Равновесие и обменные реакции в растворах электролитов

621. Ионное произведение воды - это тривиальное название константы диссоциации воды: (при 22⁰С). Константа диссоциации по определению не зависит от концентрации веществ, входящих в реакцию - ионное произведение воды не зависит от количества добавленной щелочи или кислоты.

622.Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели вычисляются через логарифмы концентраций соответствующих ионов: pH = -lg[H⁺], pOH = -lg[OH^-].

623.рН = -lg[H⁺], рН = 14 – рОН.

624. рН = 14 – рОН. рН = -lg[H⁺], [H⁺]*[OH^-] = 10^-14

625.

626.Степнь диссоциации азотной кислоты (a) составляет 82 %, следовательно [H⁺] = a*Cм = 0.82*1 = 0.82 моль/л. рН = -lg[H⁺] = -lg[0.82] = 0.086. рОН = 14 – рН = 13.914.

627.СН₃СООН = СН₃СОО ^- + Н⁺ .К_д = 1.754*10^-5 , С(СН₃СООН) = 0.1 моль/л, [H⁺] = [CH₃COO^-] = х, ^, х² = 1.754*10^-6 , х = [H⁺] = 1.32*10^-3 моль/л.

рН = -lg[H⁺], pH = -lg1.32*10^-3 = 2.9, pOH = 14 – pH = 14 – 2.9 = 11.1

628.

Дано: V(NH3) = 2.24 л V(H2O) = 1 л. pH, pOH - ?

Количество аммиака n(NH3) = V/Vм = 2.24/22.4 = 0.1 моль, следовательно, концентрация См(NH3) = n/V = 0.1/1 = 0.1 моль/л. Найдем концентрацию ОН-групп в растворе: степень диссоциации аммиака равна =0.013. [OH-] = a*См = 0.013*0.1 = 1.33*10-3 моль/л. рОН = -lg[OH-] = 2.9, pH = 14 – pOH = 11.1

629.

630.

631.ПР рассчитывается, как произведение растворимостей ионов, где растворимость – концентрация вещества в его насыщенном растворе. Зная растворимость, можно рассчитать ПР, и наоборот. Трифосфат серебра диссоциирует: Ag₃PO₄ = 3Ag⁺ + PO₄ ^-3, тогда

S 3*3.8*10^-5 3.8*10^-5, n(AgNO₃) = m/M = 6.5*10^-3 / 170 = 3.8*10^-5 моль/л.

Тогда ПР будет S³ (Ag⁺)*S (PO₄^-3) = 1.3*10 ^–20 .

632.ПР рассчитывается, как произведение растворимостей ионов, где растворимость – концентрация вещества в его насыщенном растворе. Зная растворимость, можно рассчитать ПР, и наоборот. Иодид свинца диссоциирует PbI₂ = Pb ²⁺ + 2I ^-, тогда

S 6,5*10^-4 2*6,5*10^-4,

Тогда ПР будет S(Pb²⁺)*S²(I^-) = 8,45*10^-7

633.Ag₂CO₃ = 2Ag⁺ + CO₃^2-

ПР(Ag₂CO₃) = 6.15*10^-12. ПР(Ag₂CO₃) = [Ag⁺]²*[CO₃^2-] = (2S)²*S = 4S³. S - растворимость. = 1.15*10^-4 моль/л. Коэффициент растворимости выражается в граммах вещества, растворяющегося в 100 граммах воды. В одном литре воды растворяется 1.15*10^-4 моль соли, следовательно, в 100 граммах растворится S = 1.15*10^-4*М(Ag₂CO₃)/10 = 1.15*10^-4*276/10 = 0.003 г/100г.

634. Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

ПР(Zn(OH)₂) = 4.0*10^-16. ПР(Zn(OH)₂) = [Zn²⁺]*[OH^-]² = S*(2S)² = 4S³. S - растворимость. = 4.64*10^-6 моль/л. [Zn²⁺] = S = 4.64*10^-6 моль/л, [OH^-]= 2S = 2*4.64*10^-6 = 9.28*10^-6 моль/л.

635.

Дано: ПР(FeS) = 3.7*10-19 m(FeS) = 1г. V(H2O) = ?

Найдем растворимость (S)данной соли: ПР(FeS) = [Fe2+]*[S2-] = S2, следовательно, S = = 6.08*10-10 моль/л, т.е. в одном литре воды растворится 6.08*10-10 моль FeS. n(FeS) = m/M = 1/88 = 0.011 моль. V(H2O) = n/S = 0.011/6.08*10-10 = 1.7*107 литров

636.

