Примеры решения задач. Способы выражения концентрации растворов

<11 12 13 141516 17 >

Способы выражения концентрации растворов

1. Какова массовая доля раствора, полученного растворением 7,5 г хлорида калия в 42,5 г воды?

Решение:

ω 0 = mв* 100

mр

ω 0 = 7,5 * 100 = 15%

7,5+42,5

2. Какова молярность 62%-ного раствора серной кислоты плотностью 1,52?

Решение. Записываем выражение процентной и молярной концентраций:

ω = mb * 100, См = mв * 1000

V*d V*M

Масса вещества при изменении способа выражения концентрации остается неизменной. Выразим из этих формул:

mв = ω * V *d , mв = C * V * M

100 1000

Приравниваем правые части полученных выражений:

ω * V *d = C * V * M

100 1000

Решаем уравнение относительно См:

См = ω* V *d *1000 = ω * d * 10 = 62*1,52*10 = 9,6 м

C * V * M *100 M 98

Аналогично решаются все задачи на переход от одного способа выражения концентрации к другому.

3. До какого объема нужно разбавить 15мл 14%-ного раствора нитрата калия плотностью 1,09 г/мл, чтобы получить 0,5 н. раствора?

Решение. Характеристику раствора процентной концентрации обозначаем индексом 1, а нормальные концентрации - индексом 2. Записываем выражение для концентраций обоих растворов:

ω 0 = mb1 * 100, СN = mb2 * 100

V1*d Э * V2

выражаем из этих формул:

mB1= ω V1d , mB2=CNЭv2

100 1000

приравниваем правые части полученных выражений:

ω V1d =CNЭV2

100 1000

решаем уравнение относительно V2:

V2= ω V110=14*1,09*15*10=45,3мл

CNЭ 0,5*101

1.Cколько граммов 50%-ного раствора азотной кислоты нужно прилить к 250мл воды, чтобы получить 12%-ный раствор?

Решение. Задачу можно решить двумя способами: по диагональной схеме и по закону эквивалентов.

Первый способ. Записываем в верхнем левом углу воображаемого квадрата число наибольшей концентрации – 50, в левом нижнем – 0, в центре – число заданной концентрации – 12. Вычитаем по диагонали из больших чисел в меньшие. Ответом являются числа, противоположные исходным на концах диагоналей

50 12 на 38 г воды требуется 12г 50% раствора

\ / на 250 г воды – х г.

/ \ х=250*12/38=78,9г

0 38

Второй способ. Растворы разной концентрации реагируют между собой в объемах, обратно пропорциональных их концентрациям:

Зная концентрации реагирующих растворов и объем одного из них, можно определить объем другого раствора. Характеристики раствора большей концентрации обозначим индексом 1, меньшей - индексом 2.

Способы вычисления рН растворов

рН =- lg[Н+]; рОН = - lg[ОН–];

рН + рОН = 14

1. Bычисление рН сильных электролитов.

Пример 1. вычислить рН 0,002М раствора HCL.

Решение. HCl – сильный электролит, т.е. диссоциирует в водном растворе полностью. Поэтому HCl→H++Cl¯ и концентрация ионов водорода будет равна концентрации самой кислоты, т.е. [Н+]=0,002M.

рН= - lg[Н+]=- lg0,002=- lg2*10–3= - (lg2+ lg10–3)=-(0,30-3)=3-0,3=2,70

Пример 2.

Вычислить рН 0,01М раствора Ва(ОН)2

Решение. Ва(ОН)2 – сильный электролит, Ва(ОН)2→Ва²++2ОН¯

Концентрация ионов гидроксила будет равна 0,02М, так как при диссоциации одной молекулы получается два иона гидроксила.

рОН = - lg[ОН–]=- lg0,02=- lg2*10–2=2-0,30=1,70

рН=14-1,70=12,13

1.Вычисление рН слабых электролитов.

Пример 1. Вычислить рН 0,1М раствора уксусной кислоты. Кд = 2*10‾5

Решение. СН3СООН – слабый электролит, и поэтому [Н+] ≠ С кислоты.

СН3СООН = H+СН3СОО‾; применив 3ДМ, получаем

Кд = [Н+][ СН3СОО‾]

[СН3СООН]

Так как при диссоциации получаются равные концентрации

[Н+] и [ СН3СОО‾], можно записать [Н+]²

Кд =

[ СН3СООН ]

Учитывая, что слабый электролит диссоциирует менее 5%, можно считать [СН3СООН] = Ск, т.е. равновесную концентрацию кислоты можно считать исходной [Н+]² = Кд * Ск,

[Н+] = = = = 1,41*10‾³ М;

рН = -lg[Н+] = - lg1,41*10‾³ = 3 – lg0,15 = 2,85.

1.Вычисление рН буферных растворов.

Пример 1. Вычислить рН раствора, полученного сливанием 20 мл 0,1 н. раствора муравьиной кислоты и 15 мл 0,1 н. раствора гидрата окиси калия.

Решение.

НСООН + КОН = НСООК + Н2О

По закону эквивалентов:

Nк * Vк = Nщ * Vщ

На 15 мл 0,1 н. раствора гидроксида калия потребуется 15 мл 0,1 н. раствора муравьиной кислоты; таким образом, получается 15 мл 0,1 н. раствора соли НСООК (без учета разбавления) и остается 5 мл 0,1 н. раствора кислоты. В конечном счёте, имеем в растворе слабую кислоту и её соль, т.е. буферный раствор.

НСООН↔H⁺+HCOO‾

Кд = [Н⁺][ НСОО‾]

[НСООН]

В данном случае [НСОО‾] будет практически равен концентрации полученной соли. Кд= 2*10‾4.

[Н⁺]= Кд =

рН = lg6,6*10‾5=5 - lg6,6=5-0,82=4,18.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Процесс гидролиза количественно может быть охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза (h) и константы гидролиза (Kr).

Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул:

где Cгидр. – число молекул, подвергшихся гидролизу;

Собщ. – общее число растворенных молекул.

Степень гидролиза выражается в долях единицы или в процентах. Для солей, гидролизующихся по катиону или аниону, степень гидролиза может быть вычислена по формуле:

Для солей, гидролизующихся и по катиону и по аниону,

h = Kв

1-h Кк * Kо ,

где К_к константа диссоциации образовавшейся кислоты ,

Ко - константа диссоциации образовавшегося основания.

Если степень гидролиза мала (h << 1 ), то знаменатель левой части равенства можно приравнять к единице, т.е.

Степень гидролиза зависит от следующих факторов: 1) природы соли; 2) температуры раствора; 3) концентрации раствора. Влияние природы соли проявляется через константу диссоциации слабого электролита; чем меньше константа диссоциации, тем больше степень гидролиза. Влияние температуры раствора проявляется через ионное произведение воды и, следовательно, гидролиз усиливается.

Разбавление раствора (уменьшение концентрации) также приводит к усилению гидролиза солей, образованным слабым основанием или слабой кислотой. Степень гидролиза солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, от концентрации не зависит. Каждая ступень гидролиза характеризуется своим значением степени гидролиза.

Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли. Для солей, гидролизующихся по катиону или по аниону, константа гидролиза равна :

Kr = Kв

Kк(o)

Для солей, гидролизующихся и по катиону, и по аниону :

Kr = Kв

Кo * Kк

Следовательно, чем слабее электролит образуется в результате гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.

рН растворов солей, подвергающихся гидролизу, полностью определяется их степенью гидролиза, а степень гидролиза, в свою очередь, находится в прямой зависимости от значений констант гидролиза, рН растворов солей слабых оснований и сильных кислот :

pH = 7 - ½ pКo - ½ lgCc,

где pКo = - lgКo - силовой показатель основания.

рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований :

pH = 7 + ½ pКк + ½ lgCc

здесь pКк = - lgКк - силовой показатель кислоты.

рН растворов солей слабых оснований и слабых кислот:

pH = 7 + ½ pКк - ½ pКo

1.Какая соль NaCN, NaNO3, NaClO, NaSCN - гидролизуется в большей степени и почему?

Решение. Все соли образованы сильным основанием и слабыми кислотами:

цианистоводородной – К = 6 * 10‾10

азотистой – К = 4 * 10‾4

хлорноватистой – К = 3 * 10‾8

роданистоводородной – 1 * 10 ‾1

Для сравнения констант гидролиза этих солей подставим приведенные значения в уравнения:

Kr = Kв

Kк

Определяющей величиной является Кг, она самая меньшая у цианистоводородной кислоты. Таким образом, в большей степени гидролизуется роданид натрия (NaSCN), так как эта соль образована самой слабой кислотой из приведенных в этом примере.

2.Вычислить степень и константу гидролиза в 0,1 М растворе карбоната калия.

Решение. Карбонат калия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой ( К1 = 5 * 10‾ 7 ; К2 = 5 * 10‾11):

СО3²‾+ НОН = НСО3‾ + ОН‾;

, или 7,1%

Для вычисления степени гидролиза используем константу диссоциации слабой кислоты - НСО3‾, т.е. константу диссоциации угольной кислоты по II ступени – К2

Kr = Kв = 10^‾14= 2 *10‾4.