Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.Стр 1 из 2Следующая ⇒
Растворы и их концентрация. (Задачи №№ 1 – 20) Раствор представляет собой гомогенную смесь веществ переменного состава, состоящую из растворителя и растворённых веществ. В зависимости от агрегатного состояния растворителя раствор может быть жидким или твёрдым. Жидкими являются растворы газов, жидкостей или твёрдых веществ в жидких растворителях. В зависимости от природы растворителя различают водные и неводные растворы. Наиболее распространёнными и имеющими наибольшую важность являются водные растворы, которые и рассматриваются в контрольной работе. Важнейшей характеристикой любого раствора является его концентрация. Концентрация представляет собой отношение количества растворённого вещества к общему количеству раствора или растворителя. Существуют несколько способов выражения концентрации растворов, из которых в контрольной работе рассматриваются молярная, нормальная и процентная концентрации. Молярная концентрация (молярность) СМ равна отношению числа молей растворённого вещества nв к объёму раствора V: СМ=nв/V=mв/(M×V) (1.1) где mв – масса растворённого вещества в граммах, М – его молярная масса. Поскольку на практике объём жидкостей чаще всего выражают в литрах, молярная концентрация выражается в моль/л. Например, СМ=1моль/л – одномолярный раствор; СМ=0,1моль/л – децимолярный раствор и т.п. Для обозначения молярности растворов часто используется иная символика. Так записи 1М и 0,1М означают, соответственно, одно- и децимолярный растворы. Нормальная концентрация (нормальность) Сн равна отношению числа молей эквивалентов [1] растворённого вещества nэ к объёму раствора V: Сн=nэ/V=mв/(Мэ×V) (1.2) где mв – масса растворённого вещества в граммах, Мэ – его эквивалентная масса – масса 1 моля эквивалентов в граммах. Размерность нормальности – моль-экв/л. Например, Сн=2моль-экв/л – двунормальный раствор; Сн=0,01моль-экв/л – сантинормальный раствор. Как и в случае молярности, для обозначения нормальности можно пользоваться краткими записями: 2н – двунормальный раствор; 0,01н – сантинормальный раствор. Для нахождения эквивалентной массы вещества в растворе пользуются простыми соотношениями: Для кислоты HnAm: Mэ=M/n, где n – число ионов Н+ в кислоте. Например, эквивалентная масса соляной кислоты HCl находится: Мэ=М/1, т.е. численно равна молярной массе; эквивалентная масса фосфорной кислоты Н3РО4 равна: Мэ=М/3, т.е. в 3 раза меньше её молярной массы.
Для основания Kn(OH)m: Мэ=М/m, где m – число гидроксид-онов ОН- в формуле основания. Например, эквивалентная масса гидроксида аммония NH4OH равна его молярной массе: Мэ=М/1; эквивалентная масса гидроксида меди (II) Cu(OH)2 в 2 раза меньше его молярной массы: Мэ=М/2. Для соли KnAm: Мэ=М/(n×m), где n и m, соответственно, количество катионов и анионов соли. Например, эквивалентная масса сульфата алюминия Al2(SO4)3 равна: Мэ=М/(2×3)=M/6. Процентной концентрацией раствора называется массовая доля растворённого вещества, выраженная в процентах. Массовая доля растворённого вещества w равна отношению его массы mв к общей массе раствора (mв+mр): w =(mв/(mв+mр))100% (1.3) Пример 1.1. V миллилитров раствора, полученного путём растворения mв грамм вещества в воде, имеет плотность, равную r г/см3. Рассчитать молярную, нормальную и процентную концентрацию раствора. Численные значения V, mв и r: V=200мл., mв=52,6г., r=1,16г/см3. Растворённое вещество – серная кислота H2SO4. Находим значение молярной и эквивалентной массы серной кислоты. Молярная масса: М=2×1+32+4×16=98г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/n=98/2=49г/моль-экв. Определяем молярность и нормальность раствора. По формуле (1.1): СМ=mв/(M×V)=52,6/(98×200×10-3)=2,7моль/л. [2] По формуле (1.2): Сн=mв/(Mэ×V)=52,6/(49×200×10-3)=5,4моль-экв/л. Для определения процентной концентрации находим массу заданного объёма раствора: (mв+mр)= r×V=1,16×200=232г. По формуле (1.3): w=(mв/(mв+mр))100%=(52,6/232)100%=22,67%. Пример 1.2. Раствор, процентная концентрация которого равна w, имеет плотность r. Определить молярность и нормальность раствора. Численные значения w и r: w=18%, r=1,1г/см3. Растворённое вещество – сульфат аммония (NH4)2SO4. Находим значение молярной и эквивалентной массы сульфата аммония. Молярная масса: М=2(14+4×1)+32+4×16=132г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/(n×m)=132/(2×1)=132/2=66г/моль-экв. Выбираем произвольный объём раствора, например V=1см3, и определяем его массу: (mв+mр)=r×V=1,1×1=1,1г. Из формулы (1.3) находим массу растворённого вещества: mв=(mв+mр) w/100% =1,1×18%/100% =0,198г.
