Контрольное задание № 9 Тема: Окислительно-восстановительные реакции

1. Гидролиз сульфата меди (II): CuSO4 = Cu2+ + SO42– Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Гидролиз по катиону. 2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду Cu2+ + H-OH « CuOH+ + H+; образуется катион гидроксомеди (II) и ион водорода, среда кислая 3. Составляем молекулярное уравнение. Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)2SO4, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два. Получаем: 2CuSO4 + 2H2O « (CuOH)2SO4 + H2SO4

пределяем тип гидролиза. Al(CH3COO)3 = Al3+ + 3CH3COO– Соль слабого основания и слабой кислоты – совместный гидролиз. 2. Ионные уравнения гидролиза, среда. Al3+ + H-OH « AlOH2+ + H+; CH3COO– + H-OH « CH3COOH + OH– 3. Pb(NO3)2 +H2O = Pb(OH)NO3 + HNO3

2ZnSO4+2H2O = 2Zn(OH)SO4 + H2SO4

AgNO3, это жотя и соль слабого основания, но уравнения гидролиза не пишем, т.к. AgOH не существует

Na2SO3+H2O = NaHSO3+NaOH

2CuSO4+2H2O = 2Cu(OH)SO4 + H2SO4

Hg(NO3)2+H2O = Hg(OH)NO3 + HNO3

 FeCl3+H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl

K2S+H2O = KHS+KOH

2FeSO4+2H2O = 2Fe(OH)SO4 + H2SO4

(NH4)2SO4+H2O = NH4HSO4 + NH4OH

Al(NO3)3 +H2O =Al(OH)(NO3)2 + HNO3

 

:Pb(NO3)2,   - HNO3

ZnSO4,   - H2SO4

AgNO3,  - HNO3

Na2SO3, NaOH

CuSO4, - H2SO4

Hg(NO3)2, HNO3

 FeCl3,HCl

K2S,  KOH

FeSO4, H2SO4

(NH4)2SO4, H2SO4

Al(NO3)3. - HNO3

Контрольное задание № 10 Тема: Электролиз

1.

Ni(2+)+2e=Ni 2H2O-4e=O2+4H(+) w=53,21\(59:2*10*5*60*60\96500) по з-ну Фарадея.

По формуле закона электролиза:  m=k*I*t . ( k-электрохимический эквивалент меди=3,3*10^(-7)кг/Кл, I-сила тока, t-время=900с ( в системе Си)) .  m=3,3*10^(-7)*1,5*900=4,5*10^(-4)кг. (0,45 грамм) вроде как то так

3. При электролизе раствора сульфата никеля в случае никелевых электродов на катоде возможно протекание двух процессов:

- восстановление ионов никеля

Ni²⁺ + 2e= Ni;

- восстановление молекул воды

2H₂O + 2e= H₂ + 2OH^–.

Стандартный потенциал первого процесса   –0,236 В, второго –0,414 В (раствор сульфата никеля имеет слегка подкисленную среду). Поскольку   , то на катоде будет протекать первый процесс, т.е. восстановление ионов никеля.

На аноде возможно протекание трех процессов:

- окисление материала анода

 ;

- окисление молекул воды

 ;

4. По закону Фарадея имеем:  <=>   <=>   г/моль.

5. m=I*t*M/(F*z), значит t=m*F*z/(I*M) t=80*96 485*1/(2*23)=167000 секунд

6. Катод: ; Анод: ; Суммарно: . m(Cu) = Mэ * I * t / F, Mэ = 64 / 2 = 32 г/моль, I = 10 A, t = 20 * 60 = 1200 с, F = 96500 Кл/моль. m(Cu) = 32 * 10 * 1200 / 96500 = 3,98 г. Ответ: 3,98 г.

7.K(-): Ag+ + 1e ->Ag A(+): 2H2O - 4e -> O2 + 4H+ Суммарный процесс: 4AgNO3 + 2H2O -[u]электролиз[/u]→ 4Ag + 4HNO3 + O2↑ По Фарадею: m(Ag) = Mэ(Ag)*I*t / F = 108*6*1800/96500 = 12,09 г

8. Эквивал-е кол-во элект-ва (постоянная Фарадея) равно 96485 Кл/моль; кол-во элект-ва, с помощью кот-го выд-сь 1.517 г Pt, равно 5*10*60=3000 Кл, след-но эквив-ая масса Pt сос-т 1.517*(96485/3000)=48.8 г; 2) Mn + 4HNO3 = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, баланс: Mn -2e- Mn+2 | 2 | 2 | 1 | N+5 +e- N+4 | 1 | | 2 |

10. если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества.