По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли. 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.



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:

+]=[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+-, 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+-, используется в виде:

a»Ö KKAМ (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-2СО3=ВаСО3+ 2Н++2Cl-.

После исключения из уравнения не изменяющихся в ходе реакции хлорид-ионов получаем итоговое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+2СО3=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)22СО3=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- + +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:

+]=[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+-, 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+-, используется в виде:

a»Ö KKAМ (2.3)



Поделиться:


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.)