию полученного раствора, если считать, что его объем равен 8 л.

Ответ: 5,0 %; 0,82 М.

124.Вычислите нормальную и моляльную концентрации 20,8%-ного раствора НNO₃, плотность которого 1,12 г/см³. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора?

Ответ: 3,70 н.; 4,17м, 931,8 г.

125.Вычислите молярную, нормальную и моляльную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия, плотность которого 1,149 г/см³.

Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 м.

126.Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н. раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н раствора КОН?

Ответ: 0,14 г КОН.

127.Для осаждения в виде AgCI всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора AgNO₃ , потребовалось 50 см³ 0,2 н. раствора НCI. Чему равна нормальность раствора AgNO₃ ? Сколько граммов AgCl выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н.; 1,433 г.

128.Какой объем 20,01%-ного раствора HCl (плотность 1,100 г/см³) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (плотность 1,050 г/см³)?

Ответ: 485,38 см³.

129.Смешали 10 см³ 10 %-ного раствора HNO₃ (плотность 1,056 г/см³) и 100 см³ 30%-ного раствора HNO₃ (плотность 1,184 г/см³). Вычислите массовую долю НNO₃ в полученном растворе.

Ответ: 28,38%.

130.Какой объем 50%-ного раствора КОН (плотность 1,538 г/см³) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (плотность 1,048 г/см³)?

Ответ: 245,5 г/см³.

131.Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия Na₂CO₃ (плотность 1,105 г/см³) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (плотность 1,02 г/см³)?

Ответ: 923,1 см³.

132.На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 см³ раствора H₂SO₄ . Чему равны нормальность и титр раствора H₂SO₄?

Ответ:0,023 н.; 1,127×10^–3 г/см³.

133.Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см³?

Ответ: 26,6 см³.

134.На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см³ раствора кислоты. Вычислить нормальность раствора кислоты.

Ответ: 0,53 н.

135.Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н. раствора NaOH? Чему равен титр раствора?

Ответ: 0,882 г; 0,016 г/см³.

136.Сколько граммов NaNO₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор?

Ответ: 100 г.

137.Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCI. Чему равна массовая доля NaCl в полученном растворе?

Ответ: 32,5%.

138.Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова массовая доля H₂SO₄ в растворе после смешения?

Ответ: 45,72%.

139.Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна массовая доля H₂SO₄ в оставшемся растворе?

Ответ: 84%.

140.Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделялось 400 г соли. Чему равна массовая доля соли в охлажденном растворе?

Ответ:16,7%.

 

Свойства растворов

 

Пример 1. Вычислить температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением

∆t = (1)

где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константы. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52 °С; m и М – соответственно масса растворенного вещества и его молекулярный вес; m₁ – масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2%-ного раствора

Вода кристаллизуется при 0°С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0 – 0,21= –0,21°С.

По формул2 (1) повышение температуры кипения 2%-ного раствора С₆Н₁₂О₆

Вода кипит при 100°С, следовательно, температура кипения этого раствора 100 + 0,06 = 100,06 °С.

Пример 2. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С₆Н₅СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529 °С. Температура кипения сероуглерода 46,3°С. Вычислить эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения ∆t = 46,529 – 46,3 = 0,229 °С. Грамм-молекула бензойной кислоты 122 г. Из формулы (1) находим эбуллиоскопическую константу:

Пример 3. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при –0,279 °С. Вычислить молекулярный вес глицерина.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0°С, следовательно, понижение температуры кристаллизации ∆t = 0 – (–0,279) = 0,279 град. Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г воды,

.

Подставляя в уравнение

( 2)

данные, вычисляем грамм-молекулярный вес глицерина:

Пример 4. Вычислить массовую долю мочевины (NН₂)₂CO в водном растворе, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна –0,465 °С .

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 °С, следовательно, ∆t = 0 – (–0,465) = 0,465 °С. Зная, что грамм-молекула мочевины 60 г, находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды, из формулы (2):

.

