Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ. Задача 1.Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:




Задача 1.Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O

 

Решение:

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+ | 8 | 4 | - окисление, восстановитель

N+5 + 8 e = N3- | 2 | 1 | - восстановление, окислитель

4Zn0 + N+5 = 4Zn+2 + N-3

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

 

Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+ | 2 | 1 - окисление, восстановитель

S+6 + 2 e = S+4 | 2 | 1 - восстановление, окислитель

Zn0 + S+6 = Zn+2 + S+4

Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Задача 2.Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции:

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O.

Решение:

Составим полуреакции:

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O | 2 окислитель

NO2 + H2O — 2e = NO3 + 2H+ | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO4 + 16H+ + 5NO2+ 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3 + 10H+

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

2MnO4 + 6H+ + 5NO2 = 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O

 

Задача 3. Рассчитайте эдс гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 0,01 М раствор PbCl2. На каком электроде идёт процесс окисления, а на каком — восстанавление?

Решение:

E02H+/H2 = 0,00 В

E0Pb2+/Pb = -0,126 В

В данной паре потенциал свинца имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является свинец:

А(-): Pb0 -2e = Pb2+ - окисление

К(+): 2H+ +2e = H2 - восстановление

Pb0 + 2H+= Pb2+ + H2

Определим электродный потенциал свинца:

E = E° + (0,059/n) ∙ lgC

E = -0,126 + (0,059/2) ∙ lg 0,01 = -0,185 В

Вычислим ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Eкат — Eан = E02H+/H2 — EPb2+/Pb

ЭДС = 0 + 0,185 = 0,185 В

 

Задача 4. По уравнению токообразующей реакции составьте схему гальванического элемента: Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu и напишите уравнения анодного и катодного процессов. Рассчитайте стандартную ЭДС.

Решение:

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E0Ni2+/Ni и E0Cu2+/Cu

E0Ni2+/Ni = -0,250 В

E0Cu2+/Cu = +0,337 В

В данной паре потенциал никеля имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является никель:

А(-): Ni0 -2e = Ni2+

К: Cu2+ +2e = Cu0

Ni0 + Cu2+ = Ni2+ + Cu0

Ni0 + CuSO4 = NiSO4 + Cu0

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Ni0/Ni2+// Cu2+/Cu0 К(+)

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции:

ЭДС = E0кат — E0ан = E0Cu2+/Cu — E0Ni2+/Ni

ЭДС = 0,337 – (- 0,250) = 0,587 В

Задача 5. Составьте схему гальванического элемента из магния и свинца, погруженных в растворы их солей с концентрацией ионов: [Mg2+] = 0,001 моль/л, [Pb2+] = 1 моль/л. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Рассчитайте стандартную ЭДС этого элемента.

Решение:

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E0Mg2+/Mg и E0Pb2+/Pb:

E0Mg2+/Mg = -2,37 В

E0Pb2+/Pb = -0,126 В

В данной паре потенциал магния имеет более отрицательное значение и является анодом:

А(-): Mg0 -2e = Mg2+

К(+): Pb2+ +2e = Pb0

Mg0 + Pb2+ = Mg2+ + Pb0

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Mg0/Mg2+// Pb2+/Pb0 К(+)

Применяя уравнение Нернста, найдем EPb2+/Pb и EMg2+/Mg заданной концентрации:

E = E° + (0,059/n) ∙ lgC

EMg2+/Mg = -2,37 + (0,059/2)∙lg0,001 = -2,46 В

EPb2+/Pb = -0,126 + (0,059/2)∙lg1 = -0,126 В

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции:

ЭДС = Eкат — Eан = EPb2+/Pb — EMg2+/Mg

ЭДС = -0,126 – (-2,46) = 2,334 В

 

Задача 6. Составьте схему гальванического элемента, уравнения полуреакций анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента, анодом которого является никель. Подберите материал для катода. Рассчитайте стандартную ЭДС этого гальванического элемента.

Решение:

По условию задачи материал анода известен – никель. Электродный потенциал анода всегда имеет более отрицательное значение, т.е. анод состоит из более активного металла, чем катод. Поэтому нам надо подобрать такой металл, значение потенциала которого, будет иметь большее значение, чем значение электродного потенциала никеля. Например, медь:

E0Ni2+/Ni = -0,250 В

E0Cu2+/Cu = +0,337 В

Составим уравнения полуреакций анодного и катодного процессов и молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента.

