Сборгник задач по химии

№652. Какой объем (мл) 2 М раствора H2SO4 потребуется для приготовления 500 мл 0,05 М раствора H2SO4? Рассчитайте титр 0,05 М H2SO4?

№653. Из пяти килограммов раствора NaOH с концентра-

цией ω=20% выпарили1500 г. воды. Чему равна массовая доля NaOH в новом растворе?

№654. Сколько граммов FeSO4 в растворе получится при смешивании 500 мл 0,2 М и 250 мл 1 М раствора этой соли?

№655. Какой объём 3 М раствора LiOH потребуется для приготовления 0,2 М раствора LiOH объёмом 1 л?

№656. Определить массовую долю AgNO3 в растворе, полученном смешением 500г 20% и 300г 5% растворов этой соли.

№657. Имеются растворы с массовыми долями MgCl2 20

и30%. Какую массу каждого раствора надо взять для получе-

ния раствора с концентрацией ω=25 % массой 500 г этой соли? № 658. Смешали 100 г 10 % и 300 г 5 % растворов соды.

Определить массовую долю ω полученного раствора.

№ 659. К 200 мл 10 %-го раствора серной кислоты ρ=1,1 г/см3 прибавили 300 мл 30 %-го раствора этой же кислоты ρ=1,22 г/см3. Рассчитайте ω и титр нового раствора.

№660. Какое количество воды надо добавить к 200 мл 10 %-го раствора азотной кислоты (ρ=1,2 г/см3), чтобы получить 5% раствор?

6.4.3.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов

№661. Определить давление пара водного раствора саха-

ра, имеющего концентрацию ω=10%, при 100 °С,если давление пара воды при 100оС равно 101,3 кПа.

№662. Вычислить осмотическое давление раствора, содержащего 16 г С12Н22О11 в 350 г Н2О при 293 К.

151

№663. В каком количестве сероуглерода нужно раство-

рить 0,1 моль вещества, чтобы раствор кипел при 47 °С? Температура кипения сероуглерода 46,3 оС (ЕCS2=2,29).

№664. При какой температуре кипит водный раствор глюкозы, если массовая доля С6Н12О6 в нём равна 10 %

(ЕН2О=0,52)?

№665. Водно-спиртовый раствор, содержащий 20 % спирта (ρ=0,97 г/мл), замерзает при –10,26 °С. Найти молекулярную массу спирта (КН2О=1,86).

№666. Определите температуру, при которой осмотическое давление раствора содержащего 45 г глюкозы в 1 л воды равно 607950 Па.

№667. При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола температура кипения последнего повысилась на 0,81 К. Из скольких

атомов, состоит молекула серы в растворе (Ебензола =2,57)?

№668. При 42 °С давление водяного пара над раствором составляет 8,5 кПа. На сколько понизится давление пара при указанной температуре, если в 360 г воды растворить 18 г глюкозы?

№669. К 100 мл 0,5 М водного раствора С12Н22О11 добавлено 300 мл воды. Чему равно осмотическое давление получен-

ного раствора при 25°С?

№670. Вычислить давление пара 4 % водного раствора

мочевины (NH2)2CO при 20 °С, если давление чистой воды при этой же температуре равно 2,33 кПа.

№671. При какой температуре будет кипеть 50 %-й (по массе) водный раствор сахарозы? (ЕН2О=0,52)

№672. В 200 мл воды растворено 0,9 г С6Н12О6. При какой температуре осмотическое давление раствора достигнет

58,76 кПа?

№673. Вычислить массу этиленгликоля С2Н4(ОН)2, которую необходимо прибавить к 1 л воды для приготовления ан-

тифриза с температурой замерзания, равной -15°С.

152

№ 674. В каком количестве моль воды следует растворить 0,02 моль некоторого не электролита для получения раствора, температура кипения которого 100,3 °С (ЕН2О=0,52)?

№675. Вычислить осмотическое давление раствора, содержащего в 2 л 3,1 г анилина C6H5NH2 при температуре 21°С.

№676. Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы: а) понизить температуру кристалли-

зации на 1 °С? б) повысить температуру кипения на 1°С? (ЕН2О =0,52, КН2О=1,86).

№677. Давление пара воды при температуре 55°С равно 84,5 кПа. Вычислить давление пара раствора, содержащего 29 г фенола С6Н5ОН в 900 г воды.

№678. Раствор 9,2 г йода в 100 г метанола (Еметанола =0,84) закипает при 65°С, а чистый метанол кипит при 64,7°С. Из

скольких атомов состоит молекула йода в растворе метанола? № 679. Вычислить осмотическое давление 4 %-го раст-

вора сахара С12Н22О11 при 20°С, если плотность раствора равна

1,014 г/см3.

№ 680. При растворении 5 г вещества в 200 г воды получится не проводящий тока раствор, кристаллизующий при температуре –1,45°С. Определить молярную массу вещества.

№681. В 200 г воды растворено: 1) 31 г мочевины

CO(NH2)2; 2) 90 г глюкозы С6Н12О6. Будет ли температура кипения одинакова? (Е воды=0,52)

№682. Чему равно осмотическое давление при темпера-

туре 0°С раствора, содержащего 1 моль глицерина в 22,4 л Н2О.

№683. При некоторой температуре давление пара над

раствором, содержащим 31 г анилина C6H5NH2 в 30 моль эфира, равно 72,09 кПа. Вычислить давление эфира.

№684. Температура кипения водного раствора сахарозы

С12Н22О11 равна 101,4°С. Вычислите моляльную концентрацию

имассовую долю сахарозы в растворе. (Еводы =0,52).

№685. При какой температуре должен замерзать раствор, содержащий 250 г воды и 54 г глюкозы С6Н12О6? (Кводы=1,86).

153

№686. При растворении 0,94 г фенола в 50 г спирта точка кипения повысилась на 0,232°С. Определить молекулярную массу фенола, если для спирта Екип.=1,16.

№687. Определить осмотическое давление раствора, со-

держащего при 20°С в 100 мл его 0,12 г карбамида CО(NH2)2. № 688. Водный раствор, содержащий 5,18 г растворённого

вещества в 155,18 г раствора, замерзает при температуре –1,39 °С. Вычислить молекулярную массу растворённого веще-

ства. (Ккрист.=1, 86).

№ 689. Определить молекулярную массу неизвестного вещества, зная, что Росм раствора, содержащего в 250 мл раствора 3 г этого вещества, равно 456,8 кПа при 0°С.

№ 690. Вычислить, на сколько градусов понизится температура замерзания бензола, если в 120 г его растворить 4 г нафталина С10Н8. (Ккрист.=5,14).

Контрольные вопросы

1.Дать определение раствору, растворённому веществу и растворителю.

2.Какие способы выражения концентраций вы знаете?

3.Когда удобно в решении задач применять «правило кре-

ста»?

4.Что такое осмотическое давление?

5.Сформулируйте законы Рауля.

154

Тема 7. Растворы электролиты

7.1 Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Законы Вант-Гаффа и Рауля строго применимы лишь к разбавленным растворам неэлектролитам. Однако имеются вещества, растворы которых сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. Это относится к растворам, которые являются ионными проводниками ─ электролитами.

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Чтобы можно было применять эти законы для растворов электролитов Вант-Гофф ввёл поправочный коэффициент (i),

называемый изотоническим коэффициентом, показыващий,

восколько раз эти растворы отклоняются от разбавленных растворов неэлектролитов. Тогда уравнения осмотического давле-

Коэффициент i определялся для каждого раствора эмперическим путём.

С. Аррениус (1887г.) обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и отклонениями этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. В дальнейшем он сформулировал стройную теорию, получившую название теории электролитической диссоциации, которая даёт объяснение электропроводности растворов:

1. Молекулы электролитов при растворении (расплавлении) распадаются на ионы.

Процесс распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической

155

диссоциацией. Ионы – это атомы или группа атомов, имеющие положительный (катионы: H+, Na+, NH+4) или отрицательный (анионы: OH-, S-2, PO-3) заряд.

2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически.

3.Диссоциация – процесс обратимый.

Количественно диссоциация, характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциацией.

Степень электролитической диссоциации (α) показы-

вает отношение числа молекул, диссоциирующих на ионы (n), к общему чисклу молекул (N Общ) в растворе:

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, концентрации раствора (при разбавлении – увеличивается), температуры (при повышении – увеличивается) и других факторов. В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые.

Сильные электролиты (α > 30%) – это такие электроли-

ты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся: 1) растворимые в воде соли; 2) сильные кислоты (HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI и др.); 3)

основания щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2).

Средние электролиты (2 < α < 30%) ─ это такие элек-

тролиты, которые диссоциируют частичнона ионы, например:

H3PO4, HNO2, HF, H2SO3 ,HClO2.

Слабые электролиты (α < 30%) – это такие электролиты, которые в водных растворах практически не диссоциируют на ионы и в растворах содержатся недиссоциированные молекулы.

К ним относятся: 1) слабые кислоты (HClO, H2CO3, H2SiO3, H3BO3, CH3COOH, H2S, HCN, и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 и др.); 3) гидро-

156

ксид аммония (NH4OH); 4) вода (Н2О), 5) трудно растворимые соли ( BaSO4,AgCl и др).

В растворах слабых электролитов диссоциация обратима и вследствии того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие, следовательно, к нему может быть примерён закон действия масс. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СН3СООН ↔ СН3СОО ─ + Н + константа равновесия Кс будет равна:

Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации Кд. Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора, но зависит от природы электролита и температуры.

Связь между степенью и константой диссоциации выража-

ет закон разбавления Оствальда. Обозначим концентрацию слабого электролита, распадающегося на два иона через СМ, а степень диссоциации через α. Тогда концентрация каждого иона будет СМ·α, а число недиссоциированных молекул будет СМ ─ СМ · α = СМ (1 ─ α). Подставляя эти значения в уравнение Кд, получим:

Это уравнение даёт возможность вычислить степень диссоциации при различных концентрациях электролита. Для очень разбавленных растворов, когда α << 1, уравнение примет вид:

где: См – молярная концентрация ионов.

Уравнение наглядно показывает, что степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

157

Очищенная от примесей вода обладает определенной, хотя и незначительной проводимостью, это может быть объяснено тем, что молекула воды, частично распадается на ионы. И процесс диссоциации может быть записан так:

Перепишем это уравнение следующим образом:

КД [Н2О] = [Н+ ] [ОН− ].

Поскольку константа диссоциации воды очень мала (1,8·10-16), то концентрация недиссоциированных молекул Н2О в воде практически равна 1000 : 18,02 = 55,56 моль в 1л. Следо-

водорода и гидроксид иона называется ионном произведением воды.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода или гидроксид – иона и разли-

чают три типа сред:

1)нейтральная: [Н+] = [ОН-] = 10−14 =10-7 моль/л,

2)кислая: [Н+] > 10-7 моль /л,

3)щелочная: [ОН-] > 10-7 моль/л.

Для характеристики сред удобно пользоваться так называемым водородным показателем обозначается рН, который равен отрицательному значению десятичного логарифма концентрации ионов водорода: рН = - lg[Н+], тогда для:

─нейтральной среды: рН = - lg[10-7] = 7; рН = 7,

─кислой среды: рН = - lg[10-5] = 5 рН = 5; рН < 7,

─щелочной среды: рН = - lg[109] = 9 рН = 9; рН > 7.

158

Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами. Они меняют свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. В табл.7.1.1 даны характеристики некоторых индикаторов.

В последнее время всё чаще используют специальную бумагу, пропитанную смесью индикаторов, цвет которой меняется от красного в кислой среде (рН < 4) через жёлтый (рН = 6), зелёный (рН = 7) и синий (рН = 8) до фиолетового в щелочной среде (рН = 9).

7.2Реакции в растворах электролитов

Врастворах электролитов присутствуют ионы, подвижность

иреакционная способность которых, как правило, выше чем недиссоциированных молекул. Поэтому химические реакции в растворах электролитов протекают с большими скоростями и момент химического равновесия наступает достаточно быстро.

Определяющим фактором, влияющим на смещение равновесия в растворох электролитах, является изменение концетра-

159

ции ионов. Согласно принципу Ле-Шателье, чтобы привести к более полному протеканию реакции, необходимо выводить некоторые ионы из сферы взаимодействия. А это возможно при образовании слабых электролитов, осадков нерастворимых веществ и газов. Такие реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (т.е. являются необратимыми) и в результате должны образоваться: слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества.

Ионно-молекулярные реакции обмена отражают со-

стояние электролита в растворе и протекают в том направлении, при котором осуществляется наиболее полное связыва-

ние ионов. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов (поскольку они полностью диссоциированы), а слабые электролиты, малорастворимые (осадки) и газообразные вещества, записывают в молекулярной форме. При составлении уравнений ионно-молекулярного типа следует помнить что:

–сумма зарядов в левой и правой части уравнения, должна быть равны;

–уравнения составляются в трех формах :молекулярной (М.ф), полной ионной (П.И.ф), краткой ионной (К.И.ф), которая и отображает сущность реакции;

–при написании краткой ионной формы одинаковые ионы из обеих частей уравнения исключаются.

–необходимо иметь таблицу растворимости.

Рассмотрим несколько примеров ионных уравнений: 1) образование осадков, например:

160