411-obschaya-himiya-6mb

Из приведенной формулы легко выразить молярную массу:

Молекулярная масса растворенного вещества Mr = 123.

4.2. Вариант программированного контроля по теме «Общие свойства растворов»

1.Рассчитайте процентную концентрацию 5 М раствора серной кислоты плотностью 1,3 г/см3.

2.Определите массу хлороводорода, который нужно растворить в 500 мл воды для получения четырехмоляльного раствора.

3.При 0 °С давление пара диэтилового эфира составляет 52,0 кПа. Найдите для этой температуры давление пара над раствором, в кото- ром на 0,5 моль эфира приходится 0,05 моль анилина.

4.Вычислите массу осадка, который образуется при действии избытка раствора хлорида калия на 100 мл 0,5 М раствора нитрата серебра.

5.Вычислите массу перманганата калия, который выделится при

охлаждении до 25 °С 100 г насыщенного при 60 °С раствора, если растворимость соли при этом понижается от 25 до 8 г на 100 г воды.

Ответы

Решения

1. Пусть имеется 1 л данного в задаче раствора серной кислоты. Масса этого раствора

mр-ра = Vρ = 1000 см3 1,3 г/см3 = 1300 г.

В 1 л раствора, согласно определению молярной концентрации, со- держится 5 моль серной кислоты. Вычислим массу серной кислоты:

m(H2SO4) = n(H2SO4)М(H2SO4) = 5 моль 98 г/моль = 490 г.

Процентная концентрация, или массовая доля, серной кислоты определяется выраженным в процентах отношением массы кислоты к массе раствора:

w = m(H2SO4 ) 100 % = 490 100 % = 37,7 %. mр-ра 1300

71

2. Данная в задаче концентрация раствора хлороводорода 4 моль/кг означает, что на 1 кг воды приходится 4 моль HCl. Плот- ность воды равна 1 г/см3, поэтому масса 500 мл воды равна 500 г.

Отсюда х = 2 моль HCl.

М(HCl) = 36,5 г/моль; m(HCl) = 2 36,5 = 73 г.

3. Зависимость давления насыщенного пара над раствором выра- жается законом Рауля:

где Р0A и РA – давление насыщенного пара диэтилового эфира над чистым растворителем и раствором;

xB – молярная доля анилина в растворе.

Рассчитаем молярную долю анилина в растворе:

Вычислим давление пара эфира над раствором:

PA = PA0 − PA0 xB = 52,0 − 52,0 0,0909 = 47,3 кПа.

4. Составим уравнение реакции, протекающей при взаимодейст- вии хлорида калия и нитрата серебра:

KCl + AgNO3 = AgCl↓ + KNO3.

Из уравнения реакции следует, что n(AgCl) = n(AgNO3).

В100 мл 0,5 М раствора нитрата серебра содержится 0,5 0,1 =

=0,05 моль AgNO3, следовательно, n(AgCl) = 0,05 моль. Вычислим массу AgCl:

M(AgCl) = 143,5 г/моль; m(AgCl) = n(AgCl) M(AgCl) = = 0,05 143,5 = 7,18 г.

5. По условию задачи при 60 °С растворимость перманганата ка- лия составляет 25 г на 100 г Н2О, следовательно, в растворе массой

72

125 г содержится 25 г KMnO4. Массу перманганата калия в исходном растворе найдем из пропорции:

Отсюда х = 20 г.

Таким образом, в 100 г раствора содержится 20 г перманганата калия и 80 г воды. Определим массу соли, которая будет приходить- ся на 80 г воды в охлажденном растворе. Растворимость пермангана- та калия при 25 °С составляет 8 г на 100 г Н2О, т.е. в охлажденном растворе на 100 г воды приходится 8 г KMnO4. Массу перманганата калия найдем из пропорции:

Отсюда х = 6,4 г.

Следовательно, из раствора выделилось 20 – 6,4 = 13,6 г KMnO4.

73

ГЛАВА 5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Важнейшие понятия. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики диссоциации: степень диссоциации, изотонический коэффициент Вант-Гоффа, кон- станта диссоциации слабых электролитов. Применимость закона Рау- ля и следствий из него для растворов электролитов. Закон разбавления Оствальда. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН раствора, шкала рН. Реакции ионного обмена в растворах. Гидролиз солей. Константа и степень обратимого гидролиза.

Следует уметь. Записывать уравнения диссоциации кислот, ос- нований, солей. Составлять уравнения реакций ионного обмена в мо- лекулярной, полной и сокращенной ионной формах. Рассчитывать концентрации ионов в растворах. Вычислять рН растворов кислот и оснований. Составлять уравнения гидролиза солей. Определять константу и степень гидролиза по значению константы диссоциа- ции слабого электролита. Рассчитывать рН растворов солей. Объ- яснять влияние температуры и концентрации ионов на смещение равновесия процессов диссоциации и гидролиза.

Электролиты – вещества, водные растворы которых проводят электрический ток. Это происходит вследствие того, что при раство- рении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на заряжен- ные частицы – ионы. Ионы с положительным зарядом называются катионами, с отрицательным зарядом – анионами.

К веществам-электролитам относятся кислоты, основания и соли. Диссоциация происходит следующим образом:

1.Кислоты: HCl → H+ + Cl–; H2SO4 → 2H+ + SO42–.

2.Основания (щелочи): NaOH → Na+ + OH–; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH–.

3.Соли: CuSO4 → Cu2+ + SO42–; Fe(NO3)3 → Fe3+ + 3NO3–;

K3PO4 → 3K+ + PO43–.

5.1. Как решать задачи по теме «Растворы электролитов»

Количественные характеристики диссоциации. Водородный показатель

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации α, которая показывает долю распавшихся на ионы молекул от общего числа молекул растворенного вещества. Все

74

электролиты можно разделить на две группы (сравнение электроли- тов проводят для одной и той же концентрации растворов – 0,1 н.):

сильные электролиты, для которых α > 30 %, и слабые, для кото-

рых α < 3…5 %. Диссоциация слабых электролитов происходит об- ратимо, равновесие смещено влево:

HCN H+ + CN–.

Вслучае многоосновной кислоты диссоциация проходит ступенчато:

1)H2S H+ + HS–;

2)HS– H+ + S2–.

Суммарное уравнение диссоциации: H2S 2H+ + S2–.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов увеличивается при уменьшении концентрации раствора. В разбав- ленных растворах сильных электролитов степень диссоциации близ- ка к 1. Степень диссоциации слабых электролитов стремится к 1 при бесконечном разбавлении раствора.

Экспериментально степень диссоциации можно определить, из- мерив электропроводность раствора электролита, как это будет де- латься в лабораторной работе (см. п. 5.3). Второй способ экспери- ментального определения степени диссоциации связан с использова- нием закона Рауля (см. гл. 4). Закон Рауля и следствия из него при- менимы к растворам электролитов, если в формулы ввести попра- вочный коэффициент i (изотонический коэффициент Вант-Гоффа):

Τкип = iKэбcm; Τкр = iKкрcm.

Измерение Τкип или Τкр позволяет рассчитать i, после чего вы- числить α (см. пример 5.2, а также задачу 3 программированного контроля в п. 5.4).

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа i – количественная характеристика процесса диссоциации, равная отношению общего числа частиц растворенного вещества (и молекул, и ионов) к исход- ному числу молекул в растворе. Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации следующим соотношением:

α= i − 1 , n − 1

где n – число ионов, образующихся при диссоциации одной молеку- лы электролита.

75

Например, для HCN и CuSO4 n = 2, для H2SO4 и Ba(OH)2 n = 3, для

Fe(NO3)3 и K3PO4 n = 4. Максимальное значение изотонического ко- эффициента соответствует 100%-ной диссоциации: i = iмакс = n при α = 1. Таким образом, для растворов электролитов

0 < α ≤ 1;

1 < i ≤ n.

Для слабых электролитов количественной характеристикой про- цесса диссоциации является константа диссоциации Kд (константа равновесия процесса диссоциации). Например, для циановодородной кислоты HCN:

Κд = [CN− ] [H+ ]. [HCN]

Константа диссоциации слабого электролита при заданной темпе- ратуре не зависит от концентрации. Чем ниже константа диссоциа- ции, тем слабее электролит.

Константы диссоциации слабых электролитов внесены в справоч- ники [13–15]. Значения констант диссоциации для ряда кислот и ос- нований приведены в приложении 8.

Если диссоциация происходит ступенчато, как в случае сероводо- родной кислоты (см. выше), то каждая ступень характеризуется сво- ей константой диссоциации: Kд1 – для первой ступени диссоциации, Kд2 – для второй и т.д.

Константа суммарного процесса диссоциации слабого электроли- та равна произведению констант по каждой ступени. Например, кон- станта диссоциации сероводородной кислоты:

Kд(H2S) = Kд1Kд2 = 1,05·10–7 1,23·10–13 = 1,29·10–20.

По закону разбавления Оствальда для слабых бинарных элек-

тролитов, диссоциирующих на один катион и один анион:

K= cα2 .

д1− α

Так как α << 1, то 1 – α ≈ 1, и для расчетов используют формулу

Kд = cα2 .

Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению:

76

H2O H+ + OH–.

(Более точно процесс диссоциации воды отражает уравнение:

2H2O H3O+ + OH–.

Выражение для константы диссоциации:

Κд = [H+ ] [OH− ]. [H2O]

Входящая в знаменатель этого выражения концентрация воды [H2O] является постоянной величиной, и в качестве константы, ха- рактеризующей диссоциацию воды, обычно рассматривается ионное произведение воды Kв:

Kв = [H+]·[OH–].

При температуре, близкой к стандартной, а именно при 22 °С, Kв = 10–14 (при стандартной температуре 25 °С Kв = 1,008 10–14).

В качестве характеристики водных растворов используется рН –

водородный показатель: рН = − lg [H+].

Водородный показатель меняется от 0 до 14. Шкала рН:

Вкислотной среде рН < 7.

Внейтральной среде рН = 7.

Вщелочной среде рН > 7.

Также используется рОН – гидроксидный показатель: рОН = −lg [OH–]. При логарифмировании выражения для ионного произведения воды получаем

рН + рОН = 14.

Приблизительно оценить водородный показатель растворов мож- но с помощью кислотно-основных индикаторов – органических ве- ществ, меняющих свою окраску при изменении кислотности среды. Информация о составе и свойствах индикаторов содержится в спра- вочниках [14, 15]. Окраска и области перехода трех важнейших ин- дикаторов приведены в приложении 6. Сочетая несколько индикато- ров, готовят универсальный индикатор, позволяющий определить рН

77

в интервале, охватывающем практически всю шкалу, с точностью

±0,5. С большой точностью водородный показатель измеряют с по- мощью специальных приборов – рН-метров.

Приступая к решению задач по теме «Растворы электролитов», нужно помнить, что при молярной концентрации вещества в раство- ре с и степени диссоциации α, сα моль вещества в 1 л раствора нахо- дится в виде ионов. Для определения концентраций образовавшихся ионов необходимо:

–составить уравнение электролитической диссоциации вещества;

–выразить равновесную концентрацию каждого из ионов, учиты-

вая коэффициенты уравнения диссоциации.

Например: MgBr2 → Mg2+ + 2Br–.

сα 2cα

Пример 5.1

Определите концентрацию хлорид-ионов в децимолярном раство- ре хлорида алюминия, если степень диссоциации составляет 72 %.

Решение. Уравнение диссоциации и концентрации ионов:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl–.

cα 3cα

Децимолярный раствор – это раствор концентрацией 0,1 моль/л. Зная концентрацию хлорида алюминия с и степень диссоциации α, вычислим концентрацию хлорид-ионов:

[Cl–] = 3cα = 3·0,1·0,72 = 0,216 моль/л.

Пример 5.2

Определите степень диссоциации раствора сульфата натрия, если моляльность раствора 0,4 моль/кг, а температура кипения 100,51 ºС.

Решение. Составим уравнение диссоциации сульфата натрия:

Na2SO4 → 2Na+ + SO42–.

По следствию из закона Рауля

Τкип = iKэбcm.

где Τкип численно равно повышению температуры кипения в градусах Цельсия;

tкип = 100,51 – 100 = 0,51 ºС, т.е. Τкип = 0,51 К.

Найдем изотонический коэффициент Вант-Гоффа:

78

Рассчитаем концентрацию гидроксид-ионов:

[ОH–] = cα = 0,01 1 = 0,01 моль/л.

Определим гидроксидный показатель: рОН = −lg [ОH–] = −lg 10–2 = 2. Водородный показатель при этом будет равен:

рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12.

5.2. Гидролиз солей

Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия соли с водой. В большинстве случаев гидролиз солей – обратимый процесс, в ре- зультате которого в растворе устанавливается равновесие. Обрати- мый гидролиз является причиной того, что в растворах многих солей рН не равен 7, т.е. обнаруживается либо кислотная, либо щелочная среда.

При необратимом гидролизе раствор соли получить невозможно, поскольку она полностью разлагается водой.

Протекание гидролиза зависит от природы соли. Природа соли определяется силой основания и кислоты, которые ее образовали. Например:

1.KCl – соль, образованная сильным основанием KОН и сильной кислотой HCl.

2.NH4Cl – соль, образованная слабым основанием NH3·H2O и сильной кислотой HCl.

3.K2S – соль, образованная сильным основанием KОН и слабой кислотой H2S.

4.CН3СООNH4 – соль, образованная слабым основанием NH3·H2O и слабой уксусной кислотой СН3СООН.

5.Cr2S3 – соль, образованная слабым основанием Cr(OH)3 и сла- бой кислотой H2S.

Гидролиз протекает по тем ионам, входящим в состав соли, кото- рые принадлежат слабым кислотам или слабым основаниям. В пер- вом примере таких ионов нет. Следовательно, хлорид калия взаимо- действовать с водой не будет, т.е. соли сильных оснований и силь- ных кислот не подвергаются гидролизу.

KCl + H2O → гидролиз не идет, рН = 7.

В примерах 2, 3 и 4 гидролиз протекает обратимо: либо по катиону (по иону аммония в NH4Cl), либо по аниону (по сульфид-иону в K2S), либо и по катиону, и по аниону (и по иону аммония, и по ацетат-иону

80