Разбор типовых задач

1. Из приведенных веществ выберите те, которые в водных растворах диссоциируют на ионы. Напишите возможные реакции между этими веществами в водных растворах в молекулярном и ионном видах: глюкоза, формиат калия, соляная кислота, гидроксид кальция, ацетон, сульфат железа (III).

Решение: Из приведенных веществ на ионы диссоциируют формиат калия, соляная кислота, гидроксид кальция и сульфат железа (III). В водных растворах возможны реакции:

1) НСООК + НС1 = НСООН + КС1 или

НСОО^- + Н⁺ = НСООН

2) 2НС1 + Са(ОН)₂ = СаС1₂ + 2Н₂О или

2Н⁺ + Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2Н₂О

3) 3Са(ОН)₂ + Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe(OH)₃ + 3CaSO₄ или

3Са(ОН)₂ + 2Fe³⁺ + 3SO = 2Fe(OH)₃ + 3CaSO₄

Эти реакции возможны потому, что в первом случае образуется слабый электролит НСООН, во втором случае – Н₂О, а в третьем случае образуются осадки Fe(OH)₃ и CaSO₄.

2. Запишите выражения для констант диссоциации слабого основания Zn(OH)₂ по отдельным ступеням. По какой из ступеней диссоциация происходит сильнее?

Решение: Молекулы многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциируют ступенчато, и каждая равновесная стадия характеризуется своей константой равновесия – константой диссоциации:

1-ая ступень Zn(OH)₂  Zn(OH)⁺ + OH^-

2-ая ступень Zn(OH)⁺  Zn²⁺ + OH^-

В результате 1-ой ступени ОН^- - ионы отщепляются от нейтральной молекулы Zn(OH)₂, в результате 2-ой ступени частица ОН^- отщепляется уже от положительно заряженного иона Zn(OH)⁺, что, очевидно, требует гораздо большей затраты энергии. Поэтому количество ионов, образующихся по 2-ой стадии будет значительно меньше, чем по 1-ой, т.е. диссоциация протекает в меньшей степени. Этот качественный вывод подтверждается численными значениями соответствующих констант диссоциации: К₁=4,410^-5; К₂=1,510^-9. Итак, К₁К₂.

3. Оцените степень диссоциации в 0,005 М и 0,05 М растворах H₂SO₃.

Решение: Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации Н₂SO₃. Сернистая кислота – слабый электролит, диссоциирует ступенчато:

H₂SO₃  H⁺ + HSO К₁ = 1,710^-2

HSO  H⁺ + SO К₂ = 6,310^-8

Поскольку К₂К₁, то диссоциацией кислоты по 2-ой ступени можно в первом приближении пренебречь и рассчитывать  для 1-ой ступени диссоциации. С другой стороны, значение К₁ относительно велико (10^-4), поэтому расчет  следует проводить по полной формуле Оствальда:

или с² + k - k = 0

Для 0,005 М раствора:

Расчет по приближенной формуле (Kα²c) приводит к величине α>1, что не имеет смысла.

Для 0,05 М раствора:

Видно, что с уменьшением концентрации слабого электролита α увеличивается. При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации стремится к единице: α_∞→1.

4. Чему равна ионная сила раствора, содержащего 2,5 г CaC1₂ и 1,5 г NaC1 в 0,5 л раствора?

Решение: Ионная сила такого раствора рассчитывается по формуле:

Концентрации ионов молярные, поэтому подсчитаем молярные концентрации солей по формуле:

;

СаС1₂ и NaС1 сильные электролиты, приняв, что при таких концентрациях они диссоциируют полностью, имеем:

СаС1₂ = Са²⁺ + 2С1^-

NaCl = Na⁺ + С1^-

= 0,045 моль/л; = 0,051 моль/л;

= 2 ∙ 0,045 + 0,051 = 0,141 моль/л.

Ответ: J = 0,186.

5. Чему равна активность ионов H⁺ в 0,02 М растворе HNO₃?

Решение: Активность ионов рассчитывается по формуле: , a коэффициент активности – по формуле: .

Рассчитаем сначала ионную силу раствора:

Из HNO₃ = H⁺ + NO имеем С = 0,02 моль/л; С = 0,02 моль/л

Затем или .

Окончательно, а = 0,85  0,02 = 0,017 моль/л.

Видно, что активность ионов Н⁺ несколько меньше его концентрации.