Правила техники безопасности при работе на кафедре химии

Введение

Приступая непосредственно к подготовке к занятию, найдите по номеру занятия соответствующие план подготовки к занятию и приложение к нему. Номер и дата занятия по расписанию указаны в календарно-методическом плане прохождения изучения дисциплины, который находится на доске учебной ин­формации на кафедре химии.

В плане подготовки к занятию приведены названия темы (тем) и перечень учебных вопросов, выносимых на занятие. Вам необходимо проработать рекомендованную в плане подготовки литературу (учебники, учебно-методические пособия, материалы лекций), в первую очередь, те источники, которые отмечены в разделе «Основная литература» в приведенном списке литературы.

Для проверки своей готовности к занятию (самоконтроля) необходимо выполнить задания из части А приложения к плану подготовки к лабораторному занятию. Задания различаются по назначению и степени сложности. Задания из этой части являются простыми – предназначены для проверки устоявшихся базовых постулатов и знаний, на воспроизведение материала лекции или учебника. Если выполнение этих заданий вызывает затруднения, то следует вернуться к изучению теоретического материала.

Если вы справляетесь с решением задач части А, то это означает, что вы имеете базовые знания по теме (темам) занятия, работа на котором под руководством преподавателя позволит вам систематизировать теоретические знания.

В ходе занятия под руководством преподавателя вы должны осуществить переход от задач части А к решению задач из части Б приложения, требующих более высокого уровня подготовленности.

Настоятельно рекомендуем готовиться к контрольным работам и зачету, используя задания части Б из приложений к планам подготовки к занятиям.

Обратите внимание, что при наличии лабораторной работы на занятии, кроме теоретических аспектов, вы должны четко представлять методику выполнения эксперимента. После выполнения лабораторной работы вам необходимо написать отчет и сдать его на проверку преподавателю.

Таким образом, перед изучающими дисциплину «Химия» при самостоятельной работе по подготовке к занятию стоят следующие задачи:

– изучить базисные вопросы по темам, которые входят в план предстоящего занятия;

– проверить свою готовность к занятию (самоконтроль) выполнением заданий из частей А и Б, приведенных в приложении к плану подготовки к занятию;

– ознакомиться с теоретическими основами и последовательностью действий при выполнении лабораторной работы на предстоящем занятии и написать отчет по лабораторной работе, выполненной на предыдущем занятии.

Желаем вам успехов в освоении дисциплины «Химия».

ПЛАНЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАНЯТИЯМ

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 1

 

ТЕМА:

Химическая термодинамика. Химическое равновесие

Литература для подготовки:

Лекция №1; [1] – С. 92–109, 114–124; [5] – С. 9, 10.

 

Базисные вопросы:

1. Основные понятия термодинамики. Термодинамические системы. Функции состояния.

2. Первый закон термодинамики. Понятие об энтальпии. Способы расчета изменения энтальпии в ходе химической реакции. Закон Гесса. Значение энтальпии для описания химических процессов в живых системах.

3. Второй закон термодинамики. Энтропия. Изменение энтропии при различных типах превращений химических веществ. Способы расчета энтропии. Энтропия как мера упорядоченности физико-химической системы.

4. Свободная энергия Гиббса. Методы ее расчета. Прогнозирование возможности самопроизвольного протекания химической реакции.

5. Обратимые и необратимые процессы. Основные понятия теории химического равновесия. Константа термодинамического равновесия и ее характеристики. Прогнозирование положения равновесия в химической реакции на основе его константы.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 1

Часть А

1. Определите тепловой эффект реакции

(кДж/моль)	FeO (тв)	+	H2 (г)	®	Fe (тв)	+	H2O (г)
DН^0298	-263,78						-241,84

 

Ответ:

Энергия поглощается, т.к. DНреакции > 0 (21,94 кДж/моль).

2. Установите возможное направление протекания реакции

А

+

6B

D

C

+

6D

при 30 ⁰С, если известно, что при данной температуре DН⁰_{реакции} равно -79,5 кДж/моль, а DS⁰_{реакции} составляет 92 Дж/моль×К.

Ответ:

Возможно протекание прямой реакции; DG^0реакции = -107,4 кДж/моль.

