ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ - Неограническая химия

Задание 5.1. В определенном объеме раствора V л содержится m г вещества. Плотность раствора с (табл. V.1). Рассчитайте:

    5.1.1. Процентную концентрацию (вес. %). 5.1.2. Молярность. 5.1.3. Нормальность. 5.1.4. Моляльность раствора.

Пример решения 5.1

Для примера рассмотрим водный раствор соли Pb(NO3)2 объемом V 0,5 л, плотность которого с = 1016 кг/м3 = 1016 г/л. Масса растворенного вещества m = 10 г. Необходимо выразить концентрацию раствора в разных вариантах.

Концентрация растворов выражается знаками: c, либо [ ], например сKCl, либо [KCl]. Чаще всего используется второй вариант. В реальном растворе вместо концентрации используется понятие активности раствора (а), где а = г - с. Величина г - коэффициент активности - представляет собой поправочный коэффициент, учитывающий взаимодействие частиц реального раствора, приводящее к изменению концентрации. Для разбавленных растворов г > 1, и вместо активности используется значение концентрации. При выполнении требуемых заданий коэффициент активности не учитывается.

5.1.1. Определим процентную концентрацию раствора. Процентная концентрация (% масс.) показывает, сколько граммов вещества содержится в 100 г раствора. Сначала вычислим массу раствора, содержащегося в 0,5 л:

Mр-ра = V- с = 0,5 л Ч 1016 г/л = 508 г.

Если в 508 г раствора содержится 10 г Pb(NO3)2,

То в 100 г раствора содержится х -"- -"- -"-

Х = = 1,97,

Т. е. имеем дело с 1,97 %-ным раствором.

5.1.2. Определяем молярную концентрацию раствора. Молярная концентрация (молярность) раствора М (моль/л) показывает, какое число молей растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Рассчитаем молярную массу растворенного вещества - Pb(NO3)2:

М (Pb(NO3)2) = 207,2 + 2(14+3-16) = 331,2 г.

Определим число молей Pb(NO3)2, которое содержится в 0,5 л раствора:

1 моль Pb(NO3)2 содержит 331,2 г Pb(NO3)2

Х молей Pb(NO3)2 -"- -"- 10 г -"-

Х = = 0,0302 моля.

Затем выясним, сколько молей соли находится в 1 л раствора, если известно, что в 0,5 л содержится 0,0302 моля Pb(NO3)2 .

    0,5 л раствора содержит 0,0302 моля 1 -"- -"- -"- -"- х

Х = = 0,0604 моля.

Таким образом, молярность раствора сМ равна 0,0604 моль/л. На сосуде с раствором в данном случае записывают 0,0604 М.

5.1.3. Определяем нормальность раствора (молярную концентрацию эквивалента).

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) показывает, какое число молярных масс эквивалента растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Сначала рассчитаем молярную массу эквивалента Pb(NO3)2. Она определяется как молярная масса, деленная на число ионов в формуле вещества (для Pb2+ = 1, для NO = 2).

Э (Pb(NO3)2) = = 165,6 г/моль.

Затем находим молярную концентрацию эквивалента (нормальность) раствора:

Так как в 0,5 л раствора содержится 10 г Pb(NO3)2,

То в 1 л раствора содержится х г -"-

Х = = 20 г.

В этой массе число молярных эквивалентов составляет:

СЭ = = 0,121 г/моль.

Таким образом, молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора Pb(NO3)2 сэ составляет 0,121 г/моль. На сосуде с раствором в данном случае записывают 0,121 н.

5.1.4. Определяем моляльность раствора. Моляльность раствора сm (моль/кг) показывает, какое число молей растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя (воды).

Сначала рассчитаем массу воды в 0,5 л раствора:

M (Н2О) = m (раствора) - m (Pb(NO3)2) = 508 г - 10 г = 498 г.

Число молей растворенного вещества в 0,5 л, рассчитанное ранее в 5.1.2, составляет 0,0302.

Далее, если в 498 г воды содержится 0,0302 моля Pb(NO3)2,

То в 1000 г - " - - " - х -"- -"-

Х = = 0,061 моль/г.

