ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХСОЕДИНЕНИЙ

Контрольные задания №№ 1-16

Для своего задания в соответствии с таблицей 2 назовите и классифицируйте исходные вещества, составьте уравнения химических реакций.

Таблица 2

№ задания

Исходные вещества

Составить уравнения возможных реакций с

Водой

Кислотой

щелочью

солью

Основным оксидом

Кислотным оксидом

Амфотерным оксидом

MgO

H₂S0₄

CaO

Н₃РО₄

S0₂

NaOH

SO₃

KOH

ZnO

CuS0₄

A1₂0₃

FeCl₃

K₂0

HNO₃

BeO

ZnCl₂

BaO

HC1

Cr0₃

Ba(OH)₂

HNO₃

CaO

H₂S0₄

ZnCl₂

K₂0

HC1

KOH

FeCl₃

Ba(OH)₂

ZnCl₂

CaO

Н₃РО₄

Пример

Дано: ZnO и CuSО₄

Ответ:

ZnO – оксид цинка (цинковые белила), амфотерный оксид.

CuSО₄– сульфат меди (медный купорос), соль.

1. Отношение к воде:

а) амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют;

б) CuSО₄ - соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Такие соли вступают в реакции гидролиза с водой.

Гидролиз сульфата меди (II): CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2–

Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз по катиону. Ионное уравнение гидролиза, определяем среду

Cu²⁺ + HOH → CuOH⁺ + H⁺; образуется катион гидроксомеди (II) и ион водорода, среда кислая.

Составляем молекулярное уравнение. 2CuSO₄ + 2H₂O → (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2. Отношение к кислотам:

а) амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами

ZnO + H₂SO₄→ ZnSO₄+ H₂O

б) Кислоты не взаимодействуют с кислотами

3. Отношение к щелочам:

а) амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами

при сплавлении: ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

в растворе: ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

б) соли взаимодействуют со щелочами, если при этом
образуются малорастворимые вещества или слабые основания

CuSО₄+ 2NaOH → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

4. Отношение к солям:

а) для оксидов реакции с солями не характерны;

б) соль может взаимодействовать с другой солью, если в результате образуется малорастворимая соль

CuSО₄+ BaCl₂ → CuCl₂ + BaSO₄

5. Отношение к оксидам:

а) амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами

ZnO + Na₂O→ Na₂ZnO₂ZnO + SO₃→ ZnSO₄

б) для солей реакции с оксидами не характерны.

Тема №3

РАСТВОРЫ

Контрольные задания №№ 1-18

Произведите расчеты в соответствии с вашим заданием, приведенным в таблице 3.

Таблица 3

№ задания	Растворенное вещество	Масса растворенного вещества (т_в), г	Масса растворителя	Масса раствора (mр-ра), Г	Объем раствора	Плотность раствора (r), г/мл	Массовая доля (w), %	Молярная концентрация (с_м), моль/л	Моляльная концентрация (См) моль/кг
1	H₂S0₄			200		1.090	13
2	НС1				0.1	1.095		5.5
3	Н3РО4			400		1.204	36
4	NaOH		250			1.060			2.0
5	HNO3		1000			1.093			2.5
6	СН3СООН				3.0	1.017		2.0
7	КОН		400			1.310			5.4
8	ВаС1₂			800		1.203	20
9	Na₂C0₃				0.3	1.103	10
10	NaCl				0.25	1.150		3.6
11	Н3РО4			300		1.204	32
12	ВаС1₂			550		1.203	25
13	СН3СООН				3.0	1.017		2.0
14	КОН		600			1.310			5.4
15	NaOH		200			1.060			2.0
16	NaCl				0.25	1.150		3.6
17	HNO3		1100			1.093			2.5
18	НС1				0.2	1.095		5.5

Массовая доля w — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

w = m (в-ва)/ m (р-ра) ^.100%

Говорит о том, сколько содержится граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора.

Молярная концентрация C_м — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Показывает, сколько содержится грамм-молекул в 1 литре раствора вещества.

Формула для ее определения: C_м = (v / V), где v – количество вещества растворенного, моль; V – общий объем раствора, литр или м³.

Моляльная концентрация раствора C_m показывает количество молей v растворенного вещества в 1 кг. растворителя m:

Формула для ее определения такова: C_m = (v/m), где v – количество вещества растворенного, моль; m – масса растворителя, кг.

