Константа диссоциации слабого электролита

Процесс диссоциации молекул электролита является обратимым. В растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Поэтому можно использовать ЗДМ. Допустим, что ионизация слабого электролита протекает по схеме

АВ↔А++ В-.

Если обозначить равновесную концентрацию недиссоциированных молекул [AB], а концентрацию ионов соответственно [A+] и [B-], то константа равновесия примет вид

 

2. Написать закон эквивалентов реакции нейтрализации

NaOH+HCl↔NaCl+H2O

Эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентнакатиону

водорода в ионообменных химических реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях

Реакция нейтрализации

Кислота и щелочь в растворе обмениваются ионами и взаимно нейтрализуют друг друга. В стакане раствор щелочи - гидроксида натрия. Индикатор фенолфталеин поможет следить за ходом реакции – добавим его к раствору гидроксида натрия. В щелочной среде фенолфталеин ‑ малиновый. Приливаем разбавленную соляную кислоту. Фенолфталеин обесцветился - среда стала нейтральной. Кислота содержат катионы водорода, а щелочь – гидроксид-ионы, которые объединяются в нейтральную малодиссоциированную молекулу воды.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

В стакане образовался водный раствор поваренной соли - реакция нейтрализации завершилась.

Оборудование: химический стакан.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

 

 

Билет № 13

1. Активность ионов. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.

Коэффициенты активности могут быть меньше единицы или равны единице, в зависимости от концентрации раствора, заряда иона и присутствия других заряженных частиц в растворе, поэтому активность может быть больше, меньше или равна концентрации.

Для расчета ионной силы раствора обычно используют выражение:

где: ci – молярная концентрация иона, моль/л;

zi – заряд иона

Заряженные частицы (ионы) в растворе взаимодействуют друг с другом за счет электростатических сил, что приводит к существенному отличию свойств реальных растворов от идеальных, где такое взаимодействие отсутствует. Каждый ион в растворе окружен так называемой «ионной атмосферой», которая состоит из частиц противоположного знака и плотность которой зависит как от заряда иона z, так и от ионной силы раствора I (присутствия всех заряженных частиц в растворе). Наличие такой «ионной атмосферы» и приводит к тому, что свойства реальных растворов определяет не общая концентрация иона, а ее активная часть, которую называют активностью (а). Активность связана с общей концентрацией иона формальным соотношением:

ai = γi∙сi , где: γi – коэффициент активности иона.

 

 

2. С помощью электронного баланса расставить коэффициенты, определить факторы эквивалентности (fэ) реагирующих веществ:

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2↑.

 

Билет № 14

1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури.

Кислотно-основное (или протолитическое) равновесие – это равновесие в котором участвует протон (ион водорода Н+). При этом в равновесии участвуют вещества способные отдавать и принимать протоны. В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями. Кислоты и основания могут быть нейтральными молекулами или заряженными частицами (катионы и анионы).

Примерами кислот в рамках этой теории являются:

HCN (к) ↔ H+ + CN- (осн)

HS- (к) ↔ H+ + S2- (осн)

Примерами оснований:

CN- (осн) + H+ ↔ HCN (к)

NН3 (осн) + H+ ↔ NH4+ (к)

 

2. С помощью электронного баланса расставить коэффициенты, определить факторы эквивалентности (fэ) реагирующих веществ:

NaCl + MnO2 + H2SO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

 

Билет № 15

1. Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели (pH и pOH).

2. 20 мл 0,25 М раствора HCl нейтрализуется 14,5 мл раствора NaOH неизвестной концентрации.

Определить молярную концентрацию эквивалента раствора NaOH.

 

Билет № 16

1. Действие одноименных ионов. Привести примеры.

Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от присутствия в растворе других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор сильного электролита, содержащего одноименный (т.е. общий) ион с исходным электролитом. Влияние одноименного иона легко объясняется с позиций закона ЗДМ.

Если к раствору аммиака прилить сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, хлорид или нитрат аммония, то концентрация катионов NH4+ повысится во много раз. Благодаря этому числитель уравнения возрастает и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов NH4+ и OH- в недиссоциированные молекулы NH4OH.

Следовательно, степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион.

 

2. Чему равна карбонатная жесткость воды, если известно, что на титрование 100 мл воды идет 4 мл 0,09 М раствора HCl:

NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O

 

Билет № 17

1. Гидролиз солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Вычисление pH растворов гидролизующихся солей.

Гидролиз солей– это взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды (ионами Н+ и ОН-, возникающими при диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН-), в результате которого образуются малодиссоциированные соединения (слабые кислоты и слабые основания).

