Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Башкирский Государственный Аграрный Университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Органическая и физколлоидная химия. Практикум

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

07.09.2026

Размер:

2 Мб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 910 / 1610 11 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

3. Водный раствор, содержащий 5,18г растворенного вещества в155,18г раствора, замерзает при температуре –1,39 °C. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества.

4. При какой температуре будет кристаллизоваться 40 %-й водный раствор этилового спирта С2Н5ОН?

5. В каком отношении должны находиться массы воды иэтилового спирта, чтобы при их смешении получить раствор, кристаллизующийся при– 20 °C?

6. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2л метилового спирта (ρ= 0,8 г/мл). При какой наименьшей температуре можно после этого оставлять автомобиль на открытом воздухе, не опасаясь, что вода врадиаторе замерзнет?

7. Водно-спиртовой раствор, содержащий 15 % спирта, кристаллизуется при –10,26 °C. Найти молекулярную массу спирта.

8. Температура кипения водного раствора сахарозы С12Н22О11 равна 101,4 °C. Вычислить моляльную концентрацию имассовую долю сахарозы врастворе. При какой температуре замерзает этот раствор?

9. При какой температуре будет кристаллизоваться 14,6 %-й водный раствор сахара С12Н22О11?

10. Определите температуру кипения водного раствора глицерина концентрацией 6,45 %.

11. Водный раствор метанола имеет концентрацию растворенного вещества 4,85 %. При какой температуре будет кристаллизоваться данный раствор?

12. Водный раствор этилового спирта кристаллизуется при температуре –27 °C. Какова процентная концентрация (помассе) этого раствора?

13. Смешаны вода иэтиловый спирт вмассовом соотношении 2:1. При какой температуре будет кристаллизоваться этот раствор?

14. Какой объем метилового спирта (ρ= 0,8 г/мл) нужно добавить к 9л воды, чтобы полученный раствор не замерзал до –8 °C?

15. Вычислите температуру замерзания раствора нитрата серебра, содержащего 1г соли и50г воды, если кажущаяся степень диссоциации равна 59 %.

16. При растворении гидроксида натрия массой 12г вводе массой 100г температура кипения повысилась на 2,65 °C. Какая степень диссоциации NaOH соответствует этим данным?

17. Чему равно при 17 °C осмотическое давление раствора, содержащего CaCl2 массой 11,2 г врастворе объемом 200 мл, если изотонический коэффициент раствора равен 2,5?

18. Раствор, содержащий 0,834 г сульфата натрия в1000г воды, замерзает при –0,028 °C. Вычислите кажущуюся степень диссоциации сульфата натрия врастворе.

19. Осмотическое давление раствора, объем которого 3л, при 10 °C равно 1,2 10–5 Па. Какова молярная концентрация этого раствора?

20. Раствор, содержащий 4,2г KОН в500г воды, замерзает при– 0,519 °C. Найти изотонический коэффициент для этого раствора.

Тема 12. РАСЧЕТ рН РАСТВОРОВ

Расчет рН растворов сильных кислот иоснований

Расчет рН врастворах сильных одноосновных кислот

иоснований проводят по формулам:

рН =– lg Cк,

рН =14 + lg Со,

где Cк, Со – молярная концентрация кислоты или основа-

ния, моль/л.

Расчет рН растворов слабых кислот иоснований

Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично. Полнота диссоциации слабого электролита количественно характеризуется степенью диссоциации α– отношение числа молекул, распавшихся на ионы n, кобщему числу молекул этого электролита, введенных враствор N:

α =n/N

Зависимость между степенью диссоциации α, концентрацией Сиконстантой диссоциации КД электролита выражается законом разведения Оствальда: КД = C·α 2/ (1-α), где С– концентрация слабого электролита до диссоциации (моль/л), α– степень диссоциации слабого электролита врастворе.

Для очень слабого электролита α<<1, итогда величиной α взнаменателе можно пренебречь: КД = C·α 2.

Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот иоснований проводят по формулам:

рН = 1/2 (рКк– lgCк),

рН = 14–1/2 (рКО– lg Cо),

где Cк, Со – молярная концентрация кислоты или основа-

ния, моль/л.

Буферные системы

К буферным системам относятся смеси:

а) слабой кислоты и ее соли, например CH3COOH + CH3COONa;

б) слабого основания иего соли, например NH4OH + NH4Cl;

в) кислых солей разной кислотности, например NaH2PO4 + Na2HPO4;

г) кислой и средней солей, например NaНCO3 + +Na2CO3;

д) сновных солей разной основности, например

Al(OH)2Cl + Al(OH)Cl2 ит. д.

Расчет рН вбуферных системах ведут по формулам:

рН = рКк– lg Cк /Сс,

рН = 14– рКо+ lg Cо /Сс,

где Cк, Со, Сс – молярные концентрации кислоты, основания или соли, моль/л.

Решение типовых задач

Пример 1. Вычислить рН, рОН, [Н+], [ОН-] в0,01М HCl.

Решение. Соляная кислота относится ксильным кис-

лотам, поэтому можно принять концентрацию ионов водорода равной концентрации кислоты [Н+] =0,01моль/л. Значение рН вычисляют по рН= -lg 0,01 =2. Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды:

[ОН-] =10

–14

/ [Н+] = 10

Значение рOH = -lg 10

–14

/0.01 = 10

–12

=12.

–12

Кроме того, величину рОН можно найти из известного

равенства рН + рОН = 14.

Пример 2. Определить концентрацию H+, рН враство-

ре уксусной кислоты CH3COOH c C = 0,1 моль/л; Kд =2·10–5.

Решение. По закону разбавления Освальда КД = C*α 2,

α =

Кд /С.

α =

[Н+] = С*α = 0,1 * 1,4∙ 10 рН =– lg 1,4∙ 10

5⋅−

= 1,4∙ 10–2 моль/л.

–3

= 2,85.

–2

= 1,4∙10

–3

моль/л.

Пример 3. Вычислить рН 0,03 М раствора NH4OH после

смешивания его сводой всоотношении 1:2.

Решение. После смешивания 0,03М раствора аммиака сводой его концентрация уменьшится в3 раза. Подставляя вформулу рН = 14–1/2 (рКО– lg CО) значение рК

(NH4OH) = 4,76 иконцентрацию раствора после разбавления, получим:

рН = 14–1/2 (4,76- lg 0,01) = 10,62

Пример 4. Сколько граммов NH4Cl надо растворить

в200 мл 0,1М NH4OH, чтобы получить раствор срН 9,24?

Решение. При растворении NH4Cl врастворе NH4OH образуется буферная система. Расчет ведут по формуле рН = 14 – рКо+ lg Cо /Сс. Подставляя численные значения рН, рКо, вычисляют концентрацию соли: Сс =0,1моль/л. Рассчитывают массу соли: m = C×М×V/1000= 0,1*53,5*200/1000=1,0700 г.

Лабораторная работа № 4.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН СИЛЬНОГО

ИСЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА. ИЗУЧЕНИЕ ВЛИЯНИЯ

РАЗБАВЛЕНИЯ НА СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

ИpH РАСТВОРА СЛАБОЙ КИСЛОТЫ

Цель работы: опытным путем определить концентрацию растворов соляной иуксусной кислот ирассчитать степень диссоциации уксусной кислоты.

Реактивы: растворы соляной иуксусной кислот; 0,1 М раствор гидроксида натрия; раствор фенолфталеина.

Приборы иматериалы: бюретки, колбы для титрования.

1. Определяют концентрации растворов НСl иСН3СООН титрованием их 0,1 н. раствором NаОН. Для расчетов берут среднее значение объема раствора щелочи из трех определений. Расчет молярной концентрации эквивалентов проводят по закону эквивалентов для реагирующих веществ:

эк1

·V1 = С

эк2

·V

2. Определяют степень диссоциации уксусной кислоты (позакону разведения Освальда) иконцентрацию ионов водорода уксусной исоляной кислот. Кд(СН3СООН)= = 1,7·10–5.

3. Рассчитывают рН каждого из растворов.

4. Раствор уксусной кислоты смешивают сводой всоотношении 1:1 иопределяют концентрацию образовавшегося раствора титрованием NаОН, проведя три параллельных измерения.

5. Определяют степень диссоциации, концентрацию ионов водорода ирН раствора уксусной кислоты.

6. Результаты оформляют ввиде табл 5.

Таблица 5

Определение рН растворов

Результаты титрования

1 2 3 4 5 6 7

(NaOH)

ср.

кис-ты

[Н+]

рН

7. Делают вывод озависимости степени диссоциации ирН раствора уксусной кислоты от концентрации (или разбавления) раствора.

! Задачи для самостоятельной работы

1. Раствор соляной кислоты объемом 1,8 мл (плотность 1,18 г/см 3) смассовой долей вещества 36 % разбавили водой до 1 л. Найдите pH полученного раствора.

2. Рассчитайте pH 0,1 молярного раствора гидроксида натрия.

3. Чему равны pH иpOH 0,01 M раствора соляной кислоты?

4. Вычислите pH 1 %-го раствора муравьиной кислоты (HCOOH), cчитая, что плотность раствора равна 1 г/см 3. Константа диссоциации составляет 2,1 ∙ 10–4.

5. Найдите степень диссоциации сероводородной

кислоты в0,1 М растворе, если Kд=1,1 ∙ 10–7.

6. Определите рН 0,01 М раствора гидроксида аммо-

ния, если Кд = 1,77 ∙ 10–5.

7. Определите рН 0,15 М раствора азотистой кислоты HNO2, константа диссоциации которой составляет 5,1∙ 10–4.

8. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН в0,001 М растворе синильной кислоты НСN (Кд= 7,2·10

–10

9. Вычислите молярную концентрацию (СМ) истепень диссоциации (α) раствора уксусной кислоты, концен- трация ионов водорода вкотором равна 1,35·10

–4

моль/л,

Кд = 1,8·10–5.

10. Слабая одноосновная кислота диссоциирует на 2 % в0,1 М растворе. Определите степень ее диссоциации в0,001 М растворе.

11. Вычислите рН раствора КОН, молярная концентрация которого равна 4,2·10

12. Вычислите С считая его диссоциацию полной, если известно, что в1л

ирН раствора гидроксида калия,

раствора содержится 0,28г КОН.

13. Одинакова ли концентрация ионов Н

–3

моль/л.

врастворах НСl иСН3СООН, если их молярная концентрация одинакова иравна 0,1 моль/л, Кд (СН3СООН) = 1,8·10–5?

14. Вычислите степень диссоциации NH4OH в0,02 М и0,5 М растворах, если Кд (NH4OH) = 1,8·10–5. Как влияет концентрация раствора на степень диссоциации гидроксида аммония?

15. Чему равна молярная концентрация растворов HNO

иNaOH, если для первого раствора рН = 2, адля

второго рН = 12?

16. Рассчитайте pH буферного раствора, содержащего 0,200 M муравьиной кислоты (Kд= 2,1·10–4) и0,150 M формиата натрия.

17. Рассчитайте pH буферного раствора, содержащего 0,0100 M бензойной кислоты (C6H5COOH, Kд =6,6·10–5) и0,0100 M бензоата натрия.

18. Сколько граммов хлорида аммония следует прибавить к1л 0,1 молярного раствора гидроксида аммония (Кд=1,8·10–5) для получения раствора срН = 8,7?

19. Вычислите рН буферного раствора, полученного путем смешения 50 мл 0,5 М раствора гидроксида аммония (Кд=1,8·10–5) и200 мл 0,1 М раствора хлорида аммония.

20. Вычислите соотношения концентраций CH3COONa иCH3COOH (Кд(СН3СООН) = 1,8·10–5) вбуферном растворе, рН которого равен 5,8.

21. Определите рН буферной смеси, состоящей из 4мл 0,1 М CH3COOH и6 мл 0,2 н CH3COONa, Кд (СН3СООН) = 1,8·10–5.

Тема 13. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Гальваническими элементами называют устройства, вкоторых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется непосредственно вэлектрическую.

Они состоят из двух электродов, погруженных врастворы электролитов. На каждом электроде возникает электрический потенциал. Если теперь между этими растворами образовать мостиковый контакт через насыщенный раствор, например, хлористого калия, то это обеспечит возможность электрической проводимости между растворами при отсутствии их взаимодиффузии. Если электроды соединить, например, медной проволокой, то на одном из них пойдет реакция окисления, ана другом — реакция восстановления. Возникающая при этом разность потенциалов между электродами называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента.

Электродный потенциал металла (E) зависит от концентрации его ионов врастворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

0 059,

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов

E = φ

– φА,



где E– электродвижущая сила гальванического элемента, В;

φ– электродный потенциал катода ианода, В.

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

1. Составляют схему гальванического элемента:

– Me1 / Me

// Me

2. По уравнению Нернста находят потенциалы элек-

тродов.

3. Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода сменьшим потенциалом кэлектроду сболее высоким потенциалом.

4. Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

5. Составляют суммарное уравнение окислительновосстановительной реакции, протекающей вгальваническом элементе.

6. Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного иотрицательного электродов.

/ Me2 +

Решение типовых задач

Пример 1. Составляют схему гальванического элемента, вкотором электродами являются магниевая ицинковая пластинки, опущенные врастворы их ионов сконцен-

трацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой

катодом? Записывают уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей вэтом гальваническом элементе, ивычисляют его ЭДС.

Решение. Магний имеет меньший потенциал (–2,37В) иявляется анодом, на котором протекает окислительный процесс: Mg 0–2e = Mg 2+.

Цинк, потенциал которого –0,763В,– катод, т. е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс: Zn 2++2е = Zn 0.

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного икатодного процессов:

Mg + Zn 2+ = Mg 2+ + Zn

Схема данного гальванического элемента:

(–) Mg |Mg 2+| |Zn 2+| Zn (+)

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом ираствором, адве линейки– границу раздела двух жидких фаз.

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов врастворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

ЭДС =

2+ 2+

Zn Zn Mg Mg

−=−−−=

,(,)

0 763 2731607

Пример 2. Вычислить электродный потенциал электрода при 25 °C Ni | NiSO4, если С(Ni 2+) = 0,01 моль/л, аφ 0 (Ni 2+|Ni) = –0,25В.

Решение.

Электродный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста E

Men+/ Me

= –0,25 + (0,059/2) *lg (10–2) =– 0,309В

Ni2+/ Ni

= E

Men+/Me

+ (0,059/n) *lg (с

100

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 910 / 1610 11 12 13 14 15 16 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]