Химия (стр. 2 )

4.1 Концентрация растворов

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами долями, либо величинами размерными – концентрациями. Наиболее часто употребляют следующие методы выражения концентрации растворов.

Массовая доля растворенного вещества (ω) – отношение массы растворенного вещества (mв) к общей массе раствора (mр):

mв

ω = ——

mр

Если отношение mв/mр: умножить на 100%, то концентрация раствора будет выражена в %.

Молярная концентрация (См или М) или молярность – число молей растворенного вещества (ν) в одном литре раствора:

См = = (моль/л)

где mв – масса растворенного вещества, М - молярная масса растворенного вещества, г/моль,

V - объём раствора, л.

Эквивалентная концентрация (Сэ) – отношение массы растворенного вещества к произведению эквивалента данного вещества на объём раствора:

Сэ = (моль/л)

Пример 1. Вычислить массу хлорида натрия и воды, необходимых для приготовления 500 г раствора, в котором содержание хлорида натрия в массовых долях равно 0,05 (или 5 %)

Решение:

По определению массовой доли, выраженной в %.

ω = ∙100 %

Отсюда находим mв = = =25 г.

Учитывая, что масса раствора равна 500 г, масса воды будет равна: 500-25=475 г.

Пример 2. Определить молярную концентрацию 15 % раствора карбоната натрия с плотностью 1,18 г/мл.

Решение:

Воспользуемся формулой, связывающей процентную и молярную концентрацию:

См = ,

где ρ – плотность раствора, г/мл

ω - массовая доля, %

М - молярная масса растворенного вещества, г/моль

В нашем случае: М =106

См = = 1,66 моль/л

Задания к подразделу 4.1

Каждое задание содержит по 2 задачи (а, б)

61 а) К 500 мл раствора соляной кислоты (р = 1.10 г/мл) прибавили 2.5 л воды, после чего раствор стал 4% - ным. Определите процентное содержание растворенного вещества в исходном растворе. б) Определите молярную концентрацию 10% - ного раствора азотной кислоты (р=1,06 г/мл).

62 а) Определите молярную концентрацию раствора сульфата калия, в 200 мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. б) Определите процентное содержание растворенного вещества 1М раствора нитрата никеля (11), плотность которого 1,08 г/мл.

63 а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора серной кислоты (р=1,07 г/мл). б) Сколько мл воды следует добавить к 100 мл 20%-го раствора серной кислоты (р=1,14 г/мл) для получения 5%-го раствора?

64 а) В каком объеме воды следует растворить 32,2 г, чтобы получить 5%-ный раствор сульфата натрия? б) Определите процентное содержание растворенного вещества 0,9М раствора (р=1,05 г/мл).

65 а) Сколько граммов медного купороса СиSО4 • 5Н2О и воды требуется для приготовления 150 г 8%-ного раствора в расчете на безводную соль? б) Определите молярную концентрацию 27%-ного раствора соляной кислоты (р=1,14 г/мл).

66 а) До какого объёма следует разбавить 1,5 л 20%-ного раствора хлорида аммония (р=1,06 г/мл), чтобы получить 10%-ный раствор (р=1,03 г/мл).

б) Сколько миллилитров 70%-ного раствора нитрата калия (р=1,16 г/мл) требуется для приготовления 0.5 л 0,2М раствора?

67 а) Сколько граммов кристаллической соды Na2СО3 •10Н2О надо взять для приготовления 2 л 0,2 М раствора Na2СО3? б) Сколько миллилитров 36% - ного раствора соляной кислоты (р = 1,18 г/мл) требуется для приготовления 4 л 0,5 М раствора?

68 а) К 1 л 20% - ного раствора гидроксида натрия (р = 1,22 г/мл) прибавили 10 л воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе, б) Определите молярную концентрацию 8% - ного раствора сульфата натрия (р = 1,08 г/мл),

69 а) Сколько миллилитров 10%-ного раствора Na2СО3 (р ~ 1,10 г/мл), следует прибавить к 1 л 2% - ного раствора (р = 1,02 г/мл), чтобы получить 3% - ный раствор этой соли? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 2 М растворе гидроксида натрия (р = 1,08 г/мл).

70 а) Сколько миллилитров воды следует прибавить к 25 мл 40% - ного раствора КОН (р=1,40 г/мл), чтобы получить 2 % - ный раствор? б) Сколько миллилитров 96 % - ного раствора серной кислоты (р = 1,84 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,5 М раствора?

71 а) Сколько граммов медного купороса СиSО4 • 5Н2О следует добавить к 150 мл воды, чтобы получить 5% - ный раствор СиSО4? б) Сколько миллилитров 30% - ного раствора азотной кислоты (р= 1,84 г/мл) требуется для приготовления 250 мл 0,5 М раствора?

72 а) Определите процентное содержание растворенного вещества в 0.25 М растворе гидрокскда натрия (р = 1,01 г/мл), б) Сколько миллилитров 0,1 М раствора НС1 можно приготовить из 20 мл 0,5 М раствора этой кислоты?

73 а) Определите молярную концентрацию 10% - ного раствора соляной кислоты (р = 1,05 г/мл), б) Сколько миллилитров 30% - ной азотной кислоты (р = 1.18 г/мл) требуется для приготовления 250 мл 11% - ного раствора (р = 1,07 г/мл)?

74 а) Сколько миллилитров 30% раствора КОН (р=1,29 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0.1 М раствора? б) К 760 мл 20% - ного раствора NаОН (р= 1,22 г/мл) прибавили 140 мл 10% - ного раствора NаОН (р=1,11 г/мл). Определите процентное содержание растворенного вещества.

75 а) К 50 мл 96% раствора серной кислоты (р=1,84 г/мл) прибавили 50 мл воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 72% раствора азотной кислоты (р = 1,43 г/мл).

76 а) Определите молярную концентрацию 6%-ного раствора фосфорной кислоты (р = 1,03 г/мл), б) Определите процентное содержание растворенного вещества раствора, полученного смешением 10 мл 96% - ного раствора азотной кислоты р=1,5 г/мл и 20 мл 48%-го раствора азотной кислоты р =1,3 г/мл.

77 а) До какого объема следует разбавить 500 мл 20% - кого раствора хлорида натрия (р ~ 1,15 г/мл), чтобы получить 4,5% - ный раствор (р ~ 1,03 г/мл)? б) Определите молярную концентрацию 50% раствора азотной кислоты (р =1,31 г/мл).

78 а) Определите молярную концентрацию 60%-ного раствора серной кислоты (р =1,5 г/мл). б) Сколько миллилитров 32% - ного раствора азотной кислоты (р =1,39 г/мл) необходимо для приготовления 300 мл 0,75М раствора?

79 а) Сколько миллилитров 0,2 М раствора азотной кислоты необходимо для нейтрализации 80 мл 0,6 М раствора NаОН? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 1,5 М растворе КОН (р = 1,07 г/мл).

80 а) Определите молярную концентрацию 10 % раствора карбоната натрия (р=1,10 г/мл). б) Сколько миллилитров 30% раствора (р=0,9 г/мл) требуется для получения 400 мл 2М его раствора?

4.2. Электролитическая диссоциация.

Ионно-молекулярные уравнения.

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся неорганические кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы и анионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации. Количественно диссоциация определяется степенью и константой диссоциации. Степень диссоциации – это число, показывающее какая часть молекул от общего их количества в растворе распадается на ионы:

a =

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (a ≈ 1) и слабые(a < 1).

Сильные электролиты

К ним относятся минеральные кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HJ, HClO4; гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др. ; соли – средние, кислые, основные – Fe2(SO4)3; NaHCO3; Al(OH)Cl2 и тп.