Дано: ПР(AgBr)=6.3*10-13 m(AgBr) = 1г. V(H2O) = ?

Найдем растворимость (S)данной соли: ПР(AgBr) = [Ag+]*[Br -] = S2, следовательно, S = = 7.94*10-7 моль/л, т.е. в одном литре воды растворится моль 7.94*10-7 AgBr. n(AgBr) = m/M = 1/188 =5.3*10-3 моль. V(H2O) = n/S = 5.3*10-3 / 7.94*10-7 = 6.7*103 литров

637.

638.

639.

Дано: ПР(BaCO3) = 7*10-9 ПР(PbCO3) = 1.5*10-13 [Ba2+] / [Pb2+] = ?

XCO3 = X2+ + CO32- , ПР = [X2+]*[CO32-] ; , [CO32-]1 = [CO32-]2 [Ba2+]/[Pb2+] = ПР(BaCO3)/ПР(PbCO3) = 7*10-9/1.5*10-13 = 4.6*104

640.

641.

642.

643.

644.

645.

646.

647.Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

648. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

649.Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

650. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

Глава 4.5. Гидролиз солей

651. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Типы гидролиза: по катиону (Cu(NO₃)₂, AlCl₃), по аниону (K₂CO₃, Na₂SO₃), по обоим ионам одновременно (Al₂­S₃, Ni(CN)₂).Гидролиз по катиону и аниону протекают обычно только по первой ступени и являются обратимыми, в то время как гидролиз одновременно по катиону и анионы - необратимая реакция, т.к. она протекает до конца.

652.Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Образование слабых электролитов – причина протекания гидролиза.

653. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

654.Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

655.Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

656.Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

657. С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KF и KNO₂ полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HF (6.2*10^-4) меньше константы диссоциации HNO₂ (6.9*10^-4). Б) Соль CH₃COONH₄ гидролизуется полнее, т.к. она представлена двумя слабыми электролитами (CH₃COOН и NH₄ОН) и гидролизуется необратимо, в то время как соль CH₃COONа представлена анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, т.е. гидролизуется только по аниону.

658.С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KCN и KClO полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HCN (5*10^-10) меньше константы диссоциации HClO (3*10^-8). Б) Соль BeCl₂ гидролизуется полнее, чем MgCl₂ т.к. Be(OH)₂ – более слабое основание, чем Mg(OH)₂

659. С позиции строения вещества, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.к. поляризующее действие и поляризуемость сильно зависят от радиуса и заряда иона, то соль гидролизуется тем сильнее, чем больше заряд и меньше радиус катиона и меньше заряд и больше радиус аниона. А) Полнее гидролизуется FeCl₃, а не FeCl₂ т.к. в первой соли заряд катиона железа выше. Б) Na₂CO₃ гидролизуется менее полно, чем Na₂SiO₃, т.к. размеры аниона SiO₃^2- больше, чем аниона CO₃^2-.

660. Гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.е. гидролиз протекает за счет разрыва ионных связей соли и образования связей между ионами соли и диполями воды.

661.Ступенчатый гидролиз наблюдается, когда соль образована многоосновными кислотами или многокислотными основаниями. Число ступеней определяется степенью основности кислоты (основания). Степень гидролиза, как правило,от первой ступени к последней уменьшается, т.к. константы диссоциации кислот и оснований падают, например, Н₃РО₄: К_а1>K_a2>K_a3. В две ступени идет гидролиз FeCl₂ + H₂O = FeOHCl + HCl (1), FeOHCl + H₂O = Fe(OH)₂ + HCl

В три ступени Na₃PO₄ + H₂O = Na₂HPO₄ + NaOH (1)

Na₂HPO₄ + H₂O = NaH₂PO₄ + NaOH (2)

NaH₂PO₄ + H₂O = H₃PO₄ + NaOH (3)

662.Константа гидролиза солей многоосновных кислот или многокислотных оснований обычно велика только для первой ступени, а для второй невысока. Поэтому гидролиз таких солей проходит только в две ступени.

