Слайд 2
Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить
электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. Процесс
распада электролита на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.
Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации α, которая равна отношению концентрации молекул, распавшихся на ионы (с), к общей концентрации растворенного электролита (с0): α = с/с0. По величине α электро-литы делятся на две группы: слабые с α < 1 и сильные с α = 1.
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
[1, § 8.3—8.4].
Слайд 3
К сильным электролитам в водных растворах принадлежит подавляющее
большинство солей, щелочи (основания s-элементов, кроме Ве(ОН)2 и Mg(OH)2),
такие неорганические кислоты, как НСI, HBr, HI, HNO3, H2SО4, HCIO4 и др.
К слабым электролитам в водных растворах относятся основания d-,f-,р-элементов, органические и многие неорганические кислоты, вода и комплексные ионы.
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
[1, § 8.3—8.4].
Слайд 4
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
В растворах слабых
электролитов устанавли-вается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их
диссоциации — ионами. Например, в, водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие
СН3СООН Н+ + СН3СОО‾ ,
K =
[H+][CH3COO‾]
[CH3COOH]
константа которого (константа диссоциации) связана с концентрациями соответствующих частиц соотношением:
Слайд 5
Если обозначить общую концентрацию электролита, например, слабой кислоты
НА через С моль/л, то концентрации ионов Н+ и
А‾ равны
[Н+] = [А‾] = aC моль/л,
а концентрация недиссоциированной части электролита будет равна (С - Са) моль/л, тогда константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон р а з б а в л е н и я Оствальда):
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
K =
[H+][А‾]
[HА]
=
Сα∙Сα
С (1- α)
=
Сα2
(1- α)
(1)
Слайд 6
Если степень диссоциации а ≤ 1, то при
приближен-ных вычислениях можно принять, что 1-а ≈ 1. Тогда
выражение закона разбавления упрощается:
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
К = α2С,
Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора степень диссоциации электролита возрастает.
Используя выражение (3) можно определить [H+] и [А‾] без предварительного вычисления а :
откуда
(2)
(3)
[H+] = [А‾] =
С K/C .
= KC .
(4)
Слайд 7
Если степень диссоциации α < 1, то расчет
α и [H+] следует вести по формуле (1), которая
приводит к квадратному уравнению:
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
Са2 + Ка - К = 0
или
(5)
[H+]2 + К [H+] - КС = 0
Приближенными формулами (2), (3) и (4) можно пользоваться только при условии, что выполняется соотношение:
К/С ≤ 1∙10-2 или C/К ≥ 1∙102
(6)
Слайд 8
Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1
М растворе равна 1,32•10-2. Найти константу диссоциации кислоты и
значение рК.
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
Слайд 9
Решение 1. Подставим данные задачи в уравнение закона
разбавления
К = α2С/(1- α) = (1,32•10-2)2 •0,1/(1- 0,0132) =
1,77• 10-5,
откуда рК = - lg(l,77•10-5 ) = 5 - lg 1,77 = 5 - 0,25 = 4,75.
Расчет по приближенной формуле К = α2С приводит к близкому значению К
К = (1,32 • 10-2)-2 • 0,1 = 1,74 • 10-5 ,
откуда
рК = 4,76
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА И СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
Слайд 10
ВЛИЯНИЕ ОДНОИМЕННЫХ ИОНОВ НА
РАВНОВЕСИЕ ДИССОЦИАЦИИ
Как повлияет добавление
к раствору уксусной кислоты ее соли (например, ацетата натрия
СН3СОО‾Na+) на равновесие диссоциации
СН3СООН Н+ + СН3СОО– ?
Вопрос:
Слайд 11
Вывод. Степень диссоциации слабого электролита уменьшается при добавлении
к нему сильного электролита с одноименным ионом.
ВЛИЯНИЕ ОДНОИМЕННЫХ ИОНОВ
НА
РАВНОВЕСИЕ ДИССОЦИАЦИИ
Прибавление к раствору уксусной кислоты ацетата натрия приведет к повышению концентрации ионов СН3СОО‾ и, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие диссоциации
СН3СООН Н+ + СН3СОО–
сместится влево.
Слайд 12
ДИССОЦИАЦИЯ МНОГООСНОВНЫХ КИСЛОТ
В растворах многоосновных кислот (а также
оснований, содержащих несколько ОН-групп) устанавливаются ступенчатые равновесия.
Так, диссоциация ортофосфорной
кислоты H3PО4 протекает в три ступени:
H2PО4‾ H+ + HPO42‾ (К2 = 6,3 • 10-8),
HPО42‾ H+ + PO43‾ (К3 = 1,3 • 10-12).
К1 >> К2 >> К3 (!!)
Слайд 13
Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число
частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает.
Поэтому свойства растворов, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворен-ного вещества (коллигативные свойства), такие, как росм, ∆р = р0 - р1, ∆Ткип, ∆Тзам проявляются в раство-рах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов.
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Слайд 14
Эффект увеличения числа частиц в результате диссоциации учитывается
в расчетах введением поправочного коэффициента Вант-Грффа i:
Росм =
iCRT
∆Ткип = iECm
∆Тзам = iKCm
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита а соотношением:
i = 1 + α(k — 1) или α = (i — 1)/(k — 1
где k — число ионов, на которые распадается при диссо-циации молекула электролита (для КСl k = 2, для ВаСl2 и Na2SO4 k = 3 и т. д.).
Слайд 15
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ.
АКТИВНОСТЬ ИОНОВ
В растворах сильных электролитов даже
при малой концентрации электролита заметно проявляются силы межионного взаимодействия.
В результате ионы оказываются не вполне свобод-ными в своем движении, и все свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало бы ожидать.
Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, а (моль/л), которая связана с его концентрацией С в растворе соотношением:
а = fC.
где f — коэффициент активности иона.
Слайд 16
Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации
раствора, от заряда и природы иона и от других
условий.
Приближенно можно считают, что в разбавленных растворах (С ≤ 0,5 моль/л) коэффициент активности иона в данном растворителе зависит только от заряда иона (z) и ионной силы (I) раствора :
lg f = - 0,5Z2 I
КОЭФФИЦИЕНТ АКТИВНОСТИ ИОНОВ
Слайд 17
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Вода, будучи очень слабым
электролитом, в незна-чительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и
гидроксид-ионы:
Н2О Н+ + ОН‾ .
Этому процессу соответствует константа диссо-циации
K =
[H+]∙[OH‾]
[H2O]
Слайд 18
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная
концентрация недиссоциированных молекул воды [Н2О] с достаточной точностью равна
общей концентрации воды, т. е.
1000/18 = 55,55 моль/л.
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
В разбавленных водных растворах ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды преобразуется следующим образом:
[Н+] [ОН‾] = К [Н2О] = КВ
Слайд 19
Константа КВ, равная произведению концентраций ионов Н+ и
ОН‾ , представляет собой постоянную при данной температуре величину
и называется ионным произведением воды
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
В чистой воде при 25°С [Н+] = [ОН‾] = 10-7 моль/л. Отсюда следует, что при 25 °С КВ = 10−14.
Растворы, в которых [Н+] = [ОН‾ ] = 10-7 моль/л называются нейтральными. В кислых растворах [Н+] > [ОН‾], в щелочных растворах [Н+] < [ОН‾].
Слайд 20
Вместо концентраций ионов Н+ и ОН‾ пользуются их
десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются
символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:
pH = - lg [H+] ; pOH = -lg[ОН‾] .
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Логарифмируя соотношение [Н+]∙[ОН‾] = КВ и меняя знаки на обратные, получим:
рН + рОН = рКВ
При 25°С рН + рОН = 14; в нейтральных растворах рН = 7, в кислых — рН < 7, в щелочных — рН > 7.
Слайд 21
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. РН
где СН+ — равновесная
молярная концентрация Н+, fН+ — коэффициент активности ионов водорода,
определяемый по правилу ионной силы из таблиц.
ран+ = -lgaH+ = -lg(fН+СH+)
При необходимости более точных расчетов и при вычислении рН сильных кислот для характеристики состояния ионов Н+ в растворе следует вычислять не рН, а ран+ — величину, равную отрицательному логарифму активности ионов водорода в растворе:
(См. решение п.9)
Слайд 22
Для расчета рН сильных кислот находят активность ионов
водорода аН+ по формуле
аН+ = fН+[H+],
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ.
РН
где [Н+] — равновесная молярная концентрация Н+ с учетом полной диссоциации кислоты, fН+ — коэффициент активности ионов водорода, определя-емый по правилу ионной силы из таблиц.
Слайд 24
Пример 1. Константа диссоциации цианово-дорода (синильной кислоты) равна
7,9 • 10-10. Найти степень диссоциации HCN в 0,001
М растворе.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 25
Р е ш е н и е 1.
Поскольку константа диссоциации HCN очень мала, то для расчета
можно восполь-зоваться приближенной формулой:
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
а = K/C
=
7,9∙10-10/10-3 = 8,9∙10-4
Слайд 26
Пример 2. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1
М растворе хлорноватистой кислоты НОСl (К = 5∙10-8 )
.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 27
Р е ш е н и е 2.
Найдем степень диссоциации НОСl:
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Отсюда: [Н+] = аС
= 7•10-4 • 0,1 = 7•10-5 моль/л.
Задачу можно решить и другим способом, восполь-зовавшись соотношением
[Н+] =
Тогда [Н+] = моль/л.
а = K/C
=
5∙10-8 /0,1 = 7∙10-4
5∙10-8 ∙0,1 = 7∙10-5
Слайд 28
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 3. Оцените степень диссоциации
α в 0,005 М и 0,05 М растворах сернистой
кислоты H2SO3.
Решение 3. Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации сернистой кислоты:
H2SO3 ↔ Н+ + HSO3−, K1 = 1,7·10−2 (1-я ступень),
HSO3− ↔ Н+ + SO32−, K2 = 6,3 ·10−8 (2-я ступень):
Слайд 29
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Поскольку К2 < К1,
то диссоциацией кислоты по 2-й ступени можно в 1-м
приближении пренебречь и рассчитывать α для 1-й ступени диссоциации. С другой стороны, значение K1 относительно велико (>10−4), поэтому расчет α следует проводить по строгой формуле Оствальда К = α 2с0/(1 - α), которая приводит к квадратному уравнению.
- К +
К2 + 4с1·К
α1 =
2с1
=
1) Для 0,005 М раствора:
Сα2 + Кα – К = 0
Слайд 30
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
(1,7·10−2)2 + 4·5·10−3·1,7·10−2
=
-1,7·10−2 +
2·5·10−3
=
0,81
Расчет по приближенной формуле (К1 ≈ α2с0) приводит к величине α > 1, что не имеет смысла.
2) Для 0,05 М раствора:
Слайд 31
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Расчет по приближенной формуле
дает α ≈ 0,58, что существенно отличается от рассчитанного
выше. Нетрудно видеть, что с уменьшением концентрации слабого электролита α увеличивается. При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации стремится к единице: α∞= 1.
Слайд 32
Пример 4. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов
водорода в 0,2 М растворе муравьиной кислоты НСООН (К
= 0,8 • 10-4 ), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль соли HСOONa? Считать, что соль полностью диссоциирована.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 33
Р е ш е н и е 4.
Исходную концентрацию ионов Н+ в растворе (до добавления соли)
найдем по уравнению:
[Н+] = = 1,8•10-4 ∙0,2 = 6 • 10-3 моль/л.
Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли обозначим через х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул кислоты будет равна 0,2—х. Концентрация же ионов НСОО‾ будет равна 0,1+х. Подставив значения концентраций в выражение для константы диссоциации муравьиной кислоты, получим:
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
K/C
Слайд 34
K =
[H+][CH3COO‾]
[CH3COOH]
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
=
х(0,1+ х)
(0,2 -
х)
= 1,8∙10-4
Так как х
упрощается
К = 0,1x / 0,2 = 1,8 • 10-4 ,
Откуда х = 3,6 • 10-4 моль/л.
Сравнивая исходную концентрацию ионов водо-рода, с найденной, находим, что прибавление соли HCOONa вызвало уменьшение концентрации ионов водорода в 6•10-3/3,6 • 10-4 , т. е. в 16,6 раза
Слайд 35
Пример 5. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка
в 125 г воды кристаллизуется при -0,23°С. Определить кажущуюся
степень диссоциации ZnCl2.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 36
Р е ш е н и е 5.
Найдем прежде всего моляльную концентрацию (го) соли в растворе.
Поскольку мольная масса ZnCl2 равна 136,3 г/моль, то
Сm = 0,85 • 1000/(136,3•125) = 0,050 моль/кг.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Теперь определим понижение температуры кристал-лизации без учета диссоциации электролита (крио-скопическая постоянная воды равна 1,86):
∆Ткрист,выч = 1,86 • 0,050 = 0,093°С.
Сравнивая найденное значение с экспериментально определенным понижением температуры кристал-лизации, вычисляем изотонический коэффициент i:
Слайд 37
Р е ш е н и е 5.
i = ∆Tкрист/ ∆Tкрист. выч = 0,23/0,093 = 2,47
ПРИМЕРЫ
РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Теперь находим кажущуюся степень диссоциации соли:
a = (i - 1)/(k - 1) = (2,47 - 1)/(3 - 1) = 0,735 .
Слайд 38
Пример 6. Найти изотонический коэффи-циент для 0,2 М
раствора электролита, если известно, что в 1 л этого
раствора содержится 2,18•1023 частиц (молекул и ионов) растворенного вещества.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 39
Р е ш е н и е 6.
Число молекул электролита, взятых для приготовления 1 л раствора,
равно 6,02 • 1023 • 0,2 = 1,20 • 1023; при этом в растворе образовалось 2,18•1023 частиц растворенного вещества. Изотонический коэффициент показы-вает, во сколько раз последнее число больше числа взятых молекул, т. е.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
i = 2,18 • 1023/(1,20 • 1023) = 1,82
Слайд 40
Пример 7. Вычислить ионную силу и активность ионов
в растворе, содержащем 0,01 моль/л MgSО4 и 0,01 моль/л
MgCl2.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Слайд 41
Р е ш е н и е 7.
Ионная сила раствора равна:
I = 0,5 ( CMg2+ •
22 + CSO42- • 22 + СCl- • 12 ) =
= 0,5 (0,02 • 4 + 0,01 • 4 + 0,02) = 0,07
Коэффициент активности иона Mg2+ (и равный ему коэффициент активности иона SO42- ) найдем по формуле:
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
f = 0,3
Аналогично находим коэффициент активности иона Сl‾:
Слайд 42
Р е ш е н и е 7.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Теперь, пользуясь соотношением а = f∙С, находим
активность каждого иона:
aMg2+ = 0,02 • 0,30 = 0,006 моль/л;
аSO42- = 0,01 • 0,30 = 0,003 моль/л;
аСl- = 0,02 • 0,74 = 0,0148 моль/л.
Слайд 43
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 8. Рассчитайте рН 0,002 М
раствора Н2СO3.
Слайд 44
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 8. При расчетах рН растворов
слабых электролитов можно с достаточной точностью использовать формулу рН
= -lg[H+] и учитывать только 1-ю ступень диссоциации.
Запишем 1-ю стадию диссоциации слабой угольной кислоты:
Н2СO3 ↔ Н+ + НСО3−, K1 = 4,45·10−7 (см. табл.).
Равновесную концентрацию ионов Н+ можно рассчитать двумя способами: непосредственно из выражения для KД и через степень диссоциации α.
Слайд 45
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Если принять концентрацию диссоциированных молекул Н2СO3
за х (моль/л), то, в соответствии с уравнением диссоциации
[Н+] = [НСО3‾ ] = х,
[Н2СО3] = (0,002 - х).
Подставляя эти значения в выражение для KД, имеем:
Решая это уравнение относительно х, получаем:
х = [Н+] = 3·10−5. Откуда рН = - lg[H+] = 4,52.
K =
[H+][HCO3‾]
[H2CO3]
=
х∙х
0,002 - х
= 4,45·10−7
Слайд 46
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
2. Поскольку K1 < 10−4 в
данном случае можно рассчитать α по упрощенному выражению:
В
соответствии с уравнением диссоциации [Н+] = НСО3− и равна концентрации диссоциированных по 1-й ступени молекул Н2СO3. Тогда, по определению:
α = х/с0 = [Н+] /с0,
[Н+] = αс0 = 1,49·10−2· 2·10−3 = 2,98 ·10−5 ≈ 3·10−5 .
Искомое значение рН = - lg3·10−5 = 4,52. Оба способа приводят к одному и тому же значению рН, но 2-й позволяет избежать решения квадратного уравнения.
Слайд 47
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 9. Определить активность ионов водорода
и значение ран+ в 2,5 • 10-3 М растворе
НСl, содержащем, кроме того, 2,5 • 10-3 моль/л КСl.
Слайд 48
Р е ш е н и е 9.
Для электролитов, состоящих из однозарядных ионов, значение ионной силы
численно равно общей концентрации раствора; в данном случае
I = 2,5∙10-3 + 2,5∙10-3 = 5∙10-3 .
При этой ионной силе коэффициент активности однозарядного иона равен 0,95 (см. табл.). Следовательно,
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ан+ = 0,95 • 2,5 • 10-3 = 2,38 • 10-3
Теперь находим значение ран+:
ран+ = - lgан+ = - lg(2,38 • 10-3 ) = -lg2,38 + 3 = 2,62
Слайд 49
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
При решении задач этого раздела
следует в необходимых случаях пользоваться таблицей констант диссоциации электролитов
по справочнику
Слайд 50
512. Вычислить [Н+], [HSe-] и [Se2-] в 0,05
М растворе H2Se.
513. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов
водорода, если к 1 л 0,005 М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия?
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
517. При 0°С осмотическое давление 0,1 н. раствора карбоната калия равно 272,6 кПа. Определить кажущуюся степень диссоциации К2СО3 в растворе.
518. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при ‒0,13°С Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли.
Слайд 51
532. Вычислить ионную силу и активность ионов в
растворе, содержащем 0,01 моль/л Са(NО3)2 и 0,01 моль/л СаСl2.
533.
Вычислить ионную силу и активность ионов в 0,1%-ном (по массе) растворе ВаСl2. Плотность раствора принять равной единице.
540. Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.
541. Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH. Диссоциацию щелочи считать полной.
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
Слайд 52
549. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл
0,5 М раствора НСl, 10 мл 0,5 М раствора
NaOH и 15 мл воды. Коэффициенты активности ионов принять равными единице.
550. Вычислить рН 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л CH3COONa. Коэффициенты активности ионов считать равными единице.
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
Слайд 54
Тест 523. Как соотносятся значения осмотического давления в
0,1 М растворах KNO3 (P1) и СН3СООН (Р2):
а)
Р1 > Р2; б) Р1 = Р2; в) Р1 < Р2
Тест 526. Какое расположение 0,01 М растворов указанных ниже веществ соответствует убыванию осмотического давления?
а) СН3СООН - NaCl - С6Н12O6 - СаСl2 ;
б) С6Н12O6 - СН3СООН - NaCl - Са Сl2 ;
в) CaCl2 - NaCl - CH3COOH - C6H12O6 ;
г) CaCl2 - СН3СООН - С6Н12O6 - NaCl .
Слайд 55
Тест 524. Температуры кристаллизации одномо-ляльных растворов циановодорода HCN
и глюкозы С6Н12О6 близки. Какой вывод можно сделать относительно
степени диссоциации HCN:
а) степень диссоциации HCN близка к единице;
б) степень диссоциации близка к нулю?
Тест 528. Указать правильное соотношение между значениями стандартного изменения энергии Гиббса для процессов диссоциации воды (∆G1o) и уксусной кислоты (∆G2):
a) ∆G1o > ∆G2o; б) ∆G1o = ∆ G2°; в) ∆G1o < ∆G°2.
Слайд 56
Тест 552. Указать, какие из рядов перечисленных ниже
кислот соответствуют возрастанию рН в растворах одинаковой молярной концентрации:
a)
HCN, HF, HOCl, НСООН, СН2СlСООН;
б) HNO3, HNO2, СН3СООН, HCN;
в) НСl, СН2СlСООН, HF, Н3ВO3.
Тест 553. В 0,01 н. растворе одноосновной кислоты рН= 4. Какое утверждение о силе этой кислоты правильно:
а) кислота слабая; б) кислота сильная?
Слайд 57
Тест 554. Как изменится кислотность 0,2 н. раствора
HCN при введении в него 0,5 моль/л KCN:
а)
возрастет; б) уменьшится; в) не изменится?
Тест 555. Как надо изменить концентрацию ионов водорода в растворе, чтобы рН раствора увеличился на единицу:
а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на 1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз; г) уменьшить на 1 моль/л?
Слайд 58
Тест 556. Сколько ионов водорода содержится в 1
мл раствора, рН которого равен 13:
а) 1013; б)
60,2•1013; в) 6,02•107; г) 6,02•1010?
Тест 557. Как изменится рН воды, если к 10 л ее добавить 10‒2 моль NaOH:
а) возрастет на 2; б) возрастет на 3; в) возрастет на 4; г) уменьшится на 4?
![Если степень диссоциации α < 1, то расчет α и [H+] следует](/img/tmb/11/1069876/0fb2060b3bdd727a0aca0eeb984feacb-720x.jpg "РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ")
![K = [H+][CH3COO‾][CH3COOH]ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ= х(0,1+ х)(0,2 - х)= 1,8∙10-4 Так как х](/img/tmb/11/1069876/03f143604abdfbb3a182ea9872f52a57-720x.jpg "РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ")
![512. Вычислить [Н+], [HSe-] и [Se2-] в 0,05 М растворе H2Se.513. Во](/img/tmb/11/1069876/ef2d15adc1365e9b357ec52ff2abbc53-720x.jpg "РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ")