Определяем молярность и нормальность раствора. По формуле (1.1): СМ=mв/(M×V)=0,198/(132×1×10-3)=1,5моль/л. [3] По формуле (1.2): Сн=mв/(Mэ×V)=0,198/(66×1×10-3)=3моль-экв/л. Пример 1.3. Раствор, молярная концентрация которого равна СМ, имеет плотность r. Определить нормальную и процентную концентрацию раствора. Численные значения СМ и r: СМ=0,5моль/л, r=1,025г/см3. Растворённое вещество – фосфорная кислота Н3РО4. Находим значение молярной и эквивалентной массы фосфорной кислоты. Молярная масса: М=3×1+31+4×16=98г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/n=98/3=32,67г/моль-экв. Выбираем произвольный объём раствора, например V=500мл., и из формулы (1.1) находим массу растворённого в нём вещества: mв=CM×M×V=0,5×98×500×10-3=24,5г. [4] По формуле (1.2) определяем нормальность раствора: Сн=mв/(Mэ×V)=24,5/(32,67×500×10-3)=1,5моль-экв/л. Находим массу выбранного объёма раствора: (mв+mр)=r×V=1,025×500=512,5г. Из формулы (1.3) определяем процентную концентрацию раствора: w=(mв /(mв+mр)100%=(24,5/512,5)100%=4,8%. Пример 1.4. Раствор, нормальная концентрация которого равна Сн, имеет плотность r. Определить молярную и процентную концентрацию раствора. Численные значения Сн и r: Сн=3 моль-экв/л, r=1,17г/см3. Растворённое вещество – карбонат калия К2СО3. Задача решается так же, как в примере 1.3. Можно использовать и другой вариант решения, который заключается в следующем. Определяем соотношение между молярной и эквивалентной массой карбоната калия: Мэ=М/(n×m)=M/(2×1)=M/2. C учётом этого соотношения по формуле (1.1) находим значение молярности раствора: СМ=mв/(M×V)= mв/(2Mэ×V). Согласно формуле (1.2) Сн=mв/(Mэ×V). Поэтому молярность раствора может быть выражена через его нормальность: СМ= mв/(2Mэ×V)=Сн/2=3/2=1,5моль/л. Далее, как и в примере 1.3., для определения процентной концентрации выбираем произвольный объём раствора, например 1л., и находим его массу: (mв+mр)=r×V=1,17×1×103=1170г. [5] Из формулы (1.1.) находим массу растворённого вещества: mв=CM×M×V=1,5×138×1=207г, где М=138г/моль – молярная масса К2СО3. И, наконец, по формуле (1.3) определяем процентную концентрацию раствора: w=(mв/(mв+mр))100%=(207/1170)100%=17,7%. Растворы электролитов. (Задачи №№ 21 – 40) Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. Вследствие диссоциации растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Образование ионов в расплаве происходит в результате разрушения ионной кристаллической решётки-это физический процесс. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя. По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично. Пусть KnAm-сильный электролит. Уравнение его диссоциации записывается как уравнение необратимого процесса: KnAm=nKm+ + mAn-. Например, Al 2 (SO 4) 3 =2Al3++3(SO 4)2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора. Пример 2.1. Концентрация ионов в 0,01М растворе гидроксида тетрамминмеди (II) [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2. Являясь сильным электролитом (см. ниже), гидроксид тетрамминмеди (II). в растворе диссоциирует на ионы полностью согласно уравнению: [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 =[Cu(NH 3 ) 4 ]2+ + 2OH-.
