Министерство образования и науки РФ

Министерство образования и науки РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«Сибирский государственный индустриальный университет»

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №2

По дисциплине «Химия»

Вариант№9

Выполнил: Чикуров Е.А.

Группа: ЗЭЭУ-14у

Проверил: Шулина Ж.М.

Доц., к.т.н.

г. Новокузнецк

1. Рассчитайте массовую долю раствора, полученного при растворении 15 граммов кислоты в 100 граммах воды?

Дано:

m(кислоты)=15г

m(H2O)=100г

Найти:

w(кислоты)

Решение:

w(кислоты)=m(кислоты)*100%/m(раствора)

m(р-ра)=m(кислоты)+m(H2O)=15г+100г=115г

w(кислоты)=15г*100%/115г=13,04%

Ответ:13,04%

2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов раствора, если в 400 мл его растворено 0,2 моля КCl?

Дано:

n(KCl)=0,2 моль

V(раствора)=400мл=0,4л

Найти:

Cэ(KCl)

Решение:

Cэ=nэкв./V=0,2моль-экв./0,4л=0,5 моль-экв/л (т.к. fэкв=1, то nэкв=0,2 моль-экв)

Ответ:0,2 моль-экв./л

3. К молекулярному уравнению Na2СO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 напишите ионно-молекулярное.

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2CO3

2Na(+) + CO3(2-) +2H(+) +2Cl(-) ↔ 2Na(+)+ 2Cl(-) + H2CO3

CO3(2-)+2H(+)=H2CO3

4. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей: NaCl, KHSiO3, AlCl3. Укажите среду раствора. Куда сместится равновесие гидролиза при добавлении щѐлочи к раствору каждой соли?

NaCl+H2O≠ (соль образована сильной кислотой и сильным основанием, поэтому гидролиз не идет, pH=7)

KHSiO3-соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону, ph>7

K(+) + HsiO3(-)+ H(+)+OH(-)↔ H2SiO3 +K(+)+OH(-)

KHSiO3+H2O↔H2SiO3+KOH, добавление щелочи приведет к уменьшению концентрации Н(+) в результате реакции нейтрализации и, как следствие, - к смещению равновесия в сторону образования Н(+), т.е. в сторону усиления гидролиза (прямой реакции).

AlCl3 – соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, pH<7

1.Al(3+)+3Cl(-)+H(+)+OH(-)↔AlOH(2+)+2Cl(-)+Cl(-)+H(+)

AlCl3+H2O=AlOHCl2+HCl

2.AlOH(2+)+2Cl(-)+H(+)+OH(-)↔Al(OH)2(+)+Cl(-) +Cl(-) +H(+)

AlOHCl2+H2O=Al(OH)2Cl+HCl

3.Al(OH)2(+)+Cl(-) + H(+) + OH(-)↔Al(OH)3+ H(+) +Cl(-)

Al(OH)2Cl+H2O=Al(OH)3+HCl

При введении щелочи, т.е. ионов ОН(-), концентрация ионов ОН(-) возрастает, нарушается равновесие, и до достижения нового равновесия усиливается реакция связывания ОH(-) в молекулы воды, степень гидролиза соли уменьшается.

5. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса: г) Аg + H2SO4(разб.) → д) Ag + H2SO4(конц.) → е) Zn + Н2O + NaOH →

а)Ag+H2SO4 разб≠

б)2Ag+H2SO4 к=Ag2SO4+SO2+2H2O

2Ag(0) -2e=2Ag(+) |1 окисление

S(+6)+2e=S(+4) |1 восстановление

2Ag(0)+S(+6)=2Ag(+)=S(+4)

в) 2Zn+4H2O+4NaOH=2Na2[Zn(OH)4] +2H2

Zn(0)-2e=Zn(+2) |2 |1 окисление

2H(+)+2e=H2(0) |2|1 восстановление

Zn(0)+2H(+)=Zn(+2)+H2(0)

6. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электрохимические уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных первый в 0,1 н, а второй 0,01 н растворы AgNO3.

Концентрационным гальваническим элементом называется гальванический элемент, составленный из одинаковых электродов, погруженных в раствор одного и того же электролита, концентрации которого различны.

Катод (+) Ag(+) + e = Ag | 1 – восстановление

Анод (–) Ag – e = Ag(+) | 1 – окисление

Уравнение Нернста при температуре 298°К

Е = Еº(Ag(+)/Ag) + (0,059/z)*lg[Ag(+)]

z = 1 – число электронов, принятых при восстановлении
[Ag(+)] - молярная концентрация ионов Ag(+) в растворе электролита.
Электродные потенциалы посчитаем по уравнению Нернста.
Поскольку нитрат серебра – соль состоящая из однозарядного катиона и однозарядного аниона, то молярная концентрация нитрата серебра равна его нормальной концентрации.
Поскольку мы имеем концентрационный элемент, то у катода молярная концентрация ионов Ag(+) будет выше, чем у анода.
[Ag(+)]к = 0,1 моль/л – молярная концентрация у катода
[Ag(+)]а = 0,01 моль/л – молярная концентрация у анода

Е(катода) = Еº(Ag(+)/Ag) + (0,059/1)*lg[Ag(+)]к = 0,799 +

0,059*lg0,1= 0,799 – 0,059 = 0,74 В

E(анода) = Еº(Ag(+)/Ag) + (0,059/1)*lg[Ag(+)]а = 0,799 +

0,059*lg0,01= 0,799 – 0,059*2 = 0,681 В

ЭДС гальванического элемента

Е = Е(катода) – Е(анода) = 0,74 – 0,681 = 0,059 В

Схема гальванического элемента.

А(–) Ag | Ag(+) (0,01M) || Ag(+) (0,1M) | Ag К(+)

Ответ:ЭДС=0,059В

7. На сколько граммов уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO3 проводить при силе тока 15 А в течение 10 минут? Составьте электрохимические уравнения процессов, происходящих на электродах.

Согласно закону Фарадея, масса вещества, вступившего в реакцию на электроде, связана с количеством электричества следующим уравнением:

m = * I * τ * ВТ

Следовательно,
Δm(Ag) = [108г/моль/(1моль*96500 Кл·моль−1)] * 15 А* (10мин*60) * 1 = 10,07 г

Анодная реакция (серебряный анод):

Ag = Ag⁺ + e⁻

Катодная реакция:

Ag⁺ + e⁻ = Ag

Ответ: масса уменьшится на 10,07 г.

8. Составьте уравнения электрохимических реакций на электродах при коррозии цинка в контакте с медью в кислом растворе Zn электрохимически более активный, чем Cu. Корродировать должен металл с более низким потенциалом, т.е. Zn. При коррозии Zn выступает анодом, а Cu – катодом.
На аноде будет происходить окисление металла, а на катоде - восстановление окислителя агрессивной среды.

В кислой среде на катоде выделяется водород:

(К–): 2Н+ + 2е- → Н2↑

(А+) Zn – 2e- → Zn(2+)

Схема ГЭ:

(А+) Zn | Zn2+|| Н+| Н₂↑ | Cu(К–)

Список литературы:

1.В.А. Попков. Общая химия: Учебник для вузов/ В.А. Попков, С.А. Пузаков. – М.: ГЭОТАР – Медиа, 2007. – 976 с

2.Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1999. – 679 с.

3.Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов/ В.И. Фролов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.

4. Константы неорганических веществ: справочник/Р.А.Лидин, Л.Л.Андреева, В.А.Молочко; под ред. Р.А.Лидина.М.Дрофа, 2006.-685 с.

5.В. А., Рабинович, З. Я. Хавин. Краткий химический справочник.- Химия, 1978.- 392 с.

Дата добавления: 2015-09-29