Общий вес раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет 1000 + 15 = 1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения

В 1015 г раствора – 15 г вещества

В 100 г раствора – х г вещества

х = 1,48 %

141.Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,296 °С. Температура кристаллизации бензола 5,5°С. Криоскопическая константа 5,1 °С. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества.

142. Вычислите массовую долю сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ в водном растворе, зная температуру кристаллизации раствора (–0,93 °С). Криоскопическая константа воды 1,86 °С.

Ответ:14,6%.

143. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH₂)₂CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86 °С .

144.Раствор, содержащий 3,04 г камфоры С₁₀Н₁₆О в 100 г бензола, кипит при 80,714 °С. Температура кипения бензола 80,2°С. вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.

145.Вычислите массовую долю глицерина С₃Н₅(ОН)₃ в водном растворе, зная, что этот раствор кипит при 100,39 °С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 °С.

Ответ:6,45%.

146. Вычислите молекулярный вес неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при –0,279°С . Криоскопическая константа воды 1,86 °С .

147. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С₁₀Н₈ в бензоле. Температура кипения бензола 80,2 °С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57 °С.

Ответ:81,25 °С .

148. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при –0,465°С. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 °С.

149. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С₁₄Н₁₀ в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718 °С . Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65 °С .

150. Равные весовые количества камфоры С₁₀Н₁₆О и нафталина С₁₀Н₈ растворены в одинаковых количествах бензола. Какой из растворов кипит при более высокой температуре?

151. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна –0,558°С . Вычислите молекулярный вес растворенного вещество. Криоскопическая константа воды 1,86°С.

152.Сколько граммов анилина С₆Н₅NH₂ следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53 °С? Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12 °С.

Ответ: 1,16 г.

153. Вычислите температуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта С₂Н₅ОН, зная, что криоскопическая константа воды 1,86 °С.

Ответ: –0,82°С .

154.Сколько граммов мочевины (NH₂)₂CO следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465 °С?

Ответ: 1,12 г.

155. Вычислите массовую долю глюкозы С₆Н₁₂О₆, в водном растворе, зная, что этот раствор кипит при 100,26 °С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 °С.

Ответ:8,25%.

156. Сколько граммов фенола С₆Н₅ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7 °С ? Криоскопическая константа бензола 5,1 °С.

Ответ:3,91 г.

157. Сколько граммов мочевины (NH₂)₂CO, следует растворить в 250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,26 °С? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 °С.

Ответ: 7,5 г.

158.При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в125 г воды температура кристаллизации понижается на 0,372 °С. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 °С.

159.Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С₃Н₇ОН, зная, что эбуллиоскопическая константа воды 0,52 °С.

Ответ:101,52°С .

160.Вычислите массовую долю метанола СН₃ОН в водном растворе, температура кристаллизации которого –2,79°С . Криоскопическая константа воды 1,86 °С.

Ответ: 4,58%.

 

Ионные реакции обмена

При химической реакции в растворах электролитов взаимодействуют не молекулы, а ионы. Например, уравнение реакции в молекулярной форме:

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HNO₃,

уравнение в полном ионном виде, или полное ионное уравнение:

Ba²⁺ + 2NO₃^– + 2H⁺ + SO₄^2– = BaSO₄↓ + 2Н⁺ + 2NO₃^–,

уравнение в сокращенном ионном виде, или сокращенное ионное уравнение:

Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄↓.

Протекание реакции между электролитами возможно в трех случаях:

1. Если ионы, соединяясь, образуют труднорастворимое соединение.

Например:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄,

Cu²⁺ + SO₄^2– + 2Na⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓ +2Na⁺ + SO₄^2– ,

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓ .

2. Если при взаимодействии ионов образуется летучее вещество. Например:

Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S↑,

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2Na⁺ + 2Cl^– + H₂S↑,

S^2– + 2H⁺ = H₂S ↑.

3. Если при взаимодействии ионов образуется малодиссоциирующий электролит. Например:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O,

Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O,

H⁺ + OH^– = H₂O.

При всех подобных реакциях взаимодействие между данными ионами происходит независимо от присутствия других, не участвующих в реакции ионов.

Соединения, выпадающие в осадок, газообразные и малодиссоциирующие, в ионных уравнениях записываются в молекулярной форме.

161.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами NaHCO₃ и NaOH; К₂SiO₃ и HCI; ВаСI₂ и Na₂SO₄.

162.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами К₂S и HCI; FeSO₄ и (NH₄)₂S; Cr(OH)₃ и KOH.

163. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Zn²⁺ + H₂S = ZnS + 2H⁺,

Mg²⁺ + CO₃^2– = MgCO₃,

H⁺ + OH^– = H₂O.

164.К каждому из веществ: Al (OH)₃; H₂SO₄; Ba(OH)₂ – прибавили раствор едкого кали. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

165. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами КНСО₃ и Н₂SO₄; Zn(OH)₂ и NaOH; CaCI₂ и AgNO₃.

166.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами CuSO₄ и H₂S; BaCO₃ и HNO₃; FeCI₃ и КОН.

167.Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Cu²⁺ + S^2– = CuS,

Pb(OH)₂ + 2OH^– = PbO₂^2– + 2H₂O,

SiO₃^2– + 2H⁺ = H₂SiO₃.

168.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Sn(OH)₂ и HCI; BeSO₄ и KOH; NH₄CI и Ba(OH)₂.

169. К каждому из веществ: КНСО₃, СН₃СООН, NiSO₄, Na₂S – прибавили раствор серной кислоты. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

170. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Нg(NO₃)₂ и NaI; Pb(NO₃)₂ и KI; CdSO₄ и Na₂S.

171.Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO_2,

Al(OH)₃ + OH^– = AlO₂^– + 2H₂O,

Pb²⁺ + 2I^– = PbI₂.

172.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения дигидроксида бериллия в растворе едкого натра; дигидроксида меди в растворе азотной кислоты.

173. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Na₃PO₄ и CaCI₂; К₂СО₃ и ВаСI₂; Zn(OH)₂ и КОН.

174. Составьте молекулярные уравнения реакций, ко­торые выражаются ионными уравнениями:

Fe(OH)₃ + ЗH⁺ = Fе³⁺ + ЗН₂O,

Сd²⁺ + 2ОН^-= Сd(ОН)₂,

H⁺ +NO₂^– = НNО₂.

175. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами СdS и НСI; Сr(ОН)₃ и NаОН; Ва(ОН)₂ и СоСI₂.

176. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Zn²⁺ + Н₂S = ZnS + 2Н⁺,

НСО₃^- + Н⁺ = Н₂O + СО₂,

Ag⁺ + СI^- = AgСI.

177. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Н₂SО₄ и Ва(ОН)₂; FеС1₃ и NH₄ОН; СН₃СООNа и НСI.

178. Составьте молекулярные и ионные уравнений реакций, протекающих между веществами FеСI₃ и КОH; NiSO₄ и (NH₄)₂S; MgСО₃ и НNO₃.

179. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Bе(ОН)₂ + 2OН^– = ВеО₂^2– + 2Н₂O,

СН₃СОО^– + Н⁺ = СН₃СООН,

Ва²⁺ + SO₄^2– = ВаSO₄.

180.K каждому из веществ: NаСI, NiSO₄, Ве(ОН)₂, КНСО₃ – прибавили раствор гидроксида натрия. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

 

Гидролиз солей

 

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H⁺ или OH^–, сообщающие раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз возможен в трех случаях:

1.Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

CH₃COONa + HOH = CH₃COOH + NaOH,

CH₃COO^– + Na⁺ + HOH = CH₃COOH + Na⁺ + OH^–_,

CH₃COO^– + HOH = CH₃COOH + OH^– – реакция среды щелочная.

Продукт гидролиза – слабая кислота, реакция среды щелочная вследствие повышенной концентрации OH^– -ионов.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, то продуктом гидролиза является кислая соль, точнее, анион кислой соли. Например:

Na₃PO₄ + HOH = Na₂HPO₄ + NaOH,

3Na⁺ + PO₄^3– + HOH = 2Na⁺ + HPO₄^2– + Na⁺ + OH^–,

PO₄^3– + HOH = HPO₄ + OH^– – реакция среды щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄NO₃ + HOH = NH₄OH + HNO₃,

NH₄⁺ + NO₃^– + HOH = NH₄OH + H⁺ + NO₃^–,

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺ – реакция среды кислая.

Продуктом гидролиза является слабое основание, реакция среды кислая, обусловленная присутствием свободных H⁺ -ионов.

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то образуется основная соль, точнее, катион основной соли. Например:

SnCl₂ + HOH = SnOHCl + HCl,

Sn²⁺ + 2Cl^– + HOH = SnOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^–,

Sn²⁺ + HOH = SnOH⁺ + H⁺ – реакция среды кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой

Соли такого типа легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. При этом реакция гидролиза может практически идти до конца. Например:

NH₄CH₃COO + HOH = NH₄OH + CH₃COOH,

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH = NH₄OH + CH₃COOH.

Реакция среды в этом случае определяется соотношением силы образующихся кислоты и основания.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NaCl, гидролизу не подвергаются.

Na⁺ + Cl^– + HOH = Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl⁺ ,

т.е. никаких новых продуктов не образовалось.

Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонатов Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺. Эти соединения нельзя получить в водном растворе. При взаимодействии солей Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl,

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl.

181. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов К₂S и СгС1₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

182. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей МnСI₂, Nа₂СО₃, Ni(NО₃)₂? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

183. Какие из солей Аl₂(SO₄)₃, К₂S, Рb(NО₃)₂, КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

184. При смешивании растворов FeСl₃ и Na₂СО₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

185. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН₃СООК, ZnSO₄, А1(NО₃)₃. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

186. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li₂S, А1С1₃, NiSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

187. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей РЬ(NО₃)₂, Nа₂СО₃, СоСl₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

188. Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

189. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Nа₃РО₄, К₂S, СuSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

190. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СuСl₂, Сs₂СО₃, ZnСI₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

191. Какие из солей RbСI, Сг₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

192. При смешивании растворов СuSO₄ и К₂СО₃ выпадает осадок основной соли (СuОН)₂СО₃ и выделяется СО₂. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.

193. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей К₂S, Сs₂СО₃, NiСI₂, Рb(СН₃СОО)₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

194. При смешивании растворов А1₂(SO₄)₃ и Nа₂СО₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.

195. Какие из солей NаВг, Nа₂ S, К₂СО₃, СоСI₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

196. Какиеиз солей КNО₃, СгСI₃, Сu(NO₃)₂, NаСN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

197. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов Сr(NO₃)₃ и Nа₂S. Каждая и взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

198. Какoе значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы следующих солей К₃РО₄, Рb(NО₃)₂, Nа₂S? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

199. Какие из солей К₂СО₃, FеСl₃, К₂SO₄, ZnСl₂ подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

200. При смешивании растворов Аl₂(SO₄)₃ и Nа₂S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

 

 

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 2

 

Окислительно-восстановительные реакции

 

 

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления (окислительного числа) атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (п) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к ее понижению у окислителя.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не учитывается, переходят ли электроны от одного атомак другому полностью и образуются ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов, несущих эти функции.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не можетее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например:

N⁵⁺(НNО₃)S⁶⁺(Н₂ SО₄) проявляют только окислительные свойства;

N⁴⁺(NO₂) S⁴⁺(SO₂)

N³⁺(HNO₂)

N²⁺(NO) S²⁺(SO) проявляют окислительные и восстанови-

N¹⁺(N₂O) тельные свойства

N⁰(N₂) S⁰(S₂;S₈)

N^-1(NH₂OH) S^-1(H₂S₂)

N^2-(N₂H₄)

N^3-(NH₃) S^2-(H₂S) проявляют только восстановительные свойства

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции H₂⁰ +Сl⁰ = 2HCI валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН₃, НNО₂, HNО₃, H₂S, Н₂SО₃, Н₂SО₄, MnО₂, KMnО₄ определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителя­ми и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение. Степень окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равна: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: –2 (низшая), +4 (промежуточная). +6 (высшая); n(Mn) соответственна равна: +4, (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН₃, Н₂S - только восстановители; НNО₃, Н₂SO₄, КМnО₄ – только окислители; НNО₂ ,H₂SO_3, MnO₂ – окислители и восстановители.

