Acasă | Despre noi | feedback-ul
Fracția masică - masa substanței dizolvate, care este de 1 g de soluție:
w = m (in-va) / m (p-ra) = 40 / (1000 + 40) = 0,038.
Concentrația moleculară este cantitatea de moli de substanță dizolvată în 1 kg de solvent:
(= 40 g / 1000 g / kg) / (40 g / mol × 1000 g) = 1 mol / kg
Fracția molilor - raportul dintre numărul de moli ai acestei componente și numărul total de moli ai tuturor componentelor din sistem:
N (in-va) = n (in-va) / [n (in-va) + n (p-la)
= (40 g / 40 g / mol) / (40 g / 40 g / mol + 1000 g / 18 g / mol) =
= 1 mol / (1 mol + 55,56 mol) = 0,018.
4. Se elaborează ecuațiile de disociere electrolitică a acestor compuși: a) NH4N03; b) KH2P03; c) (Cr (OH) 2) 2S04.
Disocierea electrolitică - dezintegrarea moleculelor de electroliți în ioni sub acțiunea moleculelor polare ale solventului:
Cr (OH) 2+ Û Cr (OH) 2+ + OH -
Cr (OH) 2+ Û Cr3 + + OH -
5. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacțiilor de hidroliză ale sărurilor și indicați pH-ul mediului: a) NH4CI; b) K3P03; c) Na2S04.
Ca urmare a hidrolizei în soluție, un mediu acid - pH <7
Ca urmare a hidrolizei în soluție, mediul alcalin are un pH> 7.
În acest caz, sarea este formată dintr-un acid slab polibazic și, prin urmare, hidroliza anionului se realizează în etape și în anumite condiții poate continua. În condiții normale, hidroliza nu continuă.
A doua etapă a hidrolizei:
A treia etapă de hidroliză:
În cazul în care c) sarea este formată dintr-o bază puternică și un acid puternic, nu se supune hidrolizei.
6. Se determină pH-ul, pH-ul, [H +], [OH-] 0,00001 molar soluție de KOH. a = 1
Formăm ecuația de disociere KOH:
KOH Û K + + OH -.
Ecuația reacției arată că concentrația de OH - este egală cu concentrația de KOH, dacă gradul de disociere este a = 1.
Apoi [OH -] = 0,00001 mol / l;
pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9;
7. Determinarea gradului de oxidare a elementelor tensionate în compuși:
Toate moleculele sunt descărcate electric. Suma acuzațiilor tuturor elementelor care alcătuiesc molecula este zero. Cunoașterea gradului de oxidare a celor două elemente din molecula de cele trei elemente, este posibil să se determine gradul de oxidare al treilea element. Indicați gradul necunoscut de oxidare cu "x". Să formăm o ecuație în care suma sarcinilor tuturor atomilor din moleculă este zero și o rezolvăm.
b) K + Cl x O3-2. 1 + x + (-2) x 3 = 0, x = + 5;
8. Determinați ce reacții sunt reacțiile redox: a) NH4N03 = N2O + 2H2O; b) Fe + S = FeS
O reacție de reducere a oxidării este o reacție în care are loc o schimbare în starea de oxidare a elementelor. Definiți gradele
oxidarea elementelor în părțile din stânga și din dreapta ale ecuațiilor.
Această reacție este redox intramolecular. N -3 - agent de reducere, se oxidează la N +. N + 5 - oxidantul este redus la N +.
b) Fe + S0 = Fe + 2S-2.
Reacția b) se referă la tipul de reacții intermediare de oxidare-reducere. Fe 0 - un agent reducător, este oxidat la Fe +2. S 0 - oxidant, este redus la S -2.
c) H + Cl - + Ag + N + 5O3-2 = Ag + Cl - + H + N + 5O3-2.
Reacția c) nu este o reducere a oxidării, deoarece în cursul ei starea de oxidare a elementelor nu se modifică.
9. Care proprietăți ale agentului de oxidare, agentului reducător sau dualului pot prezenta următoarele substanțe: a) H3 AsO3. b) NH3. c) Sb205
Cel mai înalt grad de oxidare a elementului este egal cu numărul grupului în care este localizat elementul. Un element cu cel mai înalt grad de oxidare poate îndeplini numai funcția unui agent de oxidare în reacția de oxidare-reducere.
Cel mai mic grad de oxidare a elementului este. pentru metale - la zero; pentru nonmetal - diferența dintre numărul grupului în care se află elementul și 8 (numărul grupului - 8). Elementul cu cel mai mic grad de oxidare poate efectua numai funcția agentului reducător în reacția de reducere a oxidării.
Elementele în starea de oxidare intermediară pot servi ca funcție atât a agentului de oxidare, cât și a agentului reducător.
Cel mai mic grad de oxidare este As -3. cea mai mare stare de oxidare ca +5. Ca +3 - un grad intermediar de oxidare - atât reducerea gradului de oxidare - îndeplinirea rolului unui oxidant, cât și creșterea gradului de oxidare - acționează ca agent reducător.
N -3 - gradul cel mai scăzut de oxidare - poate doar să crească gradul de oxidare - să îndeplinească rolul unui agent reducător.
Sb +5 - cel mai înalt grad de oxidare - poate reduce doar gradul de oxidare - pentru a îndeplini rolul unui oxidant.
10. Aranjați coeficienții în ecuația reacției de oxidare-reducere prin ecuațiile electron-ion: KMnO4 + KNO3 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2S04 + H20.
Agentul de oxidare este Mn +7. în ionul MnO4.
Restauratorul este N +3. în ionul de NO3.
2 | MnO4 - + 8H + + 5e = Mn2 + + 4H2O - reducerea oxidantului
5 | NO3 - + H2O - 2e = NO3 - + 2H + - Redox oxidare
11. Efectuați ecuațiile reacțiilor posibile: a) Cu + KCl Þ ; b) Mn + AgN03 Þ; c) Cd + H2S04 (împărțit)Þ; d) Na + H2S04 (conc.) Þ; e) K + HN03 (foarte razb) Þ.
a) Metalele se deplasează din soluțiile de sare ale metalelor mai puțin active situate în rândul de solicitări din dreapta metalului deplasat:
Reacția este imposibilă, deoarece potasiul este un metal activ aflat într-un șir de tulpini din stânga cuprului.
Mn - 2e Þ Mn + 2;
Ag + 1e Þ Ag.
c) cu acizi în care oxidantul este cationul de hidrogen H +. reacționează cu metalele care se află în seria de solicitări din partea stângă a hidrogenului. În acest caz, se formează o sare și un gaz de hidrogen.
Cd 2E Þ Cd + 2;
d) Cu acizii în care anionul reziduului acid este oxidantul, toate metalele, cu excepția aurului și platinei, reacționează. În acest caz se formează sarea, apa și produsul de reducere a reziduului acid, a cărui natură depinde de poziția metalului în seria de solicitări, concentrația de acid, temperatura și alți factori.
ag -1e Þ Ag +; 2
K -1e Þ K + 8
NO3 - + 10H + + 8e Þ NH4 + 3H201
12. Calculați EDS. o celulă galvanică formată dintr-un electrod de cupru cu o concentrație de ioni de cupru (II) de 0,1 mol / l și un electrod de aluminiu cu o concentrație de ion de aluminiu (III) de 0,0001 mol / l. Scrieți ecuațiile proceselor electrodului.
În această celulă galvanică, cel mai activ metal este aluminiu, care servește ca anod, iar cuprul este catodul.
Anodul este oxidat în proces:
Al - 3e Þ Al 3+.
La catod este o recuperare:
Cu 2+ + 2e Þ Cu.
Magnitudinea potențialului electrodului este determinată de ecuația Nernst:
E = E ° + (0,059 / n) lg [Mn +].
ECu = 0,34 + (0,059 / 2) lg10-1 = 0,31 B.
EAL = -1,66 + (0,059 / 3) lg10-4 = -1,74 B.
EMF = Ekadoda - Eanoda = 0,31 - (-1,74) = 2,05 V.
13. Determinați masa substanțelor eliberate pe electrozii de aur în timpul electrolizei sulfatului de cupru la un curent de 2 A timp de 40 de minute. Scrieți ecuațiile proceselor electrodului.
Să compunem ecuațiile proceselor electrodului:
La catod (-): La anod (+):
Cu 2+ + 2e Þ cu; 2H2O - 4e Þ O2 + 4H +.
Masa materiei eliberate pe electrozii este direct proporțională cu cantitatea de energie electrică care trece prin soluție.
m (Cu) = kIt = (A (Cu) / 2F) It = (63,55 / (2 × 96500)) × 2 × 2400 = 1,58 g.
m (O2) = kIt = (A (O) / 2F) Este = (16 / (2 × 96500)) × 2 × 2400 = 0,40 g
14. Zincul este acoperit cu argint. Care dintre metale vor coroda în cazul unei încălcări a acoperirii? Se compun ecuațiile reacțiilor electronice de coroziune a acestor metale a) în acid clorhidric; b) în condiții atmosferice.
Când două metale intră în contact cu mediul electrolitic, se formează întotdeauna o celulă galvanică. În același timp, este distrus mai mult metalul activ, care acționează ca un anod. În cazul contactului cu zinc cu argint, corrodați boghiul de zinc activ. Pasivul de argint este un catod. La catod sunt procesele de recuperare.
a) într-un mediu acid:
Zn ôHCI ôAg
La catod: La anod:
2H + 2e Þ H2; Zn -2e Þ Zn 2+.
Ecuația completă: Zn + 2HCI Þ ZnCl2 + H2 -
b) În condiții atmosferice - în prezența oxigenului atmosferic și a umidității aerului:
La catod: La anod:
2H2O + 02 + 4e Þ 4OH -; Zn -2e Þ Zn 2+.
Trimiteți-le prietenilor: