Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Что произойдет при сливании растворов хлорида железа (II) и карбоната натрия? Написать уравнения совместного гидролиза в ионно-молекулярной и молекулярной формах.Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
До сливания в растворе каждой соли гидролизу подвергаются ионы Fe2+ и СО32-. I ступень: Fe 2+ +H OH <=>FeOH+ + → Н2О pH < 7; CO 32-+ H OH<=>HCO3-+ pH > 7. После сливания растворов продукт гидролиза первой соли (Н+) взаимодействует с продуктом гидролиза второй соли (ОН-) с образованием слабо диссоциирующего соединения Н2О, что приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции. Усиление гидролиза первой и второй соли приводит к протеканию II ступени гидролиза с образованием осадка и выделением газа. II ступень:
FeOH+ + H OH = Fe(OH)2↓ + → Н2О HCO3- + H OH = H2CO3 + ↓ CO2↑ H2O Сокращенное ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза двух солей: Fe2+ + CO32- + H2O = Fe(OH)2↓ + CO2↑. Молекулярное уравнение совместного гидролиза: FeCl2 + Na2CO3 + H2O= Fe(OH)2↓ + CO2↑ + 2NaCl. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ УРОВЕНЬ В Закончить уравнения реакций и уравнять их используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель а) Pb + HNO3 конц → б) S + HNO3 конц → в) P + H2SO4 конц → г) Mg + H2SO4 конц → а) Металл + НNО3(конц) → соль + оксид азота + Н2О. Формула оксида азота зависит от активности металла: N2O выделится, если в реакцию вступает активный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов в интервале Li...Al); NО выделится, если в реакцию вступает металл средней активности (Mn–Рb); NO2 выделится, если в реакцию вступает малоактивный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода).
Переносим полученные коэффициенты в молекулярное урав-нение: 3Pb0 + 2HN+5O3(конц) = 3Pb+2(N+5O3)2 + N+2O + H2O. Поскольку азотная кислота расходуется не только на получение 2 моль NO, но и на получение 3 моль Pb(NO3)2, в которых содержится 6NO со степенью окисления N+5, то для протекания этого процесса необходимо дополнительно 6 моль HNO3: 6HNO3 (конц) + 3Pb0 + 2HNO3(конц) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + H2O Суммируем число моль HNO3 и уравниваем количество водорода и кислорода (4Н2О): 3Рb + 8HNO3(конц) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4Н2О. б) Неметалл + HNO3(конц) → кислота, в которой неметалл проявляет высшую степень окисления + NO2 + (Н2О): B → H3B+3O3; P → H3P+5O4; S → H2S+6O4; Se → H2Se+6O4; Si → H2Si+4O3; C → H2C+4O3; As → H3As+5O4. Решение So + HN+5O3(конц) = Н2S+6O4 + N+4O2 + H2O Восст. окисл. НОК ДМ восст-ль Sº – 6ē = S+6 1 окисл-ль N+5 + ē = N+4 6 Sº + 6N+5 = S+6 + 6N+4 S + 6HNO3(конц) = Н2SO4 + 6NO2 + 2H2O. в) Неметалл + H2SO4(конц) → кислота, в которой неметалл проявляет высшую степень окисления + SO2 +(Н2O); см. пример б). Решение P0 + H2S+6O4(конц) = Н3Р+5О4 + S+4O2 + H2O Восст. окисл. НОК ДМ восст-ль P0 – 5ē = P+5 2 окисл-ль S+6 + 2ē = S+4 5 2Р0 + 5S+6 = 2P+5 + 5S+4 2P + 5H2SO4(конц) = 2Н3РО4 + 5SO2 + 2H2O. г) Металл + H2SO4(конц) → соль + (H2S, S, SO2) H2S выделится, если в реакцию вступает активный металл S выделится, если в реакцию вступает металл средней активности (Mn–Рb), SO2выделится, если в реакцию вступает малоактивный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода). Решение Mg0 + H2S+6O4(конц) = Mg+2SO4 + H2S-2 + H2O. восст. oкисл. НОК ДМ осст-ль Mg0 – 2ē = Mg+2 4 окисл-ль S+6 + 8ē = S-2 1 4Mg0 + S+6 = 4Mg+2 + S-2 Аналогично примеру (а) уравниваем реакцию: 4H2SO4(конц) + 4Mg + H2SO4(конц) = 4MgSО4 + H2S + 4H2O 4Mg + 5H2SO4(конц) = 4MgSО4 + H2S + 4H2O. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. УРОВЕНЬ В 1.а) Алюминиевый электрод погружен в 5∙10-4 М раствор сульфата алюминия. Вычислить значение электродного потенциала алюминия.
По табл. 11.1 определяем стандартный электродный потенциал алюминия: = –1,67 В. Записываем уравнение электродного процесса, протекающего на поверхности алюминиевого электрода в растворе соли: Al – 3ē = Al3+. n – число электронов, участвующих в электродном процессе. Для данной реакции n равно заряду иона алюминия Al3+(n = 3). Рассчитываем концентрацию ионов алюминия в растворе Al2(SO4)3: = ∙ α ∙ . Разбавленный раствор Al2(SO4)3 – сильный электролит. Следовательно, α = 1. По уравнению диссоциации Al2(SO4)3. Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO число ионов Al3+, образующихся при диссоциации одной молекулы Al2(SO4)3, равно 2. Следовательно, = 2. Тогда = 5∙10-4∙1∙2 = моль/л. Рассчитываем электродный потенциал алюминиевого электрода: = -1,67 + = –1,73 В. Ответ: = –1,73 В. б) Потенциал цинкового электрода, погруженного в раствор своей соли, равен –0,75 В. Вычислить концентрацию ионов цинка в растворе.
Откуда: = По табл. 11.1 определяем стандартный электродный потенциал цинка: = 0,76 В, n – равно заряду иона цинка Zn2+ (n = 2). Тогда = = 0,338. = 100,339 моль/л = 2,18 моль/л Ответ: = 2,18 моль/л. Составить две схемы гальванических элементов (ГЭ), в одной из которых олово служило бы анодом, в другой – катодом. Для одной из них написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции. Вычислить значение стандартного напряжения ГЭ. Решение В гальваническом элементе анодом является более активный металл с меньшим алгебраическим значением электродного потенциала, катодом – менее активный металл с большим алгебраическим значением электродного потенциала. По табл. 11.1 находим = –0,14 В. а) Олово является анодом ГЭ. В качестве катода можно выбрать любой металл с > . Выбираем медь = + 0,34 В. В паре Sn–Cu олово будет являться анодом ГЭ, медь – катодом. Составляем схему ГЭ: А(-) Sn │ Sn2+ ││ Cu2+ │ Cu(+)K Или А(-) Sn │ SnSO4 ││ CuSO4 │ Cu(+)K. Уравнения электродных процессов: НОК ДМ На A(-) Sn – 2ē = Sn2+ 1 – окисление На К(+) Cu2+ + 2ē = Cu 1 – восстановление Sn + Cu2+ = Sn2+ + Cu – суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции; Sn + CuSO4 = SnSO4 + Cu – суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции. Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ: = – = +0,34 – (–0,14) = 0,48 В. б) Олово является катодом ГЭ. В качестве анода ГЭ можно выбрать любой металл с < , кроме щелочных и щелочноземельных металлов, так как они реагируют с водой. Выбираем магний = –2,37 В.
|
||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; просмотров: 842; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.144.99.39 (0.007 с.) |