Сильные электролиты диссоциируют практически нацело:

Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42-

HNO3 = H+ + NO3-

NaHCO3 = Na+ + HCO3-

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-

Слабые электролиты

К ним относятся кислоты: HNO2, H2CO3, H2S и др. а также все органические кислоты, в том числе уксусная CH3COOH; гидроксиды металлов основного характера Fe(OH)3, Cu(OH)2 и др. (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH4OH, а также амфотерные гидроксиды Al(OH)3; Cr(OH)3; Zn(OH)2; Sn(OH)2 и др.

Для слабых электролитов диссоциация обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия. Например, для уксусной кислоты константа равновесия, называемая константой диссоциации имеет вид: CH3COOH ↔ CH3COO - + H+

Кд =

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем К всегда больше К и т. д.), например, при

диссоциации Н2S: 1-я ступень Н2S ↔ Н+ + НS - К= = 6∙10-8

2- я ступень НS - ↔ Н+ + S2- К= = 1∙10-14,

где [ ] - равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(ОН)2:

1-я ступень Си(ОН)2 ↔ Си(ОН)+ + ОН-

2-я ступень Си(ОН)+ ↔ Си2+ + ОН-

Амфотерные гидроксиды, например Рb(ОН)2 диссоциируют по основному типу: Рb(ОН)2 ↔ РbОН+ + ОН-

РbОH+ ↔ Pb2+ + ОН -

и кислотному:

Н2РbО2 ↔ Н+ + НРbО2-

HPbO2- ↔ H+ + PbO22-

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ионной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

а) образование труднорастворимых соединений:

Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + 2NaNO3

Cu2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2OH - = Cu(OH)2¯ + 2Na+ + 2NO3-

Cu2+ + 2OH - = Cu(OH)2¯

б) образование газообразных веществ:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl - = 2Na+ + 2Cl - + H2O + CO2

CO32- + 2H+ = H2O + CO2

в) образование слабых электролитов:

CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3

CH3COO - + Na+ + H+ + NO3- = CH3COOH + Na+ + NO3-

CH3COO - + H+ = CH3COOH

Пример 1. Написать реакции для следующих превращений: KOH А® KHSO3 В® K2SO3

Решение:

А. KOH + H2SO3 = KHSO3 + H2O

K+ + OH - + H2SO3 = K+ + HSO3- + H2O

OH - + H2SO3 = HSO3- + H2O

В. KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

K+ + HSO3- + K+ + OH - = 2K+ + SO32- + H2O

HSO3- + OH - = SO32- + H2O

Задания к разделу 4.2.

Задания 81-100. напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их H2SO4 с и NaOH.

81. HCl; Cr(OH)3	91. Ca(OH)2; H3PO4
82. Cd(OH)2; H2S	92. HNO3; Be(OH)2
83. Cu(OH)2; HBr	93. H2Cr2O7; KOH
84. H2SO3; Sn(OH)2	94. HCN; Ga(OH)3
85. H2SiO3; Pb(OH)2	95. KOH; H2CO3
86. CH3COOH; Fe(OH)3	96. HF; Be(OH)2
87. H2Se; Zn(OH)2	97. NH4OH; HClO4
88. Fe(OH)2; H3AsO3	98. Pb(OH)2; HNO2
89. LiOH; HJ	99. Mg(OH)2; HClO
90. H2Te; Al(OH)3	100. Ba(OH)2; HMnO4

Задания 101-120. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений:

101. Ni(OH)2 ® (NiOH)2SO4 ® NiSO4 ® Ni(OH)2

102. CuSO4 ® (CuOH)2SO4 ® Cu(OH)2 ® Cu(OH)NO3

103. Bi(NO3)3 ® Bi(OH)(NO3)2 ® Bi(OH)3 ® Bi2O3

104. Co(OH)2 ® Co(OH)Cl ® CoCl2 ® Co(NO3)2;

105. Pb(NO3)2 ® Pb(OH)NO3 ® Pb(OH)2 ® K2PbO2

106. NiCl2 ® Ni(OH)2 ® Ni(OH)Cl ® NiCl2

107. Cr(OH)Cl2 ® CrCl3 ® Cr(OH)3 ® Cr(OH)SO4

108. (SnOH)2SO4 ® SnSO4 ® Sn(OH)2 ® Na2SnO2;

