Файл: Решение. Согласно положению в Периодической системе атом самария имеет следующую электронную формулу.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 05.12.2023
Просмотров: 468
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + СО2↑ + Н2ОMg (НСО3)2 = MgСО3↓ + СО2↑ + Н2ОХимический или реагентный метод. В этом случае к воде известной жесткости добавляют рассчитанное количество реагента, переводящего ионы Са2+, Mg2+ в связанное состояние.Большое распространение получил известково-содовый метод. Воду обрабатывают растворами гашеной извести Са(ОН)2 и кальцинированной соды Na2CО3. При этом временная жесткость воды устраняется гашеной известью:Са (НСО3)2 + Са (ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2ОMg (HCO3)2 + 2Ca (OH)2 = Mg(OH)2↓ + 2CaCO3↓ + 2H2Oа постоянная – содой:CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaClMgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4Среди других реагентов отметим ортофосфат натрия Na3PO4, также часто используемый для умягчения воды:3Са(НСО3)2 + 2Na3PO4 = Са3(РО4)2↓ + 6NaHCO33MgСl2 + 2Na3PO4 = Mg3(РО4)2↓ + 6NaClМетод ионного обмена. Широкое применение в практике умягчения или полного обессоливания воды получили иониты. Это природные или синтетические вещества, способные к обмену катионов (катиониты) или анионов (аниониты). Например, катионит, содержащий катион водорода Н+, способный замещаться на катионы кальция Са2+ и Mg2+ по схеме:RH2 + Са2+ → RCa + 2Н+RH2 + Mg2+ → RMg + 2H+Аниониты имеют основный характер. Гидроксид-ион ОН-, входящий в их состав, способен обмениваться на анионы солей, содержащихся в воде, например:2ROH + SO42- → R2SO4 + 2OH-Полного обессоливания воды можно добиться, пропуская воду последовательно через катионит, а затем через анионит.161. Определите степень диссоциации α, константу диссоциации Kд, концентрацию ионов водорода [Н+], гидроксид-ионов [ОН–] и рН по заданным условиям (величины, которые нужно определить, обозначены через х). Для многоосновных слабых электролитов в расчетах учитывайте первую ступень диссоциации. Как изменится рН раствора, если разбавить раствор в 2 раза?Решение. Гидроксид натрия NaOH является сильным электролитом, который диссоциирует практически полностью:
NaOH = Na+ + OH-Следовательно, [OH-] = CM(NaOH) = C / M = 0,04 г/дм3 / 40 г/моль = 0,001 моль/дм3Из соотношения рН + рОН = 14 находим:рН = 14 – рОН = 14 + lg[OH-] = 14 + lg0,001 = 11240. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, соответствующих Вашему номеру задания, расставьте коэффициенты. Для реакции а используйте метод электронного баланса, а для реакции б – ионно-электронный метод. В каждой реакции определите окислитель и восстановитель. Вычислите ЭДС и константу равновесия реакции б. Определите направление и полноту протекания реакции в стандартных условиях. Значения стандартных электродных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в приложении.Решение. а) Азот в аммиаке имеет низшую степень окисления -3 и проявляет только восстановительные свойства. Кислород в этом случает будет окислителем. Азот окисляется от степени окисления -3 до 0 в простом веществе, а кислород восстанавливается от степени окисления 0 до -2 в воде.Сначала записываем уравнение реакции:Затем составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:При определении коэффициентов перед окислителем и восстановителем руководствуются правилом: общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.Наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов равно 12. Разделив это число на 4, получаем коэффициент 3 для окислителя, а при делении 12 на 6 получаем коэффициент 2 продукта окисления восстановителя. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции с коэффициентами будет иметь вид:4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O.б) При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом рекомендуется придерживаться следующего порядка:1) Написать ионное уравнение реакции:Mn2+ + 2NO3- + NaBiO3 + H+ + NO3- = H+
Поскольку ΔG0 < 0, реакция идет в прямом направлении. Полноту протекания реакции определим по величине константы равновесия, ее рассчитываем по формулеБольшая величина константы равновесия свидетельствует о том, что равновесие реакции сдвинуто в сторону продуктов.259. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и железа, погруженных в растворы сульфата кадмия и сульфата железа (II) соответственно. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Рассчитайте, при какой концентрации (моль/дм3) ионов Fe2+ ЭДС этого элемента будет равна нулю, если [Cd2+] = 0,001моль/дм3.Решение. Схема гальванического элемента:(−) FeFe2+Cd2+Cd (+).Железный электрод имеет меньший потенциал (0Fe2+/Fe = −0,440 В) и является анодом. Железо окисляется и в форме ионов переходит в раствор:Fe − 2е– = Fe2+.Кадмиевый электрод имеет больший потенциал (0Cd2+/Cd= −0,403 В) и является катодом. На катоде восстанавливается кадмий:Cd2+ + 2е– = Cd.Складывая уравнения анодного и катодного процессов, получаем суммарное уравнение реакции:Fe + Cd2+ = Fe2+ + CdFe + CdSO4 = FeSO4 + CdЭДС вычисляют по формуле:Зависимость электродного потенциала металла от концентрации ионов металла в растворе при стандартной температуре выражается уравнением Нернста:261. Составьте схему электролиза раствора. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Катодный процесс подтвердите расчетом. Рассчитайте массы веществ, выделившихся на электродах, при пропускании через раствор тока силой 1 А в течение 1 ч. Парциальное давление водорода в воздухе равно 5·10–7 атм. Значения стандартных электродных потенциалов металлов приведены в приложении.Решение.
