«Задания для студенток заочного отделения технологических специальностей Составили. Г. Г. Мельченко В. А. Старовойтова В. П. Гуськова Н. В. Юнникова Г. Н. Микилева В. Ф. Юстратова Л. С. Сизова Утвержд (стр. 4 из 19)

4. При смешивании растворов общий объем увеличился, концентрации соответственно уменьшились. Рассчитываем концентрацию уксусной кислоты по формуле (13):

5. Концентрация соли равняется концентрации гидроксида натрия после смешивания растворов:

7.Значение концентрации и рК подставляем в выражение 9 п.4 и производим вычисление рН раствора:

2.2.2 Контрольные задания

Рассчитайте рН водных растворов:

12. а) раствора, состоящего из хлороводородной кислоты, C(HCl) = 0,1 моль/дм³

и хлорида натрия,

= 0.1 моль/дм³;

б) раствора аммиака, С(NH₄OH) = 0,03 моль/дм³;

в) формиатного буферного раствора, состоящего из муравьиной кислоты, С(НСООН) = 1 моль/дм³ и формиата калия, С(НСООК) = 1 моль/дм³.

6. а) раствора гидроксида натрия, С(NаОН) = 0,001 моль/дм³;

б) раствора муравьиной кислоты, в 100 см³ которого содержится 10 г НСООН;

в) буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты, С(СН₃СООН) = 0,15 моль/дм³, и ацетата калия, С(СН₃СООК) = 0,1 моль/дм³.

7. а) раствора, состоящего из смеси хлороводородной кислоты, С(НСl) = 0,075

моль/дм³ и азотной кислоты, С(НNО₃) = 0,025 моль/дм³;

б) раствора соли хлорида аммония С(NН₄Сl) = 0,02 моль/дм³;

в) ацетатного буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты,

С(СН₃СООН)=0,5 моль/дм³ и ацетата натрия С(СН₃СООNa)=0,5 моль/дм³.

14. а) раствора гидроксида калия, 250 см ³ которого содержат 0,14 г КОН;

б) раствора уксусной кислоты, полученного разбавлением в 10 раз раствора с С(СН₃СООН) = 0,1 моль/дм³;

в) аммонийного буферного раствора, состоящего из водного раствора аммиака, С(NH₄OH) = 1 моль/дм³, и хлорида аммония, С С(NH₄Сl) = 0.5 моль/дм³.

15. а) раствора азотной кислоты, С(HNO₃) = 0,0015 моль/дм³;

б) раствора, 100 см³ которого содержат 0,58 г ацетата натрия (CH₃COONa);

в) буферного раствора, состоящего из бензойной кислоты; С(С₆Н₅СООН) = 0,95 моль/дм³, и бензоата натрия, С(С₆Н₅СООNa) = 0,5 моль/дм³.

16. а) раствора бромоводородной кислоты, С(НBr) = 0,090 моль/дм³

б) раствора гидроксида бария, 250 см³ которого содержат 0,75 г Ва(ОН)₂;

в) буферного раствора, состоящего из циановодородной кислоты, С(НСN) = 0,15 моль/дм³, и цианида натрия, С(NаСN) = 0,15 моль/дм³.

17. а) раствора хлороводородной кислоты, 1 дм³ которого содержит 0,365 г хлороводорода;

б) раствора нитрита натрия, С(NaNO₂) = 0,092 моль/дм³;

в) буферного раствора, состоящего из водного раствора аммиака,

С(NH₄OH) = 0,3 моль/дм³, и хлорида аммония, С(NH₄Cl) = 0,5 моль/дм³

18. а) раствора борной кислоты (мета), 100 см³ которого содержат 0,15 г НВО₂;

б) раствора гидроксида кальция, С(Са(ОН)₂) = 0,003 моль/дм³;

в) буферного раствора, в состав которого входит соль ацетата натрия,

С(CH₃COONa)=0,04 моль/дм³ и уксусная кислота, С(СН₃СООН)=0,08 моль/дм³.

19. а) раствора азотной кислоты. 500 см³ которого содержит 6,3 г азотной кислоты;

б) раствора нитрата аммония, С(NH₄NO₃) = 0,075 моль/дм³;

в) ацетатного буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты,

С(СН₃СООН) = 1 моль/дм³, и ацетата калия, С(СН₃СООК) = 0,9 моль/дм³.

20. а) раствора, состоящего из смеси гидроксида натрия, 200 см³ которого

содержат 0,08 г NаОН и хлорида натрия С(NаCl) = 0,025 моль/дм³;

б) раствора циановодородной кислоты, С(НСN)= 0,05 моль/дм³;

в) формиатного буферного раствора, состоящего из муравьиной кислоты,

С(НСООН) = 0,45 моль/дм³, и формиата натрия, С(HCOONa) = 0,73

моль/дм³;

2.3. Окислительно-восстановительные (редокс) процессы

Окислительно-восстановительные (редокс) реакции (процессы) относятся к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют большое значение в теории и практике.

Получение и производство железа, хрома, меди, серебра, цинка, хлора, иода, аммиака, кислот, щелочей, строительных материалов, медикаментов и т.д. было бы невозможно без использования окислительно-восстановительных реакций. Эти реакции применяют в качественном анализе для определения, разделения ионов и перевода в раствор малорастворимых соединений.

Характерной особенностью реакций окисления-восстановления является переход электронов от одних атомов или ионов к другим. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны, если одно из соединений, участвующих в реакции, окисляется, другое должно восстанавливаться. Количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы служат стандартные потенциалы редокси-электродов (j⁰), измеренные относительно стандартного (нормального) водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю.

Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом j⁰ – называют потенциал окислительно-восстановительного электрода, измеренный при температуре равной 25⁰С и при концентрации ионов, равной 1 моль/дм^3. Единицей измерения потенциала является вольт (В), милливольт (мВ). Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов можно найти в справочниках.

Реальные (равновесные) потенциалы процессов окисления и восстановления могут значительно отличаться от числовых значений стандартных потенциалов. Зависимость равновесных электродных потенциалов от природы окислительно-восстановительной пары, концентрации ионов и температуры выражается уравнением Нернста:

(14)

где j⁰ – стандартный потенциал редокси-электрода, В

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль×град);

Т – абсолютная температура в градусах Кельвина (К = 273 + ⁰С);

F – число Фарадея, 96500 Кл;

n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе;

[окисл] и [восст] – концентрация соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, моль/дм³;

а,в – стехиометрические коэффициенты, стоящие соответственно перед окисленной или восстановленной формой вещества в инно-электронном уравнении реакции.

После подстановки числовых значений констант и перевода натуральных логарифмов в десятичные (коэффициент перевода 2,303) уравнение принимает вид (при 25 ⁰С):

. (15)

В том случае, если одна из форм является твердой или газообразной, в уравнение подставляют только значение концентрации окисленной или восстановленной формы, находящейся в жидкой фазе. Например, для редокс пары Fe²⁺/Fe⁰ уравнение Нернста имеет вид:

Если окислительно- восстановительные реакции проходят с участием ионов водорода, то при вычислении реальных потенциалов учитывают значение концентрации ионов водорода. Например, восстановление марганца из MnO₄^- в Mn²⁺ проходит в кислой среде.

MnO₄ + 8 Н⁺ + 5 е Mn²⁺ + 4 Н₂О

Уравнение Нернста для данной системы записывают в виде:

По величине стандартных потенциалов окислительно-восстановительных электродов можно определить принципиальную возможность протекания окислительно- восстановительной реакции.

Редокс-пара с большим положительным значением потенциала играет роль окислителя по отношению к редокс-паре с меньшим значением потенциала. Окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении в том случае, если разность стандартных потенциалов окислителя и восстановителя (Е) имеет положительное значение, если разность потенциалов имеет отрицательное значение, то реакция пойдет в обратном направлении.

(16)

2.3.1. Вычисление разности потенциалов окислительно-восстановительных систем и равновесных электродных потенциалов

Пример 1. Можно ли действием ионов Fe²⁺ восстановить Br₂ в Br^-?

Решение.

1. Находим в справочнике или в приложении электродные потенциалы окислительно- восстановительных систем:

2. Сравниваем числовые значения j⁰. Так как величина стандартного потенциала редокс-пары Br₂/2Br ^– больше величины стандартного потенциала Fe³⁺ / Fe²⁺, то роль окислителя должна выполнять форма Br₂, а восстановителя – Fe²⁺ .

Реакция при этом будет иметь вид:

Br₂⁰ + 2 e 2 Br ^– 1