Подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель



жүктеу 83.44 Kb.
Дата25.02.2016
өлшемі83.44 Kb.
Подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

9. KNO2 + KClO3 = KCl + KNO3

34. KNO3 = KNO2 + O2

59. KMnO4 + NO + H2SO4 = MnSO4 + NO2 + K2SO4 + H2O
Решение:
9. 3KNO2 + KClO3 = KCl + 3KNO3

восстановитель N +3 - 2ē → N +5 3 окисление

окислитель Cl +5 + 6ē → Cl -1 1 восстановление
34. 2KNO3 = 2KNO2 + O2

восстановитель 2О -2 - 4ē → О2 0 1 окисление

окислитель N +5 + 2ē → N +3 2 восстановление
59. 2KMnO4 + 5NO + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NO2 + K2SO4 + 3H2O

восстановитель N +2 - 2ē → N +4 5 окисление

окислитель Mn +7 + 5ē → Mn +2 2 восстановление


131. Чему равна энтальпия образования гексана С6Н14, если при сгорании 43 г гексана выделилось 2097,4 кДж теплоты?
Решение:

Запишем термохимическое уравнение реакции полного сгорания гексана:

С6Н14 (ж.) + 7,5О2 (г.) = 3Н2О (г.) + 6СО2 (г.); ∆Н0 реак.

Количество сгоревшего гексана равно:



Составим пропорцию:

при сгорании 0,5 моль гескана выделяется 2097,4 кДж теплоты

при сгорании 1 моль гескана выделяется х кДж теплоты



Следовательно, ∆Н0 = - 4194,8 кДж.

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔH0 реак. = Σ ν∙ ΔН0 обр.прод. - Σ ν∙ ΔН0 обр.исх.в-в

ΔН0 реак. = (3 ∙ ΔН0обр. Н2О (г.) + 6 ΔН0обр.СО2(г.) )– ( ΔН0обр. С6Н14 (ж.) +7,5ΔН0обр. O2(г.) ).

Энтальпии образования участников реакции берем из таблицы 1: ΔН0обр. СО2(г.)= -393,5 кДж/моль; ΔН0обр. Н2О (г.) -241,8 кДж/моль; ΔН0обр. O2(г.) = 0 кДж/моль.

Подставив известные значения в уравнение, получаем:

- 4194,8 = (3 ∙ (-241,8) + 6 ∙ (-393,5) ) – ( ΔН0обр. С6Н14 (ж.) +0 )

- 4194,8 = -3873,4 – ΔН0обр. С6Н14 (ж.)

ΔН0обр. С6Н14 (ж.) = 321,4 кДж/моль.


Ответ: ΔН0обр. С6Н14 (ж.) = 321,4 кДж/моль.

156. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания следующей реакции при температуре 1000С: С2Н4 = Н2 + С2Н2.
Решение:

Критерием самопроизвольного протекания процесса в неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях является убыль энергии Гиббса. Рассчитаем изменение энергии Гиббса ΔG0реак. в ходе данной реакции, воспользовавшись уравнением



ΔG0реак. = ΔH0реак.T0∙ΔS0реак.

Определим изменение энтальпии в ходе реакции. Согласно следствию из закона Гесса:



ΔH0 реак.= Σ ν∙ ΔН0 обр.прод. - Σ ν∙ ΔН0 обр.исх.в-в или

ΔН0реак. =ΔН0обр. С2Н2 (г.) + ΔН0обр. Н2 (г.) – ΔН0обр. С2Н4 (г.).

Энтальпии образования участников реакции берем из таблицы 1. ΔН0обр. С2Н2 (г.) = 226,8 кДж/моль;



ΔН0обр. Н 2(г.) = 0 кДж/моль;

ΔН0обр. С2Н4 (г.) = 52,3 кДж/моль.

Подставив известные значения в уравнение, получаем:



ΔН0реак. = 226,8 + 0 – 52,3 = 174,5 кДж.

Вычислим изменение энтропии ΔS0реак. для реакции, протекающей в стандартных условиях, используя табличные данные.



S0 С2Н2 (г.)= 200,8 Дж/моль∙К;

S0 Н2(г.) = 130,5 Дж /моль∙К;

S0 С2Н4 (г.) = 219,4 Дж/моль∙К.

ΔS0реак. = Σ ν ∙ S0прод. –Σ ν ∙ S 0 исх.в-в.

ΔS0реак. =S0обр. С2Н2 (г.) + S0обр. Н2 (г.) S0обр. С2Н4 (г.).

ΔS0реак.= 200,8 + 219,4 – 130,5 = 289,7 Дж/К = 0,2897 кДж/К.

Рассчитаем ΔG0реак., воспользовавшись значениями ΔН0реак. и ΔS0реак.,



ΔG0реак. = 174,5 – (100+273) ∙ 0,2897 ) = 66,4 кДж.

Поскольку ΔG0реак. > 0, то данный процесс не может самопроизвольно протекать при температуре 1000С.


Ответ: Реакция невозможна.

185. Вычислить, во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, N2 + 3H2 = 2NH3, если

а) давление системы уменьшить в 2 раза;

б) увеличить концентрацию водорода в 3 раза?
Решение:

Для реакции, описываемой уравнением:

N2(г.) + 3H2(г.) = 2NH3(г.),

скорость прямой реакции равна:

υ1 = k•[N2]•[ H2]3.

При уменьшении давления системы в 2 раза концентрации всех газообразных веществ уменьшатся в 2 раза и выражение для скорости реакции примет вид:

υ2 = k•1/2[N2]•(1/2[ H2])3= 1/2•1/8 • k•[N2]•[ H2]3 = 1/16 υ1.

Следовательно, скорость прямой реакции уменьшится в 16 раз.

