Контрольная работа по химии. Задача 14 4 2 Задача 34 6 3 Задача 94 9 4 Задача 114 11

• Название: Задача 14 4 2 Задача 34 6 3 Задача 94 9 4 Задача 114 11
• Дата: 27.05.2021
• Размер: 167.29 Kb.
• Имя файла: Контрольная работа по химии.docx
• Тип: Задача; #210661
• страница: 2 из 2

1.2 Задача 34. Какую высшую и низшую степень окисления проявляют сурьма, теллур, йод. Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов. Какой из данных элементов проявляет наибольшую окислительную активность? Почему? Составьте формулы газообразных соединений с водородом и формулы оксидов этих элементов, отвечающих их высшей степени окисления.

Степень окисления атома элемента в соединении определяется числом смещенных электронов к другим атомам (положительная степень окисления) или от других атомов (отрицательная степень окисления). Высшая степень окисления в большинстве случаев соответствует номеру группы периодической системы Д.И.Менделеева, в которой находится элемент.

Sb, Te, I – элементы 5 периода, V, VI, VII групп.

Электронные формулы атомов сурьмы, теллура йода:

₅₁Sb 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p³

₅₂Te 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁴

₅₃I 1s²2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁵

_Sb, Te, I – p – элементы, на внешнем энергетическом уровне содержат соответственно 5,6,7 электронов, следовательно – неметаллы (у атомов неметаллов на внешнем слое 4-7 электронов). Атомы неметаллов могут и отдавать, и принимать электроны, проявляя и положительные, и отрицательные степени окисления. Высшая положительная степень окисления определяется номером группы и соответствует отдаче всех валентных электронов с внешнего слоя:

Низшая (отрицательная) степень окисления неметаллов соответствует числу электронов, которые атому необходимо присоединить для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns²np⁶) и имеет отрицательное значение.

Атомам Sb, Te, I для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки инертного газа необходимо принять соответственно 3, 2 и 1 электрон. Следовательно, их низшая (отрицательная) степень окисления будет равна:
Сурьма -3 и +5 (H₃Sb^-3 - стибин (сурьмянистый водород) и O₅ - оксид сурьмы(V))
Теллур -2 и +6 (H₂Te^-2 - теллуроводород (теллуран) и Te⁺⁶O₃ – триоксид теллура)

Йод -1 и +7 (HI^-1 - йодистый вдород и HI⁺⁷O₄ – йодная кислота)

Оформим результаты решения в виде таблицы 1.

Таблица 1 – Степени окисления сурьмы, теллура, йода и молекулярные формулы соответствующих соединений

Элементы	Степень окисления		Соединения
	высшая	низшая
Sb Te I	+5 +6 +7	-3 -2 -1	Sb2O5, H3Sb TeO3, Н2Te HIO4, НI

Мерой окислительной активности элементов являются энергия сродства к электрону - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, и электроотрицательность – способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности.

Sb, Te, I – элементы одного периода. С увеличением заряда ядер их атомов (от сурьмы Sb к йоду I) растет число электронов на внешнем энергетическом уровне и усиливается притяжение электронов к ядру, что ведет к уменьшению радиуса атомов, к увеличению энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности. Следовательно, от сурьмы к йоду увеличивается окислительная активность и усиливаются неметаллические свойства.
1.3 Задача 94. Уменьшится или увеличится энтропия при переходе: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите изменение энтропии для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Энтропия (S) – функция состояния системы, характеризует меру неупорядоченности системы. Она возрастает при нагревании, испарении, плавлении, при переходе от кристаллического к жидкому и газообразному состоянию, а также с усложнением структуры молекул. Энтропия уменьшается в процессах, в результате которых упорядоченность системы возрастает – при охлаждении, конденсации, кристаллизации, уменьшении числа частиц. При протекании химической реакции энтропия системы увеличивается, если объем газообразных продуктов реакции больше, чем исходных веществ, и уменьшается, если он меньше.

