Определение моляльной концентрации раствора

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 7Следующая ⇒

Моляльная концентрация или моляльность (С_m) – число молей растворенного вещества, приходящихся на 1 кг (1000 г) растворителя (С_m = 1, 5 моль/кг или 1, 5m).

Пример 6. В каком количестве эфира надо растворить 3, 04 г анилина С₆Н₅NH₂, чтобы получить раствор, моляльность которого равна 0, 3 моль/кг.

Решение. На 1000г растворителя (эфира) приходится 0, 3 моля анилина или С_m M = 0, 3 93, 3 = 27, 9 г.

Составим пропорцию:

На 1000 г растворителя приходится 27, 9 г анилина;

На xг растворителя приходится 3, 04 г анилина.

Отсюда x = =108, 96 г эфира нужно, чтобы приготовить 0, 3m раствор.

В общем виде m₁=

где С_m – моляльная концентрация, моль/кг;

m – масса растворенного вещества, г;

m₁ – масса растворителя, г;

М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Определение титра раствора.

Титр (Т) показывает, сколько г (мг) растворенного вещества содержится в 1 мл раствора (г/мл):

Т =

Пример 7. Определите титр 0, 25Н раствора сульфата меди (II).

Решение. Определим титр раствора сульфата меди по формуле (4):

Т = = 0, 2 г/мл

Где Э_м – молярная масса эквивалента сульфата меди.

89. В 200 мл воды растворили 40 г бромида калия. Какова массовая доля соли в данном растворе? (p_H₂_O = 1 г/мл).

90. Определите массовую долю (в %) хлорида натрия в растворе, содержащем 80 г соли и 500 г раствора.

91. Определите массу хлорида калия, который надо растворить в воде, чтобы получить 100 мл раствора с массовой долей KCl 20%. Плотность раствора p=1, 15г/мл.

92. Рассчитайте нормальность концентрированной соляной кислоты (плотность 1, 18 г/мл), содержащей 36, 5% HCl.

93. Определите молярность для 6%-ного раствора Na₂S с плотностью 1, 067 г/мл.

94. Определите молярность, нормальность, моляльность 10%-ного раствора серной кислоты, если плотность этого раствора р=1, 066 г/мл.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимия изучает окислительно-восстановительные процессы, которые идут под воздействием постоянного электрического тока либо сами являются его источником. Для проведения электрохимического процесса необходима электролитическая ячейка, электролит, электроды и либо источник, либо потребитель постоянного тока.

Электродный потенциал

Известно, что в узлах кристаллической решетки металла расположены ион-атомы, находящиеся в равновесии со свободным электронами, движущимися по молекулярным орбиталям: Меⁿ⁺* nе ↔ Меⁿ⁺ + nе. При контакте металлической пластины (электрода) с раствором электролита полярные молекулы воды, ориентируясь относительно поверхностных узлов кристаллической решетки электрода, открывают катионы металла и в гидратированном виде переносят их в раствор. Валентные электроны этого катиона остаются в металле, заряжая пластину отрицательно, а раствор электролита при этом заряжается положительно. По мере перехода ионов металла в электролит увеличивается как отрицательный заряд электрода, так и положительный заряд электролита, при этом со временем возникает и обратный переход их на металл. В итоге устанавливается равновесие

Меⁿ⁺ * ne + mH₂O ↔ Ме(Н₂О)_mⁿ⁺+ ne

Состояние равновесия зависит как от активности металла, так и от концентрации его ионов в растворе. На границе раздела металл/раствор возникает двойной электрический слой (ЭДС).

Выделяют два случая (для активных и малоактивных металлов):

1. активные металлы при погружении в растворы своих солей, даже незначительных концентраций, легко посылают ионы в раствор:

Zn⁰– 2e → Zn²⁺ электрод/р-р электролита

Электроны остаются на пластинке и заряжают ее отрицательно «-», ионы же цинка, перешедшие в раствор соли, заряжают жидкость вокруг пластинки положительно «+». На границе раздела металлической пластинки (электрода) с раствором электролита, таким образом, возникает двойной электрический слой толщиной около 10^-7 см. Его можно рассматривать как плоский конденсатор.

2. малоактивные металлы, наоборот: их катионы легче переходят на пластинку металла, при этом наблюдается восстановление металла

Сu²⁺+ 2e → Cu⁰.

В результате этого медная пластинка заряжается положительно, а раствор соли вокруг пластинки из-за избытка анионов заряжается отрицательно. Ив этом случае тоже образуется двойной электрический слой с определенной разностью потенциалов.

Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом ϕ . Абсолютное значение электродного потенциала определить невозможно, однако можно определить разность электродных потенциалов исследуемого металла и электрода сравнения. Самым распространенным электродом сравнения является водородный электрод, значение электродного потенциала которого в стандартных условиях принято равным нулю. Водородный электрод устроен следующим образом.

Платиновая пластинка помещается в 1М раствор серной кислоты. Снизу в раствор подается водород, который насыщает платину. При этом на ее поверхности устанавливается равновесие

Н₂ ↔ 2Н и Н↔ Н⁺+ е

Ввиду химической пассивности платины в данных условиях возникший электродный потенциал относится к водороду и обозначается ϕ ⁰_2Н/Н2= 0, 0В.

Для определения значения потенциала металла собирают гальванический элемент из водородного электрода и испытуемого металла, погруженного в 1М раствор его соли. Разница электродных потенциалов двойного электрического слоя, или, что то же самое, электродных потенциалов испытуемого металла и водородного электрода при температуре 25⁰С, атмосферном давлении, концентрации ионов металла 1 моль-ион/л (стандартные условия) принимается за электродный потенциал испытуемого металла. Например, для цинкового электрода: ϕ ⁰_Zn²⁺_/_Zn⁰ = -0, 76В(табл.5). Электродный потенциал является мерой химической активности металла, т.е. паспортной характеристикой. Выстроенные в порядке возрастания стандартных значений ϕ ⁰ металлы образуют «ряд напряжений», который

часто называют рядом активности металлов. Этот ряд обладает следующими свойствами.

1. Чем меньше электродный потенциал металла, тем активнее металл и больше его восстановительная способность.

2. Металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал и стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот, кроме азотной кислоты.

3. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него. Например, железо вытесняет медь из раствора хлорида меди:

Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu,

а медь вытесняет ртуть из раствора ее соли, например, нитрата ртути:

Cu + Hg(NO₃)₂ = Hg + Cu(NO₃)₂

Для условий, отличных от стандартных по концентрации раствора, величина электродного потенциала рассчитывается по формуле Нернста:

=ϕ ⁰+ lgC_M

где ϕ ⁰ – стандартный потенциал, В; n–число электронов, принимающих участие в процессе; С_M - концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Таблица 5

Стандартные электродные потенциалы ф⁰ некоторых металлов (ряд напряжений)

Электрод	ф⁰, В	Электрод	ф⁰, В
Li⁺/Li	-3, 045	Cr³⁺/Cr	-0, 74
Rb⁺/Rb	-2, 925	Fe²⁺/Fe	-0, 44
K⁺/K	-2, 924	Cd²⁺/Cd	-0, 403
Cs⁺/Cs	-2, 923	Co²⁺/Co	-0, 277
Ba²⁺/Ba	-2, 90	Ni²⁺/Ni	-0, 25
Ca²⁺/Ca	-2, 87	Sn²⁺/Sn	-0, 136
Na⁺/Na	-2, 714	Pb²⁺/Pb	-0, 126
Mg²⁺/Mg	-2, 37	Fe³⁺/Fe	-0, 037
Al³⁺/Al	-1, 70	2H⁺/H₂	-0, 000
Ti³⁺/Ti	-1, 603	Sb³⁺/Sb	+0, 20
Zr⁴⁺/Zr	-1, 58	Bi³⁺/Bi	+0, 215
Mn²⁺/Mn	-1, 18	Cu²⁺/Cu	+0, 34
V²⁺/V	-1, 18	Cu⁺/Cu	+0, 52
Cr²⁺/Cr	-0, 913	Hg₂²⁺/2Hg	+0, 79
Zn²⁺/Zn	-0, 763	Ag⁺/Ag	+0, 80
Cr³⁺/Cr	-0, 74	Hg²⁺/Hg	+0, 85
Fe²⁺/Fe	-0, 44	Pt²⁺/Pt	+1, 19
Cr³⁺/Cr	-0, 74	Au⁺³/Au	+1, 50
Fe²⁺/Fe	-0, 44	Au⁺/Au	+1, 70

Гальванические элементы

Гальванический элемент – устройство, в котором энергия самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции превращается непосредственно в электрическую, т.е. гальванические элементы являются источником постоянного электрического тока.

Простейшим гальваническим элементом является элемент Даниэля-Якоби, состоящий из цинкового и медного электродов, погруженных в растворы сульфатов цинка и меди.

Растворы разделены полупроницаемой мембраной. На цинковом электроде окисляется цинк

Zn = Zn² +2e (анодный процесс)

Электроны окисленных атомов по внешней цепи поступают на медный электрод, где ионы меди восстанавливаются из раствора

Cu²⁺+2e = Cu (катодный процесс)

Одновременно часть ионов SO₄^2- для выравнивания отрицательных потенциалов катодного и анодного пространств переходит через пористую перегородку в сосуд с раствором сульфата цинка. Суммарное уравнение процесса

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

Электроды называются в соответствии с происходящим на них процессами. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Электрическая схема рассмотренного гальванического элемента записывается следующим образом

А(-)Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu(+)K

Одинарная вертикальная черта означает границу раздела между электродом и электролитом, а двойная черта означает границу между проводниками второго рода, т.е. электролитами. На каждом электроде возникает собственный электродный потенциал. Разность этих потенциалов называется напряжением гальванического элемента ∆ φ (электродвижущей силой иди ЭДС) и всегда является положительной величиной, так как определяется вычитанием более отрицательного потенциала из более положительного.

Так, для элемента Даниэля-Якоби

∆ φ = ф_к– ф_a= ф_С_u- ф_Zn= 0, 34 – (-0, 76) = 1, 1 В

Пример 1. Определить ЭДС гальванического элемента ε, состоящего из магниевого и медного электродов, опущенных соответственно в одномолярные растворы собственных солей.

Решение. ЭДС гальванического элемента определяется как разность нормальных или стандартных потенциалов катода и анода, взятых из ряда напряжений.

ф⁰_С_u²⁺/_Cu = 0, 34 В; ф⁰_Mg²⁺/_Mg= -2, 38 В

∆ φ = ф_к – ф_а = 0, 34 – (-2, 38) = 2, 72 В

Пример 2. Определить ЭДС гальванического элемента (∆ φ ), составленного из алюминиевой пластины, опущенной в 0, 001 М раствор сульфата алюминия и медной пластины, опущенной в 0, 1М раствор сульфата меди.

Решение. Стандартные электродные потенциалы равны

ф⁰_Cu²⁺/_Cu = 0, 34В; ф⁰_Al³⁺/_Al = -1, 66 В

По формуле Нернста вычисляем электродные потенциалы с учетом концентрации электролитов

ϕ _Al³⁺_/Al = ϕ ⁰_Al/Al³⁺ + lg0, 001 = -1, 66+ lg10^-3=-1, 66+(-3) = -1, 72В;

ϕ _Cu²⁺/_Cu = ϕ ⁰_Cu²⁺/_Cu + lg0, 1 = 0, 34 + (-1) = 0, 34 – 0, 03 = 0, 31 В

Отсюда, ϕ _к– ϕ _а = 0, 31 – (- 1, 72) = 2, 03 В.

Экспериментально наблюдаемая разность потенциалов всегда меньше теоретически вычисленной на величину, называемую разностью потенциалов поляризации. Чем больше сила тока гальванического элемента, тем меньше реальная разность потенциалов и тем ниже коэффициент полезного действия (КПД) элемента.

