Лекции.Орг


Поиск:




Категории:

Астрономия
Биология
География
Другие языки
Интернет
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Механика
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Транспорт
Физика
Философия
Финансы
Химия
Экология
Экономика
Электроника

 

 

 

 


Приклади розв’язування задач. Приклад 1. Обчислити граничне розведення, межу виявлення, граничну концентрацію і показник чутливості




Приклад 1. Обчислити граничне розведення, межу виявлення, граничну концентрацію і показник чутливості, якщо 0,005 мкг речовини калій катіона можна виявити у розчині об’ємом 0,05 см 3.

Дано:

mmin+) = 0,005 мкг

Vmin+(р)) = 0,05 см3

Vгран+(р)) –?

Сгран+) –?

Сmin 1(К+) –?

pD –?

Розв’язування

1. Визначення граничного розведення.

Vгран+(p)) = [ Vmin+(p))·106]: mmin+) = (0,05 см 3·106 мкг/г):0,005 мкг = =1·107 см 3/ г

2. Визначення граничної концентрації.

Сгран+) = 1: Vгран+(p)) = 1 г:1·107 см 3 = 1:1·107 г/см 3

3. Визначення межі виявлення.

Сmin 1(К+) = 1 г:1·107 см 3 = 1·10–7 г/см 3

4. Визначення показника чутливості.

pD = –lg Cmin 1(К+) = –lg1·10–7 = 7.

Приклад 2. Визначити масу речовини BaCl2·2H2O, що викристалізується при охолодженні насиченого при 100°С розчину барій хлориду масою 794 г до 10°С, якщо коефіцієнти розчинності його дорівнюють 0,588 при 100°С і 0,357 при 10°С.

Дано:

m (BaCl2(p)) = 794 г М (BaCl2) = 208 г/моль

= 0,558 M (BaCl2·2H2O) = 244 г/моль

= 0,357

m (BaCl2·2Н2О) –?

Розв’язування

1. Визначення маси речовини BaCl2, що міститься в насиченому при 100°С розчині.

m (BaCl2) = = 294 г

2. Визначення маси води у розчині, насиченому при 100°С.

m (H2O) = 794 г –294 г = 500 г

3. Визначення маси речовини BaCl2·2H2O, що викристалізується при 10°С. Позначимо масу ВаСl2·2H2O, яка викристалізується при 10°С, за x, тобто:

m (BaCl2·2Н2О) = x г.

Тоді маса води, що міститься в x г BaCl2·2Н2О, дорівнює: m (H2O) = 36 x:244 = 0,1475· х г, а в розчині залишиться (500–0,1475· х) г води.

Маса BaCl2, яка міститься в х г BaCl2·2H2O, дорівнює: m (BaCl2) = 208 х:244 = 0,8525 х г, а у розчині залишиться (294–0,8525) г барій хлориду.

Таким чином, є рівність:

У 100 г води розчиняється 35,7 г BaCl2,

у (500–0,1475 х) г води – (294 – 0,8525 х) г BaCl2.

Тоді (294–0,8525 х) = ;

100·(294–0,8525 х) = 35,7·(500–0,1475 х);

х =144,4; m (BaCl2·2H2O) = 144,4 г.

Приклад 3. У воді масою 1 кг розчинено калій гідроксид масою 560 г. Знайти молярні частки речовин калій гідроксиду і води у розчині.

Дано:

m (H2O) = 1 кг М(Н2О) = 18 г/моль

m (KOH) = 560 г M(KOH) = 56 г/моль

χ (KOH) –?

χ (H2O) –?

Розв’язування

1. Визначення кількості речовини калій гідроксиду в розчині.

n (KOH) = = = 10 моль

2. Визначення кількості речовини води в розчині.

n (H2O) = = = 55,5 моль.

3. Визначення молярної частки речовини калій гідроксиду в розчині.

χ (KOH) = = = 0,1530, або 15,30%

4.Визначення молярної частки води в розчині.

χ (H2O) = = 0,8470 або 84,70%.

Приклад 4. Є розчин фосфатної кислоти з масовою часткою речовини H3PO4 38,17%. Густина розчину становить 1,24 г/см 3. Розрахувати молярну масу еквівалента речовини H3PO4 у розчині, якщо молярна концентрація еквівалента речовини H3PO4 у розчині 9,6580 моль/дм 3.