Изменение энтропии системы в результате химической реакции равно сумме стандартных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (числа молей участвующих в реакции веществ):

_(1.1)

Значения стандартных энтропий веществ, участвующих в химической реакции (табл. 2):

Таблица 2 – Стандартные энтропии S некоторых веществ.

Вещество	Состояние	S Дж/мольК
C C H2O H2O	Алмаз Графит ж г	2,44 5,74 69,94 188,72

Рассчитаем изменения энтропии при протекании реакции:



Так как  S < 0, энтропия уменьшается. Это происходит вследствие уменьшения объема системы за счет уменьшения числа молекул газообразных веществ.

При переходе воды в пар энтропия системы увеличивается.
В 1911 г. Макс Планк предложил следующий постулат: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Этот постулат может быть объяснен статистической термодинамикой, согласно которой энтропия есть мера беспорядочности системы на микроуровне:

, (1.2)

где W – число различных состояний системы, доступное ей при данных условиях, или термодинамическая вероятность макросостояния системы; R = 1,38,10^{-16 эрг}/_град - постоянная Больцмана.

Очевидно, что энтропия газа существенно превышает энтропию жидкости. Это подтверждают расчеты:

H₂O_(ж) < H₂O_(г)
∆S°_проц. = 188,72 - 69,94 = 118,78 Дж/мольК

При переходе графита в алмаз энтропия системы уменьшается, т.к. число различных состояний системы уменьшается. Это подтверждают расчеты:

C_граф. > C_алм.

∆S°_проц. = 2,44 - 5,74 = -3,30 Дж/мольК

Вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях: так как энтропия характеризует неупорядоченность системы, то при аллотропных превращениях, если система становится более упорядоченной (в данном случае алмаз тверже и прочнее графита), то энтропия системы уменьшается. При фазовых превращениях: при переходе вещества из твердой, жидкой фазы в газообразную система становится менее упорядоченной и энтропия увеличивается и наоборот.
1.4 Задача 114. Напишите выражения констант равновесия для систем:

а) SО_2(г) + 2Н_{2 (г)}  S_(ромб) +2Н₂О _(г)

б) СО_2(г) + 4Н_2(г)  СН_4(г) + 2Н₂О_(г)

Как изменится скорость прямой реакции, если а) в каждой системе уменьшить концентрацию водорода в 3 раза; б) понизить давление в системе в 2 раза? В каком направлении при этом сместится равновесие? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции.

Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия К_с, которая равна отношению произведению равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

В случае гомогенной системы в выражении константы равновесия входят равновесные концентрации всех компонентов. В случае гетерогенной системы, компонентами которой являются газообразные и твердые вещества или газообразные и жидкие индивидуальные вещества, в выражение константы равновесия входят концентрации только газообразных веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Система SО_2(г) + 2Н_{2 (г)}  S_(ромб) +2Н₂О _(г) – гетерогенная, равновесие устанавливается на границе раздела твердое вещество – газ. Концентрации твердых и жидких индивидуальных веществ постоянные и в выражение константы равновесия не входят. Константа химического равновесия:

(1.3)

Концентрации веществ, образующих твердую или жидкую фазу, остаются постоянными и не влияют на скорость реакции. Поэтому в выражение скорости реакции включаются только концентрации газообразных компонентов. Запишем выражение скорости прямой реакции:

_, (1.4)

где V – скорость реакции, k – константа скорости реакции, – концентрации реагирующих веществ, 2 – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.

Система СО_2(г) + 4Н_2(г)  СН_4(г) + 2Н₂О_(г) – гомогенная, состоит только из газообразных веществ. Константа химического равновесия:



Реагирующие вещества находятся в одной фазе – газообразной. Запишем выражение скорости прямой реакции:

,

где V – скорость реакции, k – константа скорости реакции, – концентрации реагирующих веществ, 4 – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.