Из уравнения видно, что при диссоциации 1 моля тетрамминмеди (II) образуется 1 моль комплексных катионов [Cu(NH 3 ) 4 ]2+ и 2 моля гидроксид-ионов OH-. Т.к. согласно условию раствор – сантимолярный, концентрация комплексных катионов, образующихся при полной диссоциации электролита, равна 0,01 моль/л, а концентрация ионов OH-- 0,02 моль/л. Если электролит KnAm-слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: КnAmÛnKm+ +mAn-. Такое равновесие называется ионным. Например, H2SO3Û2H+ +SO32-. Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации KKnAm, которая для слабого электролита KnAm записывается: KKnAm=([Km+]n[An- ]m)/[KnAm] (2.1) где [Km+] и [An-]-соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [KnAm]-равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. Например, для слабой кислоты H2SO3 (уравнение её диссоциации см. выше) константой диссоциации является выражение: КH2SO3=([H+]2[SO32-])/[H2SO3]. Величина константы диссоциации количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации. Универсальной количественной характеристикой диссоциации электролита является степень его диссоциации a, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов a=1(100%), для слабых - a<1(<100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение a<0,01(<1%). Поэтому в практических расчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора. Пример 2.2. Расчёт концентраций ионов в 0,01М растворе уксусной кислоты СН3СООН. Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение её константы диссоциации [6]. СН3СООНÛСН3СОО- + Н+; Ксн3соон=([СН3СОО-][Н+])/[СН3СООН]=1,75×10-5 Уксусная кислота – типичный слабый электролит со значением a»0,01. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН3СООН]=0,01моль/л.
Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН3СОО- и Н+ равны. Следовательно выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн3соон=[Н+]2/[СН3СООН]. Из этого уравнения находим: [Н+]=[CH 3 COO-]=Ö Ксн3соон/[СН3СООН]= Ö1,75×10-5×0,01=Ö17,5×10-8=4,2×10-4. В общем виде для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КАÛ К+ +А-, концентрации ионов в растворе находятся из соотношения: [K+]=[A-]=Ö KKA×СМ (2.2) где KKA – константа диссоциации слабого электролита, а С М – его молярная концентрация. В отличие от константы диссоциации, величина которой зависит только от природы слабого электролита и температуры, на величину степени диссоциации слабого электролита сильное влияние оказывает также концентрация раствора, а именно, степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (при его разбавлении). Эта зависимость количественно устанавливается законом разбавления Оствальда, который в практических расчётов для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КАÛ К+ +А-, используется в виде: a»Ö KKA /СМ (2.3) где, как и в выражении (2.2), KKA – константа диссоциации слабого электролита, а С М – его молярная концентрация. В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н2ОÛН+ + ОН-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=220С) в любом водном растворе концентрации ионов Н+ и ОН- взаимосвязаны, а именно: [H+][OH-]=К Н2О=10-14 (2.4) К Н2О=10-14 называется ионным произведением воды. На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н+ и ОН- , а величиной водородного показателя (рН): рН= - lg[H+] (2.5) Пример 2.3. рН 0,01М растворов [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 и СН 3 СООН. Комплексное основание [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2, являясь сильным электролитом, диссоциирует полностью, образуя гидроксид-ионы, концентрация которых в 0,01М растворе равна 0,02 моль/л (см. пример 2.1). Из выражения (2.4) находим: [H + ]= К Н2О /[OH - ]=10 -14 /0,02=5×10 -13 моль/л. Соответственно этому значение рН данного раствора равно: рН= - lg[H + ]= - lg5×10 -13 =12,3. В 0,01М растворе уксусной кислоты СН 3 СООН, являющейся слабым электролитом, концентрация ионов Н + равна: [H + ]=4,2×10-4. Отсюда по уравнению (2.5) находим: рН= - lg[H + ]= - lg 4,2×10-4=3,4. Реакции ионного обмена. (Задачи №№ 41 – 80) Реакции ионного обмена-это реакции связывания ионов, завершающиеся образованимем летучего, труднорастворимого или любого слабодиссоциирующего соединения. Поэтому, записывая уравнение реакции ионного обмена, необходимо рассматривать состояние каждого электролита в растворе, а именно: сильные электролиты должны быть представлены в виде ионов (как они есть), а слабые электролиты в молекуклярной форме. . Пример 3.1. Взаимодействие уксусной кислоты с гидроксидом натрия: CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O Уксусная кислота СН3СООН-слабая кислота (практически все органические кислоты-слабые). Поэтому ионы, из которых она состоит, в основном, находятся в связанном состоянии. В связи с этим, в уравнении реакции уксусную кислоту нужно записать в том виде, в каком она есть, т. е. в молекулярной форме. Второй участник реакции-NaOH-сильный электролит (гидроксид щелочного металла). Следовательно, в уравнении его нужно записать в виде ионов. Продукты реакции: CH3COONa-растворимая соль, диссоциирует полностью, следовательно в уравнении реакции должна быть записана в виде ионов.
