28

1. Приведите характеристики разбавленных растворов неэлектролитов.

Свойства идеальных жидких растворов зависят только от концентрации растворенного вещества и природы растворителя и практически не зависят от природы растворенных веществ. Такие свойства обычно называют коллигативными (коллективными). Рассмотрим четыре таких свойства.

1. Давление пара растворителя над раствором. Давление насыщенного пара растворителя над раствором (Р1) всегда меньше, чем над чистым растворителем (Р01)

Р = Р₁⁰ · χ₂ или

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

Это и есть первый закон Рауля.

2. Температура кипения (Т_кип). Т_кип прямо связана с давлением насыщенного пара над жидкостью. Любая жидкость начинает кипеть при температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Второй закон Рауля для кипения раствора: повышение температуры кипения раствора (Т_кип) пропорционально моляльности раствора (С_m):

Т_кип = К_э·С_m ,

3. температура замерзания Тзам понижается пропорционально (как и Ткип) концентрации: понижение температуры замерзания растворов (𝜟Тзам) пропорционально концентрации растворенных веществ.

𝜟Тзам = Кк•Сm ,

где 𝜟Тзам = (Т0 - Т1); Сm – моляльность, Кк - криоскопическая постоянная растворителя, для воды она равна 1,85 К•кГ/моль.. Температура замерзания (Т_зам)

4. осмос  явление односторонней диффузии через полупроницаемую перегородку, разделяющую раствор и чистый растворитель или два раствора разной концентрации

2. Поясните следствия из закона Фарадея.

Следствие 1.

Для выделения 1 хим. эквивалента вещества при электролизе надо одно и то же количества электролита равное числу фарадея. ( F=96 485,3383(83) Кл/моль)

m=Mэ Mэ=I *t *Mэ/F

Следствие 2.

При I*t=const массы веществ, выделившихся на электродах относят между собой как их массы эквивалентов.

m_x: m_y = Mэ_x: Mэ_y

3.Дайте определение понятию «гидролиз» и приведите примеры.

Гидролиз - химическая реакция обменного разложения воды ионами соли, протекающая без изменения с.о. участников раствора.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН  2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S  2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2- 

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы.

4. Рассчитайте рН раствора соли , если а=80%

Na₂SO₃ ⟶2Na⁺+SO₃^2-

SO3^2-+ H₂O⟶HSO₃^- +OH^-

Кг=С(HSO₃^-)*С(OH^-)/C(SO3^2-)*C(H2O)

С(HSO₃^-)=С(OH^-)=>

C(OH^-)²=Кг* C(SO3^2-)=>

С(OH^-)=

Кг= С(HSO₃^-)*С(OH^-)*С(H⁺)/C(SO3^2-)*C(H2O) *С(H⁺): С(OH^-)*С(H⁺)=10^-14 C(H2O)=1 Kд(HSO₃^- или Н₂SO₃ по 2 ступени )= C(SO3^2-)*С(H⁺)/С(HSO₃^-)=> Кг=14/Kд(HSO₃^- )

Kд(HSO₃^- )=справочные данные= 6,2·10^-8

Пусть раствор C(Na₂SO₃)=1 моль/л,

Тогда C(SO₃) = a*C(Na₂SO₃)=0.8 *1 моль/л=0.8моль/л

С(OH^-)=== 0.36*10^-3моль/л

С(H⁺)=10^-14/ С(OH^-)=10^-14/0.36*10^-3=2.78*10^-11

pH=-lgC (H⁺) = -(0.44-11) = 10.56

Ответ: рН=10.56

5.Рассчитайте степень диссоциации H₃PO₄ по 3-ей ступени.

По закону Освальда Кд=а²С =>

a=

Пусть С=1 моль/л.

Кд=1.26*10^-12(по 3-ей ступени)

а=12*10^-6

Ответ: 12*10^-6