Для уменьшения давления в системе в 2 раза вызовет увеличение объема системы в 2 раза, а концентрации газообразного водорода и оксида серы уменьшатся в 2 раза, ( , ), и скорость реакции будет равна: . Следовательно, после понижения давления в 2 раза скорость реакции уменьшится в 8 раз.

. Скорость обратной реакции уменьшится в 4 раза.

Скорость прямой реакции уменьшилась в 8 раз, а скорость обратной реакции уменьшилась в 4 раза, следовательно, равновесие сместится в сторону обратной реакции.

Для уменьшения давления в системе в 2 раза вызовет увеличение объема системы в 2 раза, а концентрации газообразного водорода и углекислого газа уменьшатся в 2 раза, ( , ), и скорость реакции будет равна: . Следовательно, после понижения давления в 2 раза скорость реакции уменьшится в 16 раз.

. Скорость обратной реакции уменьшится в 8 раз.

Скорость прямой реакции уменьшилась в 16 раз, а скорость обратной реакции уменьшилась в 8 раз, следовательно, равновесие сместится в сторону обратной реакции.

Если уменьшить концентрацию водорода в 3 раза, то для . То есть, скорость реакции уменьшится в 9 раз.

Для . Скорость реакции уменьшится в 81 раз.

Влияние концентрации на состояние равновесия ограничено содержанием в системе только тех веществ, концентрации которых входят в выражение константы равновесия. При увеличении концентрации одного из газообразных веществ (реагента или продукта), находящегося в равновесной системе, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества. При уменьшении концентрации вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

В для обеих систем уменьшение концентрации исходного вещества H₂, смещает равновесие в сторону образования реагента.
1.5 Задача 134. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г гидроксида калия, требуется 50 мл раствора кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов кислоты.

Согласно закону эквивалентов вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, следовательно,

или (1.5)

Таким образом, объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их молярным концентрациям эквивалентов.

Число молей эквивалентов гидроксида калия, содержащихся в 1 л раствора, равно молей эквивалентов, где 56 г/моль – молярная масса эквивалента гидроксида калия.

Следовательно, молярная концентрация эквивалентов гидроксида калия С_н(КOH) = 0,025 моль/л.

На основании зависимости между объемами растворов реагирующих веществ и их молярными концентрациями эквивалентов рассчитываем молярную концентрацию эквивалентов кислоты: ; отсюда

(0,5 н.)
1.6 Задача 154. Сколько граммов мочевины (NH₂)₂CO следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465⁰С? Криоскопическая константа воды 1,86.

Исследование свойств разбавленных растворов показало, что понижение давления пара, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания обусловлены только числом растворенных частиц в определенном объеме данного растворителя и не зависят от природы растворенного вещества. В этом заключается сущность законов Рауля.

В общем виде зависимость повышения температуры кипения t_кип. и понижения температуры замерзания t_зам. разбавленных растворов от концентрации можно записать так:

t_кип = К_эС_m и t_зам = К_кС_m , (1.6)

где К_э и К_к – эбулиоскопическая и криоскопическая постоянные растворителя (С  кг  моль^1 или К  кг  моль^1).

С_m – моляльность вещества в растворе (моль/кг)

В этих уравнениях моляльную концентрацию можно заменить отношением массы растворенного вещества в 1000 г растворителя (m) к молярной массе этого вещества (М). Тогда .

По закону Рауля: ,

где, – понижение температуры;
К_к – криоскопическая константа растворителя, равная 1,86;
С_m – моляльность вещества в растворе;
– молярная масса мочевины, равная 60г/моль.
С_m = / К_к = 0.465 / 1.86 = 0.25 моль/кг

На 1000 грамм растворителя приходится 0,25 моль вещества.

На 75 грамм растворителя приходится Х моль вещества.



Соответсвенно масса мочевины равна = 60г/моль0,01875 моль = 1,125 г.
1.7 Задача 174. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O

б) Cо²⁺ + 2OH^- = Cо(OH)₂

в) H⁺ + NO₂^- = HNO₂

а) Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O
Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3НNO₃ = FeNO₃ + 3H₂O


б)Cd²⁺ +2OH^- = Cd(OH)₂
CdCl₂ + 2NaOH = Cd(OH)₂ + 2NaCl
в)H⁺ + NO₂^- = HNO₂

2NO₂+ H₂O = HNO₃ + HNO₂
1.8 Задача 194. Напишите выражение произведения растворимости для сульфита кальция. Рассчитайте растворимость CaSO₃ в воде и в 0,2 М растворе Na₂SO₃, если .

В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций (активностей) ионов в степени их стехиометрических коэффициентов является при данной температуре величиной постоянной. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР:

ПР =^n^m^m–ⁿ. (1.7)

Исходя из значений ПР, можно рассчитать растворимость труднорастворимых веществ в воде и в растворах, содержащих другие электролиты. Растворимостью вещества называется концентрация вещества в определенном объеме его насыщенного раствора. Различают молярную растворимость в моль/л (S) и растворимость в г/л (P), которые связаны между собой следующей зависимостью:

P = S  M, (1.8)

где M-молярная масса труднорастворимого вещества.
Рассчитаем растворимость СаSО₃ в воде:

CaSO₃  Ca²⁺ + SO₃^2-

в осадке в растворе



Обозначим растворимость СаSО₃ равной S моль/л, тогда согласно уравнению диссоциации сульфита кальция в насыщенном растворе концентрация каждого из его ионов равна S моль/л.

Следовательно, растворимость СаSО₃ в воде будет равна:

S = моль/л.

Найдем растворимость СаSО₃ в 0,2 М растворе Na₂SO₃. При введении сильного электролита, диссоциирующего по уравнению:

Na₂SO₃  2Na⁺ + SО₃^2-, концентрация сульфит - ионов SО₃^2- повышается на 0,2 моль и становится равной (S + 0,2) моль/л, а концентрация катионов натрия остаётся равной S моль/л, тогда:

.

Так как значение S² много меньше произведения 0,1 S, то величиной S² можно пренебречь и тогда:

.

Отсюда, растворимость СаSО₃ в 0,2 М растворе Na₂SO₃ будет равна:

моль/л.
1.9 Задача 214. Какие из солей NaJ, CrCl₃, K₂SiO₃, (NH₄)₂SO₃ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.

Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных оснований и анионы сильных кислот в водных растворах практически не гидролизуются, так как в системе имеется лишь один слабый электролит Н₂О, поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н⁺ и ОН^ воды ионами соли.

Гидролиз хлорида хрома (III) – CrCl₃

CrCl₃ – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз протекает по катиону.

Первая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:
CrCl₃ + HOH ⇄ CrOHCl₂ + HCl

Полное ионное уравнение:
Cr³⁺ + 3Cl^- + HOH ⇄ CrOH²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + Cl^-

Краткое ионное уравнение:
Cr³⁺ + HOH ⇄ CrOH²⁺ + H⁺

Вторая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:
CrOHCl₂ + H₂O ⇄ Cr(OH)₂Cl + HCl

Полное ионное уравнение:
CrOH²⁺ + 2Cl^- + H₂O ⇄ Cr(OH)₂⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Краткое ионное уравнение:
CrOH²⁺ + H₂O ⇄ Cr(OH)₂⁺ + H⁺

Третья стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:
Cr(OH)₂Cl + H₂O ⇄ Cr(OH)₃ + HCl

Полное ионное уравнение:
Cr(OH)₂⁺ + Cl^- + H₂O ⇄ Cr(OH)₃ + H⁺ + Cl^-

Краткое ионное уравнение:
Cr(OH)₂⁺ + H₂O ⇄ Cr(OH)₃ + H⁺

Т.к. в результате гидролиза образовались ионы водорода (H⁺), то раствор будет имееть кислую среду (pH < 7).