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами; а) Н₂S и НI; б) H₂S и H₂SO₃; в) Н₂SO₃ и НСIO₄?

Решение. а) Определяем степень окисления: n(S) в Н₂S= –2; n(I) в Нl –1. Так как сера и йод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n(S) в Н₂S = –2 (низшая); n(S) в Н₂SO₃ = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ воз­можно, причем Н₂SО₃ будет окислителем; в) n(S) в Н₂SO₃ = +4 (промежуточная); n(Сl) в НСlO₄ = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. Н₂SО₃ в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

Пример 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

.

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

 

восстановитель 5 P³⁺–2 ē = P⁵⁺ процесс окисления;

окислитель 2 Mn⁷⁺+5 ē = Mn²⁺ процесс восстановления.

 

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

2КMnО₄ + 5Н₃PO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Н₃РО₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитываz максимальное восстановление последней.

Решение. Цинк как любой металл проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р-элемента VI А группы равна –2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:

4 Zn⁰ – 2 ē = Zn²⁺

1 S⁶⁺ + 8 ē = S^2–

Составляем уравнение реакции:

4Zn + 5Н₂SO₄ = 4ZnSO₄ + Н₂S + 4Н₂O.

Перед Н₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы Н₂SO₄ идут на связывание четырех ионов Zn²⁺.

201. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НСl, НСlO₃ НСlO₄, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

КВr + КBrО₃ + Н₂SО₄ ® Вr₂ + К₂ SO₄ + H₂O.

202. Реакции выражаются схемами:

Р + НIO₃ + Н₂O ® Н₃РО₄ + Нl,

Н₂S + Сl₂+Н₂O ® Н₂SO₄ + НСl.

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

203. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:

Аs^3– ® As⁵⁺; N³⁺ ® N^3–; S^2– ® S⁰.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Na₂SO₃ + КMnО₄ + Н₂O ® Nа₂SO₄ + МnО₂ + КОН.

204. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН₃, Н₃РO₄, Н₃РО₃ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме РbS + НNО₃ ® S + Рb(NО₃)₂ + NO₂ + Н₂O.

205*. КMnО₄ + Nа₂SO₃ + КОН ® К₂МnО₄ + Nа₂SO₄, + Н₂О,

P + НNО₃ +Н₂O ® Н₃PО₄ + NO.

206. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: Мn⁶⁺® Mn²⁺ ® Cl⁵⁺ ® Cl^– ; N^3– ® N⁵⁺. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Сu₂O+НNO_3®Сu(NО₃)₂ +NO+Н₂О.

207*. НNO₃ + Са ® NН₄NО₃ + Са(NO₃)₂ + Н₂О,

К₂S + КMnO₄ + Н₂SO₄ ® S + К₂SO₄ + МnSO₄ + Н₂O.

208. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К₂Сr₂О₇, КI и Н₂SО₃ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

NaCrО₂ + РbО₂ + NаОН ®Na₂CrО₄ + Nа₂PbО₂ + Н₂О.

209*. Н₂S + Сl₂ + Н₂O ® Н₂SO₄ + НСI,

К₂Cr₂О₇ + Н₂S + Н₂SО₄ ® S + Сr₂ (SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

210^*. KClO₃ + Na₂SO₃ ® KCl + Na₂SO₄ ,

KMnO₄ + HBr ® Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O.

211^*. P + HClO₃ + H₂O ® H₃PO₄ + HCl,

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® H₃AsO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

212^*.NaCrO₂ + Br₂ + NaOH ® 2Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O,

FeS + HNO₃ ® Fe(NO₃)₂ + S + NO + H₂O.

213^*. HNO₃ + Zn ® N₂O + Zn(NO₃)₂ + H₂O,

FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O.

214^*.K₂Cr₂O₇ + HCl ® Cl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O,

Au + HNO₃ + HCl ® AuCl₃ + NO + H₂O.

215. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH₃ и KMnO₄; б) HNO₂ и HI; в) НСl и H₂Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

216^*. HCl + CrO ® Cl₂ + CrCl₃ + H₂O,

Cd + KMnO₄ + H₂SO₄ ® CdSO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O.

217^*. I₂ + NaOH ® NaOI + NaI,

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ ® HMNO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O.

218^*. H₂SO₃ + HClO₃ ® H₂SO₄ + HCl,

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

219*. I₂ + Cl₂ + H₂O ® HIO₃ + HCl,

FeCO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + CO₂ + MnSO₄ + К₂SO₄ + H₂O.

220. Могут ли происходить окислительно-восстанови­тельные реакции между веществами: а) РН₃ и НВr; б) K₂Cr₂O₇ и H₃PO₃; в) HNO₃ и H₂S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей посхеме AsH₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + NO₂ + H₂O.

 

Электродные потенциалы и электродвижущие силы*

 

Если металлическую пластинку опустить в воду, то расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироваться полярными молекулами воды и переходить в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

Me + mH₂O=Me(H₂O)ⁿ⁺_m + ne^–_,

^{в растворе на металле}

где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсо­лютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, называемых стандартными электродными потенциалами (Е°).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 моль, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; DG⁰ = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е°), получаем так называемый “ряд напряжений”. Положение того или иного металла в ряду напряже­ний характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е°, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы. И наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС с. элемента имеет положительное значение. В этом случае DG⁰ < 0, так как DG⁰ = -nFE°.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал ни­келя больше, чем у кобальта (табл. 4). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта – 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

,

где Е'° - стандартный электродный потенциал; п- число электронов, принимающих участие в процессе; С - концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. Е° для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В. Определим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентрациях:

Е(Ni²⁺/Ni)= -0,25 + (0,058/2)lg10^–3 = -0,337 B,

Е(Co²⁺/Co)= -0,277 + (0,058/2)lg10^–1 = -0,306 B.

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Таблица 4

Стандартные электродные потенциалы Е° некоторых металлов

(ряд напряжений)

 

Электрод	Е° , В	Электрод	Е° , В
Li+/Li	-3,045	Cd2+/Cd	-0,403
Rb+/Rb	-2,925	Co2+/Co	-0,277
K+/K	-2,924	Ni2+/Ni	-0,25
Cs+/Cs	-2,923	Sn2+/Sn	-0,136
Ba2+/Ba	-2,90	Pb2+/Pb	-0,127
Ca2+/Ca	-2,87	Fe3+/Fe	-0,037
Na+/Na	-2,714	2H+/H2	-0,000
Mg2+/Mg	-2,37	Sb3+/Sb	+0,20
Al3+/Al	-1,70	Bi3+/Bi	+0,215
Ti2+/Ti	-1,603	Cu2+/Cu	+0,34
Zr4+/Zr	-1,58	Cu+/Cu	+0,52
Mn2+/Mn	-1,18	Hg2+2/2Hg	+0,79
V2+/V	-1,18	Ag+/Ag	+0,80
Cr2+/Cr	-0,913	Hg2+/Hg	+0,85
Zn2+/Zn	-0,763	Pt2+/Pt	+1,19
Cr3+/Cr	-0,74	Au3+/Au	+1,50
Fe2+/Fe	-0,44	Au+/Au	+1,70

Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в моль/л.

Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1);

 

Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение. Схема данного гальванического элемента

(-)Mg½Mg²⁺║Zn²⁺½Zn(+).