На сосуде с раствором в данном случае записывают сm = 0,061.

Задание 5.2. Рассчитайте рН раствора кислоты или щелочи, если известна ее молярная концентрация сМ (моль/л) (табл. V.2).

Пример решения 5.2

Рассмотрим выполнение задания для случая а) 0,001 М раствор КОН и случая б) 0,001 М раствор HCl.

Согласно правилу "ионного произведения воды" для воды и разбавленных водных растворов произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов всегда остается величиной постоянной и равно 10-14 моль-ион/л при 25 оС, т. е. [H+]-[OH] = 10-14. В связи с тем, что оба эти параметра всегда связаны между собой, среду (кислую, нейтральную и щелочную) выражают только через [H+]. Для простоты работы используется величина рН = - lg [H+]. Для кислой среды рН изменяется от 0 до 7, нейтральная среда имеет рН = 7, а щелочная от 7 до 14.

А) КОН диссоциирует на ионы:

КОН К+ + ОН.

Считаем, что степень диссоциации составляет 100 %, т. е. кон-центрация ионов ОН равна концентрации раствора щелочи 10-3 М. Из правила "ионное произведение воды" определяем концентрацию ионов [H+]:

[H+] = .

Определяем рН раствора: рН = - lg [H+] = - lg 10-11 = 11. рН > 7, среда щелочная;

Б) по аналогии: HCl H+ + Cl ;

[H+] = [HCl] = 10-3 М. рН = - lg [H+] = - lg 10-3 = 3. рН < 7, среда кислая.

Задание 5.3. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций гидролиза 4-х солей и оценить рН раствора (табл. V.3):

    А) Zn(NO3)2 - соль образована слабым основанием и сильной кислотой; Б) Li2CO3 - соль образована сильным основанием и слабой кислотой; В) CuS - соль образована слабым основанием и слабой кислотой; Г) RbNO3 - соль образована сильным основанием и сильной кислотой.

Пример решения 5.3

Чтобы ответить на поставленный вопрос, необходимо иметь представление об электролитической диссоциации и гидролизе солей.

Электролиты - это вещества, которые распадаются в воде, в других полярных жидкостях или расплавах на частицы (ионы), способные проводить электрический ток. Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. Вещества, молекулы которых полностью распадаются на ионы, называются сильными электролитами. К ним относятся кислоты: HCl, H2SO4, HNO3, НI; основания: NaOH, KOH, LiOH, CsOH, FrOH, RbOH; соли: CuSO4, Li2CO3, K2S, FrCl, CsNO3, MnCO3, MnS, AgBr, PbCO3, FeF2, CuS, BaCO3 и др.

Слабые электролиты - это вещества, молекулы которых не полностью распадаются на ионы, т. е. в растворе могут присутствовать как ионы, так и не распавшиеся молекулы. К ним относится вода Н2О, кислоты: H2S, HF, H2CO3, H3PO4, H2SO3,CH3COOH, HCN, H2SiO3, H2CrO4; основания: NH4OH и практически все гидроксиды, в которых содержатся катионы металлов, применяемых в машиностроении, авиастроении: Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3 и др.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями, в результате которого катион или анион соли образует с составными частями молекулы воды новое прочное соединение а в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.

Рассмотрим гидролиз солей, приведенных в задании.

А) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - Zn(NO3)2.

При написании реакции взаимодействия соли с водой проставляем степени окисления элементов, проводим обмен между ионами соли и воды, при необходимости уравниваем стехиометрические коэффициенты и получаем уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде:

+ 2H+OH = Zn(OH)2 + 2 HNO3.

Далее записываем уравнение реакции гидролиза в ионно-молекулярном виде. Для этого сначала, пользуясь приведенным выше перечнем, подчеркиваем слабые электролиты:

Zn(NO3)2 + 2HOH = Zn(OH)2 + 2HNO3.

Подчеркнутое оставляем без изменения, а остальные молекулы запишем в ионном виде:

Zn2+ + 2(NO3) + 2HOH = Zn(OH)2 + 2H+ + 2(NO3).

Проводим сокращение и записываем уравнение реакции в сокращенном виде:

Zn2+ + 2НОН = Zn(OH)2 + 2H+.

Таким образом, между солью и водой происходит взаимодействие, образуется новое прочное соединение Zn(OH)2 и появляется избыток ионов Н+, что характеризует кислую среду, рН которой < 7.

Следует, однако, иметь в виду, что полученное уравнение реакции гидролиза дается в упрощенном виде и не дает полного ответа об истинном составе всех получающихся продуктов. Так, при гидролизе многозарядных ионов металлов процесс идет по ступеням и, как правило, заканчивается на I ступени. Например, гидролиз рассматриваемой соли Zn(NO3)2 по первой ступени выражается уравнениями:

Zn2+ + 2(NO3) + HOH = Zn(OH)+ + 2(NO3) + H+ - ионно-молекулярный вид;

Zn2+ + HOH = Zn(OH)+ + H+ - сокращенный вид;

Zn(NO3)2 + HOH = Zn(OH)NO3 + HNO3 - молекулярный вид.

В данном случае в процессе гидролиза образуется основная соль Zn(OH)NO3.

Б) Соль образована сильным основанием и слабой кислотой - Li2CO3.

+ 2Н+ОН 2LiOH + H2CO3 - молекулярный вид;

2Li+ + CO + 2HOH 2Li2+ + 2OH + H2CO3 - ионно-молекулярный вид;

CO + 2НОН 2ОН + Н2СО3 - сокращенный вид.

Так как в результате реакции гидролиза появляется избыток ионов ОН, то среда щелочная и рН > 7.

Гидролиз по первой ступени выражается следующими уравнениями:

2Li+ + CO + HOH = 2Li+ + (HCO3) + OH - ионно-молекулярный вид;

CO + НОН = (HCO3) + OH - сокращенный вид;

Li2CO3 + НОН = LiНСО3 + LiOH - молекулярный вид.

В результате гидролиза образуется кислая соль LiHCO3.

В) Соль образована слабым основанием и слабой кислотой - CuS.

+ 2Н+ОН = Cu(OH)2 + H2S - молекулярный вид.

Так как все электролиты слабые, то ионно-молекулярный и сокращенный вид не записываем.

В результате реакции гидролиза образовались новые прочные соединения Cu(OH)2 и H2S, т. е. происходит глубокий необратимый гидролиз соли. А так как в правой части отсутствует избыток ионов Н+ или ОН, то рН раствора не меняется, среда нейтральная и рН ? 7. Незначительные отклонения рН от 7 в ту или иную сторону зависят от слабой диссоциации Cu(OH)2 и H2S.

Г) Соль образована сильным основанием и сильной кислотой - RbNO3.

+ Н+ОН RbOH + HNO3 - молекулярный вид;

Rb+ + NO + HOH Rb+ + OH + H+ + NO - ионно-молекулярный вид;

НОН Н+ + ОН - сокращенный вид.

Таким образом, по сокращенному виду, отражающему суть реакции, очевидно, что процесс связан с диссоциацией молекул воды, а молекулы соли в реакции не участвуют. То есть соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается. Так как в правой части реакции присутствуют ионы Н+ и ОН, то среда будет нейтральная и рН = 7.

Задание 5.4. Смешивают равные объемы двух солей. Молярные концентрации солей равны. Используя табличное значение произведения растворимости (ПР), определите образуется ли осадок труднорастворимой соли (табл. V.4).

Пример решения 5.4

Для ответа на поставленный вопрос необходимо иметь представление о произведении растворимости (ПР). Это понятие используется только для труднорастворимых в воде веществ, являющихся, однако, сильными электролитами. Для таких веществ при постоянной температуре произведение равновесных концентраций ионов, входящих в состав соединения (взятых в степенях, равных количеству ионов в формуле соли) всегда остается величиной постоянной и зависит только от природы соли. Если произведение реальных концентраций превышает произведение равновесных концентраций, т. е. больше ПР, то образуется осадок, а при условии, что это произведение меньше значения ПР - осадок не образуется. Для примера возьмем соли CaF2 и K3PO4. Молярные концентрации их равны 0,002 моль/л.

Приведем уравнение реакции образования труднорастворимой соли:

3СаF2 + 2K3PO4 = Ca3(PO4)2v + 6KF.

При решении прежде всего следует учесть, что при смешивании равных объемов двух солей суммарный объем раствора возрастает в 2 раза, а концентрация каждой соли уменьшается в 2 раза. Следовательно: с(CaF2) = 0,001 моль/л; с(К3РО4) = 0,001 моль/л.

Так как нас интересует образование осадка Ca3(PO4)2, то необходимо использовать концентрации ионов Са2+ и (РО4)3-, которые совпадают с молярной концентрацией солей.

Рассчитываем произведение концентраций указанных ионов с учетом их количества в формуле предполагаемого осадка Ca3(PO4)2:

С3 (Са2+) Ч с2 (РО) = (0,001)3 Ч (0,001)2 = 10-15.

Сравниваем со значением ПР (Ca3(PO4)2): так как 10-15 > 2,0-10-29, значит осадок образуется.

Таблица V.1

Номер варианта

Соль

V, л

Массовая доля, %

С, кг/м3

1

AlCl3

0,5

6

1052

2

AgNO3

1,5

8

1069

3

AgNO3

0,8

6

1050

4

Al2(SO4)3

0,8

6

1061

5

Al2(SO4)3

1,5

4

1040

6

BaCl2

3,0

4

1034

7

BaCl2

0,3

2

1015

8

CaCl2

0,5

12

1083

9

CaCl2

0,9

4

1031

10

CuSO4

2,5

8

1084

11

CuSO4

9,65

2

1019

12

FeCl3

0,9

12

1085

13

FeCl3

1,7

6

1049

14

FeSO4

1,5

4

1037

15

FeSO4

3,5

8

1078

16

K2CO3

2,0

12

1090

17

K2CO3

0,6

2

1016

18

K2Cr2O7

2,5

8

1055

19

K2Cr2O7

0,4

6

1040

20

K2SO4

3,0

6

1047

21

K2SO4

1,2

12

1081

22

MgSO4

4,0

4

1039

23

MgSO4

1,6

6

1060

24

Na2CO3

0,5

12

1102

25

Na2CO3

3,5

2

1019

26

AlCl3

6,5

6

1052

27

BaCl2

4,0

4

1034

28

BaCl2

3,5

2

1015

29

K2SO4

2,0

6

1047

30

K2SO4

5,0

12

1081

Химический атом элемент реакция

Таблица V.2

Номер варианта

Основание или кислота

Концентрация, с, моль/л

1

КОН

0,01

2

KOH

0,001

3

KOH

0,1

4

KOH

1-10-4

5

KOH

1-10-5

6

NaOH

0,01

7

NaOH

0,001

8

NaOH

0,1

9

NaOH

1-10-4

10

NaOH

1-10-5

11

LiOH

0,01

12

LiOH

0,001

13

HNO3

0,01

14

HNO3

0,001

15

HNO3

0,1

16

HNO3

1-10-4

17

HNO3

1-10-5

18

HCl

0,01

19

HCl

0,001

20

HCl

1-10-4

21

HCl

1-10-5

22

HCl

0,1

23

HI

0,01

24

HI

1-10-3

25

HI

1-10-4

26

HI

0,01

27

HI

1-10-3

28

HI

1-10-4

29

HI

0,1

30

HI

0,01

Таблица V.3

Номер варианта

Формулы солей

1

AlCl3

Na2CO3

Al2(CO3)3

NaCl

2

Al2(SO4)3

K2CO3

AgBr

Na2SO4

3

Al(NO3)3

Li2CO3

Ag2CO3

NaNO3

4

ZnCl2

Rb2CO3

AgCl

KCl

5

FeCl3

Cs2CO3

CH3COOAg

K2SO4

6

ZnI2

Li2SiO3

Ag3PO4

KNO3

7

Zn(NO3)2

K2SiO3

Ag2S

Li2SO4

8

ZnSO4

Na2SiO3

Ag2SO4

LiCl

9

CuCl2

K2S

BaCO3

LiNO3

10

CuI2

Na2S

BaSO3

Rb2SO4

11

Cu(NO3)2

K2SO3

BaCrO4

RbCl

12

CuSO4

Na2SO3

CaCO3

RbNO3

13

MnCl2

K3PO4

Ca3(PO4)2

CsCl

14

MnI2

Na3PO4

Al2S3

Cs2SO4

15

Mn(NO3)2

Li2S

CdCO3

CsNO3

16

MnSO4

K2S

CuCO3

FrCl

17

FeCl2

Na2SiO3

CuS

Fr2SO4

18

Li(NO3)2

Li2CO3

FeS

FrNO3

19

FeI2

Li2SiO3

MgS

NaF

20

Fe(NO3)2

Li2SO3

MnCO3

KF

21

FeSO4

Cs2CO3

MnS

LiF

22

SnCl2

K2S

PbCO3

CsF

23

CuF2

K2HPO4

PbBr2

LiI

24

FeF2

NaHCO3

MnBr2

NaI

25

AlF3

NaHSiO3

CaSO3

CsI

26

NH4Cl

NaNO2

AlPO4

KI

27

NH4NO3

CH3COONa

(NH4)2S

Rb2SO4

28

Fe2(SO4)3

Ba(CH3COO)2

(NH4)3PO4

LiCl

29

CoCl2

KH2PO4

(NH4)2CO3

CsNO3

30

NiCl2

NaHSO3

CH3COONH4

FrCl

Таблица V.4

Вариант

Соль I

Соль II

C,

Моль/л

Труднораство-римое соединение

ПР трудно-растворимого соединения при 25 0С

1

SrCl2

K2SO4

0,002

SrSO4

2,8-10-7

2

AgNO3

NaBr

0,001

AgBr

6,3-10-13

3

AgNO3

K2CO3

0,001

Ag2CO3

6,25-10-12

4

AgNO3

KCl

0,002

AgCl

1,56-10-10

5

AgNO3

KI

0,001

AgI

1,5-10-16

6

AgNO3

Na3PO4

0,001

Ag3PO4

1,8-10-18

7

AgNO3

Na2S

0,0001

Ag2S

5,7-10-51

8

AgNO3

K2SO4

0,002

Ag2SO4

7,7-10-5

9

BaCl2

Na2SO3

0,001

BaCO3

7,0-10-9

10

Ba(NO3)2

Na2CrO4

0,002

BaCrO4

2,3-10-10

11

BaCl2

K2SO4

0,002

BaSO4

1,08-10-10

12

CaCl2

K2CO3

0,001

CaCO3

4,8-10-9

13

Ca(NO3)2

Na3PO4

0,002

Ca3(PO4)2

1,0-10-25

14

CaCl2

Na2SO4

0,001

CaSO4

6,1-10-5

15

Cd(NO3)2

Na2CO3

0,001

CdCO3

2,5-10-14

16

CuCl2

Na2CO3

0,002

CuCO3

2,36-10-10

17

Pb(NO3)2

NaCl

0,002

PbCl2

1,7-10-5

18

Pb(NO3)2

K2CO3

0,001

PbCO3

1,5-10-13

19

MgCl2

K2S

0,001

MgS

2,0-10-15

20

Ni(NO3)2

K2S

0,001

NiS

3,2-10-19

21

Pb(NO3)2

NaBr

0,001

PbBr2

9,1-10-6

22

SrCl2

Na2CO3

0,002

SrCO3

9,42-10-10

23

ZnCl2

K2CO3

0,001

ZnCO3

6,0-10-11

24

Zn(NO3)2

K2S

0,001

ZnS

1,6-10-24

25

Sr(NO3)2

NaF

0,001

SrF2

2,5-10-9

26

AlCl3

NaOH

0,002

Al(OH)3

1,0-10-32

27

AgNO3

K2CrO4

0,001

Ag2CrO4

1,1-10-12

28

AgNO3

K2Cr2O7

0,001

Ag2Cr2O7

1,0-10-10

29

BaCl2

NaF

0,001

BaF2

1,1-10-6

30

Ba(NO3)2

NaOH

0,002

Ba(OH)2

5,0-10-3

Похожие статьи




ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ - Неограническая химия

Предыдущая | Следующая