K₂SiO₃ – соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз протекает по аниону.

Первая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:
K₂SiO₃ + HOH ⇄ KHSiO₃ + KOH

Полное ионное уравнение:
2K⁺ + SiO₃^2- + HOH ⇄ K⁺ + HSiO₃^- + K⁺ + OH^-

Краткое ионное уравнение:
SiO₃^2- + HOH ⇄ HSiO₃^- + OH^-

Вторая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:
KHSiO₃ + H₂O ⇄ H₂SiO₃ + KOH

Полное ионное уравнение:
K⁺ + HSiO₃^- + H₂O ⇄ H₂SiO₃ + K⁺ + OH^-

Краткое ионное уравнение:
HSiO₃^- + H₂O ⇄ H₂SiO₃ + OH^-

Т.к. в результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH^-), то раствор имеет щелочную среду (pH > 7).

(NH₄)₂SO₃ – соль слабого основания и слабой кислоты, гидролиз протекает практически полностью, т.к. оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа.

Молекулярное уравнение:
(NH₄)₂SO₃ + H₂O → 2NH₄OH + SO₂↑

Раствор имеет нейтральную среду.

NaJ не гидролизуется, так как является солью сильного основания и сильной кислоты.
1.10 Задача 234. Какие из приведенных реакций относятся к реакциям обмена и к окислительно-восстановительным реакциям? Для реакций обмена расставьте коэффициенты методом подбора, и напишите полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения. Для окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса, составьте электронные уравнения, укажите процессы окисления, восстановления, восстановитель, окислитель.

PbO₂ + MnSO₄ + HNO₃  HMnO₄ + PbSO₄ + Pb(NO₃)₂

Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄  CaSO₄ + H₃PO₄

AuCl₃ + H₂O₂ + NaOH  Au + O₂ + NaCl + H₂O

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 6HNO₃  2HMnO₄ + 2PbSO₄ + 3Pb(NO3)₂ + 2H₂O

Это окислительно-восстановительная реакция:

Mn²⁺ -5ē Mn⁷⁺ |2|(окисление|восстановитель)

Pb⁴⁺ +2ē Pb²⁺ |5|(восставновление|окислитель)

Ca₃(PО₄)₂ + 3H₂SО₄ = 3CaSO₄↓ + 2H₃PO₄

При взаимодействии фосфата кальция с серной кислотой образуется сульфат кальция, который выпадает в осадок и фосфорная кислота.

Это реакция обмена:

Ca₃(PO₄)₂ + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 3CaSO₄ + 6H⁺ + PO4^3- (полное ионное уравнение)

Ca₃(PO₄)₂  + 3SO4^2- = 3CaSO₄ + PO4^3- (краткое ионное уравнение)

2Au³⁺Cl₃ + 3H₂O₂^- + 6NaOH → 3O₂⁰ + 2Au⁰ + 6NaCl + 6H₂O

Это окислительно-восстановительная реакция:

2Au³⁺ + 6ē → 2Au⁰ (восставновление|окислитель)

6O^- - 6ē → 6O⁰ (окисление|восстановитель)

1.11 Задача 254. Какие процессы происходят на электродах гальванического элемента, образованного железом, погруженным в раствор его соли с концентрацией [Fe²⁺] = 0,001 моль/л и серебром, погруженным в раствор его соли? Вычислите концентрацию ионов Ag⁺ в растворе его соли, если ЭДС этого элемента 1,152 В. Составьте схему элемента, напишите электронные уравнения электродных процессов.

Электродный потенциал металла () зависит от концентрации его ионов в растворе. Строго говоря, величина электродного потенциала зависит от соотношения не концентраций, а активностей ионов металла в растворе.

Активность – это действительная концентрация ионов металла в растворе сильных электролитов. Но при невысоких концентрациях растворов погрешность, вносимая заменой активности на концентрацию, невелика. Поэтому, эту зависимость можно выразить уравнением Нернста в следующем виде:

, (1.9)

где  – стандартный электродный потенциал, В;

n – число электронов, принимающих участие в процессе (заряд иона металла);

С – концентрация гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.

Стандартный электродный потенциал железа:  = -0,440 В.

Определим электродныей потенциал железа по уравнению Нернста:



В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающего меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала. Железо в электрохимическом ряду напряжений стоит левее серебра, значит, имеет меньшее значение электродного потенциала, чем серебро. Следовательно, в гальваническом элементе железный электрод будет анодом, а серебряный – катодом. Процесс окисления (анодный процесс) происходит на аноде. Процесс восстановления (катодный процесс) происходит на катоде.

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой элемента. Она равна разности электродных потенциалов катода (более положительного электрода) и анода (менее положительного электрода):

Е = _катода _анода. (1.10)

Электродвижущая сила данного элемента равна:

.

Соответственно, можно найти концентрацию ионов Ag⁺ в растворе его соли:

.

Запишем электронные уравнения электродных процессов

А: Fe - 2ē  Fe²⁺ 1

2

K: Ag⁺ + 2ē  Ag 2

Железо, являясь анодом, растворяется при работе гальванического элемента, а серебро осаждается в виде металла на катоде.

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента имеет вид:

Fe + 2Ag²⁺  Fe ²⁺ + 2 Ag

Схема данного гальванического элемента будет следующая:

А(-) Fe / Fe ²⁺  Ag ²⁺/ Ag (+) K.
1.12 Задача 274. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе водного раствора AgNO₃ с нерастворимым анодом; с растворимым - серебряным анодом. Вычислите массу серебра и объем кислорода, выделившихся на электродах при электролизе водного раствора AgNO₃ с нерастворимым анодом, если время электролиза 50 мин, сила тока 2А.

На катоде протекает процесс восстановления. Так как данная соль образована катионами металлов, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, на катоде восстанавливаются катионы этих металлов:

Меⁿ⁺ + nē  Ме

На аноде протекает процесс окисления. Так как данная соль образована кислородсодержащей кислотой, то на аноде окисляются молекулы воды с выделением О₂:

2Н₂О – 4ē  О₂ + 4Н

В случае растворимых (активных) анодов сам анод подвергается окислению:

Ме  Меⁿ⁺ + nē

<sup>металл уходят уходят

анода в раствор во внешнюю цепь</sup>

Образующиеся катионы переходят в раствор, анод при этом растворяется.
Серебро располагается в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, следовательно, на катоде будет идти восстановление катионов серебра. На аноде идет окисление молекул воды с выделением кислорода, т.к. соль образована кислородосодержащей кислотой:

Ag₂NO₃  Ag⁺ + NO₃^-

(-) Катод  Ag⁺ NO₃^-  Анод (+)

Н₂О

Ag⁺ + ē  2Ag 2H₂O - 4ē  O₂ + 4H⁺

Анион NO₃^- неокисляем. Суммарное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO₃):

4AgNO₃ + 2Н₂О 4Ag↓ + О₂↑ + 4НNO₃

Итак, в ходе электролиза раствора соли нитрата серебра на инертных электродах будут выделяться серебро (на катоде) и кислород (на аноде).

Найдем массу серебра, полученного на катоде согласно закону Фарадея. Закон Фарадея выражается следующей формулой:

, (1.11)

где М_э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль;

J – сила тока, А;

 - продолжительность электролиза, с;

F – число Фарадея (96500 Кл).

Молярная масса эквивалента серебра в Ag₂SO₄ равна отношению молярной массы серебра к его валентности:

М_э(Ag) = М_Ag/1 = 107,87 г/моль.

Подставив в формулу значения М_э(Ag) = 107,87 г/моль, J = 2А,

 = 50  60 = 3000 с, получим:

.

При определении объемов выделившихся газов закон Фарадея имеет вид:

, (1.12)

где V – объем выделившегося газа, л;

V_э – молярный объем эквивалента газа, л.

Молярная масса кислорода М = 32 г/моль, молярная масса эквивалента кислорода М = 8 г/моль. Молярный объем эквивалента кислорода рассчитываем, исходя из следствия закона Авогадро:

32 г кислорода при н.у. занимают объем 22,4 л

8 г кислорода при н.у. занимают объем х л (V_э)

, тогда объем кислорода, выделившегося на аноде, будет равен:

.

При замене инертного анода на серебряный, на аноде становится возможным протекание еще одного окислительного процесса  - растворение серебра, из которого сделан анод:

(+) А: Ag⁰ – ē = Ag⁺

Этот процесс характеризуется более низким значение потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе раствора соли нитрата серебра (AgNO3) с серебряным  анодом на аноде происходит реакция окисления серебра (Ag), а в анодном пространстве будет накапливаться AgNO3.
Суммарная электродная реакция выразится уравнением в ионном виде:

Ag⁰ + Ag⁺ = Ag⁺ + Ag⁰

Так как ионы сокращаются, то составить молекулярное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO₃) невозможно. Это означает, что электролиз раствора соли нитрата серебра (AgNO₃) с анодом из серебра (Ag) сводится к переносу серебра с анода на катод.
1.13 Задача 294. Как происходит атмосферная коррозии пар Cd-Sn и Sn-Cu при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Во влажном воздухе происходит атмосферная коррозия. При этом поверхность металла, находящегося во влажном воздухе, покрывается пленкой воды, содержащей различные газы, и в первую очередь кислород. Стандартный электродный потенциал олова , а стандартный электродный потенциал кадмия . Потенциал олова более положительный, следовательно, при контакте этих металлов кадмий будет анодом, а олово – катодом. Схема образующегося при атмосферной коррозии гальванического элемента будет следующая:

А (-) Cd O₂, H₂O  Sn (+) K

Электронные уравнения электродных процессов:

А: Cd⁰ - 2ē  Cd²⁺

K : O₂ + 2H₂O + 4ē 4OH^

2H₂O + 4ē 4OH^

Уравнивая число электронов, участвующих в катодном и анодном процессах, можно записать суммарное уравнение:

2Cd +O₂ + 2H₂O  2Cd²⁺ + 4OH^-

Ионы Cd²⁺ взаимодействуют с гидроксид-ионами:

Cd²⁺ + 2ОH^-  Cd(ОН)₂.

Образующийся гидроксид Cd(ОН)₂ является продуктом коррозии.

Стандартный электродный потенциал олова , а стандартный электродный потенциал меди . Потенциал меди более положительный, следовательно, при контакте этих металлов олово будет анодом, а медь – катодом. Схема образующегося при атмосферной коррозии гальванического элемента будет следующая:

А (-) Sn O₂, H₂O  Cu (+) K

Электронные уравнения электродных процессов:

А: Sn⁰ - 2ē  Sn²⁺ │2

K: O₂ + 2H₂O + 4ē 4OH^ │1

Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию:

2Sn⁰ + 2H₂O + О₂ → 2Sn²⁺ + 4OH^-

Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме:

2Sn + 2H₂O + О₂ → 2Sn(OH)₂↓

Образующийся гидроксид Sn(ОН)₂ является продуктом коррозии.

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ

1. Химия: учебное пособие / Е.Ю. Ларина, Е.Н. Коптелова,
Л.В. Герасимова; Сев. (Арктич.) федер. ун-т им. М.В. Ломоносова. – Архангельск: ИД САФУ, 2016. – с. 210.

2. СТО 60-02.2.3-2018. Стандарт организации. Общие требования к оформлению и изложению документов учебной деятельности обучающихся [Электронный ресурс]. – Режим доступа: https://narfu.ru/upload/medialibrary/d11/STO-24.01.2018.pdf, свободный. – (Дата обращения: 21.01.2019).