Задачи на законы разбавленных растворов неэлектролитов (законы Вант-Гоффа и Рауля)

Для решения данных задач кроме молярной концентрации С (моль/л) необходимо знать и такие способы выражения концентраций растворов, как моляльная концентрация b (моль/кг) и молярная доля N.

Моляльная концентрация b – это отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к массе растворителя (в кг).

Молярная доля N – отношение количества вещества одного компонента n, содержащегося в системе, к общему количеству вещества системы. N – безразмерная величина.

Пример 1. Определить молярную массу вещества, если 1 л раствора, содержащего 14 г этого соединения, имеет при 25°С осмотическое давление 700 кПа.

Дано: V=1 л m=14 г Т=25+273=298К Росм.=700 кПа М(х) –?

Решение: По закону Вант-Гоффа P=C× R× T= Отсюда М(х)= =48, 5 г/моль Ответ: 48, 5 г/моль

Пример 2. При какой температуре замерзнет раствор, содержащий в 500 г воды 70, 4 г глюкозы C₆H₁₂O₆?

Дано: m(р-ля)=0, 5 кг m(C6H12O6)=70, 4г М(C6H12O6)=180г/моль tзам. –?

Решение: По закону Рауля Dtзам.=K× b, где К – криоскопическая константа (для воды К=1, 86), b – моляльная концентрация. (моль/кг) (моль/кг) Dtзам.=1, 86× 0, 78=1, 45° tзам.=0°-Dtзам.=0° – 1, 45° = – 1, 45° Ответ: – 1, 45°С

Пример 3. На сколько градусов повысится температура кипения раствора, содержащего в 1 кг воды 80 г мочевины (NH₂)₂CO?

Дано: m(р-ля)=1 кг m((NH2)2CO)=80г М((NH2)2CO)=60г/моль Dtкип. –?

Решение: По закону Рауля Dtкип.=Е× b, где Е – эбулиоскопическая константа (для воды Е=0, 52), b – моляльная концентрация. =1, 33 моль/кг Dtкип.=0, 52× 1, 33=0, 69° Ответ: температура повысится на 0, 69°

Задачи с использованием степени диссоциации a

Пример 1. Определить молярную концентрацию SO₄^2– ионов, содержащихся в 2 л раствора CaSO₄ с молярной концентрацией 0, 3 моль/л. a=40%.

Дано: Vр-ра=2 л С(CaSO4) = 0, 3 моль/л a=40%=0, 4 С(SO42–) –?

Решение: 1) m(CaSO4)=C(CaSO4)× V× M(CaSO4)=0, 3× 2× 136= =81, 6 (г) 2) Находим массу SO42– ионов. В 136 г CaSO4 содержится 96г SO42– в 81, 6 г CaSO4 содержится х г SO42– m(SO42–)= =57, 6 (г) (теоретич.) 3) Поскольку продиссоциировало только 40% CaSO4, находим истинную (практич.) массу SO42– ионов в растворе. 57, 6 г – 100% х г – 40% m(SO42–)пр.= =23 (г) 4) С(SO42–)= =0, 12 (моль/л) Ответ: 0, 12 моль/л.

Пример 2. При какой концентрации раствора степень диссоциации HNO₃ будет равна 20%, если ее К_дис.=5× 10^–4?

Дано: a=20%=0, 2 Кдис.= 5× 10–4 C –?

Решение: Задачу следует решать, используя закон разбавления Оствальда: =0, 0125 (моль/л) Ответ: 0, 0125 моль/л.

Задачи на рН, ионное произведение воды

Пример 1. Рассчитать рН и рОН раствора соляной кислоты с концентрацией 1× 10^–4 моль/л. Могут ли значения рН и рОН быть равными нулю; меньше нуля?

Решение: так как HCl – сильный электролит, диссоциацию соляной кислоты можно считать полной и [H⁺]=10^–4 моль/л. Тогда рН=-lg10^-4=4, а рОН=14-рН=14-4=10.

рН и рОН могут быть равными нулю при [H⁺]=1 или [ОH^–]=1 (моль/л), т.к. –lg1=0.

рН и рОН могут быть меньше нуля при [H⁺] и [ОH^–] больше 1, например, –lg10=-1 или –lg100=-2.

Пример 2. Рассчитать рН и рОН раствора КОН с молярной концентрацией 0, 001 моль/л.

Дано: С(КОН)=10-3моль/л рН, рОН –?

Решение: КОН – сильный электролит, полностью диссоциирует на ионы, поэтому (моль/л) Задачу можно решить двумя способами. 1 способ. Из ионного произведения воды (моль/л) рН=-lg10-11=11; pOH=14-11=3. 2 способ. pOH=-lg10-3=3; pH=14-3=11 Ответ: рН = 11; рОН = 3.

Пример 3. Для раствора H₂SO₄ с молярной концентрацией 0, 05 моль/л найти , и рН.

Дано: С(H2SO4)=0, 05моль/л , , рН –?

Решение: H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Уравнение диссоциации: H2SO4 Û 2H+ + SO42– =[H+]=0, 05× 2=0, 1 (моль/л) рН=-lg10-1=1; (моль/л) Ответы: =0, 1 моль/л; =10-13 моль/л; рН=1.

Пример 4. рН раствора равен 4. Найти концентрации Н⁺, ОН^– и рОН.

Решение: Из выражений

и

находим [H⁺]=10^-4 (моль/л); рОН=14-рН=14-4=10; [ОH^–]=10^-10 (моль/л).

Ответ: = 10^–4 моль/л; =10^-10 моль/л; рОН=10.

Амфотерные гидроксиды

Так как амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и оснований, то кроме уравнений их диссоциации по ступеням, нужно уметь записывать и двойную диссоциацию, например,

к-та H₂ZnO₂

к-та H₃CrO₃ (орто)

или HCrO₂ (мета)

Растворение амфотерных гидроксидов в кислотах и щелочах следует записывать в молекулярном и ионном виде. Амфотерный гидроксид как слабый электролит на ионы не расписывается.

Пример 1.

1)

2) а)

б)

Пример 2.

1) 2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2Cr(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- ® 2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O

Cr(OH)₃ + 3H⁺ ® Cr³⁺ + 3H₂O

2) а) Cr(OH)₃ + 3KOH ® + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3OH^– ® CrO₃^3– +3H₂O

б) Cr(OH)₃ + KOH ® + 2H₂O

Cr(OH)₃ + OH^– ® CrO₂^– +2H₂O

в) Cr(OH)₃ + 3KOH ® K₃[Cr(OH)₆]

к.ч.=6 гидроксокомплекс

Cr(OH)₃ + 3OH^– ® [Cr(OH)₆]^3–

Гидролиз солей

Уравнения реакций гидролиза различных солей нужно писать по ступеням (1-я ступень наиболее важная), кроме случая полного гидролиза соли, в молекулярном и ионном виде.

Пример 1. K₂S – соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H₂S (гидролиз по аниону). Гидролиз в 2 ступени, т.к. кислота двухосновная.

I. K₂S + HOH KOH + KHS

2K⁺ + S^2– + HOH K⁺ +OH^– + K⁺ + HS^–

S^2– + HOH OH^– + HS^–

II. KHS + HOH KOH + H₂S

K⁺ + HS^– + HOH K⁺ + OH^– + H₂S

HS^– + HOH OH^– + H₂S pH> 7

Пример 2. Cr₂(SO₄)₃ – соль образована слабым основанием Cr(OH)₃ и сильной кислотой H₂SO₄ (гидролиз по катиону). Гидролиз идет в 3 ступени, т.к. основание трехосновное.

I. Cr₂(SO₄)₃ + 2HOH 2CrOHSO₄ + H₂SO₄

2Cr³⁺ + 3SO₄^2– + 2HOH 2CrOH²⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

Cr³⁺ + HOH CrOH²⁺ + 2H⁺

II. 2CrOHSO₄ + 2HOH [Cr(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄

CrOH²⁺ + HOH Cr(OH)₂⁺ + H⁺

III. [Cr(OH)₂]₂SO₄ + 2HOH 2Cr(OH)₃ + H₂SO₄

[Cr(OH)₂]⁺ + HOH Cr(OH)₃ + H⁺ pH < 7

Пример 3. Al₂(CO₃)₃ – соль образована слабой кислотой H₂CO₃ и слабым основанием Al(OH)₃ (гидролиз по катиону и аниону). Гидролиз идет в одну ступень (полный и необратимый гидролиз), т.к. в результате реакции равновесие смещено вправо ввиду образования осадка Al(OH)₃ и газа СО₂.

Al₂(CO₃)₃ + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂CO₃

H₂CO₃ ® CO₂­ + H₂O pH=7

В других случаях соли, образованные слабыми кислотами и основаниями, гидролизуются по ступеням.

Пример 4. (NH₄)₃PO₄ – соль образована слабым основанием NH₄OH и слабой (средней) трехосновной кислотой H₃PO₄, поэтому гидролиз идет в 3 ступени.

I. (NH₄)₃PO₄ + HOH Û NH₄OH + (NH₄)₂HPO₄

3NH₄⁺ + PO₄^3– + HOH Û NH₄OH + 2NH₄⁺ + HPO₄^2–

NH₄⁺ + PO₄^3– + HOH Û NH₄OH + HPO₄^2–

II. (NH₄)₂HPO₄ + HOH Û NH₄OH + NH₄H₂PO₄

2NH₄⁺ + HPO₄^2– + HOH Û NH₄OH + NH₄⁺ H₂PO₄^–

NH₄⁺ + HPO₄^2– + HOH Û NH₄OH + H₂PO₄^–

III. NH₄H₂PO₄ + HOH Û NH₄OH + H₃PO₄

NH₄⁺ + H₂PO₄ + HOH Û NH₄OH + H₃PO₄

Среда – близкая к нейтральной, но слабокислая, т.к. H₃PO₄ – более сильный электролит, чем NH₄OH.

Пример 5. NaCrO₂ – соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HCrO₂, в состав аниона которой входит амфотерный элемент Cr. Протекает гидролиз в 1 стадию, реакция среды – щелочная.

или H₃CrO₃

CrO₂ + 2HOH Û OH^– + Cr(OH)₃

Пример 6. Соли SbCl₃ и BiCl₃ гидролизуются в 2 ступени (гидролиз не доходит до конца), т.к. на 2-й ступени выпадают осадки SbOCl и BiOCl.

I. SbCl₃ + HOH Û SbOHCl₂ + HCl

Sb³⁺ + HOH Û SbOH²⁺ + H⁺

II. SbOHCl₂ + HOH Û Sb(OH)₂Cl + HCl

Sb(OH)₂Cl ® SbOCl¯ + H₂O

SbOH²⁺ + Cl^– + HOH ® SbOCl¯ + H₂O + H⁺ pH< 7

Предыдущая12345678Следующая

Поделиться:

Популярное:

1. I. 11. Законы земледелия. Суть законов: минимума, максимума, оптимума; взаимодействия факторов.
2. I. Иммунология. Определение, задачи, методы. История развитии иммунологии.
3. I. Цели и задачи библиотеки на 2015 год
4. II. 36. Основные задачи семеноводства.
5. II. ЦЕЛИ, ЗАДАЧИ И ВИДЫ ДЕЯТЕЛЬНОСТИ ОРГАНИЗАЦИИ.
6. V1: Предмет, цели и задачи товароведения
7. VII. Задачи научного руководителя дипломной работы
8. Алгоритм Симплекс-метода для решения задачи линейного программирования об оптимальном использовании ресурсов.
9. Аттестация государственных служащих: понятие, цели, задачи, функции, принципы.
10. Блок-схема алгоритма решения задачи
11. Бубновый Валет» . Представители, задачи, организации.
12. Введение и постановка задачи