 |
Контрольные задачи. VI. Основы электрохимии. VI. 1. Окислительно-восстановительные реакции. Типовые задачи и их решение
|
|
|
|
Контрольные задачи
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени и указать реакцию среды (рН) водных растворов солей:
1. CrCl3; Na2SO3.
2. ZnSO4; Ca(NO2)2.
3. Fe(NO3)3; CH3COONa.
4. K3PO4; CuBr2.
5. Al2(SO4)3; KCN.
6. NH4NO3; Ba(NO2)2.
7. ( NH4)2SO4; Li2S.
8. K2SO3; Bi(NO3)3.
9. MnSO4; Li2CO3.
10. NiCl2; Ca(CN)2.
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени солей, которые в водных растворах образуют кислую среду (рН < 7 ):
11. CrCl3; Na2SO3; ZnSO4; Ca(NO2)2.
12. Fe(NO3)3; CH3COONa; K3PO4; CuBr2.
13. Al2(SO4)3; KCN; NH4NO3; Ba(NO2)2.
14. ( NH4)2SO4; Li2S; K2SO3; Bi(NO3)3.
15. MnSO4; Li2CO3; NiCl2; Ca(CN)2.
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени солей, которые в водных растворах образуют щелочную среду (рН > 7):
16. CrCl3; Na2SO3; ZnSO4; Ca(NO2)2.
17. Fe(NO3)3; CH3COONa; K3PO4; CuBr2.
18. Al2(SO4)3; KCN; NH4NO3; Ba(NO2)2.
19. ( NH4)2SO4; Li2S; K2SO3; Bi(NO3)3.
20. MnSO4; Li2CO3; NiCl2; Ca(CN)2.
Написать в ионно-молекулярной и молекулярной формах уравнения, происходящие при сливании растворов солей:
21. Al2(SO4)3 и Li2S. Определить реакцию среды, если
Ко3 Al(ОН)3 = 1, 38∙ 10− 9 моль/л (25 оС), Кк2 Н2S = 1∙ 10− 14 моль/л (25 оС).
22. ( NH4)2SO4 и Na2SO3. Определить реакцию среды, если
Ко NH4ОН = 2∙ 10− 5 моль/л (25 оС), Кк2 Н2SO3 = 6∙ 10− 8 моль/л (25 оС).
23. Fe(NO3)2 и K3PO4. Определить реакцию среды, если
Ко2 Fe(ОН)2 = 1, 3∙ 10− 4 моль/л (25 оС), Кк3 Н3PO4 = 1∙ 10− 12 моль/л (25 оС).
24. CuBr2 и KCN. Определить реакцию среды, если
Ко2 Cu(ОН)2 = 3, 4∙ 10− 7 моль/л (25 оС), Кк НCN = 7, 9∙ 10− 10 моль/л (25 оС).
25. Pb(NO3)2 и Li2CO3. Определить реакцию среды, если
Ко2 Pb(ОН)2 = 9, 6∙ 10− 4 моль/л (25 оС), Кк2 Н2CO3 = 4, 7∙ 10− 11 моль/л (25 оС).
26. Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли К2SО3 в 0, 01 М растворе сульфита калия, если Кк2 Н2SO3 = 6∙ 10− 8 моль/л (25 оС).
|
|
|
27. Вычислить рН 0, 05 М раствора азотистой кислоты, если
Кк НNО2 = 4∙ 10− 4 моль/л (25 оС).
28. Вычислить рН следующих растворов: а) 0, 01 М НI, б) 0, 1 М LiOH.
29. Какая из двух солей KNO2 или KCN, при равных условиях (с KCN = = с KNO2 = 0, 1 моль/л) в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать расчетом степени гидролиза обеих солей, если
Кк НNО2= 4∙ 10− 4 моль/л (25 оС); Кк НCN = 7, 9∙ 10− 10 моль/л (25 оС).
30. Рассчитать при температуре 27 оС константу гидролиза хлорида аммония в 1 М растворе, используя значения термодинамических харак-теристик реакции гидролиза: DНг° (298) = 176, 2 кДж; DSго (298) = 283, 6 Дж/К.
VI. Основы электрохимии
VI. 1. Окислительно-восстановительные реакции
Типовые задачи и их решение
1. Расставить коэффициенты методом электронного баланса в уравнении:
Н3АsО3 + КМnО4 + Н2SО4 → Н3АsО4 + МnSO4 + К2SO4 + Н2О.
Записать процессы окисления и восстановления. Определить окислитель и восстановитель
Решение. Напишем схему окислительно-восстановительной реакции, расставив степени окисления над всеми элементами:
Н3+Аs+3О3− 2 + К+Мn+7О4− 2 + Н2+S+6О4− 2 → Н3+Аs+5О4− 2 + Мn+2S+6О4− 2 +
+ К2+S+6О4− 2 + Н2+О− 2
Из уравнения следует, что степень окисления мышьяка до реакции была +3, а после реакции стала +5; степень окисления марганца изменилась от +7 до +2. Отражаем это изменение степеней окисления в электронных уравнениях:
НОК
восстановитель: Аs+3 – 2е = Аs+5 5 (процесс окисления);
10
окислитель: Мn+7 + 5е = Мn+2 2 (процесс восстановления),
исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает.
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем (электронный баланс). Найдя наименьшее общее кратное (НОК) между числами 2 и 5, определяем, что молекул восстановителя должно быть 5, а молекул окислителя – 2, т. е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении реакции перед восстановителем, окислителем и продуктами окисления и восстановления.
|
|
|
Уравнение будет иметь вид:
5 Н3АsО3 + 2 КМnО4 + 3 Н2SО4 = 5 Н3АsО4 + 2 МnSO4 + К2SO4 + 3 Н2О.
2. Уравнять реакцию: KNO3 + Co(NO3)2 + Br2 → Co(NO3)3 + KBr. Указать окислитель и восстановитель. Указать направление протекания реакции при стандартных условиях, рассчитав DGо (298), пользуясь стандартными электродными потенциалами электрохимических систем, участвующих в реакции: Co2+ – е = Co3+, φ о = 1, 81 В;
Br2о + 2е = 2 Br− , φ о = 1, 07 В.
Решение. Расставляем степени окисления над элементами:
K+N+5O3− 2 + Co2+(N+5O3− 2)2 + Br2о → Co3+(N+5O3− 2)3 + K+Br− .
Составляем электронные уравнения:
НОК
восстановитель: Co2+ – е = Co3+ 2; φ о = 1, 81 В;
2
окислитель: Br2о + 2е = 2 Br− 1; φ о = 1, 07 В.
Расставляем коэффициенты:
2KNO3 + 2Co(NO3)2 + Br2 = 2Co(NO3)3 + 2KBr.
Направление протекания реакции зависит от изменения энергии Гиббса реакции DGо (298):
DGо (298) = – z ∙ F ∙ ε o,
где z – число отданных или принятых электронов; z = 2 (НОК);
F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;
ε o – напряжение (ЭДС) ОВР, В.
ε o = φ оокислителя – φ овосстановителя = 1, 07 – 1, 81 = –0, 74 В.
Подставляем в формулу:
DGо (298) = – 2 ∙ 96500 ∙ (–0, 74) = 142820 Дж = 142, 82 кДж,
т. к. DGо (298) > 0, то реакция в стандартных условиях протекает справа налево.
3. Установить направление возможного протекания реакции:
2KBr + PbO2 + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + Br2 + 2KNO3 + 2H2O, если электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции равны:
Br2 + 2е = 2Br− , φ о1 = 1, 065 В;
PbO2 + 4Н+ + 2е = Pb2+ + 4Н2О, φ о2 = 1, 455 В.
Определить окислитель и восстановитель.
Решение. Окислителем всегда служит электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала. Поскольку в данной реакции φ о2 значительно больше, чем φ о1, то практически при любых концентрациях взаимодействующих веществ бромид-ионы будут служит восстановителем и окисляться диоксидом свинца.
|
|
|
Реакция будет самопроизвольно протекать слева направо, т. е.
восстановитель: 2Br− – 2е = Br2,
окислитель: PbO2 + 4Н+ + 2е = Pb2+ + 4Н2О.
Контрольные задачи
На основе электронных уравнений подобрать коэффициенты в реакциях. Указать окислитель и восстановитель.
1. КМnO4 + НNO2 + Н2SO4 → МnSO4 + HNO3 + K2SO4 + H2O.
2. Р + НNO3 + H2O → H3PO4 + NO.
3. FeSO4 + KМnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
4. HСlO4 + H2SO3 → HCl + H2SO4.
5. К2Сr2О7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O.
6. AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O.
7. C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
8. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
9. S + КМnO4 + H2SO4 → SO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
10. H2S + KМnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
11. KI + KМnO4 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
12. Cu + H2SO4 (конц. ) → CuSO4 + SO2 + H2O.
13. C + H2SO4 (конц. ) → CO2 + SO2 + H2O.
14. HI + H2SO4 (конц. ) → I2 + SO2 + H2O.
15. Fe(OH)2 + H2O + O2 → Fe(OH)3.
16. SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO.
17. FeSO4 + KСlO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + H2O.
18. H2S + HCl → H2SO4 + HCl.
19. CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + KCl + H2O.
20. Mg + HNO3(разб. ) → Mg(NO3)2 + N2O + H2O.
21. Уравнять реакцию: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны:
Cu2+ + 2е = Cuо, φ о = 0, 34 В;
2Н+ + NO3− + е = H2O + NO2 , φ о = 0, 80 В.
22. Уравнять реакцию: K2Cr2O7 + KCl + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 +
+ Cl2 + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: Cr2O72− + 14H+ + 6е = 2Cr3+ + 7H2O, φ о = 1, 33 В;
Cl2 + 2е = 2Cl− , φ о = 1, 36 В.
23. Уравнять реакцию: K2Cr2O7 + KBr + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + + Br2 + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: Cr2O72− + 14H+ + 6е = 2Cr3+ + 7H2O, φ о = 1, 33 В;
|
|
|
Br2 + 2е = 2Br− , φ о = 1, 07 В.
24. Уравнять реакцию: Fe(NO3)2 + NaNO3 + Cl2 → Fe(NO3)3 + NaCl. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны:
Fe3+ + e = Fe2+, φ о = 0, 77 В; Cl2 + 2е = 2Cl− , φ о = 1, 36 В.
25. Уравнять реакцию: KMnO4 + H2SO4 + KI → K2SO4 + MnSO4 + I2 + + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O, φ о = 1, 51 В;
I2 + 2е = 2I− , φ о = 0, 54 В.
26. Уравнять реакцию: FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: Fe3+ + e = Fe2+, φ о = 0, 77 В;
2ClO3− + 6H+ + 6e = Cl− + 3H2O, φ о = = 1, 45 В.
27. Уравнять реакцию: P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны:
P + 4H2O – 5e = H3PO4 + 5H+, φ о = –0, 41 В;
NO3− + 2H2O + 3e = NO + 4OH− , φ о = –0, 14 В.
28. Уравнять реакцию: KMnO4 + HNO2 + H2SO4 → MnSO4 + HNO3 + + K2SO4 + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, φ о = 1, 51 В;
NO2− + 2OH− – 2e = NO3− + H2O, φ о = 0, 01 В.
29. Уравнять реакцию: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + + K2SO4 + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: Fe2+ – e = Fe3+, φ о = 0, 77 В;
MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, φ о = 1, 51 В.
30. Уравнять реакцию: H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + + H2O. Определить окислитель и восстановитель. Установить направление возможного протекания реакции, рассчитав DGо (298), если стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, равны: S2− – 2e = S, φ о = –0, 48 В;
MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, φ о = 1, 51 В.
|
|
|
