4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів icon

4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів




Назва4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів
Сторінка2/8
Дата27.09.2012
Розмір1.38 Mb.
ТипДокументи
1   2   3   4   5   6   7   8

^ 2.2. Електролітична дисоціація. Розчини електролітів


Деякі розчини, що називаються електролітами, взаємодіючи з полярними молекулами розчинника, розпадаються на протилежно заряджені частинки - йони і утворюють розчини, що проводять електричний струм. Розщеплення розчиненої речовини на йони під дією молекул розчинника називають електролітичною дисоціацією. За рахунок йон-дипольної взаємодії молекул розчинника з йонами електроліту утворюються сольватовані (гідратовані) йони.

Процес дисоціації є оборотним. Кількісною характеристикою повноти перебігу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації - відношення числа молекул, що розпалися на йони до загального числа всіх молекул розчиненої речовини

. (2.6)

Залежно від ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні і слабкі. Сильні електроліти в розбавлених водних розчинах дисоціюють практично повністю, тобто необоротно. До них відносяться сильні кислоти, луги, а також усі розчинні солі. Слід зазначити, що яким би сильним не був електроліт, значення ступеня дисоціації може тільки наближатися до 100% (або до 1,0), але ніколи цієї межи досягти не може. Слабкі електроліти в розчинах дисоціюють частково, тобто процес їх дисоціації є оборотним. Для слабких електролітів .

Важливою характеристикою процесу дисоціації слабких електролітів є константа дисоціації . Для бінарного електроліту процес дисоціації можна записати

.

Тоді константа дисоціації цього електроліту матиме вигляд

.

Константа дисоціації слабких електролітів пов’язана зі ступенем дисоціації законом розведення Оствальда

, (2.7)

де - молярна концентрація слабкого електроліту, моль/л.

Враховуючи, що для слабких електролітів ступінь дисоціації значно менша за одиницю (), то рівняння (2.7) спрощується і закон розведення Оствальда має вигляд

. (2.8)

При розрахунках замість константи дисоціації дуже часто користуються показником константи дисоціації , який визначається за рівнянням

. (2.9)

Розчини сильних електролітів навіть при дуже великому розведенні не відносяться до ідеальних. Це реальні розчини, де кожний йон взаємодіє з усіма оточуючими його йонами, що викликає відхилення властивостей сильних електролітів від властивостей ідеальних розчинів. Щоб врахувати відхилення властивостей сильних електролітів, ввели поняття активність - .

Активність – це функція концентрації, тиску та температури, підстановка якої в рівняння законів, дійсних для ідеальних систем, дозволяє застосовувати їх для розрахунків властивостей реальних систем. Активність пов’язана з концентрацією розчину через коефіцієнт активності

, (2.10)

де молярна концентрація електроліту, моль/л; коефіцієнт активності.

Для розрахунку коефіцієнту активності в дуже розведених розчинах використовують рівняння першого наближення теорії Дебая - Гюккеля

, (2.11)

де добуток зарядів катіону і аніону; йонна сила розчину, яку розраховують за рівнянням

. (2.12)

Рівняння (2.11) справедливе для розчинів з .

Якщо , то коефіцієнт активності розраховують за рівнянням другого наближення теорії Дебая – Гюккеля

або . (2.13)

При виконанні хімічного аналізу різних матеріалів важливу роль відіграє середовище, в якому протікає та чи інша реакція. Оскільки кислотність розчину визначається концентрацією йонів гідрогену, то треба вміти розраховувати концентрацію цих йонів в розчинах сильних і слабких кислот та основ.

Для розчину одноосновної сильної кислоти концентрацію йонів гідрогену та її кислотність розраховують за рівняннями

, , (2.14)

де молярна концентрація одноосновної сильної кислоти, моль/л.

Для концентрованих розчинів розраховують водневий показник, виражений через активність йонів гідрогену

. (2.15)

Для сильних однокислотних основ концентрація йонів визначається за рівняннями

; , (2.16)

де молярна концентрація одноосновної сильної основи, моль/л.

