Какая масса caso4 содержится в 200 л воды

Подборка по базе: Налоги и налогооблажение задание 17.doc, Практическое задание 9.docx, 2,1 Задание.docx, Практическое задание к разделу 1 готовое.docx, НАЛОГИ Задание 4.doc, День второй. Задание второе.doc, Охрана труда и эргономика на транспорте 4 задание Науан Д..doc, Практическое задание по ФКиС.docx, Шаблон титульного листа _Практическое задание.docx, 7 задание.docx

В.14

II

194, 214, 234, 254, 274, 294, 314, 334, 354

Задание 1. Напишите уравнения диссоциации и константы диссоциации для сла-бых электролитов.

Задание 2. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молеку-лярные уравнения.

Задание 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для сле-дующих превращений.
Решение:

Задание 1.

HI – сильный электролит. Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически полностью: HI = H+ + I-

Потому для них термин «константы диссоциации» лишен смысла.
Sn(OH)2 – слабый амфотерный электролит, диссоциирует и как кислота, и как основание. Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) – Кд, причем для многокислотных оснований каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации.

по основному типу:

1 ступень: Sn(OH)2 ↔ SnOH+ + ОН–,

2 ступень: SnOH+ ↔ Sn2+ + ОН–,

и кислотному:

Н2SnО2 → Н+ + НSnО2- ;

НSnО2- → Н+ + SnО22- ;
Задание 2.

Cr3+ + OH– + SO42– = CrOHSO4

Cr3+ + OH– + SO42–+ 2ОН- +2Н+ = CrOHSO4 + 2ОН- + 2Н+

Cr(ОН)3 + Н2SO4 = CrOHSO4 + 2H2O
Задание 3. Al2(SO4)3 [Al(OH)2]2SO4 Al(OH)3 NaAlO2

1. 
   Al2(SO4)3 + 2KOH = [Al(OH)2]2SO4 + 2K2SO4

2Al3+ + 3SO42- + 4K+ + 4OH- =2[Al(OH)2]+ + SO42- + 4K+ + 2SO42-

Al3+ + 2OH- =[Al(OH)2]+

2. 
   [Al(OH)2]2SO4 + 2KOH = 2Al(OH)3 + K2SO4

2[Al(OH)2]+ + SO42 + 2K+ + 2OH- = 2Al(OH)3 + 2K+ + SO42-

[Al(OH)2]+ + OH- = Al(OH)3

3. 
   Al(OH)3 = HAlO2 + H2O

HAlO2 + NaOH = NaAlO2 + H2O

H+ + AlO2- + Na+ + OH- = Na+ + AlO2- + H2O

H+ + OH- = H2O

214

FeCl3

Ba(CH3COO)2

Na2S + AlBr3

FeCl3 +Na2CO3

Задание 1. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах, указать рН растворов (рН > 7 или рН

Задание 2. Написать уравнения реакций, протекающих между веществами в водных растворах.
Решение:

Задание 1.

FeCl3 — соль cильной кислоты и слабого основания. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Fe3+ + Н2О ↔ FeOH2+ + Н+

или в молекулярной форме

FeCl3 + Н2О ↔ FeOHCl2 + HCl

В растворе появляется избыток ионов Н+, поэтому раствор FeCl3 имеет кислую реакцию (рН
Ba(CH3COO)2 — соль слабой и сильного основания. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CH3COO- + Н2О ↔ CH3COOH + ОН-

или в молекулярной форме

Ba(CH3COO)2 + 2Н2О ↔ 2CH3COOH + Ba(OH)2

В растворе появляется избыток ионов ОН-, поэтому раствор Ba(CH3COO)2 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

Задание 2.

Соль Na2S образована слабой кислотой и сильным основанием гидролизуется по аниону:

S2- + H2O ↔ HS- + OH-.

Соль AlBr3образована сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону: Al3+ + H2O ↔ AlOH2++ Н+

При смешении растворов этих солей идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H+, образующиеся в результате гидролиза AlBr3 и ионы OH−, образующиеся в результате гидролиза Na2S, образуют молекулу слабого электролита H2O. Ввиду этого гидролиз обеих солей идет необратимо до конца с образованием соответствующих кислоты и основания. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид:

Al3+ + S2- + 3H2O → Al(OH)3 + H2S + H+

молекулярное уравнение:

2AlBr3 + 3Na2S+ 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaBr

Соль FeCl3 образована сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону: Fe3+ + H2O ↔ FeOH2++ Н+

Соль Na2CO3 образована слабой кислотой и сильным основанием гидролизуется по аниону: CO32- + H2O ↔ + OH-.

При смешении растворов этих солей идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H+, образующиеся в результате гидролиза FeCl3и ионы OH−, образующиеся в результате гидролиза Na2CO3, образуют молекулу слабого электролита H2O. Ввиду этого гидролиз обеих солей идет необратимо до конца с образованием соответствующих кислоты и основания. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид :

2Fe3+ + 3 + 6H2O → 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 3H2O

молекулярное уравнение:

2FeCl3 + 3Na2CO3+ 3H2O → 2Fe(OH)3↓+ 3CO2 + 6NaCl
234. Na3AsO3 + I2 +H2OAsO, I-

Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3MnO, Bi3+
Решение:

а)

Электронные уравнения:

б)

Электронные уравнения:

254. Укажите направление движения электронов в гальваническом элементе, используя значения электродных потенциалов. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, суммарное ионное и молекулярное уравнения реакции. Рассчитайте ЭДС; если концентрация раствора не указана, используйте значение стандартного потенциала Cu | CuSO4, 0,1M || Al2(SO4)3, 0,5M | Al
Решение:

1. Схема гальванического элемента:

Cu | CuSO4 , 0,1 M || Al2(SO4)3, 0,5 M | Al

Е° (Cu2+/Cu) = +0,337 B

Е° (Al3+/Al) = -1,662 B

2. Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста:

где E0 – стандартный электродный потенциал;

n – число электронов, принимающих участие в процессе;

С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л

+0,3075 В

– 1,668 В

3. Направление движения электронов по внешней цепи от Al3+ электрода к Cu2+,

так как E(Al3+/Al) Е(Cu2+/Cu)

4. Уравнения электродных полуреакций:

Al (–): Al – 3 е = Al3+ – процесс окисления,

Cu (+): Cu2++ 2е = Cu – процесс восстановления.

5. Расчёт величины ЭДС:

ЭДС = Е(Cu2+/Cu) – E(Al3+/Al) = +0,3075 – (–1,668) = 1,98 В.

274. Рассмотрите коррозию гальванопары, укажите анод и катод соответствующей гальванопары, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе. Mg/Cd
Решение:

1. Схема гальванопары: Mg / NaOH/ Cd.

2. Потенциалы: Е° (Mg(ОН)2/Mg) = -2,69 B

Е° (Cd2+/Сd) = -0,40 B

Е° (2H2O/Н2) = -0,827 B.

то в данной гальванической паре восстановитель – магний, окислитель – кадмий.

3. Уравнения процессов окисления и восстановления

анод Mg + – 2 → Mg2+– процесс окисления

катод(Cd) 2Н2О + 2→ 2ОН− + H2– процесс восстановления

Mg + 2Н2О = Mg2+ + 2ОН− + H2

Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + H2

Разрушается магний.

4. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом

к участку с большим потенциалом:

5. ЭДС = Е°катода – Е°анода = – 0,40 – (–2,69) = 2,29 В

Т.к. ЭДС > 0, то реакция осуществима.
294. Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществе инертными электродами. Рассчитайте массу или (и) объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А: BeSO4
Решение:

Электролиз водного раствора сульфата бериллия с инертными электродами:

BeSO4 = Be2+ +SO42-

Катод(–): Be2+, НОН	Анод (+): SO42-, НОН
Е0(Be2+/Be) = – 1,847 В Е0(2Н2О/Н2) ≈ – 1 В так как Е0(Be2+/Be) Е0(2Н2О/Н2), то происходит восстановление воды:	сульфат-ионы не разряжаются, происходит окисление воды: E0(O2/2Н2О)≈ +1,8 В.
2 Н2О + 2е = Н2 + 2ОН- Среда щелочная	2Н2О – 4е = O2↑ + 4Н+ Среда кислая
Общее уравнение электролиза: (BeSO4) + 2Н2О = 2Н2↑ + О2↑ + (BeSO4)

Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с обобщённым законом Фарадея, который связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

где V – объём газа, выделяющегося на электроде;

V– объём 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль;

n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;

I – сила тока, А;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл / моль).
Объем кислорода, выделившегося на аноде равен:

= 0,209 л

Объем водорода, выделившегося на катоде равен:

= 0,418 л

314. 
     Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CN)2] –, [Ag(NH3)2] +, [Ag(SON)2] –. Зная, что они соответственно равны 1,0 ∙ 10–21, 6,8 • 10–8, 2,0 • 10–11, укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации больше ионов Аg+.

Решение:

Каждый из этих комплексных ионов подвергается диссоциации и характеризуется своей константой нестойкости:

а) ↔ Ag+ + 2СN− ; = 1,0·10-21

б) ↔ Ag+ + 2NH3 ; = 6,8·10-8

в) ↔ Ag+ + 2SСN− ; = 2,0·10-11

Константа нестойкости – мера устойчивости комплекса: чем она меньше, тем устойчивее ион.

Т.о. среди наших комплексных ионов наиболее устойчивым является и его диссоциация смещена в сторону его образования; наименее устойчивым является , поэтому он в большей степени подвергается диссоциации и соответственно, именно в растворе концентрация ионов Ag+ больше, чем в растворах и .

334. Какая масса CaSO4 содержится в 200 л воды, если жесткость, обусловливаемая этой солью, равна 8 мэкв?

Решение:

Дано:

V(H2O) = 200 л

Ж = 8 мэкв = 8∙10-3 моль/л

Найти:

m(СаSO4) = ?

Решение:

Жесткость воды обуславливается присутствием солей кальция и магния и определяется по формуле:

М(СaSO4) = 40 + 32 + 16*4 = 136 г/моль

mэ(СaSO4) = ½∙М(СaSO4) = ½∙136 = 68 г/моль

Отсюда:

= 8∙10-3 ∙68 ∙200 = 108,9 г
354. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.

Решение:
Изопрен (2-метилбутадиен-1,3) является представителем диеновых углеводородов

СН2 = С – СН = СН2

│

СН3

Схема сополимеризации изобутилена и изопрена:

СН3

│

СН2 = С + СН2 = С – СН = СН2 + …… →

│ │

СН3 СН3
СН3

│ │ │

→ … – СН2 – С – + – СН2 – С – СН – СН2 – + …… →

│ │

СН3 СН3
СН3

│

→ … – СН2 – С – СН2 – С = СН – СН2 – …. и т.д. →

│ │

СН3 СН3
В сокращенном виде:
СН3

│

СН2 = С + СН2 = С – СН = СН2 + …… →

│ │

СН3 СН3
СН3

│

→ ( – СН2 – С – СН2 – С = СН – СН2 –)n

│ │

СН3 СН3