2.Какова молярная концентрация 1 литра раствора сульфата алюминия (плотность р-ра =1,105 ), содержащего 110,5 г Al2(SO4)3? 3 Составьте молекулярное и ионное уравнение гидролиза. Определите рН среды, запишите чему равна константа гидролиза ( Кr), для данной соли: FeSO4. 4.Составьте схему гальванического элемента, в котором медь служила бы катодом. Напишите уравнение реакций , происходящих при работе данного элемента и вычислите значение стандартной ЭДС. 5 Составьте электронный баланс. Укажите коэффициенты перед окислителем и восстановителем. Определите тип О-В реакции а) K2MnO4 + CO2 = KMnO4 + MnO2 + K2CO3
C = m/MV,
где C - молярная концентрация,
m - масса растворенного вещества (в данном случае 110,5 г),
M - молярная масса растворенного вещества (алюминий в сульфате алюминия - Al = 27 г/моль, сера - S = 32 г/моль, кислород - O = 16 г/моль, альфа - коэффициент пропорциональности, равный 2),
V - объем раствора (1 литр).
Сначала нужно вычислить молярную массу сульфата алюминия:
M(Al2(SO4)3) = (2*27) + (3*(32 + 4*16)) = 54 + 96 + 192 = 342 г/моль.
Теперь можем подставить все в формулу:
C = 110,5 г / (342 г/моль * 1 л) ≈ 0,323 моль/л.
Определение обратной величины молярной концентрации - объемная доля растворенного вещества в растворе. В нашем случае это будет 1 моль растворенного вещества в 0,323 л раствора.
2. Молекулярное уравнение гидролиза:
FeSO4 + 2H2O → Fe(OH)2 + H2SO4.
Ионное уравнение гидролиза:
Fe2+ + 2H2O → Fe(OH)2 + 2H+.
pH среды можно определить по уравнению реакции гидролиза. В данном случае, т.к. образуется сильная кислота (H2SO4), среда будет кислой.
Константа гидролиза (Kr) определяется по формуле:
Kr = [H+][OH-] / [Fe2+],
где [H+], [OH-] - концентрации ионов водорода и гидроксила соответственно, [Fe2+] - концентрация иона железа.
3. Схема гальванического элемента, где медь служит катодом, будет выглядеть следующим образом:
Медный электрод (Cu) | Куприй(II) сульфат раствор (CuSO4) || Цинковый электрод (Zn) | Цинковый(II) сульфат раствор (ZnSO4).
Уравнения реакций при работе данного элемента:
На катоде (медь):
Cu2+ + 2e- → Cu.
На аноде (цинк):
Zn → Zn2+ + 2e-.
Вычисление стандартной электродной потенциальной разности (ЭДС) (Е°):
Е° = Е°катод - Е°анод.
Для данного элемента:
Е°Cu = 0,34 В,
Е°Zn = -0,76 В.
Тогда:
Е° = 0,34 В - (-0,76 В) = 1,10 В.
4. Электронный баланс для данной реакции будет следующим:
2K2MnO4 + 3CO2 → 2KMnO4 + 2MnO2 + 3K2CO3.
Коэффициенты перед окислителем (K2MnO4) и восстановителем (CO2) - соответственно 2 и 3.
Тип О-В реакции: окислительно-восстановительная реакция.