Химия ЗФ 2008

Подставляем значения в формулу (1.21): J = 3 А; t = 36000 с; n = 2. Получаем:

63,5 36000 3

mCu = 2 96500 0,8 = 28,4 (г).

Масса кислорода

n F

где М(О2) = 32 г/моль – мольная масса кислорода, n = 4. Получаем:

32 36000 3

mO2 = 4 96500 0,8 = 72 (г).

1.8. Коррозия металлов

Литература: [8, § 58 – 61; 9].

Пример 17. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадет в кислую среду (HCl)? Приведите схему образующегося при этом гальванического элемента.

Решение. Исходя из положения металлов в ряду напряжений видим, что хром является более активным металлом, чем медь (более низкое значение

электродного потенциала: ϕ°Cr3+/Cr = –0,744 В), и в образующейся гальвани-

ческой паре будет анодом. Медь является катодом, ϕ°Cu2+/Cu = 0,337 В. Хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород:

Схема работающего гальванического элемента может быть представлена следующим образом:

e

(_ ) 2 Cr / 2 Cr3+ | HCl | 3 H2 (Cu) (+)

Пример 1 8 . При нарушении целостности поверхностного слоя медного покрытия на алюминии будет протекать коррозия алюминия из-за образования

21

гальванопары:

e

(_ ) 2 Al / Al3+ | H2SO4 | 3 H2 / 6 H+ (Cu) (+)

За 45 с работы этой гальванопары на катоде выделилось 0,09 л водорода (измеренного при н. у.). Сколько граммов алюминия растворилось за это время и какую силу тока дает эта гальванопара?

Решение. Максимальная сила тока, получаемая от гальванического элемента, определяется соотношением:

где I – сила тока, А; m (V) – масса (объем) растворившегося за 1 с более активного электрода или выделившегося за 1 с вещества на катоде; F − постоянная Фарадея; Мэ (Vэ) – эквивалент (эквивалентный объем) элемента, из которого сделан более активный электрод, или эквивалент элемента, выделяющегося на катоде.

За 1 с на катоде выделится 0,002 л Н2 (0,09 : 45).

Гальванический элемент дает ток I силой 17,2 А (0,002·96500 / 11,2). Эквивалент алюминия равен 9 г/моль-экв.

Вычислим масса растворившегося алюминия за 45 с работы коррозийной гальванопары:

m = 9 17,2 45 = 0,072 г.

Пример 19. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа при нарушении целостности покрытия? Приведите уравнения реакций образования вторичных продуктов коррозии железа с учетом окисления гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III), приводящего к образованию ржавчины.

Решение. Для защиты железа от коррозии используются различные покрытия: краска, слой металла (олова, цинка). При этом краска и олово предохраняют железо от коррозии до тех пор, пока защитный слой цел. Появление в защитном слое трещин и царапин способствует проникновению влаги и воздуха

к поверхности железа (ϕ°Fe2+/Fe = –0,44 В), и процесс коррозии возобновляется, 22

причем в случае оловянного покрытия он даже ускоряется, поскольку олово служит катодом в электрохимическом процессе (ϕ°Sn2+/Sn = –0,14 В). При соприкосновении поверхности железа с электролитом происходит процесс окисления железа и перехода его катионов в электролит:

Fe0 _ 2 e_ Fe2+

Поток электронов перемещается от железа к олову – к металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Если бы в воде не было растворенного кислорода, то коррозия была бы невозможна. Следовательно, железо корродирует в слое воды, насыщенном кислородом. При восстановлении кислорода образуется гидроксильная группа. Представим процессы, осуществляемые в образовавшемся коррозийном гальваническом элементе:

Известно, что в водной среде ионы Fe2+ в присутствии кислорода окисляются до Fe3+, в результате чего полученный гидроксид железа (II) в присутствии кислорода и воды переходит в гидроксид железа (III):

4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O 4 Fe(OH)3.

Таким образом образуется смесь гидроксидов железа, разлагающихся в дальнейшем на соответствующую смесь оксидов (ржавчину), а именно: Fe3O4

(FeO · Fe2O3 · nH2O).

2.КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

2.1.Таблица вариантов к контрольной работе

Данные методические указания содержат 50 вариантов контрольной работы. Номер варианта определяется по двум последним цифрам индивидуального шифра студента. Если последние две цифры составляют число от 1 до 50, то номер варианта совпадает с этим числом. Если последние

23

две цифры шифра составляют число, которое больше 50, то для определения варианта их необходимо складывать.

Пример:

Иванов А. А., специальность – 1507, шифр – 7018, вариант – 18; Сидоров А. А., специальность – 1508, шифр – 6576, вариант – 13 (7 + 6). В соответствии с вариантом по таблице выбираются номера задач.

При изучении курса химии, решении контрольных задач и подготовке к экзамену необходимо выполнять следующие рекомендации. Изучение отдельных тем рекомендуется проводить в два этапа. При первом чтении следует получить общее представление о содержании темы и выявить наиболее сложные вопросы. При повторном чтении необходимо усвоить сущность темы, теоретические положения, математические зависимости, уравнения химических реакций.