Пример

Дано: NaОН Произвести расчеты.

Ответ:

1. М_в(NaОН) = 23+16+1 = 40 г/моль ; v = m_(в-ва)/ М_в= 20г/40 г/моль = 0,5 моль.

2. Масса вещества

C_m= m_(в-ва)/ М_вх L; m_(в-ва)= C_mх М_вх L = 2моль/ кг х 40 г/моль х 0,250 кг = 20г.

3. Масса раствора

m_(р-ра)= m_{(в-ва) +}L = 20г + 250г = 270г.

4. Объем раствора V = m_(р-ра)/r = 270г/1,060г/мл = 254,72мл

5. Массовая доля растворенного вещества

w = m_(в-ва)/ m_(р-ра)х100% = 20г/270г х100% = 7,41%

6. Молярная концентрация

C_м = v / V = 0,5моль/ 0,255л = 1,96 моль/л.

Тема №4

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

Основу электрохимических процессов составляют:

1) реакции, вызывающие электрический ток;

2) реакции, вызванные протеканием электрического тока.

Реакции, способные генерировать электрический ток в системе, широко используются в устройствах, называемых химическими источниками тока. Это гальванические элементы, аккумуляторы и топливные элементы. Подобные реакции являются причиной коррозии металлов в присутствии влаги. Эти реакции протекают самопроизвольно. Некоторые химические реакции протекают только под действием электрического тока. Например, электровосстановление металлов из расплавов и растворов их солей. Такие реакции лежат в основе электролиза.

В любом электрохимическом процессе участвуют как минимум два электрода: катод и анод. Электродом может служить любой электропроводящий материал: различные металлы, их сплавы, графит. Все электрохимические реакции являются окислительно-восстановительными, то есть связаны с переносом электронов от одного вещества к другому. Любая окислительно-восстановительная реакция складывается из двух сопряженных процессов (полуреакций): окисления и восстановления. Окисление связано с потерей веществом электронов, а восстановление - с их присоединением. В любой области электрохимии электроды, на которых протекает процесс окисления, называют анодами, а электроды, на которых идет процесс восстановления - катодами.

Причиной самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции в химическом источнике тока является разность потенциалов между катодом и анодом. При погружении металлической пластины в воду наблюдается качественно одинаковая картина: поверхность металла заряжается отрицательно, а приэлектродный слой жидкости - положительно.

Принято считать, что в узлах кристаллической решетки металла находятся положительно заряженные ионы, связанные между собой электронным газом. Под действием полярных молекул воды катионы металла переходят в раствор и заряжают пограничный слой жидкости положительно, а поверхность металла получает такой же по величине отрицательный заряд. Отрицательный заряд поверхности обусловлен электронами (неспособными переходить в раствор), которые компенсировали заряд металлических ионов до перехода их в раствор. Растворение металла в воде - процесс обратимый и продолжается до установления равновесия, когда количество ионов металла, переходящих в единицу времени в раствор, равно количеству ионов, достраивающих кристаллическую решетку

Образовавшийся на границе металл-раствор двойной электрический слой обусловливает величину равновесного электродного потенциала.

Величина равновесного электродного потенциала зависит от природы металла, температуры электролита, концентрации ионов металла и может быть рассчитана по уравнению Нернста:

где - равновесный электродный потенциал; - стандартный электродный потенциал; R - универсальная газовая постоянная; Т- абсолютная температура; F - число Фарадея; z и c(Me^z⁺) - соответственно зарядовое число и концентрация по-тенциалопределяющих ионов металла.

Подставив в уравнение значение всех констант при 25 °С ( R = 8.314 Дж/К моль; Т= 298 К; F = 96500 Кл/моль) и перейдя от натуральных логарифмов к десятичным, получим:

Величина характеризует природу металла и равна величине равновесного потенциала на границе металл-раствор при концентрации собственных ионов металла 1 моль/л. Определить абсолютное значение стандартного электродного потенциала на современном этапе развития науки невозможно, поэтому пользуются величинами (табл. 8), измеренными относительно эталона - стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю.

Таблица 8

Стандартные электродные потенциалы E_Qx _/ _Red при 25°С.