Концентрацію йонів гідрогену в розчинах одноосновної слабкої кислоти розраховують за рівнянням

, (2.17)

де константа дисоціації слабкої кислоти; молярна концентрація слабкої кислоти, моль/л.

Водневий показник таких кислот визначається за рівнянням

, (2.18)

де .

Для слабких однокислотних основ

, (2.19)

де константа дисоціації однокислотної слабкої основи; молярна концентрація слабкої основи, моль/л.

Водневий показник слабких основ розраховується за рівнянням

, (2.20)

де .


^ 2.3. Гідроліз солей в хімічному аналізі


Водні розчини багатьох нейтральних (середніх) солей не є нейтральними, що свідчить про взаємодію їхніх йонів з молекулами води. Причина такої взаємодії криється у можливості утворення під час хімічної реакції слабких електролітів.

Гідроліз – це процес взаємодії розчинених у воді солей з полярними молекулами води.

До гідролізу схильні солі, що утворені слабкою кислотою і сильною основою, сильною кислотою і слабкою основою та слабкою кислотою і слабкою основою.

Кількісно гідроліз характеризують, як і процес дисоціації, двома величинами:

1) ступенем гідролізу , що показує, яка частина розчиненої солі прогідролізувала у стані рівноваги;

2) константою гідролізу , як оборотного процесу, в якому через деякий час настає рівновага.


^ Гідроліз солі, утвореної одноосновною слабкою кислотою і сильною основою


Гідроліз таких солей можна представити реакціями в молекулярній та йонно - молекулярній формах

,

.

Константу і ступінь гідролізу солей цього типу розраховують за рівняннями

. (2.21)

. (2.22)

В результаті гідролізу в розчині накопичуються йони ОН־, змінюючи кислотність середовища. При цьому

або . (2.23)

Таким чином, рН розчину зростає зі збільшенням концентрації солі та величини .


Гідроліз солі, утвореної двоосновною слабкою кислотою і сильною основою


Гідроліз солей дво- та багатоосновних кислот ускладнюється тим, що відповідно до ступінчастої дисоціації останніх процес гідролізу також протікає ступінчасто. Наприклад, гідроліз солі протікає за наступними ступенями:

перша ступінь ,

;

друга ступінь ,

.

Солі цього типу гідролізують переважно за першим ступенем, що випливає з порівняння констант дисоціації кислоти за першим та другим ступенем. Гідроліз за другим ступенем майже не здійснюється, оскільки вже на першому ступені утворюється більш слабка кислота порівняно з тією, яка утворюється за другим ступенем .

;

.

. Отже перший ступінь гідролізу є найвигіднішим і завершеним. Схематично гідроліз таких солей можна представити

.

Константу гідролізу солей цього типу розраховують за рівнянням

, (2.24)

де - константа дисоціації слабкої кислоти за другим ступенем.

Ступінь гідролізу визначають за рівнянням

. (2.25)

Кислотність розчину такої солі обчислюють за рівняннями

або . (2.26)


Гідроліз кислої солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою


Схема гідролізу .

Константу та ступінь гідролізу цих солей розраховують за рівняннями

; (2.27)

, (2.28)

де і - відповідно константи дисоціації кислоти за першим та другим ступенем.

Кислотність розчину солі визначають за рівняннями

або . (2.29)


Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою


Гідроліз таких солей можна представити реакціями в молекулярній та йонно - молекулярній формах

,

.

Схема гідролізу цих солей в загальному вигляді

.

В процесі гідролізу таких солей у розчині накопичуються йони гідрогену. Кислотність розчину розраховують за рівняннями

або . (2.30)

Константу та ступінь гідролізу визначають за рівняннями

, (2.31)

. (2.32)


Гідроліз солі, утвореної слабкою кислотою і слабкою основою


Гідроліз таких солей можна представити реакцією в молекулярній формі

.

Такі реакції є майже необоротними, оскільки під час їх перебігу утворюються два слабких електроліти.

Схема гідролізу .

Константа гідролізу такої солі дорівнює

. (2.33)

Ступінь гідролізу розраховують за рівнянням

. (2.34)

Водневий показник середовища визначають за рівняннями

або . (2.35)


^ 2.4. Буферні розчини


Буферні розчини – це суміші концентрованих розчинів слабкої кислоти або основи та її солі, що утворена сильною основою або кислотою. Наприклад, суміші оцтової кислоти та ацетату натрію (кислий буферний розчин), суміш гідроксиду та хлориду амонію (лужний буферний розчин).