95. Какой должна быть концентрация соли цинка в растворе, чтобы элемент (-) Mg|Mg²⁺||Zn²⁺|Zn(+) при [Mg²⁺] =1 моль/л вырабатывал ЭДС = 1, 60 В.

96. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железоникелевого аккумулятора?

97. Составьте схему работы гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженными в 0, 001 М растворы их солей. Рассчитайте ЭДС этого элемента.

98. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

99. Рассчитайте ЭДС элемента, образованного кадмиевым электродом, погруженным в 0, 01 М раствор CdSO₄, и медным электродом, погруженным в 1 М раствор CuSO₄. Составьте схему, напишите уравнения анодного и катодного процессов, протекающих при работе этого элемента.

100. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железоникелевого аккумулятора?

101. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. Ячейка для электролиза состоит из двух электродов и электролита между ними. Электрод, на котором идет восстановление, называется катодом и имеет отрицательный заряд. Другой электрод, на котором идет окисление, называется анодом – он заряжен положительно. Характер и течение электродных процессов при электролизе зависят от состава электролита, растворителя, материала электродов и режима электролиза (напряжение, плотность тока, температура).

Различают электролиз расплавов и растворов.

Электролиз расплава

Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве этой соли имеются ионы Na⁺и Cl^-, которые при подключении источника тока движутся к противоположно заряженным электродам: ион Na⁺- к отрицательно заряженному катоду, ион Cl^- - к положительно заряженному аноду.

На катоде восстанавливается натрий

Na⁺+ е = Na,

на аноде окисляется хлор

2Cl^- = Cl₂+ 2е.

Электролиз водного раствора

При электролизе водных растворов электролитов электрохимические превращения осложняются за счет увеличения числа реагентов (кроме воды, могут участвовать и продукты ее превращения), перенапряжения и вторичных реакций в приэлектродном пространстве.

Процесс электролиза является обратным процессу, протекающему в соответствующем гальваническом элементе, и, следовательно, напряжение разрядки восстановления на катоде и окисления на аноде должно быть равно ЭДС гальванического элемента. Однако часто оно оказывается больше на величину перенапряжения. Перенапряжение при электролизе равно разности между напряжением, приложенным к электродам, и ЭДС гальванического элемента, отвечающего обратной реакции. Различают катодное и анодное перенапряжения.

При разрядке положительных ионов (катионов) на катоде в первую очередь восстанавливаются те из них, которым отвечают наиболее положительные значения электродных потенциалов. Наоборот, на аноде в первую очередь окисляются те ионы (анионы) или атомы и молекулы, которым отвечают наиболее отрицательные значения электродных потенциалов. Однако в реальных условиях указанная последовательность разрядки ионов часто нарушается из-за перенапряжения. Так, при электролизе кислого (рН< 7) раствора сульфата цинка на катоде в первую очередь должны были разряжаться ионы водорода, так как ф⁰_Н⁺/_Н> ф⁰_Zn²⁺/_Zn, но из-за высокого перенапряжения водорода (~0, 7 В) вместе с водородом восстанавливаются и ионы цинка.

Здесь возможны три случая.

1. Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного электродного потенциала (от Li⁺до Al³⁺включительно), не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливается вода.

2. Катионы металлов, имеющих стандартный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия (от Al³⁺ до Н⁺), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды. Восстановительный потенциал воды, подсчитанный по формуле Нернста в зависимости от рН среды, может иметь значение от (-0, 059) до (-0, 826) В. Этим объясняется одновременное восстановление водорода с восстановлением некоторых металлов, указанных выше.

3. Катионы металлов, имеющих стандартный потенциал меньший, чем у водорода (от Cu²⁺ до Аu³⁺), при электролизе практически полностью восстанавливается на катоде. Если электролит содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины потенциала соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag⁺, Cu²⁺, Al³⁺сначала восстанавливаются катионы серебра ф⁰_Ag_/_Ag⁰ = +0, 8 В, затем катионы меди ф⁰_Cu²⁺/_Cu⁰ = +0, 34 В, и последними катионы алюминия ф⁰_Al³⁺/_Al⁰= -1, 66 В.

