Химические реакции окислительно-восстановительного процесса

Тест по химии

• 1. Число, которое характеризует направление орбиталей (электронных облаков) в пространстве называется …
• в) магнитным квантовым числом
• 2. По электронной формуле внешнего электронного слоя атома 4d45s1 определить, какой это элемент.

Ниобий.

• 3. Электроотрицательность бария меньше электроотрицательности стронция, потому что…
• в) число электронов в атоме бария больше числа электронов в атоме стронция

Sr (0.99) Ba (0.97).

• 4. Какой кристаллической решеткой обладают йод, лед Н2О, «сухой лед»?
• в) молекулярной
• 5. Чему равна степень окисления солеобразующего элемента в Na2СrО4
• г) +1

6. Закончить уравнение реакции и записать его в ионно-молекулярном виде.

Pb (NO3)2 + H2S.

Это реакция ионного обмена:

Pb (NO₃)₂ + H₂S 2HNO₃ + PbS.

• в) 5
• 7. Какое из перечисленных воздействий приведет к изменению константы скорости реакции?
• в) изменение температуры

Для описания температурной зависимости константы скорости наиболее широкое применение находит эмпирическая формула Аррениуса. Эта формула имеет вид.

k = A? exp (;

где, А — т.н. предэкспоненциальный множитель (его размерность совпадает с размерностью константы скорости),.

Е_а — энергия активации (Дж/моль),.

R — универсальная газовая постоянная (R = 8,31 441 Дж/моль?К),.

Т — абсолютная температура (К).

• 8. Какое количество вещества медного купороса необходимо прибавить к 150 моль воды, чтобы получить 5%-й раствор на безводную соль?
• § Медный купорос CuSO₄*5H₂O — кристаллогидрат

M_r(CuSO₄*5H₂O) = 160 + 90 = 270 г/моль.

• § 1) 5%-ный раствор — это на 100 г р-ра — 5 г медного купороса и 95 г воды
• § 2) m (150 мл Н₂О) = 150 мл · 1 г/мл = 150 г

m (CuSO₄*5H₂O).

5 г CuSO₄*5H₂O — на 95 г Н₂О х г CuSO₄*5H₂O — 150 г Н₂О.

х = = 7,8947.

7,8947 — х моль.

х = = 0,029 = 0,03 моль Ответ: m (CuSO₄*5H₂O) = 7,9 г = 0,03 моль.

• б) 0,03 моль
• 9. Какой из перечисленных газов при пропускании через раствор щелочи вступает с ней в реакцию?

СО, N₂, HCN, CF₄, CH₄

С позиций протонной теории кислот и оснований к основаниям (щелочи — сильные основания) относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, т. е. быть акцепторами протонов.

в) HCN.

NaOH + HCN = NaCN + H₂O.

Правда при повышенном давлении возможна реакция с образованием форматита натрия а) СО, использующаяся в промышленности для дальнейшего получения муравьиной кислоты.

а) NaOH + CO > HCOONa — форматит натрия.

HCOONa — форматит натрия > (+H₂SO₄, ?Na₂SO₄) HCOOH — муравьиная кислота.

10. Добавление какого из перечисленных ниже реагентов к раствору FeCl3 усилит гидролиз соли?

HCl, NH₄Cl, ZnCl₂, HNO₃ H₂O.

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

В задании задано соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Примером гидролиза служит реакция:

FeCl₃ + 3H₂O = 3HCl + Fe (OH)₃

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой соотношение, связывающее константу гидролиза с константой диссосации основания:

К_г =.

т.е. с увеличением количества воды увеличивается константа гидролиза. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу: чем больше К_г, тем в большей степени (при одинаковой температуре и концентрации соли) протекает гидролиз, поэтому.

• д) Н₂О
• 11. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в схеме окислительно-восстановительного процесса:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Указать общую сумму коэффициентов в уравнении.

Решение:

Запишем схему реакции без коэффициентов:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Определим степени окисления элементов, исходя из вышеприведенных правил.

K₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2 + Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄² Fe₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ + Cr₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ + K₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹ O^-2

Как видно, С.О. меняется только у хрома и железа, у первого она понижается (восстановление), у второго — повышается (окисление).

Cr₂⁺⁶ O₇^?2 — окислитель, восстанавливается в кислой среде до Cr⁺³;

Fe²⁺ — восстановитель, окисляется до Fe^3+.

Определим число электронов, отдаваемых восстановителем FeSO₄ и принимаемых окислителем K₂Cr₂O₇:

K₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2 +2Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 Fe₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ + Cr₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ ^{+3е -2е}

Как видно, Cr⁺⁶ принимает три, а два иона Fe²⁺ отдают два электрона.

Подведем баланс всех атомов в левой и правой частях уравнения и определим коэффициенты при всех веществах.

K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

• г) 26
• 12. Рассмотреть окислительно-восстановительный процесс

MnO₂, HCl Cl₂, MnCl₂.

Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления.

MnO₂ Mn²⁺

реакция такая.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O,.

Водород вообще не меняет степень окисления. Меняет марганец и хлор.

• б) в процессе восстановления участвует 2 электрона!!!
• 13. Определить э.д.с. алюминий-медного гальванического элемента при стандартных условиях (CAl = CCu = 1 моль/л):

Гальванические элементы или химические источники электрической энергии это устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую.

окислительный процесс электрохимический коррозия.

Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1, разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и алюминиевый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, алюминиевый — в раствор сульфата алюминия. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление алюминия и восстановление меди.

На поверхности алюминия атомы, соприкасаясь с раствором, превращаются в ионы, гидратируются и переходят в раствор. В результате возникает двойной электрический слой, устанавливается равновесие и возникает электродный потенциал алюминия.

Al Al³⁺ + 3e ц = -1.662 B.

На медном электроде протекает аналогичный процесс, приводящий к возникновению электродного потенциала медного электрода.

Cu Cu²⁺ + 2e ц = + 0.337 B.

Потенциал алюминиевого электрода отрицательный по сравнению с медным электродом, поэтому при замыкании внешней цепи электроны будут переходить от алюминия к меди. В результате этого равновесие на алюминиевом электроде сместится вправо и в раствор перейдет дополнительное число ионов алюминия. На медном электроде равновесие сместится влево и произойдет разряд ионов меди. Эти процессы будут продолжаться до тех пор, пока не растворится весь алюминий или не высадится на медном электроде вся медь.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:

· Окисление алюминия.

Al — 3e Al³⁺

Этот процесс окисления называют анодным, а электрод — анодом.

· Восстановление ионов меди.

Cu²⁺ + 2e Cu⁰

Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления — катодами.

· Движение электронов во внешней цепи.

· Движение ионов в растворе: анионов к аноду, катионов Cu²⁺, Al³⁺ к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммируя электродные реакции, получим:

Al + Cu²⁺ Al³⁺ + Cu.

Это, так называемая, токообразующая реакция.

При схематическом отображении гальванического элемента границу раздела между проводником первого рода (металлом) и проводником второго рода (электролит) обозначают одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками второго рода — двумя чертами:

э.д.с. концентрационного гальванического элемента выражением.

.

Е = - 1,662 — 0,337 = - 2,000.

• б) — 2,000
• 14. Написать номера соединений в порядке очередности их окисления на аноде
• а) Cl^-
• б) OH^-
• в) S^2-
• г) SO₄^2-
• а), б), в), г).
• 15. Какую массу крахмала надо подвергнуть гидролизу, чтобы из полученной глюкозы при молочном брожении образовалась молочная кислота массой 108 г? Выход продуктов гидролиза крахмала равен 80%, продукта брожения глюкозы — 60%.

При действии ферментов или при нагревании с кислотами (ионы водорода служат катализатором) крахмал подвергается гидролизу. При этом сначала образуется растворимый крахмал, затем менее сложные вещества — декстрины. Конечным продуктом гидролиза является глюкоза.

Суммарное уравнение реакции:

(C₆H₁₀O₅)_n + nH₂O nC₆H₁₂O₆

И далее.

В последней реакции при гидролизе 1 моля глюкозы образуется 2 моля молочной кислоты (M_r = 90 гр/моль). по условию образовалось 108 гр. молочной кислоты, т. е.

х_{мол. кисл.} = 108/2*90 = 108/180 = 0,6 моля молочной кислоты.

А это составляет выход в 60% Т. е справедлива пропорция:

0,6 моля — 60%.

у моля — 100%.

у = 60/60 = 1 моль глюкозы (M_r = 342 гр/моль).

Масса образовавшейся глюкозы: m = 342 * 1 = 342 гр.

Тогда можно составить пропорцию для определения первоначального количества крахмала (M_r = 162 гр/моль) :

1 моль — 80%.

z моль — 100%.

z = 100/80 = 1.25 моля крахмала, а это будет 1,25 * 162 = 202,5 гр крахиала.

• в) 202,5 гр.
• 16. Не вычисляя молярной массы полимера, определить массовую долю фтора в поливинилфториде

Поливинилфторид — продукт полимеризации фтористого винила (винилфторида) СН₂ = СНF.

Структурная формула:

Общая формула поливинилфторида может быть записана как.

С_2nH_3nF_n

Значение n можно определить из плотности по водороду:

М (С_2nH_3nF_n) = 12*2n + 3n + 19n = 46 * 2 = 92.

откуда n = 2, тогда массовая доля фтора :

м_F = = = 0, 413 или 41,3%

в ответах даны результаты для поливинил хлорида С_2nH_3nCl_n

м_Cl = = = 56.7 или.

a) 56.7%.

17. Железные бочки применяют для транспортировки концентрированной серной кислоты, но после освобождения от кислоты бочки часто совершенно разрушаются вследствие коррозии. Чем это можно объяснить? Что является анодом и что катодом?

Составить электронные уравнения соответствующих процессов.

Решение В данном случае получается типичный случай электрохимической коррозии — растворение железа в разбавленной серной кислоте (в случае пустой бочки и остатков бывшей в ней концентрированной H₂SO₄ в виде участков):

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Приведенную реакцию можно записать и так:

Fe +2H⁺ = Fe²⁺ + H₂

Последняя формула показывает, что сущность рассматриваемого процесса заключается в передаче электронов от железа к ионам водорода. При этом металл окисляется, переходя из незаряженной формы Fe (ионатомы, расположенные в узлах кристаллической решетки и находящиеся в равновесии с электронным газом) в форму положительно заряженного иона Fe²⁺. А водород восстанавливается, т. е. переходит из ионного состояния Н⁺ в молекулярное Н₂.

Если такой переход электрона из металла к окислителю осуществляется в одном элементарном акте (напрямую), то процессы окисления металла и восстановления окислителя происходят одновременно и коррозия протекает по химическому механизму.

Если же окисление металла и восстановление окислителя представляют собой два различных элементарных акта, то такой коррозионный процесс протекает по электрохимическому механизму.

Рис. 1. Принципиальная схема процесса электрохимической коррозии.

В упрощенном виде это показано на рис. 1. На участке, А (Fe — Анод) ион-атом металла переходит в раствор в виде положительно заряженного иона Fe²⁺? А электроны же в результате этого акта остаются в объеме коррозирующего металла, сообщая его поверхности некий отрицательный заряд. На участке К (Катоде) находящийся в коррозионной среде ионы Н⁺, адсорбируется на поверхности металла, принимает избыточные электроны и в восстановленном виде (молекулы Н₂) возвращается в раствор Таким образом, при электрохимической коррозии суммарная коррозионная реакция состоит из двух сопряженных реакций: