bacan

Процессы, происходящие на электродах: Анод (+): Fе0 – 2ē = Fe2+ Катод (-): 2Н+ + 2ē = Н2↑ Ионно-молекулярное уравнение: Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H2↑. Будет происходить интенсивное разрушение железа при контакте с никелем. В данной паре потенциал железа имеет более отрицательное значение. При этом образуется коррозионный гальванический элемент, схема которого будет иметь вид: А(–)Fe|Fe2+||2H+|H2(Ni)(+)К Выводы: 1) разрушение (коррозия) железа в контакте с никелем будет протекать более интенсивно, чем обычной железной детали. Коррозия железа

В ряду напряжений металлов Ni, Sn, Bi стоят после Fe, поэтому не могут вытеснить его из растворов солей.

Может так: По формуле рассчитать К: lgK2/K1 = (Ea/2,3R)[(T2-T1)/(T2 * T1)], затем полученную К умножить на К1. Энергия активации

Формула для осмотического давления: р = iCRT, где i - изотонический коэффициент р — давление, кПа; С — молярная концентрация раствора, моль/л; R—газовая постоянная, равная 8,3 Дж/(моль·К); Т—абсолютная температура, К. изотонический коэффициент: i = 1 + α(К-1); α = √KD/Cм, где i - изотонический коэффициент, α - степень диссоциации электролита, k - число ионов, на которые распадается электролит. Осмотическое давление

m = 9,2 г = ; t = 30 °C = 303 К; р = 752 мм. рт. ст. = 0,9895 атм; Dвозд. = 1,59. Решение: D = М1|M2, где D - плотность газа по воздуху; M1 - мольная масса газа; M2 - мольная масса воздуха (29 г/моль). M1 = D . M2 = 1,59 . 29 = 46,1 г/моль. Рассчитаем количество взятого газа: n(газа) = 9,2/46,11 ≈ 0,2 моль. Для расчета используем уравнение Менделеева-Клапейрона: pV = nRT, где p — давление, атм; V — объём газа, л: n — количество вещества в молях; R — универсальная газовая постоянная, R ≈ 0,0821 (л · атм)/(моль·K); T — термодинамическая температура, К. Тогда pV = nRT; V = nRT/р = (Далее сами). Газовые законы

Электролиз CrCl3 Электродные процессы на электродах: 3|Катод(-): Cr3+ + 3ē = Cr0; 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH–; 5| Анод(+): Cr0 – 3ē = Cr3+ 3Cr3+ + 6H2O + 5Cr0 = 3Cr0 + 5Cr3+ + 3H2↑ + 6OH– (ионно-молекулярная форма); 2Cr0 + 6H2O = 3H2↑ + 2Cr(OH)3. (молекулярная форма). Таким образом при электролизе CrCl3 с хромовым анодом происходит растворение самого анода, разложение воды с выделением водорода у катода и образование нерастворимого Cr(OH)3. Согласно первому закону Фарадея: m(B) = [mЭ(B) . I . t]/F, где m(B) - масса, выделившегося металла, г; mЭ(B) - зквивалентная масса металла, г/моль; F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль); I - сила тога, А; t - время электролиза, с. Тогда t = [m(B) . F]/[mЭ(B) . I] = (2,0 . 96500)/(17,3 . 3,0) ≈ 3711,5 с ≈ 61,86 мин. Электролиз

1. Рассчитаем стандартный тепловой эффект реакции, при постоянном давлении, используя положение закона Гесса ∆H(х.р) = ∆H(обр.конечн.) – ∆H(обр.нач.). Тогда ∆Н(х.р.) = ∆Н°fCH2O(г) - ∆Нf°СН3OH(г) = -115,9 - (-201) = 85,1 кДж. 3. Рассчитаем теплоту реакции получения формальдегида n(CH2O) = m(CH2O)/M(CH2O) = 1500/30 = 50 моль. Q(реакции) = n(CH2O) * -∆Н = 50 * -85,1 = 4255 кДж. 4. Рассчитаем стандартный тепловой эффект реакции при постоянном давлении, используя уравнение Изменение внутренней энергии и изменение энтальпии связаны формулами: ∆H = ∆U + ∆nR ИЛИ ∆H - ∆U = ∆nRT, где ∆n – изменение числа молей газообразных продуктов в ходе реакции. Таким образом, соотношение ∆H и ∆U определяется знаком ∆n. Для реакции: СН3OH(г) = CH2O(г) + H2(г) ∆n = (1 + 1) – (1) = 1; ∆n > 0, следовательно ∆H > ∆U. Определим разницу ∆H – ∆U при T=298 К: ∆H – ∆U = ∆nRT = (1)8,314·298 = 2477,57 Дж = 2,48 кДж. Тогда ∆U = ∆H – ∆nRT = 85,1 - 2,48 = 82,62 кДж. Энтропия реакции

Решение: См1(КОН) = 0,5 М; См2(КОН) = 0,05 М; Υ1(КОН) = 0,732; Υ2(КОН) = 0,824; λ+(К+) = 7,35 См∙м2∙кмоль−1 = 73,5 См∙см2∙моль−1; λ-(ОН-) = 19,83 См∙м2∙кмоль−1 = 198,3 См∙см2∙моль−1; ЭДС = ? 1. Рассчитаем активности электролитов: а±КОН(1) = См1(КОН) * Υ1(КОН) = 0,5 * 0,732 = 0,366 моль/л; а±КОН(2) = См2(КОН) * Υ2(КОН) = 0,05 * 0,824 = 0,0412 моль/л. 2. Рассчитаем ЭДС концентрационного гальванического элемента без учета диффузионного потенциала: Еэл-та = 0,059lg[а±(1)]/[а±(1)] = 0,059lg(0,366/(0,0412) = 0,05597 B. 3. Рассчитаем величину диффузионного потенциала: φдиф. = (λ- - λ+)/(λ- + λ+)0,059lg[а±(1)]/[а±(1)] = (198,3 - 73,5)/(198,3 + 73,5)0,059lg(0,366)/(0,0412) = 0,02570 B. 4. Рассчитаем ЭДС концентрационного гальванического элемента с учетом диффузионного потенциала: ЭДС = Еэл-та - φдиф. = 0,05597 - 0,02570 = 0,03027 В. Для приведенной цепи знак диффузионного потенциала противоположен знаку ЭДС и, следовательно, ЭДС уменьшается. ЭДС элемента

Ι Определение константы скорости при 30 градусах целься 1. Для определения константы скорости при 30 градусах цельсия (k3) используем уравнение Вант_Гоффа: kt2 = kt1 * Υ(t2-t1)/10, где Тогда kt3 = kt1 * Υ(t3-t1)/10 или kt3 = kt2 * Υ(t3-t2)/10. Учитывая: t3-t1 = 30 - 20 = 10, t3-t2 = 30 - 40 = -10, получаем kt3 = 0,00099 * Υ1 или kt3 = 0,00439 * Υ-1. 2. Из уравнения kt2 = kt1 * Υ(t2-t1)/10: kt2/kt1 = Υ(t2-t1)/10; lgkt2/kt1 = (t2-t1)/10lgΥ; lgΥ = 10/(40-20)lg0,00439/0,00099; lgΥ = 0,5*0,65 = 0,325; Υ = 100,325; Υ = 2,114. 3. kt3 рассчитываем, подставляя полученное значение в уравнения kt3 = 0,00099 * Υ1 и kt3 = 0,00439 * Υ-1: а) kt3 = 0,00099 * Υ1; lgkt3 = lg0,00099 + 1 * lg2,114; получим kt3 = 0,002094. б) kt3 = 0,00439 * Υ-1; lgkt3 = lg0,00439 + (-1 * lg2,114); получим kt3 = 0,002075. Тогда k3ср. = 0,0020845 ≈ 0,002085. ΙΙ Определение энергии активации Энергию активации рассчитываем по уравнению: Еа = 2,303R(T2*T1)/(T2 - T1)*lgk2/k1. 1. Рассчитаем энергию активации для 20 °С и 30 °С Еа1 = (2,303 * 8,314* 303 * 293)/(303 - 293)*lg(0,002085/0,00099) = 54985,65 Дж/моль. 2. Рассчитаем энергию активации для 20 °С и 40 °С Еа2 = (2,303 * 8,314* 313 * 293)/(313 - 293)*lg(0,00439/0,00099) = 56790,49 Дж/моль. 3. Рассчитаем энергию активации для 30 °С и 40 °С Еа3 = (2,303 * 8,314* 313 * 303)/(313 - 303)*lg(0,00439/0,002085) = 58718,53 Дж/моль. 4. Рассчитаем среднюю энергию активации Еаср = 56831,55 Дж/моль = 56,83 кДж/моль. Энергия активации

Эта реакция не является ракцией первого порядка так как происходит изменение концентрации, а период полупревращения для реакции первого порядка от концентрации реагентов не зависит. Измеряя время превращения (tx) при двух начальных концентрациях, можно определить порядок (n) по формуле: 1 + ln[t2/t1]/(С1/С2), где t1 - начальное время превращения; t2 - конечное время превращения; С1 - начальная концентрация вещества; С2 - конечная концентрация вещества. Тогда n=ln[(t2/t1)]/ln[(C1/C2)]+1 = ? Константу реакции второго порядка рассчитаем из формулы: t1/2 = 1/(k* C1), где t1 - время полупревращения; С0 - начальная концентрация вещества. Тогда k = 1/(C1*t1) = ? Полураспад

1. Строение мицеллы золя Fe(OH)3, полученного путем гидролиза без добавления электролита (нейтральная среда): {m[Fe(OH)3]·nFeO+ · (n-x)Cl–}x+ · xCl–. 2. Строение мицеллы золя Fe(OH)3, полученного путем гидролиза после добавления электролита (K2SO4): {m[Fe(OH)3]·nFeO+ · (n)Cl–}0. Строение мицеллы

Мэ(Cd) = 112,411 г/моль = 56,2055 г/моль; Мэ(CdSO4) = 208,4736 г/моль = 104,2368 г/моль. На электродах протекают реакции К: Cd2+ + 2e = Cd0 2Н2О + 2е = 2ОН– + Н2 А: 2Н2О – 4е = 4Н+ + О2 Убыль количества вещества в католите (анолите) и вычисление числа переноса ионов осуществляем по формуле: t+ = ∆A/(∆А + ∆К); t- = ∆K/(∆А + ∆К), где t– и t+ - числа переноса ионов; ∆А – убыль количества электролита в анолите (моль–экв или моль/л); ∆К – убыль количества электролита в католите (моль–экв или моль/л). Убыль CdSO4 в катодном пространстве составляет 0,1811 г Тогда ∆К(CdSO4) = m(CdSO4)/Мэ(CdSO4) = 0,1811/104,2368 = 0,001737 моль CdSO4 ИЛИ 0,001737 моль Cd2+. Общая убыль количества соли рассчитывается по массе кадмия, выделившегося на катоде: (∆А + ∆К) = m(Cd)/Мэ(Cd) = 0,1584/56,2055 = 0,002818 моль Cd2+. Числа переноса ионов Cd2+ и SO42- соответственно будут равны: t+(Cd2+) = ∆A/(∆А + ∆К) = 0,001737/0,002818 = 0,616; t-(SO42-) = 1 - 0,616 = 0,384. Электролиз солей

Согласен. Это как варить борщ, у всех получается, как получается...

Ну, никак никто не может назвать изомер пентила: (С2Н5)2СН-. А если таки так, то я предлагаю сделать исключение и назвать: α,β-диэтилбутилен.

А может так- Сим дитрипентилэтилен ИЛИ α,β-дитрипентилэтилен Вместо изо- вставим три- (3-), но не трет-, потому что трет- - это другое. Ну хочется мне назвать этот радикал (СН3СН2)2СН- - три-пентил ИЛИ 3-пентил. По ИЮПАК получается просто 1-этилпропил. Люблю ИЮПАК - все пронумеровано, зачипано...

Да, уж таки так на самом деле я и предполагал, что это не изопентил (это какой-то Х-пентил... и ни ни..).

При электролизе раствора сульфата меди с платиновым анодом на аноде будет наблюдаться выделение газообразного кислорода, и в анодном же пространстве будет накапливаться сульфат-ионы, которые с ионами водорода создают кислую среду, будет накапливаться серная кислота (2H+ + SO42- = H2SO4); на платиновом катоде будет откладываться металлическая медь. До электролиза в 100 мл анолита содержалось: (0,1 * 100)/1000 = 0,01 моль CuSO4 ИЛИ 0,01 моль SO42-. После электролиза убыль количества CuSO4 (Cu2+ и SO42-) в анолите (∆А): ∆А = 0,01 - 0,008 = 0,002 моль CuSO4 моль ИЛИ 0,002 моль Cu2+. Общая убыль количества CuSO4 (Cu2+ и SO42-) рассчитывается по концентрации серной кислоты в анолите, образующейся в анодном пространстве: (∆А + ∆К) = С(H2SO4) = 0,005 моль. Числа переноса ионов Cu2+ и SO42- соответственно будут равны: t+ ИЛИ t+(Cu2+) = ∆А/(∆А + ∆К) = 0,002/0,005 = 0,4; t- ИЛИ t-(SO42-) = 1 = 0,4 = 0,6. ∆К = (∆А + ∆К)t-(SO42-) = 0,005 * 0,6 = 0 003 моль CuSO4. В католите после электролиза содержится CuSO4: 0,01 - 0,003 = 0,007 моль ИЛИ n(CuSO4) = 0,007 моль. Ответ: t+(Cu2+) = 0,4; n(CuSO4) = 0,007 моль. Электролиз солей

Сим диизопентилэтилен ИЛИ α,β-диизопентилэтилен

H2C4H4O4 + 2NaOH = Na2C4H4O4 + 2H2O n(H2C4H4O4) = 2n(NaOH). n(H2C4H4O4) = [V(H2C4H4O4) * Cм(H2C4H4O4)]/1000 = (10 * 0,1)/1000 = 0,001 моль; n(NaOH) = [V(NaOH) * Cм(NaOH)]/1000 = (12 * 0,1)/1000 = 0,0012 моль. Значит, H2C4H4O4 взята в избытке, тогда раствор имеет слабокислую среду в присутствии фенолфталеина будет бесцветный. Реакция среды

Mэ1/2(Fe2+) = 55,844/2 = 27,922 г/моль; nэ(KMnO4) = (33,6 0,11)/1000 = 0,003696 моль. С учетом того, что количество эквивалентов исходных веществ равно количеству эквивалентов продуктов реакции, рассчитаем массу Fe2+: m(Fe2+) = nэ(Fe2+) . Мэ1/2(Fe2+) = 0,003696 . 27,922 = 0,103 г. w%(Fe) = [m(Fe2+) * 100]/m(проволока) = (0,103 . 100)/0,21 ≈ 49%. Закон эквивалентов

29,8=28x+32(1-x) x=0,45 В 1 моль исх. смеси 02 = 0,45 моль, СО = 0,55 моль. 2СО + О2 = 2СО2 n(CO) = n(CO2) = 0,55 моль, а n(O2) = n(CO)/2 = 0,275 моль.29,8 Значит О2 взят в избытке После реакции: n(CO2) = 0,55 моль; n(O2) = 0,175 моль (0,45 - 0,275 = 0,175). Тогда Мпрод.(смеси) = 29,8/n(прод.смеси) = 29,8/(0,175 + 0,55) = 41,1 г/моль. Далее рассчитаем мольные доли О2 и СО2 в продуктах, получим: χ(О2) = 0,175/(0,175 + 0,55) = 0,24; χ(СО2) = 0,55/(0,55 + 0,175) = 0,76. w%теор.(0) = [(32 * 0,24) + (32 * 0,76) * 100%]/41,1 = 77,86%. Тогда h(CO2) = w%пр.(0)/w%теор.(0) = 77,85/77,86 = 99,99%. Задачи на смеси

Так как по условию задачи не указана масса смеси, то учитываем, что в смеси солей CaCO3 и ВaCO3 их соотношение в смеси будет определяться коэффициентами в химической реакции и их атомными массами. Решение: М(CaCO3) = 100,0869 г/ моль; М(ВaCO3) = 197,34 г/ моль; V(CO2) = 150 мл = 0,15 л; w%(ВaCO3) = ? Уравнения реакций имеют вид: CaCO3 → CaO + CO2; BaCO3 → BaO + CO2. Из уравнений реакций следует, что из 1 моль CaCO3 и BaCO3 образуются соответственно по 1 моль СО2 т.е. n(СaCO3 = n(BaCO3) = 1/2n(СО2). Рассчитаем n(СО2), получим: n(СО2) = V(CO2)/Vm = 0,15/22,4 = 0,0066964 моль. Тогда n(СaCO3 = n(BaCO3) = 1/2n(СО2) = 0,0066964/2 = 0,0033482 моль. Перейдем от количества вещества к массе, получим: m(СaCO3) = n(СaCO3) . M(СaCO3) = 0,0033482 . 100,0869 = 0,3351 г; m(ВaCO3) = n(ВaCO3) . M(ВaCO3) = 0,0033482 . 197,34 = 0,6607 г. А теперь вычислим массовую долю карбоната бария, получим: w%(ВaCO3) = [m(ВaCO3) . 100%]/[m(ВaCO3) + m(CaCO3)] = (0,6607 . 100%)/(0,6607 + 0,3351) = 66,35%. Массовая доля соли в смеси солей

Составим уравнения ионно-молекулярного баланса (уравнения полуреакций): 1|MnO2 + 4H+ + 2e- → Mn2+ + 2H2O 1|2I- -2е → 2I0 (I2) (Ионы Н+ взяли с учетом того, что раствор СО2 является слабой неустойчивой угольной кислотой Н2СО3) Складывая эти полуреакции, получаем полное ионно-молекулярное уравнение: MnO2 + 2I- + 4Н+ → Mn2+ + 2H2O + I2. На основании этого ионного уравнения составляем молекулярное, c учетом того, что СО2 в водном растворе дает слабокислую реакцию за счет образования неустойчивой угольной кислоты (Н2О + СО2 ⇆ Н2СО3), отсюда в полуреакции мы использовали 4 иона Н+. Сначала уравняли атомы Mn, I, C, K, получили: MnO2 + 2KJ + 3CO2 + 4Н+ -> MnCO3 + 2KHCO3 + 2Н2О + J2. Затем, учитывая то, что 3 молекулы СО2 связываются с 3-мя молекулами Н2О и 4 иона Н+ в левой части равенства ушли на соединение 2 молекул Н2О в левой части, получим: MnO2 + 2KJ + 3CO2 + 3Н2О -> MnCO3 + 2KHCO3 + 2Н2О + J2. Теперь, приведем обе части равенства, сократив по 2 молекулы Н2О, получим окончательное молекулярное уравнение: MnO2 + 2KJ + 3CO2 + H2O -> MnCO3 + KHCO3 +J2. Проверяем еще раз, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения было одинаковым. В данном случае это так. Ответ: окислитель - MnO2; восстановитель - KI Сбалансированное уравнение реакции: MnO2 + 2KJ + 3CO2 + H2O -> MnCO3 + KHCO3 +J2. Метод полуреакций

Запишем электродные процессы на электродах при электролизе нитрата серебра: К (-): 4|Ag+ + 1e ⇔ Ag0 А (+): 1|2H2O - 4е ⇔ O2↑ + 4Н+. Суммарное уравнение катодного и анодного процессов будет иметь вид: 2H2O + 4Ag+ ⇔ О2↑ + 4Н+ + 4Ag0 (ионно-молекулярная форма); анод катод 4AgNO3 + 2H2O → 4HNO3 + O2↑ + 4Ag (молекулярная форма). Расчет времени электролиза соли будем вести из формулы: m(B) = [mЭ(B) . I . t]/F, где m(B) - масса, выделившегося металла, г; mЭ(B) - зквивалентная масса металла, г/моль; F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль); I - сила тога, А; t - время электролиза, с. Тогда t = [m(B) . F]/[mЭ(B) . I] = (15,8 . 96500)/(108 . 6) ≈ 2353 с ≈ 39,2 мин. Уравнение Фарадея

[m(CO)/M(CO)] * 22,4 =