Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Уральский Федеральный университет им. Б.Н. Ельцина «УПИ»

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Химия ДЗ Вариант 23

..doc

Скачиваний:

131

Добавлен:

22.02.2015

Размер:

257.02 Кб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 12 / 22

Cl₂O₇ +2ОH^-→ 2 ClO₄ ^-+ Н₂О

Cl₂O₇ + HNO₃ → реакция не идет.

147.

Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H2SO4 и NaOH

H2SO3 Sn(OH)3

Решение.

Диссоциация

H2SO3 ⇄ 2H⁺+ SO3^2-

Sn(OH)2 ⇄ Sn²⁺+ 2ОН^-

H2SO3 + H2SO4 → реакция не идет.

H2SO3 + 2NaOH → Na2SO3 +2 Н₂О

H2SO3 + 2Na⁺+2ОH^-→ SO3 ^2-+2Na⁺+ 2Н₂О

H2SO3 + 2ОH^-→ SO3 ^2-+ 2Н₂О

Sn(OH)₂ + H2SO4 → Sn SO4+ 2Н₂О

Sn(OH)₂ + 2H⁺+SO4^2-→ SO4 ^2-+Sn²⁺+ 2Н₂О

Sn(OH)₂ + 2H⁺→ Sn²⁺+ 2Н₂О

Sn(OH)₂ + 2NaOH →Na₂[Sn(OH)₄]

Sn(OH)₂ + 2Na⁺+2ОH^-→ [Sn(OH)₄] ^2-+2Na⁺

Sn(OH)₂ +2ОH^-→ [Sn(OH)₄] ^2-

167.

Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их

CаBr2

Sn(OH)₂ SO4

KH2 PO4

Решение.

CаBr2 –бромид кальция

CаBr2→Са²⁺+ 2Br^-

(SnOH)₂ SO4- сульфат гидроксоолова (II)

(SnOH)₂ SO4→ 2Sn(OH)₂ ⁺+ SO4^2-

KH2 PO4 – дигидроортофосфат калия

KH2 PO4 → К⁺+ H2 PO4^-

189. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений

NiBr2→NiOHBr→Ni(OH)2→NiSO4

NaHSiO3 →Na2SiO3

Решение

NiBr2→NiOHBr→Ni(OH)2→NiSO4

NiBr2+ Н₂О →NiOHBr+HBr

Ni²⁺ +2Br^-+ Н₂О →NiOH⁺+ H⁺+2Br^-

Ni²⁺ + Н₂О →NiOH⁺+ H⁺

NiOHBr+ NaOH →Ni(OH)2+ NaBr

NiOH⁺ +Br^-+ Na⁺+OH^-→Ni(OH)2+ Na⁺+Br^-

NiOH⁺ +OH^-→Ni(OH)2

Ni(OH)2→NiSO4

Ni(OH)₂ + H2SO4 → NiSO4+ 2Н₂О

Ni(OH)₂ + 2H⁺+SO4^2-→ SO4 ^2-+Ni²⁺+ 2Н₂О

Ni(OH)₂ + 2H⁺→ Ni²⁺+ 2Н₂О

NaHSiO3 + NaOH → Na2SiO3+ Н₂О

HSiO3^-+2 Na⁺+OH^-→ 2Na⁺+ SiO3^2-+ Н₂О

HSiO3^-+OH^-→ SiO3^2-+ Н₂О

209.

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

Ni(NO3)2

KNO2

Решение.

Ni(NO3)2 – нитрат никеля (II), это соль образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону. В стандартных условиях гидролиз протекает по первой ступени:

молекулярное уравнение:

Ni(NO3)2 + H₂O NiOH NO3 + H NO3

полное ионно-молекулярное уравнение:

Ni²⁺ + 2 NO3^–+ H₂O NiOH⁺ +2 NO3^–+ H⁺

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Ni²⁺ + H₂O NiOH⁺ + H⁺

При создании специальных условий (например, при подщелачивании раствора) возможен гидролиз по 2 ступени.