Значення цих розчинів у хімічному аналізі дуже велике, так як з їх допомогою можна виконувати аналіз матеріалів за контрольованих кислотних умов.

При введенні до буферної суміші розчину сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти або основи, проте рН буферного розчину практично не змінюється. Це пояснюється тим, що слабка кислота або слабка основа взагалі мало дисоціює, а при наявності однойменних йонів її солі дисоціація буде ще менш відчутною. Розведення розчину не впливає на його рН, оскільки водневий показник залежить лише від співвідношення концентрацій солі () та кислоти () і не залежить від ступеня розведення.

Для кислого буферного розчину, утвореного слабкою кислотою та її сіллю, кислотність обчислюють за рівняннями

або . (2.36)

Для лужного буферного розчину, утвореного слабкою основою та її сіллю, кислотність розраховують за рівняннями

або . (2.37)


^ 2.5. Розв’язування типових задач


Задача 1. Визначте і pαH+ розчину, одержаного при розчиненні 10мл 70%-го розчину сульфатної кислоти густиною 1,61г/мл в 250мл води.

Розв’язування. Маса 10мл розчину H2SO4 дорівнює

г.

Масу сульфатної кислоти в 10мл 70%-го розчину знайдемо з наступної пропорції

100г розчину вміщує 70г H2SO4,

16,1г розчину вміщує Хг H2SO4,

г H2SO4.

Кількість молей кислоти визначимо за рівнянням

моль.

Тоді молярна концентрація розчину H2SO4, враховуючи, що об’єм одержаного розчину Vp=V( H2SO4)+V(H2O)=10+250=260мл, становитиме

моль/л.

Так як H2SO4 - двоосновна кислота, то концентрація йонів гідрогену в розчині, виходячи з рівняння дисоціації , буде в два рази більшою за концентрацію кислоти.

моль/л.

Звідси водневий показник дорівнюватиме



Для визначення водневого показника, вираженого через активність йонів гідрогену, розрахуємо йонну силу розчину за формулою (2.12)

.

Знаючи йонну силу розчину, коефіцієнт активності визначимо за рівнянням (2.13)

,


.

Тоді активність йонів гідрогену за рівнянням (2.10) дорівнюватиме

моль/л,

а водневий показник pαH+=-lgαH+=-lg0,475=0,32.


Задача 2. Розрахуйте концентрацію йонів гідрогену і ступінь гідролізу солі в розчині, одержаному при розчиненні 10,6г Натрій гідроген карбонату в 800мл води. Константи дисоціації карбонатної кислоти за ступенями відповідно дорівнюють ; .

Розв’язування. Для кислої солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою, концентрацію йонів гідрогену розрахуємо за рівнянням (2.29)

моль/л.

Для розрахунку ступеня гідролізу треба знайти молярну концентрацію солі. Для чого розрахуємо кількість молей розчиненої солі

моль,

де - молярна маса солі, г/моль. г/моль.

Тоді молярну концентрацію солі визначимо з відповідної пропорції

800мл розчину вміщує 0,126 моля NaHCO3,

1000мл розчину вміщую Х моль NaHCO3,

моль/л.

Ступінь гідролізу солі розрахуємо за рівнянням (2.28)

.

Задача 3. Скільки грамів солі NaAc треба додати до 500мл 0,1М розчину етанової кислоти (СН3СООН), щоб зменшити концентрацію йонів гідрогену в розчині у 1000 разів? .

Розв’язування. Розрахуємо концентрацію йонів гідрогену в 0,1М розчині НАс за формулою (2.17)

моль/л.

Суміш етанової кислоти з її сіллю – це кислий буферний розчин. Концентрація йонів гідрогену в буферному розчині визначається за рівнянням (2.36)

.

Звідки .

За умовою задачі концентрація йонів гідрогену повинна зменшитися у 1000 разів, тобто моль/л.

Тоді моль/л.