Дано:

w (%)(H3PO4) = 38,17

ρ (H3PO4(p)) = 1,24 г/см 3

c (fекв (H3PO4)H3PO4) = 9,6580 моль/дм 3

M (fекв (H3PO4)H3PO4) –?

Розв’язування

1. Визначення молярної маси еквівалента речовини H3PO4.

c (fекв (H3PO4) H3PO4) =

M (fекв (H3PO4) H3PO4) = =

= = 49 г/моль

Отже, M (fекв (H3PO4)H3PO4) = 49 г/моль; М (H3PO4) = 98 г/моль

Відомо, що M (fекв (X) X) = fекв (XМ (X), тоді M (fекв (H3PO4)H3PO4) = = fекв (H3PO4М (H3PO4)

fекв (H3PO4) = M (fекв (H3PO4)H3PO4)/ М (H3PO4)

fекв (H3PO4) = 49 г/моль: 98 г/моль = ½

Отже, fекв (H3PO4) = ½. Тоді М (½H3PO4) = 49 г/моль.

Приклад 5. У воді масою 60 г розчинили сульфатну кислоту масою 40 г. Використовуючи ці дані, виразити склад розчину і концентрацію H2SO4 всіма відомими способами.

1. Масова частка (%) розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m (H2O) = 60 г

m (H2SO4) = 40 г

w (%)(H2SO4) –?

w (%)(H2SO4) = m (H2SO4):[ m (H2SO4)+ m (H2O)]·100 =

= 40 г:(40 г +60 г)·100 = 40,00%.

2. Мольна частка (%) розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m (H2O) = 60 г M (H2SO4) = 98,08 г/моль

m (H2SO4) = 40 г M (H2O) = 18,02 г/моль

χ(%)(H2SO4) –?

χ(%)(H2SO4) = n (H2SO4):[ n (H2SO4)+ n (H2O)·100 =

= (40 г:98,08 г/моль):[40 г:98,08 г/моль +60 г:18,02 г/моль ]·100 =

= 0,408 моль:(0,408 моль +3,330 моль)·100 = 10,91%.

3. Моляльність розчину (відношення числа молів розчиненої речовини, що припадає на 1 кг розчинника).

Дано:

m (H2O) = 60 г

m (H2SO4) = 40 г

b (H2SO4/H2O) –?

b (H2SO4/H2O) = n (H2SO4): m (H2O) = [ m (H2SO4): M (H2SO4)]: m (H2O) =

= (40 г:98,08 г/моль):0,06 кг = 6,797 моль/кг.

4. Сольватне число розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m (H2O) = 60 г

m (H2SO4) = 40 г

h (H2SO4) –?

h (H2SO4)= n (H2O): n (H2SO4)=

= (1000 г:18,02 г/моль):(40 г /60 г ·1000 г:98,08 г/моль)=

= 55,50 моль:6,797 моль = 8,16.

5. Молярна концентрація розчиненої речовини в розчині.

Дано: m (H2O) = 60 г m (H2SO4) = 40 г w (%)(H2SO4) = 40,00 З довідника: густина розчину ρ сульфатної кислоти з масовою часткою речовини 40% становить 1,303 г/см 3

c (H2SO4) –?

c(H2SO4) = 10· w (%)(H2SO4)·ρ(H2SO4(p))/ M (H2SO4) =

= 10·40,00%·1,303 г/см 3/98,08 г/моль = 5,3140 моль/дм 3.

6. Молярна концентрація еквівалента речовини H2SO4 у розчині за умови, що цей розчин буде використано для реакції сульфатної кислоти, у якій фактор еквівалентності дорівнює ½.

Дано: w (%)(H2SO4) = 40,00

m (H2O) = 60 г ρ (H2SO4(p)) = 1,303 г/см 3

m (H2SO4) = 40 г M (H2SO4) = 98,08 г/моль

с (½H2SO4) –? M (½H2SO4) = 49,04 г/моль

с (½H2SO4) = 10· w (%)(H2SO4ρ (H2SO4(p))/ M (½H2SO4) =

= 10·40,00%·1,303 г/см 3/49,04 г/моль = 10,6281 моль/дм 3.

Приклад 6. До 20 см 3 розчину аргентум нітрату, с (AgNO3)=0,40 моль/дм 3, додали 40 см 3 розчину калій ціаніду, с (KCN)=0,50 моль/дм 3. Обчислити рівноважну молярну концентрацію речовини аргентум-іонів у суміші, якщо константа нестійкості аніона [Ag(CN)2] становить 1,0·10–21.

Дано:

V (AgNO3) = 20 см 3

с (AgNO3) = 0,40 моль/дм 3

V (KCN) = 40 см 3

с (KCN) = 0,50 моль/дм 3

Kн [Ag(CN)2] = 1,0·10–21

[Ag+] –?

Розв’язування

Визначаються молярні концентрації кожної речовини після змішування розчинів.

Загальний об’єм суміші після змішування становить 60 см 3.

с (AgNO3) = (0,40·20)/60 = 0,13 моль/дм 3; с (Ag+) = 0,13 моль/дм 3.

с (KCN) = (0,50·40)/60 = 0,33моль/дм3; с (CN) = 0,33 моль/дм 3.

Молярна концентрація речовини калій ціаніду по відношенню до молярної концентрації аргентум нітрату є в надлишку, тому у розчині може відбуватися процес комплексоутворення:

Ag+ + 2CN D [Ag(CN)2].

Цей процес зворотний, який кількісно можна охарактеризувати константою нестійкості комплексного йона.

Визначаємо рівноважну концентрацію Ag+ у суміші.

[Ag(CN)2] D Ag+ + 2CN

  1моль 1моль 2моль
срівн.   х моль 2х моль
       

Kн [Ag(CN)2] =

[Ag+] = х моль;

[CN]= с (CN)–2(с (Ag+)– х);

[CN] = 0,33–2·(0,13– х) = 0,33–2–0,13 = 0,07 моль/дм 3;

[Ag(CN)2] = с (Ag+)– х = (0,13– х) моль/дм 3.

Оскільки х – мала величина у порівнянні з молярною концентрацією Ag+, то значенням х можна знехтувати.

1,0·10–21 = ; х = 2,65·10–20.

Рівноважна концентрація аргентум-іонів у розчині

[Ag+]=2,65·10–20 моль/дм 3.

Приклад 7. Молярна концентрація речовини Н+-іонів у розчині ацетатної кислоти (с (СН3ООН)=0,1 моль/дм 3) становить 1,3·10–3 моль/дм 3.Обчислити константу і ступінь дисоціації кислоти.

Дано:

с (СН3СООН) = 0,1 моль/дм 3

[H+] = 1,3·10–3 моль/дм 3

Kд (CH3COOH) –?

α –?

Розв’язування

CH3COOH D H+ + CH3COO

У стані рівноваги [H+] = [CH3COO]= с ·α; a [CH3COOH] = сс ·α

Kд (CH3COOH) = = =1,71·10–5

Kд (CH3COOH) = α2· с (CH3COOH); α= = = 0,0171 (1,71%).

Приклад 8. Розрахувати активність натрій-іонів і сульфат-іонів у розчині, в 1 дм 3 якого міститься 0,005 натрій сульфату і 0,02 моль ацетатної кислоти.

Дано:

с (Na2SO4) = 0,005 моль/дм 3

с (СH3COOH) = 0,02 моль/дм 3

а (Na+) –?

a () –?

Розв’язування

Визначаються молярні концентрації Na+ і у розчині.

Na2SO4 " 2Na+ +

  1моль 2моль 1моль
срівн.   (0,005·2) моль 0,005 моль
       

[Na+] = 0,01 моль/дм 3; [ ] = 0,005 моль/дм 3.

Дисоціацією молекул ацетатної кислоти нехтують, оскільки ацетатна кислота – слабкий електроліт і участь її у створенні йонної сили не суттєва.

Розраховують йонну силу розчину.

μ = 3 с (Na2SO4) = 3·0,005 = 0,015 моль/дм 3.

Коефіцієнт активності йонів Na+ за цієї йонної сили f (Na+)=0,89, a йонів f () = 0,63 (з довідника).