3. Напишитевыражения констант равновесия для следующих обратимых гомогенных и гетерогенных систем:

а) 2H₂ (г) + O₂ (г) D 2H₂O (г)

б) С (тв) + СО₂ (г) D 2СО (г)

в) NH₄OH D NH₄⁺ + ОН^-

4. В сосуде объемом 1 л смешали некоторое количество СО и Сl₂. После того, как система достигла равновесного состояния, в сосуде было обнаружено 0,5 моль COCl₂, 0,02 моль СО и 0,01 моль Сl₂. Вычислите константу равновесия системы

СO (г) + Cl₂ (г) D COCl₂ (г)

при той же температуре.

Ответ: 2,5·10^3.

Часть Б

1. Одноиз возможных метаболических превращений глюкозы - спиртовое брожение:

(кДж/моль)	С6Н12О6 (водн)	®	2С2Н5ОН (водн) + 2СО2 (г)
DG^o298	-916,34		-181,37	-385,86

Вычислите величину изменения энтропии этого процесса при 25 ⁰С, учитывая, что DH⁰₂₉₈ равно -77,2 кДж/моль.

Ответ: DSреакции = 0,473 кДж/моль×К.

2. Можно ли получить аммиак при стандартных условиях по реакции, приведенной ниже?

NH4Cl(тв)	+	NaОH(тв)	®	NaCl(тв)	+	H2О(г)	+	NH3(г)
DG^0298 (кДж/моль)
-343,64		-377,0		-348,0		-228,8		-16,64

Каков знак изменения энтропии этого процесса?

Как изменится вероятность протекания этой реакции при повышении температуры и почему?

Ответ:

Нельзя, т.к. DG^0реакции > 0 (127,2 кДж/моль). Вероятность повышается, т.к. DSреакции > 0.

3. Константа равновесия системы

2N₂ (г) + O₂ (г) D 2N₂O (г)

равна 12,1. Равновесные концентрации N₂ и N₂O составляют, соответственно, 0,2 и 0,84 моль/л. Найдите начальную и равно-весную концентрации O₂.

Ответ:

[O2]0 = 1,88 моль/л; [O2]р = 1,46 моль/л.

4. Вычислите начальные концентрации исходных веществ, константу равновесия (К_р) и DG⁰₂₉₈ реакции образования дипептида:

Ала + Гли D Ала-Гли,

если равновесные концентрации аланина, глицина и аланилглицина составляют, соответственно, 1,5 моль/л, 1,5 моль/л и 3×10^-3 моль/л.

Ответ:

[Ала ]0 = [Гли]0 = 1,503 моль/л; Кp = 1,33×10^-3; DG^о298 = 16,4 кДж/моль.

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 2

 

ТЕМА:

Способы выражения концентрации растворов

Литература для подготовки:

Лекция № 2; [1] – С. 129–130; [6] – С. 20–21, 24–25, 30–33.

Базисные вопросы:

1. Молярность, моляльность, мольная и массовая доли как способы выражения концентрации растворов. Определения, формулы для р а с ч е т о в и размерность различных способов выражения концентрации растворов.

2. Р а с ч е т ы при переводе одного способа выражения концентрации раствора в другой.

3. Основные способы приготовления растворов заданной концентрации. Р а с ч е т ы для приготовления растворов

– растворением вещества в растворителе;

– разбавлением более концентрированного раствора вещества;

– концентрированием разбавленного раствора путем добавления вещества;

– смешиванием растворов различных концентраций данного вещества.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 2

Часть А

1. Какова мольная доля фосфорной кислоты в растворе, содержащем 100 г Н₃РО₄ в 100 молях воды?

Ответ: 0,01.

2. Вычислите молярность 1%-ного раствора глюкозы (плотность раствора примите равной 1 г/мл).

Ответ: 5,6·10^–^2 моль/л.

3. Вычислите массовую долю нитрата серебра в растворе (плотность 1,18 г/мл) с молярной концентрацией 1,4 моль/л.

Ответ: 20,2%.

4. Рассчитайте моляльность 5 · 10^-5 М раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1 г/мл).

Ответ: 5·10^-^5 моль/кг Н2О.

Часть Б

1. Найдите массы йода и спирта, которые потребуются для приготовления 200 мл йодной настойки с плотностью 0,85 г/мл и массовой долей йода 5%.

Ответ:

m(спирта) = 161,5 г; m(I2) = 8,5 г.