109. NiBr2 ® Ni(OH)Br ® Ni(OH)2 ® NiSO4

110. CoSO4 ® Co(OH)2 ® (CoOH)2SO4 ® Co(NO3)2

111. Cr2(SO4)3 ® Cr(OH)SO4 ® Cr2(SO4)3 ® CrCl3;

112. NiSO4 ® (NiOH)2SO4 ® Ni(OH)2 ® NiBr2;

113. Fe(OH)SO4 ® Fe2(SO4)3 ® Fe(OH)3 ® FeCl3

114. Sn(OH)2 ® Sn(OH)Cl ® K2SnO2 ® Sn(OH)2

115. NiBr2 ® (NiOH)2 SO4 ®Ni(OH)2 ®NiBr2

116. Al(OH)3 ®Al(OH)2Cl ® AlCl3 ® Al(NO3)3;

117. CoCl2 ® Co(OH)2 ® (CoOH)2SO4 ® CoSO4,

118. Bi(OH)3 ® Bi(OH)2NO3 ®Bi(OH)3 ®Bi2O3

119. Cu(OH)2 ® Cu(OH)Cl ® CuCl2 ® Cu(NO3)2

120. CoSO4 ®(CoOH)2SO4 ®Co(OH)2 ®Co(NO3)2

4.3. Гидролиз солей

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

В зависимости от силы электролита, образовавшего соль, различают три случая гидролиза.

Гидролиз по катиону

Гидролиз по катиону протекает, если соль образована слабым основанием и сильной кислотой. В растворах таких солей возникает кислая реакция среды (рН<7). Например: для СuСl2 ионное уравнение гидролиза следующее:

Сu2+ + НОН = СuОН+ + H+, рН<7

молекулярное уравнение гидролиза: СuСl2 + НОН = СuОНСl + НСl.

Гидролиз по аниону

Гидролиз по аниону протекает, если соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Растворы таких солей имеют щелочную реакцию среды (рН>7). Например, для Nа2СО3 ионное уравнение гидролиза:

СО32- + НОН == НСО3- + ОН - рН>7

Молекулярное уравнение: Na2CO3 + НОН = NaНСО3 + NаОН

Гидролиз по катиону и аниону

Гидролиз по катиону и аниону протекает, если соль образована и слабым основанием, и слабой кислотой. Реакция среды в растворе при этом остается близкой к нейтральной и определяется сравнительной силой слабых оснований и кислоты, образующих соль.

В случае гидролиза по катиону и аниону возможны два варианта протекания реакции.

1. Если соль растворима в воде, то гидролиз протекает при обычных условиях по первой ступени, т. е. одна молекула соли взаимодействует с одной молекулой воды. Ионное уравнение гидролиза:

NН4+ + СО32- + НОН = NH4OH + НСО3- рН~7.

Молекулярное уравнение гидролиза:

(NН4)2СО3 + НОН = NH4OH + NН4НСО3.

2. Если соль не существует в растворе (в таблице растворимости против такой соли стоит прочерк), то при соединении с водой такая соль полностью разлагается водой с образованием слабого труднорастворимого гидроксида, выпадающего в осадок, и слабой, часто летучей кислоты. Например: Al2S3 Ионное уравнение гидролиза:

2А13+3S2- + 6НОН = 2А1(ОН)3 + 3H2O

Молекулярное уравнение гидролиза:

А12S3 + 6НОН= 2А1(ОН)3 +3Н2S.

Задания к подразделу 4.3

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

121. NaNO2, Cu(NO3)2	131. Na2HPO4, Mg(NO3)2
122. AlCl3, NaHCO3	132. Al2(SO4)3, Na2SeO3
123. Na3PO4, ZnCl2	133. CuSO4, K3PO4
124. FeCl2, K2S	134. Na2SO3, Fe2(SO4)3
125. K2SO3, ZnSO4	135. NaCN, FeSO4
126. NH4Cl, KClO	136. Ba(CH3COO)2, CoSO4
127. Na2Se, MnCl2	137. NiSO4, NaF
128. ZnSO4, BaS	138. Pb(NO3)2, Ba(NO3)2
129. Ni(NO3)2, KNO2	139. Cr2(SO4)3, NaCH3COO
130. NH4Br, Na2S	140. KHS, MgSO4

Задания 141-160. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.

141. Fe2(SO4)3 + Na2CO3	151. CrCl3 + K2S
142. Na2S + Al2(SO4)3	152. Na2CO3 + Cr(NO3)3
143. NH4Cl + Na2SiO3	153. K2SiO3 + Bi(NO3)3
144. Cr2(SO4)3 + K2S	154. Na2SO3 + CrCl3
145. K2CO3 + Bi(NO3)3	155. NH4NO3 + Na2SiO3
146. Na2S + AlCl3	156. AlCl3 + Na2SO3
147. BeSO4 + K2S	157. K2SO3 + CrCl3
148. Cr2(SO4)3 + Na2SO3	158. Na2S + Al2(SO4)3
149. K2SO3 + AlBr3	159. Fe(NO3)3 + K2CO3
150. Bi(NO3)3 + Na2CO3	160. Al(NO3)3 + Na2CO3

5. Окислительно-восстановительные процессы.

5.1 Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями называют реакции, протекающие с изменением степени окисления (СО) элементов. Степень окисления – это тот условный заряд атома элемента, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов (как правило, обозначают арабской цифрой, заряд ставят перед цифрой). СО рассчитывается на основании положения, что сумма СО всех атомов, входящих в молекулу равно нулю, а всех атомов , составляющих ион – заряду иона.

Ряд элементов имеют постоянную СО. Например:

Водород Н (за исключением гидридов, где, СО Н = - 1) +1

Щелочные металлы (Nа, К, Li и др.) +1

Металлы 2 группы периодической системы (Са, Zn и т. д.) +2

Металлы 3 группы периодической системы (А1) +3

Кислород О -2

(За исключением ОF2, где СО кислорода +1; перекисей Н2О2, Na2О2 и т. д., где СО кислорода – 1).

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Прежде всего необходимо рассчитать степени окисления всех элементов реакции в левой и правой частях уравнения. Для нахождения коэффициентов при составлении окислительно-восстановительных реакций необходимо:

- соблюдение принципа электронного баланса (число электронов, отданных восстановителем (Red) , должно быть равно числу электронов, принятых окислителем (Ox), например:

Al + O2 ® Al2O3

Red Ox

4 Al - 3ē = Al3+()

3 O2 + 4ē = 2O2¯

4Al + 3O2 = 2Al2O3

В реакциях, протекающих в водных растворах, следует использовать среду (кислую, щелочную, нейтральную). Например, в кислой среде:

K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + J2 + H2O + K2SO4

3 2J- - 2ē = J2

1 Cr2O72- + 6ē + 14H+ = 2Cr+3 + 7H2O

Суммарное молекулярное уравнение реакции:

K2Cr2O7 + 6KJ + 7H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 3J2 + 7H2O + 4K2SO4

В щелочной среде:

KCrO2 + KClO4 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O

8 CrO2- - 3ē + 4OH - → CrO42- + 2H2O

3 ClO4- + 8ē + 4H2O → Cl - + 8OH-

Суммарное молекулярное уравнение реакции

8KCrO2 + 3KClO4 + 8KOH → 8K2CrO4 + 3KCl + 4H2O

Среда нейтральная:

KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4

3 Mn - 2ē + 2H2O = MnO2 + 4H+

2 MnO4 + 3ē + 2H2O = MnO2 + 4OH-

6H2O + 4H2O → 12H+ + OH-

2H2O → 4H+

Суммарное молекулярное уравнение реакции:

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

Задания 161-180. Составьте электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Для каждого задания по две реакции (а, б):

161. a) Na2SeO3 + KBrO + H2O ® Br2; SeO42-

б) HCl + HNO3 ® Cl2; NO

162. a) Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH ® CrO42-; Cl -

б) NaNO2 + KJ + H2SO4 ® NO; J2

163. a) NaCrO2 + NaClO + KOH ® CrO42-; Cl -

б) H2S + SO2 ® S; H2O

164. a) HNO3 + Ni0 ® N2O; Ni2+

б) SO2 + Br2 + H2O ® HBr; H2SO4

165. a) K2Cr2O7 + Na3AsO3 + H2SO4 ® AsO43-; Cr3+

б) KCrO2 + Cl2 + KOH ® CrO42-; Cl-

166. a) SO2 + NaClO3 + H2O ® SO42-; Cl-

б) K2Cr2O7 + HCl ® Cr3+; Cl2

167. a) KMnO4 + H2S + H2SO4 ® Mn2+; SO42-

б) J2 + Cl2 + H2O ® JO3-; Cl-

168. SnCl2 + KBrO3 + HCl ® Sn4+; Br-

б) KClO3 + KCrO2 + NaOH ® CrO42-; Cl-

169. Ni(OH)2 + NaClO + H2O ® Ni(OH)3; Cl-

б) KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2; SO42-

170. a) MnSO4 + PbO2 + H2SO4 ® Pb2+; MnO4-

б) FeCl2 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe+3; Mn+2

171. a) H3PO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Mn+2; H3PO4

б) MnO2 + KClO2 + KOH ® MnO42-; Cl-

172. a) KMnO4 + NaNO2 + H2O ® NO3-; MnO2

б) S + HNO3 ® SO2; NO

173. a)H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S; Cr+3

б) KNO3 + Zn + KOH ® ZnO22-; NH3

174. a) Cr2O3 + KClO3 + KOH ® CrO42-; Cl-

б) FeCl2 + HNO3 + HCl ® Fe+3; N2O

175. a) KClO3 + MnO2 + KOH ® MnO42-; Cl-

б) Na3AsO3 + J2 + H2O ® AsO43-; J-

176. a) H2S + HNO3 ® SO42-; Cl-

б) J2 + Na2SO3 + H2O ® J-; SO42-

177. a) C + HNO3 ® CO2; NO2

б) H2S + Cl2 + H2O ® SO42-; Cl-

178. a) SnCl2 + Na3AsO3 + HCl ® As; Sn+4

б) KNO3 + Zn + NaOH ® ZnO22-; NH3

179. a) Cr2O3 + KClO3 + KOH ® CrO42-; Cl-

б) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® Mn+2; SO42-

180. a) Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 ® Bi+3; MnO4-

б) H2S + Br2 + H2O ® SO42-; Br-

5.2 гальванические элементы

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется в электрическую энергию. В медно-цинковом гальваническом элементе электродвижущая сила (ЭДС) возникает за счёт разности потенциалов меди и цинка, опущенных в растворы своих солей: соответственно CuSO4 и ZnSO4. Если концентрации растворов составляют 1 моль/л, то расчет эдс производят следующим образом. Составляют схему гальванического элемента:

Zn ‌‌│ZnSO4 ││ CuSO4 │Cu

Затем выписывают из таблицы стандартных электродных потенциалов значения потенциалов меди и цинка, соответственно

EoZn2+/Zn = -0,76 B ()

EoCu2+/Cu = +0,34 B ()

ЭДС можно рассчитать как разность потенциалов медного и цинкового электродов: ЭДС = Еox - Еred. Определяют окислитель и восстановитель, сравнивая значения потенциалов. Потенциал у цинка отрицательнее, следовательно, цинковый электрод будет играть роль восстановителя:

(-) Zn0 -2ē ® Zn2+ процесс окисления

и цинк будет отрицательным полюсом (анодом) в данном гальваническом элементе. Потенциал меди положительнее, поэтому медный электрод будет положительным полюсом (катодом), а процесс будет таким:

(+) Cu2+ + 2ē ® Cu0 процесс восстановления.

Направление движения электронов будет от цинка к меди (показано мостиком со стрелкой на электрохимической схеме гальванического элемента. ЭДС = +0,34 – (-0,78) = 1,1 В

Концентрационный гальванический элемент.

В таком элементе оба электрода из одного металла, но растворы солей, в которые погружены электроды, различной концентрации. Поэтому необходимо рассчитать потенциалы по уравнению Нернста:

оф – окисленная форма элемента в потенциалопределяющей реакции,

вф – восстановленная форма элемента в этой реакции,

С – молярные концентрации соответствующих веществ,

n – количество электронов, перешедших от восстановителя к окислителю.

Пример 1. Рассчитать эдс гальванического элемента, состоящего из никелевых электродов, опущенных в растворы сульфата никеля с концентрацией 10-4 моль/л и 1 моль/л соответственно.

Решение:

Схема гальванического элемента:

Ni ½NiSO4, 0,0001 M ½½ NiSO4 1 M½Ni

Eo 2H+/H2 = -0,25 B

Определяем потенциал никеля по уравнению Нернста:

E Ni2+/Ni = Eo Ni2+/Ni + 0,059/2 lgCNi2+ = - 0,25 + 0,059/2lg10-4 = - 0,309 B

Направление движения электронов во внешней цепи от электрода с Е = -0,25 В к электроду с Е = -0,309В.

(-) Ni ½NiSO4, 0,0001 M ½½ NiSO4,1 M½Ni (+)

Уравнения электродных процессов:

(-) Ni0 -2ē → Ni2+ (процесс окисления)

(+) Ni2+ + 2ē → Ni0 (процесс восстановления)

Значение эдс составляет:

эдс = Еox - Еred = -0,25 – (-0,309) = 0,059 В.

Задания к подразделу 5.2

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

181	Al ½Al2(SO4)3, 0,005 M ½½NiSO4, 0,01 M½ Ni
182	Ni ½NiSO4, 0,1 M ½½H2SO4 ½H2(Pt)
183	Sn ½SnSO4 ½½Cr2(SO4)3, 0,05 M ½Cr
184	(Pt) H2 ½H2SO4 ½½Al2(SO4)3, 0,005 M½Al
185	Cu ½CuSO4, 0,1 M ½½H2SO4½H2(Pt)
186	Ag ½AgNO3, 0,01 M ½½H2SO4½H2(Pt)
187	Co ½CoSO4, 0,01 M ½½CoSO4½Co
188	Zn ½ZnSO4, 0,1 M ½½FeSO4, 0,01 M½Fe
189	Ag ½AgNO3, 0,01 M ½½Zn(NO3)2½Zn
190	(Pt) H2 ½ H2SO4½½ ZnSO4, 0,01 M½Zn
191	Cd ½ Cd(NO3)2, 0,1 M ½½ Cd(NO3)2, 0,001 M½Cd
192	Ni ½ NiSO4, 0,001 M ½½ NiSO4½Ni
193	Fe ½ FeSO4 ½½ FeSO4, 0,01 M½Fe
194	Cr ½ Cr2(SO4)3, 0,005 M ½½ ZnSO4½ Zn
195	Zn ½ Zn(NO3)2, 0,001 M ½½ Zn(NO3)2½ Zn
196	Ag ½ AgNO3 ½½ Cr(NO3)3, 0,005 M ½Cr
197	Cd ½CdCl2, 0,1 M ½½ CuCl2, 0,1 M ½Cu
198	Ti ½ Ti2(SO4)3, 0,5 M ½½CuSO4½Cu
199	Sn ½SnSO4, 0,01 M ½½ Fe2(SO4)3½Fe
200	Ag ½ AgNO3, 0,0001 M ½½ Pb(NO3)2, 0,1 M ½Pb

5.3 Электрохимическая коррозия металлов