- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
13.3. Запитання для самостійної підготовки
1. Дайте визначення поняттям: розчин, розчинник, розчинена речовина. Які способи вираження складу багатокомпонентних систем вам відомі? Які з них не залежать від температури?
2. Через які стадії проходить процес розчинення кристалічної речовини в
рідинах? У яких випадках розчинення є екзо-, а в яких ендотермічним процесом?
3. Що називають тепловим ефектом розчинення? Від величини яких складників залежить його значення? Як змінюються ентальпія, ентропія та енергія Гіббса системи під час розчинення різних речовин?
-
Що називають процесом сольватації (гідратації)? Який вид взаємодії реалізується у сольватних (гідратних) сполуках?
-
Який пар називають насиченим? Як змінюється тиск насиченої пари розчину зі збільшенням температури? Сформулюйте та поясніть закони Рауля. До яких розчинів їх можна застосувати?
6. Чому розчини нелетких речовин киплять при більш високій, а замерзають при більш низьких температурах, ніж чисті розчинники?
-
Як можна експериментально визначити і теоретично розрахувати ебу-
ліоскопічну та кріоскопічну сталі розчинників? Розкрийте їхній фізичний зміст.
-
Охарактеризуйте явище осмосу та природу осмотичного тиску. Яким
законам він підкоряється у розбавлених розчинах неелектролітів?
9. У чому полягають особливості законів Ф.М.Рауля та Я.Х.Вант-Гоффа для розчинів електролітів? Що таке ізотонічний коефіцієнт, у чому його фізичний зміст?
-
Приклади розв’язання типових задач з теми 13
Задача 1. Розрахуйте молярні частки глюкози C6H12O6 та води у розчині, який містить 0,1 моль глюкози і 10 моль води.
Розв’язання. Визначаємо сумарну кількість молів речовин (глюкози і води) у розчині:
прозч = n(С6Н12О6) + n(Н2О) = 0,1 + 10 = 10,1 (моль).
Знаходимо молярну частку глюкози у розчині за формулою:
χ(C6H12O6) = n(С6Н12О6)/nрозч;
χ(C6H12O6) = 0,1/10,1 = 0,0099 (0,99 %).
Відзначимо, що сума будь-яких часток для двокомпонентної системи дорівнює одиниці, тобто
χ(А) + χ(В) = 1.
У цьому випадку
χ(Н2О) = 1 χ(C6H12O6) = 1 0,0099 = 0,9901 (99,01%).
Задача 2. Змішали 1 л вуглекислого газу СО2 і 2 л кисню. Розрахуйте об’ємну частку СО2 в одержаній газовій суміші.
Розв’язання. Визначаємо загальний об’єм одержаної суміші:
Vсум. = V(СО2) + V(О2) = 1 + 2 = 3 (л).
Розраховуємо об’ємну частку СО2 у газовій суміші за формулою:
(Х) = V(Х)/Vс;
(СО2) = 1/3 = 0,33 (33 %).
Задача 3. У 200 мл розчину міститься 10 г хлориду натрію. Розрахуйте масову концентрацію хлориду натрію.
Розв’язання. Масова концентрація хлориду натрію
(Х) = m(Х)/Vрозч;
(NaCl) = 10/0,2 = 50 г/л = 50 (кг/м3).
Задача 4. У 200 мл розчину міститься 4,9 г сульфатної кислоти. Обчисліть молярну концентрацію сульфатної кислоти.
Розв’язання. Знаходимо молярну концентрацію сульфатної кислоти С(Н2SO4) за формулою (13.5), якщо її молярна маса М(Н2SO4) = 98 г/моль:
;
(моль/л).
Задача 5. Яка маса ортофосфатної кислоти Н3РО4 потрібна для приготування 2 л розчину з молярною концентрацією еквівалентів Н3РО4 0,1 моль/л?
Розв’язання. Молярну концентрацію еквівалентів (нормальність) розраховуємо за формулою:
, (13.7)
де молярна маса хімічних еквівалентів речовини, г/моль;
m(X) маса розчиненої речовини, г.
Молярна маса хімічних еквівалентів ортофосфатної кислоти становить
=
Тоді маса ортофосфатної кислоти, що потрібна для приготування розчину заданої концентрації, становитиме:
При розрахунках також можна використовувати формулу, яка зв’язує молярну масу та молярну масу еквівалентів речовини:
С(1/z*·X) = z*· C(X),
де z* − число еквівалентності.
Задача 6. Скільки грамів гідроксиду калію потрібно для приготування 5 л розчину, якщо масова частка KOH у розчині (KOH) = 0,2, а його густина
dрозч = 1,28 г/см3?
Розв’язання. Знаходимо масу розчину: mрозч = Vрозч dрозч;
mрозч = 5000 1,28 = 6400 г.
Масу KOH знаходимо за допомогою формули
(B)=m(B)/mрозч, (13.8)
де (B) масова частка розчиненої речовини.
m(KOH) = (KOH)mрозч;
m(KOH) = 0,2 6400 = 1280 г.
Задача 7. Яка маса сульфатної кислоти потрібна для приготування 2 л розчину з концентрацією 2 моль/л?
Розв’язання. З формули (13.5), знаючи молярну масу сульфатної кислоти М(Н2SO4 ) = 98 г/моль, одержуємо
m(H2SO4) = M(H2SO4)C(H2SO4)Vрозч;
m(H2SO4) = 98 2 2 = 392 (г).
Задача 8. Обчисліть масу води, яку необхідно додати до 200 г розчину хлориду натрію з масовою часткою (NaCl) = 2 %, щоб одержати інший розчин з масовою часткою (NaCl) = 0,9 %.
Розв’язання. Розраховуємо масу NaCl у вихідному розчині, користуючись формулою (13.8):
m(NaCl) = mрозч (NaCl);
m(NaCl) = 200 0,02 = 4 (г).
Після розведення маса розчину становитиме:
mрозч = m(NaCl)/(NaCl);
mрозч = 4/0,009 = 444 (г).
Розраховуємо масу води, яку необхідно додати, щоб одержати потрібний нам розчин: m(H2O) = mрозч mрозч = 444 200 = 244 (г).
Задача 9. Тиск насиченої пари водного розчину, що містить нелетку розчинену речовину, на 2 % нижчий за тиск насиченої пари чистої води. Ви-значіть моляльність розчиненої речовини у розчині, якщо Vрозч = 1 дм3 (1 л).
Розв’язання. Оскільки розчинена речовина є нелеткою, вона не переходить у парову фазу, тому тиск насиченої пари над розчином визначається тільки тиском насиченої пари розчинника.
Якщо взяти = 100 %, то pA = 98 %, оскільки зниження тиску за умовою задачі pA = 2 %. Згідно з першим законом Рауля (формула (13.1)) одержуємо:
;
У свою чергу, молярна частка розчиненої речовини становить:
,
де n(A) i n(B) кількість молів розчинника та розчиненої речовини відповідно.
Оскільки густина води d(Н2О) = 1000 г/дм3, в одному літрі кількість молів води становитиме:
n(Х) =
n(H2O) = 55,56 (моль).
Після підстановки одержуємо
звідки n(B) = 1,134 моль.
Моляльність розчину визначаємо за формулою (13.3):
Cm(x) = n(B)/m(A) = 1,134/1 = 1,134 (моль/кг розчинника).
Задача 10. Розрахуйте температуру кипіння 0,1 молярного водного розчину глюкози C6H12O6, якщо ебуліоскопічна стала води дорівнює
(Н2О) = 0,52 Ккг/моль.
Розв’язання. Використовуємо формулу переходу від молярної концентрації С(Х) до моляльності:
де dрозч густина розчину, г/см3, М(B) молярна маса розчиненої речовини, г/моль.
Оскільки розчин достатньо розбавлений, можна вважати, що
dрозч d(Н2О) = 1 г/см3, М(C6H12O6) = 180 г/моль, тоді
(мольг розчинника).
Згідно з другим законом Рауля (формула (13.2)) визначаємо підвищення температури кипіння розчину глюкози заданої концентрації:
= Cm(x);
= 0,52 0,102 = 0,053 (К).
Тоді температура кипіння цього розчину становитиме:
= + ;
= 373,15 + 0,053 = 373,203 (К).
Задача 11. Розчин, що містить 1,22 г бензойної кислоти С6Н5СООН у 100 г сульфуркарбону, кипить при 46,53 С. Температура кипіння чистого сульфуркарбону 46,3 С. Обчисліть ебуліоскопічну cталу сульфуркарбону СS2.
Розв’язання. Підвищення температури кипіння розчину порівняно з температурою кипіння чистого розчинника: = = 46,53 46,3 = 0,23 С.
З другого закону Рауля (13.2)
= Cm(x) = ,
де m(A) маса розчинника, г; М(B)= М(С6Н5СООН) = 122 г/моль.
Звідси випливає, що
Задача 12. Водний розчин, який містить нелетку розчинену речовину, замерзає при 271,5 К. Визначіть температуру кипіння розчину і тиск насиченої пари розчинника над розчином при температурі 298 К. Відомо, що кріоскопічна cтала води (Н2О) = 1,86 Ккг/моль, а ебуліоскопічна стала води (Н2О) = 0,52 Ккг/моль; маса води 1 кг, а тиск насиченої пари чистої води при 298 К дорівнює 3167,2 Па.
Розв’язання. Температуру замерзання розчину можна розраховувати за формулою:
=
Тоді зниження температури замерзання розчину порівняно з температурою замерзання чистого розчинника становить:
= ;
= 273,15 271,5 = 1,65 (К).
Знаходимо моляльність розчиненої речовини у розчині за формулою:
Cm(x) = /;
Cm(x) = 1,65/1,86 = 0,887 (моль/кг розчинника).
Тоді
= Cm(X);
= 0,52 0,887 = 0,461 (К).
Звідси температура кипіння розчину становить:
= + ;
= 373,15 + 0,461= 373,61 (К).
Тиск насиченої пари розчинника над розчином знаходимо за першим законом Рауля (формула (13.1а)), де молярну частку розчинника розраховуємо за формулою:
.
Оскільки d(H2O) = 1000 г/дм3, то в одному літрі води кількість молів води можна визначити за формулою:
n(Н2О) = d(H2O)/M(H2O);
n(Н2О) = 1000 1/18 = 55,56 (моль).
Тоді кількість молів розчиненої речовини становить (див. формулу (13.3)):
= Сm(x)m(A);
n(B) = 0,887 1 = 0,887 моль, якщо маса розчинника = = 1 кг.