Главная
Каталог
Библиотека
Избранное
Порталы
Библиотеки вузов
Отзывы
Новости
 
12+
 
Предварительный просмотр документа

Сборник задач и упражнений по химии

Автор/создатель: Лебедева М.И., Анкудимова И.А.
Год: 2009 
Сборник содержит большое число задач и упражнений по основным разделам курса общей и неорганической химии (основные законы и понятия химии, строение атома, химическая связь, термодинамика, химическая кинетика и равновесие, растворы, ОВР, электрохимия). Представлены задачи и вопросы, которые необходимы преподавателю, студенту, ученику для более глубокого усвоения основных положений химии и закономерностей протекания химических процессов. Предназначен для студентов 1, 2 курсов дневной, заочной форм обучения, изучающих курс "Химия", а также для учащихся средних учебных заведений, которые готовятся к олимпиадам и сдаче единого государственного экзамена (ЕГЭ) по химии.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 5.0
Количество голосов: 2
Оцените ресурс:
5 4 3 2 1

ОТЗЫВЫ


Популярные ресурсы по теме

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра. Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
565. При растворении в горячей концентрационной серной кислоте металла, предварительно полученного восстановлением оксида металла(II) массой 48 г водородом, образовался сульфат металла и выделился газ объ- емом 13,44 дм3 (н.у.). Назовите металл. 566. Определите массу дихромата калия и объем раствора HCl c массовой долей 37 % (ρ = 1,19 г/cм3), не- обходимые для получения хлора, способного вытеснить весь бром из 266,4 cм3 раствора бромида калия с мас- совой долей 40 % (ρ = 1,34 г/cм3). 567. К 400 cм3 0,8 н. раствора сульфата железа(II), приготовленного из расчета его обменного эквивалента, добавлено 1600 cм3 воды. Определите эквивалентную концентрацию сульфата железа(II), как восстановителя, в полученном растворе. 568. На титрование 40 см3 раствора нитрита калия в кислой среде израсходовано 32 см3 0,5 н. раствора перманганата калия. Вычислите эквивалентную концентрацию и титр раствора нитрита калия. 569. Какая масса сульфата железа(II) содержится в растворе, если при его окислении перманганатом калия в кислой среде получено 100 см3 0,5 н. раствора сульфата железа(III)? 570. При окислении в кислой среде 20 см3 раствора сульфита натрия потребовалось 16,8 см3 0,5 н. раствора перманганата калия. Определите массу сульфита натрия в исходном растворе. 571. Смесь оксидов железа(II и III) массой 8,0 г растворили в избытке серной кислоты. Для реакции с по- лученным раствором затратили KMnO4 (ω = 5 %) массой 31,6 г. Определите состав смеси (ω, %). 572. При нагревании KClO3 часть ее разлагается с выделением кислорода, а часть с образованием перхло- рата и хлорида калия. Определите массу и состав остатка, если при нагревании KClO3 массой 44,1 г выделился кислород массой 9,6 г. 573. Колба с хлорной водой массой 250 г выставлена на солнечный свет. Выделившийся газ собран, его объем оказался равным 0,112 дм3 (н.у.). Определите массовую долю (ω, %) исходного раствора хлора. 574. Определите массу бромной воды, которая необходима для окисления сульфата железа(II) массой 15,2 г в сернокислом растворе, если при 20 °С в воде массой 100,0 г растворяется бром массой 3,6 г? 575. При растворении стали, массой 3 г содержащей серу в виде сульфида, образовавшейся сероводород отогнали и поглотили раствором иода. Определите содержание серы в стали (ω, %), если с H2S прореагировало 15 см3 0,01 М раствора J2. 576. Газ, полученный при сжигании сероводорода в избытке кислорода, прореагировал с 250 см3 раствора гидроксида натрия с массовой долей 25 % (ρ = 1,28 г/см3) с образованием кислой соли. Рассчитайте объем из- расходованного сероводорода. 577. Пропускают хлор через горячий раствор КОН, по окончании реакции выпаривают воду, твердый оса- док смешивают с MnО2 и прокаливают. Наблюдают выделение газа. Определите плотность этого газа по мета- ну. 578. Для реакции между FeCl3 и K2S взято соли железа в количестве 0,4 моль. Определите массу (г) вы- павшей в осадок смеси FeS и простого вещества. 579. Определите количество (моль) KClO3, необходимого для получения кислорода в объеме, достаточном для окисления аммиака объемом 26,88 дм3 (н.у.) в присутствии катализатора. 580. Растворяют железо массой 44,8 г в разбавленной серной кислоте, добавляют избыток Н2О2 и в конеч- ном растворе получается соль. Определите ее массу (г). 581. При взаимодействии KBr массой 83,3 г с концентрированной серной кислотой образуется SO2 и Br2. Определите объем брома (см3), если плотность его равна 3,12 г/см3. 582. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций: а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O; б) H2S + K2CrO4 + H2O → ↓S + ↓Cr(OH)3 + KOH; в) FeSO4 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O; г) K2S + H2O2 + H2SO4 → ↓S + K2SO4 + H2O; д) Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O; е) Cr(OH)3 + KOH + KClO → K2CrO4 + KCl + H2O; ж) MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4. 583. Дайте определение понятиям «окислитель», «восстановитель». Напишите правые части уравнений реак- ций, если известны их левые части (коэффициенты расставьте методом электронного баланса): а) KJ + FeCl3 → б) KMnO4 + HCl → в) J2 + HNO3 → HJO3 + … 584. К нижеприведенным реакциям составьте электронный баланс, используя который расставьте коэффи- циенты в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель: а) HClO3 + P → H3PO4 + HCl; б) HNO3 + HJ → NO2 + HJO3 + H2O; в) N2O + KMnO4 + H2SO4 → NO + MnSO4 + K2SO4 + H2O. 6.3. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ Если окислительно-восстановительную реакцию осуществить так, чтобы процессы окисления и восста- новления были пространственно разделены, и создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникнет направленное перемещение элек- тронов – электрический ток. При этом энергия химической окислительно-восстановительной реакции превра- щается в электрическую энергию. Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химиче- скими источниками электрической энергии или гальваническими элементами. Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электроли- тов; последние сообщаются друг с другом, обычно, через пористую перегородку. Электрод, на котором в ходе ре- акции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление, называется катодом. При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой. Например, схема гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция Zn + 2AgNO3 = Zn(NO3)2 + 2Ag, изображается следующим образом: Zn Zn(NO3)2AgNO3 Ag. Эта же схема может быть изображена в ионной форме: Zn Zn2+  Ag+ Ag. В данном случае металлические электроды непосредственно участвуют в происходящей реакции. На аноде цинк окисляется Zn – 2 е = Zn2+ икв форме ионов переходит в раствор, а на катоде серебро восстанавливается Ag+ + 1 е = Ag и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения электродных процессов (с учетом числа при- нимаемых и отдаваемых электронов), получаем суммарное уравнение реакции: Zn + 2Ag+ = Zn2+ + 2Ag. В других случаях металл электрода не претерпевает изменений в ходе электронного процесса, а участвует лишь в передаче электронов от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так, в гальваниче- ском элементе Pt  Fe2+, Fe3+  MnO − , Mn2+, H+ Pt 4 роль инертных электронов играет платина. На платиновом аноде окисляется железо(II): Fe2+ – 1 е = Fe3+, а на платиновом катоде восстанавливается марганец(VII): MnO − + 8H+ + 5 е = Mn2+ + 4H2O. 4 Умножив первое из этих уравнений на пять и сложив со вторым, получаем суммарное уравнение проте- кающей реакции: 5Fe2+ + MnO − + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O. 4 Максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходя- щей в нем реакции, называется электродвижущей силой Е (э.д.с.) элемента. Если реакция осуществляется в стандартных условиях (с = 1 моль/дм3, t = 25 oC, P = 1 атм = 105 Па = 760 мм рт. ст.), то наблюдаемая при этом э.д.с. называется стандартной электродвижущей силой Е0 данного элемента. Э.д.с. гальванического элемен- та может быть представлена как разность двух электродных потенциалов ϕ, каждый из которых отвечает по- луреакции, протекающей на одном из электродов: э.д.с. = ϕок-ля – ϕвос-ля . (6.3.1) Так, для рассмотренного выше серебряно-цинкового элемента э.д.с. выражается разностью э.д.с. = ϕAg + /Ag − ϕZn 2 + /Zn , где ϕAg + /Ag и ϕZn 2 + /Zn − потенциалы, отвечающие электродным процессам, происходящим соответственно на серебряном и цинковом электродах. При вычислении электродвижущей силы меньший (в алгебраическом смыс- ле) электродный потенциал вычитается из большего. Значения стандартных электродных потенциалов представлены в табл. 11. 11. Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 25 °С Реакция ϕ°, В Реакция ϕ°, В + 2+ K +е =K –2,92 Fe + 2 е = Fe –0,44 2+ 2+ Ва + 2 е = Ва –2,91 Cd + 2 е = Cd –0,40 + 2+ Na + е = Na –2,71 Ni + 2 е = Ni –0,25 2+ 2+ Mg + 2 е = Mg –2,36 Pb + 2 е = Pb –0,13 3+ + Al + 3 е = Al –1,66 H + е = ½ H2 0,00 2+ 2+ Mn + 2 е = Mn –1,18 Cu + 2 е = Cu 0,34 2+ + Zn + 2 е = Zn –0,76 Ag + е = Ag 0,80 3+ 2+ Cr + 3 е = Cr –0,74 Hg + 2 е = Hg 0,85 П р и м е р 118. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. магниево-цинкового гальванического элемента, в котором [Mg2+] = [Zn2+] = 1 моль/дм3. Какой металл яв- ляется анодом, какой катодом? Решение. Схема данного гальванического элемента (–) Mg Mg2+Zn2+  Zn (+). Магний имеет меньший потенциал (–2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный про- цесс Mg o − 2e → Mg 2+ . Цинк, потенциал которого –0,76 В – катод, т.е. электрод на котором протекает восста- новительный процесс Zn 2+ + 2 e → Zn o . Уравнение окислительно-восстановительной реакции, которая лежит в основе работы данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного и катодного процессов Mg + Zn 2 + = Mg 2+ + Zn . Для определения э.д.с. гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 г-ион/дм3, то э.д.с. элемента равна разности стандартных электродных потенциалов двух его электродов. Поэтому э.д.с. = ϕo 2 + /Zn − ϕo 2 + /Mg = −0,76 − (− 2,37 ) = 1,61 B. Zn Mg П р и м е р 119. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М рас- твор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислите э.д.с. элемента, напишите уравнения электродных процессов, составьте схему элемента. Решение. Чтобы определить э.д.с. элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы. Для этого на- ходим значения стандартных электродных потенциалов систем Zn2+/Zn (–0,76 В) и Pb2+/Pb (–0,13 В), а затем рас- считываем значения ϕ по уравнению Нернста: ϕ = ϕo + (0,059/n )lgс , (6.3.2) где ϕо – стандартный электродный потенциал; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/дм3, т.е.: 0,059 ϕ Zn 2 + /Zn = −0,76 + lg 0,1 = −0,76 + 0,030 (− 1) = −0,79 B ; 2 0,059 ϕPb 2 + / Pb = −0,13 + lg 0,02 = −0,13 + 0,030 (− 1,7 ) = −0,18 B . 2 Находим э.д.с. (Е) элемента: E = ϕPb 2 + / Pb − ϕZn 2 + / Zn = −0,18 − (0,79) = 0,61 B. Поскольку ϕ Pb 2+ / Pb > ϕ Zn 2+ / Zn , то на свинцовом электроде будет происходить восстановление, т.е. он бу- дет служить катодом: Pb2+ + 2 е = Pb. На цинковом электроде будет протекать процесс окисления Zn – 2 е = Zn2+, т.е. этот электрод будет анодом. Схема гальванического элемента имеет следующий вид: (–) ZnZn2+Pb2+Pb (+) (0,1 М) (0,02 М). П р и м е р 120. Определите э.д.с. гальванического элемента Ag AgNO3 (0,001M ) AgNO3 (0,1M ) Ag . В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе этого элемента? Решение. Стандартный электродный потенциал системы Ag+/Ag равен 0,80 В. Обозначив потенциал лево- го электрода через ϕ1, а правого через ϕ2, находим: ϕ1 = 0,80 + 0,059 lg 0,001 = 0,80 + 0,059 (− 3) = 0,62 B ; ϕ2 = 0,80 + 0,059 lg 0,1 = 0,80 − 0,059 (− 1) = 0,74 B . Вычисляем э.д.с. элемента: э.д.с. = ϕ 2 − ϕ1 = 0,74 − 0,62 = 0,12 В. Поскольку ϕ1 < ϕ2, то левый электрод будет служить отрицательным полюсом элемента и электроны пере- мещаются во внешней цепи от левого электрода к правому. П р и м е р 121. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли это со- отношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/дм3, а потенциалы кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль/дм3? Решение. Стандартные электродные потенциалы для никеля и кобальта соответственно равны –0,25 и – 0,27 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях по уравнению Нернста: ϕ Ni 2 + /Ni = −0,25 + (0,059/2)lg10−3 = −0,339 B; ϕCo 2 + /Co = −0,277 + (0,059/2)lg10−1 = −0,307 B. Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля. П р и м е р 122. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал маг- ния оказался равным –2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (моль/дм3). Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 6.3.2): –2,41 = –2,37 + (0,059/2) ⋅ lgс; –0,04 = 0,0295 ⋅ lgс; lgс = –0,04/0,0295 = –1,3559 = 2,6441; с (Mg2+) = 4,4⋅10–2 моль/дм3. П р и м е р 123. После погружения железной пластинки массой 8 г в раствор нитрата свинца(II) объемом 50 см3 (ρ = 1,23 г/см3) с массовой долей 15 % масса соли уменьшилась втрое. Какой стала масса пластинки? Решение. Fe + Pb(NO3)2 = Pb + Fe(NO3)2; M(Pb(NO3)2) = 331 г/моль; M(Pb) = 207 г/моль; M(Fe) = 56 г/моль. Количество нитрата свинца(II) составит 0,15⋅50⋅1,23/331 = 0,0278 моль. По условию задачи масса железной пластинки уменьшилась втрое, т.