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 (К+) = 0,005 мкг
Vmin (К+(р)) = 0,05 см3
Vгран (К+(р)) –?
Сгран (К+) –?
Сmin 1(К+) –?
pD –?
Розв’язування
1. Визначення граничного розведення.
Vгран (К+(p)) = [ Vmin (К+(p))·106]: mmin (К+) = (0,05 см 3·106 мкг/г):0,005 мкг = =1·107 см 3/ г
2. Визначення граничної концентрації.
Сгран (К+) = 1: Vгран (К+(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 (X)· М (X), тоді M (fекв (H3PO4)H3PO4) = = fекв (H3PO4)· М (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 (%)(H2SO4)· ρ (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] = с – с ·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 cм 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 | (х +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∙10–14
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 = Еox – Ered = 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.