Маса солі, яку треба додати до 1л розчину, щоб зменшити концентрацію йонів гідрогену у 1000, дорівнюватиме

г/л.

До 500мл розчину треба додати у два рази менше солі, тобто 54,05г NaAc.


Задача 4. рН 0,2М розчину натрієвої солі слабкої одноосновної кислоти дорівнює 10. Розрахуйте константу і ступінь гідролізу солі.

Розв’язування. Щоб розрахувати константу і ступінь гідролізу солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою, треба визначити константу дисоціації кислоти за рівнянням (2.26)

і .

Оскільки рН=10, то моль/л.

Тоді .

Константу гідролізу розрахуємо за рівнянням (2.21)

.

Ступінь гідролізу – за рівнянням (2.22)

.


^ 2.6. Задачі для самостійної роботи


1. Визначте рН розчину, одержаного при розчиненні 1,12л HCI в 500мл води за нормальних умов.

2. Визначте рН розчину, одержаного при розчиненні 4г натрій гідроксиду в 10л води.

3. Розрахуйте рН розчину, отриманого при розведенні 50мл 40,2%-го розчину етанової кислоти водою до 1000мл. ρ=1,05г/мл. КД,Нас=1,74∙10-5.

4. Обчисліть рН розчину, одержаного при розчиненні 2,24л HCI в 6000мл води за нормальних умов.

5. Розрахуйте рОН розчину, одержаного при розведенні 100мл 10%-го розчину метанової кислоти водою до 1500мл. КД,НСООН=1,8∙10-4. ρ=1,05г/мл.

6. Визначте концентрацію йонів гідрогену і гідроксиду в розчині, 250мл якого містить 10,6г Na2CO3. .

7. Розрахуйте концентрацію йонів гідрогену, йонів гідроксиду і ступінь гідролізу солі в розчині, 500мл якого містить 8,2г NaАс. КД,НАс=1,74∙10-5.

8. Визначте концентрацію йонів гідроксиду і ступінь гідролізу солі в розчині, 200мл якого містить 1,06г NaНCO3. . .

9. Визначте концентрацію йонів гідрогену в розчинах: а) 0,5М розчин NaН2РO4; б) 0,3М розчин Na2НРO4. рК1=1,96; рК2=6,76; рК3=12,44.

10. Розрахуйте концентрацію йонів гідроксиду і ступінь гідролізу солі Амоній хлориду, отриманого при розчиненні 2,675г NH4CI в 500мл води. .

11. Визначте концентрацію йонів гідрогену і гідроксиду в розчині NH4Ас, отриманого при розчиненні 3,85г солі в 250мл води. КД,НАс=1,74∙10-5. .

12. Визначте концентрацію йонів гідрогену і водневий показник розчину, одержаного при розчиненні 6г NаАс і 12г етанової кислоти в 1л води. КД,НАс=1,74∙10-5.

13. В 250мл води розчинили 50мл 40%-го розчину амоній гідроксиду густиною 0,88г/мл і 17,8г Амоній хлориду. Визначте концентрацію йонів гідроксиду і водневий показник одержаного розчину. .

14. Визначте активність йонів гідрогену в розчині, отриманому при розчиненні 1,12л Гідроген хлориду в 500мл води за нормальних умов.

15. В 500мл води розчинили 150мл 40,2%-го розчину етанової кислоти густиною 1,05г/мл. КД,НАс=1,74∙10-5. Визначте активність йонів гідрогену та ступінь дисоціації кислоти в отриманому розчині.

16. Розрахуйте активність йонів гідрогену в розчині, який отримали шляхом змішування 50мл 40%-го розчину H2SO4 густиною 1,3г/мл і 300мл води.

17. Визначте активність йонів гідрогену в розчині, який отримали шляхом змішування 50мл 40%-го розчину ортофосфатної кислоти густиною 1,46г/мл і 12,5г Натрій ортофосфату з 500мл води, враховуючи тільки першу ступінь дисоціації кислоти. .

18. Розрахуйте, у скільки разів зміниться концентрація йонів гідрогену, якщо в 500мл 0,1М розчину метанової кислоти розчинити 13,6г Натрій форміату?

19. Скільки грамів Натрій ацетату необхідно додати до 400мл 0,1М етанової кислоти, щоб зменшити концентрацію іонів гідрогену в розчині в 100 разів? КД,НАс=1,74∙10-5.

20. Скільки мілілітрів 30%-го розчину амоній гідроксиду густиною 0,892г/мл треба додати до розчину, який вміщує 10,7г Амоній хлориду в 500мл розчину, щоб рН=9,5? .

21. Визначте концентрацію і активність йонів гідрогену, рН розчину, одержаного при розчиненні 6,675г Алюміній хлориду в 500мл розчину. Константа гідролізу солі дорівнює 1,35∙10-5.

22. Скільки грамів Ферум (III) хлориду необхідно розчинити в 500мл розчину, щоб рН=1,9? Константа гідролізу солі дорівнює 3,0∙10-3.

23.Скільки грамів етандіової кислоти треба розчинити в 100мл розчину, щоб рН розчину дорівнював 8,5? ; .

24. Визначте ступінь дисоціації і рН розчину, одержаного при розчиненні 50мл 30%-го розчину амоній гідроксиду густиною 0,892г/мл в 200 мл води. .

25. 500 розчину вміщує 4,3 пропенової кислоти. Визначте концентрацію йонів гідрогену, рН розчину і ступінь дисоціації кислоти в цьому розчині. .

26. Скільки грамів Амоній хлориду необхідно додати до 200мл 0,1М розчину амоній гідроксиду, щоб зменшити концентрацію йонів гідроксиду в 100 разі? .

27. 500мл розчину вміщує 6,2г ортоборатної кислоти. Як зміниться рН розчину, якщо додати 20,2г Натрій тетраборату? .

28. рН 0,1М розчину калієвої солі слабкої одноосновної кислоти дорівнює 9,07. Визначте константу і ступінь гідролізу цієї солі.

29. До 30мл води додали 5мл 3М розчину . Розрахуйте концентрацію йонів гідроксиду і рН отриманого розчину. .

30. Скільки міліграмів Калій ціаніду міститься в 100мл розчину, рН якого дорівнює 10,46? .

1   2   3   4   5   6   7   8

Схожі:

4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів icon4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів
Вступ
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconО. В. Орлова; моз україни; Луган держ мед ун-т; кафедра фарм
...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconМетодичнІ вказівки
...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconКалендарний план практичних занять з технології лікарських засобів для студентів ІІІ курсу фармацевтичного факультету на VІ семестр 2012-2013 н р. спеціальність „клінічна фармація
Розчини високомолекулярних сполук (вмс), колоїдні розчини. Приготування, оцінка якості, упакування, оформлення до відпуску, зберігання...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів icon"Затверджено"
Приготування розчинів пепсину, желатину, крохмалю, метилцелюлози та інших напівсинтетичних та синтетичних високомолекулярних сполук....
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconВизначення показника заломлення та концентрації водних розчинів за допомогою рефрактометра
Рпл–2, оволодіти методикою експериментального визначення показників заломлення та концентрацій водних розчинів цукру, визначення...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconI. Розчини. Кількісний склад розчинів. Приготування І стандартизація розчинів
Екологія І охорона навколишнього середовища”, які вивчають курс аналітичної хімії. Ними можуть користуватися студенти очної форми...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconМіністерство освіти І науки, молоді та спорту україни херсонський державний університет
Даний екзамен з хімії розчинів повинен показати розуміння теоретичних основ хімії розчинів, уміння зв’язувати загальні та окремі...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconМетодичнІ вказівки
Вимоги ізотонії, ізогідрії, ізоіонії. Розчини Рінгера-Локка, „Ацесоль”, „Дисоль” та ін. Напрямки вдосконалення технології розчинів...
4 Розчини. Способи вираження концентрації розчинів iconЗатверджую
Позначення І способи вираження класів чистоти. Методи очистки матеріалів від домішок за допомогою кристалізації з розплавів. Рівноважний...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Документи


База даних захищена авторським правом ©zavantag.com 2000-2013
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання відкритою для індексації.
звернутися до адміністрації
Документи