Образец билета тестированного контроля

по теме «Способы выражения концентрации растворов»

1. Какова процентная концентрация раствора, полученного смешиванием 100 мл 30%-ного раствора хлорида натрия ( = 1,20 г/мл) и 100 мл 5%-ного раствора хлорида натрия ( = 1,04 г/мл)?

а) 18,39 б) 20,60 в) 41,20

2. Масса 1 моль эквивалентов Н₃РО₄ в реакции образования NaH₂PO₄

равна (в г/моль):

а) 49 б) 73,5 в) 98

3. Фактор эквивалентности соли в реакции:

Al₂(SO₄)₃ + 8 NaOH = 2 Na[Al(OH)₄] + 3Na₂SO₄ равен:

а) б) в)

4. Какую навеску Na₂CO₃ (в г) необходимо взять для приготовления 2 л 2 N раствора, используемого в реакции полного ионного обмена?

а) 53 б) 212 в) 159

5. Чему равна молярная концентрация 96%-ного раствора H₂SO₄

( = 1,84 г/мл)?

а) 16 б) 18 в) 20

Ответы на задания образца билета ТК:

Номер вопроса	1	2	3	4	5
Код ответа	а	в	а	б	б

Лабораторная работа Приготовление раствора заданной концентрации разбавлением концентрированного раствора

Выполнение работы

1. Получите от преподавателя задание  приготовить из концентрированного раствора определённый объём раствора меньшей концентрации.

16

2. Рассчитайте, сколько (мл) исходного раствора требуется для приготовления раствора заданной концентрации. Зная эту величину, найдите объём воды, необходимой для получения этого раствора. Для нахождения плотности раствора пользуйтесь таблицами. Проведённые расчёты представьте преподавателю.

3. После проверки преподавателем, приготовьте заданный раствор смешением найденных объёмов исходного раствора и воды. Для приготовления раствора определённой концентрации используйте: мерную колбу, мерный цилиндр и пипетку, при помощи которой определённый объём жидкости перенесите в мерную колбу. В мерной колбе этот раствор долейте водой до метки и перемешайте. Прибавление воды до метки производится сначала быстро, затем, когда до метки останется 12 см, по каплям. Отсчёт уровня жидкости в мерной колбе и мерном цилиндре производится по нижнему краю мениска. Перемешивание раствора в колбе осуществляется путём её переворачивания и встряхивания.

4. Приготовленный раствор сдайте дежурному лаборанту.

Пример расчёта:

Требуется приготовить 50 мл 0,05 N раствора Na₂CO₃ из 0,2 М раствора Na₂CO₃, если f_экв.(Na₂CO₃) = .

Расчёт: = 0,05^.0,05 = 0,0025 (моль); = 0,00125 (моль);

= 0,00625 л или 6,25 мл 0,2 М раствора.

ЗАНЯТИЕ 2

Тема: Растворы сильных и слабых электролитов

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциированы на ионы. Эффективную, условную молярную концентрацию иона называют

17

активностью (а) иона (i). Она равна а_i = ^.C_i, где   коэффициент активности. Коэффициент активности для различных ионов изменяется при изменении концентрации раствора: в концентрированных растворах  < 1, а в разбавленных приближается к единице.

Раствор электролита характеризуется ионной силой раствора (I), которая вычисляется по уравнению , где

C_i  молярная концентрация i-того иона;

Z _i  заряд i-того иона в единицах заряда электрона.

Между коэффициентом активности и ионной силой раствора существует зависимость:

В отличие от сильных электролитов в водных растворах слабых электролитов не все молекулы электролита распадаются на ионы, а лишь небольшая их часть. Этот процесс количественно характеризуется степенью электролитической диссоциации (), которая в зависимости от силы электролита принимает значения 0 <  < 1; для сильных электролитов  > 0,3, для слабых  < 0,03, а для электролитов средней силы 0,03 <  < 0,3. Степень электролитической диссоциации равна , где

N_i  число молекул электролита, распавшихся на ионы;

N  общее число молекул электролита в растворе (число молекул электролита, введенных в растворитель);

С_i  молярная концентрация молекул электролита, распавшихся на ионы;

С  молярная концентрация электролита;

 _i  количество вещества электролита, распавшегося на ионы;

  количество вещества электролита, введённого в раствор.

Степень электролитической диссоциации зависит от ряда параметров, в том числе от концентрации, что делает её неудобной величиной для количественной

18

характеристики процесса диссоциации. Независящей от концентрации слабого электролита в растворе является константа диссоциации. В растворе слабого электролита (кислоты HAn или основания KtOH) устанавливается химическое равновесие: HAn  H⁺ + An^ (1)

KtOH  Kt⁺ + OH^ (2)

количественно характеризуемое константой диссоциации: K_а  для слабой кислоты HAn, K_b  для слабого основания KtOH.

K и  связаны между собой. Согласно закона Оствальда: для слабой кислоты . При 1   1, K_a = ^2.С; для слабого основания , при 1   1, K_b = ^2.С.

Следовательно, для одноосновной слабой кислоты: [H⁺] = , [H⁺] = C^..

Для слабого однокислотного основания: [OH^] = , [OH^] = C^..