Результатом проведенного анализа состояния каждого из электролитов является правильная форма записи уравнения реакции:CH3COOH+Na+ +OH- =CH3COO- +Na+ +H2O. Данное уравнение, отражающее состояние электролитов в растворе, называется ионно- молекулярным уравнением. После исключения ионов Na+, не изменяющихся в ходе реакции, ионно-молекулярное уравнение записывается в окончательном (сокращённом) виде:CH3COOH+OH- =CH3COO- +H2O. Итак, при оформлении любой реакции ионного обмена, протекающей в растворе, необходимо записать 3 уравнения: молекулярное уравнение, развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и сокращённое ионно- молекулярное уравнение. Если изначально реакция ионного обмена выражена сокращённым ионно-молекулярным уравнением и задача заключается в составлении молекулярного уравнения, необходимо помнить, что источниками свободных ионов являются сильные электролиты. Поэтому ионы, представленные в сокращённом ионно-молекулярном уравнении, в молекулярном уравнении записываются в составе соответствующих сильных электролитов; слабые электролиты записываются так, как они есть. Для проверки правильности решения, после записи молекулярного уравнения записывается развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и затем сокращённое. Если конечный результат совпадает с заданным сокращённым ионно-молекулярным уравнением, решение верно, если нет, в молекулярном уравнении нужно вновь проанализировать силу каждого электролита и правильность отражения их силы в развёрнутом ионно- молекулярном уравнении. Рассмотрим это на примерах: Пример 3.2. Записать 2 молекулярных уравнения, соответствующих ионно-молекулярному уравнению реакции ионного обмена: Ва2+ +СО32- =ВаСО3. Рассматриваем первое из возможных молекулярных уравнений: BaCl2+H2CO3=BaCO3+2HCl. Из электролитов, фигурирующих в молекулярном уравнении реакции, BaCl2-сильный как хорошо растворимая соль, Н2СО3-слабый, т.к. в этой кислоте степень окисления кислотообразующего элемента-углерода-равна +4 (меньше +6), ВаСО3-слабый как труднорастворимая соль и НСl-одна из трёх сильных бескислородных кислот. В соответствии с этим развёрнутое ионно- молекулярное уравнение реакции записывается: Ва2+ +2Cl- +Н2СО3=ВаСО3+ 2Н++2Cl-. После исключения из уравнения не изменяющихся в ходе реакции хлорид-ионов получаем итоговое ионно-молекулярное уравнение: Ва2+ +Н2СО3=ВаСО3+2Н+. Как видно, полученный результат не соответствует заданному уравнению: Ва2+ +СО32- =ВаСО3. Следовательно, выбор электролитов для молекулярного уравнения ошибочен и решение неверно. Второе возможное молекулярное уравнение: Ва(ОН)2+К2СО3=ВаСО3+2КОН. В этом уравнении Ва(ОН)2-сильное основание как гидроксид щелочноземельного металла, К2СО3-сильный электролит как хорошо растворимая соль, ВаСО3-труднорастворимая соль и потому является слабым электролитом и КОН-сильное основание как гидроксид щелочного металла. В связи с этим развёрнутое ионно-молекулярное уравнение записывается: Ва2+ +2ОН- +2К+ +СО32- =ВаСО3+2К+ +2ОН-. После исключения не участвующих в реакции ионов К+ и ОН- получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции: Ва2+ +СО32- =ВаСО3. Поскольку полученное итоговое ионно-молекулярное уравнение идентично заданному, выбор электролитов для молекулярного уравнения сделан правильно. Ещё одно возможное молекулярное уравнение: Ba(NO3)2+Na2CO3=BaCO3+2NaNO3. В выбранном молекулярном уравнении 3 соли: Ba(NO3)2, Na2CO3, NaNO3-сильные электролиты ввиду их растворимости в воде; BaCO3-слабый электролит как труднорастворимая соль. Поэтому ионно-молекулярное уравнение должно быть записано в виде: Ва2++ 2NO3- +2Na+ +CO32- =BaCO3+2Na+ +2NO3-. Исключая из уравнения не участвующие в реакции ионы Na+ и NО3-, получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции: Ва2++СО32- =ВаСО3. Получили результат, аналогичный заданному. Следовательно, выбор электролитов для молекулярного уравнения произведён правильно. Итак, правильными решениями поставленной задачи являются второе и третье молекулярные уравнения. Пример 3.3. Составить молекулярное уравнение реакции ионного обмена, соответствующее ионно-молекулярному уравнению: HCN+ OH- =CN- +H2O. В молекулярном уравнении слабый электролит HCN записывается как он есть-в молекулярном виде, а источником свободных ионов ОН- должно быть сильное основание, например, КОН. Соответственно этому, молекулярное уравнение записывается: HCN+КOH=КCN+H2O. Для проверки правильности решения составляется ионно- молекулярное уравнение: HCN+К+ +OH- =К+ +CN- +H2O. После исключения из уравнения ионов Na+, не участвующих в реакции, получается итоговое сокращённое ионно-молекулярное уравнение: HCN+OH- =CN- +H2O. Как видно, результат аналогичен заданному условием, следовательно решение верно. Гидролиз солей. (Задачи №№ 81 – 100) Растворы и их концентрация. (Задачи №№ 1 – 20) Раствор представляет собой гомогенную смесь веществ переменного состава, состоящую из растворителя и растворённых веществ. В зависимости от агрегатного состояния растворителя раствор может быть жидким или твёрдым. Жидкими являются растворы газов, жидкостей или твёрдых веществ в жидких растворителях. В зависимости от природы растворителя различают водные и неводные растворы. Наиболее распространёнными и имеющими наибольшую важность являются водные растворы, которые и рассматриваются в контрольной работе. Важнейшей характеристикой любого раствора является его концентрация. Концентрация представляет собой отношение количества растворённого вещества к общему количеству раствора или растворителя. Существуют несколько способов выражения концентрации растворов, из которых в контрольной работе рассматриваются молярная, нормальная и процентная концентрации. Молярная концентрация (молярность) СМ равна отношению числа молей растворённого вещества nв к объёму раствора V: СМ=nв/V=mв/(M×V) (1.1) где mв – масса растворённого вещества в граммах, М – его молярная масса. Поскольку на практике объём жидкостей чаще всего выражают в литрах, молярная концентрация выражается в моль/л. Например, СМ=1моль/л – одномолярный раствор; СМ=0,1моль/л – децимолярный раствор и т.п. Для обозначения молярности растворов часто используется иная символика. Так записи 1М и 0,1М означают, соответственно, одно- и децимолярный растворы. Нормальная концентрация (нормальность) Сн равна отношению числа молей эквивалентов [1] растворённого вещества nэ к объёму раствора V: Сн=nэ/V=mв/(Мэ×V) (1.2) где mв – масса растворённого вещества в граммах, Мэ – его эквивалентная масса – масса 1 моля эквивалентов в граммах. Размерность нормальности – моль-экв/л. Например, Сн=2моль-экв/л – двунормальный раствор; Сн=0,01моль-экв/л – сантинормальный раствор. Как и в случае молярности, для обозначения нормальности можно пользоваться краткими записями: 2н – двунормальный раствор; 0,01н – сантинормальный раствор. Для нахождения эквивалентной массы вещества в растворе пользуются простыми соотношениями: Для кислоты HnAm: Mэ=M/n, где n – число ионов Н+ в кислоте. Например, эквивалентная масса соляной кислоты HCl находится: Мэ=М/1, т.е. численно равна молярной массе; эквивалентная масса фосфорной кислоты Н3РО4 равна: Мэ=М/3, т.е. в 3 раза меньше её молярной массы. Для основания Kn(OH)m: Мэ=М/m, где m – число гидроксид-онов ОН- в формуле основания. Например, эквивалентная масса гидроксида аммония NH4OH равна его молярной массе: Мэ=М/1; эквивалентная масса гидроксида меди (II) Cu(OH)2 в 2 раза меньше его молярной массы: Мэ=М/2. Для соли KnAm: Мэ=М/(n×m), где n и m, соответственно, количество катионов и анионов соли. Например, эквивалентная масса сульфата алюминия Al2(SO4)3 равна: Мэ=М/(2×3)=M/6. Процентной концентрацией раствора называется массовая доля растворённого вещества, выраженная в процентах. Массовая доля растворённого вещества w равна отношению его массы mв к общей массе раствора (mв+mр): w =(mв/(mв+mр))100% (1.3) Пример 1.1. V миллилитров раствора, полученного путём растворения mв грамм вещества в воде, имеет плотность, равную r г/см3. Рассчитать молярную, нормальную и процентную концентрацию раствора. Численные значения V, mв и r: V=200мл., mв=52,6г., r=1,16г/см3. Растворённое вещество – серная кислота H2SO4. Находим значение молярной и эквивалентной массы серной кислоты. Молярная масса: М=2×1+32+4×16=98г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/n=98/2=49г/моль-экв. Определяем молярность и нормальность раствора. По формуле (1.1): СМ=mв/(M×V)=52,6/(98×200×10-3)=2,7моль/л. [2] По формуле (1.2): Сн=mв/(Mэ×V)=52,6/(49×200×10-3)=5,4моль-экв/л. Для определения процентной концентрации находим массу заданного объёма раствора: (mв+mр)= r×V=1,16×200=232г. По формуле (1.3): w=(mв/(mв+mр))100%=(52,6/232)100%=22,67%. Пример 1.2. Раствор, процентная концентрация которого равна w, имеет плотность r. Определить молярность и нормальность раствора. Численные значения w и r: w=18%, r=1,1г/см3. Растворённое вещество – сульфат аммония (NH4)2SO4. Находим значение молярной и эквивалентной массы сульфата аммония. Молярная масса: М=2(14+4×1)+32+4×16=132г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/(n×m)=132/(2×1)=132/2=66г/моль-экв. Выбираем произвольный объём раствора, например V=1см3, и определяем его массу: (mв+mр)=r×V=1,1×1=1,1г. Из формулы (1.3) находим массу растворённого вещества: mв=(mв+mр) w/100% =1,1×18%/100% =0,198г. Определяем молярность и нормальность раствора. По формуле (1.1): СМ=mв/(M×V)=0,198/(132×1×10-3)=1,5моль/л. [3] По формуле (1.2): Сн=mв/(Mэ×V)=0,198/(66×1×10-3)=3моль-экв/л. Пример 1.3. Раствор, молярная концентрация которого равна СМ, имеет плотность r. Определить нормальную и процентную концентрацию раствора. Численные значения СМ и r: СМ=0,5моль/л, r=1,025г/см3. Растворённое вещество – фосфорная кислота Н3РО4. Находим значение молярной и эквивалентной массы фосфорной кислоты. Молярная масса: М=3×1+31+4×16=98г/моль. Эквивалентная масса: Мэ=М/n=98/3=32,67г/моль-экв. Выбираем произвольный объём раствора, например V=500мл., и из формулы (1.1) находим массу растворённого в нём вещества: mв=CM×M×V=0,5×98×500×10-3=24,5г. [4] По формуле (1.2) определяем нормальность раствора: Сн=mв/(Mэ×V)=24,5/(32,67×500×10-3)=1,5моль-экв/л. Находим массу выбранного объёма раствора: (mв+mр)=r×V=1,025×500=512,5г. Из формулы (1.3) определяем процентную концентрацию раствора: w=(mв /(mв+mр)100%=(24,5/512,5)100%=4,8%. Пример 1.4. Раствор, нормальная концентрация которого равна Сн, имеет плотность r. Определить молярную и процентную концентрацию раствора. Численные значения Сн и r: Сн=3 моль-экв/л, r=1,17г/см3. Растворённое вещество – карбонат калия К2СО3. Задача решается так же, как в примере 1.3. Можно использовать и другой вариант решения, который заключается в следующем. Определяем соотношение между молярной и эквивалентной массой карбоната калия: Мэ=М/(n×m)=M/(2×1)=M/2. C учётом этого соотношения по формуле (1.1) находим значение молярности раствора: СМ=mв/(M×V)= mв/(2Mэ×V). Согласно формуле (1.2) Сн=mв/(Mэ×V). Поэтому молярность раствора может быть выражена через его нормальность: СМ= mв/(2Mэ×V)=Сн/2=3/2=1,5моль/л. Далее, как и в примере 1.3., для определения процентной концентрации выбираем произвольный объём раствора, например 1л., и находим его массу: (mв+mр)=r×V=1,17×1×103=1170г. [5] Из формулы (1.1.) находим массу растворённого вещества: mв=CM×M×V=1,5×138×1=207г, где М=138г/моль – молярная масса К2СО3. И, наконец, по формуле (1.3) определяем процентную концентрацию раствора: w=(mв/(mв+mр))100%=(207/1170)100%=17,7%. Растворы электролитов. (Задачи №№ 21 – 40) Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. Вследствие диссоциации растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Образование ионов в расплаве происходит в результате разрушения ионной кристаллической решётки-это физический процесс. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя. По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично. Пусть KnAm-сильный электролит. Уравнение его диссоциации записывается как уравнение необратимого процесса: KnAm=nKm+ + mAn-. Например, Al 2 (SO 4) 3 =2Al3++3(SO 4)2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора. Пример 2.1. Концентрация ионов в 0,01М растворе гидроксида тетрамминмеди (II) [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2. Являясь сильным электролитом (см. ниже), гидроксид тетрамминмеди (II). в растворе диссоциирует на ионы полностью согласно уравнению: [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 =[Cu(NH 3 ) 4 ]2+ + 2OH-. Из уравнения видно, что при диссоциации 1 моля тетрамминмеди (II) образуется 1 моль комплексных катионов [Cu(NH 3 ) 4 ]2+ и 2 моля гидроксид-ионов OH-. Т.к. согласно условию раствор – сантимолярный, концентрация комплексных катионов, образующихся при полной диссоциации электролита, равна 0,01 моль/л, а концентрация ионов OH-- 0,02 моль/л. Если электролит KnAm-слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: КnAmÛnKm+ +mAn-. Такое равновесие называется ионным. Например, H2SO3Û2H+ +SO32-. Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации KKnAm, которая для слабого электролита KnAm записывается: KKnAm=([Km+]n[An- ]m)/[KnAm] (2.1) где [Km+] и [An-]-соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [KnAm]-равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. Например, для слабой кислоты H2SO3 (уравнение её диссоциации см. выше) константой диссоциации является выражение: КH2SO3=([H+]2[SO32-])/[H2SO3]. Величина константы диссоциации количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации. Универсальной количественной характеристикой диссоциации электролита является степень его диссоциации a, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов a=1(100%), для слабых - a<1(<100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение a<0,01(<1%). Поэтому в практических расчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора. Пример 2.2. Расчёт концентраций ионов в 0,01М растворе уксусной кислоты СН3СООН. Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение её константы диссоциации [6]. СН3СООНÛСН3СОО- + Н+; Ксн3соон=([СН3СОО-][Н+])/[СН3СООН]=1,75×10-5 Уксусная кислота – типичный слабый электролит со значением a»0,01. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН3СООН]=0,01моль/л. Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН3СОО- и Н+ равны. Следовательно выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн3соон=[Н+]2/[СН3СООН]. Из этого уравнения находим: [Н+]=[CH 3 COO-]=Ö Ксн3соон/[СН3СООН]= Ö1,75×10-5×0,01=Ö17,5×10-8=4,2×10-4. В общем виде для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КАÛ К+ +А-, концентрации ионов в растворе находятся из соотношения: [K+]=[A-]=Ö KKA×СМ (2.2) где KKA – константа диссоциации слабого электролита, а С М – его молярная концентрация. В отличие от константы диссоциации, величина которой зависит только от природы слабого электролита и температуры, на величину степени диссоциации слабого электролита сильное влияние оказывает также концентрация раствора, а именно, степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (при его разбавлении). Эта зависимость количественно устанавливается законом разбавления Оствальда, который в практических расчётов для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КАÛ К+ +А-, используется в виде: a»Ö KKA /СМ (2.3)
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-17; просмотров: 216; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 44.222.118.194 (0.169 с.) |