2. Раствор содержит 50 г этиленгликоля (М = 62 г/моль) в 500 г воды. Рассчитайте моляльную концентрацию раствора и мольную долю в нем этиленгликоля.

Ответ:

Сm = 1,61 моль/кг Н2О; N = 0,028.

3. Раствор хлорида калия (плотность 1,13 г/мл) содержит 245,7 г соли в 1000 г воды. Вычислите моляльность, молярность и мольную долю соли.

Ответ:

Сm = 3,3 моль/кг Н2О; С = 3,0 моль/л; N = 0,056.

4. До какого объема необходимо разбавить 100 мл 36%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл), чтобы получить используемый при пониженной кислотности желудочного сока раствор (плотность 1,05 г/мл) с массовой долей кислоты 10%?

Ответ: 404,6 мл.

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 3

 

ТЕМА:

Коллигативные (физико-химические) свойства растворов

Литература для подготовки:

Лекция № 2; [1] – С. 129–139; [6] – С. 326–344.

Базисные вопросы:

1. Понятие о коллигативных свойствах растворов.

2. Закон Рауля и его следствия: понижение тем­пе­ратуры замерзания и повышение температуры кипения растворов неэлектролитов. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы, их размер­ность. Криометрия и эбулиометрия.

3. Явление осмоса, его значение для живых организмов. Осмотическое давление. Способы его определения и р а с ч е т а в растворах неэлектролитов. Изоосмия как основополагающий принцип гомеостаза. Гипо-, гипер- и изо­тонические растворы. Плазмолиз и гемолиз.

4. Особенности р а с ч е т а коллигативных свойств в растворах электролитов. Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей. Изотонический коэффициент (i), его физический смысл; взаимосвязь изотонического коэффициента и сте­пени диссоциации электролита (a).

ПРИЛОЖЕНИЕ № 3

Часть А

1. Рассчитайте температуру замерзания водного раствора, содержащего 50 г этиленгликоля (спирт, М = 62 г/моль) в 500 г воды.

Ответ: -3,0 ^0С.

2. Какую массу глицерина (спирт, М = 92 г/моль) следует прибавить к 0,5 л воды, чтобы повысить температуру ее кипения до 100,1 ⁰С?

Ответ: 9,0 г.

3. Рассчитайте осмотическое давление 2,05·10^-2 М раст­ вора глюкозы (сахар) при 25 ⁰С.

Ответ: 0,5 атм.

4. Какая масса глюкозы (сахар, М = 180 г/моль) содержится в 250 мл раствора (при 37 ⁰С), если этот раствор изотоничен крови?

Ответ: 13,5 г.

Часть Б

1. В 1 л воды растворили 9 г хлорида натрия (М = 58,5 г/моль) и 1 г глюкозы. Рассчитайте осмоляльность этого раствора.

Ответ: 0,313 моль/кг Н2О.

2. Раствор, содержащий 16,05 г Ba(NO₃)₂ (M = 261 г/моль) в 500 г воды, кипит при 100,12 ⁰С. Рассчитайте изотонический коэффициент соли в этом растворе.

Ответ: 1,91.

3. Осмотическое давление раствора, содержащего 7,45 г сахара в 0,625 л раствора, равно 0,812 атм при 12 ⁰С. На основании этих данных установите молекулярную массу сахара.

Ответ: 343 г/моль.

4. Определите осмотическое давление, которое может выдержать эритроцит, если гемолиз наблюдается в 0,3%-ном растворе (плотность 1 г/мл) хлорида натрия.

Ответ: 2,6 атм.

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 4

 

ТЕМА:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах сильных кислот и оснований

Литература для подготовки:

[1] – С. 144–145, 148–149; [2] – С. 88–92.

Базисные вопросы:

1. Ионноепроизведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН, рОН). Уравнение ионного произведения воды в логарифмическом виде. рН как критерий оценки кислотности среды (кислая, слабокислая, нейтральная, слабощелочная, щелочная).

Р а с ч е т ы:

– молярной концентрации ионов ОН^- (Н⁺) по заданной молярной концентрации ионов Н⁺ (ОН^-) в растворе;

– рН (рОН) по заданным молярным концентрациям ионов Н⁺ или ОН^- в растворах;

– молярных концентраций ионов Н⁺ и ОН^- в растворах по заданным значениям рН растворов.

2. Сильные кислоты и основания в свете теории электролитической диссоциации. Водные растворы сильных кислот и оснований как двухкомпонентные системы (кислота – вода, основание – вода). Диссоциация сильной кислоты (основания) и диссоциация воды – влияние первого процесса на смещение равновесия второго, выбор рН-определяющего процесса.

Р а с ч е т ы:

– рН растворов по заданным молярным концентрациям сильной кислоты (сильного основания) в растворе;

– молярных концентраций сильной кислоты (сильного основания) по заданным значениям рН растворов.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 4

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

Часть А

1. Рассчитайте концентрацию ионов ОH^- в растворе, если концентрация ионов H⁺ в нем составляет 10^-4 моль/л.

Ответ: 10^-^10 моль/л.

2. Вычислите рН растворов по известным концентрациям ионов:

1) [H⁺]: 10^-5 моль/л; 5·10^-9 моль/л;

2) [ОH^-]: 10^-2 моль/л; 6 ,3·10^-10 моль/л.

Ответ:

1) 5; 8,3; 2) 12; 4,8.

3. Рассчитайте концентрации ионов (моль/л)

1) H⁺ в растворах c рН равными 2; 4,8;

2) ОH^- в растворах с рН равными 9; 11,5.

Ответ:

1) 10^-^2 моль/л; 1,6·10^-^5 моль/л; 2) 10^-^5 моль/л; 3,2·10^-^3 моль/л.

4. Приведите записи двух процессов диссоциации – указанных ниже сильной кислоты или основания (процесс 1) и воды (процесс 2), происходящих в разбавленных водных растворах этих электролитов.

HCl, H₂SO₄, NaOH, Ba(OH)₂

5. Вычислите рН растворов с концентрациями хлороводорода 10^-3 и 10^-10 моль/л.

Ответ: 3; 7.

6. Рассчитайте молярную концентрацию азотной кислоты в растворе с рН равным 4.

Ответ: 10^-^4 моль/л.

Часть Б

1. Может ли рН воды отличаться от 7?

Ответ: да, если температура отлична от 25 ^0С.

2. Значения рН водных растворов находятся примерно в диапазоне (–1)¸15. Объясните, какими факторами это определяется. В частности, почему рН раствора не может равняться 20 или –5?

3. Рассчитайте рН растворов серной кислоты с концентрациями 2·10^-3, 5·10^-8 и 10^-11 моль/л.

Ответ: 2,4; 6,8; 7.

4. Рассчитайте рН растворов гидроксида натрия с концентрациями 5·10^-2, 10^-7 и 10^-10 моль/л.

Ответ: 12,7; 7,2; 7.

5. Рассчитайте концентрации (моль/л) гидроксида калия в растворах с рН равными 9 и 7,1.

Ответ:

10^-^5 и 4,7·10^-^8 моль/л.

6. Что вы можете сказать о молярной концентрации (С₀) гидроксида бария в растворе, если рН раствора примерно равняется 7,0?

Ответ: С0 ≤ 5·10^-^9 моль/л.

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 5

 

1. ТЕМА:

Ионная сила раствора. Активная концентрация иона

 

Литература для подготовки:

Лекция № 2; [1] – С. 140; [5] – С. 18; [6] – С. 27–29.

Базисные вопросы:

1.1. Соли в свете теории электролитической диссоциации. Ионная сила раствора (I) и активная концентрация (а, моль/л) иона как понятия, характеризующие растворы сильных электролитов (солей, сильных кислот и оснований). Взаимосвязь активной концентрации (активности) иона с его аналитической концентрацией (С₀, моль/л), коэффициент активности (g) иона. Зависимость g от I, формула Дебая – Хюккеля. Средние коэффициенты активности ионов.

Р а с ч е т ы:

– ионной силы раствора для электролитов разных типов;

– активной концентрации иона по заданной аналитической концентрации электролита.

1.2. Р а с ч е т рН водных растворов сильных кислот и оснований с учетом ионной силы раствора (через активные концентрации протонов и гидроксил-ионов).

ПРИЛОЖЕНИЕ № 5.1

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

Часть А

1. Запишите процессы диссоциации следующих солей в разбавленных растворах

NaCl, CaCl₂, AlCl₃, Na₃PO₄, Na₂SO₄, CuSO₄, Al₂(SO₄)₃.

2. Для раствора NaCl выведите формулу, связывающую ионную силу (I) с аналитической концентрацией электролита (С₀, моль/л).

Ответ: I = С0.

3. Вычислите коэффициент активности (используя формулу Дебая – Хюккеля) и активность иона Na⁺ в растворе хлорида натрия с концентрацией 10^–2 моль/л.

Ответ: 0,89; 8,9·10^–3 моль/л.

Часть Б

1. Для раствора Н₂SO₄ выведите формулу, связывающую ионную силу (I) с аналитической концентрацией кислоты (С₀, моль/л).

Ответ: I = 3С0.

2. Вычислите коэффициент активности иона Н⁺ в 0,1 М растворе серной кислоты и сравните его со средним коэффициентом активности из соответствующей таблицы в [5].

Ответ: 0,66 и 0,66.

3. Рассчитайте рН 1 М раствора гидроксида натрия без учета ионной силы раствора (а = С₀) и учитывая ионную силу раствора (а ≠ С₀).

Ответ: 14 и 13,47.

 

2. ТЕМА:

Слабые электролиты. Обменные взаимодействия в растворах электролитов

 

Литература для подготовки:

[1] – С. 150–151; [5] – С. 19, 21, 26; [6] – С. 92–93.

Базисные вопросы:

2.1. Диссоциация слабых кислот и оснований в водных растворах. Понятия: константа диссоциации кислоты (К_а, константа кислотности), константа диссоциации основания (К_b, константа основности), степень диссоциации слабого электролита. Сравнение слабых кислот по силе: критерии и оценка.

2.2. Прогнозирование направления протекания обменных взаимодействий в растворах электролитов:

– кислота + основание (реакции нейтрализации);

– соль + вода (гидролиз соли);

– соль + кислота;

– соль + основание.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 5.2

Часть А

1. Для указанных ниже соединений приведите записи их диссоциации в разбавленных водных растворах.

CH₃COOH, Н₂СО₃, H₃PO₄, NH₄OH.

2. Для приведенных ниже кислот запишите выражения констант кислотности (К_а). Укажите, какая из кислот является более сильной.

HCN, HCOOH, CH₃COOH.

3. Для следующих пар электролитов оцените возможность протекания обменных взаимодействий в водном растворе.

а) HCl + NaOH; б) HCl + CH₃СOONa; в) HCl + NH₄OH;

г) HCl + NaBr; д) CH₃СOONa + H₂O; е) NaBr + NH₄OH.

Ответ: возможны а, б, в, д.

Часть Б

1. Расположите указанные ниже соединения в порядке возрастания их кислотных свойств.

а) Н₂СО₃; б) NaНСО₃; в) H₃PO₄;

г) NaH₂PO₄; д) Na₂HPO₄; е) CH₃COOH.

Ответ: д, б, г, а, е, в.

2. Оцените возможность протекания указанных ниже взаимодействий и составьте уравнения реакций.

а) H₂SO₃ (избыток) + Na₂CO₃;

б) H₂SO₃ + Na₂CO₃ (избыток);

в) H₂SO₃ + Na₂CO₃ (в молярном соотношении 1:1).

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 6

 

ТЕМА:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах слабых кислот и оснований

 

Литература для подготовки:

[1] – С. 150–151; [5] – С. 19, 21, 26; [6] – С. 92–94.

Базисные вопросы:

1. Водные растворы слабых одноосновных кислот: зависимость концентрации ионов Н⁺ ([Н⁺], моль/л) от константы кислотности (К_а) и концентрации кислоты (С₀, моль/л).

Водные растворы слабых однокислотных оснований: зависимость концентрации ионов ОН^- ([ОН^-], моль/л) от константы основности (К_b) и концентрации основания (С₀, моль/л).

Формулы, связывающие параметры:

– К_а, С₀, [Н⁺] (раствор кислоты);

– К_b, С₀, [ОН^-] (раствор основания).

2. Степень диссоциации (a) слабого электролита, ее взаимосвязь с концентрацией протонов (раствор кислоты) или с концентрацией гидроксильных ионов (раствор основания). Зависимость a от константы кислотности (основности) и концентрации электролита.

Формулы, связывающие параметры:

– К_а, С₀, a (раствор кислоты);

– К_b, С₀, a (раствор основания).

3. Р а с ч е т ы:

– рН раствора кислоты (основания) по заданным значениям К_а, С₀ (К_b, С₀);

– С₀ кислоты (основания) по заданным значениям К_а (К_b) и рН раствора;

– К_а (К_b) по заданным значениям С₀ кислоты (основания) и рН раствора.

4. Водные растворы слабых многоосновных кислот: выбор рН-определяющего процесса.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 6

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

Часть А

1. Изобразите диссоциацию следующих электролитов в водном растворе:

CH₃COOН, HCOOН, NH₄OH, Н₂СO₃, Н₃PO₄.

2. Вычислите рН децимолярного (0,1 М) раствора уксусной кислоты и степень диссоциации кислоты.

Ответ:

2,9; 1,3 %.

3. Рассчитайте концентрацию (моль/л) молочной кислоты (слабая одноосновная кислота) в растворе с рН равным 2,8.

Ответ: 1,8·10^-^2 моль/л.

4. При какой концентрации (моль/л) раствора степень диссоциации NH₄OH будет равна 5%?

Ответ: 7,2·10^-^3 моль/л.

Часть Б

1. Вычислите рН двух растворов муравьиной кислоты с концентрациями 0,18 и 1,8·10^-3 моль/л.

Ответ: 2,2 и 3,5.

2. Дан водный раствор аммиака (NH₄Oh) с концентрацией 1,8·10^-3 моль/л. Рассчитайте его рН и степень диссоциации основания.

Ответ: 10,3; 10%.

3. Рассчитайте предельное значение рН раствора угольной кислоты, учитывая, что максимальная растворимость СO₂ составляет 4,5·10^-2 моль/л, и концентрация угольной кислоты не может превышать этой величины.

Ответ: 3,85.

4. Рассчитайте концентрацию (моль/л) уксусной кислоты в растворе с рН равным 5.

Ответ: 1,6·10^-^5 моль/л.

5. Раствор одноосновной слабой кислоты (НА) с концентрацией 10^-2 моль/л имеет рН равный 2,54. Рассчитайте константу диссоциации (кислотности) кислоты.

Ответ: 1,2·10^-^3.

6. При какой концентрации (моль/л) муравьиной кислоты 50% ее находится в растворе в недиссоциированном состоянии?

Ответ: 3,6·10^-^4 моль/л.

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 7

 

ТЕМА:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах солей

 

Литература для подготовки:

[1] – С. 151–154; [5] – С. 19, 21, 26; [6] – С. 96–105.

Базисные вопросы:

1. Гидролиз солей. Уравнения гидролиза в ионном виде. Константа гидролиза (К_гидр), ее зависимость от силы слабого электролита (кислоты, основания), входящего в состав соли.

Формулы, связывающие параметры:

– К_гидр и К_а (гидролиз по аниону);

– К_гидр и К_b (гидролиз по катиону).

Р а с ч е т константы гидролиза.

2. Водные растворы солей слабых одноосновных кислот: зависимость концентрации ионов ОН^- ([ОН^-], моль/л) от константы гидролиза и концентрации (С₀, моль/л).

Водные растворы солей слабых однокислотных оснований: зависимость концентрации ионов Н⁺ ([Н⁺], моль/л) от константы гидролиза и концентрации соли (С₀, моль/л).

Формулы, связывающие параметры:

– К_гидр, С₀, [ОН^-] (гидролиз по аниону);

– К_гидр, С₀, [Н⁺] (гидролиз по катиону).

3. Степень гидролиза (b) соли, ее взаимосвязь с [ОН^-] (гидролиз по аниону) или [Н⁺] (гидролиз по катиону). Зависимость b от константы гидролиза и концентрации соли.

Формулы, связывающие параметры К_гидр, С₀, b.

4. Водные растворы средних солей слабых многоосновных кислот: выбор рН-определяющего процесса.

5. Р а с ч е т ы:

– рН раствора соли известного состава при заданном значении С₀;

– С₀ соли известного состава при заданном значении рН раствора;

– К_а (гидролиз по аниону) и К_b (гидролиз по катиону) по заданным значениям С₀ соли и рН раствора.

6. Водные растворы кислых солей слабых многоосновных кислот: диссоциация и гидролиз аниона как конкурирующие процессы. Оценка кислотности среды и р а с ч е т рН.

 

ПРИЛОЖЕНИЕ № 7

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

Часть А

1. Для гидролизующихся солей из указанных ниже составьте уравнения гидролиза в ионном виде.

NaCl, Ca(NO₃)₂, AlCl₃, CH₃COONa, CH₃COONH₄, K₂S.

2. Для приведенных ниже солей рассчитайте константы гидролиза. Укажите, какая из них более полно подвергается гидролизу.

KCN, CH₃COONa, NH₄Cl.

Ответ: KCN.

3. Определите, при какой молярной концентрации соли NH₄Cl степень ее гидролиза в растворе составит 1%.

Ответ: 5,6·10^-^6 моль/л.

4. Вычислите рН децимолярных (0,1 М) растворов солей:

NaCl, CH₃COONa, NH₄Cl.

Ответ: 7; 8,9; 5,1.

5. Рассчитайте концентрацию (моль/л) соли NH₄Cl в растворе с рН равным 5.

Ответ: 0,18 моль/л.

6. Изобразите процессы, протекающие в водном растворе соли NaHS. Оцените кислотность среды.

Ответ: слабощелочная.

Часть Б

1. Рассчитайте рН раствора формиата натрия (НСООNa) с концентрацией 0,5 М.

Ответ: 8,7.

2. Рассчитайте рН децимолярного раствора фосфата натрия и степень гидролиза соли.

Ответ: 12,5; 34,7%.

3. Рассчитайте концентрацию (моль/л) сульфида натрия в растворе с рН равным 12. Можно ли приготовить раствор ацетата натрия с таким же значением рН?

Ответ:

1,3·10^-^2 моль/л; нельзя.

4. Рассчитайте рН раствора хлорида аммония с концентрацией соли 0,5 моль/л с учетом ионной силы раствора, используя средний коэффициент активности соли из соответствующей таблицы в [5].

Ответ: 4,9.

5. При каких кислотно-основных нарушениях в организме можно использовать растворы питьевой соды (NaНСО₃) и в каком диапазоне концентраций?

Ответ: при ацидозах.

6. Рассчитайте рН децимолярных растворов Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄. Изобразите протекающие в растворах процессы, определяющие рН.

Ответ: 9,8 и 4,7.

 

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К лабораторному ЗАНЯТИЮ № 8

 

ТЕМА:

Буферные растворы

 

Литература для подготовки:

Лекция № 3; [1] – С. 155–166; [5] – С. 30; [6] – С. 128–142.

Базисные вопросы:

1. Буферные растворы: понятие, классификация, механизм действия. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая (на примере глициновой).

2. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха (вывод и пределы применимости) для кислотного буфера и основного буфера.

Р а с ч е т ы параметров буферных растворов с использованием уравнения Гендерсона – Гассельбаха:

– рН по заданным количествам вещества (концентрации, объему раствора, массе) компонентов буфера;

– количества вещества компонентов буфера (концентрации, объема раствора, массы) по заданному значению рН.

3. Зона буферного действия и буферная емкость. Буферная емкость по кислоте, буферная емкость по щелочи. Понятия ацидоза и алколоза. Щелочной резерв крови. Выбор буферного раствора под цель эксперимента.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 8

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

Часть А

1. Выберите из указанных ниже пары соединений, из которых можно приготовить буферные растворы.

а) HCl и KCl, б) HCOOH и HCOOK,

в) NH₄OH и NH₄Cl, г) NaOH и NaCl,

д) NaHCO₃ и Na₂CO₃, е) NaOH и CH₃COOH.

К какому типу буферных систем они относятся?

Ответ: б, в, д, е.

2. Изобразите процессы, характеризующие поведение компонентов ацетатного буфера в водном растворе. В качестве соли используйте ацетат натрия.

Напишите реакции, протекающие при добавлении к ацетатному буферу HCl; NaOH.

3. В 1 литре раствора содержится 0,05 моля ацетата калия и 0,02 моля уксусной кислоты. Рассчитайте рН этого раствора.

Ответ: 5,1.

4. К 100 мл 0,05 М раствора хлорида аммония добавили 100 мл 0,02 М раствора аммиака. Рассчитайте рН полученного раствора.

Ответ: 8,9.

5. Что такое буферная емкость?

При каком соотношении концентраций компонентов буферного раствора его буферная емкость максимальна и каково при этом значение рН раствора?

6. Что такое щелочной резерв крови и почему это понятие связано с гидрокарбонатной буферной системой?

Часть Б

1. Почему рН буферного раствора зависит от разбавления?

2. Какой объем 0,2 М раствора ацетата калия следует добавить к 500 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты для получения раствора, величина рН которого равна 5,05?

Ответ: 500 мл.

3. В каком объемном соотношении смешаны децимолярные растворы гидрофосфата калия и дигидрофосфата натрия, если получен раствор с рН равным 6,21?

Ответ: V(K2HPO4): V(NaH2PO4) = 1:10.

4. Какую массу гидроксида калия надо добавить к 500 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты для получения раствора с рН равным 4,45?

Ответ: 935 мг.

5. К 100 мл 0,05 М раствора хлорида аммония добавили 100 мл 0,02 М раствора гидроксида калия. Рассчитайте рН полученного раствора.

Ответ: 9,1.

6. Даны 4 буферные системы: аммонийная (1), ацетатная (2), гидрокарбонатная (3), фосфатная (4). Какие из них можно использовать для поддержания рН в ходе эксперимента:

– на уровне 5,5;

– на уровне 5,5, если известно, что в ходе эксперимента выделяются гидроксильные ионы;

– на уровне 5,5, если известно, что в ходе эксперимента выделяются протоны?

Ответ: 2, 3; 3; 2.

 

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

К Лабораторному ЗАНЯТИЮ № 9

 

ТЕМА:

Контрольная работа № 1

Литература для подготовки:

Литература для подготовки к лабораторным занятиям №№ 2–8 и конспекты работы на занятиях.

Базисные вопросы:

1. Способы выражения концентрации растворов.

2. Коллигативные (физико-химические) свойства растворов.

3.Кислотно-основные равновесия в водных растворах сильных кислот и оснований.

4.Кислотно-основные равновесияв водных растворах солей, слабых кислот и оснований.

5.Буферные растворы.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 9

Примечание. Растворы, указанные в задачах, водные и даны при температуре 25 ⁰С.

1.1. Какой объем воды следует прибавить к 400 г 25%-ного раствора нитрата натрия, чтобы получить 10%-ный раствор?

Ответ: 600 мл.

1.2. Какую массу хлорида натрия надо добавить к 200 г его 3%-ного раствора, чтобы получить раствор с массовой долей соли 10%?

Ответ: 15,6 г.

2.1. Вычислите массу хлорида натрия, которую необходимо добавить на каждый килограмм льда, чтобы он растаял при –5 ⁰С. Кажущаяся степень диссоциации соли в этом растворе составляет 90%.

Ответ: 82,8 г.

2.2. Вычислите осмотическое давление 20%-ного раст-вора (плотность 1,1 г/мл) сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ (М = 342 г/моль) при 37 ⁰С.

Ответ: 16,3 атм.

3.1. Рассчитайте рН раствора с концентрацией серной кислоты: а) 2×10^-3 моль/л; б) 2×10^-11 моль/л.

Ответ: а) 2,4; б) 7.

3.2. Рассчитайте молярную концентрацию Ba(OH)₂ в растворе с рН равным: а) 7,1; б) 10.

Ответ:

а) 2,35×10^-^8 моль/л; б) 5×10^-^5 моль/л.

4.1. Вычислите молярную концентрацию карбоната натрия в растворе с рН равным 9,0.

Ответ: 1,05×10^-^5 моль/л.

4.2. Рассчитайте рН 0,2 М раствора уксусной кислоты и ее степень диссоциации.

Ответ: 2,72; 0,95 %.

5.1. К 120 мл 0,2 М раствора аммиака добавили 80 мл 0,05 М соляной кислоты. Рассчитайте рН полученного раствора.

Ответ: 9,95.

5.2. Какую массу формиата натрия следует добавить к 100 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты, чтобы получить раствор с рН равным 4,05?

Ответ: 1,36 г.

 

ПЛАН ПОДГОТОВКИ

ПРИЛОЖЕНИЕ № 10

Часть А

1. Запишите уравнения гетерогенных равновесий, устанавливающихся при образовании насыщенных водных растворов следующих труднорастворимых солей:

а) AgCl; б) Ag₂CO₃; в) Ag