Гидролиз в две ступени: K₂S + H₂O = KHS + KOH, KHS + H₂O = H₂S + KOH

Гидролиз в три ступени: AlCl₃ + H₂O = Al(OH)Cl₂ + HCl, Al(OH)Cl₂ + H₂O = Al(OH)₂Cl + HCl, Al(OH)₂Cl + H₂O = Al(OH)₃ + HCl

663.Константа гидролиза – это константа равновесия реакции гидролиза, т.е. реакции взаимодействия соли с водой. Константа гидролиза тем больше, чем более слабые электролиты образуются при гидролизе, чем выше температура. От концентрации раствора константа гидролиза не зависит.

NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3	Кг =
KNO2 + H2O = KOH + HNO2	Кг =

664.

KClO + H2O = KOH + HClO ClO- + H2O = HClO + OH-	Кг =
K2S + H2O = KHS + KOH S2- + H2O = HS- + OH-	Кг =
AlCl3 + H2O = HCl + AlOHCl2 Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+	Кг =

665.Степень гидролиза – это отношение количества диссоциировавших молекул к количеству недиссоциированных молекул. . При увеличении концентрации раствора и уменьшении температуры степень гидролиза уменьшается. Введение в раствор щелочи или кислоты влияет на степень гидролиза по-разному. Если соль гидролизуется по катиону, то степень гидролиза усиливается при введении щелочи, а уменьшается при введении кислоты. Если соль гидролизуется по аниону, то степень гидролиза усиливается при введении кислоты, а уменьшается при введении щелочи.

666. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее образующиеся электролиты.

667. При уменьшении концентрации соли в растворе и при увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При разбавлении растворов солей хлорида сурьмы и нитрата висмута степень гидролиза этих солей увеличивается – гидролиз протекает до конца и выпадают осадки соответствующих гидроксидов: SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

668. При увеличении температуры степень гидролиза солей возрастает. При нагревании раствора ацетата натрия степень гидролиза увеличивается: CH₃COONa + H₂O = CH₃COOH + NaOH. В растворе растет концентрация ОН^- групп, в результате фенолфталеин обесцвечивается. При охлаждении равновесие гидролиза соли смещается влево: раствор индикатора вновь приобретает малиновую окраску.

669. При уменьшении концентрации соли в растворе и увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При добавлении хлорида железа по каплям в кипящую воду, гидролиз соли увеличивается настолько, что протекает до конца: FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl

670. Гидролиз уменьшает введение ионов одноименных ионам, образующимся при гидролизе. Если соль гидролизуется по катиону: FeCl₃ + H₂O = FeOHСl₂ + HCl, то уменьшать гидролиз будут Н⁺. Если соль гидролизуется по аниону: NaClO₂ + H₂O = NaOH + HClO₂, то уменьшать гидролиз будут ОН^- анионы.

671. При приготовлении растворов солей олова, сурьмы и висмута необходимо добавление кислоты для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка кислоты соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

672. При приготовлении растворов алюминатов и хромитов необходимо добавление щелочи для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка щелочи соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, NaAlO₂ + 2H₂O = NaOH + Al(OH)₃.

673. При совместном гидролизе солей сульфата хрома и сульфида натрия гидролиз солей протекает до конца, т.к. образуются одноименные ионы, усиливающие гидролиз второй соли:

674. Если при совместном гидролизе двух солей образуются одноименные ионы, усиливающие каждый гидролиз второй соли, то гидролиз таких солей протекает до конца. Это возможно, если из двух солей одна гидролизуется по катиону, а вторая по аниону:

а) Al(NO₃)₃ , ZnCl₂ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

б) Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ – первая соль гидролизуется по катиону, вторая – по аниону, следовательно гидролиз солей усиливается:

в) AlCl₃ и FeCl₃ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

г) K₂S и Pb(NO₃)₂ – первая соль гидролизуется по аниону, вторая – по катиону, следовательно гидролиз солей усиливается:

675.

Дано См(СН3СООNH4) = 0.1м Кг = ?, степень гидролиза а=?

СН3СООNH4 + Н2О = CH3COOH + NH4OH =3.2*10-5 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ = 0.018 = 1.8%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH примерно равна константе диссоциации CH3COOH, то среда раствора практически нейтральная.

676.

Дано См(NH4NO2) = 0.1м Кг = ?, степень гидролиза а=?

NH4NO2 + Н2О = HNO2 + NH4OH = 8.1*10-7 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ = 0.003 = 0.3%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH больше константы диссоциации HNO2, то среда раствора щелочная.

677.

Дано См1(NaNO2) = 1м См2(NaNO2) = 10-3м Кг = ?, степень гидролиза а=? PH - ?

NaNO2 + Н2О = HNO2 + NaOH = 1.45*10-11 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a) a1 = = 3.8*10-6 б) a2 = = 1.2*10-4 С увеличением разбавления степень гидролиза соли увеличивается. [H+] = a1*Cм1 = 3.8*10-6 моль/л. рН = -lg[H+] = 5.4

678.

Дано См(Na2СO3) = 1м Кг = ?, степень гидролиза а = ? pH - ?	Na2СO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH = 2*10-4	NaHСO3 + Н2О = H2CO3 + NaOH = 2*10-8
Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a1 = = 1.4*10-2 ,Cм(NaHCO3) = a*Cм(H2CO3) = 0.014 моль/л б) a2 = = 1.2*10-3. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 2*10-8 ступени гидролиза в значение рН можно не учитывать. [ОH-] = a1*Cм = 0.014 моль/л. рОН = -lg[ОH-] = 1.8, следовательно рН = 14- рОН = 12.2

679.

Дано См(K2SO3) = 1м Кг = ?, степень гидролиза а = ? pH - ?	K2SO3 + Н2О = KHSO3 + KOH = 1.16*10-7	KHSO3 + Н2О = H2SO3 + KOH = 7.15*10-13
Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a1 = = 3.4*10-4 ,Cм(KHSO3) = a*Cм(H2SO3) = 3.4*10-4 моль/л б) a2 = = 4.6*10-5. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 7.15*10-13 ступени можно не учитывать. [ОH-] = a1*Cм = 3.4*10-4 моль/л. рОН = -lg[ОH-] = 4.5, рН = 14- рОН = 9.5

680.

1) КNO2 + Н2О = КOH + HNO2 = 1.15*10-11

2) NaNO2 + Н2О = NaOH + HNO2 = 1.15*10-11

Закон Оствальда: Кг = См*а²/(1-а) или а ~

a₁ = a₂ = = 1.2*10^-5 ,Cм(ЭNO₃) = a*Cм(HNO₃) = 1.2*10^-5 *0.1 = 1.2*10^-6 моль/л

[Н⁺] = 1.2*10^-6 моль/л. рН = -lg[H⁺] = 5.9.

Одинаковый результат для двух разных солей объясняется тем, что при гидролизе обе соли дают одну и туже кислоту - HNO₂, константу диссоциации которой мы и подставляем в формулу для расчета константы гидролиза.

683.Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную активность вещества, стабильность степеней окисления веществ, возможные переходы между ними.

Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее восстановительные свойства, например: Li (E⁰ = -3.05 B), K (E⁰ = -2.93 B). Чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее окислительные свойства, например: Сl/Cl₂ (E⁰ = 1.36 B), O₃ (E⁰ = 1.51 B).

685.Окислительно-восстановительный потенциал является термодинамическим параметром, т.к. определяет возможность протекания процесса. , , где Е – электродвижущая сила, F – постоянная Фарадея, R – газовая постоянная, Т - температура, z – количество электронов.

687.MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn ²⁺ + 4H₂O, Е = 1.51 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Mn²⁺] = 0.01M, Т = 298 К.

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = Е⁰ (MnO₄^- / Mn ²⁺) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _MnO4- *См⁸_H+) / См _{Mn 2+}

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = 1.51 + (2.3*8.31*298 / 5*96500) * ln (1*5⁸ /0.01) = 1.72 В.

688.Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr ³⁺ + 7H₂O, Е = 1.33 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Cr³⁺] = 0.1M, Т = 298 К.

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = Е⁰ (Cr₂O₇^-2/ Cr ⁺³) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _Cr2O7-2 *См¹⁴_H+) / См _{Cr 2+}

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = 1.33 + (2.3*8.31*298 / 6*96500) * ln (1*5¹⁴ /0.1) = 1.69 В.

689.

Дано W%(H2SO4) = 60% p = 1.50 г/мл T = 298 K E - ?

SO42- + 8H+ + 6e = S + 4H2O E(SO42-/S) = Eo(SO42-/S) + Найдем концентрацию серной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра H2SO4) = V*p = 1000*1.50 = 1500 грамм. m(H2SO4) = m(р-ра H2SO4)*W%/100% = 1500*60/100 = 900 грамм. Cм = m/(M*V) = 900/(98*1) = 9.2 моль/л. См(H2SO4) = См(SO42-) = 9.2, См(Н+) = 2См(H2SO4) = 18.4 моль/л. E(SO42-/S) = 0.36 + = 0.46 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что серная кислота диссоциирует нацело.

690.

Дано W%(HNO3)=40% p = 1.25 г/мл T = 298 K E - ?

NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O E(NO3-/NO) = Eo(NO3-/NO) + Найдем концентрацию азотной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра HNO3) = V*p = 1000*1.25 = 1250 г. m(HNO3) = m(р-ра HNO3)*W%/100% = 1250*40/100 = 500 грамм. Cм = m/(M*V) = 500/(63*1) = 7.94 моль/л. См(HNO3) = См(NO3-) = См(Н+) = 7.94 моль/л. E(NO3-/NO) = 0.96 + = 1.048 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что азотная кислота диссоциирует нацело. Кроме того невозможно учесть концентрацию выделяющегося NO, который влияет на положение равновесия данной реакции.

692. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ^- =2Cr³⁺ + 7H₂O, j = 1.33 B.

CrO₄^2- + 4H₂O + 3e ^- =Cr³⁺ +8OH ^-, j = -0.13 B.

j(окислителя) > j(восстановителя), в соответствии с этим правилом, хром является более сильным восстановителем в щелочной среде а более сильным окислителем – в кислой среде.

693.Более сильным восстановителем цинк является в щелочной среде, поскольку в ней он имеет потенциал Е⁰ (Zn²⁺ /Zn) = - 1.24 В, а в кислой Е⁰ = -0.76 В.

694. В кислой и нейтральной средах:Al ³⁺ + 3e ^- = Al, j = - 0.67 B.

В щелочной среде: Al + 3OH ^- - 3e ^- = Al(OН)₃ , j = -2.30 B.

Чем меньше потенциал восстановителя, тем больше будет разница между ним и потенциалом окислителя, в соответствии с этим правилом, алюминий является более сильным восстановителем в щелочной среде.

695.Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Перхлораты в качестве окислителей целесообразно использовать в кислой среде, т.к. максимальный потенциал Е = 1.58 В. хлораты используют в щелочной среде (Е = 1.49 В). Хлориты – в кислой среде (Е = 1.21 В). Гипохлориты - в кислой (Е = 1.63 В).

696.Электроны, находящиеся в объеме металла при контакте его с раствором соли могут переходить в раствор или в металл – возникает заряд. Он называется двойным электрическим слоем и зависит от потенциала металла, концентрации соли и природы металла.

697.Электродные потенциалы металлов и их ионизационные потенциалы определяются различными методами. Ионизационные определяются спектральными методами, а электродные – относительно стандартного водородного электрода, поэтому значения этих двух величин не совпадают.

698.В ряду напряжений металлы расположены в порядке убывания их отрицательных и возрастания положительных потенциалов. Ряд обладает свойствами:

1. каждый из находящихся в ряду металлов вытесняет из растворов их солей все металлы, следующие за ним. Поэтому кадмий будет вытеснять медь и серебро, но не вытеснит цинк и магний. В свою очередь кадмий вытеснит любой металл, стоящий слева от него, это может быть калий, магний, алюминий, железо и др.
2. все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют его из растворов кислот.
3. восстановительная способность металлов падает слева направо.

701.I (0.62 B) … Br (1.09) … Cl (1.36) … F (2.87)

Ряд обладает свойствами: чем правее стоит элемент, тем сильнее его окислительная способность.

702.

703.

704.

705.

706.

707.

708.

709.а) HIO₃ проявляет окислительные свойства (Е = 1.08 В), тогда как HCl – слабый восстановитель (Е = 1.36 В). Поскольку ОВР может протекать при условии, что Е(окислителя) > Е(восстановителя), то данные вещества не будут взаимодействовать и можно на их основе приготовить раствор. б) K₂Cr­₂O₇ – сильный окислитель (Е = 1.33 В), а KBr – слабый восстановитель ( Е = 1.09 В). Данные вещества могут взаимодействовать и раствор из них приготовить нельзя.

710.Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя).

а) Е (HNO₃) = 0.80 B, Е (HBr) = 1.09 B. Потенциал окислителя (азотной кислоты) меньше потенциала восстановителя, поэтому HNO₃ не будет окислять HBr, раствор можно приготовить.

б) по той же причине железо не восстановит хром до шестивалентного состояния, такой раствор тоже можно приготовить.

• ⇐ Назад
• 1
• 234
• Далее ⇒