е. концентрация Pb2+ составит 0,0278/3 = 0,0092 моль-ионов, а перешло на пластин- ку 0,0278 – 0,0092 = 0,0186 моль-ионов или 0,0186⋅207 = 3,85 г. Перешло в раствор Fe2+-ионов соответственно 0,0186⋅56 = 1,04 г. Следовательно, масса пластинки будет равна 8,00 – 1,04 + 3,85 = 10,81 г. П р и м е р 124. Медный стержень массой 422,4 г выдержали в растворе нитрата серебра, после чего его мас- са составила 513,6 г. Рассчитайте объем израсходованного раствора азотной кислоты (ρ = 1,20 г/см3) с массовой долей 32 %, необходимый для растворения медного стержня после выдерживания его в растворе нитрата сереб- ра. Решение. 1) Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + ↓2Ag; 2) 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O; 3) 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 +NO↑ + 2H2O. M(Сu) = 64 г/моль; М(Ag) = 108 г/моль; M(HNO3) = 63 г/моль. Масса выделенного по реакции (1) серебра составит 513,6 – 422,4 = 91,2 г или 91,2/108 = 0,85 моль. Следо- вательно, в раствор перейдет согласно реакции (1) 0,85/2 = 0,425 моль Cu2+ или 0,425⋅64 = 27,2 г. В растворе останется меди 422,4 – 27,2 = 395,2 г или 395,2/64 = 6,18 моль. На растворение данного коли- чества меди по реакции (2) потребуется 8⋅6,18/3 = 16,475 моль HNO3. По реакции (3) на растворение 0,85 моль серебра потребуется 4⋅0,85/3 = 1,13 моль HNO3. Всего на растворение меди и серебра потребуется 16, 475 + 1,130 = 17,605 моль или 17,605⋅63 = 1109,12 г HNO3. В расчете на раствор данной концентрации масса раствора кислоты составит 1109,12⋅100/32 = 3466,00 г. Объем кислоты равен 3466,00/1,20 = 2888,3 см3. П р и м е р 125. Железную пластинку массой 15 г опустили в раствор сульфата меди (ω = 8 %) массой 100 г. Через некоторое время пластинку вынули, промыли и высушили. Масса пластинки оказалась равной 15,3 г. Определите концентрацию (ω, %) веществ в образовавшемся после реакции растворе. Решение. Железо более активный металл и поэтому вытесняет медь из сульфата меди: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu. Образующаяся медь оседает на железной пластинке, которая становится тяжелее, поскольку атомная масса ме- ди больше, чем атомная масса железа. При растворении 1 моль железа (56 г) масса пластинки увеличилась бы на 64 – 56 = 8 г. По условию задачи масса пластинки увеличилась на 0,3 г. Можно составить пропорцию: 56 г Fe – ∆m = 8 г х г Fe – ∆m = 0,3 г. Масса железа, вступившего в реакцию, равна 0,3⋅56/8 = 2,1 г, а число молей железа 2,1/56 = 0,0375 моль. Поскольку все вещества в данной реакции реагируют и получаются в равных количествах (по числу молей), то n(CuSO4(реагир)) = n(FeSO4(образ)) = 0,0375 моль. Найдем массу CuSO4 в исходном и в конечном растворах: m(CuSO4(исх)) = 100⋅0,08 = 8 г; m(CuSO4(кон)) = 8 – 0,0375⋅160 = 2 г. Найдем массу FeSO4 в конечном растворе: m(FeSO4(кон)) = 0,0375⋅152 = 5,7 г. Масса конечного раствора меньше массы исходного раствора на величину изменения массы пластинки (закон сохранения массы веществ) и равна 99,7 г. Далее определяем концентрации солей в образовавшем рас- творе: ω(CuSO4) = 2⋅100/99,7 = 2,01 %; ω(FeSO4) = 5,7⋅100/99,7 = 5,72 %. Задачи Для решения задач данного раздела использовать значения величин ϕ0 из табл. 11. 585. Какие внешние изменения будут наблюдаться, если в три пробирки с раствором медного купороса внести соответственно небольшие кусочки металлического алюминия, свинца, серебра? 586. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) MgSO4; в) Pb(NO3)2; г) AgNO3; д) NiSO4; е) BaCl2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 587. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/дм3) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала? 588. При какой концентрации ионов Cr3+ (моль/дм3) значение потенциала хромового электрода становить- ся равным стандартному потенциалу цинкового электрода? 589. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал –1,23 В. Вычислите концентрацию (моль/дм3) ионов Mn2+. 590. Рассчитайте электродные потенциалы магния в растворе хлорида магния при концентрациях (моль/дм3): а) 0,1; б) 0,01; в) 0,001. 591. При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/дм3) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? 592. Цинковая пластинка массой 10,0 г опущена в раствор сульфата меди(II). После окончания реакции пластинка имела массу 9,9 г. Объясните изменение массы пластинки и определите массу сульфата меди(II), вступившей в реакцию. 593. После того как железную пластинку выдержали в растворе сульфата меди(II), ее масса изменилась на 1,54 г. Определите объем раствора азотной кислоты (ρ = 1,50 г/см3) с массовой долей 96 %, необходимый для снятия меди с пластинки. 594. Масса железного стержня после выдерживания в растворе нитрата меди(II) увеличилась на 1,6 г и со- ставила 23,2 г. Рассчитайте массу растворившегося железа, а также массу меди, выделившаяся после реакции. 595. Какая масса технического железа, содержащего 18 % примесей, потребуется для вытеснения из рас- твора сульфата никеля(II) никеля массой 7,42 г. 596. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28,00 г. По окончании реакции масса пластинки оказалась равной 32,52 г. Определите массу нитрата серебра в растворе. 597. Из каких полуэлементов следует составить гальванический элемент с целью получения максимальной э.д.с.: а) Cu2+/Cu и Pb2+/Pb; б ) Cr3+/Cr и Fe2+/Fe; в) Ni2+/Ni и Pb2+/Pb? 598. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. медно- кадмиевого гальванического элемента, в котором [Cd2+] = 0,80 моль/дм3, а [Cu2+] = 0,01 моль/дм3. 599. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электрон- ные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. гальванического элемента, в котором серебряные элек- троды опущены в 0,01 н и 0,1 н растворы нитрата серебра. 600. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. гальванического элемента, в котором никелевые электроды опущены в 0,002 н и 0,02 н растворы сульфата ни- келя. 601. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. галь- ванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы солей с концен- трацией [Pb2+] = [Mg2+] = 0,01 моль/дм3. Изменится ли э.д.с. этого элемента, если концентрацию каждого из ио- нов увеличить в одинаковое число раз? 602. Составьте схему, напишите электронные уравнения электронных процессов и вычислите э.д.с. гальва- нического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентраци- ей [Cd2+] = [Mg2+] = 1 моль/дм3. Изменится ли значение э.д.с., если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/дм3? 603. Составьте схему работы гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженны- ми в 0,005 М растворы их солей. Рассчитайте э.д.с. этого элемента. 604. Вычислите э.д.с. гальванического элемента, образованного магнием и цинком, погруженными в рас- творы их солей концентраций 1,8⋅10–5 и 2,5⋅10–2 моль/дм3 соответственно и сравните с э.д.с. гальванического элемента, состоящего из магниевой и цинковых пластин, опущенных в растворы солей с концентрацией [Mg2+] = [Zn2+] = 1 моль/дм3. 605. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого ак- кумулятора? 606. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумуля- тора? 607. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1 М раствор нитрата се- ребра и стандартного водородного электрода. Напишите уравнения электродных процессов и суммарной реак- ции, происходящей при работе гальванического элемента. 608. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов двух гальванических эле- ментов, в одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом. 609. Чтобы посеребрить медную пластину массой 10 г, ее опустили в раствор нитрата серебра (ω = 20 %) массой 250 г. Когда пластину вынули, оказалось, что масса нитрата серебра в растворе уменьшилась на 20 %. Какой стала масса посеребряной пластинки, и какова концентрация оставшегося раствора нитрата серебра. 610. Железную пластинку массой 10 г опустили в раствор (ω = 4 %) нитрата серебра. Через некоторое время пластинку вынули, промыли и высушили. Масса пластинки оказалась равной 12,4 г, а концентрация нитрата серебра в растворе уменьшилась в 4 раза. Определите массу (г) исходного раствора. 611. К раствору (ω = 5 %) хлорида меди(II) массой 200 г добавили цинковую пластинку. Пластинка рас- творилась полностью. Концентрация раствора хлорида меди уменьшилась в 5 раз. Определите массу (г) раство- ренной цинковой пластинки. 612. К раствору (ω = 7 %) сульфата меди(II) массой 300 г добавили тонко измельченного цинка массой 4 г. Определите концентрацию (ω, %) веществ в полученном растворе. 613. Как изменится масса (г) медной пластинки после ее внесения в раствор (ω = 4 %, ρ = 1,063 г/см3) нит- рата серебра объемом 200 см3? 6.4. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электроли- та. Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на ко- тором осуществляется процесс окисления, – анодом. Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восста- навливаться наиболее активный из них, т.