Полный курс химии  
Главная страница
Неорганическая химия
Органическая химия
Определения
Великие ученые
Полезное
Рефераты по химии
Полимеры
Новости
Каталог предприятий
Статьи
Практическая химия
Доска объявлений
Химия на досуге
Индустрия химии в России находится в стадии

Примеры решения задач

« Вернуться к содержанию

Задача 1. Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.

Решение. НNО3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S+6, а железо до Fe+3, при этом НNО3 может восстанавливаться до NO или NO2. Рассмотрим случай восстановления до NО2.

FеS2 + НNO3(конц) Fе(NO3)3 + Н2SО4 + NО2.

Где будет находиться Н2О (в левой или правой части), пока неиз­вестно.

Уравняем данную реакцию методом  электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:

N+5 + e → N+4

В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Не­обходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:

Fe+2 – e → Fe+3

2S- - 14e → 2S+6.

Вместе железо и сера отдают 15 электронов. Полный баланс имеет вид:

 

15 молекул НNО3 идут на окисление FеS2, и еще 3 молекулы НNО3 необходимы для образования Fе(NО3)3:

FеS2 + 18НNО3Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 .

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо доба­вить 7 молекул Н2О:

FeS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 + 7Н2О.

Используем теперь метод электронно-ионного баланса.  Рас­смотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS2 превращается в ион Fе3+ (Fе(NО3)3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO42- (диссоциация H2SO4):

FeS2 → Fe3+ + 2SO24-.

Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H2O, а в правую – 16 ионов Н+ (среда кислая!):

FeS2 + 8H2O → Fe3+ + 2SO42- + 16H+.

Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS2 дол­жен отдать 15 электронов:

FеS2 + 8Н2О - 15е → Fе3+ + 2SО42- + 16Н+.

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:

NO-3NO2.

Необходимо отнять у NО3- один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н+ (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н2О:

NО3- + 2Н+NО2 + Н2О.

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:

NО3- + 2Н+ + е → NO2 + Н2О.

Полный электронно-ионный баланс имеет вид:

Сократив обе части на 16Н+ и 8Н2О, получим сокращенное ион­ное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

FеS2 + 15NО3- + 14Н+ = Fе3+ + 2SО42- + 15NО2 + 7Н2О.

Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО3- и Н+, находим молекулярное уравнение реакции:

FеS2 + 18НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 2Н2SО4 + 15NО2 + 7Н2О.

Задача 2. Напишите уравнения реакций, протекающих в вод­ной среде:

а) Na2SО3 + КМnО4 + Н2SО4X + …

б) Х + КОН → ...

Решение.

а) Перманганат калия в кислой среде восстанавли­вается в соль марганца (II), а сульфит натрия окисляется до суль­фата натрия:

5Nа2SО3 + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5Nа2SО4 + К2SО4 + 2МnSО4 + ЗН2О.

б) Из продуктов реакции а) только сульфат марганца (II) (вещество X) реагирует со щелочью в водном растворе:

MnSО4 + 2КОН = Мn(ОН)2↓+ К2SО4.     

Задача 3. Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата се­ребра продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьши­лась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, вы­делившихся на инертных электродах.

Решение. При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg+ + е = Аg.

Анод: 2Н2О - 4е = 4Н+ + О2.       

Суммарное уравнение:

4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag↓ + 4НNО3 + О2↑.

vgNО3) = 400.0,085 / 170 = 0,2 моль. При полном электролити­ческом разложении данного количества соли выделяется 0,2 моль Аg массой 0,2.108 = 21,6 г и 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г. Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6+1,6 = 23,2 г.

При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода:

2H2O = 2Н2↑ + O2↑.

Потеря массы раствора за счет электролиза воды составляет 25 - 23,2 = 1,8 г. Количество разложившейся воды равно: v20) = 1,8/18 = 0,1. На электродах выделилось 0,1 моль Н2 массой 0,1.2 = 0,2 г и 0,1/2 = 0,05 моль О2 массой 0,05.32 = 1,6 г. Общая масса кислорода, выделившегося на аноде в двух процессах, равна 1,6+1,6 = 3,2 г.

В оставшемся растворе содержится азотная кислота: vNO3) = v(AgNО3) = 0,2 моль, mNО3) = 0,2.63 = 12,6 г. Масса раство­ра после окончания электролиза равна 400-25 = 375 г. Массовая доля азотной кислоты: ω(НNО3) = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%.

Ответ. ω(НNО3) = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Аg и 0,2 г Н2, на аноде — 3,2 г О2.

Задача 4.  Составить уравнение реакции восстановления Fe3O4 водородом.

Решение. Запишем схему процесса с указанием изменения степеней окисления элементов:

Составляем электронные уравнения:

Найденные коэффициенты проставляем в схему процесса, заменяя стрелку на знак равенства:

Fе3О4 + 4Н2 = ЗFе + 4Н2О

Задача 5. Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Решение.

а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО4  Сu2+ + SO42-

Ионы меди могут восстанавливаться, на катоде в водном растворе. Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды. Схема электролиза:

б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl2+ Mg2++2Сl-

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются. Схема электролиза:

в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

К2SО4 + + SO42-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде — окисление воды. Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),

2H2O 2H2 + O2

 

А знаете ли вы что...
Принятую сейчас стоградусную шкалу гтермо-метра обычно связывают с именем Цельсия. Однако шкала первого термометра Цельсия (1747 год) была устроена так, что температуре кипения воды соответ­ствовало нулевое деление, а температуре ее замерза­ния - сотое. Таким образом, бюро погоды должно было бы сообщить, скажем, об оттепели при 100"С и по­теплении с 90° до 70°С. В 1744 году, уже после смерти Цельсия, шведский ученый Штремер «перевернул» шкалу. Перевернутая шкала, то есть такая, к которой мы привыкли, оказа­лась удобнее, и новые термометры быстро вытеснили первоначальные. Шкалой Цельсия ошибочно назвал новую шкалу известный химик Берцелиус, и это не­правильное название утвердилось за ней.