Реакция гидролиза процесс обратимый и в растворе устанавливается химическое равновесие между продуктами реакции и исходным соединением, которое характеризуется соответствующей константой равновесия – константой гидролиза Kh

Степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации гидролизующейся соли (разбавлением) и с ростом температуры (нагревание).

 

2. Определить количество NaOH в задаче, если на титрование всей задачи пошло 15 мл 0,2 М раствора HCl.

 

Билет № 18

1. Буферные системы и их применение в химическом анализе.

Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданную величину pH является буферная емкость, под которой понимают количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его pH на единицу.

Варьируя концентрацию слабой кислоты и ее соли, удается получить буферные растворы с заданными величинами pH.

В животных и растительных организмах также действуют сложные буферные системы, поддерживающие постоянными значения pH крови, лимфы и других жидкостей. Буферными свойствами обладает и почва, которая способна противостоять внешним факторам, изменяющим pH почвенного раствора, например, при введении в почву кислот или оснований

2. Рассчитать навеску для приготовления 3 л 0,5 М раствора буры (Na2B4O7∙10H2O).

 

Билет № 19

1. Произведение растворимости. Связь ПР с растворимостью малорастворимого соединения. Условие образования осадков.

выражений следует правило произведения растворимости: произведение активностей ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, в насыщенном растворе малорастворимого электролита есть величина постоянная для данного растворителя, температуры, давления.

Растворимость малорастворимого соединения зависит от его природы и природы растворителя, температуры, давления, присутствия в растворе других электролитов (как имеющих, так и не имеющих одноименные ионы с данным малорастворимым соединением), а также различных веществ, вступающих с ионами осадка в реакции нейтрализации, комплексообразования и другие химические реакции.

Произведение растворимости является одной из основных характеристик малорастворимых электролитов и по значению ПР:

1. можно рассчитать условия осаждения;

2. определить растворимость данного осадка в данных условиях;

выяснить какой осадок будет выпадать первым2

. Вычислить процентную концентрацию раствора NaOH, если известно, что 4 г этой соли растворили в 100 мл воды.

 

 

Билет № 20

1. Общий механизм реакций окисления-восстановления. Уравнение Нернста

Реакции окисления-восстановления – это реакции, в которых реагирующие вещества присоединяют или отдают электроны. Окислителем называется частица (ион, молекула, элемент), которая присоединяет электроны и переходит при этом из более высокой степени окисления в более низкую, т.е. восстанавливается. Восстановитель – это частица, которая отдает электроны и переходит при этом из более низкой степени окисления в более высокую, т.е. окисляется.

 

2КМnО4 +10FeSО4 +8Н2SО4↔2МnSО4 + 5Fe2(SО4)3+К2SО4 + 8Н2О

Fe 2+ - е ↔ Fe 3+

МnО4 - + 5е + 8Н + ↔ Мn 2+ + 4Н2О

Методы окислительно-восстановительного титрования пригодны для определения многих органических соединений, в том числе фармацевтических препаратов, подавляющее большинство которых являются потенциальными восстаноометриювителями.

 

уравнению Нернста:

EOx1/ Red1 = Eº + ,

.

2. Сколько г Cu содержится в анализируемой задаче, если на титрование 10 мл раствора израсходовали 19,8 мл 0,02 М раствора ЭДТА.

 

Билет № 21

1. Методы количественного анализа (химические и инструментальные).

Количественный анализ — раздел аналитической химии, в задачу которого входит определение количества (содержания) элементов (ионов), радикалов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте.

Методы количественного анализа можно разделить на три большие группы: химические, физические, физико-химические. Химические методы анализа, хотя и являются в настоящее время основными в химических лабораториях, во многих случаях не отвечают возросшим требованиям к анализу, таким как высокая чувствительность, экспрессность, селективность, автоматизация и др. Этих недостатков лишены инструментальные методы анализа, которые можно разделить на три большие группы: оптические, электрохимические, хроматографические. Классическими методами количественного анализа являются гравиметрический (весовой) анализ и титриметрический (объемный) анализ.

 

2. Определить количество кальция в задаче, если на титрование всей задачи (50 мл) пошло 15 мл 0,2 М раствора ЭДТА.

 

Билет № 22

1. Сущность гравиметрического анализа. Достоинства и недостатки. Операции гравиметрического анализа. Гравиметрический фактор. Основной расчет.

Гравиметрией называют метод количественного анализа, заключающийся в точном измерении массы определяемого компонента пробы, выделенного в виде соединения известного состава. (Классическое название - весовой анализ.) Гравиметрический анализ основан на законе сохранения массы веществ при химических превращениях. Это наиболее точный из химических методов анализа, его характеристики: предел обнаружения - 0,10%; правильность - 0,2 отн. %. В гравиметрии используют реакции обмена, замещения, разложения и комплексообразования, а также электрохимические процессы.