Далі розраховують активності йонів Na+ і у розчині.

а (Na+) = [Na+f (Na+) = 0,01· 0,89 = 8,9·10–3 моль/дм 3;

а () = [ f () = 0,005·0,63 = 3,15·10–3 моль/дм 3.

Приклад 9. Розрахувати ступінь дисоціації і p H у розчині ацетатної кислоти (с (СН3СООН) = 0,2 моль/дм 3) з урахуванням коефіцієнтів активності.

Дано:

с (СН3СООН) = 0,2 моль/дм3 Kд (СH3COOH) = 1,74·10–5. (μ =0)

α –?; рН -?

Розв’язування

Визначають наближену молярну концентрацію йонів Н+ у розчині.

СН3СООН D Н+ + СН3СОО

  1моль 1моль 1моль
срівн. (с–сα)моль (сα)моль (сα)моль
       

[H+] = [СН3СОО]

Оскільки ступінь дисоціації – мала величина, то допускають, що рівноважна концентрація СН3СООН дорівнює початковій молярній концентрації ацетатної кислоти, тобто [СН3СООH] = с (СН3СООН).

[H+] = = = 1,87·10–3

[H+] = 1,87·10–3 моль/дм3.

Далі визначають йонну силу розчину.

Оцтова кислота – бінарний електроліт, тому

[H+] = [СН3СОО] = 1,87·10–3 моль/дм3 і μ =1,87·10–3.

За рівнянням Девіса визначають точне значення константи дисоціації СН3СООН.

Δ z 2 = Σ nz 2 продуктів реакції – Σ mz 2 вихідних речовин = 1+1–0=2

Kд (СH3COOH) = 1,92·10–5.

Визначають молярну концентрацію йонів H+ з урахуванням активності.

[H+] а = = 1,96·10–3.

[H+] а = 1,96·10–3 моль/дм 3.

Далі визначають раН розчину і ступінь дисоціації CH3COOH.

раH = –lg[H+] a = –lg1,96·10–3 = 2,71

α = = = 9,8·10–3 або 0,98%

раН = 2,71

α = 0,98%

Приклад 10. Як зміниться p H і ступінь дисоціації амоній гідроксиду у розчині з с (NH3·H2O)=1,0 моль/дм 3 після додавання до розчину речовини амоній хлориду в такій кількості, щоб молярна концентрація речовини амоній хлориду в розчині стала 0,2 моль/дм 3?

Дано:

с (NH3·H2O) = 1,0 моль/дм3 Kд (NH3·H2O) = 1,76·10–5

с (NH4Cl) = 0, 2моль/дм3

pH1 –? α1 –?

pH2 –? α2 –?

Розв’язування

Визначення молярної концентрації гідроксид-іонів у розчині NH3·H2O до додавання солі:

[OH] = = 4,20·10–3 моль/дм 3.

Визначення ступеня дисоціації амоній-гідроксиду:

α = (4,20·10–3/1,0)·100 = 0,42%

Визначення p OH розчину:

p OH = –lg4,20·10–3 = 2,38

Визначення p H розчину:

p H = 14– p OH = 14–2,38 = 11,62

Визначення молярної концентрації гідроксид-іонів у розчині після додавання солі NH4Cl:

[OH] = 1,76·10–5·1,0/0,2 = 8,8·10–5 моль/дм 3

Визначення ступеня дисоціації амоній гідроксиду після додавання солі NH4Cl:

α = (8,8·10–5/1,0)·100 = 0,009%

Визначення p OH розчину після додавання солі NH4Cl:

p OH = –lg8,8·10–5 = 4,06

Визначення p H розчину після додавання солі NH4Cl:

p H = 14– p OH = 14–4,06 = 9,94

Після додавання до 1,0М розчину амоній гідроксиду амоній хлориду p H зміниться з 11,62 до 9,94, а ступінь дисоціації зменшиться з 0,42% до 0,009%.

Приклад 11. Розрахувати, як зміниться p H, якщо до 400 см 3 буферного розчину з молярними концентраціями амоній гідроксиду 0,2 моль/дм 3 і амоній хлориду 0,3 моль/дм 3 додати 100 см 3 розчину NaOH з молярною концентрацією натрій гідроксиду 0,05 моль/дм 3.

Дано:

V (NH3·H2O+NH4Cl) = 400 3 Kд (NH3·H2O) = 1,76·10–5

с (NH3·H2O) = 0,2 моль/дм 3

с (NH4Cl) = 0,3 моль/дм 3

V (NaOH) = 100 см 3

с (NaOH) = 0,05 моль/дм 3

Δ p H –?

Розв’язування

Допускають, що [NH3·H2O] ≈ с (NH3·H2O) = 0,2 моль/дм 3; [NH4Cl] ≈ с (NH4Cl) = 0,3 моль/дм 3.

Визначають молярну концентрацію гідроксид-іонів у буферному розчині:

[OH] = Kд (NH3·H2O)· = 1,76·10–5· = 1,7·10–5 моль/дм 3

Визначають p OH і p H буферної системи:

p OH = –lg[OH] = 1,7·10–5 = 4,93; p H = 14– p OH = 14–4,93 = 9,07.

Додавання розчину натрій гідроксиду викликає перетворення частини амоній-іонів в амоніак.

Визначають молярні концентрації амоніаку і амоній хлориду у розчині після додавання натрій гідроксиду:

с (NH3·H2O) = = 0,17 моль/дм 3

с (NH4Cl) = = 0,23 моль/дм 3

Визначають молярну концентрацію гідроксид-іонів у буферному розчині після додавання розчину натрій гідроксиду:

[OH] = Kд (NH3·H2O)· = 1,76·10–5· = 1,3·10–5 моль/дм 3

Визначають p OH і p H буферної системи після додавання розчину лугу:

p OH = –lg[OH] = –lg1,3·10–5 = 4,87;

p H = 14–pOH = 14–4,87 = 9,13.

При додаванні лугу ∆ p H = 9,13–9,07 = 0,06.

Тобто, при додаванні до буферних систем невеликих кількостей сильних основ або сильних кислот p H буферної системи змінюється в дуже незначній мірі.

Приклад 12. Обчислити, у скільки разів розчинність (моль/дм 3) барій сульфату в насиченому водному розчині більша, ніж у водному розчині натрій сульфату з концентрацією Na2SO4 0,05 моль/дм 3

Дано:

BaSO4, с (Na2SO4)=0,05 моль/дм 3 ДР (BaSO4) = 1,1·10–10

–?

Розв’язування

У насиченому водному розчині встановлюється рівновага:

BaSO4 D Ba2+ +

    1 моль 1 моль
срівн.   х моль х моль
       

ДР (BaSO4) = [Ba2+]·[ ]; 1,1·10–10 = x 2; x =1,05·10–5.

[Ba2+] = с (BaSO4). Отже, с (BaSO4, H2O) = 1,05·10–5 моль/дм 3.

Далі визначається молярна концентрація -іонів у розчині натрій сульфату з с (Na2SO4)=0,05моль/дм3:

Na2SO4 " 2Na+ +

  1моль 2моль 1моль
срівн.     0,05 моль
       

Отже, с () = 0,05моль/дм3.

Визначається розчинність барій сульфату у розчині натрій сульфату з с (Na2SO4)=0,05 моль/дм 3:

BaSO4 D Ba2+ +

    1 моль 1 моль
срівн.   х моль +0,05 ) моль
       

ДР (BaSO4) = [Ba2+]·[ ]; 1,1·10–10 = х ·(х +0,05)

Оскільки величина х у загальній рівноважній молярній концентрації сульфат-іонів у порівнянні з 0,05 моль мала, то нею можна знехтувати і вважати, що рівноважна молярна концентрація сульфат-іонів дорівнює 0,05 моль/дм 3. Тоді:

1,1·10–10 = х ·0,05; х = 2,2·10–9.

Отже, с (BaSO4, Na2SO4) = 2,2·10–9 моль/дм 3

Далі визначається, у скільки разів молярна концентрація барій сульфату у насиченому водному розчині більша, ніж у водному розчині натрій сульфату з с (Na2SO4)=0,05 моль/дм3.

= = 4772

Відповідь: у 4772 рази розчинність барій сульфату у воді більша, ніж у водному розчині Na2SO4 з с (Na2SO4) = 0,05 моль/дм 3.

Приклад 13. Обчислити розчинність аргентум сульфіду у розчині хлоридної кислоти (с (НСl)=0,1 моль/дм 3), насиченому гідроген сульфідом (с (H2S)=0,1 моль/дм 3).

Дано:

Ag2S ДР (Ag2S) =6,3 · 10–50;

с (HCl) = 0,1 моль/дм 3 (H2S) = 1,0·10–7;

с (H2S) = 0,1 моль/дм 3 (H2S) = 2,5·10–13.

S (Ag2S) –?

Розв’язування

Визначають молярну концентрацію Н+-іонів у розчині хлоридної кислоти:

[H+] = с(HCl) = 0,1 моль/дм 3.

Визначають частку речовини вільних сульфід-іонів у розчині. Процес розчинення Ag2S в HCl можна представити таким рівнянням:

Ag2S(т) D 2Ag+ + S2–

S2– + 2H+ D H2S

Або Ag2S(т) + 2Н+ D 2Ag+ + H2S

с (S2–) = [H2S] + [HS] + [S2–]

= = 2,5∙10–18

[S2–] = с (H2S)∙α2 = 0,1∙2,5∙10–18 = 2,5∙10–19 моль/дм 3

Розраховують розчинність аргентум сульфіду.

Якщо S – розчинність Ag2S, то [Ag+]=2 S

Тоді (2 S)2∙0,1 = ДР (Ag2S)/α2 = 6,3∙10–50/2,5∙10–19 = 2,52∙10–31

S = = = 2,51∙10–16

S (Ag2S) = 2,51∙10–16 моль/дм 3.

Приклад 14. Обчисліть p H у водному розчині натрій ацетату з молярною концентрацією CH3COONa 0,01 моль/дм 3 за температури 25oС.

Дано:

с (СН3COONa) = 0,01 моль/дм 3 Константа дисоціації оцтової

кислоти –

t ° = 25°С Kд (CH3COOH) =1,74∙10–5

p H –? Йонний добуток води за вказаної

температури Kw =1∙1014

Розв’язування

Натрій ацетат гідролізується за аніоном.

CH3COO + HOH D CH3COOH + OH

Визначають константу гідролізу ацетат-іона:

Kг (CH3COO) = = = 5,7 ∙ 10–10

Визначають молярну концентрацію Н+-іонів у розчині:

[H+] = = = 4,2 ∙ 10–9 моль/дм 3

Визначають p H розчину:

p H = –lg[H+] = –lg4,2∙10–9 = 8,38.

Приклад 15. Яка маса калій ціаніду розчинена у 10 см 3 водного розчину його, якщо p H розчину становить 11,10?

Дано:

V (KCN) = 10 см 3 Kд (HCN) = 6,2∙10–10

p H = 11,10

m (KCN) –?

Розв’язування

Калій ціанід гідролізується за аніоном.

CN + HOH D HCN + OH

Визначають молярну концентрацію калій ціаніду в розчині.

pH = 7–½lg Kд (HCN)+½lg с (KCN);

½lg с (KCN) = pH–(7–½lg Kд (HCN)) = p H–7+½lg Kд (HCN);

lg с (KCN) = 2(p H–7+½lg Kд (HCN));

lg с (KCN) = 2[11,10–7+½(–9,19)] = 2∙(–0,495) = –0,99

с (KCN) = 0,1026 моль/дм 3

Далі визначають масу речовини калій ціаніду, що міститься в 10 см3 цього розчину.

m (KCN) = [ M (KCN)∙ с (KCN)∙ V (KCN)]/1000;

m (KCN) = 65,12 г/моль ∙0,1026 моль/дм 3∙0,010 дм 3/1000 = 0,0668 г

m (KCN) = 0,0668 г.

Приклад 16. Обчислити константу і ступінь дисоціації форміатної кислоти у водному розчині амоній форміату з молярною концентрацією HCOONH4 0,1 моль/дм 3, який має p H 6,50.

Дано:

с (HCOONH4) = 0,1 моль/дм 3

p H = 6,50

Kд (HCOOH) –?

α –?

Розв’язування.

Амоній форміат гідролізується і за катіоном, і за аніоном.

HCOO + + HOH D HCOOH + NH3∙H2O

Визначають константу дисоціації форміатної кислоти:

p H = ½ pKw + ½ pK (HCOOH) – ½ pK (NH3∙H2O);

½ pK (HCOOH) = p H–½ pKw + ½ pK (NH3∙H2O);

pK (HCOOH) = 2∙(p H–½ pKw + ½ pK (NH3∙H2O) = 2∙(6,50–7+2,38) = –3,76

Kд (HCOOH) = 1,74∙10–4

Визначають ступінь дисоціації форміатної кислоти:

= =0,0417 або 4,17%.

Приклад 17. Визначити напрям окисно-відновної реакції 2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+, якщо концентрації компонентів дорівнюють: с (Fe3+)= с (Sn2+)=0,001моль/дм3, с (Fe2+)= с (Sn4+)=0,1моль/дм3.

Розв’язування

За рівнянням Нернста редокс-потенциал системи визначається:

;

= +0,771 B (табличне значення).

;

;

= + 0,15 B (табличне значення).

0,15 B ;

Редокс-пара з більшим окисно-відновним потенціалом є окисником по відношенню до редокс-пари з меншим окисно-відновним потенціалом.

Отже, в даній окисно-відновній реакції окисником є Fe3+, а відновником Sn2+. Реакція буде проходити в бік утворення Sn4+ і Fe2+.

Електрорушійна сила = ЕoxEred = 0,653–0,21 = 0,443 B > 0.

Приклад 18. До розчину CuSO4 з молярною концентрацією купрум сульфату 0,2 моль/дм 3 додали рівний об’єм розчину амоніаку з c (NH3)=2,0 моль/дм 3.

Обчислити молярну концентрацію Сu2+ в отриманому розчині, якщо вважати, що у розчині утворюється комплексний катіон [Cu(NH3)4]2+.

Дано:

c (CuSO4) = 0,2 моль/дм 3 Константа нестійкості комплексного

йона

V (CuSO4(p)) = V (NH3(p)) Kн [Cu(NH3)4]2+ = 9,33·10–13.

c (NH3) = 2моль/дм3

[Cu2+] –?

Розв’язування.

Визначають вихідні молярні концентрації кожної речовини після змішування розчинів.

с (CuSO4)=0,1моль/дм3; с (NH3)=1моль/дм3.

Визначають молярну концентрацію Cu2+-іона у розчині після додавання розчину амоніаку.

При додаванні розчину амоніаку концентрація Cu2+-іонів зменшується внаслідок реакції комплексоутворення:

Cu2+ + 4NH3 D [Cu(NH3)4]2+

1моль 4моль  

Утворений комплексний йон [Cu(NH3)4]2+ дисоціює як слабкий електроліт:

[Cu(NH3)4]2+ D Cu2+ + 4NH3

    1моль 4моль
срівн. (0,1–х) моль х моль (0,6–4х) моль
       

Оскільки рівноважна молярна концентрація речовини [Сu(NH3)4]2+-іона дорівнює (0,1– x) моль/дм 3, то молярна концентрація речовини амоніаку при утворенні цього комплексу зменшилась на 4(0,1– x) моль/дм 3. Тоді рівноважна молярна концентрація амоніаку дорівнює [1–4·(0,1– x)] моль/дм 3.

Kн [Cu(NH3)4]2+= ; 9,33·10–13 =

Значення x – мала величина у порівнянні з 0,1 і 0,6, тому значенням x у знаменнику і (4 x)4 у чисельнику можна знехтувати. Тоді матимемо:

9,33 · 10–13 = ; x = 7,2·10–14.

Отже, [Cu2+] у розчині комплексної сполуки [Cu(NH3)4]SO4 становить 7,2 ·10–14 моль/дм 3, що свідчить про високу стійкість комплексного катіона.





Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2015-01-29; Мы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 2530 | Нарушение авторских прав


Поиск на сайте:

Лучшие изречения:

Если вы думаете, что на что-то способны, вы правы; если думаете, что у вас ничего не получится - вы тоже правы. © Генри Форд
==> читать все изречения...

2339 - | 2245 -


© 2015-2025 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление

Ген: 0.012 с.