Зачётная работа 2 семестра 2022–2023 учебного года
Задание 1. Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом. Укажите окислитель и восстановитель.

а) MnSO₄ + Ca(OCl)₂ + NaOH → MnO₂↓ + CaCl₂ + Na₂SO₄ + H₂O

б) CuS↓ + HNO₃ (конц.) → Сu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O + S↓
а) MnSO₄ + Ca(OCl)₂ + NaOH → MnO₂↓ + CaCl₂ + Na₂SO₄ + H₂O

2 Mn²⁺ + 4OH^- – 2e^– → MnO₂↓ + 2H₂O окисление

1 2OCl^– + 2H₂O + 4e^– → 2Cl^– + 4OH^– восстановление

2Mn²⁺ + 8OH^- + 2OCl^– + 2H₂O → 2MnO₂↓ + 4H₂O + 2Cl^– + 4OH^–

2Mn²⁺ + 4OH^- + 2OCl^– → 2MnO₂↓ + 2H₂O + 2Cl^–

2MnSO₄ + Ca(OCl)₂ + 4NaOH → 2MnO₂↓ + CaCl₂ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

Сульфат марганца(II) MnSO₄ (Mn²⁺) – восстановитель.

Гипохлорит кальция Ca(OCl)₂ (OCl^–) – окислитель.
б) CuS↓ + HNO₃ (конц.) → Сu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O + S↓

3 CuS – 2e^– → Сu²⁺ + S↓ окисление

2 NO₃^– + 4H⁺ + 3e^– → NO↑ + 2H₂O восстановление

3CuS + 2NO₃^– + 8H⁺ → 3Сu²⁺ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

3CuS↓ + 8HNO₃ (конц.) → 3Сu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O + 3S↓

Сульфид меди(II) CuS – восстановитель.

Азотная кислота HNO₃ (NO₃^–) – окислитель.
Задание 2. Запишите уравнения электродных реакций и суммарное уравнение электролиза водного раствора заданной соли Ni(NO₃)₂, вычислите теоретический потенциал разложения этой соли при проведении электролиза:

а) на инертных электродах;

б) при использовании свинцового анода.
а) Электролиз водного раствора нитрата никеля(II) с инертным анодом

На катоде пойдет восстановление ионов никеля. В нитрат-ионе азот находится в выcшей степени окисления, поэтому его разрядка на аноде не возможна, происходит окисление воды.

2 K(–) Ni²⁺ + 2ē → Ni⁰, E°(Ni²⁺/Ni⁰) = -0,250 В

1 A(+) 2Н₂О – 4ē → О

---

₂ + 4Н⁺, E°(O₂,H⁺/H₂O) = 1,228 В

Суммарное уравнение реакции

2Ni²⁺ + 2Н₂О → 2Ni⁰ + О₂ + 4Н⁺ – краткое ионное уравнение:

2Ni(NO₃)₂ + 2Н₂О → 2Ni⁰ + О₂ + 4НNO₃ – молекулярное уравнение

E°(разложения) = E°(анодного процесса) ‒ E°(катодного процесса)

E°(разложения) = 1,228 В ‒ (-0,250 В) = 1,478 В.

б) При электролизе водного раствора нитрата никеля(II) со свинцовым анодом в качестве восстановителей выступают NO₃^–, H₂O и анод Pb. Нитрат-ион NO₃^–разряжаться не будет, а при сравнении электродных потенциалов H₂O и Pb очевидно, что более сильным восстановителем является Pb: E°(Pb²⁺/Pb⁰)  E°(O₂,H⁺/H₂O). На электродах идут следующие процессы:

1 K(–) Ni²⁺ + 2ē → Ni⁰, E°(Ni²⁺/Ni⁰) = -0,250 В

1 A(+) Pb⁰ – 2ē → Pb²⁺, E°(Pb²⁺/Pb⁰) = -0,126В

Суммарное уравнение реакции

Pb⁰ + Ni²⁺ → Pb²⁺ + Ni⁰ – краткое ионное уравнение

Pb⁰ + Ni(NO₃)₂ → Pb(NO₃)₂ + Ni⁰ – молекулярное уравнение

E°(разложения) = E°(анодного процесса) ‒ E°(катодного процесса)

E°(разложения) = -0,126 В – (-0,250 В) = 0,124 В.
Задание 3. Составьте уравнение реакции, используя справочные данные стандартных электродных потенциалов:

а) φ^o(Pb⁺⁴/Pb²⁺) = 1,8 В

б) φ^o([Fe(CN)₆]^3-/[Fe(CN)₆]^4- ) = 0,368В

Решение:

Сравним стандартные электродные потенциалы двух процессов:

φ^o([Fe(CN)₆]^3-/[Fe(CN)₆]^4- ) < φ^o(Pb⁺⁴/Pb²⁺), поэтому [Fe(CN)₆]^4- – восстановитель и будет участвовать в процессе окисления до [Fe(CN)₆]^3-, а Pb⁺⁴ – окислитель и в ходе реакции восстанавливается до Pb²⁺.

2 [Fe(CN)₆]^4- – 1e^– → [Fe(CN)₆]^3- окисление

1 Pb⁺⁴ +2e^– →Pb²⁺ восстановление

2[Fe(CN)₆]^4- + Pb⁺⁴ → 2[Fe(CN)₆]^3- + Pb²⁺.
Задание 4. Какой металл будет подвергаться коррозии, если заданная пара металлов Cr/Mg попадает в кислую среду? Составьте схему образующегося при этом гальванического элемента. Запишите уравнение электродных процессов и общее уравнение коррозии.

---

Решение:

Магний является более активным металлом по сравнению с хромом (E⁰_Mg²⁺_/Mg⁰ = -2,363В) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Хром – катод (E⁰_Cr²⁺_/Cr⁰ = -0,913В). Магний растворяется, а на хроме идет восстановление протонов до молекулярного водорода.

e^–
A(–) Mg | H⁺ | Cr (+)K

-2,363В < -0,913B

2 A(–) Mg – 2ē → Mg²⁺ окисление

1 K(+) 2Н⁺ + 2ē → Н₂ восстановление на катоде (хром)

Общее уравнение коррозии: 2Mg + 2H⁺ → 2Mg²⁺ + H₂
Задание 5. Какой металл является анодным по отношению к покрываемому металлу: а) Fe покрытo Mn; б) Fe покрытo Ni. Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах, и общее уравнение коррозии, протекающей во влажном воздухе при атмосферной коррозии.

Решение:

а) Марганец является более активным металлом (E⁰_Mn²⁺_/Mn⁰ = -1,180В) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Железо – катод (E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰ = -0,440В). Марганец растворяется, а на железе идет процесс восстановления молекулярного кислорода.

e^–
A(–) Mn | H₂O, O₂ | Fe (+)K

-1,180В < -0,440B

2 A(–) Mn – 2ē → Mn²⁺ – окисление

1 K(+) О₂ + 2Н₂О + 4ē → 4ОН^– – восстановление на катоде (железо)

Итоговое уравнение реакции: 2Mn + O₂ + 2H₂O → 2Mn(OH)₂↓

Марганец – анодное покрытие для железа.

б) Железо является более активным металлом (E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰ = -0,440В) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Никель – катод (E⁰_Ni²⁺_/Ni⁰ = -0,250В). Железо растворяется, а на никеле идет процесс восстановления молекулярного кислорода.

e^–
A(–) Fe | H₂O, O₂ | Ni (+)K

-0,440В < -0,250B

2 A(–) Fe – 2ē → Fe²⁺ – окисление

---

1 K(+) О₂ + 2Н₂О + 4ē → 4ОН^– – восстановление на катоде (никель)

Итоговое уравнение реакции: 2Fe + O₂ + 2H₂O → 2Fe(OH)₂↓

Никель – катодное покрытие для железа.
Задание 6. Вычислите потенциал электрода, в котором металлическая пластинка кадмия погружена в раствор собственной соли с концентрацией катионов [Сd²⁺] = 0,006 н.

Решение:

Переводим нормальную концентрацию Сd²⁺ в молярную:

С_м(Сd²⁺) = 1/2С_н(Сd²⁺) = ½ · 0,006 = 0,003 (моль/л)

Вычисляем значения электродного потенциала кадмия в растворе заданной концентрации по уравнению Нернста:

E_Сd²⁺/_Cd⁰ = E⁰ _Сd²⁺/_Cd⁰ + (0,059/2)· lgC_Cd²⁺ = –0,402 В+ 0,059/2 · lg0,003 = – 0,476 B

Ответ: E_Сd²⁺/_Cd⁰ = – 0,476 B.
Задание 7. Определите направление тока во внешней цепи гальванического элемента:

Zn/ZnCl₂(0,00012 н) // CuSO₄ (0,005 М) / Cu

|___________________________________|

Запишите уравнения электродных процессов. На каком электроде происходит растворение металла?

Решение:

1. 
   Переводим нормальную концентрацию ZnCl₂ в молярную:
   

С_м(ZnCl₂) = 1/2С_н(ZnCl₂) = ½ · 0,00012 = 0,00006 (моль/л)

2. 
   Вычисляем значения электродных потенциалов цинка и меди в растворах заданной концентрации по уравнению Нернста:
   

E_Zn²⁺/_Zn⁰ = E⁰_Zn²⁺/_Zn⁰ + (0,059/2)· lgC_Zn²⁺ = –0,763В + (0,059/2) ·lg0,00006 = – 0,888 B

E_Cu²⁺/_Cu⁰ = E⁰_Cu²⁺/_Cu⁰+ (0,059/2) lgC_Cu²⁺ = +0,337В + (0,059/2) · lg0,005 = +0,269В

E_Zn²⁺/_Zn⁰ < E_Cu²⁺/_Cu⁰, т.е. более активным металлом является цинк, он будет анодом, а медь – катодом. Таким образом, Zn – анод (А) и Zn – восстановитель, Cu – катод.

3) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:

e^–
A(–) Zn │ ZnCl₂ ║ CuSO₄ │Cu (+)K

4) Составляем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит окисление цинка, а на катоде – восстановление ионов меди(II):

1 А(–) Zn⁰ – 2e^– → Zn²⁺ – процесс окисления

---

1 K(+) Cu²⁺ + 2e^– → Cu⁰ – процесс восстановления

Zn⁰ + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu⁰

Таким образом, при работе гальванического элемента происходит растворение анода, т. е. цинка и его переход в ионное состояние (Zn²⁺).

Задание 8. Вычислить ЭДС гальванического элемента:

Fe/ Fe²⁺ // H₂SO₄ (0,1 М) / H₂, Ag

|___________________________|

Как изменится значение ЭДС при работе данного элемента, если при этом произойдёт изменение концентрации катионов [Fe²⁺] от 0,001 н до 0,05 М? Потенциал перенапряжения водорода η на Ag равен - 0,3 в. Запишите уравнения электродных процессов и общее уравнение реакции, протекающей при работе гальванического элемента.

Решение:

1) Запишем уравнения электродных процессов и общее уравнение реакции, протекающей при работе гальванического элемента.

Е⁰(Fe²⁺/Fe⁰) (-0,44В)  Е⁰(2Н⁺/Н₂) (0В), поэтому железо будет анодом (оно будет окисляться, т.е. растворяться), а на катоде (серебро) пойдет процесс восстановления протонов до молекулярного водорода.

А(–) Fe⁰ – 2e^– → Fe²⁺ – процесс окисления

К (+) 2Н⁺ + 2e^– → Н₂⁰ – процесс восстановления

Fe⁰ + 2Н⁺ = Fe²⁺ + Н₂

2) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:

e^–
А(–) Fe/ Fe²⁺ // H₂SO₄ (0,1 М) / H₂, Ag К (+)

3) Рассчитаем ЭДС при работе данного гальванического элемента.

При [Fe²⁺] = 0,001 н С_М = 0,0005 моль

По уравнению Нернста:

Е(Fe²⁺/Fe⁰) = Е⁰(Fe²⁺/Fe⁰) + 0,059/2 · lg[Fe²⁺]

Е₁(Fe²⁺/Fe⁰) = -0,44 +0,059/2 · lg0,0005 = - 0,537В

H₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^2-

[Н⁺] = 2С_м(H₂SO₄) = 2 · 0,1М = 0,2 моль/л

Е(2Н⁺/Н₂) = Е⁰(2Н⁺/Н₂) + 0,059/2 · lg[Н⁺]

Е₁(2Н⁺/Н₂) = 0 + 0,059/1 · lg0,2 = - 0,041В

Начальная ЭДС гальванического элемента равна

∆Е = Е₁(2Н⁺/Н₂⁰) – Е₁(Fe²⁺/Fe⁰) = – 0,041 – (– 0,537) = 0,496 В.

Концентрационная поляризация определяется по формуле: Е

---

Смотрите также файлы

• Компьютерная графика. Инструменты графического редактора paint.docx

• Конспект проведения занятия по специальной подготовке диспетчеров и радиотелефонистов цппс спт на 29. 04. 2022 года.docx

• Чтобы создать молекулу рднк нужно.docx

• Отчет по производственной практике пм. 03 Заправка транспортных средств горючими и смазочными материалами.docx

• Это акарицид.docx