Химические источники энергии 2 страница

В три ступени Na₃PO₄ + H₂O = Na₂HPO₄ + NaOH (1)

Na₂HPO₄ + H₂O = NaH₂PO₄ + NaOH (2)

NaH₂PO₄ + H₂O = H₃PO₄ + NaOH (3)

662. Константа гидролиза солей многоосновных кислот или многокислотных оснований обычно велика только для первой ступени, а для второй невысока. Поэтому гидролиз таких солей проходит только в две ступени.

Гидролиз в две ступени: K₂S + H₂O = KHS + KOH, KHS + H₂O = H₂S + KOH

Гидролиз в три ступени: AlCl₃ + H₂O = Al(OH)Cl₂ + HCl, Al(OH)Cl₂ + H₂O = Al(OH)₂Cl + HCl, Al(OH)₂Cl + H₂O = Al(OH)₃ + HCl

663. Константа гидролиза – это константа равновесия реакции гидролиза, т.е. реакции взаимодействия соли с водой. Константа гидролиза тем больше, чем более слабые электролиты образуются при гидролизе, чем выше температура. От концентрации раствора константа гидролиза не зависит.

NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3	Кг =
KNO2 + H2O = KOH + HNO2	Кг =

KClO + H2O = KOH + HClO ClO^- + H2O = HClO + OH^-	Кг =
K2S + H2O = KHS + KOH S^2-+ H2O = HS^-+ OH^-	Кг =
AlCl3 + H2O = HCl + AlOHCl2 Al^3++ H2O = AlOH^2++ H^+	Кг =

665. Степень гидролиза – это отношение количества диссоциировавших молекул к количеству недиссоциированных молекул. . При увеличении концентрации раствора и уменьшении температуры степень гидролиза уменьшается. Введение в раствор щелочи или кислоты влияет на степень гидролиза по-разному. Если соль гидролизуется по катиону, то степень гидролиза усиливается при введении щелочи, а уменьшается при введении кислоты. Если соль гидролизуется по аниону, то степень гидролиза усиливается при введении кислоты, а уменьшается при введении щелочи.

666. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее образующиеся электролиты.

Соль	Кд	По возрастанию степени гидролиза	Уравнения гидролиза
NaNO2	НNO2 – 6.9*10^-4		NaNO2 + H2O = NaOH + HNO2 NO2^- + H2O = HNO2 + OH^-
NaCN	HCN – 5.0*10^-10		NaCN + H2O = NaOH + HCN CN^- + H2O = HCN + OH^-
NaClO	HClO – 3*10^-8		NaClO + H2O = NaOH + HClO ClO^- + H2O = HClO + OH^-
NaClO2	HClO2 – 1.1*10^-2		NaClO2 + H2O = NaOH + HClO2 ClO2^- + H2O = HClO2 + OH^-

667. При уменьшении концентрации соли в растворе и при увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При разбавлении растворов солей хлорида сурьмы и нитрата висмута степень гидролиза этих солей увеличивается – гидролиз протекает до конца и выпадают осадки соответствующих гидроксидов: SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

668. При увеличении температуры степень гидролиза солей возрастает. При нагревании раствора ацетата натрия степень гидролиза увеличивается: CH₃COONa + H₂O = CH₃COOH + NaOH. В растворе растет концентрация ОН^- групп, в результате фенолфталеин обесцвечивается. При охлаждении равновесие гидролиза соли смещается влево: раствор индикатора вновь приобретает малиновую окраску.

669. При уменьшении концентрации соли в растворе и увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При добавлении хлорида железа по каплям в кипящую воду, гидролиз соли увеличивается настолько, что протекает до конца: FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl

670. Гидролиз уменьшает введение ионов одноименных ионам, образующимся при гидролизе. Если соль гидролизуется по катиону: FeCl₃ + H₂O = FeOHСl₂ + HCl, то уменьшать гидролиз будут Н⁺. Если соль гидролизуется по аниону: NaClO₂ + H₂O = NaOH + HClO₂, то уменьшать гидролиз будут ОН^- анионы.

671. При приготовлении растворов солей олова, сурьмы и висмута необходимо добавление кислоты для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка кислоты соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

672. При приготовлении растворов алюминатов и хромитов необходимо добавление щелочи для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка щелочи соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, NaAlO₂ + 2H₂O = NaOH + Al(OH)₃.

673. При совместном гидролизе солей сульфата хрома и сульфида натрия гидролиз солей протекает до конца, т.к. образуются одноименные ионы, усиливающие гидролиз второй соли:

Na₂S + H₂O = NaHS + NaOH S^2- + H₂O = HS^- + OH^-

Cr₂(SO₄)₃ + 2H₂O = 2CrOHSO₄ + H₂SO₄ Cr³⁺ + H₂O = CrOH²⁺ + H⁺

H⁺ + OH^- = H₂O

3Na₂S + Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O = 3Na₂SO₄ + 2Cr(OH)₃ + 3H₂S

674. Если при совместном гидролизе двух солей образуются одноименные ионы, усиливающие каждый гидролиз второй соли, то гидролиз таких солей протекает до конца. Это возможно, если из двух солей одна гидролизуется по катиону, а вторая по аниону:

а) Al(NO₃)₃, ZnCl₂ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

б) Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ – первая соль гидролизуется по катиону, вторая – по аниону, следовательно гидролиз солей усиливается:

Al^3+ + H2O = AlOH^2+ + H^+	CO3^2– + H2O = HCO3^– + OH^–
H^+ + OH^– = H2O
3Na2CO3 + Al2(SO4)3 + 6H2O = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3 + 3H2CO3

в) AlCl₃ и FeCl₃ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

г) K₂S и Pb(NO₃)₂ – первая соль гидролизуется по аниону, вторая – по катиону, следовательно гидролиз солей усиливается:

Pb^2+ + H2O = PbOH^+ + H^+	S^2– + H2O = HS^– + OH^–
H^+ + OH^– = H2O
K2S + Pb(NO3)2 + 2H2O = 2KNO3 + Pb(OH)2 + H2S

Дано См(СН3СООNH4) = 0.1м Кг =?, степень гидролиза а=?

СН3СООNH4 + Н2О = CH3COOH + NH4OH =3.2*10^-5 Закон Оствальда: Кг = См*а^2/(1-а) или а ~ = 0.018 = 1.8%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH примерно равна константе диссоциации CH3COOH, то среда раствора практически нейтральная.

Дано См(NH4NO2) = 0.1м Кг =?, степень гидролиза а=?

NH4NO2 + Н2О = HNO2 + NH4OH = 8.1*10^-7 Закон Оствальда: Кг = См*а^2/(1-а) или а ~ = 0.003 = 0.3%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH больше константы диссоциации HNO2, то среда раствора щелочная.

Дано См1(NaNO2) = 1м См2(NaNO2) = 10^-3м Кг =?, степень гидролиза а=? PH -?

NaNO2 + Н2О = HNO2 + NaOH = 1.45*10^-11 Закон Оствальда: Кг = См*а^2/(1-а) или а ~ a) a1 = = 3.8*10^-6б) a2 = = 1.2*10^-4 С увеличением разбавления степень гидролиза соли увеличивается. [H^+] = a1*Cм1 = 3.8*10^-6 моль/л. рН = -lg[H^+] = 5.4

Дано См(Na2СO3) = 1м Кг =?, степень гидролиза а =? pH -?	Na2СO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH = 2*10^-4	NaHСO3 + Н2О = H2CO3 + NaOH = 2*10^-8
Закон Оствальда: Кг = См*а^2/(1-а) или а ~ a1 = = 1.4*10^-2,Cм(NaHCO3) = a*Cм(H2CO3) = 0.014 моль/л б) a2 = = 1.2*10^-3. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 2*10^-8 ступени гидролиза в значение рН можно не учитывать. [ОH^-] = a1*Cм = 0.014 моль/л. рОН = -lg[ОH^-] = 1.8, следовательно рН = 14- рОН = 12.2

Дано См(K2SO3) = 1м Кг =?, степень гидролиза а =? pH -?	K2SO3 + Н2О = KHSO3 + KOH = 1.16*10^-7	KHSO3 + Н2О = H2SO3 + KOH = 7.15*10^-13
Закон Оствальда: Кг = См*а^2/(1-а) или а ~ a1 = = 3.4*10^-4,Cм(KHSO3) = a*Cм(H2SO3) = 3.4*10^-4 моль/л б) a2 = = 4.6*10^-5. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 7.15*10^-13 ступени можно не учитывать. [ОH^-] = a1*Cм = 3.4*10^-4 моль/л. рОН = -lg[ОH^-] = 4.5, рН = 14- рОН = 9.5

1) КNO2 + Н2О = КOH + HNO2 = 1.15*10^-11

2) NaNO2 + Н2О = NaOH + HNO2 = 1.15*10^-11

Закон Оствальда: Кг = См*а²/(1-а) или а ~

a₁ = a₂ = = 1.2*10^-5,Cм(ЭNO₃) = a*Cм(HNO₃) = 1.2*10^-5 *0.1 = 1.2*10^-6 моль/л

[Н⁺] = 1.2*10^-6 моль/л. рН = -lg[H⁺] = 5.9.

Одинаковый результат для двух разных солей объясняется тем, что при гидролизе обе соли дают одну и туже кислоту - HNO₂, константу диссоциации которой мы и подставляем в формулу для расчета константы гидролиза.

683. Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную активность вещества, стабильность степеней окисления веществ, возможные переходы между ними.

Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее восстановительные свойства, например: Li (E⁰ = -3.05 B), K (E⁰ = -2.93 B). Чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее окислительные свойства, например: Сl/Cl₂ (E⁰ = 1.36 B), O₃ (E⁰ = 1.51 B).

685. Окислительно-восстановительный потенциал является термодинамическим параметром, т.к. определяет возможность протекания процесса. , , где Е – электродвижущая сила, F – постоянная Фарадея, R – газовая постоянная, Т - температура, z – количество электронов.

687. MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn ²⁺ + 4H₂O, Е = 1.51 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Mn²⁺] = 0.01M, Т = 298 К.

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = Е⁰ (MnO₄^- / Mn ²⁺) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _MnO4- *См⁸_H+) / См _{Mn 2+}

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = 1.51 + (2.3*8.31*298 / 5*96500) * ln (1*5⁸ /0.01) = 1.72 В.

688. Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr ³⁺ + 7H₂O, Е = 1.33 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Cr³⁺] = 0.1M, Т = 298 К.

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = Е⁰ (Cr₂O₇^-2/ Cr ⁺³) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _Cr2O7-2 *См¹⁴_H+) / См _{Cr 2+}

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = 1.33 + (2.3*8.31*298 / 6*96500) * ln (1*5¹⁴ /0.1) = 1.69 В.

Дано W%(H2SO4) = 60% p = 1.50 г/мл T = 298 K E -?

SO4^2- + 8H^+ + 6e = S + 4H2O E(SO4^2-/S) = E^o(SO4^2-/S) + Найдем концентрацию серной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра H2SO4) = V*p = 1000*1.50 = 1500 грамм. m(H2SO4) = m(р-ра H2SO4)*W%/100% = 1500*60/100 = 900 грамм. Cм = m/(M*V) = 900/(98*1) = 9.2 моль/л. См(H2SO4) = См(SO4^2-) = 9.2, См(Н^+) = 2См(H2SO4) = 18.4 моль/л. E(SO4^2-/S) = 0.36 + = 0.46 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что серная кислота диссоциирует нацело.

Дано W%(HNO3)=40% p = 1.25 г/мл T = 298 K E -?

NO3^- + 4H^+ + 3e = NO + 2H2O E(NO3^-/NO) = E^o(NO3^-/NO) + Найдем концентрацию азотной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра HNO3) = V*p = 1000*1.25 = 1250 г. m(HNO3) = m(р-ра HNO3)*W%/100% = 1250*40/100 = 500 грамм. Cм = m/(M*V) = 500/(63*1) = 7.94 моль/л. См(HNO3) = См(NO3^-) = См(Н^+) = 7.94 моль/л. E(NO3^-/NO) = 0.96 + = 1.048 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что азотная кислота диссоциирует нацело. Кроме того невозможно учесть концентрацию выделяющегося NO, который влияет на положение равновесия данной реакции.

692. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ^- =2Cr³⁺ + 7H₂O, j = 1.33 B.

CrO₄^2- + 4H₂O + 3e ^- =Cr³⁺ +8OH ^-, j = -0.13 B.

j(окислителя) > j(восстановителя), в соответствии с этим правилом, хром является более сильным восстановителем в щелочной среде а более сильным окислителем – в кислой среде.

693. Более сильным восстановителем цинк является в щелочной среде, поскольку в ней он имеет потенциал Е⁰ (Zn²⁺ /Zn) = - 1.24 В, а в кислой Е⁰ = -0.76 В.

694. В кислой и нейтральной средах:Al ³⁺ + 3e ^- = Al, j = - 0.67 B.

В щелочной среде: Al + 3OH ^- - 3e ^- = Al(OН)₃ , j = -2.30 B.

Чем меньше потенциал восстановителя, тем больше будет разница между ним и потенциалом окислителя, в соответствии с этим правилом, алюминий является более сильным восстановителем в щелочной среде.

695. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Перхлораты в качестве окислителей целесообразно использовать в кислой среде, т.к. максимальный потенциал Е = 1.58 В. хлораты используют в щелочной среде (Е = 1.49 В). Хлориты – в кислой среде (Е = 1.21 В). Гипохлориты - в кислой (Е = 1.63 В).

696. Электроны, находящиеся в объеме металла при контакте его с раствором соли могут переходить в раствор или в металл – возникает заряд. Он называется двойным электрическим слоем и зависит от потенциала металла, концентрации соли и природы металла.

697. Электродные потенциалы металлов и их ионизационные потенциалы определяются различными методами. Ионизационные определяются спектральными методами, а электродные – относительно стандартного водородного электрода, поэтому значения этих двух величин не совпадают.

698. В ряду напряжений металлы расположены в порядке убывания их отрицательных и возрастания положительных потенциалов. Ряд обладает свойствами:

1. каждый из находящихся в ряду металлов вытесняет из растворов их солей все металлы, следующие за ним. Поэтому кадмий будет вытеснять медь и серебро, но не вытеснит цинк и магний. В свою очередь кадмий вытеснит любой металл, стоящий слева от него, это может быть калий, магний, алюминий, железо и др.
2. все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют его из растворов кислот.
3. восстановительная способность металлов падает слева направо.

701. I (0.62 B) … Br (1.09) … Cl (1.36) … F (2.87)

Ряд обладает свойствами: чем правее стоит элемент, тем сильнее его окислительная способность.

HCl + O₂ = Cl₂ + 2H₂O 2Cl^-1 – 1e^- = Cl₂ (E = 1.36 В) O₂ + 4H⁺ + 4e^- = 2H₂O (Е = 1.23 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является O₂ - реакция протекает в обратном направлении.

  H₃PO₄ + HI = H₃PO₃ +I₂ PO₄ ^3- + 2H⁺ +2e^- = PO₃ ^3- + H₂O, (E = -0.28 В) 2I ^-1 - 2e^– = I₂ (Е = 0.62 В), Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является H₃PO₄ - реакция протекает в обратном направлении.

2HCl + 2HNO₃ = 2NO + Cl₂ + 2H₂O 2Cl^-1 – 1e^- = Cl₂ (E = 1.36 В) NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- = NO + 2H₂O (Е = 0.96 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является HNO₃ - реакция протекает в обратном направлении.

  2FeSO₄ + 2I₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ +4HI Fe ²⁺ - 1e^- = Fe ³⁺ (E = 0.77 В) I₂ + 2e^– = 2I ^-1 (Е = 0.62 В) Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является I₂ - реакция протекает в обратном направлении.

2KMnO₄ + 8KBr + 4H₂O = 2MnO₂ + 4Br₂ + 8KOH MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- = MnO₂ + 4OH^- , E = 1.23 В 2Br^- -2e^- = Br₂, Е = 1.09 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является KMnO₄ - реакция протекает в прямом направлении.

2KMnO₄ +6Ag + H₂O = 2MnO₂ + 3Ag₂O + 2KOH MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- = MnO₂ + 4OH^- , E = 1.23 В 2Ag + 2OH^- –2e = Ag₂О + H₂O, Е = 0.79 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является KMnO₄ - реакция протекает в прямом направлении.

H­₃PO₃ + SnCl₂ + H₂O = H­₃PO₄ + Sn + 2HCl PO₃ ^3- + H₂O -2e^- = PO₄ ^3- + 2H⁺, E = -0.28 В Sn²⁺ +2e^- = Sn, Е = -0.14 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является SnCl₂ - реакция протекает в прямом направлении.

SnCl₂ + I₂ + KCl = SnCl₄ + KI Sn²⁺ -2e^- = Sn⁴⁺, Е = 0.15 В, I₂ +2e^- = 2I^-, Е = 0.62 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является иод - реакция протекает в прямом направлении.

Se + 2H₂SO₄ + H₂O = H₂SeO₃ + H₂SO₃ Se + 6OH^-– 4e^- = SeO₃^2- + 3H₂O, (E = -0.37В) SO₄^-2 + H₂O + 2e^- = SO₃^2- + 2OH^-, (Е = -0.93 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является H₂SO₄ - реакция протекает в обратном направлении.

  Cu + Br₂ + Na₂SO₄ = CuSO₄ + NaBr Cu - 2e^- = Cu⁺² , (E = 0.337 В) Br₂ +2e^– = 2Br ^-, (Е = 1.09 В), Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Br₂ - реакция протекает в прямом направлении.

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O Ag – 1e^- = Ag⁺ (E = 0.790В) NO₃^- + 2H⁺ + 1e^- = NO₂ + H₂O (Е = 0.80 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является HNO₃ - реакция протекает в прямом направлении.

  Cl₂ + H₂O = HCl + HClO Cl₂ + 2e^- = 2Cl^– (E = 1.36 В) Cl₂ + H₂O –2e^– = 2HClO + 2H⁺ (Е = 1.63 В) Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Cl₂ - реакция протекает в прямом направлении.

Au + 6HNO₃ = Au(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O Au – 3e^- = Au³⁺ E = 1.5 В NO₃^- + 2H⁺ + 1e^- = NO₂ + H₂O Е = 0.8 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Au³⁺ - реакция протекает в обратном направлении.

  PbSO₄ + H₂O₂ = PbO₂ + H₂SO₄ Pb²⁺ – 2e^- = Pb⁴⁺ E = 1.69 В H₂O₂ = 2H⁺ + O^2- Е = 0.68 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Pb⁴⁺ - реакция протекает в обратном направлении.

709. а) HIO₃ проявляет окислительные свойства (Е = 1.08 В), тогда как HCl – слабый восстановитель (Е = 1.36 В). Поскольку ОВР может протекать при условии, что Е(окислителя) > Е(восстановителя), то данные вещества не будут взаимодействовать и можно на их основе приготовить раствор. б) K₂Cr­₂O₇ – сильный окислитель (Е = 1.33 В), а KBr – слабый восстановитель (Е = 1.09 В). Данные вещества могут взаимодействовать и раствор из них приготовить нельзя.

710. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя).

а) Е (HNO₃) = 0.80 B, Е (HBr) = 1.09 B. Потенциал окислителя (азотной кислоты) меньше потенциала восстановителя, поэтому HNO₃ не будет окислять HBr, раствор можно приготовить.

б) по той же причине железо не восстановит хром до шестивалентного состояния, такой раствор тоже можно приготовить.

711. Гальванические элементы – устройства, преобразующие химическую энергию в электрическую. Простейшим гальваническим элементом является элемент Даниэля-Якоби, разработанного в 1836 году. Элемент Даниэля-Якоби представляет собой медно-цинковый элемент. Медный и цинковый электроды погружены в растворы своих солей и образуют полуэлементы, их разграничивает пористая перегородка, препятствующая смешению растворов, но пропускающая сульфат-анионы.

анод (-) Zn|ZnSO₄, H₂O||CuSO₄ , H₂O |Cu(+) катод

Дата добавления: 2015-04-24