Массу никеля, которая выделится на катоде, находим по закону Фарадея:ЭNi = 29,35 г/моль1 ч = 3600 секmNi = 29,35·1·3600 / 96500 = 1,095 г284. Для НАТРИЯ выполните следующее:1. Напишите электронную формулу. Укажите возможные степени окисления элемента. Определите ковалентность. Приведите примеры типичных соединений в данных степенях окисления (оксиды, гидроксиды, соли).2. Напишите уравнения реакций, характеризующих взаимодействие металла:а) с простыми веществами (кислородом, серой, галогенами);б) с растворами солей, оснований;в) с разбавленной азотной кислотой;г) с разбавленной соляной кислотой.Возможность реакции в, протекающей в стандартных условиях, и реакции г, протекающей при парциальном давлении водорода PH2 = 5·10–7 атм и концентрации HCl 0,01 моль/дм3, подтвердите расчетом.3. Составьте уравнения реакций получения заданного металла в чистом виде из природного соединения или руды, используя один из промышленных методов (гидрометаллургический, металлотермический, пирометаллургический электрометаллургический, электрогидрометаллургический).Решение. 1) Согласно положению в Периодической системе атом натрия имеет следующую электронную формулу:1s2 2s2 2p6 3s1Электронно-графическую структуру атома натрия можно представить следующей схемой:Атом натрия может отдавать электрон, поэтому для него возможная только степень окисления +1. Ковалентность равна 1. Оксид натрия Na2O проявляет основные свойства, гидроксид – NaOH – щелочь. Натрий образует множество солей: NaCl, NaBr, Na
NaOH = Na+ + OH-Следовательно, [OH-] = CM(NaOH) = C / M = 0,04 г/дм3 / 40 г/моль = 0,001 моль/дм3Из соотношения рН + рОН = 14 находим:рН = 14 – рОН = 14 + lg[OH-] = 14 + lg0,001 = 11240. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, соответствующих Вашему номеру задания, расставьте коэффициенты. Для реакции а используйте метод электронного баланса, а для реакции б – ионно-электронный метод. В каждой реакции определите окислитель и восстановитель. Вычислите ЭДС и константу равновесия реакции б. Определите направление и полноту протекания реакции в стандартных условиях. Значения стандартных электродных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в приложении.Решение. а) Азот в аммиаке имеет низшую степень окисления -3 и проявляет только восстановительные свойства. Кислород в этом случает будет окислителем. Азот окисляется от степени окисления -3 до 0 в простом веществе, а кислород восстанавливается от степени окисления 0 до -2 в воде.Сначала записываем уравнение реакции:Затем составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:При определении коэффициентов перед окислителем и восстановителем руководствуются правилом: общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.Наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов равно 12. Разделив это число на 4, получаем коэффициент 3 для окислителя, а при делении 12 на 6 получаем коэффициент 2 продукта окисления восстановителя. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции с коэффициентами будет иметь вид:4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O.б) При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом рекомендуется придерживаться следующего порядка:1) Написать ионное уравнение реакции:Mn2+ + 2NO3- + NaBiO3 + H+ + NO3- = H+
+ MnO4- + Bi3+ + 3NO3- + …
2) Составить ионно-электронные уравнения процессов восстановления и окисления с учетом среды, в которой протекает реакция; определить коэффициенты для окислителя и восстановителя.
Данная реакция протекает в кислой среде, поэтому избыток атомов кислорода связывается ионами Н+ с образованием молекул воды, а недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды с образованием ионов Н+:
3) Суммировать ионно-электронные уравнения, умножив каждое из них на найденные коэффициенты, при необходимости провести сокращение:
После сокращения:
4) Написать уравнения в молекулярной форме и подобрать коэффициенты перед формулами остальных веществ, завершая при этом правую часть уравнения:
Направление протекания реакции определяем по величине стандартной энергии Гиббса ΔG0, которая связана с ЭДС окислительно-восстановительной реакции соотношением:
ΔG0 = –nFE0,
где n – число электронов, принимающих участие в реакции (наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в полуреакциях окисления и восстановления); F – постоянная Фарадея, F ≈ 96 500 Кл/моль; E0 – стандартная ЭДС окислительно-восстановительной реакции, В.
Величину E0 рассчитывают как разность стандартных электродных окислительно-восстановительных потенциалов окислителя 0окисл и восстановителя 0восст:
Для рассматриваемой реакции:
При вычислении величины ΔG0 учитываем, что в полуреакциях окисления и восстановления участвует 10 электронов:
Поскольку ΔG0 < 0, реакция идет в прямом направлении. Полноту протекания реакции определим по величине константы равновесия, ее рассчитываем по формулеБольшая величина константы равновесия свидетельствует о том, что равновесие реакции сдвинуто в сторону продуктов.259. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и железа, погруженных в растворы сульфата кадмия и сульфата железа (II) соответственно. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Рассчитайте, при какой концентрации (моль/дм3) ионов Fe2+ ЭДС этого элемента будет равна нулю, если [Cd2+] = 0,001моль/дм3.Решение. Схема гальванического элемента:(−) FeFe2+Cd2+Cd (+).Железный электрод имеет меньший потенциал (0Fe2+/Fe = −0,440 В) и является анодом. Железо окисляется и в форме ионов переходит в раствор:Fe − 2е– = Fe2+.Кадмиевый электрод имеет больший потенциал (0Cd2+/Cd= −0,403 В) и является катодом. На катоде восстанавливается кадмий:Cd2+ + 2е– = Cd.Складывая уравнения анодного и катодного процессов, получаем суммарное уравнение реакции:Fe + Cd2+ = Fe2+ + CdFe + CdSO4 = FeSO4 + CdЭДС вычисляют по формуле:Зависимость электродного потенциала металла от концентрации ионов металла в растворе при стандартной температуре выражается уравнением Нернста:261. Составьте схему электролиза раствора. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Катодный процесс подтвердите расчетом. Рассчитайте массы веществ, выделившихся на электродах, при пропускании через раствор тока силой 1 А в течение 1 ч. Парциальное давление водорода в воздухе равно 5·10–7 атм. Значения стандартных электродных потенциалов металлов приведены в приложении.Решение.
Массу никеля, которая выделится на катоде, находим по закону Фарадея:ЭNi = 29,35 г/моль1 ч = 3600 секmNi = 29,35·1·3600 / 96500 = 1,095 г284. Для НАТРИЯ выполните следующее:1. Напишите электронную формулу. Укажите возможные степени окисления элемента. Определите ковалентность. Приведите примеры типичных соединений в данных степенях окисления (оксиды, гидроксиды, соли).2. Напишите уравнения реакций, характеризующих взаимодействие металла:а) с простыми веществами (кислородом, серой, галогенами);б) с растворами солей, оснований;в) с разбавленной азотной кислотой;г) с разбавленной соляной кислотой.Возможность реакции в, протекающей в стандартных условиях, и реакции г, протекающей при парциальном давлении водорода PH2 = 5·10–7 атм и концентрации HCl 0,01 моль/дм3, подтвердите расчетом.3. Составьте уравнения реакций получения заданного металла в чистом виде из природного соединения или руды, используя один из промышленных методов (гидрометаллургический, металлотермический, пирометаллургический электрометаллургический, электрогидрометаллургический).Решение. 1) Согласно положению в Периодической системе атом натрия имеет следующую электронную формулу:1s2 2s2 2p6 3s1Электронно-графическую структуру атома натрия можно представить следующей схемой:Атом натрия может отдавать электрон, поэтому для него возможная только степень окисления +1. Ковалентность равна 1. Оксид натрия Na2O проявляет основные свойства, гидроксид – NaOH – щелочь. Натрий образует множество солей: NaCl, NaBr, Na