(Ох - окисленная форма, Red - восстановленная форма)

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, образуют электрохимический ряд напряжений металлов. Этот ряд дает наглядную характеристику относительной электрохимической активности металлов в водных растворах. В табл. 8 сверху вниз возрастает окислительная активность ионов металлов (т. е. окисленной формы), а снизу вверх - восстановительная активность атомов металлов (восстановленной формы).

В ряду напряжений равновесие приэлектродной реакции постепенно смещается от крайне левого положения для Li/Li⁺

до крайне правого положения для Au/Au⁺

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования новых окислителя и восстановителя, более слабых, чем исходные. Поэтому более активные компактные металлы способны вытеснять менее активные из водных растворов их солей. Например:

Mg + Pb²⁺ → Mg²⁺ + Pb

Ni + Cu²⁺ → Ni²⁺ + Cu

Обе эти реакции протекают в прямом направлении, так как в правых частях уравнения находятся окислители и восстановители более слабые, чем исходные (проверьте положение металлов, участвующих в реакции, в ряду напряжений). Для металлов, активно реагирующих с водой, реакции замещения других металлов в растворах солей нехарактерны, так как в этом случае возникают побочные процессы. Например, вместо восстановления меди металлическим натрием из раствора СиС1₂ будут протекать реакции:

2Na + 2Н₂О → 2NaOH + H₂

2NaOH + CuCl₂ → 2NaCl + Cu(OH)₂↓

Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, как правило, вытесняют его из растворов кислот:

Fe + 2HC1 → FeCl₂ + H₂

Исключение составляют азотная и концентрированная серная кислоты. Кислотные остатки этих кислот являются настолько сильными окислителями, что "перехватывают" электроны, "предназначенные" для ионов водорода:

ЗСu + 8HNО₃ → 3Cu(N0₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

Сu-2е →Сu²⁺

NО₃- + 4H⁺ + Зе → NО + 2Н₂О

Реакции, подобные реакциям вытеснения одних металлов другими, протекают в химических источниках тока. Принципиальное отличие заключается в том, что процессы окисления и восстановления в таких системах разделены пространственно.

Простейший гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в растворы собственных солей. Эти растворы контактируют друг с другом через пористую перегородку. В схематической записи гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается одной вертикальной чертой, а пористая перегородка между растворами - двумя. Например, схема гальванического элемента, образованного цинковым и серебряным электродами, погруженными в растворы соответствующих нитратов, выглядит так:

(-) Zn | Zn(N0₃)₂|| AgN0₃1 Ag (+)

Еще удобнее эта схема записывается в ионном виде

(-)Zn|Zn²⁺|| Ag⁺|Ag(+)

Цинк в ряду напряжений расположен до серебра, следовательно, более активен. Поэтому в основе работы данного гальванического элемента лежит реакция:

Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag

Однако цинк непосредственно не контактирует с ионами серебра. Поэтому реакция пойдет лишь при условии, что внешняя цепь будет замкнута, т.е. цинк и металлическое серебро должны быть соединены проводником. Через этот проводник электроны будут перемещаться от более активного к менее активному металлу. Таким образом, цинковый электрод станет анодом (А), а серебряный - катодом (К):

(-) A Zn - 2 е → Zn²⁺ - окисление, анодный процесс;

(+)К Ag⁺ + ~ё → Ag х 2 - восстановление, катодный процесс.

--------------------------------------------------------

Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag - суммарная реакция.

Электрические полюса ("+" или "-") самопроизвольно возникают на электродах. Они могут быть определены по относительному положению металлов в ряду напряжений. Более активный металл (расположенный выше или левее) заряжен отрицательно относительно менее активного (расположенного ниже или правее).

ЭДС гальванического элемента (^Е) равна разности электродных потенциалов катода (Е_к) и анода (Е_А): ^ Е = Е_К - Е_А

Контрольные задания №№ 1-15

Что представляет собой ряд напряжений металлов? Как изменяется восстановительная активность металлов и окислительная активность их ионов в ряду напряжений? Дайте определение химического источника тока.

Для вашего номера задания:

а) Укажите стрелкой направление реакции замещения. Ответ обоснуйте (см. ряд напряжений).

б) Составьте схему гальванического элемента, определите
анод и катод, запишите электродные процессы и вычислите
стандартное значение ЭДС, если электродами служат указанные
металлы.

1. a) 3CuCl₂ + 2А1 = 2А1С1₃ + 3Cu

б) цинк и марганец, погруженные в раствор своих солей

2. a) Zn(N0₃)₂ + 2Ag = 2AgN0₃ + Zn

б) кадмий и хром, погруженные в растворы своих солей

3. a) FeCl₂ + Сu = СuС1₂ + Fe

б) железо и никель, погруженные в растворы своих солей

4. a) FeCl₂ + Sn = SnCl₂ + Fe

б) кобальт и медь, погруженные в растворы своих солей

5. а) Н₂ + ZnCl₂ = 2HC1 + Zn

б) олово и медь, погруженные в растворы своих солей

6. а) Сu (N0₃)₂ + 2Ag = 2AgN0₃ + Сu

б) медь и ртуть, погруженные в растворы своих солей

7. a) 2AgN0₃ + Pb = Pb(N0₃)₂ + 2Ag

б) железо и олово, погруженные в растворы своих солей

8. a) CuS0₄ + Ni = NiS0₄ + Сu

б) свинец и серебро, погруженные в растворы своих солей

9. a) Mg(N0₃)₂ + Zn = Zn(N0₃)₂ + Mg

б) серебро и цинк, погруженные в растворы своих солей

10. a) Hg (N0₃)₂ + 2Ag = 2AgN0₃ + Hg

б) железо и марганец, погруженные в растворы своих солей.

11. a) FeCl₂ + Sn = SnCl₂ + Fe

б) кобальт и медь, погруженные в растворы своих солей

12. а) Н₂ + ZnCl₂ = 2HC1 + Zn

б) олово и медь, погруженные в растворы своих солей

13. а) Сu (N0₃)₂ + 2Ag = 2AgN0₃ + Си

б) медь и ртуть, погруженные в растворы своих солей

14. a) Mg(N0₃)₂ + Zn = Zn(N0₃)₂ + Mg

б) серебро и цинк, погруженные в растворы своих солей

15. a) Zn(N0₃)₂ + 2Ag = 2AgN0₃ + Zn

б) кадмий и хром, погруженные в растворы своих солей

Пример

Дано:

a) FeCl₂ + Sn = SnCl₂ + Fe

б) кобальт и медь, погруженные в растворы своих солей

Ответ :

a) FeCl₂ + Sn = SnCl₂ + Fe

Из таблицы Стандартных электродных потенциалов видно, что железо расположено выше олова в ряду напряжений - следовательно, более активен как восстановитель. Поэтому данная реакция должна самопроизвольно протекать в направлении образования металлического олова:

FeCl₂ + Sn SnCl₂ + Fe

б) кобальт и медь, погруженные в растворы своих солей

Схема гальванического элемента, образованного кобальтовым и медным электродами, погруженными в растворы соответствующих нитратов, выглядит так:

(-) Co | CoSO₄|| Cu(NO₃)| Cu (+)

Эта схема записывается в ионном виде

(-) Сo | Co²⁺|| Cu²⁺| Cu(+)

Кобальт в ряду напряжений расположен до меди, следовательно, более активен. Поэтому в основе работы данного гальванического элемента лежит реакция:

Co + Cu²⁺ → Co²⁺ + Cu

Реакция пойдет лишь при условии, что внешняя цепь будет замкнута, т.е. кобальт и медь должны быть соединены проводником. Через этот проводник электроны будут перемещаться от более активного к менее активному металлу. Таким образом, кобальтовый электрод станет анодом (А), а медный - катодом (К):

(-) A Co - 2 е → Co²⁺ - окисление, анодный процесс;

(+) К Cu²⁺ + 2ё → Cu - восстановление, катодный процесс.

Co + Cu²⁺ → Co²⁺ + Cu - суммарная реакция.

ЭДС гальванического элемента ( ^ Е) равна разности электродных потенциалов катода (Е_к) и анода (Е_А): ^ Е = Е_К - Е_А; ^ Е = ^ Е⁰= Е⁰_к - Е⁰_А

Стандартные значения Е_к и Е_А находим по таблице Стандартных электродных потенциалов

Е⁰_к= +0,34

Е⁰_А= -0,28

Следовательно, стандартная ЭДС данного элемента равна

^ Е = ^ Е⁰= Е⁰_к - Е⁰_А = +0,34 - (-0,28) =0,62В.

Тема №5

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 324; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!