10

Контрольная работа по химии №4: Растворы электролитов.

Контрольная работа по химии №4: Растворы электролитов.

(методические указания)

1. Растворы и их концентрация.

(Задачи №№ 1 – 20)

Раствор представляет собой гомогенную смесь веществ переменного состава, состоящую из растворителя и растворённых веществ. В зависимости от агрегатного состояния растворителя раствор может быть жидким или твёрдым. Жидкими являются растворы газов, жидкостей или твёрдых веществ в жидких растворителях. В зависимости от природы растворителя различают водные и неводные растворы. Наиболее распространёнными и имеющими наибольшую важность являются водные растворы, которые и рассматриваются в контрольной работе.

Важнейшей характеристикой любого раствора является его концентрация. Концентрация представляет собой отношение количества растворённого вещества к общему количеству раствора или растворителя. Существуют несколько способов выражения концентрации растворов, из которых в контрольной работе рассматриваются молярная, нормальная и процентная концентрации.

Молярная концентрация (молярность) С_М равна отношению числа молей растворённого вещества n_в к объёму раствора V:

С_М=n_в/V=m_в/(MV) (1.1)

где m_в – масса растворённого вещества в граммах, М – его молярная масса.

Поскольку на практике объём жидкостей чаще всего выражают в литрах, молярная концентрация выражается в моль/л. Например, С_М=1моль/л – одномолярный раствор; С_М=0,1моль/л – децимолярный раствор и т.п.

Для обозначения молярности растворов часто используется иная символика. Так записи 1М и 0,1М означают, соответственно, одно- и децимолярный растворы.

Нормальная концентрация (нормальность) С_н равна отношению числа молей эквивалентов¹ растворённого вещества n_э к объёму раствора V:

С_н=n_э/V=m_в/(М_эV) (1.2)

где m_в – масса растворённого вещества в граммах, М_э – его эквивалентная масса – масса 1 моля эквивалентов в граммах. Размерность нормальности – моль-экв/л. Например, С_н=2моль-экв/л – двунормальный раствор; С_н=0,01моль-экв/л – сантинормальный раствор. Как и в случае молярности, для обозначения нормальности можно пользоваться краткими записями: 2н – двунормальный раствор; 0,01н – сантинормальный раствор.

Для нахождения эквивалентной массы вещества в растворе пользуются простыми соотношениями:

Для кислоты H_nA_m: M_э=M/n, где n – число ионов Н⁺ в кислоте. Например, эквивалентная масса соляной кислоты HCl находится: М_э=М/1, т.е. численно равна молярной массе; эквивалентная масса фосфорной кислоты Н₃РО₄ равна: М_э=М/3, т.е. в 3 раза меньше её молярной массы.

Для основания K_n(OH)_m: М_э=М/m, где m – число гидроксид-онов ОН^- в формуле основания. Например, эквивалентная масса гидроксида аммония NH₄OH равна его молярной массе: М_э=М/1; эквивалентная масса гидроксида меди (II) Cu(OH)₂ в 2 раза меньше его молярной массы: М_э=М/2.

Для соли K_nA_m: М_э=М/(nm), где n и m, соответственно, количество катионов и анионов соли. Например, эквивалентная масса сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃ равна: М_э=М/(23)=M/6.

Процентной концентрацией раствора называется массовая доля растворённого вещества, выраженная в процентах. Массовая доля растворённого вещества  равна отношению его массы m_в к общей массе раствора (m_в+m_р):

 =(m_в/(m_в+m_р))100% (1.3)

Пример 1.1. V миллилитров раствора, полученного путём растворения m_в грамм вещества в воде, имеет плотность, равную  г/см³. Рассчитать молярную, нормальную и процентную концентрацию раствора.

Численные значения V, m_в и : V=200мл., m_в=52,6г., =1,16г/см³.

Растворённое вещество – серная кислота H₂SO₄.

Находим значение молярной и эквивалентной массы серной кислоты.

Молярная масса: М=21+32+416=98г/моль.

Эквивалентная масса: М_э=М/n=98/2=49г/моль-экв.

Определяем молярность и нормальность раствора.

По формуле (1.1): С_М=m_в/(MV)=52,6/(9820010^-3)=2,7моль/л.²

По формуле (1.2): С_н=m_в/(M_эV)=52,6/(4920010^-3)=5,4моль-экв/л.

Для определения процентной концентрации находим массу заданного объёма раствора: (m_в+m_р)= V=1,16200=232г.

По формуле (1.3): =(m_в/(m_в+m_р))100%=(52,6/232)100%=22,67%.

Пример 1.2. Раствор, процентная концентрация которого равна , имеет плотность . Определить молярность и нормальность раствора.

Численные значения  и : =18%, =1,1г/см³.

Растворённое вещество – сульфат аммония (NH₄)₂SO₄.

Находим значение молярной и эквивалентной массы сульфата аммония.

Молярная масса: М=2(14+41)+32+416=132г/моль.

Эквивалентная масса: М_э=М/(nm)=132/(21)=132/2=66г/моль-экв.

Выбираем произвольный объём раствора, например V=1см³, и определяем его массу: (m_в+m_р)=V=1,11=1,1г.

Из формулы (1.3) находим массу растворённого вещества: m_в=(m_в+m_р) /100% =1,118%/100% =0,198г.

Определяем молярность и нормальность раствора.

По формуле (1.1): С_М=m_в/(MV)=0,198/(132110^-3)=1,5моль/л.³

По формуле (1.2): С_н=m_в/(M_эV)=0,198/(66110^-3)=3моль-экв/л.

Пример 1.3. Раствор, молярная концентрация которого равна С_М, имеет плотность . Определить нормальную и процентную концентрацию раствора.

Численные значения С_М и : С_М=0,5моль/л, =1,025г/см³.

Растворённое вещество – фосфорная кислота Н₃РО₄.

Находим значение молярной и эквивалентной массы фосфорной кислоты.

Молярная масса: М=31+31+416=98г/моль.

Эквивалентная масса: М_э=М/n=98/3=32,67г/моль-экв.

Выбираем произвольный объём раствора, например V=500мл., и из формулы (1.1) находим массу растворённого в нём вещества: m_в=C_MMV=0,59850010^-3=24,5г.⁴

По формуле (1.2) определяем нормальность раствора: С_н=m_в/(M_эV)=24,5/(32,6750010^-3)=1,5моль-экв/л.

Находим массу выбранного объёма раствора: (m_в+m_р)=V=1,025500=512,5г.

Из формулы (1.3) определяем процентную концентрацию раствора:

=(m_в /(m_в+m_р )100%=(24,5/512,5)100%=4,8%.

Пример 1.4. Раствор, нормальная концентрация которого равна С_н, имеет плотность . Определить молярную и процентную концентрацию раствора.

Численные значения С_н и : С_н=3 моль-экв/л, =1,17г/см³.

Растворённое вещество – карбонат калия К₂СО₃.

Задача решается так же, как в примере 1.3. Можно использовать и другой вариант решения, который заключается в следующем.

Определяем соотношение между молярной и эквивалентной массой карбоната калия: М_э=М/(nm)=M/(21)=M/2. C учётом этого соотношения по формуле (1.1) находим значение молярности раствора: С_М=m_в/(MV)= m_в/(2M_эV).

Согласно формуле (1.2) С_н=m_в/(M_эV). Поэтому молярность раствора может быть выражена через его нормальность: С_М= m_в/(2M_эV)=С_н/2=3/2=1,5моль/л.

Далее, как и в примере 1.3., для определения процентной концентрации выбираем произвольный объём раствора, например 1л., и находим его массу: (m_в+m_р)=V=1,17110³=1170г.⁵

Из формулы (1.1.) находим массу растворённого вещества: m_в=C_MMV=1,51381=207г, где М=138г/моль – молярная масса К₂СО₃.

И, наконец, по формуле (1.3) определяем процентную концентрацию раствора:

=(m_в/(m_в+m_р ))100%=(207/1170)100%=17,7%.

2. Растворы электролитов.

(Задачи №№ 21 – 40)

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. Вследствие диссоциации растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Образование ионов в рас­плаве происходит в результате разрушения ионной кристаллической решётки-это физический процесс. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя.

По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на силь­ные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично.

Пусть K_nA_m-сильный электролит. Уравнение его диссоциации записыва­ется как уравнение необратимого процесса: K_nA_m=nK^m+ + mA^n-. Например, Al₂(SO₄)₃=2Al³⁺+3(SO₄)^2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.

Пример 2.1. Концентрация ионов в 0,01М растворе гидроксида тетрамминмеди (II) [Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Являясь сильным электролитом (см. ниже), гидроксид тетрамминмеди (II). в растворе диссоциирует на ионы полностью согласно уравнению: [Cu(NH₃)₄](OH)₂ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^-.

Из уравнения видно, что при диссоциации 1 моля тетрамминмеди (II) образуется 1 моль комплексных катионов [Cu(NH₃)₄]²⁺ и 2 моля гидроксид-ионов OH^-. Т.к. согласно условию раствор – сантимолярный, концентрация комплексных катионов, образующихся при полной диссоциации электролита, равна 0,01 моль/л, а концентрация ионов OH^-- 0,02 моль/л.

Если электролит K_nA_m-слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: К_nA_mnK^m+ +mA^n-. Такое равновесие на­зывается ионным. Например, H₂SO₃2H⁺ +SO₃^2-.

Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации K_KnAm, которая для слабого электролита K_nA_m записывается:

K_KnAm=([K^m+]ⁿ[A^n- ]^m)/[K_nA_m] (2.1)

где [K^m+] и [A^n-]-соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [K_nA_m]-равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. На­пример, для слабой кислоты H₂SO₃ (уравнение её диссоциации см. выше) кон­стантой диссоциации является выражение: К_H2SO3=([H⁺]²[SO₃^2-])/[H₂SO₃].

Величина константы диссоциации количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.

Универсальной количественной характеристикой диссоциации электролита является степень его диссоциации , которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов =1(100%), для слабых - 1(100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение 0,01(1%). Поэтому в практических расчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.

Пример 2.2. Расчёт концентраций ионов в 0,01М растворе уксусной кислоты СН₃СООН.

Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение её константы диссоциации⁶.

СН₃СООНСН₃СОО^- + Н⁺; Ксн₃соон=([СН₃СОО^-][Н⁺])/[СН₃СООН]=1,7510^-5