Методика рішення задач з теми “Розчини сильних та слабких електролітів. Визначення рН розчинів”.

Щоб розв’язати задачи з цієї теми, треба знати закон Оствальда, та його математичний запис для слабких електролітів:

                                                                       (1)

                                                                             (2)

 та i  зв’язані між собою співвідношенням ,  (3)

де К_Д - константа дисоціації,

С_М – молярна концентрація розчину,

 - ступінь дисоціації,

 - ізотонічний коефіцієнт,

n - число іонів, утворених при дисоціації молекул електроліту,

(слабкі електроліти мають α<2%, К_Д<10^-5, сильні електроліти мають α>30%, К_Д>10^-2).

Для розв’язання розрахункових задач з визначення характеру реакції розчину користуються формулами:

[H⁺]·[H^-]=10^-14                                                                            (5)  ;       

рН=-lg[H⁺]                                                                                 (6),                   

якщо рН<7, [H⁺]>10^-7 моль/л – середовище кисле; pH=7, [H⁺]»10^-7 моль/л – нейтральне; pH>7,   [H⁺]<10^-7 моль/л – лужне;

 

рОН=-lg[OH^-]                                                                             (7);                  

 рН+рОН=14                                                                               (8).

 

Алгоритм розв ’ язання задач

1. Визначити умови задачі та записати рівняння дисоціації.

1. 2. Вибрати потрібну формулу.

2. 3. Підставити данні задачі і провести розрахунок.

3. 4. Зробити висновок.

Приклад розв ’ язання задачі за алгоритмом

Визначити  і рН 0,1 М розчину NH₄OH, . Зробити висновки про силу електроліту та реакцію середовища.

З формули (2) знаходимо

0,1 М розчин NH₄OH – слабкий електроліт ( =1%, К_Д=10^-5)

Запишемо рівняння дисоціаціі

Концентрація ОН^—іонів в розчині дорівнює

 моль/л.

З формули (7) рОН=-lg[OH^-]=3.

З формули (8) pH+pOH=14→ pH=14-pOH=14-3=11;

pH>7, середовище в розчині NH₄OH – лужне.

 

Висновок:0,1 М розчин NH₄OH – слабкий електроліт ( =1%, К_Д=10^-5)

              pH>7, середовище в розчині NH₄OH – лужне.

 

Методика р ішення задач з теми «Гальванічні елементи»

Щоб розв’язати задачі з цієї теми, треба знати будову гальванічних елементів (ГЕ), їх види, стадії роботи, мати уяви про стандартний електродний потенціал (Е⁰, В), рівняння Нернста для розрахунку електродного потенціалу (Е⁰, В), його залежність від різних факторів, розрахунок ЕРС (ΔЕ), правила запису електрохімічних формул ГЕ, напіврівняння анодного і катодного процесів, обчислювання можливості роботи ГЕ.

Головне, що треба знати при розв’язанні цих задач, що:

Анод (А) – це більш активний електрод з меншим значенням електродного потенціалу;

Катод (К) - це менш активний електрод з більшим значенням електродного потенціалу;

При роботі ГЕ анод окислюється, а на катоді йде відновлення електроліту, у який він занурен.

Рівняння Ернста                                       (1),

де Е, Е⁰ – відповідно електрдний та стандартний електродний потенціали металу,

n – кількість електронів, що приймають участь в електродному процессі,

С_М – молярна концентрація розчину солі металу.

Можливість роботи ГЕ обчислюють за допомогою значення вільної енергії Гіббса                                                                    (2),

де n – кількість електронів, що приймаютьучасть в електродному процесі, F – стала Фарадея (96500 Кл/моль),

ЕРС (ΔЕ), ЕРС=Е_К-Е_А                                                                              (3).