W zadaniu 20 OGE z chemii musisz podać kompletne rozwiązanie. Rozwiązanie zadania 20 - ułożenie równania reakcji chemicznej metodą waga elektroniczna.
Teoria do zadania nr 20 OGE z chemii
Mówiliśmy już o reakcjach redoks w. Przyjrzyjmy się teraz metodzie wagi elektronicznej na typowym przykładzie, ale wcześniej dowiemy się, czym jest ta metoda i jak ją stosować.
Metoda wagi elektronicznej
Metoda wagi elektronicznej - metoda wyrównawcza reakcje chemiczne, w oparciu o zmiany stopni utlenienia atomów związków chemicznych.
Algorytm naszych działań jest następujący:
- Obliczamy zmianę stopnia utlenienia każdego pierwiastka w równaniu reakcji chemicznej
- Wybieramy tylko te pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia
- Dla znalezionych pierwiastków sporządzamy wagę elektroniczną, która polega na zliczeniu liczby elektronów nabytych lub oddanych
- Znalezienie najmniejszej wspólnej wielokrotności przeniesionych elektronów
- Wynikowe wartości są współczynnikami w równaniu (z rzadkimi wyjątkami)
Korzystając z metody wagi elektronicznej, ułóż współczynniki w równaniu reakcji, którego schemat
HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
Wskaż utleniacz i reduktor.
Stwórzmy więc wagę elektroniczną. W tej reakcji zmieniamy stopnie utlenienia siarka I jod .
Siarka była na stopniu utlenienia +6, a w produktach -2. Jod miał stopień utlenienia -1, ale osiągnął 0.
Jeśli masz trudności z obliczeniami, pamiętaj.
1 | S +6 + 8ē → S –2
4 | 2I –1 – 2ē → I 2
Siarka zabiera 8 elektronów, ale jod oddaje tylko dwa - w sumie wielokrotność 8 i dodatkowe współczynniki 1 i 4!
Uporządkowujemy współczynniki w równaniu reakcji zgodnie z uzyskanymi danymi:
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O
Nie zapomnij zaznaczyć, że siarka na stopniu utlenienia +6 jest środek utleniający , A jod na stopniu utlenienia –1 – środek redukujący.
321–340 . Dla tej reakcji dobierz współczynniki stosując metodę wagi elektronicznej. Określ środek utleniający i środek redukujący.
321. KClO 3 + Na 2 SO 3 + = KCl + Na 2 SO 4.
322. Au + HNO 3 + HCl = AuCl 3 + NO + H 2 O.
323. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NIE.
324. Cl 2 + I 2 + H 2 O = HCl + HIO 3.
325. MnS + HNO 3 = MnSO 4 + NO 2 + H 2 O.
326. HCl + HNO 3 = Cl 2 + NO + H 2 O.
327. H 2 S + HNO 3 = S + NO + H 2 O.
328. HClO 4 + SO 2 + H 2 O = HCl + H 2 SO 4.
329. As + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + H 2 O.
330. KI + KNO 2 + H 2 SO 4 = Ja 2 + NO + K 2 SO 4 + H 2 O.
331. KNO 2 + S = K 2 S + N 2 + SO 2.
332. HI + H. 2 SO 4 = Ja 2 + H. 2 S + H. 2 O.
333. H. 2 SO 3 + H. 2 S = S + H. 2 O.
334. H. 2 SO 3 + H. 2 S = S + H. 2 O.
335. Cr 2 (SO 4) 3 + Br 2 + KOH = K 2 CrO 4 + KBr + K 2 SO 4 + H 2 O.
336. P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O.
337. H 2 S + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + HCl.
338. P + HIO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + HI.
339. NaAsO 2 + I 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + HI.
340. K 2 Cr 2 O 7 + SnCl 2 + HCl = CrCl 3 + SnCl 4 + KCl + H 2 O.
341. Wykonaj obwód galwaniczny z Cu, Pb, CuCl 2 i Pb(NO 3) 2. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz emf tego pierwiastka (stężenie roztworu wynosi 1 mol/l).
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,463 V.
342. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytek żelaznych i cynowych zanurzonych odpowiednio w roztworach chlorków żelaza (II) i cyny (II). Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz emf tego pierwiastka (stężenia roztworów wynoszą 1 mol/l).
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,314 V.
343. Ogniwo galwaniczne zbudowane jest według schematu: Ni | NiSO4 (0,1 M) || AgNO3 (0,1 M) | Ag. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne =1,019 V.
344. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytek żelaza i rtęci zanurzonych w roztworach ich soli. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz emf tego pierwiastka (stężenia roztworów wynoszą 1 mol/l).
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne =1,294 V.
345. Spośród czterech metali Ag, Cu, Al i Sn wybierz te pary, które dają najniższy i najwyższy emf złożonego z nich ogniwa galwanicznego.
Odpowiedź: para Cu i Ag ma minimalny emf,
para Al i Ag – maksymalny emf.
346. Narysuj schemat dwóch ogniw galwanicznych, z których w jednym ołów będzie katodą, a w drugim anodą. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz siłę emf każdego pierwiastka.
347. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytek ołowiowych i cynkowych zanurzonych w roztworach ich soli, gdzie = = 0,01 mol/l. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,637 V.
348. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytek aluminiowych i cynkowych zanurzonych w roztworach ich soli, gdzie = = 0,1 mol/l. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,899 V.
349.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne =0,035 V.
350. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytki cynkowej zanurzonej w 0,1 M roztworze azotanu cynku i płytki ołowianej zanurzonej w 1 M roztworze azotanu ołowiu. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,666 V.
351. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego, w którym jedna elektroda jest wykonana z niklu o stężeniu = 0,1 mol/l, a druga z ołowiu o stężeniu = 0,0001 mol/l. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,035 V.
352. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytki kadmowej zanurzonej w 0,1 M roztworze siarczanu kadmu i płytki srebrnej zanurzonej w 0,01 M roztworze azotanu srebra. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 1,113 V.
353. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch płytek aluminiowych zanurzonych w roztworach soli o stężeniu = 1 mol/l na jednej elektrodzie i = 0,1 mol/l na drugiej elektrodzie. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,029 V.
354. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch srebrnych elektrod zanurzonych w roztworach AgNO 3 o stężeniu 0,0001 mol/L i 0,1 mol/L. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,563 V.
355. Zapisz równania procesów elektrodowych, reakcję całkowitą i oblicz pole elektromagnetyczne ogniwa galwanicznego Ni| NiSO4 (0,01 M) || Cu(NO 3) 2 (0,1 M) | Cu.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,596 V.
356. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z płytki kadmowej zanurzonej w 0,1 M roztworze azotanu kadmu i płytki srebrnej zanurzonej w 1 M roztworze azotanu srebra. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 1,233 V.
357. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch płytek aluminiowych zanurzonych w roztworach soli o stężeniu = 1 mol/l na jednej elektrodzie i = 0,01 mol/l na drugiej elektrodzie. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,059 V.
358. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch elektrod miedzianych zanurzonych w roztworach Cu(NO 3) 2 o stężeniu 0,001 M i 0,1 M. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,059 V.
359. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch płytek niklowych zanurzonych w roztworach soli niklu o stężeniu = 1 mol/l na jednej elektrodzie i = 0,01 mol/l na drugiej elektrodzie. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,059 V.
360. Narysuj schemat ogniwa galwanicznego składającego się z dwóch elektrod ołowiowych zanurzonych w roztworach Pb(NO 3) 2 o stężeniu 0,001 mol/l i 1 mol/l. Napisz równania procesów elektrodowych i oblicz pole elektromagnetyczne tego pierwiastka.
Odpowiedź: Pole elektromagnetyczne = 0,088 V.
361. W wyniku przepuszczania prądu przez wodny roztwór siarczanu cynku przez 5 godzin uwolniło się 6 litrów tlenu. Określ obecną siłę. Napisz równania reakcji zachodzących na elektrodach obojętnych podczas elektrolizy ZnSO 4.
Odpowiedź: ja= 5,74 A.
362. W jakiej kolejności jony metali będą wyładowywane na katodzie podczas elektrolizy stopionych mieszanin soli KCl, ZnCl2, MgCl2. Wyjaśnij swoją odpowiedź.
Odpowiedź: ZnCl2 (D mi=2,122 B), MgCl2 (D mi= 3,72 V),
KCl(D mi= 4,28 V).
363. W wyniku przepuszczania prądu o natężeniu 1,2 A przez wodny roztwór soli metalu dwuwartościowego przez 1 godzinę wydzieliło się 2,52 g metalu. Określić masa atomowa tego metalu.
Odpowiedź: M(Cd) = 112,5 g/mol.
364. Ile gramów miedzi osadziło się na katodzie, gdy przez roztwór siarczanu miedzi przez 10 minut przepływa prąd o natężeniu 5 A?
Odpowiedź: m(Cu) = 0,987 g.
365. Napisz równania reakcji zachodzących na elektrodach obojętnych podczas elektrolizy chlorku potasu znajdującego się: a) w stopie; b) w roztworze.
366. Podczas elektrolizy roztworu siarczanu miedzi za pomocą elektrod miedzianych masa katody wzrosła o 40 g. Jaka ilość energii elektrycznej (w kulombach) przepłynęła przez roztwór?
Odpowiedź: P= 121574,8 kl.
367. Jaka masa kadmu wydzieli się na katodzie, jeśli przez roztwór siarczanu kadmu przez 1 godzinę przepływa prąd o natężeniu 3,35 A?
Odpowiedź: m(Cd) = 7 g.
368. Jaka masa srebra wydzieli się na katodzie, jeśli przez roztwór azotanu srebra przepływa prąd elektryczny o natężeniu 0,67 A przez 20 godzin?
Odpowiedź: m(Ag) = 53,9 g.
369. Napisz równania reakcji zachodzących na elektrodach podczas elektrolizy roztwór wodny CuCl 2: a) z obojętną anodą; b) z anodą miedzianą.
370. Napisz równania reakcji zachodzących na elektrodach podczas elektrolizy wodnego roztworu Zn(NO 3) 2: a) z obojętną anodą; b) z anodą cynkową.
371. Jaka ilość chloru wydzieli się na anodzie pod wpływem przepływu prądu o natężeniu 5 A przez roztwór chlorku srebra przez 1 godzinę?
Odpowiedź: V(Cl 2) = 2 l.
372. Jaka ilość niklu wydzieli się, gdy przez roztwór azotanu niklu przepływa prąd o natężeniu 5 A przez 5,37 godziny? Zapisz równania reakcji zachodzących na elektrodach obojętnych.
Odpowiedź: m(Ni) = 29,4 g.
373. Podczas elektrolizy roztworu siarczanu niklu uwalnia się 4,2 litra tlenu (n.o.). Ile gramów niklu osadzi się na katodzie?
Odpowiedź: m(Ni) = 22 g.
374. Ile energii elektrycznej będzie potrzebne do wytworzenia 44,8 litrów wodoru w procesie elektrolizy wodnego roztworu chlorku potasu? Zapisz równania reakcji zachodzących na elektrodach obojętnych.
Odpowiedź: P= 386000 kl.
375. Oblicz masę srebra uwolnionego na katodzie, gdy przez roztwór azotanu srebra przepływa prąd o natężeniu 7 A przez 30 minut.
Odpowiedź: m(Ag) = 14 g.
376. Jak długo to zajmie całkowity rozkład 2 mole wody pod prądem 2 A?
Odpowiedź: 53,6 godziny
377. Znajdź objętość tlenu (nr), która zostanie uwolniona, gdy prąd o natężeniu 6 A przepływa przez wodny roztwór KOH przez 30 minut.
Odpowiedź: V(O2) = 627 ml.
378. Znajdź objętość wodoru (n.s.), która zostanie uwolniona, gdy przez wodny roztwór H2SO4 przez 1 godzinę przepływa prąd o natężeniu 3 A.
Odpowiedź: V(H2) = 1,25 l.
379. Podczas elektrolizy wodnego roztworu SnCl2 na anodzie uwolniło się 4,48 litra chloru (nr). Znajdź masę cyny uwolnionej na katodzie.
Odpowiedź: m(Sn) = 23,7 g.
380. Gdy przez roztwór soli metalu trójwartościowego przez 30 minut przepuszczano prąd o natężeniu 1,5 A, na katodzie wydzieliło się 1,071 g metalu. Oblicz masę atomową metalu.
Odpowiedź: A r(In) = 114,8 amu
1. Co nazywa się ogniwem galwanicznym? Opisz zasadę jego działania.
2. Co jest standardem potencjał elektrody?
3. Co się stało siła elektromotoryczna ogniwo galwaniczne? W jaki sposób oblicza się emf ogniwa galwanicznego dla warunków standardowych i warunków innych niż standardowe?
4. Jaka jest różnica między ogniwami galwanicznymi metalowymi i koncentracyjnymi?
5. Jakie procesy zachodzą podczas pracy ogniwa galwanicznego składającego się z elektrod żelaznych i srebrnych zanurzonych w roztworach ich soli?
6. Narysuj schematy ogniw galwanicznych, w których elektrodą rtęciową jest: a) anoda; b) katoda.
7. Co to jest elektroliza?
8. Wymień produkty elektrolizy wodnego roztworu azotanu miedzi na nierozpuszczalnej anodzie.
9. Zdefiniować zjawisko przepięcia. Kiedy to następuje?
Korozja metalu
Korozja – Ten proces spontaniczny zniszczenie materiałów i wytworzonych z nich wyrobów na skutek fizycznego i chemicznego narażenia na działanie środowiska, podczas którego metal przechodzi w stan utleniony (jonowy) i traci swoje właściwości.
Metale i stopy mające kontakt z środowisko(gazowe lub ciekłe) ulegają zniszczeniu. Szybkość korozji metali i powłok metalowych w warunkach atmosferycznych jest zdeterminowana złożonym wpływem szeregu czynników: obecności zaadsorbowanej wilgoci na powierzchni, zanieczyszczenia powietrza substancjami korozyjnymi, zmian temperatury powietrza i metalu, charakteru korozji produkty itp.
Zgodnie z prawem termodynamika chemiczna procesy korozyjne powstają i przebiegają samoistnie tylko wtedy, gdy energia Gibbsa układu maleje (∆ G<0).
91.1. Klasyfikacja procesów korozyjnych
1. Według rodzaju zniszczenia Korozja może mieć charakter ciągły lub lokalny. Jeżeli uszkodzenia korozyjne rozkładają się równomiernie, nie stanowią zagrożenia dla konstrukcji i aparatury, szczególnie w przypadkach, gdy ubytki metalu nie przekraczają technicznie uzasadnionych norm. Korozja lokalna jest znacznie bardziej niebezpieczna, chociaż straty metalu mogą być niewielkie. Niebezpieczeństwo polega na tym, że zmniejszając wytrzymałość poszczególnych sekcji, gwałtownie zmniejsza niezawodność konstrukcji, konstrukcji i urządzeń.
2. Zgodnie z warunkami przepływu rozróżnić: korozję atmosferyczną, gazową, ciekłą, podziemną, morską, glebową, korozję pod wpływem prądów błądzących, korozję pod napięciem itp.
3 . Zgodnie z mechanizmem procesu korozji różnicować chemiczny I elektrochemiczny korozja.
Korozja chemiczna może wystąpić podczas interakcji z suchymi gazowymi środkami utleniającymi i roztworami nieelektrolitów. Większość metali oddziałuje z gazami w podwyższonych temperaturach. W tym przypadku na powierzchni zachodzą dwa procesy: utlenianie metalu i gromadzenie się produktów utleniania, które czasami uniemożliwiają dalszą korozję. Ogólnie równanie reakcji utleniania metali tlenem jest następujące:
X M+ y/2O2 = M X O y. (1)
Energia Gibbsa utleniania metalu jest równa energii Gibbsa tworzenia tlenku, ponieważ ∆ G tworzenie prostych substancji jest równe 0. Dla reakcji utleniania (1) jest równe
∆G=∆G 0 – ln P O2,
gdzie ∆ G 0 – standardowa energia Gibbsa reakcji; P O 2 – względne ciśnienie tlenu.
Metody ochrony przed korozją gazową: stapianie metali, tworzenie powłok ochronnych na powierzchni i zmiana właściwości środowiska gazowego.
Korozja elektrochemiczna metali powstaje w wyniku kontaktu metalu z roztworami elektrolitów (wszystkie przypadki korozji w roztworach wodnych, ponieważ nawet czysta woda jest słabym elektrolitem, a woda morska mocnym). Głównymi utleniaczami są woda, rozpuszczony tlen i jony wodoru.
Przyczyna korozji elektrochemicznej polega na tym, że powierzchnia metalu jest zawsze niejednorodna energetycznie ze względu na obecność zanieczyszczeń w metalach, różnice w składzie chemicznym i fazowym stopu itp. Prowadzi to do powstawania pierwiastków mikrogalwanicznych na powierzchni w wilgotnej atmosferze. W obszarach metalu, które mają bardziej ujemną wartość potencjału, zachodzi proces utleniania tego metalu:
M 0 + nie– = M N+ (proces anodowy).
Utleniacze, które przyjmują elektrony na katodzie, nazywane są depolaryzatorami katodowymi. Depolaryzatorami katodowymi są: jony wodoru (depolaryzacja wodoru), cząsteczki tlenu (depolaryzacja tlenu).
1. Uzupełnij równania reakcji (jeśli to konieczne), dobierz współczynniki metodą wagi elektronicznej. Oblicz masę równoważną utleniacza.
a) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH = KCl + ...
b) Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 = CuO + CaSO 3 + CO 2
c) Zn + H 2 SO 4 (stęż.) = H 2 S + ...
d) FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + ...
e) NaMnO 4 + HI = I 2 + NaI + ...
e) NaMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 = ...
g) KMnO 4 + S = K 2 SO 4 + MnO 2
h) Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH → Ag + ...
i) Cr(OH) 3 + Br 2 + NaOH → NaBr + ...
j) NH 3 + KMnO 4 + KOH → KNO 3 + ...
2. Uzupełnij równanie ORR, dobierz współczynniki metodą elektronowo-jonową, oblicz masy molowe równoważników utleniacza i reduktora w reakcji:
a) K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4)+S+…
b) Na 3 AsO 3 +KMnO 4 +KOH → Na 3 AsO 4 +K 2 MnO 4 + ...
c) NaNO 2 +KJ+H 2 SO 4 →J 2 +NO+…
d) KMnO 4 +H 2 O 2 +H 2 SO 4 →MnSO 4 +…
e)H 2 O 2 +KJO 3 +H 2 SO 4 →J 2 +O 2 +…
e) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + KCl + ...
g) FeCl 2 + HClO 4 + HCl → Cl 2 + ...
h) NaNO 2 +K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 → NaNO 3 + ...
i) KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → H 2 SO 4 + ...
j) KMnO 4 +HCl → Cl 2 + ...
l) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 C 2 O 4 → CO 2 + ...
m) H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O + …
3. Oblicz pole elektromagnetyczne procesu i określ, w którym kierunku ten ORR zachodzi samoistnie:
H 2 SO 4 +2HCl ↔ Cl 2 +H 2 SO 3 +H 2 O?
(φ o (Cl 2 /2Cl ―)=+1,36 V, φ°(SO 4 2― /SO 3 2―) = +0,22 V)
4. W jakim kierunku ten OVR przebiega spontanicznie:
CuSO 4 + Zn ↔ ZnSO 4 + Cu?
(φ o (Zn 2+ /Zn) = -0,76 V, φ°(Cu 2+ /Cu) = +0,34 V)
5. W jakim kierunku ten OVR przebiega spontanicznie:
2NaCl+Fe 2 (SO 4) 3 ↔2FeSO 4 +Cl 2 +Na 2 SO 4
φ°(Cl 2 /2Cl –)=+1,36 V, φ°(Fe 3+ /Fe 2+)=+0,77 V.
6. W jakim kierunku ten OVR przebiega spontanicznie:
2KMnO 4 + 5SnSO 4 + 8H 2 SO 4 ↔ 2MnSO 4 + 5Sn(SO 4) 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O?
φ°(MnO 4 - /Mn 2+)=+1,51 V, φ°(Sn 4+ /Sn 2+)=+0,15 V. Uzasadnij swoją odpowiedź.
7. Czy dopuszczalne jest równoczesne podawanie pacjentowi doustnie FeSO 4 i NaNO 2, skoro środowisko w żołądku jest kwaśne?
φ°Fe 3+ /Fe 2+ =+0,77 V, φ°NO 2 ─ /NO=+0,99 V. Uzasadnij swoją odpowiedź.
8. Określ właściwości redoks H 2 O 2, jakie wykazuje on podczas interakcji z K 2 Cr 2 O 7 w środowisku kwaśnym. φ°(O 2 /H 2 O 2) = +0,68 V, φ°(Cr 2 O 7 2– /2Cr 3+) = +1,33 V. Uzasadnij swoją odpowiedź.
9. Jakie halogeny utleniają Fe 2+ do Fe 3+? Które jony halogenkowe mogą redukować Fe 3+? Zapisz równania odpowiednich reakcji. Oblicz emf każdej reakcji i określ znak DG. Podczas obliczeń należy stosować następujące wartości potencjałów redoks:
φ°Fe 3+ /Fe 2+ =+0,77 V;
φ°(F2/2F –)=+2,87V;
φ°(Cl2/2Cl –)=+1,36V;
φ°(Br2/2Br –)=+1,07V;
φ°(I2 /2I –)=+0,54V.
10. Ile gramów KMnO 4 należy pobrać, aby przygotować 100 ml 0,04 N roztworu do miareczkowania w środowisku kwaśnym?
12. Miano H 2 C 2 O 4 2H 2 O wynosi 0,0069 g/ml. Do miareczkowania 30 ml tego roztworu zużywa się 25 ml roztworu KMnO 4. Oblicz normalność tego rozwiązania.
13. 1 litr roztworu siarczanu żelazawego zawiera 16 g (FeSO 4 · 7H 2 O). Jaką objętość tego roztworu można utlenić za pomocą 25 ml 0,1 N roztworu KMnO 4 w środowisku kwaśnym?