При увеличении концентрации водорода в 3 раза выражение для скорости реакции примет вид:

υ2 = k• [N2]•(3[ H2])3= 27 • k•[N2]•[ H2]3 = 27 υ1.

Следовательно, скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.
Ответ: а) скорость прямой реакции уменьшится в 16 раз; б) скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.

211. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе:

2 N2O5(г)  4 NO2(г) + 5 O2(г),

если а) увеличить концентрацию О2,

б) расширить систему?
Решение.
а) Согласно принципу Ле-Шателье при увеличении концентрации одного из газообразных веществ равновесие смещается в сторону расхода данного вещества. При увеличении концентрации O2 – продукта реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции.

б) Согласно принципу Ле-Шателье при уменьшении внешнего давления (расширения системы) равновесие смещается в сторону увеличения объема системы (увеличения числа молей газообразных веществ). В реакции из двух объемов N2O5 получается четыре объема NO2 и пять объёмов O2 (всего 9), т.е. объём системы в процессе реакции увеличивается. Поэтому уменьшение давления будет смещать равновесия системы в сторону прямой реакции.



226. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите электродвижущую силу гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод в 0,01 М растворе сульфата никеля?
Решение.

Гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла будет работать, если эти электроды опущены в растворы солей разной концентрации. Согласно условию электродные потенциалы будут отличаться от стандартных и рассчитываться по уравнению Нернста:

Е = Е0 + lg С.

Е0,001М = Е0 Ni 2+/ Ni 0 + lg С = -0,25 + 0,0295∙ lg0,001= -0,339 В

Е0,01М = Е0 Ni 2+/ Ni 0 + lg С = -0,25 + 0,0295∙ lg0,01= -0,309 В

Cравнивая полученные электродные потенциалы, приходим к выводу, что в данных условиях электрод с меньшим потенциалом (с концентрацией соли 0,001М) – анод, а электрод с большим потенциалом (с концентрацией соли 0,01М) – катод.

Составим схему гальванического элемента:

А (-) Ni | 0,001М Ni 2+ ║ 0,01М Ni 2+ | Ni (+) К.

Запишем электронные уравнения электродных процессов:

анод: Ni 0 – 2 е → Ni 2+ (процесс окисления);

катод: Ni2+ + 2 е → Ni 0 (процесс восстановления).

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента рассчитывается по разности электродных потенциалов металлов:

ЭДС = Екатода - Еанода.

ЭДС = Е0 0,01М - Е0 0,001М = -0,309-(-0,339)=0,03 В.


257. Какие виды коррозии металла вызывает горение жидкого топлива, содержащего примеси соединений серы?
Решение.

Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлических материалов вследствие химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой. В зависимости от механизма действия на металлы соединения серы делятся на агрессивные и неагрессивные. Последние не действуют в нормальных условиях на металлы, с которыми они контактируют. Наличие в бензине агрессивных соединений серы и вызывает коррозию деталей системы питания двигателя и является исключительно результатом нарушения технологии производства топлива. Эти вредные соединения серы почти полностью удаляются в процессе очистки дистиллятов бензина (выщелачивание, гидроочистка).

При наличии в газовой среде соединений серы железо и сталь часто подвергаются межкристаллитной химической коррозии, особенно при температурах выше 1000 оС. Если газовой средой являются продукты горения топлива, то газовая коррозия углеродистых и низколегированных сталей тем сильнее, чем выше коэффициент расхода воздуха, с которым сжигается топливо. Присутствие в газовой среде SO2 – продукта сгорания соединений серы значительно увеличивает химическую коррозию углеродистых сталей. Опасность возникновения коррозии от оксидов серы особенно велика в условиях, благоприятствующих конденсации водяного пара вместе с оксидом серы на недостаточно прогретых стенках камеры сгорания, гильзах и других деталях двигателя:

2Fe + 3SO2 (влажн.) = FeSO3 + FeSO3S



289. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза сульфида аммония и сульфата аммония. Указать область рН растворов.
Решение.

Сульфид аммония - соль, образованная двумя слабыми электролитами - гидроксидом аммония NH4OH и сероводородной кислотой H2S, поэтому гидролиз одновременно протекает и по катиону, и по аниону преимущественно по первой ступени:

(NH4)2S +H2O = NH4HS + NH4OH

2NH4+ +S2- +H2O = NH4 + + HS - + NH4OH

NH4+ +S2- + H2O = HS - + NH4OH.

В результате, при гидролизе данной соли, в растворе образуется смесь гидроксида аммония и его соли. Причем концентрация основания равна концентрации соли, образуется буферный раствор. Среда в таком растворе щелочная (рН > 7).

Сульфат аммония - соль, образованная слабым электролитом - гидроксидом аммония NH4OH и сильным электролитом серной кислотой H24, поэтому гидролиз протекает по катиону:

(NH4)24 + 2H2O = 2NH4ОН + H24

2NH4+ + SО42- + 2H2O = 2NH4OH + 2Н + + SО4 2-

2NH4+ + 2H2O = 2NH4OH + 2Н +

NH4+ + H2O = NH4OH + Н+

В результате, при гидролизе данной соли, в растворе образуется избыток катионов водорода. Среда в таком растворе кислая (рН < 7).



329. Вычислить температуру кристаллизации 10% - ного раствора глицерина С3Н8О3 в воде.
Решение.

Согласно второму закону Рауля понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:



.

Согласно определению массовой доли масса глицерина в 100 г растворено 10 г глицерина. Значит масса воды равна 100-10= 90 г. Определим моляльность раствора глицерина:



По справочнику криоскопическая константа воды равна К=1,86. Определим температуру кристаллизации раствора:



Ткр. = 0оС- Δt = 0-2,25 = -2,25оС.


Ответ: Ткр. = -2,25оС.






©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет