Bună ziua!
Vă propun aceste variante pentru rezolvarea unor probleme din Manualul de Chimie, pentru clasa a XII-a C1.
Nu contrazic, alte variante studiate la curs și dacă am erori, vă rog să mă anunțați. Vreau, să ajut, cu ce știu!
Maria Elena Udrea, profesor
Liceul Tehnologic Ocna Mureș
21 martie 2020
Bibliografie
1.Luminița Vlădescu, Irinel Adriana Badea, Luminița Irinel Doicin, Maria Nistor, Chimie, manual pentru clasa a XII-a , C1, Editura Grup Editorial Art, 2006
2.Programa pentru bacalaureat la chimie
Legendă:
►M=masa molară (moleculară); se mai notează cu μ; (g/mol);
►m=masa de substanță, (g);
►A=masa atomică (sau masa molară atomică), (g/mol atom);
►n=număr de moli;
►V=volum (L)
►d=densitate,(g/mL)
►Vm=volum molar. Volumul molar este volumul ocupat de 1 mol de gaz, în condiții normale (c.n.), la t=0 grade C și presiune de 1 atm și are valoarea de: Vm=22,4 L(dm3 )/mol gaz=22,4 m3/kmol gaz
►γ =coeficient stoechiometric=o cifră scrisă în fața simbolului chimic, respectiv în fața formulei chimice, egală cu numărul de atomi sau molecule participante în ecuația chimică;
►E=echivalent chimic;
►Eg=echivalent- gram (g/Eg);
►K=echivalent electrochimic=A/z. F
unde:
A=masa atomică a elementului chimic; z=numărul de electroni implicați în procesul de oxido-reducere ( se notează și n);
F=numărul lui Faraday, F=96500(96487)C/Eg=96500C/1 mol e
I=intensitatea curentului electric, (A); A-Amper
t=timp,( s);s=secundă
►celula electrochimică=un dispozitiv, în care se găsesc doi sau mulți electrozi imersați într-o soluție sau într-o topitură de electrolit și în care au loc reacții de oxido-reducere, ce vor determina tipul lor: pile (elemente galvanice) sau celule de electroliză.
►element galvanic=un tip de celulă electrochimică, în care energia chimică este transformată în energie electrică. Se mai numesc, pile, celule, de exemplu:. Pila lui Daniell, pila lui Alessandro Volta, acumulatorul cu Pb (H2SO4), pila Leclanche, pile din legume/fructe, pile uscate Zn-C și cu Hg, etc. Este un proces spontan.
►celula electrolitică=celula de electroliză (baie)=un tip de celulă electrochimică, în care energia electrică se consumă pentru a produce o reacție redox. Procesul, care are loc în acest dispozitiv este electroliza unui electrolit (soluție sau topitură) și este un proces impus.
►Oxidarea=procesul chimic în care un atom cedează electroni, în urma căruia crește numărul lui de oxidare;
►Reducerea=procesul prin care un atom acceptă electroni, în urma căruia numărul lui de oxidare scade.
►N.O= număr de oxidare
►Electrod=metal sau nemetal, introdus într-o soluție sau topitură de electrolit din pilă, respectiv din celula de electroliză. Pe suprafața lui de separare cu lichidul apar procese de oxido-reducere reversibile sau ireversibile. Se lucrează cu o pereche de 2 electrozi: anod și catod
►anod (-)= electrodul din celula electrochimică, la care are loc procesul de oxidare. Prin convenție i se atribuie semnul algebric – . La electroliză, anodul este legat la polul pozitiv al sursei de curent.
►Catod (+)= electrodul din celula electrochimică, la care are loc procesul de reducere. Prin convenție i se atribuie semnul algebric +. La electroliză, catodul este legat la polul negativ al sursei de curent.
►E catod=potențial redox al catodului=E(+), (V);
►E anod= potențial redox al anodului=E(-), (V)
►E cel= potențial redox al celulei electrochimice sau tensiunea electromotoare (f.e.m) sau forța electromotoare, (V)
►E cel = E catod-E anod= E(+)-E(-)
►V=volți
►Seria potențialelor electrochimice (tensiuni)=seria Beketov-Volta= seria potențialelor de reducere standard pentru electrozi reversibili, (25 grade C, p=1 atm, C soluție=C ion=1 Eg substanță/1 l soluție) o așezare a cuplurilor redox în ordinea creșterii potențialelor redox standard:
***************************************************************************
-
- Pagina 69
Problema 2.Cât timp trebuie să treacă un curent de 4 A printr-o soluție de CuSO4 în care este introdusă o placă cu suprafața de 100 cm2, pentru a se acoperi cu un strat gros de 1 mm Cu.
Densitate Cu= 8,39 g/cm3
Ce trebuie să facem?
În expresia matematică de la prima lege a electrolizei, introducem datele numerice cunoscute ale mărimilor fizice și calculăm timpul de lucru.
m=K. Q; m=1/F.(A/z).I.t, unde:
m=masa teoretică de substanță (g)
F=numărul lui Faraday=96500 C/Eg subst.=96500 C/mol e–
A/z=echivalentul chimic al elementului chimic, g/Eg
1C=1A.1s
I=intensitatea curentului electric, A
t=timpul de electroliză, s sau h, cum este exprimat F
Dar este important să calculăm, prima dată masa de Cu depus, m, cu ajutorul densității, d, și al volumului, V. Volumul plăcii va fi calculat.
d=m/V
Calcule:
1)Volum plăcii de Cu în urma depunerii=? cm3 Deducem că placa după depunerea de Cu are forma unui paralelipiped:□
V paralelipiped= Ab. h= 100cm2. 1.10-1 cm=10 cm3
2)Masa Cu depus=? g /din densitate
d=m/V, m=d. V
m Cu=8,39 g/cm3.10 cm3=83,9 g
3)Timpul de lucru, t=? Introducem valorile numerice în relația matematică și rezolvăm:
K Cu = 64/2.96500=32/96500
83,9 g=32.4A.t /96500A.s.
83,9.9650=128.t
T=83,9.96500/128=63252,73 s=17,57 h
R: 17,57ore
Problema 3 Se trece aceeași cantitate de electricitate prin soluții de AgNO3 și Cr(NO3)2. Știind că în prima celulă se depun 3,60 g de Ag, calculează masa de crom depusă în cea de a doua celulă.
Varianta 1 cu legea I a electrolizei
Ce trebuie să facem?
–să înțelegem ce semnifică indicația, ”că aceeași cantitate de electricitate produce depunerea de 3,6 g Ag și o cantitate necunoscută de Cr”?
☺ De la această indicație începe rezolvare problemei, adică aflarea masei de Cr care se depune!!!
Q consumat pentru depunerea de 3,6 g Ag=Q consumat pentru depunerea unei cantități de Cr, pe care o notăm cu X.
–să aplicăm legea I a electrolizei
m=K.Q
Calcule
1.Calculăm Q, cu legea I a electrolizei,dacă se obțin 3,6 g Ag și X g, de Cr:
Q/AgNO3= m Ag/Ke Ag
Q/Cr(NO3)3=m Cr/Ke Cr
Unde:
m Ag=3,6 g,
K Ag= A Ag/n.96500
A Ag=108 g/mol. atom
z=1 e transferat, Ag+ + 1 e- =Ag0
m Cr=X
K Cr=A Cr/z.96500
A Cr=52 g/mol. atom
z=3 e, acceptați; Cr3++ 3e–= Cr0
2.Egalăm cele două relații și din proporția formată calculăm X.
Q /AgNO3=Q/Cr(NO3)2
ð3,6 /108 /96500 = X/(52:3).96500
3,6/1.(96500/108)=X/1. (96500.17,33)
3,61/108=X/17,33
X=3,6.17,33/108=0,577 g Cr, aprox. 0,58 g Cr
Varianta 2 cu legea a II-a a electrolizei
Când, cantitatea de electricitate este aceeași la electroliza, celor două soluții de AgNO3 și Cr(NO3)3, atunci numărul de echivalenți electrochimici de Ag și Cr formați este egal:
n K Ag=n K Cr
n K= m de element format la electroliză, g/ K
►3,61/108/ 96500=X/17,33/96500
R: 0,58 g Cr
Problema 4. Prin două celule de electroliză cu electrozi inerți, legate în serie, una conținând o soluție de AgNO3, iar cealaltă o soluție de CuSO4, se trece timp de 6 ore un curent I=2,334 A. Calculează masele metalelor, care se obțin.
Ce trebuie să facem?
– să înțelegem, că dacă, două celule de electroliză sunt legate în serie, prin ele trece un curent electric de aceeași intensitate, I.
☺Deci, cantitatea de curent, Q consumată la electroliza celor două soluții este egală, fiindcă au intensitatea de curent, I, egală cu 2,334A, și timpul egal de 6 ore.
-legea I a electrolizei, care ne permite să calculăm masa de Ag depusă la I=2,334A și timp=6ore.
m Ag depus= K Ag. Q, unde:
Q=cantitatea de electricitate consumată=I.t
I=intensitatea curent electric
t=timp de electroliză (s)
K=echivalent electrochimic Ag= A Ag/z. 96500C
-legea a II-a a electrolizei, cere ne permite să calculăm masa de Cu depus.
m Ag/K Ag= m Cu/K Cu
Calcule
1)Masa de Ag depus=?
A Ag=108g/mol atom
Ag+ + 1 e– = Ag0, n=1
K=108 Eg /96500 C/Eg
t secunde= 6 ore .3600 s
►m Ag= 108.(2,334.6.3600) /96500=56,42 g Ag
2) Masa de Cu depus, m Cu=?
A Cu=64 g/mol .atom
Cu2+ + 2e– = Cu0, z=2 e–
K Cu =A Cu/z.96500= 64/2.96500=32/96500
►56,42 g Ag/ (108: 96500)=m Cu/ (32:96500)
56,42 g/108=m Cu/32
m Cu=56,42.32/108=16,71 g
R: 56,42 g Ag, 16,71 g Cu.
Problema 5. 50 g de CuSO4.5H2O se dizolvă în 500 g de apă. Soluția obținută se supune electrolizei, până la consumarea totală a CuSO4. Se cer:
-
-
-
-
-
-
- Concentrația procentuală a soluției de CuSO4;
- Scrie ecuațiile reacțiilor chimice ce au loc la electroliză;
- Cantitatea de Cu depusă la catod;
- Cantitatea de electricitate consumată.
-
-
-
-
-
Ce trebuie să știm?
–noțiuni de preparare soluții procentuale din cristalohidrați, unde concentrația procentuală se referă la masa de substanță anhidră dizolvată, în soluție. În cazul nostru, se referă la masa de CuSO4 dizolvat, pe care trebuie să-l calculăm din 50 g de CuSO4.5H2O
C% CuSO4= md CuSO4.100/ ms
ms=masa soluției= m CuSO4.5H2O+m apă solvent
SAU
ms= mCuSO4+ mapă din 50 g cristalohidrat + m apă solvent
Nu știm md și ms!
-electroliza soluției apoase de CuSO4.
-legea I a electrolizei:
m Cu depus la catod=K. Q
Unde:
m Cu depus= masa de Cu din CuSO4, fiindcă se dă indicația, că toată cantitatea de Cu adus de sare se depune. Nu sunt pierderi.
K=echivalentul electrochimic al Cu;
Q= cantitatea de electricitate consumată (C)
☺ Deci, trebuie să rezolvăm pe rând cerințele cu explicațiile de mai sus.
Rezolvare
1) Concentrația procentuală a soluției în CuSO4=?
C%=md.100/ms
Pe rând, calculăm:
►md CuSO4 este masa de CuSO4 din 50 g de cristalohidrat, calculat cu regula de trei simplă, dintre masa moleculară și masa de substanță:
M CuSO4..5H2O= MCuSO4+5MH2O=160+90=250 g/mol
Deci:
Dacă în 250 g/mol CuSO4.5H2O…………….sunt…..160 g/mol CuSO4
Atunci în 50g CuSO4.5H2O……………………sunt……md
md=50g.160g/mol/250g/mol=32 g CuSO4
► ms= 50 g cristalohidrat + 500 g apă =550 g soluție
►C%=32 g CuSO4.100/550 g =5,82%
2)Ecuațiile reacțiilor chimice la electroliza soluției apoase de CuSO4 cu electrozi inerți sunt:
-disocierea electrochimică în prezența apei:
CuSO4 aq = Cu2+ + SO42-
2H2O = H3O+ + HO–
-migrarea spre electrozi a ionilor:
La Anod, A(+): ionii HO–, SO42-
La catod, C(-): ionii: Cu2+, H3O+
-reacții redox de descărcarea ionilor de sarcina electrică la electrozi, într-o anumită ordine impusă de potențialul lor de redox și de tensiunea curentului electric. Prima dată se descarcă ionii care cedează sau acceptă cel mai ușor electroni.
A(+) HO– -1 e– = HO. Oxidare
Ag. red 1 Ag ox.1
2.HO. = H2O + ½ O2↑
C(-) Cu2+ + 2 e– (de la HO–) = Cu0 metal↓
-reacția dintre ionii de H3O+ și SO42- rămași în soluție:
2H3O+ + SO42- = H2SO4 + 2H2O
►Reacția globală la electroliză este:
CuSO4 + H2O electroliză→ Cu↓ + ½ O2↑ + H2SO4
3)masa de Cu depus la catod, X, se calculează astfel:
Dacă 160 g de CuSO4………………au 64 g de Cu
Atunci 32 g de CuSO4……………..au X
X=32.64/160=12,8 g Cu
m Cu depus=12,8 g
4) Cantitatea de electricitate consumată:
Q=m/K= m/Acu/z. F
Q=12,8 /(64:2).96500=12,8.96500/32=38600 C.
R: a) 5,82%; c) 12,8 g; d) 38600 C.
Problema 6. 8 g alamă se dizolvă total în H2SO4 concentrat, la cald. Soluția se supune electrolizei. Pentru depunerea întregii cantități de cupru se consumă 4825 C. Calculează compoziția procentuală a alamei, în procente masice.
Ce trebuie să știm?
♣Alama este un aliaj din Cu și Zn în diferite proporții;
-reacțiile H2SO4 concentrat cu Zn și Cu, la cald sunt:
2H2S6+O4 + Zn0 → Zn2+ SO4 + S4+O2↑ + H2O
2H2S6+O4 + Cu0 → Cu2+SO4 + S4+O2 ↑ + H2O
♣la electroliză, ionul de Cu(2+) suferă reacție de reducere și trece în Cu metalic, care se depune pe catod:
Cu2+ + 2e– = Cu0 reducere
Ag.ox1 Ag red1
♣legea I a electrolizei, unde:
m Cu depus la electrod= K. Q, unde :
K=A Cu/z.96500, A Cu =64 g/mol atom, z=2 e– primiți
Q= I.t
☺Precizarea este, că tot Cu din alamă se depune pe electrod.
♣ cum se calculează compoziția procentuală de masă și raportul de masă a unui amestec.
Rezolvare:
☺Calculăm prima dată masa de cupru depus la electrod, apoi, prin diferență calculăm masa de Zn din alamă și în final calculăm compoziția procentuală de masă, adică % de Cu și %de Zn din alamă.
a) Calculăm m Cu =? Aplicăm relația:
m Cu = K. Q
K= 64/2.96500=32/96.500
m = 32.4825 /96500=1,6 g Cu
b) Calculăm masa de Zn din 8 g alamă:
m alamă= m Cu + m Zn;
m Zn=m alamă-m Cu
m Zn= 8 g-1,6 g=6,4 g Zn
c) Calculăm compoziția procentuală de Cu și Zn din 8 g alamă:
% Cu din alamă= m Cu. 100%/m alamă
% Cu din alamă=1,6g.100%/8 g =20%
%Zn din alamă=6,4g.100%/ 8g=80%
Sau:
%Zn = 100%-20% Cu=80%
R: 20% Cu, 80% Zn.
Problema 7 Din greșeală, un recipient care conține FeSO4 a fost lăsat deschis. Pentru a stabili conținutul de FeSO4 se cântărește o probă de 1 g care se aduce în soluție, în mediu acid. Pentru oxidarea întregii cantități de Fe2+, se consumă 10 mL soluție de KMnO4 0,1M. Calculează conținutul procentual, în procente masice, de FeSO4 din recipient.
Ce trebuie să știm?
–între FeSO4 și KMnO4, în mediu acid de H2SO4 are loc o reacție chimică redox:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+ K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O
Mn7+ + 5e– → Mn2+ reducere / .2
Ag.ox1 Ag red.1
Fe2+ – 1 e– → Fe3+ oxidare /.5
Ag.red2 Ag.ox2
–Permanganometria, este o metodă de analiză volumetrică(titrimetrică), în care titrantul este soluția de KMnO4 în mediu puternic acid, când ionul MnO4– acceptă 5 e– și trece în ionul Mn2+. Titrarea cu soluția de KMnO4 se folosește în practica de laborator pentru analiza cantitativă a substanțelor care au caracter reducător.
-legea echivalenților chimici aplicată la analiza volumetrică:
nEg titrant = nEg substanță analizată, unde:
nEg =număr de Echivalenți gram, care se calculează din expresia matematică a concentrației normale:
–calcul stoechiometric al cantității de FeSO4 pur, consumat de o cantitate de KMnO4 adus de soluție
☺Deci, calculăm prima dată numărul de moli de KMnO4 din 10 mL soluție 0,1M, care consumă un număr de moli de FeSO4 și apoi masa acestora (g), în final calculăm conținutul procentual de FeSO4 din 1 g de probă.
Calcule:
a) Calculăm n moli KMnO4 din 10 mL soluție 0,1 M =? , la care concentrația molară, CM=0,1M și volum soluție, Vs, este 10mL
CM =n moli KMnO4 dizolvat/Vs
n moli KMnO4 = 0,1 mol/L.10.10-3 L=10-3 mol
b)Calculăm n moli FeSO4 consumat, X, de 10-3 moli KMnO4, cu un calcul stoechiometric la ecuația reacției chimice:
10-3moliKMnO4…..X
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+ K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O
2moli KMnO4…10 moli FeSO4
X = 10-3.10 /2= 5.10-3 moli FeSO4
c) Masa de FeSO4, g, pe care o au 5.10-3 moli de KMnO4 se calculează astfel:
m FeSO4 = n moli FeSO4. M FeSO4
m FeSO4=5.10-3.152=0,76 g
d) Conținutul procentual de FeSO4 este:
% FeSO4 = 0,76.100%/1 g =76 %
R: 76% Fe
CHIMIE ANORGANICA MODELE DE EXERCITII 