Исходя из данной формул можем вывести формулу для нахождения массы глюкозы в растворе:



Находим понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с чистым растворителем (водой):



Находим массу сахарозы, которую необходимо растворить в 100 г воды:



Находим массу раствора сахарозы в воде:



Находим массовую долю глюкозы в растворе:



Ответ: W(С₁₂Н₂₂O₁₁)=14,6 %.

9. 
   Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: a) K₂S и НС1;
   б) FeSО₄ и (NH₄)₂S; в) Сг(ОН)₃ и КОН.
   

Решение:

а) K₂S+2HCl=2KCl+H₂S↑

2K⁺+S^2-+2H⁺+2Cl^-=2K⁺+2Cl^-+H₂S↑

2H⁺+S^2-=H₂S↑
б) FeSO₄+(NH₄)₂S=FeS↓+(NH₄)₂SO₄

Fe²⁺+SO₄^2-+2NH₄⁺+S^2-= FeS↓+2NH₄⁺+ SO₄^2-

Fe²⁺+S^2-= FeS↓
в) Cr(OH)₃+KOH=K[Cr(OH)₄]

Cr(OH)₃+K⁺+OH^-=K⁺+[Cr(OH)₄]^-

Cr(OH)₃+OH^-=[Cr(OH)₄]^-

10. 
    Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) меньше, чем в желудочном соке (рН = 1,00)?
    Ответ: В 2,3∙10 раз.
    

Решение:

рН₁=7,36

рН₂=1,00

[H⁺]₁ - ?

[H⁺]₂ - ?

[H⁺]₁: [H⁺]₂ – ?

Решение:

Находим концентрации ионов Н⁺ в крови и желудочном соке:

рН=-lg[H⁺]₁

7,36=-lg[H⁺]₁

[H⁺]₁=4,365∙10^-8 моль/л

рН=-lg[H⁺]₂

1,00=-lg[H⁺]₂

[H⁺]₂=10^-1 моль/л

Находим во сколько раз концентрация ионов Н⁺ в желудочном соке больше, чем в крови:


Ответ: в желудочном соке концентрация ионов Н⁺ больше, чем в крови в 2,3∙10⁶ раз.

11. 
    К раствору FеС1₃ добавили следующие вещества: а) НС1; б) КОН; в) ZnCl₂; г) Na₂CO₃. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
    

---

Решение:

а) FеС1₃ – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролизуется по катиону, а НС1 диссоциирует в водном растворе:

FeCl₃  ↔ Fe³⁺ + 3Cl^-;
Fe³⁺ + H₂O ↔ FeOH²⁺ + H⁺;
HCl ↔ H⁺ + Cl^-.

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт угнетение гидролиза соли  FeCl₃, ибо образуется избыток ионов водорода Н⁺ и равновесие гидролиза сдвигается влево.

б) KOH диссоциирует в водном растворе:

FeCl₃  ↔ Fe³⁺ + 3Cl^-;
Fe³⁺ + H₂O ↔ FeOH²⁺ + H⁺;

KOH ↔ K⁺ + OH^-.

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт  гидролиз соли  FeCl₃ и диссоциации КОН, ибо ионы Н⁺ и ОН^-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н₂О (Н⁺ + ОН^- = Н₂О). При этом гидролитическое равновесие соли FeCl₃    и диссоциация КОН сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация основания идут до конца с образованием осадка Fe(OH)₃. Таким образом, при смешивании FeCl₃ и КОН протекает реакция обмена.  Ионно-молекулярное уравнение процесса:

2Fe³⁺ + 6OH^- = 2Fe(OH)₃↓

Молекулярное уравнение процесса:

FeCl₃ + 6KOH = 2Fe(OH)₃↓ + 6KCl
в) Соль FeCl₃  и соль ZnCl₂ гидролизуются обе по катиону:

Fe³⁺ + H₂O ↔FeOH²⁺ + H⁺
Zn²⁺ + H₂O ↔ZnOH⁺ + H⁺

 Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыточное количество ионов Н⁺ вызывает смещение гидролитического равновесие влево, в сторону уменьшения концентрации ионов водорода Н⁺. 
г) Соль FeCl₃ гидролизуется по катиону, а Na₂CO₃ – соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролизует по аниону:

Fe³⁺ + H₂O ↔ FeOH²⁺ + H⁺
CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + ОH^-

 Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и ОН^-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н₂О (Н⁺ + ОН^- = Н₂О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка Fe(OH)₃ и слабого электролита H₂CO₃, то есть протекает совместный гидролиз солей:

---

2Fe³⁺ + 3CO₃^2- + 6H₂O ↔ 2Fe(OH)₃ ↓ + 3H₂CO₃
2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O ↔ 2Fe(OH)₃↓ + 3H₂CO₃ + 6NaCl 

или

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O ↔ 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂ + 6NaCl 

12. 
    Реакции выражаются схемами:
    

Р + НIO₃ + Н₂О  Н₃PO₄ + НI;

H₂S + Cl₂ + H₂O  H₂SО₄ + НСl.

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое— восстановителем; какое вещество окисляется, какое —восстанавливается.
Решение:

Р⁰ + НI⁺⁵O₃ + Н₂О → Н₃P⁺⁵O₄ + НI^-

Р⁰-5е^-→Р⁺⁵ 6 восстановитель; процесс окисления

30

I⁺⁵+6e^-→I^- 5 окислитель; процесс восстановления

6Р + 5НIO₃ + 9Н₂О = 6Н₃PO₄ + 5НI

Р – восстановитель, фосфор отдаёт пять электронов и окисляется.

НIO₃ – окислитель, иод присоединяет шесть электронов и восстанавливается.

H₂S^-2 + Cl₂⁰ + H₂O → H₂S⁺⁶О₄ + НСl^-

S^-2-8е^-→S⁺⁶ 1 восстановитель; процесс окисления

8

Cl₂⁰+2e^-→2Cl^- 4 окислитель; процесс восстановления

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SО₄ + 8НСl

H₂S – восстановитель, сера отдаёт восемь электронов и окисляется.

Cl₂ – окислитель, каждый атом хлора присоединяет один электрон и восстанавливается.

13. 
    Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuS0₄; б) MgS0₄; в) Pb(NO₃)₂? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
    

Решение:

а) CuSО₄

Сравним стандартные электродные потенциалы цинка и меди:

E⁰_Zn²⁺_/Zn=-0,762 B

E⁰_Cu²⁺_/Cu=0,337 B

Поскольку медь имеет больший электродный потенциал, то она менее активна, чем цинк и реакция протекает.

Определим как будет изменяться масса цинковой пластинки:

CuSO₄ + Zn → ZnSO₄ + Cu↓ 

---

Zn⁰ - 2e → Zn⁺²  | 1 | 1 
Cu⁺² + 2e → Cu⁰ | 1 | 1 
M(Zn) = 65 г/моль 
M(Cu) = 64 г/моль 
Из уравнения реакции видно, что когда растворится 1 моль цинка (или 65 г), то на пластину осядет 1 моль меди (или 64 г). В итоге масса пластины уменьшится.
б) MgSO₄

Сравним стандартные электродные потенциалы магния и цинка:

E⁰_Mg²⁺_/Mg=-2,38 B

E⁰_Zn²⁺_/Zn=-0,762 B

Поскольку магний имеет меньший электродный потенциал, то он активнее, чем цинк и реакция протекать не будет. Следовательно, масса цинковой пластинки не изменяется.
в) Рb(NО₃)₂

Сравним стандартные электродные потенциалы свинца и цинка:

E⁰_Pb²⁺_/Pb=-0,126 B

E⁰_Zn²⁺_/Zn=-0,762 B

Поскольку свинец имеет больший электродный потенциал, то он менее активен, чем цинк и реакция протекает.

Определим как будет изменяться масса кадмиевой пластинки:

Pb(NO₃)₂ + Zn → Zn(NO₃)₂ + Pb↓ 
Zn⁰ - 2e → Zn⁺²  | 1 | 1 
Pb⁺² + 2e → Pb⁰  | 1 | 1 
M(Zn) = 65 г/моль 
M(Pb) = 207 г/моль 
Из уравнения реакции видно, что когда растворится 1 моль цинка (или 65 г), то на пластину осядет 1 моль свинца (или 207 г). В итоге масса пластины увеличится.

14. 
    При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла.
    

Ответ: 17,37 г/моль.
Решение:

Дано:

τ=1,5 ч=5400 с

m(Me)=1,75 г

I=1,8 A

М_ЭКВ.(Ме) - ?

Решение:

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

,

m - масса образовавшегося вещества , г;

М_экв.- молярная масса эквивалента вещества, г/ моль;

I - сила тока, А;

t - время электролиза, с;

F - константа Фарадея (96500 Кл/моль).

Отсюда,



Находим молярную массу эквивалента металла, который выделится на катоде в процессе электролиза:



Ответ:

15. 
    Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
    

---

Решение:

Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот потому, что в электрохимическом ряду напряжений металлов медь стоит после водорода , то есть её стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода).
Если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода, потому что образуется гальванопара.

E⁰_Cu²⁺_/Cu=0,337 B

E⁰_Zn²⁺_/Zn=-0,762 B

Цинк имеет стандартный электродный потенциал равный -0,762 В. Он меньше, чем стандартный электродный потенциал медного электрода, поэтому цинк выступает в роли анода, а медный электрод в роли катода.

Схема коррозионного гальванического элемента с водородной деполяризацией:

А(-) Zn|H₂O,Н⁺|Cu (+)K

Электродные процессы, протекающие в кислой среде:

А(-): Zn⁰ – 2ē → Zn²⁺  1 процесс окисления

2

K(+): 2Н⁺ + 2ē → Н₂  1 процесс восстановления

Суммарная реакция коррозии:

Zn⁰ + 2H⁺→ Zn²⁺ + Н₂↑

Поскольку не указана кислота, в которую погружена гальванопара цинк-медь, то будем считать, что продуктом коррозии в кислой среде является соль цинка (Zn²⁺ ).

Например, Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂↑

16. 
    Какие соли обусловливают жесткость природной воды? Какую жесткость называют карбонатной, некарбонатной? Как можно устранить карбонатную, некарбонатную жесткость? Напишите уравнения соответствующих реакций. Чему равна жесткость воды, в 100 л которой содержится 14, 632 г гидрокарбоната магния?
    

Ответ: 2 ммоль/л.
Решение:

Жесткость природной воды обуславливают соли кальция и магния. Карбонатная жесткость обусловлена солями Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂. Карбонатная (временная) жесткость воды может быть устранена кипячением, так как гидрокарбонаты кальция и магния при кипячении разлагаются.

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃↓+CO₂↑+H₂O

Mg (HCO₃)₂ MgCO₃↓+CO₂↑+H₂O

Некарбонатная жесткость воды обусловлена присутствием растворимых солей кальция и магния, которые не образуют осадок при кипячении. Чаще всего это хлориды и сульфаты кальция и магния. Некарбонатную (постоянную) жесткость воды устраняют химическими способами. Например, добавление Na

---

Смотрите также файлы

• Отчет по лабораторной работе 1 Дисциплина Электрические и электронные аппараты.docx

• Анализ применяемых технологий для восстановления.doc

• Занятие по теме Нестационарная теория возмущений.docx

• Практическая работа Отбор предметного содержания для достижения образовательных результатов освоения общеобразовательной дисциплины Физика.docx

• Отчет по практике это аналитическая (практическая) работа, которая выполняется студентами и является совокупностью полученных результатов самостоятельного исследования теоретических и практических навыков в период прохождения производственной на предприят.rtf