Какое количество воды и нитрата калия необходимо для приготовления 400 г 20%-ного раствора?

7. Какое количество воды и нитрата калия необходимо для приготовления 400 г 20%-ного раствора?

Дано:	Решение:
m(р-ра) = 400г ω(р-ра) = 20%
Найти:
m(KNO3) - ? m(H2O) - ?

Найдем массу нитрата калия содержащегося в 400г 20% раствора

, отсюда масса нитрата калия равна

г

Так как масса раствора равна 400г и в нем содержится 80г нитрата калия, то масса воды составит m(Н2О) = 400-80 = 320 г.

Ответ: m(KNO3) = 80 г, m(Н2О) = 320 г.

36. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CdS и HCl; б) Сr(OH)3 и NaOH; в) Ba(OH)2 и CoCl2.

Решение:

а) CdS и HCl;

CdS + 2HCl = CdCl2 + H2S

Cd2+ + S2- + 2H+ + Cl - = Cd2+ + 2Cl - + H2S

S2- + 2H+ = H2S

б) Сr(OH)3 и NaOH;

Сr(OH)3 + NaOH= Na3[Cr(OH)6].

Сr(OH)3 + Na+ + OH- = 3Na+ +[Cr(OH)6]3-

Сr(OH)3 + OH- = [Cr(OH)6]3-

в) Ba(OH)2 и CoCl2

Ba(OH)2 + CoCl2 = BaCl2 + Co(OH)2

Ba2+ + 2OH- + Co2+ +2Cl - = Ba2+ + 2Cl - + Co(OH)2

2OH- + Co2+ = Co(OH)2

56. Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени КД = . Определите концентрацию водородных ионов в 0,1 М растворе H2S.

Дано:

См = 0,1 М

КД =

Найти:

- ?

Решение:

моль/л

Ответ: = 9,49·10-5

87. К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) H2SO4; б) КОН; в) Na2SO3; г) ZnSO4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение:

Гидролиз Al2(SO4)3

- соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой гидролизу подвергается катион:

Первая ступень:
Al2(SO4)3 + 2 HOH = 2Al(OH)SO4 + H2SO4
2Al3+ + 3SO42- + 2 HOH = 2AlOH2+ + 3SO42- + 2H+
Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+

Вторая ступень:
2Al(OH)SO4 + 2 HOH = (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4
2AlOH2+ + 2SO42- + 2 HOH = 2Al(OH)2+ + 2SO42- + 2H+
AlOH2+ + H2O = Al(OH)2+ + H+

Третья ступень:
(Al(OH)2)2SO4 + 2 HOH = H2SO4 + 2Al(OH)3
2Al(OH)2+ + SO42- + 2 HOH = 2Al(OH)3 + 2H+ + SO42-
Al(OH)2+ + H2O = Al(OH)3 + H+

При добавлении указанных растворов:

а) H2SO4;

Усиления гидролиза нет, химической реакции нет.

б) КОН;

Идет химическая реакция:

Al2(SO4)3 + 6КОН=2 Al(OH)3 + 3K2SO4

в) Na2SO3

Идет взаимное усиление гидролиза

Al2(SO4)3 – соль образованная сильной кислотой и слабым основанием

Na2SO3 – соль образованная слабой кислотой и сильным основанием

При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота:

Iст: 2Na2SО3 + Al2(SO4)3 + 2HOH => 4Na+ + 2НSО3- + 2AlОН2+ + 3 SO42-

IIст: 2НSО3- + 2AlОН2+ + 2HOH => 2Н2SО3 + 2Al(ОН)2+

IIIст: 2Al(ОН)2+ + 2HOH => 2Al(ОН)3 + 2Н+

Суммарное уравнение гидролиза

Al2(SO4)3 + 2 Na2SО3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 2H2SО3 + 2 Na2SO4 + Н2SO4

2Al3+ + 3 SO42- + 2 Na+ + 2SО32- + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 2H2SО3 + 2 Na+ + 2SO42- + 2Н+ + SO42-

2Al3+ + 2SО32- + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 2H2SО3- + 2Н+

г) ZnSO4; усиления гидролиза нет, наоборот идет подавление гидролиза т. к. в результате гидролиза соли образованной слабым основанием и сильной кислотой образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию). А увеличение концентрации ионов Н+ смещает равновесие реакции гидролиза Al2(SO4)3 в сторону образования исходных веществ.

ZnSO4 – соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой гидролизу подвергается катион:

Первая ступень:
2ZnSO4 + 2 HOH = (ZnOH)2SO4 + H2SO4
2Zn2+ + 2SO42- + 2 HOH = 2ZnOH+ + 2SO42- + 2H+
Zn2+ + HOH = ZnOH+ + H+ 

Вторая ступень:
(ZnOH)2SO4 + 2 HOH = 2Zn(OH)2 + H2SO4
ZnOH+ + SO42- + 2 HOH = 2Zn(OH)2 + H+ + SO42-
ZnOH+ + HOH = Zn(OH)2 + H+ 

98. Вычислите временную жесткость воды, зная, что на реакцию с гидрокарбонатом, содержащимся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1Н раствора соляной кислоты.

Решение:

Карбонатную (временную) жесткость рассчитывают умножением объема кислоты (V, мл), пошедшую на реакцию, на концентрацию кислоты:

Ответ: 5ммоль/л

114. Закончите следующее уравнение окислительно-восстановительной реакции, подберите коэффициенты, составив ионно-электронный баланс: …

Решение:

1. Записываем исходные вещества и продукты полуреакций окисления и восстановления:

→ Mn2+; I– → I2

2. Уравниваем количество атомов элемента, изменяющего степень окисления:

→ Mn2+; 2I– = I2

3. По изменению степени окисления подсчитываем количество отданных или принятых электронов:

+ 2 ē → Mn2+; 2I– – 2 ē → I2

4. Уравниваем кислород и водород, используя правила среды:

+ 2 ē + 4 Н+ = Mn2+ + 2 H2O;

5. Проверяем суммарный заряд ионов и электронов левой и правой части уравнения.

6. Составляем суммарное ионное уравнение реакции:

+ 2I– + 4 Н+ = Mn2+ + I2 + 2 H2O

7. Составляем суммарное молекулярное уравнение реакции:

Получим:

Ox Red

1 + 2 ē + 4 Н+ = Mn2+ + 2 H2O вос-ся; окислитель

1 2I– – 2 ē → I2 ок-ся; восстановитель

+ 2I– + 4 Н+ = Mn2+ + 2 H2O + I2

180. Имеются гальванические цепи:

а) ;	в) ;
б) ;	г) .

Для каждой из этих цепей укажите:

1) окислитель (акцептор электронов) и восстановитель (донор электронов);

2) электрод-окислитель и электрод-восстановитель;

3) положительный и отрицательный полюсы гальванического элемента;

4) направление потока электронов по внешней цепи.

Решение:

а) ;

1. Схема гальванического элемента.

(-)(+)

= – 0,4 В

= – 1,66 В.

Уравнения электродных полуреакций.

Сd (–): Сd – 2ē = Сd2+ - процесс окисления; окислился; восстановитель

Al (+): Al3+ + 3ē = Al - процесс восстановления; восстановился окислитель

Направление движения электронов по внешней цепи от Cd электрода к Al, так как < .

ē

(-) (+)

(а) (к)

б) ;

Схема гальванического элемента.

= – 0,14 В.

= + 0,85 В.

Уравнения электродных полуреакций.

Sn (–): Sn – 2ē = Sn2+ - процесс окисления; окислился; восстановитель

Hg (+): Hg2+ + 2ē = Hg - процесс восстановления; восстановился окислитель

Направление движения электронов по внешней цепи от Sn электрода к Hg, так как < .

ē

(-) (+)

(а) (к)

в) ;

Схема гальванического элемента.

= + 0,34 В.

= + 0,80 В.

Уравнения электродных полуреакций.