При самостоятельном изучении теоретических вопросов курса рекомендуется вести рабочий конспект, в который следует записывать основные положения и определения, законы и понятия химии, формулы, уравнения реакций, математические зависимости, незнакомые термины и названия соединений, поскольку это способствует концентрации внимания, пониманию материала и является средством самоконтроля, источником информации. Кроме того, лучшему восприятию теоретического материала способствует составление графиков, схем, таблиц.

После изучения теоретического материала следует приступить к решению задач. Для этого рекомендуется ознакомиться с примерами решения задач в данных методических указаниях и в сборниках задач [3, 9]. Следует прорешать основные типы задач и сверить полученные результаты с ответами. Далее необходимо приступить к решению задач контрольной работы. Условие задачи должно быть записано полностью. Решение задачи должно содержать уравнения реакций, необходимые математические расчеты, используемый справочный материал, единицы измерения, ответ.

24

Номера задач к вариантам контрольной работы

2.2.Контрольные задачи

2.2.1.Строение атома. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

1.Напишите электронно-графические формулы и энергетические диаграммы атомов Fe и Ru в нормальном и возбужденном состояниях и покажите наличие свободных орбиталей у железа и рутения, объясните их высшие степени окисления.

25

2.Напишите электронно-графические формулы атомов Ne, Ar, Kr в нормальном и возбужденном состояниях. Определите наличие свободных орбиталей у этих атомов.

3.Напишите электронно-графические формулы атомов марганца и мышьяка в нормальном и возбужденном состояниях. Какое правило используют для определения числа неспаренных электронов у каждого из этих элементов?

4.Составьте электронно-графические диаграммы ионов Fe3+ и Fe2+. Чем можно объяснить особую устойчивость электронной конфигурации иона Fe3+?

5.Составьте электронно-графические формулы атомов скандия и галлия. Приведите, если возможно, электронно-графическую формулу возбужденного состояния атомов. Являются ли они элементами-аналогами?

6.Сколько валентных электронов имеют атомы свинца, галлия, сурьмы, кальция, иода? Поясните ответ, используя электронно-графические формулы этих элементов в основном и возбужденном состояниях.

7.Напишите электронно-графические формулы элементов с порядковыми номерами 105Э, 106Э, 107Э. Поясните возможные валентные состояния и напишите электронно-графические формулы ионов этих элементов.

8.Объясните, в чем сущность явления «провал электрона». Укажите особенности электронных формул атомов хрома, молибдена, палладия, платины, гадолиния, нептуния.

9.Напишите электронно-графические формулы элементов с порядковыми номерами 108Э, 109Э, 110Э. Поясните возможные валентные состояния, химические свойства этих элементов. К какому семейству относятся данные элементы (s-, p-, d- или f-)?

10.Электронные конфигурации каких ионов более сходны: у Ва2+ и Cs+ или Ba2+ и Hg2+? Ответ поясните, используя электронно-графические формулы атомов этих элементов.

2.2.2.Основы термохимии и термодинамики

11.Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции

по известным значениям стандартных энтальпий образования веществ. Запишите термохимическое уравнение данной реакции.

26

12. Стандартный тепловой эффект реакции 2А + В = 2С равен 150 кДж/моль. Рассчитайте стандартную теплоту (энтальпию) образования вещества А, если ∆H°298 (В) = –45 кДж/моль и ∆H°298 (С) = –60 кДж/моль.

13. Установите, может ли при 298 К самопроизвольно протекать реакция С2Н4 (г) → С2Н2 (г) + Н2 (г). Ответ подтвердите расчетом.

14. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:

Вычислите теплоту образования этана, если известны значения теплоты образования СО2(г) и Н2О(ж).

15.Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН4 (г) и Н2О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана?

16.Реакция горения ацетилена описывается уравнением:

C2H2 (г) + 5/2 O2 (г) 2 CO2 (г) + H2O (ж).

Вычислите ∆G°298 и ∆S°298 . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

17.При какой температуре установится равновесие в системе: CH4 (г) + 2 CO2 (г) 2 CO (г) + 2 H2 (г), ∆H298ο = +247,37 кДж?

18.Вычислите ∆Н°298, ∆S°298 и ∆G°298 для реакции, которая описывается уравнением:

Fe2O3 (к) + 3 C 2 Fe + 3 CO.

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температуре

500 и 1000 °С?

19. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (∆H°298 = −393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения

C (графит) + 2 N2O (г) CO2 (г) + 2 N2 (г), ∆H298ο = 557,7 кДж,

вычислите теплоту образования N2O(г).

20. На основании стандартной теплоты образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G°298 реакции,

27

которая описывается уравнением:

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

2.2.3.Химическая кинетика и химическое равновесие

21.Рассчитайте, как изменится скорость прямой и обратной реакций в

гомогенной системе 2 SO2 (г) + O2 (г) 2 SO3 (г), если объем, занимаемый газами, уменьшить в два раза? Сместится ли при этом равновесие системы?

22. Процесс окисления аммиака можно описать уравнением:

4 NH3 (г) + 5 O2 (г) 4 NO (г) + 6 H2O (г).

Определите, как изменяется скорость реакции: а) при увеличении давления в системе в два раза; б) при уменьшении концентрации аммиака в три раза.

23.Рассчитайте, как и во сколько раз изменится скорость химической реакции 2Cu2O + O2 = 4CuО: а) при повышении температуры на 30° (γ = 3); б) при уменьшении парциального давления кислорода в газовой фазе в два раза.

24.В химической реакции Na2S2O3 + 2 HCl = 2 NaCl + S↓ + SO2↑ + Н2О

исходная концентрация реагирующих веществ [Na2S2O3]исх = 1 моль/л и [HCl]исх = 2 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию тиосульфата натрия до 3 моль/л, а концентрацию соляной кислоты – до 6 моль/л?

25.Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции H2 + Cl2 = 2HCl при повышении температуры от 25 до 200 °С, если известно, что при повышении температуры на каждые 25 °С скорость этой реакции увеличивается

вчетыре раза?

26.Вычислите константу равновесия для обратимой реакции, которая описывается уравнением: 2 NO2 (г) 2 NО (г) + O2 (г), если известно, что в

27. Начальная концентрация веществ NO, Н2 и Н2О в гомогенной системе

2 NO (г) + 2 H2 (г) N2 (г) + 2 H2O (г)

соответственно равна 0,10; 0,05 и 0,10 моль/л. Вычислите равновесную кон28

центрацию веществ Н2, N2 и Н2О, если равновесная концентрация [NO]р равна 0,07 моль/л. Чему равна константа равновесия?

28. При некоторой температуре константа равновесия Кp гомогенной системы N2 + 3Н2 2NH3 равна 0,1. Равновесная концентрация водорода и аммиака соответственно равна 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрацию азота.

29. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения PCl5?

30. Обратимая гомогенная химическая реакция выражается уравнением:

A (г) + В(г) С(г).

Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию веществ А и В, если при установлении равновесия концентрация [А]р = 0,06 моль/л, [В]р =

=0,12 моль/л, [С]р = 0,0216 моль/л..

3.2.4.Ионно-молекулярные уравнения и гидролиз солей

31. Смешивают попарно растворы: а) Сu(NОЗ)2 и Na2SО4; б) ВаCl2 и

K2SO4; в) КNО3 и NaCl; г) АgNО3 и KCl; д) Са(ОН)2 и HCl. В каких из приведенных случаев реакция пройдет до конца? Составьте для этих реакций молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

32. Смешивают попарно растворы: а) NaOH и KCl; б) К2SО3 и НСl;

в) CuCl2 и Ca(OH)2; г) HCOONa и H2SO4; д) H2SO4 и НCl. В каких из приведенных случаев реакция пойдет до конца? Составьте для этих реакций молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

33.Выразите молекулярными и молекулярно-ионными уравнениями реакции взаимодействия между а) хлоридом бария и сульфатом алюминия; б) хлоридом аммония и гидроксидом калия при нагревании; в) гидроксидом стронция и соляной кислотой; г) фосфорной кислотой и нитратом кальция; д) ацетатом калия и серной кислотой.

34.Составьте молекулярные, полные и сокращенные молекулярноионные уравнения реакций взаимодействия между а) нитратом бария и сульфатом натрия; б) карбонатом натрия и серной кислотой; в) цианидом калия

29

и азотной кислотой; г) сульфатом меди и гидроксидом натрия; д) сульфитом натрия и серной кислотой.

35. Составьте по три молекулярных уравнения к каждому молекулярноионному уравнению:

а) Fе3+ + 3 OН– → Fе(ОН)3;

б) NН4 + + ОН– → NН3↑ + Н2О; в) СНзСОО– + Н+ → СН3СООН.

36. Какие из солей подвергаются гидролизу: а) KNO2, б) Na2CO3, в) NH4Cl, г) ZnSO4, д) NaCl? Напишите возможные молекулярные и ионномолекулярные уравнения гидролиза. Укажите, какое значение рН (>7 или <7) имеют растворы этих солей.

37. Какие из солей подвергаются гидролизу: а) NaCN; б) K2CO3; в) Zn(NO3)2; г) CuSO4; д) KNO3? Напишите возможные молекулярные и ионномолекулярные уравнения гидролиза. Укажите, какое значение рН (>7 или <7) имеют растворы этих солей.

38. Какие из солей подвергаются гидролизу: а) Na3PO4, б) ZnSO4, в) Al2(SO4)3, г) KNO2, д) K2SO4? Напишите возможные молекулярные и ионномолекулярные уравнения гидролиза. Укажите, какое значение рН (>7 или <7) имеют растворы этих солей.

39.При смешении растворов Al2(SO4)3 и К2S в осадок выпадает А1(ОН)3, Укажите причину этого и составьте соответствующие молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

40.При смешении растворов Al2(SO4)3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо и до конца с образованием основания и кислоты. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения совместного гидролиза.

3.2.5. Окислительно-восстановительные реакции

41 – 50. Расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, используя метод электронного баланса или метод полуреакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Определите тип окислительно-восстановительных реакции.

41.МnO2 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + Br2 + Н2О; НС1 + MnO2 → MnCl2 + CI2 + H2O.

30