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан анод. На нерастворимом аноде в процессе электролиза растворов солей в первую очередь, окисляются анионы бескислородных кислот, например S^2-, J^-, Br^-, Cl^-. Если же раствор содержит анионы кислородных кислот, то на аноде окисляются не те ионы, а молекулы воды с выделением кислорода: 2Н₂О – 4е = О₂ +4Н⁺ (поскольку электродный потенциал этого процесса ф⁰= +1, 23 В превышает стандартные электродные потенциалы анионов бескислородных кислот). Именно поэтому на аноде преимущественно идет окисление анионов, а не молекулы воды.

В случае растворимых анодов электроны во внешнюю цепь поступают от атомов металла, из которого сделан анод, и он при этом окисляется и, по существу, происходит растворение, металла, например Cu – 2е = Cu²⁺.

Количество вещества, окисляющегося на аноде, восстанавливающегося на катоде или образующегося в растворе, рассчитывается, исходя из законов Фарадея, в частности по формуле

где m - масса вещества, г; Э_м- молярная масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока при электролизе, А; τ – продолжительность электролиза, с; 96500 - число Фарадея, Кл/моль.

Пример 1. Вычислить молярную массу эквивалента металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11, 742 г металла.

Решение. Из формулы (1)

Э_м= = 29, 35г/моль,

где m– 11, 742 г, I τ = Q = 3880 Кл.

Пример 2. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор сульфата натрия в течение 1, 5ч. Вычислить объемы выделившихся на электродах газов (условия нормальные).

Решение. Диссоциация сульфата натрия в водном растворе

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде – окисление воды. Схема электролиза:

(-) катод 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-

(+) анод 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺

Таким образом, на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород.

При вычислении объемов выделившихся газов представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

V =

где V– объем выделившегося газа, л; V_э – его эквивалентный объем, л/моль.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11, 2 л/моль, а кислорода – 5, 6 л/моль, то получаем

V_Н2 = = 3, 76 л; V_О2= = 1, 88 л.

Здесь 1, 5ч = 5400с

102. Током силой 1000 А за 2 ч восстановлено на катоде 243, 9 г двухвалентного металла. Вычислите молярную массу атомов металла. Какой это металл?

103. Составьте схемы электролиза: а) расплава хлорида магния; б) раствора хлорида магния с инертными электродами.

104. Сколько граммов металла выделилось на катоде при прохождении тока в 0, 5 А в течение 3 ч через раствор хлорида никеля (II)? Какое вещество и в каком количестве выделилось при этом на аноде?

105. Водный раствор содержит смесь катионов Cu²⁺, Zn²⁺, Аg⁺. В какой последовательности будут восстанавливаться указанные ионы при электролизе? Сколько кулонов электричества нужно пропустить через раствор, чтобы выделилось по 1 г указанных металлов?

106. Составьте схему электролиза раствора сульфата калия. Вычислите объемы газообразных веществ, измеренные при нормальных условиях, которые выделяются на нерастворимых электродах при прохождении через раствор К₂SO₄тока силой 5А за 40мин.

107. Составьте уравнения электрохимических процессов, протекающих на электродах при электролизе водных растворов: 1) хлорида натрия; 2) нитрата серебра с угольными электродами. Сколько кулонов электричества нужно пропустить через раствор нитрата серебра, чтобы выделилось 10 г серебра?

108. Какие вещества и в каком количестве выделятся при прохождении 48250 Кл через расплав хлорида магния?

109. Составьте схему электролиза водного раствора хлорида цинка. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если при пропускании через раствор соли цинка тока 4А в течение 1470с на катоде выделилось 2г цинка.

110. Электролиз раствора нитрата натрия проводили при силе тока 5А в течение 3ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите объем выделяющихся на электродах веществ.

111. За 10 миниз раствора платиновой соли ток силой 5А выделил 1, 517г Pt. Определите молярную массу эквивалента и валентность платины.

⇐ Предыдущая 1 234 5 6 7 Следующая ⇒