А(-): Ni0 -2e = Ni2+

К(+): Cu2+ +2e = Cu0

Ni0 + Cu2+ = Ni2+ + Cu0

Ni0 + CuSO4 = NiSO4 + Cu0

Составим схему гальванического элемента:

А(-) Ni0/Ni2+//Cu2+/Cu0 К(+)

Рассчитаем стандартную ЭДС реакции

ЭДС = E0кат — E0ан = E0Cu2+/Cu — E0Ni2+/Ni

ЭДС = 0,337 – (- 0,250) = 0,587 В

 

Задача 7. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе MgCl2 с инертными электродами. Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н. у.) при пропускании тока силой 5А в течение 3 ч.

Решение:

Составим уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе:

MgCl2 – расплав:

К(-): Mg2+ + 2e → Mg0

A(+): 2Cl- — 2e → Cl20

MgCl2 → Mg + Cl2

 

MgCl2 – раствор:

К(-): 2H2O + 2e → H20 + 2OH-

A(+): 2Cl- — 2e → Cl20

MgCl2 + 2H2O → H2 + Cl2 + Mg(OH)2

 

Применим закон Фарадея

V = Vэкв∙I∙t/F = Vэкв∙I∙t /96500

Переведем часы в секунды: t = 3 ч = 10800 с

Vэкв(Cl2) = 11,2 л

V = 11,2∙5∙10800/96500 = 6,3 л.

 

Задача 8.Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе раствора CuSO4 с инертными электродами. Рассчитайте, сколько растворится меди на аноде при пропускании тока силой 10 А в течение 3 ч.

Решение:

Применим закон Фарадея:

m = Мэкв∙I∙t/F = Мэкв∙I∙t/96500

Мэкв (Cu) = 64/2 = 32 г/моль

m =32∙10∙3∙3600/96500 = 35,8 г

Соль состоит из катиона неактивного металла и аниона кислородсодержащей кислоты. В этом случае на катоде происходит восстановление меди, а на аноде окисление воды:

K(-): Cu2+ + 2e = Cu0

A(+): 2H2O - 4e = O2 + 4H+

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + O2 + 4H+

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4

 

Задача 9. Сколько времени потребуется на электролиз раствора KCl при силе тока 5 А, чтобы выделить хлор объемом 5,6 л (н.у.), если выход по току составляет 90%? Напишите уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электролиза.

 

Решение:

Воспользуемся формулой для вычисления выхода по току или составим пропорцию:

5,6л - 90%

х л - 100%

 

х=6,2л

 

Применим закон Фарадея:

t = V∙F/(Vэкв∙I)

t =6,2∙96500/(11,2∙5) = 10684с = 2,97 ч ≈ 3ч

KCl — соль, образованная катионом активного металла и аниона бескислородной кислоты, поэтому в катодном процессе участвует вода, а в анодном – хлор:

К(-): 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

А(+): 2Cl- — 2e → Cl20

2H2O + 2Cl- → H20 + Cl20 + 2OH-

KCl + 2H2O → H20 + Cl20 + 2KOH

 

Задача 10. С целью защиты от коррозии цинковое изделие покрыли оловом. Какое это покрытие: анодное или катодное? Напишите уравнение атмосферной коррозии данного изделия при нарушении целостности покрытия.

Решение:

Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более отрицательным потенциалом (более активный), чем защищаемый, то оно называется анодным покрытием. Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более положительным потенциалом (менее активный), чем защищаемый, то оно называется катодным покрытием.

В таблице электродных потенциалов найдем:

E0Zn2+/Zn = — 0,763 В

E0Sn2+/Sn = — 0,136 В

Олово будет выполнять роль катода и покрытие из него –катодное. При нарушении целостности покрытия, корродировать будет цинк, как более активный металл. При атмосферной коррозии протекают следующие уравнения реакций:

А(-): Zn — 2e = Zn2+

К(+): O2 + 2H2O + 4e = 4OH-

2Zn + O2 + 2H2O = 2Zn2++ 4OH-

2Zn + O2 + 2H2O = 2Zn(OH)2

 

Задача 11.В каком случае цинк корродирует быстрее: в контакте с никелем, железом или с висмутом? Ответ поясните. Напишите для этого случая уравнение электрохимической коррозии в кислой среде.

Решение:

В месте контакта двух металлов корродирует более активный металл. Металл тем активнее, чем более отрицателен его электродный потенциал. В таблице электродных потенциалов найдем:

EZn2+/Zn = — 0,763 В

EFe2+/Fe = — 0,440 В

ENi2+/Ni = — 0,250 В

EBi3+/Bi = + 0,215 В

В данном случае, цинк корродирует быстрее в контакте с висмутом, так как из перечисленных металлов, Bi является самым неактивным. В образовавшейся паре роль анода выполняет цинк.

Запишем уравнения электрохимической коррозии в кислой среде:

Zn - Bi

А(-): Zn — 2e = Zn2+

К(+): 2H+ +2e = H2

Zn + 2H+ = Zn2++ H2




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных