Примеры решения типовых задач
Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32∙10-2. Найдите константу диссоциации кислоты и значение рК.
Решение. Подставим данные задачи в уравнение закона разбавления
К = 2См/(1 –) = (1,32∙10-2)2∙0,1/(1–0,0132) = 1,77∙10-5, откуда
рК = – lg (1,77∙10-5) = 4,75.
Расчет по приближенной формуле К = 2См приводит к близкому значению К:
К = (1,32∙10-2)2 ∙0,1= 1,74∙10-5 , откуда рК=4,76.
Пример 2. Константа диссоциации циановодорода (синильной кислоты) равна 7,9∙10-10. Найдите степень диссоциации HCN в 0,001 М растворе.
Решение. Для расчета воспользуемся приближенной формулой, т.к. константа диссоциации HCN очень мала:
=
=
=
8,9 ∙10-4.
Пример 3. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты HOCl (К = 5∙10-8).
Решение. Найдем степень диссоциации HOCl:
=
=
=
7∙10-4.
Отсюда: [H+]
= ∙СМ
=7∙10-4∙0,1=
7∙10-5.
Контрольные вопросы и задачи для самостоятельной работы
1. Какие соли может образовать фосфорная кислота, если учесть ступенчатость ее диссоциации?
2. Принимая во внимание первую ступень диссоциации H2S, определить (%) для 0,01 М раствора его (см. прил. Г).
3. При какой концентрации СН3СООН в водном растворе = 1% ? При какой концентрации в 2 раза больше, если К = 1,8 10-5 ?
4. Определите концентрацию ионов К+ и ионов SO42- в 0,1 н растворе сернокислого калия K2SO4, считая диссоциацию этой соли полной.
5. Константа диссоциации одноосновной масляной кислоты С3Н7СООН равна 1,5∙10-5. Какова должна быть степень ее диссоциации в 0,005 М растворе?
6. Определите степень диссоциации хлорноватистой кислоты НС1О в 0,2 н растворе, если ее константа диссоциации равна 4∙10-8.
7. Степень диссоциации муравьиной кислоты НСООН в 0,2 н растворе равна 3,2%. Определите константу диссоциации муравьиной кислоты.
8. Степень диссоциации угольной кислоты по первой ступени в 0,1 н растворе равна 0,173%. Рассчитайте константу диссоциации для этой ступени:
Н2СО3 Н+ + НСО3-.
9. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты HNO2 будет равна 20%, если константа диссоциации этой кислоты равна К =5∙10-4?
10. В 0,1 н растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32%, а степень диссоциации соляной кислоты равна 92%. При какой концентрации раствора степень диссоциации уксусной кислоты тоже достигнет 92%?
11. Сколько воды надо прибавить к 300 миллилитрам 0,2 М раствора уксусной кислоты (К = 1,8 ∙ 10-5), чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?
12. Какова концентрация ионов водорода в водном растворе муравьиной кислоты ( К = 2 ∙ 10-4), если степень диссоциации кислоты в этом растворе равна 5% ?
13. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,02 М растворе сернистой кислоты, учитывая только первую ступень диссоциации, для которой константа диссоциации равна К = 1,7 ∙ 10-2.
14. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к одному литру 0,2 М раствора уксусной кислоты прибавить 0,1 моль уксуснокислого натрия, у которого степень диссоциации при таком разбавлении составляет 80%? Константу диссоциации уксусной кислоты примите равной К = 1,8 ∙ 10-5.
ИОННО–МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
Ионно-молекулярная форма записи уравнений химических реакций позволяет понять сущность происходящих в растворах процессов и отражают состояние электролита в растворе.
Рассмотрим уравнение реакции нейтрализации сильной кислоты и сильного основания:
HCl + NaOH = NaCl + H2O, H0 =- 57,53 кДж/моль.
В результате реакции образуются молекулы воды из ионов водорода и гидроксид-ионов:
H+ + Cl- + Na+ + ОН- = Na+ + Cl- + H2O.
Исключим из уравнения не претерпевшие изменений ионы Na+ и Cl-. Получим
H+ + ОН- = H2O.
Вода – очень слабый электролит, поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислотой сильным основанием протекает до конца.
Процесс взаимодействия соли серебра с раствором хлороводородной кислоты протекает по уравнению:
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3.
Химическая реакция сводится к взаимодействию ионов серебра и хлорид-ионов:
Ag+ + NO3- + H+ + Cl- = AgCl + H+ + NO3-.
Сокращенное ионное уравнение имеет вид
Ag+ + Cl- = AgCl.
Образующаяся соль хлорида серебра нерастворима, поэтому равновесие практически смещается в сторону образования нерастворимой соли и реакция идет до конца.
Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл. 2.
В ионно-молекулярных уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.
Таблица 2
Растворимость важнейших солей в воде
-
Анионы
и катионы
Растворимость солей
NO3-
Растворимы все соли
Cl-
Растворимы все соли, кроме AgCl, CuCl, PbCl2, Hg2Cl2
SO42-
Растворимы все соли, кроме BaSO4, SrSO4, PbSO4; малорастворим СaSO4
PO43-
Из средних солей растворимы только соли натрия, калия и аммония
СО32-
То же
Na+, К+, NH4+
Растворимы почти все соли
Реакции обмена между ионами идут до конца:
– если в результате взаимодействия сильных электролитов образуется вода;
– если в результате взаимодействия веществ в водных растворах образуется нерастворимая или малорастворимая соль.
Реакции нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ – слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно – молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована.
Уравнения таких реакций правильнее записывать как обратимые реакции:
– нейтрализация слабой кислоты сильным основанием
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
CH3COOH + Na+ + OH- CH3COO- + Na+ + H2O
CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O;
– нейтрализация сильной кислоты слабым основанием
HNO3 + NH4OH NH4 NO3 + H2O
H+ + NO3- + NH4OH NH4+ + NO3- + H2O
H+ + NH4OH NH4+ + H2O;
– нейтрализация слабой кислоты слабым основанием
CH3COOH + NH4OH CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH4OH CH3COO- + NH4+ + H2O.