bacan
-
Постов
365 -
Зарегистрирован
-
Посещение
Тип контента
Профили
Форумы
События
Сообщения, опубликованные bacan
-
-
Vk ≈ 22,1 мл.
-
Ответ тоже может быть таки не тот... А ответ какой. нужно .... на 1000, потому что энтропия измеряется в Дж/(моль . К) а энтальпия в кДЖ/моль.
-
1
-
-
Изменение потенциала Гиббса, который связан с константой равновесия реакции комплексообразования:
∆G = ∆Н° + T∆S°
Изменение энергии Гиббса связано с изменением энтальпии ∆Н° и изменением энтропии ∆S°:
∆G° = -RTlnK
Отсюда:
lnK = (∆Н°/T) * (1/T) + ∆S°;
ИЛИ
lnK = [∆S° - (∆H°/T)]/R;
∆S° = (∆Н° + RTlnK)/T = (∆Н°/T) + RlnK
ИЛИ
lgK = [∆S° - (∆H°/T)]/2,303R;
∆S° = (∆Н°/T) + 2,303RlgK.
Попробуйте рассчитать по последнему уравнению (где К = Кβ4, Т = 298 К).-
1
-
-
Рассчитаем концентрацию NaI:
См((NaI) = (m(NaI)*1000)/(М(NaI) * 100) = (5*1000)/(150) * 100) = 0,33 моль/л.
Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по схеме:
[HgI4]2- = Hg2+ + 4I-.
В присутствии избытка ионов I-, создаваемого в результате диссоциации NaI (которую можно считать полной), это равновесие смещено влево настолько, что количество ионов I-, образующихся при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогда [Hg2+] = С(соли) = 0,01 моль/л. По той же причине равновесная концентрация ионов [HgI4]2- может быть приравнена к общей концентрации комплексной соли (0,01 моль/л).
По условию задачи:
Kн = {[Hg2+][I-]4}/[HgI4]2- = 1,38 * 10-30.
Отсюда выражаем концентрацию ионов Hg2+:
[Hg2+] = {[HgI4]2- * Kн}/[I-]4 = [0,01 * (1,38 * 10-30)]/(0,33)4 = 1,16 * 10-26 моль/л.
Теперь рассчитаем массу ртути, находящуюся в виде ионов в количестве 1,16 * 10-26 моль/л в растворе комплексной соли:
m(Hg2+) = [М(Hg) * См(Hg2+) * V]/1000 = [201 * (1,16 * 10-26) * 100]/1000 = 2,33 * 10-22 г.
Ответ: 2,33 * 10-22 г.
Уравнение реакции имеет вид:
К2[HgI4] + 2KОН = Hg(OH)2 + 4KI
Из уравнения реакции следует, что из 2 моль КOH и 1 моль К2[HgI4] образуется 1 моль Hg(OH)2. Так как
[Hg2+] = 1,38 * 10-30 моль/л; [OH-] = 1 . 10-4 моль/л, то произведение концентраций ионов Hg2+ и OH- будет равна:
(1,38 * 10-30) . (1 . 10-4)2 = 1,38 . 10-38. Так как 1,38 . 10-38 < 10-26, то осадок Hg(OH)2 образуется.-
1
-
-
Cм([AlF6]3-) = 0,24 н = (Cм = Сн/f = 0,24/3 = 0,08) = 0,08 M;
Рассчитаем концентрацию фторида калия:
См((KF) = (m(KF).1000)/(М(KF . 250) = (2,5 . 1000)/(58 . 250) = 0,172 моль/л.Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по схеме:
[AlF6]3- = Al3+ + 6F-.
В присутствии избытка ионов F-, создаваемого в результате диссоциации КF (которую можно считать полной), это равновесие смещено влево настолько, что количество ионов F-, образующихся при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогда [Al3+] = С(соли) = 0,08 моль/л. По той же причине равновесная концентрация ионов [AlF6]3- может быть приравнена к общей концентрации комплексной соли (0,08 моль/л).
По условию задачи:
Kн = {[Al3+][F-]6}/[AlF6]3- = 1,45 . 10-20.
Отсюда выражаем концентрацию ионов Al3+:
[Al3+] = {[AlF6]3- . Kн}/[F-]6 = [0,08 . (1,45 . 10-20)]/(0,172)6 = 4,48 . 10-17 моль/л.
Теперь рассчитаем массу алюминия, находящуюся в виде ионов в количестве 4,48 . 10-17 моль/л. моль/л в растворе комплексной соли:
m(Al3+) = [М(Al) . См(Al3+) . V]/1000 = [27 . (4,48 . 10-17) . 250]/1000 = 3,024 . 10-16 г.
Ответ: 3,7 . 10-16 г.Примерно так, может только арифметика хромает...
-
1
-
-
1) при одновременном увеличении концентраций исходных веществ и продуктов реакции в 2 раза смещение системы не наблюдается, так как соотношение концентрация исходных веществ и продуктов не меняется;
2) при повышении температуры равновесие реакции сместится влево, так как согласно принципу Ле_Шателье равновесие системы смещается в сторону уменьшения действия фактора на эту систему (так как реакция идет с выделением 180 кДж, то при нагревании равновесие реакции сместится в сторону уменьшения тепла). -
Это метиламмониевая селитра - взрывчатое вещество с молекулярной формулой CH6N2O3. Естественно, хорошо изучается в военной химии. Эта соль образуется при реакции нейтрализации метиламина (щелочь) с азотной кислотой (кислота):
H3C-NH2 + HNO3 (H+, NO3-) = [H3C-NH3]+[NO3]-.
Как-то так. -
В водном растворе Комплексная соль [Ag(NH3)2]Cl диссоциирует в основном по 1-й ступени:
[Ag(NH3)2]Cl ⇔ [Ag(NH3)2](+) + Cl(-).
Гидроксид натрия NaOH в водном растворе диссоциирует практически полностью:
NaOH = Na(+) + OH(-).
Таким образом, при смешении растворов [Ag(NH3)2]Cl и NaOH, в системе будут присутствовать ионы [Ag(NH3)2](+), Cl(-), Na(+) и OH(-), которые не будут связываться друг с другом. Значит, при смешении растворов [Ag(NH3)2]Cl и NaOH реакция не протекает.PS - может так,
Растворы комплексов серебра бесцветны - посмотри здесь
-
1
-
-
Составим уравнения ионно-молекулярного баланса (уравнения полуреакций):
|Cr2O72- + 6e + 8H+ → Cr2O3 + 4H2O
|2N-3 -6е → N2
Складывая эти полуреакции, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:
Cr2O72- + 2N-3 + 8H+ → Cr2O3 + 4H2O.
На основании этого ионно-молекулярного уравнения составляем молекулярное, получим:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O. -
a) Составим уравнения ионно-молекулярного баланса (уравнения полуреакций):
5|I0 + 1e → I-1
1|I0 -5е + 6OH- → IO3- + 3H2O
Складывая эти полуреакции, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:
6I0 + 6OH- → 5I-1 + IO3- + 3H2O.
На основании этого ионного уравнения составляем молекулярное, получим:
3I2 + 6NaOH → NaIO3 + 5NaI + 3H2O.
б) Составим уравнения ионно-молекулярного баланса (уравнения полуреакций):
1|I03- + 5e + 6Н+ → 5I0 + 3Н2О
5|I- -1е → I0
Складывая эти полуреакции, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:
I03- + 5I- + 6H+ → 6I0 + 3H2O.
На основании этого ионного уравнения составляем молекулярное, получим:
NaIO3 + 5NaI + 3H2SO4 →3I2 + 3Na2SO4 + 3H2O.-
1
-
-
Железо имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,440 В), чем кобальт (-0,277 В), поэтому оно является анодом, кобальт – катодом.
Анодный процесс: Fe0 - 2e = Fe2+
Катодный процесс в кислой среде: 2Н+ + 2е = Н2
Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H2 (ионно-молекулярная форма).
Тогда
n(Fe) = n(H2).
Отсюда
Рассчитаем количество, выделившегося водорода, получим:
n(H2) = V(Н2)/Vm = 0,056/22,4 = 0,0025 моль.
Рассчитаем, на сколько уменьшилась масса железа:
m(Fe) = n(Fe) * M(Fe) = 0,0025 * 56 = 0,14 г. -
Е(Zn2+/Zn) = -0,76 B;
E(Ag+/Ag) = +0,80 B;
М(Zn) = 65,38 г/моль;
M(Agl) = 143,32 г/моль.
Молярная масса эквивалента цинка равна 65,38/2 = 32,69 г/моль.Тогда
32,69 г ---- 96500 Кл
Нужно написать уравнение реакции цинка с хлоридом серебра.
По уравнению и по данным задачи определить массу цинка, выделившегося на электроде (да и так видно, что AgCl взят в недостатке). Поэтому рассчитаем количество AgCl [n(AgCl) = 0,5n(Zn)]. Затем, зная количество AgCl, рассчитаем массу цинка, выделившегося на электроде. Далее рассчитаете ЭДС элемента.
А затем рассчитаете электроёмкость элемента по формуле:
С = q/U (1), где:
q – заряд (измеряется в кулонах, или Кл),
U - ЭДС элемента, В.
Следовательно, 1Ф = 1Кл/1В.Примерно так -
Уравнения диссоциации:
К2Сг207 = 2К+ + Сг2072-;
Сг2(SO4)3 = 2Сг3+ + 3SO42-;
HNO3 = Н+ + NO3-.
Из уравнений вытекает:
[Сг2072-] = n(К2Сг207) = 0,2 моль/л;
[Сг3+] = 2n(Сг2(SO4)3) = (2 * 0,3) = 0,6 моль/л;
[H+} = n(HNO3) = 0,5 моль/л.
Ионы Сг2072-, Н+ и Сг3+ входят в окислительно-восстановительную систему:
Сг2072- + 14Н+ + 6е = 2Сг3+ + 7Н2О, Е° = 1,35 В.
Окислительно-восстановительный потенциал в растворе рассчитаем из уравнения:
Е = Е° + (0,059/n)lg[Ox]/[Red];
Е = Е° + (0,059/6)lg([Сг2072-][Н+]14)/[Сг3+] = 1,35 + (0,059/6)lg[0,2(0,5)14]/14)/0,6 ≈ 1,3 B. -
1. Решение:
M(TiI4) = 555,5 г/моль.
Уравнение реакции термического разложения тетраиодида титана:
TiI4 = Ti + 2I2
Так как энтальпии простых веществ равны нулю, то энтальпия термического разложения тетраиодида титана численно равна его стандартной энтальпии образования - 92 ккал/ моль.
Тогда
n(TiI4) = m(TiI4)/M(TiI4) = 278/555,5 = 0,5 моль;
∆Н°х.р. = n(TiI4) * ∆Н°(TiI4) = 0,5 * 92 = 46 ккал.2. Решение:
Растворение твердых веществ часто идет с поглощением теплоты (ΔН > 0) и обычно сопровождается ростом энтропии (ΔS > 0).
Объясняется это тем, что при растворении веществ связь между частицами (молекулами, атомами, ионами) в растворенном веществе и растворителе разрушается, что связано с поглощением теплоты (ΔН > 0). (Есть твердые вещества, которые при растворении выделяют теплоту, например тиосульфат (ΔН < 0) ).
Энтропия растворения – это мера хаоса или беспорядка, которая возникает при растворении вещества в растворителе.
При растворении твердого вещества в растворителе происходит перемешивание молекул вещества и растворителя, что приводит к увеличению хаоса или беспорядка в системе. Переход системы из более устойчивого состояния (кристалл) в мене устойчивое (жидкость) приводит к увеличению энтропии системы (ΔS > 0).3. Решение:
Расчет энтальпии реакции, получим:
ΔН°х.р.= [12ΔН°Н2О(г) + ΔН°С6Н6(г)] - [6ΔН°CO2(г) + 15ΔН°H2(г)];
ΔН°х.р.= [12(-241,8) + 82,8] - [6(-393,5) - 15 * 0] = -457,8 кДж/моль.
Расчет энтропии реакции получим:
ΔS°х.р. = [12S°Н2О(г) + S°С6Н6(г)] - [6S°CO2(г) + 15S°H2(г)];
ΔS°х.р. = [12(188,6) + 264,8] - [6(213,6) + 15(130,1)] = -705,1 Дж/(моль·К) = -0,7051 кДж/(моль·К).
Для расчета ΔG°298 воспользуемся уравнением:
ΔG°298 = ΔН° – TΔS°;
ΔG°298 = -457,8 – 298(-0,7051) = –247,7 кДж.
Таким образом, ΔG°298 < 0, поэтому самопроизвольное протекание данного процесса при 298 К возможно. -
М(MgSO4) = 120,334 г/моль;
Р — осмотическое давление плазмы крови (7,4 атм);
Т - температура крови (37 °С = 310 К);
V = 1 л;
w%(MgSO4) =?
При расчете изотонических концентраций электролитов используют уравнению Менделеева—Клапейрона с изотоническим коэффициентом:
PV = i(m/M) * RT, гдеP – давление газа (например, в атм);
V – объем газа (в литрах);
T – температура газа (в кельвинах);
R – газовая постоянная (0,0821 л·атм/моль·K).
М – молекулярная масса данного лекарственного вещества, г/моль.Для бинарного электролита с двухзарядными ионами MgS04 при (а = 1; n = 2):
i = 1 + 1(2 - 1) = 2.
Решая уравнение PV = i(m/M) * RT в отношение m, находим:
m = (PVM)/(iRT) = (7,4 * 2 * M)/(i * 0,082 * 310) = (0,29 * M)/i = (0,29 * 120?336)/2 = 17,448 ≈ 17,4 г/л MgSO4.
Массу электролита на 1 л изотонического раствора лекарственного препарата можно рассчитать по формуле:
m = (0,29 * M)/i, где
0,29 — фактор изотонии вещества.
Массовую долю магния сульфата рассчитам из пропорции:
1000 г : 100% = 17,4 г : х;
х = (100 * 17,4)/1000 = 1,74%.Следовательно, изотоническая концентрация сульфата магния составляет 1,74%.
-
FeS = Fe2+ + S2-.
S - растворимость соли FeS;
S = [Fe2+] = [S2-].
ПР(FeS) = [Fe2+] · [S2-] = S . S = S2.
S(FeS) = √ПР(FeS) = √(5 . 10-18) = 2,236 . 10-9 моль/л.
См(S2-) = 2,236 . 10-9 моль/л.
Тогда
Массовая концентрация сульфид-ионов в растворе с осадком сульфида железа(II):
Сm(S2-) = См(S2-) * М(S2-) = (2,236 . 10-9 моль/л) . 32,065 г/моль = 71,7 . 10-9 г/моль.
Ответ; 71,7 . 10-9 г/моль.
-
173.
EкН2(Pt) = Е°(Н2О/Н2) - ηН2(Pt), где
Е°(Н2О/Н2) - потенциал восстановления воды;
ηН2(Pt) - водородное перенапряжение на электроде.
Тогда
EкН2(Pt) = -0,41 - 0,3 = -0,71 В.
174.
EаО2(Pt) = Е°(Н2О/О2) - ηО2(Pt), где
Е°(Н2О/О2) - потенциал восстановления воды;
ηО2(Pt) - кислородное перенапряжение на электроде.
Тогда
EаО2(Pt) = 1,23 + 0,5 = 1,73 В.-
1
-
-
Задачи на концентрационную поляризацию здесь
-
Диссоциация молекулы H2SO3:
H2SO3 = 2Н+ + SO32- (уравнение диссоциация молекулы)
Катод: 2|2Н+ + 2электрон = Н2↑
Анод: 1|2H2O - 4электрон = O2↑ + 4H+ (При электролизе бескислородных кислот на аноде окисляются ионы кислотного остатка, а при электролизе кислородсодержащих кислот молекулы воды.)
Полное уравнение:
4Н+ + 2Н2О = 2Н2↑ + О2↑ + 4Н+
После приведения членов в обеих частях уравнения, получим:
2Н2О = 2Н2↑ + О2↑ -
16.12.2023 в 13:02, Nemo_78 сказал:
А, вообще, ТСу перед тем, как формулировать тему, не грех бы ознакомиться с Правилами Форума. Во избежание, так сказать...
А то здесь администраторы под руководством наиглавнейшего, хоть, и демократичны до чрезвычайности, но могут особо непонятливых и прижучить, так сказать...
Замените - ΔS°х.р. = [3(188,74) + (191,5) + 3(33,15)] - [3(42,63) + 2(192,5)]; = 344,28 Дж/(моль·К) = 0,34428 Дж/(моль·К).
на - ΔS°х.р. = [3(188,74) + (191,5) + 3(33,15)] - [3(42,63) + 2(192,5)]; = 344,28 Дж/(моль·К) = 0,34428 кДж/(моль·К)
И успокойтесь.
Табличные данные по физ. единицам "по" данным разных лабораторий и разных справочников немного разнятся по причине проведения экспериментов немножко при разных условиях и в разное время. Приведу пример -∆H°CuO(к) = -162 кДж/моль в одном справочнике, а в другом - ∆H°CuO(к) = -162,5 кДж/моль. Поэтому я на физ. величинах ловил заочников, потому что мои очники пользовались рекомендованным мною справочником, а не другим. Понятно... И , я правила форума не нарушаю...
-
1. ΔН°х.р.= ΔН°бр.прод. - ΔН°бр.исх.
ΔН°х.р.= [ΔН°СО2(г) - [ΔН°ZnO(к) + ΔН°СО(г)];
ΔН°х.р.= [(-393,5) - [(–349,0) + (–110,52)] = 66 кДж/моль.
2. ΔS°х.р.= ΔS°обр.прод. - ΔS°обр.исх.
ΔS°х.р. = [S°обрСО2(г) + S°обрZn(к)] - [S°обрZnO(к) + S°обрCO(г)];
ΔS°х.р. = (213,17 + 41,59) - (43,5 + 197,5) = 13,76 Дж/(моль·К) = 0,01376 Дж/(моль·К).
3. Для расчета ΔG°723 воспользуемся уравнением:
ΔG°723 = ΔН° – TΔS°;
ΔG°723 = 66 – 723(0,01376) = 56,05 кДж.
Таким образом, ΔG°723 > 0, поэтому самопроизвольное протекание данного процесса при 450 °C невозможно.
4. Рассчитаем температуру наступления равновесия системы:
В состояния равновесия:
∆G = 0 и ∆H = T∆S.
Находим Т = ∆H/∆S;
Т = (66 кДж/моль)/(0,01376 кДж/моль·К) = 4796,5 K.
Так как температура равной вероятности прямого и обратного процессов составляет 4796,5 K, то процесс выше и ниже этой температуры не протекает.
-
Для расчета массы никеля используем уравнение закона Фарадея:
m = (Э*I*t)/F.
Здесь m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t - время; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
1. m(Ni) = (29,4 г/моль * 0,5 A * 480 c)/96500 Кл/моль = 0,073 г.
2. w%(Ni) = m(Ni)/m(сплава) = 0,073/1,2 ≈ 0,06 ≈ 6%. -
∆H°CuO(к) = -162 кДж/моль;
∆H°NH3(г) = -46,19 кДж/моль;
∆H°Н2О(г) = -241,84 кДж/моль;
S°CuO(к) = 42,63 Дж/моль·К;
S°Cu(к) = 33,15 Дж/моль·К;
S°NH3(г) = 192,5 кДж/моль·К;
S°N2(г) = 191,5 кДж/моль·К;
S°Н2О(г) = 188,74 кДж/моль·К.
1. Расчет энтальпии реакции получим:
ΔН°х.р.= ΔН°бр.прод. - ΔН°бр.исх.
ΔН°х.р.= [3ΔН°Н2О(г) - [2ΔН°NH3(г) + 3ΔН°CuO(к)];
ΔН°х.р.= [3(-241,84) - [2(-46,19) + 3(-162)] = -146,82 кДж/моль.
2. Расчет энтропии реакции получим:
ΔS°х.р.= ΔS°обр.прод. - ΔS°обр.исх.
ΔS°х.р. = [3S°обрН2О(г) + S°обрN2(г) + 3S°обрCu(к)] - [3S°обрCuO(к) + 2S°обрNH3(г)];
ΔS°х.р. = [3(188,74) + (191,5) + 3(33,15)] - [3(42,63) + 2(192,5)]; = 344,28 Дж/(моль·К) = 0,34428 Дж/(моль·К).
3. Для расчета ΔG°500 воспользуемся уравнением:
ΔG°500 = ΔН° – TΔS°;
ΔG°500 = -146,82 – 500(0,34428) = –319,22 кДж. -
Алюминий имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (-1,66 В), чем никель (-0,25 В), поэтому он является анодом, никель – катодом.
Так как внашем случае металлы погружены в щелочной раствор в присутствии растворённого кислорода, то в коррозия металлов будет происходить с кислородной деполяризацией.
На электродах будут происходить процессы:
4|Al0 – 3e + 4OHˉ = AlO2ˉ + 2H2O анодный процесс
3|O20 + 4e + 2H2O = 4OHˉ катодный процесс (на Ni)
4Al + 3O2 + 16OHˉ + 6H2O = 4AlO2ˉ + 8H2O + 12OHˉ
После приведения в обеих частях равенства, получим:
4Al + 3O2 + 4OHˉ = 4AlO2ˉ + 2H2O
Суммарное уравнение:
4Al + 3O2 + 4NaOH = 4NaAlO2 + 2H2O
Коррозионному разрушению будет подвергаться алюминий, никель будет защищен от коррозии.
Направление перемещения электронов в системе будет проходить от алюминия к никелю:
--->ē
(–) Al / Fe (+)
Н2О,О2, NaОН
-
1
-
Составьте схему процессов, происходящих на электродах, вычислить время.
в Решение заданий
Опубликовано · Изменено пользователем bacan
Электродные процессы на угольных электродах при электролизе нитрата меди:
на катоде (-): 2|4|Cu2+ + 2e ⇔ Cu0
на аноде (+): 1|2|2H2O - 4е ⇔ O2↑ + 4Н+.
2H2O + 2Cu2+ ⇔ О2↑ + 4Н+ + 2Cu (ионно-молекулярная форма);
2Cu(NO3)2 + 2H2O → 4HNO3 + O2↑ + 2Cu (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(В) . I] = (3,2 . 96500)/(32 . 6) ≈ 1608 с.
Уравнение закона Фарадея