е. окисленная форма той электрохимической системы, которой отве- чает наибольшее значение электродного потенциала. Так, при электролизе кислого водного раствора соли ни- келя при стандартных концентрациях ионов [H+] = [Ni2+] = 1 моль/дм3 возможно восстановление как иона нике- ля: Ni2+ + 2 e = Ni; ϕ1 = –0,25 B; так и иона водорода: 2H+ + 2 e = H2; ϕ2 = 0 В. Но поскольку ϕ1 < ϕ2 , то в этих условиях на катоде будет выделяться водород. Иным будет катодный процесс при электролизе нейтрального водного раствора соли никеля при [H+] = 10–7 моль/дм3. Здесь потенциал водородного электрода ϕ3 = –0,41 В. В этом случае при концентрации иона никеля (1 моль/дм3) ϕ1 > ϕ3 на катоде будет выделяться и никель. Как показывает рассмотренный пример, при электролизе водных растворов солей, реакция которых близка к нейтральной, на катоде восстанавливаются те металлы, электродные потенциалы которых значительно поло- жительнее, чем –0,41 В. Если потенциал металла значительно отрицательнее, чем –0,41 В, то на катоде будет выделяться водород по схеме 2Н2О + 2 e = Н2 +2ОН–. При значениях электродного потенциала металла, близких к –0,41 В, возможно, в зависимости от концен- трации соли металла и условий электролиза, как восстановление металла, так и выделение водорода (или со- вместное протекание обоих процессов). Аналогично при наличии в системе, подвергающейся электролизу, нескольких восстановителей, на аноде будет окисляться наиболее активный из них, т.е. восстановленная форма той электрохимической системы, ко- торая характеризуется наименьшим значением электродного потенциала. Так, при электролизе водного раство- ра сульфата меди с инертными электродами на аноде может окисляться как сульфат-ион: 2SO 2 − − 2 e = S2O8 − ; ϕ1 = 2,01 B 4 2 0 так и вода: 2H 2O − 4 e = O 2 + 4H + ; ϕ 0 = 1,23 B. 2 0 0 Поскольку ϕ 2<< ϕ1 , то в данном случае будет осуществляться второй из возможных процессов, и на ано- де будет выделяться кислород. Однако при замене инертного электрода медным становится возможным протекание еще одного окисли- тельного процесса – анодного растворения меди: 0 Cu – 2 e = Cu2+, ϕ 3 = 0,34 B. Этот процесс характеризуется более низким значением электродного потенциала, чем остальные возмож- ные анодные процессы ( ϕ 3 << ϕ1 и ϕ 3 << ϕ 0 ). Поэтому при указанных условиях на аноде будет происходить 0 0 0 2 окисление меди. При электролизе водных растворов нитратов, перхлоратов и фосфатов, как и в случае сульфатов, на инертном аноде обычно происходит окисление воды с образованием свободного кислорода. П р и м е р 126. Напишите уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора суль- фата натрия с инертным анодом. Решение. Стандартный электродный потенциал системы Na+ + e = Na (–2,71 B) значительно отрицатель- нее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (–0,41 В). Поэтому на катоде будет проис- ходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода: 2H2O + 2 e = H2↑ + 2OH–, а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное про- странство). На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода: 2H2O – 4 e = О2↑ + 4H+, поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему 2SO 2− − 2e = S2 O8 − . Ионы SO 2− , 4 2 4 движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве. Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получа- ем суммарное уравнение процесса электролиза: 6H 2O = 2H 2 ↑ +4OH − + O 2 ↑ +4H + . (у катода) (у анода) Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ио- нов SO 2 − в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме: 4 6H 2 O + 2Na 2SO 4 = 2H 2 ↑ +4Na + + 4OH − + O 2 ↑ +4H + + 2SO 2− . 4 (у катода) (у анода) Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия (в катод- ном пространстве) и серная кислота (в анодном пространстве). Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фараде- ем. Им можно дать следующую общую формулировку: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также масса образующихся на электродах веществ прямопропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответ- ствующих веществ. Закон Фарадея выражается следующей формулой: m = Мэ It / F, (6.4.1) где m – масса образовавшегося на электродах или подвергшегося превращению вещества, г; Мэ – его эквива- лентная масса, г/ моль; I – сила тока, А (ампер); t – время, с; F – число Фарадея (96 500 Кл/моль), т.е. количест- во электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента ве- щества. П р и м е р 127. Напишите электронные уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе водного раствора сульфата меди(II). Какая масса меди выделится на катоде и какой объем кислорода выделится на аноде в течение 1 часа и силе тока равной 4 А? Решение. Электролиз раствора сульфата меди(II): (–) К: Cu2+, H2O; (+) А: SO 2 − , H2O. 4 Катионы металлов (Cu2+ – Au3+), имеющие большое значение ϕ0, при электролизе полностью восстанавлива- ются. Следовательно, на катоде: Cu2+ + 2 e = Cu0; на аноде окисляются молекулы воды 2H2O – 4 e = O2↑ + 4H+, так как кислородсодержащие анионы окисляются труднее. Общее уравнение 2CuSO 4 + 2H 2 O электролиз→ 2Cu + 2H 2SO 4 + O 2 ↑ .   Эквивалентная масса меди(II) равна 63,54/2 = 31,77 г/моль. Согласно формуле (6.4.1) и условию задачи, получим m (Cu) = 31,77⋅4⋅3600 / 96 500 = 4,74 г. Для вычисления объема кислорода, который выделяется на аноде, отношение m / Mэ заменяем отношением VO 2 /Vэ (O 2 ) , где VO2 − объем кислорода, дм3; Vэ (O 2 ) − эквивалентный объем кислорода, 5,6 дм3. Тогда VO 2 = Vэ(O 2 )It / 96 500 = 5,6 ⋅ 4 ⋅ 3600 / 96500 = 0,84 дм3. П р и м е р 128. При пропускании тока через последовательно включенные электролизеры с растворами AgNO3, CuSO4, ZnCl2 в первом электролизере на катоде выделилось 1,118 г металлического серебра. Определи- те массу меди и цинка, выделившихся во втором и третьем электролизерах. Решение. Если через последовательно соединенные электролизеры пропустить одно и то же количество электричества, то на электродах выделяются эквивалентные количества веществ: ν(Cu) = ν(Zn) = ν(Ag) = m(Ag) / Mэ(Ag) = 1,118/108 = 0,0103 моль; m(Cu) = ν(Cu)⋅Mэ(Cu) = 0,0103⋅32 = 0,331 г; m(Zn) = ν(Zn)⋅Mэ(Zn) = 0,0103⋅32,5 = 0,339 г. П р и м е р 129. При электролизе раствора ZnSO4 на катоде выделилось 0,1200 г цинка за 768 с. Какую силу тока необходимо было поддерживать при электролизе, если выход по току составил 90 %? Решение. Выход по току η = (mпр / mтеор)⋅100 %; (6.4.2) mтеор = (mпр / η) 100 = 0,1200/0,9 = 0,1333 г. Из уравнения (6.4.1.) находим силу тока: I = m (Zn)⋅96 500 / 32,5⋅768 = 0,523 A. П р и м е р 130. При электролизе водного раствора хлорида натрия (ω = 20 %) массой 500 г выделился во- дород объемом 1,12 дм3 (н.у.). Найдите массы электролитов в растворе после электролиза. Решение. Уравнение электролиза водного раствора хлорида натрия 2NaCl + 2Н 2 О электролиз → H 2 ↑ +2NaOH + Cl 2 ↑ .   Масса хлорида натрия равна m = 500⋅0,2 = 100 г. Согласно формуле (6.4.1), имеем V (H2) = QVэ (H2) / 96 500, отсюда Q = V(H2)⋅96500 / Vэ(H2) = 1,12⋅96 500 / 11,2 = 9650 Кл. m(NaCl) = 9650⋅58,5 / 96 500 = 5,85 г; m(NaOH) = 40⋅9650 / 96 500 = 4,0 г. Оставшаяся масса хлорида натрия равна 100,0 – 5,85 = 94,15 г; m(H2O) = 9⋅9650 / 96 500 = 0,9 г. П р и м е р 131. При электролизе водного раствора нитрата никеля(II) (ω = 50 %) массой 91,50 г на катоде выделился никель массой 14,75 г. Определите содержание азотной кислоты в растворе (ω, %) после электролиза и объем газа, выделившегося на аноде. Решение. Уравнение электролиза водного раствора нитрата никеля(II) Ni(NO 3 ) 2 + 2H 2 O электролиз → Ni + 2HNO 3 + O 2 ↑ + H 2 ↑ ;   M(Ni) = 59 г/моль; М(HNO3) = 63 г/моль. Количество никеля, выделенного на катоде, равно 14,75/59 = 0,25 моль. Следовательно, по реакции обра- зуется 0,5 моль HNO3 или 0,5⋅63 = 31,5 г. Количество кислорода составит 0,25 моль 0,25⋅22,4 = 5,6 дм3 или 8,0 г. Такой же объем водорода выделяется на катоде, т.е. 5,6 дм3 или 0,5 г. Масса раствора составит 91,50 – 14,75 – 8,50 = 68,25 г. Откуда ω(HNO3) = 31,50⋅100/68,25 = 46,5 %. Задачи 614. В какой последовательности будут восстанавливаться катионы при электролизе водного раствора, со- держащего ионы Cr3+, Pb2+, Hg2+, Mn2+, если молярная концентрация соответствующих им солей одинакова, а напряжение на катодах достаточно для восстановления каждого из них? 615. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих на графитовых электро- дах при электролизе водных растворов: а) нитрата свинца(II); б) серной кислоты. 616. В каких случаях при электролизе водных растворов солей: а) на катоде выделяется водород; б) на аноде выделяется кислород; в) состав электролита не изменяется? 617. При электролизе водных растворов каких солей на катоде происходит: а) восстановление только катионов металлов; б) одновременное восстановление катионов металла и воды; в) восстановление только воды? 618. Вычислите массу водорода и кислорода, образующихся при прохождении тока силой 3 А в течение 1 ч через раствор NaNO3. 619. Определите массу выделившегося железа при прохождении тока силой 1,5 А в течение 1 ч через рас- творы сульфата железа(II) и хлорида железа(III) (электроды инертные). 620. При прохождении через раствор электролита тока силой 0,5 А за 1 ч выделяется 0,55 г металла. Опре- делите эквивалентную массу металла. 621. Напишите электронные уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе растворов: а) CuSO4 с медным анодом; б) NiSO4 с никелиевым анодом; в) AgNO3 с серебряным анодом. 622. В течение какого времени необходимо пропускать ток силой 1 А при электролизе водного раствора сульфата хрома(III), чтобы масса катода возросла на 10 г? Какой объем (н.у.) кислорода выделился на аноде? 623. Электролиз водного раствора хлорида никеля(II), содержащего соль массой 129,7 г, проводили при токе силой 5 А в течение 5,36 ч. Сколько хлорида никеля(II) осталось в растворе и какой объем хлора (н.у.) вы- делился на аноде? 624. При электролизе водного раствора нитрата серебра в течение 50 мин при токе силой 3А на катоде вы- делилось серебро массой 9,6 г. Определите выход по току (η, %). 625. При электролизе водного раствора нитрата никеля(II) (ω = 50 %) массой 113,30 г на катоде выделился металл массой 14,75 г. Определите объем газа (н.у.), выделившегося на аноде и массу оставшегося нитрата ни- келя(II) после электролиза. 626. После электролиза водного раствора хлорида натрия получили раствор, в котором содержится NaOH массой 20 г. Газ, выделившийся на аноде, полностью прореагировал с раствором иодида калия массой 332 г. Определите содержание иодида калия (ω, %) в растворе. 627. При электролизе водного раствора хлорида калия на катоде выделился водород объемом 13,44 дм3 (н.у.). Газ, выделившийся на аноде, полностью окислил раскаленную медную проволоку массой 38,4 г. Определите мольную массу меди. 628. Электролиз водного раствора сульфата калия проводили при токе силой 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? 629. При электролизе водных растворов сульфата магния и хлорида меди(II), соединенных последователь- но с источником тока, на одном из катодов выделился водород массой 0,25 г. Вычислите массу веществ, выде- лившихся на других электродах. 630. Какая масса серной кислоты, образуется в анодном пространстве при электролизе водного раствора сульфата натрия, если на аноде выделился кислород объемом 1,12 дм3 (н.у.)? Вычислите массу вещества, выде- лившегося на катоде. 631. Электролиз водного раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, при этом на аноде выделился кислород объемом 6 дм3 (н.у.). Вычислите силу тока (электроды инертные). 632. Электролиз водного раствора нитрата серебра проводили при токе силой 2А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах. Какая масса металла выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде? 633. Электролиз водного раствора сульфата некоторого металла проводили при токе силой 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделился металл массой 5,49 г. Вычислите эквивалентную массу металла. 634. Как изменится масса серебряного анода, если электролиз водного раствора нитрата серебра проводи- ли при токе силой 2 А в течение 33 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора нитрата серебра. 635. Электролиз водного раствора иодида натрия проводили при токе силой 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, вычислите массу веществ, выде- ляющихся на электродах. 636. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора нит- рата серебра с серебряным анодом. Масса анода уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом. 637. При электролизе водного раствора сульфата меди(II) при токе силой 2,5 А в течение 15 мин выдели- лась медь массой 0,72 г. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах с медным и угольным анодами. Вычислите выход по току (η, %). 638. При электролизе расплава неизвестного вещества массой 8 г на аноде выделился водород объемом 11,2 дм3 (н.у.). Что это за вещество? Можно ли провести электролиз его водного раствора? 639. При электролизе с инертными электродами 150 см3 раствора хлорида калия с массовой долей 5 % (ρ = 1,05 г/см3) током силой 5 А в течение 32 мин 10 сек у анода выделился газ объемом 1,12 дм3 (н.у.). Определите концентрацию щелочи в образовавшемся растворе (ω, %). 640. Через раствор сульфата цинка(II) в течение 45,03 мин пропускали постоянный ток. Определите силу тока, если известно, что на катоде и аноде выделились одинаковые объемы газов, а масса одного электрода уве- личилась на 1,1 г. Электроды инертные. 641. Электролиз 200 см3 раствора сульфата меди(II) с массовой долей 6 % (ρ = 1,02 г/см3) продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 5 г. Какая масса сульфата меди(II) осталась в растворе после электролиза? 642. Через электролизер, заполненный водным раствором хлорида калия, пропустили постоянный ток (электро- ды инертные), в результате чего масса раствора уменьшилась на 1,58 г. Для нейтрализации оставшегося раствора был
Яндекс цитирования