Контрольная Тест по химии вариант 11, номер: 352580

"Вариант 11
1. По закону Рауля понижение температуры замерзания раствора:
где К – криоскопическая константа, m – моляльность, m1 – масса растворенного вещества, M1 – молекулярная масса растворенного вещества, m2 – масса растворителя.
Температура замерзания раствора:
Тзам = Тзам(бензола) - Тзам = 5,5 – 2,04 = 3,46  3,5С
2. По закону разбавления Оствальда константа диссоциации равна:
где  - степень диссоциации, С – концентрация.
При <<1 можно принять:
, откуда
3. Кислота диссоциирует:
HClO4 = H+ + ClO4-
По значению рН находим концентрацию катионов водорода (равная молярной концентрации кислоты, т.к. кислота – сильный электролит):
C(HClO4) = 10-pH = 10-3 моль/л
Масса кислоты в растворе:
m(HClO4) = C(HClO4)M(HClO4)V = 10-3100,50,5 = 0,05 г
4. В насыщенном растворе металла устанавливается равновесие:
Me(OH)2 ⇆ Me2+ + 2OH-
Выражение ПР:
ПР = [Me2+][OH-]2 = Р4Р2 = 4Р3,
где Р – растворимость.
Молярная растворимость гидроксида:
Р = Рмассовая / M = 8,510-4 / 85 = 0,00001 моль/л
ПР:
ПР = 40,000013 = 410-15
5. K2SO3 – соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз протекает по аниону.
Первая стадия гидролиза:
K2SO3 + H2O ⇄ KOH + KHSO3
2K+ + SO32- + H2O ⇄ K+ + OH- + K+ + HSO3-
SO32- + H2O ⇄ HSO3- + OH-
Вторая стадия гидролиза:
KHSO3 + H2O ⇄ KOH + H2SO3
K+ + HSO3- + H2O ⇄ K+ + OH- + H2SO3
HSO3- + H2O ⇄ H2SO3 + OH-
6. H+1C+2O-2O-2H+1, C+4O-2Cl-12, Ca+2C+32O-24, Ca+2C-12, (N-3H+14)2C+4O-23
+2, +4, +3, -1, +4.
7.
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4  S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
H2S + 2K+ + Cr2O72- + 2H+ + SO42-  S + 2Cr3+ + 3SO42- + 2K+ + SO42- + H2O
H2S + Cr2O72- + 2H+  S + 2Cr3+ + H2O
восстановитель H2S – 2е- = S + 2H+ 3 окисление
окислитель Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 1 восстановление
3H2S + Cr2O72- + 14H+ = 3S + 2Cr3+ + 7H2O + 6H+
3H2S + Cr2O72- + 8H+ = 3S + 2Cr3+ + 7H2O
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
8. Потенциал металлического электрода в растворе его соли находим по уравнению Нернста:
,
где Е0 – стандартный электродный потенциал металла (для хрома равен -0,74В), n – число электронов процесса (Cr3+ + 3e- = Cr, n = 3), - молярная концентрация катионов металла в растворе.
9. Для расчета массы вещества, выделившегося на катоде, воспользуемся законом эквивалентов:
При электролизе CuCl2 на катоде легко восстанавливается малоактивный металл – медь:
К: Cu2+ + 2e- = Cu
При электролизе Na2SO4 на аноде окисляется вода с выделение кислорода (т.к. анионы кислородсодержащих кислот не окисляются в водных растворах):
А: 2Н2О + 4e- = О2 + 4ОН-
Исходя из электродных процессов эквивалентная масса меди 64/2 = 32 г/моль, эквивалентный объем кислорода 22,4/4 = 5,6 л/моль.
Получаем массу вещества на катоде:
10. А) Сравним стандартные электродные потенциалы металлов:
E0(Zn2+/Zn) = -0,76 В < E0(Fe2+/Fe) = -0,44 В,
т.к. стандартный электродный потенциал железа более положительный, в гальванопаре железо будет катодом, а цинк – анодом. На поверхности цинка будет проходить процесс его окисления:
Zn – 2e- = Zn2+
Б) Сравним стандартные электродные потенциалы металлов:
E0(Сu2+/Cu) = 0,34 В > E0(Fe2+/Fe) = -0,44 В,
т.к. стандартный электродный потенциал железа более отрицательный, в гальванопаре железо будет анодом, а медь – катодом. На меди (катоде) в щелочной среде будет проходить процесс кислородной деполяризации:
О2 + 2Н2О + 4е- = 4ОН-
В) Сравним стандартные электродные потенциалы металлов:
E0(Al3+/Al) = -1,66 В < E0(Fe2+/Fe) = -0,44 В,
т.к. стандартный электродный потенциал железа более положительный, в гальванопаре железо будет катодом, а алюминий – анодом. На поверхности Al будет проходить процесс его окисления:
Al – 3e- = Al3+"