Cu (–): Cu – 2ē = Cu2+ - процесс окисления; окислился; восстановитель

Ag (+): Ag+ + ē = Ag - процесс восстановления; восстановился окислитель

Направление движения электронов по внешней цепи от Cu электрода к Ag, так как < .

ē

(-) (+)

(а) (к)

г) .

Схема гальванического элемента.

= - 2,36 В.

= - 0,28 В.

Уравнения электродных полуреакций.

Mg (–): Mg – 2ē = Cu2+ - процесс окисления; окислился; восстановитель

Co (+): Co2+ + 2ē = Co - процесс восстановления; восстановился окислитель

Направление движения электронов по внешней цепи от Mg электрода к Co, так как < .

ē

(-) (+)

(а) (к)

222. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия?

Дано:	Решение:
m(Cd) = 2г I·τ = 3434Кл
Найти:
Мэ(Сd) - ?

Решение

Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде

m = Мэ· I· t /9650, F - константа Фарадея (96500 Кл/моль)

Учитывая что, I · t = Q – количество электричества получаем

m = Мэ · Q / 96500.

Откуда находим эквивалентную массу кадмия

Мэ(Сd) = 96500 · m / Q = 96500 · 2 / 3434 = 56,2 г/моль.

Ответ: 56,2 г/моль

254. Пользуясь таблицей восстановительных потенциалов и рядом напряжений металлов, укажите, какие металлы являются термодинамически неустойчивыми в следующих эксплуатационных средах: пленка влаги; раствор щелочи; разбавленная серная кислота в присутствии перманганат-ионов. Ответ объясните.

Решение:

Для оценки термодинамической устойчивости металлов в различных средах необходимо сравнить значения окислительно-восстановительных потенциалов металлов и окислителя данной коррозионной среды.

а) пленка влаги

Как коррозионную среду пленку влаги можно охарактеризовать как нейтральная без доступа кислорода

Данный процесс имеет стандартный восстановительный потенциал Ео = - 0,413В. В данной среде будут термодинамически неустойчивыми металлы имеющее меньшее значение стандартного электродного потенциала. Т. е. все металлы до кадмия (Ео = -0,40В) в стандартном ряду напряжений будут термодинамически неустойчивы в данной среде.

б) раствор щелочи

Данный процесс имеет стандартный восстановительный потенциал Ео = - 0,83В. В данной среде будут термодинамически неустойчивыми металлы имеющее меньшее значение стандартного электродного потенциала. Т. е. все металлы до цинка (Ео = -0,76В) в стандартном ряду напряжений будут термодинамически неустойчивы в данной среде.

В более разбавленном растворе

восстановительный потенциал Ео = - 0,53В. В данной среде будут неустойчивыми металлы до железа (Ео = -0,44В) в стандартном ряду напряжений будут термодинамически неустойчивы в данной среде.

в) разбавленная серная кислота в присутствии перманганат-ионов.

В слабокислой среде MnO4- переходит в диоксид марганца MnO2:

MnO4- + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH-

Данный процесс имеет стандартный восстановительный потенциал Ео = + 0,60В. В данной среде будут термодинамически неустойчивыми металлы имеющее меньшее значение стандартного электродного потенциала. Т. е. все металлы вплоть до серебра (Ео = + 0,80В) в стандартном ряду напряжений будут термодинамически неустойчивы в данной среде.

275. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4–, [Fe(CN)6]3– соответственно равны 6,2∙10–36; 1,0∙1–-37; 1,0∙10–-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы.

[Со(NН3)6]3+ Кн = 6,2·10–36

[Fe(CN)6]4- Кн = 1,0·10–37

[Fe(CN)6]3- Кн =1,0·10–44

Чем большую устойчивость проявляет комплексный ион тем меньше значение константы неустойчивости. Сравнивая константы неустойчивости комплексных ионов делаем вывод, что наименее устойчивым является [Со(NН3)6]3+ , а наиболее устойчивым [Fe(CN)6]3-.

[Со(NН3)6]3+

[Co(NH3)6]Сl3 – хлорид гексамминкобальта (III)

[Fe(CN)6]4-

К4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль)

[Fe(CN)6]3-

К3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль)