44 83 144 167 44 Рассчитать количество сильного электролита со степенью диссоциации 90%

44, 83, 144, 167

44. Рассчитать количество сильного электролита со степенью диссоциации 90%, содрежащегося в 500 мл водного раствора, если известно значение рН последнего. Коэффициенты активности ионов принять равными единице.
Электролит HCl.
рН 4,5.
Решение.
Уравнение диссоциации:
HCl = H+ + Cl-
pH = -lg[H+] = 4,5
[H+] = 10-pH = 10-4,5 = 3,16·10-5 (моль/л)
Степень диссоциации по условию задачи равна 90%. Следовательно, исходная концентрация HCl равна (3,16·10-5/0,9) = 3,51·10-5 (моль/л).
В 1 л раствора содержалось 3,51·10-5 (моль) HCl.
Тогда в 500 мл (0,5 л) раствора содержалось (3,51·10-5)/2 = 1,755·10-5 (моль) HCl.
Ответ. 1,755·10-5 (моль) HCl.

83. Написать уравнение гидролиза по первой ступени соли в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Рассчитать константу и степень гидролиза соли по этой ступени, если известны молярная концентрация соли С и значения констант кислотности Ка и основности Кв продукта полного гидролиза.
Соль ZnCl2. С=0,002 (моль/л).
Продукт полного гидролиза Zn(OH)2.
Кв1=4,4·10-5. Кв2=1,5·10-9.
Решение.
Уравнение гидролиза соли по первой ступени:
– в молекулярной форме:
ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl
– в ионно-молекулярной форме:
Zn2+ + 2Cl- + H2O = Zn(OH)- + 2Cl- + H+ (полная ионная форма)
Zn2+ + H2O = Zn(OH)- + H+ (сокращенная ионная форма)

Константа гидролиза хлористого цинка по первой ступени:
Кг=ZnOH-∙[H+]Zn2+∙[H2O] (1)

Напишем уравнения диссоциации конечного продукта – Zn(OH)2.
Первая ступень (Кв1): Zn(OH)2 = Zn(OH)+ + OH-
Вторая ступень (Кв2): Zn(OH)+ = Zn2+ + OH-

Кв2=Zn2+∙[OH-]Zn(OH)+ (2)

Подставим (2) в (1) и получим:
Кг=КwКв2 (3)
Где
Кw – ионное произведение воды, равное 10−14моль²/л²
Кв2 – константа основности Zn(OH)2 по второй ступени, по условию равная 1,5·10-9

Рассчитаем константу гидролиза:

Кг=10-141,5∙10-9=6,67∙10-6

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза α по уравнению
Кг
По условию задачи С0=0,002 (моль/л)
α=КгС0=6,67∙10-60,002=0,0577 или 5,77%

Ответ. Константа гидролиза хлористого цинка по первой ступени равна 6,67∙10-6
Степень гидролиза 5,77%.

144. Гальванический элемент состоит из двух стандартных электродов 1 и 2. Изобразите схему гальванического элемента. Напишите уравнения его электродных процессов, а также уравнение токообразующей реакции. По значениям стандартных электродных потенциалов рассчитайте стандартную энергию Гиббса ∆rG0298 его токообразующей реакции.
Электрод

1 2
Sn2+│Sn Ag+│Ag

Решение.
По справочным данным стандартные электродные потенциалы
= +0,799 (В) – катод
ESn2+/Sn0= -0,136 (В) – анод

Схема гальванического элемента:
(-) Sn ǀ Sn2+ ǁ Ag+ ǀ Ag (+)

Уравнения электродных процессов:
Правый электрод (катод): Ag+ + e = Ag0 
Левый электрод (анод): Sn0 – 2e = Sn2+ 
Суммарный окислительно-восстановительный процесс (уравнение токообразущей реакции):
2Ag+ + Sn0 = 2Ag0  + Sn2+

Стандартная ЭДС гальванического элемента (E0э):
E0э= – ESn2+/Sn0 = +0,799 – (-0,136) = +0,935 В

Cтандартная энергия Гиббса токообразующей реакции:
∆rG0=-nFE0э , где
n – число принятых и отданных электронов. n=2
F – число Фарадея 96500 Кл/моль

∆G°= -2 ∙ 96500 ∙ 0,935 = -180455 (Дж/моль) ≈ -180,5 (кДж/моль)

Ответ. ∆rG° ≈ -180,5 (кДж/моль)

167.
В двух последовательно соодиненных электролизерах находятся водные растворы 1 и 2 соответственно. Напишите уравнения происходящих электродных процессов. Рассчитайте при н.у. объем газа, выделившегося во втором электролизере, если в первом на катоде выделилось m г металла.
Раствор 1 Раствор 2 Газ m, г
СuCl2 K2S H2 4.8

Решение.
1) Электролиз хлорида меди CuCl2.
Уравнение диссоциации:
СuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-

Медь – малоактивный металл, стоящий в ряду напряжения металлов после водорода.
На катоде – восстановление металла
Катод (-)
Сu2+ + 2e → Cu0

На угольном аноде происходит окисление хлор-анионов.

Анод (+)
2Cl- – 2e → Сl20↑

Суммарное ионное уравнение:
Cu2+ + 2Cl- → Cu0 + Сl20↑

Суммарное молекулярное уравнение:
СuCl2 Cu0 + Сl20↑

Количество выделившего на катоде вещества определяется по закону Фарадея
, где
m – масса образовавшегося вещества, г. По условию задачи m = 4,8 г.
M – молярная масса вещества, г/моль. M(Cu) = 63,55 (г/моль)
I – сила тока, А.
τ – время электролиза, с.
n – количество электронов, участвующих в электродном процессе. В данном случае n=2.
F – константа Фарадея (96500 Кл/моль)

Время электролиза и сила тока для обоих электроизеров одинаковы.
Рассчитаем произведение (I·τ) для первого электролиза.
I∙τ=m∙n∙FM=4,8∙2∙9650063,55=14577,5 (А·с)

1) Электролиз сульфида калия K2S.
Уравнение диссоциации:
K2S ↔К+ + S2-

Калий – металл высокой, стоящий в начале ряда напряжения металлов.
На катоде – восстановление воды
Катод (-)
2H2O + 2e → H2↑ + 2OH-

На угольном аноде происходит окисление сульфид-анионов.

Анод (+)
S2- – 2e → S0

Суммарное ионное уравнение:
2H2O + S2- → S + H2↑ + 2OH-

Суммарное молекулярное уравнение:
2H2O + K2S S + H2↑ + 2KOH

Количество выделившего на катоде водорода определяется по закону Фарадея
(л)
Где V0 – молярный объем, при н.у. равный 22,4 л/моль.
I – сила тока, А.
τ – время электролиза, с.
n – количество электронов, участвующих в электродном процессе. В данном случае n=2.
F – константа Фарадея (96500 Кл/моль)

Как уже было вычислено:
I∙τ=14577,5 (А·с)

Тогда объем выделившегося водорода:
V(H2) = 22,4∙14577,52∙96500=1,69 (л)
Ответ. Объем водорода 1,69 (л)

AnnaI213 4.2

Имею практический опыт в сфере делового менеджмента-маркетинга, экономики. Также в сфере делопроизводства, информационного обслуживания.

Нанять автора