молекулярное уравнение:

NiОН NO3 + H₂O Ni(ОН)₂ + H NO3

полное ионно-молекулярное уравнение:

NiOH⁺ + NO3^–+ H₂O Ni(ОН)₂ + NO3^–+ H⁺

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

NiOH⁺ + H₂O Ni(ОН)₂ + H⁺

Так как в процессе реакции образуется избыток ионов H⁺, то среда в растворе кислая, рН<7.

KNО₂ - нитрит калия, это соль образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону.

KNО₂ + Н₂О = НNО₂+ KOH

NО₂^- +K⁺ + Н₂О = НNО₂+ OH¯ +K⁺

NО₂^- + Н₂О = НNО₂+ OH

Так как в процессе реакции образуется избыток ионов OH^– , то среда в растворе щелочная, рН>7.

229.

Напишите в молекулярной и ионной формой уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей

K2SO3+AlBr3

Решение.

3K2SO3+2AlBr3+6H2O→3H2SO3+2Al(OH)3+6KBr

6K⁺ + 3SО₃^2- + 2Al³⁺ + 6Br^-+ 6Н₂О = 3H2SO3+2Al(OH)3 +6K⁺ +6Br^-

3SО₃^2- + 2Al³⁺ + 6Н₂О = 3H2SO3+2Al(OH)3

251

Рассчитайте и укажите степень окисления (СО) атомов элементов в предложенных частицах. Объясните какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель (Ох), только восстановитель (Red), окислитель и восстановитель.

SеО₃^2-AlО₂^- Br^- ClО₃^-

Решение.

SеО₃^2-В даннном ионе степень окисления селена +4 (Se⁴⁺ ) , степень окисления кислорода -2 (О^2-).

Селен –элемент 4 периода 6 группы главной подгруппы. Наименьшая степень окисления селена -2, наивысшая степень окисления селена +6, поэтому +4(Se⁴⁺ ) - промежуточная степень окисления селена, следовательно ион SеО₃^2- может быть и окислителем и восстановителем. кислород –элемент 2 периода 6 группы главной подгруппы, степень окисления -2- наименьшая степень окисления кислорода.

AlО₂^- В даннном ионе степень окисления алюминия +3 (Al³⁺ ) , степень окисления кислорода -2 (О^2-).

Алюминий –элемент 3 периода 3 группы главной подгруппы. Наименьшая степень окисления алюминия 0, наивысшая степень окисления алюминия+3, кислород –элемент 2 периода 6 группы главной подгруппы, степень окисления -2- наименьшая степень окисления кислорода.

Так как алюминий в ионе AlО₂^- находится в наивысшей степени окисления, то AlО₂^- проявляет только окислительные свойства (Ох).

Br^- В даннном ионе степень окисления брома -1 (Br^1- ). Бром –элемент 4 периода 7 группы главной подгруппы. Наименьшая степень окисления брома -1, наивысшая степень окисления брома +7. Так как в ионе Br^- бром находится в наименьшей степени окисления, то Br^- только восстановитель (Red)

ClО₃^- В даннном ионе степень окисления хлора +5 (Сl⁵⁺ ) , степень окисления кислорода -2 (О^2-).

хлор –элемент 3 периода 7 группы главной подгруппы. Наименьшая степень окисления хлора -1, наивысшая степень окисления хлора +7, кислород –элемент 2 периода 6 группы главной подгруппы, степень окисления -2- наименьшая степень окисления кислорода.

Так как хлор в ионе ClО₃^- находится в промежуточной степени окисления, то ClО₃^- проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

271

Составьте ионно-электронные схемы и молекулярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Две реакции (а,б) для каждого задания.

PbO₂ + MnSO₄ + H₂SO₄ →Pb²⁺,MnO₄^-

FeCl₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → Fe³⁺ , Mn²⁺

Решение.

PbO₂ + MnSO₄ + H₂SO₄ →Pb²⁺,MnO₄^-

Окислитель PbO₂+2e+ 4H⁺ = Pb²⁺+ 2H2O 2 5 восстанавливается

Восстановитель Mn²⁺-5e+ 4H2O = MnO₄^- + 8H⁺5 2 окисляется

5 PbO₂+2Mn²⁺+ 4H⁺ = 5Pb²⁺+ 2H2O + 2MnO₄^-

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ = 5PbSO₄ + 2HMnO₄ + 2H₂O

FeCl₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → Fe³⁺ , Mn²⁺

Окислитель MnO₄^- +5e+ 8H⁺ = Mn²⁺+ 4H2O 5 1 восстанавливается

Восстановитель Fe²⁺-1e = Fe⁺³ 1 5 окисляется

MnO₄^- +5 Fe²⁺+ 8H⁺ = Mn²⁺+ 4H2O+ 5Fe⁺³

5 FeCl₂ + 4 H₂SO₄ + KMnO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3 FeCl₃ + 4 H₂O + KCl + MnSO₄

291

Используя потенциалы (таблица П7, П8) допишите уравнения реакций (по две для каждого варианта), составив к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ значение потенциала окислителя – более 1В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.

а) Al+ HNO₃ (разб.)

б) Cr+NaOH+ O₂

Решение.

а) Al+ HNO₃ (разб.)

Е°_Al³⁺/_Al =-1.662 В

По условию значение потенциала окислителя – более 1В, соответственно алюминий- восстановитель.

Исходя из имеющихся условий запишем:

Окислитель NO₃^- +8e+ 10H⁺ = NH₄⁺+ 3H2O 8 3 восстанавливается

Восстановитель Al⁰-3e = Al⁺³ 3 8 окисляется

3NO₃^- +8Al⁰+ 30H⁺ = 3NH₄⁺+ 9H2O + 8Al⁺³

30HNO₃ ( разб.) + 8Al = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

Алюминий –активный металл, растворяется в разбавленной азотной кислоте. В концентрированной азотной кислоте алюминий пассивируется и не взаимодействует с кислотой за счет образования защитной пленки Al2O3.

б) Cr+NaOH+ O₂

Е°_CrO₂^-/_Cr=-1.32 В

Е°₀₂/₄_OH_¯= 0,81 В

Исходя из записанных значений потенциалов – хром- восстановитель. Кислород- окислитель.

Окислитель O₂⁰ +4e+2H2O = 4OH¯ 4 3 восстанавливается

Восстановитель Сr⁰-3e +4OH¯ = CrO₂^- + 2H2O 3 4 окисляется

4Сr⁰+3O₂⁰ +4OH¯= 4CrO₂^- +2H2O

4Сr⁰+3O₂⁰ +4NaOH→4NaCrO2+2H2O

Хром- металл средней активности. хорошо растворяется в щелочах, в данной среде неустойчив.

303

Для предложенных гальванических элементов рассчитайте электродные потенциалы и ЭДС. Если концентрация раствора не указана потенциал примите стандартным (табл.1). Напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реакции, составьте схему и укажите направления движения электронов и ионов.

Sn│SnSO4║ Cr2(SO4)3, 0,05 M │Cr

Решение.

Е°_Sn²⁺/_Sn =-0,136 В

Е°_Cr³⁺/_Cr =-0,744 В

По уравнению Нернста

Е_Cr³⁺/_Cr =-0,744+(0,059/3)*lg0,05=-0,769 В

Так как Е_Cr³⁺/_Cr< Е°_Sn²⁺/_Sn

То оловянный электрод- катод, хромовый электрод- анод

Направление движения электронов во внутренней цепи – от хромового электрода к оловянному электроду, так как потенциал хромового электрода нет.

(-)│Cr2(SO4)3, 0,05 M ║ SnSO4│ Sn (+)

SO4^2-

Уравнения электродных процессов

Катод (Sn):

Анод (Cr):

Суммарно

3nSO4+ 2Cr→ Cr2(SO4)3+Sn

Расчет величины ЭДС

ΔЕ= Е°_Sn²⁺/_Sn- Е_Cr³⁺/_Cr =-0,136- (-0,769)=0,633 В

Ответ. ΔЕ=0,633 В.

323.

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (табл.П7), укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, рассчитайте ЭДC,

напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

Коррозионная среда

а)Н2О+О2

Pb/Fe

б) NaOH+H2O

Cd/Cr

в)Н2О+ H⁺

Al/Ni

Решение.

а)Н2О+О2

Pb/Fe

Е°_Fe(OH)2/_Fe =-0,46 В

Е°_Pb₍_OH₎₂/_Pb =-0,14 В

Так как Е°_Fe₍_OH₎₂/_Fe <Е°_Pb₍_OH₎₂/_Pb, то железо- анод, свинец-катод

Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом (от железа к свинцу)

(-)Fe/ Pb(+)

Н2О, О2

Схема гальванопары

Fe│ Н2О, О2│Pb

Восстановитель -железо, окислитель-кислород

Pb(+): 1 O₂⁰ +4e+2H2O = 4OH¯ восстанавливается

Fe(-) 2 Fe⁰ -2e = Fe²⁺ окисляется

O₂⁰ +2 Fe⁰+2H2O = 4OH¯+ 2Fe²⁺

O₂⁰ +2 Fe⁰+2H2O =2Fe(OH)2

Определим ЭДС гальванопары

ΔЕ= Е°_Pb₍_OH₎₂/_Pb - Е°_Fe₍_OH₎₂/_Fe=-0,14+0,46=0,32 В

б) NaOH+H2O

Cd/Cr

Е°_CrO₂^-/_Cr=-1.32 В

Е°_Cd₍_OH₎₂/_Cd =-0,82 В

Так как Е°_CrO₂^-/_Cr < Е°_Cd₍_OH₎₂/_Cd, то хром- анод, кадмий-катод

Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом (от хрома к кадмию)

(-)Cr/ Cd(+)

Н2О, NaOH

Схема гальванопары

Cr│ Н2О, NaOH│Cd

Восстановитель -хром, окислитель-вода

Cd(+): 3 2 H₂O + 2 ē = 2 OH ^¯ +H2 восстанавливается

Cr(-) 2 Cr⁰ -3e +4OH¯ = CrO2^- +2H2O окисляется

2 Cr⁰+ 2OH¯+2H2O = 2CrO2^-+3H2

2 Cr⁰+ 2NaOH+2H2O = 2NaCrO2+3H2

Определим ЭДС гальванопары

ΔЕ= Е°_Cd₍_OH₎₂/_Cd - Е°_CrO₂^-/_Cr=-0.82+1.32= 0.5 В.

в)Н2О+ H⁺

Al/Ni

Е°_Al³⁺/_Al =-1.66В

Е°_Ni²⁺/_Ni =-0,25 В

Так как Е°_Al³⁺/_Al < Е°_Ni²⁺/_Ni, то алюминий- анод, никель-катод

Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом (от алюминия к никелю)

(-)Al/ Ni(+)

Н2О, H⁺

Схема гальванопары

Al│ Н2О, H⁺│Ni

Восстановитель –алюминий , окислитель-водород

Ni(+): 1 2 Н⁺ +2e = Н2 восстанавливается

Al(-) 1 Fe⁰ -2e = Fe²⁺ окисляется

2 Н⁺ + Fe⁰+2H2O = Н2+ Fe²⁺

Определим ЭДС гальванопары

ΔЕ= Е°_Ni²⁺/_Ni - Е°_Al³⁺/_Al =-0,25+1,66=1,41В

343

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ.

Процессы на электродах обоснуйте значениями потенциалов (табл.П6,7,8). Составьте схемы электролиза с инертными электродами водных растворов предложенных соединений (отдельно два раствора) с инертными электродами либо с растворимым анодом. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течении 1 часа тока силой 1А.

Ba(NO3)2 SnSO4

Решение.

При электролизе растворов протекают катодные и анодные процессы.

Электролиз катионов:

Если металл стоит до Н (водорода), то вместо него электролизу подвергается вода: 2H₂O + 2е = H₂ + 2OH^– Образовавшийся водород H2 идет к катоду
Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается: Cu²⁺+ 2е = Cu⁰ Медь осаждается на катоде
Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды: 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-
Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

Электролиз анионов -кислотных остатков:

Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода: 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺ Образовавшийся O2 выделяется на аноде
Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества: Cl⁻ — 1e = Cl2⁰ Хлор выделяется на аноде
Исключение: F⁻ — вместо него будет выделяться кислород.

Электролиз с инертными электродами раствора Ba(NO3)2

Е°_Ва²⁺/_Ва=-2,906 В

Ba(NO3)2 →Ва²⁺+2NO3^-

(-) катод Ва²⁺ Н2О (+) анод NO3^- Н2О

Е°_Ва²⁺/_Ва=-2,906 В Нитрат-ионы не разряжаются

Е°_2Н2О/_Н2= -1 В Е°_О2/_2Н2О= 1,8 В

Так какЕ°_2Н2О/_Н2 > Е°_Ва²⁺/_Ва

то происходит восстановление

воды

2 H₂O + 2 ē = 2 OH ^¯ +H2 2 H₂O - 4 ē = 4Н⁺+О2

Среда щелочная Среда кислая

Таким образом при электролизе на катоде выделяется водород, на аноде –кислород

По закону Фарадея

V(H2)=V0*I*t/n*F

Где V0- молярный объем

I- сила тока, t-время, n-число электронов, участвующих в реакции,F-постоянная Фарадея

V(H2)=22,4*1*(1*60*60)/(2*96500)=0,42 л

V(О2)=22,4*1*(1*60*60)/(4*96500)=0,21 л

Электролиз с инертными электродами раствора SnSO4

Е°_Sn²⁺/_Sn=-0,136 В

SnSO4 →Sn²⁺+ SO4^2-

(-) катод Sn²⁺ Н2О (+) анод SO4^2- Н2О

Е°_Sn²⁺/_Sn=-0,136 В

Сульфат-ионы не разряжаются

Е°_2Н2О/_Н2= -1 В Е°_О2/_2Н2О= 1,8 В

Так какЕ°_2Н2О/_Н2 < Е°_Sn²⁺/_Sn

то происходит восстановление

олова 2 H₂O - 4 ē = 4Н⁺+О2

Sn²⁺ + 2e = Sn⁰

Таким образом при электролизе на катоде выделяется олово, на аноде –кислород

По закону Фарадея

V(О2)=V0*I*t/n*F

Где V0- молярный объем

I- сила тока, t-время, n-число электронов, участвующих в реакции,F-постоянная Фарадея

V(О2)=22,4*1*(1*60*60)/(4*96500)=0,21 л

Масса выделившегося олова

m(Sn)=M(Sn)*I*t/n*F=119*1*(1*60*60)/(2*96500)=2.22 г

Ответ. При электролизе Ba(NO3)2 на катоде выделяется водород (0,42 л0, на аноде –кислород (0,21 л).

При электролизе SnSO4 на катоде выделяется олово (2,22 г), на аноде –кислород (0,21 л).

363

Напишите уравнения реакций получения ацетилена, превращения ацетилена в ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации акрилонитрила.

Решение.

В лаборатории ацетилен получают действием воды на карбид кальция

а также при дегидрировании двух молекул метана при температуре свыше 1400 °C:

Ацетилен под действием катализаторов — раскалённого активированного угля при 500 °С (реакция Бертло) или органоникелевого катализатора (например, тетракарбонила никеля) при 60 °С и повышенном давлении (реакция Реппе) — достаточно легко циклотримеризуется, образуя бензол (ароматическое соединение)