Приклади розв'язування задач

Задача 1. Для 0,015 М розчину масляної кислоти С₂Н₇СООН при 25 °С виміряний опір становить 2210 Ом. Обчислити ступінь і константу йонізації цієї кислоти, а також концентрацію йонів Н⁺ та рК, якщо постійна електродної комірки становить 40 м^-1, а гранична електропровідність йонів Н⁺ і С₃Н₇СОО^- 0,0350 і 0,004 См·м²/моль відповідно.

розв'язування. За даними задачі обчислюємо:

1. Питому електропровідність χ розчину масляної кислоти

.

2. Молярну електропровідність λ:

.

3. Граничну молярну електричну провідність λ_∞:

λ_∞ = λ_Н⁺+ λ_С3Н7СОО- = 0,0350 + 0,0040 = 0,0390 См·м²·моль^-1.

4. Ступінь йонізації α для кислоти:

.

5. Константу йонізації К і рК:

.

рK = –lgK = –(lg1,49·10^-5) = –(0,173–5,0) = 4,827 ≈ 4,8.

6. Концентрацію йонів [Н⁺]:

[Н⁺]=С·α=0,015·3,1·10^-2 = 4,65·10^-4 моль/л.

Задача 2. Знайти розчинність, добуток розчинності для солі Ag₃PO₄ за такими даними експерименту: постійна електродної комірки k = 95,5 м^-1, опір дистильованої води та насиченого розчину Ag₃PO₄ при 25 °С становив 15,4·10⁶ і 5,99·10⁵ Ом відповідно. Гранична молярна електропровідність йонів у цих умовах становить (См·м²·моль^-1): λ_Ag⁺ = 0,0035, λ_PO4^3- = 0,00473 .

розв'язування. Визначаємо питому електропровідність дистильованої води:

.

Аналогічно розраховуємо питому електропровідність для насиченого розчину важкорозчинної солі Ag₃PO₄:

.

Обчислюємо питому електропровідність солі:

.

Визначаємо граничну молярну електропровідність солі:

λ_∞ = λ_Ag⁺ + λ_PO4^3- = 0,00535 + 0,00473 = 0,0108 См·м²·моль^-1.

Одержана величина практично співпадає з молярною електропровідністю λ_солі. Обчислюємо молярну концентрацією С із формули:

.

.

Переведемо визначену концентрацію всього електроліту на концентрацію його різних йонів:

[йонів] = С/валентність.

[Ag⁺] = С/1= 1,41·10^-5 моль/м³;

[РО₄^3-] = С/3=1,41·10^-5/3=4,7·10^-6 моль/м³.

Знаючи, що ця сіль дисоціює за схемою: Ag₃PO₄ 3Ag⁺+ PO₄^3-, обчислюємо добуток розчинності:

ДР= [Ag⁺]³·[РО₄^3-] = (1,41·10^-5)³·4,7·10^-6 = 1,32·10^-20.

Завдання для самостійної позааудиторної роботи

І. Засвоїти основний матеріал навчальної програми

1. Теорія розчинів С. Арреніуса. Рівновага в розчинах слабких електролітів.

2. Протонна теорія кислот та основ Бренстеда-Лоурі.

3. Сучасні теорії дисоціації слабких електролітів Льюїса та Ізмайлова.

4. Колігативні властивості розчинів електролітів.

5. Термодинамічна константа дисоціації. Активність, коефіцієнт активності. Йонна сила розчину. Йонний добуток води та деяких неводних розчинників.

6. Водневий показник. Шкала кислотності розчинника. Розрахунок рН розчинів кислот і основ. Гідроліз. Розрахунок рН гідролізованих розчинів.

7. Буферні розчини. Розрахунок рН буферних розчинів.

8. Міжйонна взаємодія у розчинах сильних електролітів. Теорія Дебая-Гюккеля.

9. Рухливість йонів в електричному полі. Питома електрична провідність електролітів, залежність її від різних факторів.

10. Еквівалентна електрична провідність. Залежність еквівалентної електричної провідності від різних факторів. Закон Кольрауша.

11. Теорія електричної провідності розчинів Дебая-Онзагера. Релаксаційний і електрофоретичний ефект гальмування провідності у розчинах електролітів. Швидкості руху йонів та числа переносу йонів. Аномальна рухливість йонів гідроксонію та гідроксилу.

12. Основи методу кондуктометрії. Пряма кондуктометрія та кондуктометричне титрування. Використання методу кондуктометрії для фізико-хімічних досліджень: визначення ступеня і константи дисоціації, добутку розчинності, концентрації розчинів електролітів.