Сборник задач по дисциплине «Химия воды с основами микробиологии» для практических занятий. Яценко В.Н., Бабкин В.Ф

воздуха, если при этой температуре растворимость кислорода 31,0 мл/л, а азота – 15,4 мл/л.

17.Газовая смесь, имеющая объёмный состав: кислорода 20%, азота 75%, двуокиси углерода 0,5% и хлора 4,5% была растворена в воде при 0ºС под давлением в 5 атм. Растворимость в воде при 0ºС: кислорода – 4,89 мл; азота – 2,35 мл; двуокиси углерода – 171 мл; хлорида – 461 мл на 100 мл воды. Вычислить массу указанных газов, содержащихся в 1 л раствора.

18.При растворении 5,35 г хлорида аммония NH4Cl в 194 г воды температура последней понизилась на 2ºС. Вычислить теплоту растворения хлорида аммония.

19.Раствор нитрата калия KNO3, насыщенный при 80ºС охладили до 40ºС. Сколько грамм нитрата калия выпадет в осадок из 200 г такого раствора?

20.При 80ºС растворимость кислорода О2 в 100 г воды составляет 1,8 мл. Какова растворимость кислорода при изменении температуры до 20 ºС?

3.ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

При растворении в воде электролиты (растворы кислот, оснований, солей) способны проводить электрический ток. Это происходит потому, что растворитель распадается на заряженные ионы. Положительно заряженные – катионы (например, ионы водорода и металлов). Отрицательно заряженные – анионы (ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы).

Электролиты делятся на две группы: сильные электролиты и слабые электролиты.

К сильным электролитам относятся все соли, а также кислоты HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI. К ним также относятся основания КОН, NaOH, Ba(OH)2, и Ca(OH)2.

Большинство органических кислот относятся к слабым электролитам, из неорганических соединений H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3 и NH4OH.

11

Степень диссоциации обозначается буквой «α» и выражается в долях единицы или в процентах.

Например: 1Н раствор CH3COOH α = 0,013 (или 1,3%).

В процессе диссоциации слабого электролита в растворе устанавливается равновесие между молекулами вещества и ионами, образовавшимися в результате диссоциации.

Так, для диссоциации уксусной кислоты CH3COOH H++CH3COO– константа равновесия имеет вид:

При диссоциации многоосновных кислот, а также двух и более кислотных оснований идет процесс ступенчатой диссоциации:

+

+

=∙

Аналогично идет диссоциация оснований многовалентных

12

Задачи для самостоятельного решения

1.Как диссоциируют на ионы электролиты, формулы которых: HCl, HBr, HNO3, NaOH, КОН, NaCl, KNO3, Al2(SO4)3?

2.Написать уравнение ступенчатой диссоциации кислот: H2SO4,

H2СO3, H2S, H3AsO4.

3.Вычислить массу ионов K+и Cl–, содержащихся в 500 мл 0,5М раствора хлорида калия.

4.Вычислить массу ионов Ca+и Cl–, содержащихся в 100 мл 0,1Н раствора хлорида калия.

5.Считается, что 1 мл раствора составляет 30 капель. Определить количество ионов Na+и OH–, которое содержится в одной

капле 0,001М раствора гидроксида натрия.

6.В 1 м3 воды внесли каплю 0,1М раствора хлорида магния. Сколько ионов Mg2+и Cl– оказалось в капле полученного раствора?

7.Степень диссоциации соляной кислоты HCl в 0,02М растворе равняется 92%. Вычислить массу ионов Н+и Cl–, содержащихся в 0,5

лраствора.

8.Какие из кислотных остатков кислот, формулы которых H2SO3, H2SO4, H2S, H3AsO4 входят в состав кислых солей.

9.Составить формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:

10. Составить формулы нормальных и кислых солей магния, железа и кислот соляной, азотной, серной.

13

11.Составить формулы нормальных и кислых солей калия, стронция, цинка и кислот угольной, серной, ортофосфорной.

12.Составить формулы нормального и кислого сульфатов

натрия.

4.ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

Чистая вода не проводит электрический ток, но в незначительной степени диссоциирует на ионы Н+и ОН–. Эти ионы находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами воды:

+ .

Концентрацию ионов выражают в молях ионов на 1 л. Из выше приведенного уравнения диссоциации воды видно, что концентрации

Значение рН характеризует реакцию раствора: рН = 7 – нейтральная; рН < 7 – кислая; рН > 7 – щелочная.

14

Для решения задач по данному разделу необходимо использовать приложение 4 и приложение 5 данного издания.

Задачи для самостоятельного решения

1.Принимая, что серная кислота диссоциирует полностью, определите рН её 0,012 М раствора.

2.Определить рН 0,005 М раствора гидроксида натрия.

3.Водородный показатель раствора соляной кислоты равен 2,1. Определить концентрацию соляной кислоты в растворе.

4.Концентрация ионов Н+ в водном растворе равняется 10–5. Чему равна концентрация ионов ОН–?

5.Концентрация ионов ОН– равняется 10–4. Чему равна концентрация ионов Н+?

6.Кислым или щелочным является раствор, если концентрация ионов Н+ в нём равна: а) 10–3; б) 10–5; в) 10–8; г) 10–11?

7.В каком растворе концентрация ионов Н+ больше, если концентрация ионов ОН– равна: а) 10–9; б) 10–5; в) 10–11?

8.Определить рН раствора, в котором концентрация ионов Н+

равна: а) 10–2; б) 10–5; в) 10–9?

9.Найти рН раствора, в котором концентрация ионов ОН– равна:

а) 10–12; б) 10–10; в) 10–9; г) 10–5?

10.При каких значениях рН: 2, 4, 6, 8 – раствор кислый, при каких щелочной, при каких более кислый, при каких более щелочной?

5.ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ

Как отмечалось ранее, реакции, протекающие с образование растворимых продуктов – обратимые. Если не получаются газообразные вещества, что-то из продуктов реакции выпадает в осадок или образуется слабый электролит, то реакция необратима.

Реакции, протекающие одновременно в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

3 + 2

15

∆= −4,62 кДж/моль.

Кобратимым реакциям относятся такие реакции, когда:

а) образующиеся продукты реакции уходят из среды реакции – выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа.

Например:

2HCl+Zn = ZnCl +H ↑

Ca(OH) +H SO = CaSO ↓ +2H O

б) образуются малодиссоциированные соединения. Например, вода:

HCl+NaOH = NaCl+H O

в) Реакции сопровождающиеся изменением энергии системы. Например:

2 + = 2 ;∆ = −602,5 кДж/моль.

Вуравнениях необратимой реакции между правой и левой частью уравнения ставится знак равенства – « = ».

Вобратимых реакциях ставится знак обратимости – « ». Часто в процессе водоподготовки и очистки сточных вод

химическими веществами возникает эффект обратимой реакции, которую необходимо сместить в одну или другую сторону. В этом случае применяется смещение химического равновесия Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо внешнее воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие (т.е. увеличивает скорость той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие)».

Задачи для самостоятельного решения

16

2. Как изменятся скорости прямых и обратных реакций вследствие увеличения давления в 10 раз в следующих равновесных

реакция велась в замкнутом пространстве, вычислить, каковыми стали концентрации исходных и полученных веществ, когда

веществ, содержащихся в реакционной смеси, при состоянии

вычислить, как изменилось давление реакционной смеси к моменту

17

6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде, соли распадаются (диссоциируют) на ионы. Образовавшиеся ионы, в свою очередь, взаимодействуют с молекулами воды, образуя слабые электролиты. Этот процесс называют гидролизом.

Все соли можно представить как производное взаимодействие кислот и оснований. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, т.к. такие соли диссоциируют полностью на катионы и анионы.

Не все соли подвергаются гидролизу. Гидролизируются лишь соли, полученные в результате реакции между сильной кислотой и слабым основанием, сильным основанием и слабой кислотой, слабым основание и слабой кислотой. Например:

+ +

+

Врезультате гидролиза среда раствора стала кислой.

+

В этом случае среда раствора зависит от степени диссоциации кислоты и основания.

19

При составлении уравнения гидролиза солей, необходимо помнить, что слои образованные слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями, а также слабыми многоосновными основаниями и сильными кислотами подвергаются гидролизу ступенчато. Например:

++

(молярное уравнение гидролиза)

1 ступень гидролиза:

Так как гидролиз процесс обратимый, то его равновесие можно сместить в сторону увеличения и ослабления.

Если продукт гидролиза труднорастворим, то равновесие гидролиза сильно смещается вправо (в сторону увеличения степени гидролиза).

При добавлении к раствору гидролизуемой соли одного из образующихся при реакции веществ (обычно сильной кислоты или щёлочи) можно, в соответствии с законом действия масс, сдвинуть влево, т.е. уменьшить степень гидролиза.

При разбавлении раствора гидролиз протекает полнее, степень гидролиза увеличивается.

Нагревание также увеличивает степень гидролиза. При повышении температуры степень диссоциации воды сильно возрастает. Это приводит к повышению концентрации и – ионов в растворе, к увеличению вероятности взаимодействия их с ионами соли и образования продуктов гидролиза.

20