Вертикальная черта обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две черточки - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал(-2,37 В) иявляется анодом, на котором протекаетокислительный процесс:

Mg-2ē=Mg²⁺. (1)

Цинк, потенциал которого -0,763 В, - катод, т. е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn²⁺ + 2ē = Zn. (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, которая лежит в основе работы данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Mg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn.

Для определения электродвижущей силы - ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

ЭДС = Е°(Zn²⁺/Zn) - Е°(Mg²⁺/Mg)= -0,763 - (-2,37)=1,607 B.

221. В один из сосудов с голубым раствором медного купороса поместили цинковую пластинку, а во второй – серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярное уравнения соответствующей реакции.

222. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSO₄ ; б) MgSO₄; в) Pb(NO₃)₂ ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

223. При какой концентрации ионов Zn²⁺ (моль/л), потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала.

Ответ: 0,30 моль/л.

224. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) AgNO₃; б) ZnSO₄; в) NiSО₄? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнений соответствующих реакций.

225. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn²⁺ в моль/л.

Ответ: 1,89×10^–2 моль/л.

226. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO₃ составил 95% от величины его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag⁺ в моль/л?

Ответ: 0,20 моль/л.

227. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni(NО₃)₂ и Co(NO₃)₂. В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковыми?

Ответ: С_Ni2+: C_Co2+» 0,117.

228. 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.

229. При какой концентрации ионов Сu²⁺ в моль/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного элемента?

Ответ: 1,89×10^–12 моль/л.

230. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, один из которых погружен в 0,01 М, а второй, – в 0,1 М растворы AgNO₃.

Ответ: 0,058 В.

231. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите, электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС, гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод - в 0,01 М растворе сульфата никеля.

Ответ: 0,029 В.

232. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальваническою элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией С_Рb²⁺ = С_Мg²⁺ = 0.01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?

Ответ: 2,244 В.

233. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

234. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента, напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.

235. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией С_Mg²⁺ = М_Cd²⁺ = 1 моль/л. Изменится ли величина ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?

Ответ: 1,967 В.

236. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (в моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если С_Zn²⁺ = 0,001моль/л?

Ответ: 7,3×10^-15 моль/л.

237. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению:

Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Рb.

Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если С_Ni²⁺= 0,01 моль/л, С_Pb²⁺ = 0,0001 моль/л.

Ответ: 0.066 В.

238. Какие химические процессы протекают в электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

239. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмийникелевого аккумулятора?

240. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железоникелевого аккумулятора?

 

Электролиз

 

Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита. Например, если в расплав хлорида натрия погрузить инертные электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы Na⁺ - к катоду; анионы Cl^– - к аноду.

На катоде протекает процесс восстановления:

Na⁺ + ē = Na,

на аноде – процесс окисления:

2Cl^– – 2ē = Cl₂. Суммарная реакция:

2Na⁺ + 2Cl^– 2Na + Cl₂ или

2NaCl 2Na + Cl₂.

 

При электролизе водных растворов в процессах могут участвовать молекулы воды. Тогда на катоде может происходить восстановление ионов металла и водорода.

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода [H⁺] и парциального давления водорода P_H2.

.

Обычно парциальное давление водорода Р_H2поддерживается равным нормальному атмосферному давлению, которое условно принимается за единицу (lg 1 = 0). Тогда

.

Поскольку стандартный потенциал процесса восстановления ионов водорода принимаем равным нулю, а lg[H⁺] = –pH, то получим

В нейтральных растворах (pH = 7) потенциал имеет значение K?

Поэтому, если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода, начиная приблизительно с олова. Если катионом электролита является металл, имеющий потенциал значительно более отрицательный, чем –0,41В, металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений, расположенные до титана. Наконец, если потенциал металла близок величине –0,41В (металлы средней части ряда напряжений – Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов, pH которых < 7, происходит вследствие разряда ионов водорода.

2H⁺ + 2ē = H₂.

В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды: 2H₂O + 2ē = H₂ + 2OH^–.

При рассмотрении анодного процесса следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным