Методические рекомендации к теме

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относятся вещества с молекулярным строением (большинство органических веществ, газы и т.д.). Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом коллигативных свойств, которые широко используются для определения молекулярной массы растворенного вещества. Данные свойства выразаются следующими законами: 1) закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора прямо пропорционально его молярной концентрации: где Р - осмотическое давление раствора, кПа; С - молярная концентрация раствора; R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/(моль·К); Т – температура, К; 2) первый закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества: где р₀ - давление насыщенного пара над чистым растворителем, р - давление насыщенного пара растворителя над раствором; N – молярная доля растворенного вещества рассчитывается по формуле:

3) второй закон Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества: где Е - эбуллиоскопическая постоянная, К – криоскопическая постоянная, m – моляльная концентрация, моль/кг. Моляльная концентрация (моляльность) показывает, какое количество растворенного вещества содержится в 1 кг растворителя. Ее можно рассчитывать по формуле: где m_в-ва – масса растворенного вещества, г; m_р-ля – масса растворителя, г; М – молярная масса вещества, г/моль. 6.3 Примеры решения задач Задача 1.Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в 1,5л 50г глюкозы при 25⁰С. Решение: 1) Рассчитываем молярную концентрацию раствора по формуле 16: 2) Осмотическое давление рассчитываем по формуле 34: Задача 2.При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащем 62г фенола С₆Н₅ОН в 60 молях эфира, равно 50,7 кПа. Определите давление пара эфира при этой температуре. Решение: 1) Рассчитываем количество фенола: 2) Определяем молярную долю фенола по формуле 36: 3) Из формулы 35 выражаем и рассчитываем давление пара эфира:

Задача 3. При растворении 6г некоторого неэлектролита в 200г воды температура кипения повышается на 0,26°. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Решение: 1) Эбуллиоскопическую константу воды берем из приложения 3. Из формулы 38 выразим и рассчитаем моляльность раствора : 2) Молярную массу выражаем из формулы 39:

Задача 4.К 4л воды прилили 1л метанола (ρ=0,8 г/мл). Полученный раствор залили в радиатор автомобиля. Рассчитайте минимальную температуру, при которой автомобиль можно оставлять на открытом воздухе не опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет. Решение: 1) По известной плотности рассчитаем массу метанола: Так как плотность воды равна 1 г/мл, масса воды равна 4000г 2) Рассчитаем моляльность полученного раствора по формуле 39: 3) По закону Рауля (38) рассчитываем понижение температуры замерзания: Криоскопическую константу берем из приложения 3. 4) Так как температура замерзания воды равна 0⁰С, температура замерзания раствора t_зам = 0 – 11,625 = -11,625⁰С. Следовательно автомобиль можно на открытом воздухе оставлять до -10⁰С.

6.4 Практическое занятие №4 «Коллигативные свойства растворов»

Цель: изучить физико-химические свойства растворов неэлектролитов и их практическое применение, отработать навыки расчетов осмотического давления, температур кипения и температур замерзания растворов неэлектролитов. Вопросы для обсуждения: 1. Что называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры. 2. Чем объяснить поведение разбавленных растворов неэлектролитов подобное идеальным газам? 3. Что называют насыщенным паром? Сформулируйте 1 закон Рауля? Приведите математическое выражение закона. 4. Дайте определение молярной доли растворенного вещества и молярной концентрации раствора. 5. Что называют повышением температуры кипения? Понижением температуры замерзания? Сформулируйте 2 закон Рауля? Приведите математическое выражение закона. 6. Что такое эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные? Как они обозначаются и от чего зависят? 7. Что называют моляльной концентрацией? По какой формуле ее рассчитывают? 8. Что такое осмос? Осмотическое давление? 9. Приведите формулировку закона Вант-Гоффа. 10. Каково значение осмоса в природе? Какие растворы называют изотоническими? Гипертоническими? Гипотоническими? Упражнения и задачи для закрепления материала и отработки навыков: 1. К 200 мл 0,1М раствора глюкозы добавили 50 мл воды. Вычислить осмотическое давление полученного раствора глюкозы при 36⁰С. 2. Раствор, в 300 мл которого содержится 3,72г неэлектролита, обладает при 20⁰С осмотическим давлением 487 кПа. Определите молярную массу вещества. 3. Давление водяного пара при 100⁰С равно 101,33 кПа. Определите давление насыщенного пара над 15%-ным растворов мочевины СО(NH₂)₂ при 100⁰С. 4. Раствор, содержащий 1,6г неэлектролита в 250г бензола, замерзает при 5,245⁰С. Температура замерзания бензола 5,5⁰С. Вычислите молярную массу растворенного неэлектролита. 5. В качестве антифриза используют раствор этиленгликоля (С₂Н₄(ОН)₂), который заливают в радиаторы автомашин в зимнее время. Какую массу этиленгликоля необходимо добавить к 2л воды, чтобы температура замерзания понизилась на 16⁰С? 6. Вычислите температуру кипения 5%-ного водного раствора глицерина C₃Н₅(OH)₃.

6.5 Тесты для самопроверки Тест 1

1. Раствор, содержащий 11,6г ацетона (М=58) в 250г воды (Е=0,52) имеет температуру кипения 1) 104,2⁰С 2) 100,1⁰С 3) 101,04⁰С 4) 100,42⁰ 2. Каково осмотическое давление раствора, содержащего 90,08г глюкозы С₆Н₁₂О₆ в 4л раствора при 27⁰С 1) 3,12∙10⁵ Па 2) 1,25∙10⁵ Па 3) 28∙10³ Па 4) 1,12∙10⁵ Па 3. По закону Рауля повышение температуры кипения пропорционально 1) молярной концентрации раствора 2) моляльной концентрации раствора 3) мольной доле растворенного вещества 4) процентной концентрации раствора 4. При растворении в растворителе нелетучего вещества температура замерзания раствора 1) понижается 2) повышается 3) не изменяется 5. Моляльная концентрация показывает 1) число граммов вещества в 1 литре раствора 2) число молей эквивалентов вещества в 1л раствора 3) число молей вещества в 1000 граммах растворителя 4) число граммов вещества в 1 мл раствора 6. 40г гидроксида натрия растворили в 90г воды. Молярная доля гидроксида натрия равна 1) 0,17 2) 0,44 3) 0,31 4) 0,20

7. Моляльная концентрация 10%-ного раствора карбоната натрия равна 1) 0,94 2) 1,05 3) 0,094 4) 0,105 8. Водный раствор глицерина (С₃Н₈О₃) кипит при 100,52 °С. Массовая доля глицерина в растворе равна 1) 4,03 % 2) 3,02 % 3) 2,84 % 4)8,42% 9. Односторонняя диффузия определенного сорта частиц в раствор через полупроницаемую пере­городку называется 1) плазмолизом 2) гидролизом 3) осмосом 4) тургором 10. По закону Вант-Гоффа осмотическое давление раствора прямо пропорционально 1) мольной доле растворенного вещества 2) моляльной концентрации раствора 3) массовой доле растворенного вещества 4) молярной концентрации раствора

Тест 2 1. Сколько граммов мочевины (NH₂)₂СО растворили в 200г воды если темпера­тура кипения раствора повысилась на 0,3 градуса 1) 6,92 г 2) 5,74 3) 7,25г 4) 8,72 2. Каково осмотическое давление раствора если при 17°С в 250 мл его содержится 0,2 моль веще­ства 1) 1678 кПа 2) 1928 кПа 3) 2993 кПа 4)3075кПа 3. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мо­лярной доле растворенного нелетучего вещества – это закон 1) Рауля 2) Вант-Гоффа 3) Генри 4) Гесса 4. Вычислить температуру замерзания раствора, содержащего 20 г сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ в 400г воды 1) -0,11⁰С 2) -0,27⁰С 3) 0,11⁰С 4) 0,27⁰С 5. После растворения вещества в растворителе при температуре 20⁰ С давление насыщенного пара растворителя над раствором 1) понижается 2) повышается до критического значения, затем понижается 3) не изменяется 4) повышается 6. Молярная доля растворенного вещества рассчитывается по формуле:

1) 2) 3) 4) 7. Смешали 9,6г метанола и 45г дистиллированной воды. Молярная доля метанола в растворе составляет (в %) 1) 21,3 2) 0,7 3) 12 4) 10,7 8. Число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя, называется 1) молярной концентрацией 2) молярной концентрацией эквивалента 3) моляльной концентрацией 4) молярной долей 9. Какова моляльная концентрация 20%-ного раствора хлорида калия: 1) 3,36 2) 2,68 3) 0,336 4) 0,268 10. Какие вещества являются неэлектролитами (указать 2 ответа): 1) поваренная соль 2) сахар 3) этанол 4) калийная селитра

Тема 7. «Свойства растворов электролитов»

7.1 Содержание программы Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные электролиты. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.Теория кислот и оснований.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен усвоить понятия:электролиты, сольватация, гидратация, диссоциация, константа и степень диссоциации; должен знать диссоциацию важнейших классов неорганических соединений. Студент должен уметь предсказывать силу основания и кислоты, пользоваться таблицами констант диссоциации электролитов, вычислять степень диссоциации, концентрацию электролита с учетом степени диссоциации.

7.2 Методические рекомендации к темеВещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называются электролитами.К ним относятся вода, соли, кислоты, основания. Растворы этих веществ сильно отклоняются от законов Рауля и Вант-Гоффа. Причиной этого является диссоциация электролитов на ионы. Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием растворен­ных веществ с водой (или другим растворителем); образующиеся ионы - катионы и анионы - являются гидратированными, т.е. химически связанными с водой. Необходимо разобраться, как диссоциируют важнейшие электролиты. При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода H⁺ (точнее ионы гидроксония H₃O⁺), которые обусловливают важнейшие свойства кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с основаниями HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃^- Двух и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, постепенно отщепляя ионы водорода. Например, в случае серной кислоты первая ступень H₂SO₄ ↔ H⁺ + НSO₄⁻, вторая ступень HSО₄^- ↔ Н⁺ + SO₄^2- При составлении уравнений диссоциации необходимо помнить, что сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов! При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы OH^–, например NaOH ↔ Na⁺ + OH^–. Двух и трехкислотные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато, т.е. постепенно отщепляют гидроксид-ионы. Например, в случае гидроксида кальция Ca(OH)₂ диссоциация протекает в две ступени: первая ступень Ca(OH)₂ ↔ Ca(OH)⁺ + OH^–, вторая ступень Ca(OH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH^–. Существуют электролиты, которые могут диссоциировать, как по механизму кислот (с отцеплением ионов H⁺), так и по механизму оснований (отщепление ионов OH^–). Они называются амфотерными электролитами или амфолитами. К амфотерным электро­литам относится, например, вода H₂O ↔ H⁺ + OH^– , гидроксид цинка 2Н⁺ + ZnO₂^{2 -} ↔ Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH ^- как кислота как основание. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остат­ков, например Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄^2- Диссоциация кислых солей протекает ступенчато, как, например, в случае гидро­карбоната натрия: первая ступень NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^- , вторая ступень НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2-. В результате образуется два типа катионов: катионы металла и ионы водорода. Также ступенчато диссоциируют основные соли, например, хлорид гидроксомагния: первая cтупень МgOHCI ↔ MgOH⁺ + CI^- вторая ступень MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^- Таким образом, при диссоциации основных солей образуются два типа анионов: анионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. По способности к диссоциации электролиты условно делятся: 1. Сильные электролиты - вещества, диссоциирующие при растворении полностью на ионы. В водных растворах сильными электролитами являются кислоты: азотная, серная, соляная, хлорная, бромоводородная, иодоводородная; щелочи: KOH, NaOH, LiOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂; хорошо растворимые соли. Концентрация ионов в растворе сильного электролита достаточно высока и между ними возникают силы взаимодействия. Для описания состояния ионов в растворе введено понятие активности а. Активность – это эффективная концентрация, в соответствии с которой ионы проявляют себя в физико-химических процессах. Связь между молярной концентрацией С_м и активностью а, выражается уравнением: а = С_м·f, где f – коэффициент активности иона. Для определения коэффициента активности ионов необходимо рассчитывать ионную силу растворов I. Ионная сила I – это полусумма произведений каждого вида ионов С_i на квадрат заряда иона данного вида z: I = 0,5( С₁∙ z₁² + С₂∙ z₂² +… + C_nz_n²) = 0,5 ∑ C_i ∙ z_i² (40) В приложении 4 приводятся коэффициенты активности f ионов в зависимости от их заряда и ионной силы раствора. Приближенно f иона можно вычислить также по формуле: (41)2. Слабые электролиты в растворах диссоциируют частично. К ним относятся вода, кислоты, например: HNO₂, HCIO, HCIO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, CH₃COOH; нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония NH₄OH. В их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Так, например, в водном растворе азотистой кислоты устанавливается равновесие: HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^- Процесс диссоциации слабого электролита характеризуется степень и константой диссоциации. Константа диссоциации (К_д) является частным случаем константы равновесия применительно к процессу диссоциации. В данном примере она выглядит так:

Константы диссоциации слабых кислот и оснований приведены в приложении 5. Чем больше К_д тем сильнее электролит. Степень диссоциации (α) – это число, показывающее какая часть от общего количества электролита распалась на ионы:

где n_дис – количество электролита, распавшегося на ионы, n_общ- общее количество электролита. Степень и константа диссоциации связаны законом разбавления Оствальда: , где С_м- молярная концентрация электролита. Так как для слабого электролита α « 1, то 1–α ≈ 1 и закон приобретает вид: К_д = α²С_м (42) 7.3 Примеры решения задач Задача 1.Рассчитайте ионную силу и активность ионов в 0,05М растворе сульфата калия.Решение:1) При диссоциации 1 молекулы сульфата калия образуется 2 иона К⁺ и 1 ион SO₄^2-: К₂SO₄ →2К⁺ + SO₄^2- . Поэтому концентрации ионов ответственно равны: С_К+= 0,1моль/л, С_SO₄²⁻ = 0,05 моль/л. 2) Рассчитаем ионную силу раствора по формуле (40): 3) Коэффициенты активности ионов рассчитаем по формуле 41: lgf(K⁺) = – 0,5z²√Ī= – 0,5·1²√0,15= –0,19; f(K⁺)= 0,65 lgf(SO₄ ^2-) = – 0,5z²√Ī= – 0,5·2²√0,15= – 0,774; f (SO₄^2-) = 0,17 4) Находим активность ионов: а (К⁺)=0,65·0,1=0,065 моль/л; а(SO₄^2-)=0,17·0,05=0,0085моль/л Задача 2.Вычислить суммарную концентрацию ионов в 0,02М растворе муравьиной кислоты, если степень диссоциации равна 3%. Решение: 1) Согласно уравнению диссоциации НСООН ↔ Н⁺ + НСОО^- концентрации катионов и анионов равны и совпадают с количеством продиссоциировавшей кислоты: [H⁺]=[HCOO^-]=n_дис= α· n_общ=0,02·0,03=0,0006 моль/л 2) Находим суммарную концентрацию ионов [H⁺]+[HCOO^-]= 0,0012 моль/л. Задача 3. При какой концентрации раствора степень диссоциации гидроксида аммония будет равна 0,01? Решение: 1) Рассчитываем концентрацию гидроксида аммония по закону разбавления (формула 42):
Константу диссоциации гидроксида аммония берем из приложения 5.

7.4 Тесты для самоконтроля Тест 1 1. Какие из указанных веществ являются слабыми электролитами: сернистая кислота, карбонат калия, гидроксид натрия, гидроксид аммония, фосфат кальция, нитрат калия:

1) К₂СО₃; NaOH; NH₄OH 2) КNO₃; H₂SO₃; K₂CO₃ 3) NaOH; Са₃(РО₄)₂; К₂СО₃ 4) Н₂SO_3; NH₄OH; Ca₃(PO₄)₂ 2. Какова суммарная концентрация ионов в 0,1М растворе ортофосфата натрия? 1) 0,3 моль/л 2) 0,1 моль/л 3) 0,4 моль/л 4) 0,2 моль/л 3. В растворах каких веществ концентрация ионов водорода наибольшая: 1) СН₃СООН 2) Н₂SO₄ 3) Н₃РО₄ 4) НСIO 4. Сколько молекул электролита продиссоциирует из каждых 150 внесенных в раствор, если степень диссоциации равна 20%?
1) 75 2) 150 3) 30 4) 15 5. Вещества, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода называются: 1) щелочами 2) кислыми солями 3) кислотами 4) амфотерными гидроксидами 6. В перечне веществ укажите сильные электролиты: гидроксид аммония, азотная кислота, сульфат бария, гидроксид калия 1) гидроксид аммония, азотная кислота 2) сульфат бария, гидроксид калия3) гидроксид аммония, гидроксид калия 4) азотная кислота, гидроксид калия 7. Степень диссоциации гидроксида аммония равна 20%. Какое число гидроксид-ионов приходится в его растворе на каждые 40 нераспавшихся молекул? 1) 10 2)50 3) 25 4) 20 8. Степень диссоциации муравьиной кислоты (К_д=1,77·10^-4) в 0,01М растворе равна: 1) 0,133% 2) 13,3% 3) 0,177% 4) 17.7% 9. Какова концентрация водородных ионов в 0,05М растворе уксусной кислоты, если степень диссоциации 0,02: 1) 0,001моль/л 2) 0,01 моль/л 3) 2,5 моль/л 4) 0,25 моль/л 10. Рассчитайте константу диссоциации азотистой кислоты, если в 0,5М растворе она продиссоциировала на 2,93%: 1) 4,3·10^-4 2) 4,3 3) 1,47·10^-2 4) 1,72·10^-3 Тест 2 1. Какие из указанных веществ являются сильными электролитами: 1) Н₂SО₄; Н₂S; Н₂SO₃ 2) HСI; H₃PO₄; KOH 3) Н₂S; H₃PO₄; Н₂SO₃ 4) KOH; HNO₃; Н₂SО₄ 2. Вещество, при диссоциации которого образуются катионы К⁺ и Н⁺, а также анионы SO₄^2- является: 1) кислотой 2) щелочью 3) средней солью 4) кислой солью 3. В растворах каких веществ концентрация ионов водорода наибольшая: 1) NaOH 2) H₂CO₃ 3) NH₄CI 4) HCI 4. Какова суммарная концентрация ионов в 0,01М растворе сульфата железа (III)? 1) 0,03 моль/л 2) 0,05 моль/л 3) 0,04 моль/л 4) 0,02 моль/л 5. На каждую не распавшуюся молекулу НNO₂ приходится три иона Н⁺ и три иона NO₃^-. Укажите значение степени диссоциации электролита: 1) 100% 2) 30% 3) 0,754) 0,33 6. Какие из указанных веществ являются слабыми электролитами: серная кислота, карбонат магния, гидроксид натрия, гидроксид аммония, ортофосфорная кислота, нитрат натрия: 1) MgСО₃; NaOH; NH₄OH 2) NaNO₃; H₂SO₄; MgCO₃ 3) NaNO₃; H₃PO₄; H₂SO₄ 4) MgCO_3; NH₄OH; H₃PO₄ 7. Степень диссоциации гидроксида аммония (К_д=1,75·10^-5) в 0,05М растворе равна: 1) 1,87% 2) 3,5% 3) 0,0187% 4) 0,187% 8. Какова концентрация ионов водорода в 0,1М растворе серной кислоты: 1) 0,1 моль/л 2) 0,2 моль/л 3) 0,3 моль/л 0,05 моль/л 9. Рассчитайте константу диссоциации уксусной кислоты, если в 0,02М растворе она продиссоциировала на 3%: 1) 1,8·10^-2 2) 4,5·10^-2 3) 1,8·10^-5 4) 1,8·10^-3 10. Какова концентрация ионов аммония в 0,05М растворе гидроксида аммония, если степень диссоциации 1%: 1) 0,05 моль/л 2) 5·10^-3 моль/л 3) 5·10^-4 моль/л 4) 0,2 моль/л Тема 8. «Кислотно-основные свойства веществ»

8.1 Содержание программы Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные системы. Роль буферных систем в биологических процессах. Понятие гидролиза и его значение. Типы гидролизующихся солей. Применение законов равновесия к гидролизу. Степень и константа гидролиза. Ступенчатый гидролиз.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен усвоить понятия:ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели, степень и константа гидролиза; должен знать состав буферных растворов, их свойства и значение, принцип смещения равновесия в применении к гидролизу. Студент должен уметь рассчитывать рН и рОН растворов по известной концентрации водородных (гидроксильных) ионов и наоборот, концентрацию ионов водорода и рН сильных и слабых кислот и оснований, буферных растворов, предсказывать реакцию среды при растворении соли. Студент должен владеть техникой определения рН с помощью индикаторов и иономера.

8.2 Методические рекомендации к теме Соотношение концентраций водородных и гидроксильных ионов играет важную роль в самых различных явлениях и процессах: и в природе, и в технике. Нормальное развитие разных сельскохозяйственных культур возможно лишь в определенных интервалах значений рН почвенного раствора. Для снижения кислотности почв применяют известкование (вносят в почву карбонат кальция и карбонат магния), а для снижения щелочности – гипсование (вносят в почву молотый гипс). Водородный показатель рН – это показатель молярной концентрации водородных ионов в растворе, равный отрицательному десятичному логарифму этой концентрации: рН = - lg[H⁺] (43) Отсюда [H⁺]=10^-рН (44) По значению рН судят о характере среды (рис.1). Гидроксильный показатель рОН – это показатель молярной концентрации гирдроксильных ионов в растворе, равный отрицательному десятичному логарифму этой концентрации: рОН = - lg[ОH^-] (45) Отсюда [ОH]=10^-рОН (46)

Рисунок 1. Взаимосвязь значений концентрации ионов водорода и рН среды

Водородный и гидроксильный показатели в растворе взаимосвязаны: рН + рОН = 14 (47) Ионное произведение воды (К_w) – это неизменная при постоянной температуре величина К_w = [H⁺]·[ОH^-]=10^-14 (при 22⁰С) (48) Существуют растворы, способные поддерживать рН на определенном уровне – буферные растворы. Они играют очень важную роль в жизни растений и животных. Буферные растворы состоят из слабой кислоты и ее соли образованной сильным основанием, например, ацетатный СН₃СООН + СН₃СООNа; слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой, например аммиачный NН₄ОН + NН₄Сl; солей слабых многоосновных кислот, например карбонатный NaHCO₃+Na₂CO₃. Формулы для вычисления концентрации водородных ионов [H⁺] в растворах: сильная одноосновная сильное однокислотное кислота: основание (щелочь): [H⁺] = C_{М к-ты} (49) [OH^-] = C_{М щел.} (50)

слабая одноосновная кислота: слабое однокислотное основание: [H⁺] = (51) [OH^-] = (52)

буферный раствор кислотного типа: буферный раствор основного типа: [H⁺] = К_к-ты (53) [OH^-] = К_осн (54) Важным понятием этой темы является гидролиз солей, так как этот процесс имеет большое значение в жизни животных и растений. Ведь усвоение питательных веществ осуществляется в виде ионов – продуктов гидролиза многих солей. Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, ведущее к образованию слабого электролита. Необходимо отработать навыки составления уравнений гидролиза. Для успешного усвоения достаточно сложного материала целесообразно придерживаться следующего плана: 1) определить, каким основанием и какой кислотой образована соль, используя таблицу растворимости и таблицу констант диссоциации; 2) составить уравнение диссоциации соли; 3) гидролиз пойдет по иону, входящему в состав слабого электролита; 4) составить уравнение реакции взаимодействия этого иона с водой. Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза; 5) записать уравнение гидролиза в полной ионной форме. При этом к каждому иону приписать ионы противоположного заряда; 6) заключительным этапом является составление молекулярного уравнения. Пример 1. Составить уравнение гидролиза нитрата меди (II): 1) НNO₃ сильный электролит Cu(NO₃)₂ Cu(OH)₂ слабый электролит 2) Cu(NO₃)₂ ↔ Cu²⁺ + NO₃^- (I) 3) ион Сu²⁺ входит в состав слабого электролита, следовательно, гидролиз пойдет по катиону 4) записываем уравнение реакции его с водой: Cu²⁺ + HOН ↔ (CuOH)⁺ + H⁺ Естественно, что ион Сu²⁺ будет связывать отрицательный ион ОН^- из состава воды. Заряд образовавшегося иона CuOH⁺ равен сумме зарядов Cu²⁺ и OH^-. Связывание ионов ОН^- ведет к избытку в растворе ионов Н⁺, что создает кислую реакцию в растворе 5) к каждому иону приписываем ионы противоположного знака, содержащиеся в растворе (это ионы NO₃ ^-): Cu²⁺ + 2NO₃^- + H₂O ↔ (CuOH)⁺ + NO₃^- + H⁺ + NO₃^- 6) объединяя противоположные ионы в молекулы, составляем молекулярное уравнение гидролиза: Cu(NO₃)₂ + H₂O ↔ (CuOH)NO₃ + HNO₃ Так как ион Cu²⁺ двухзарядный, то возможна и вторая ступень гидролиза соли. Суть ее состоит во взаимодействии катиона, образовавшегося на первой ступени еще с одной молекулой воды. Все остальные действия повторяются: (CuOH)⁺ + H₂O ↔ Cu(OH)₂ +H⁺ (CuOH)⁺ + NO₃^- + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ + NO₃^- CuOHNO₃ + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + HNO₃ Пример 2. Гидролиз карбоната калия H₂CO₃ cлабый электролит 1) K₂CO₃ KОН сильный электролит 2) K₂CO₃ ↔ 2K⁺ + CO₃^2- 3) так как в состав слабого электролита входит ион СО₃^2-, то гидролиз пойдет по аниону 4) записываем уравнение реакции его с водой СО₃^2- + НОН = НСО₃^- + ОН^-Естественно, что отрицательный ион CO₃^2- будет связывать положительный ион Н⁺. Заряд образовавшегося иона НСО₃^- равен сумме зарядов СО₃^2- и Н⁺. Связывание ионов Н⁺ ведет к избытку ионов ОН^- , что определяет щелочную реакцию раствора. 5) СО₃^2- + 2К⁺ + Н₂О ↔ НСО₃^- + К⁺ + ОН^- + К⁺ 6) К₂СО₃ + Н₂О ↔ КНСО₃ + КОН Так как ион СО₃^2- двухзарядный, то он будет взаимодействовать поочередно с двумя молекулами воды, т.е. возможна II ступень гидролиза: НСО₃^- + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^- НСО₃^- + К⁺ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + ОН^- + К⁺ КНСО₃ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + КОН Пример 3. Гидролиз нитрита аммония: NH₄OH слабый электролит 1) NH₄NO₂ HNO₂ слабый электролит 2) NH₄NO₂ ↔ NH₄⁺ + NO₂^- 3) так как оба иона входят в состав слабых электролитов, то оба будут взаимодействовать с водой 4) NH₄⁺ + NO₂^- + Н₂О ↔ NH₄OН + НNO₂ 5) NH₄NO₂ + Н₂О ↔ NH₄OН + НNO₂ Среда будет зависеть от того, какой электролит сильнее – гидроксид аммония или азотистая кислота. Так как К_д (НNO₂) = 4·10 ^{– 4}, К_д (NH₄OН) = 2·10 ^{– 5} и 4·10 ^{– 4} > 2·10 ^{– 5} среда будет кислая. Необходимо знать, что соли, образованные очень слабым основанием и очень слабой кислотой, могут подвергаться необратимому гидролизу. Например, карбонат железа (III): 3CO₂ Fe₂(CO₃)₃ + 6H₂O = 2Fe (OH)₃↓ + 3H₂CO₃ 3H₂O Количественными характеристиками процесса гидролиза являются степень и константа гидролиза. Константа гидролиза (К_г) – это частный случай константы равновесия применительно к реакции гидролиза. Например, для реакции гидролиза нитрата аммония: NH₄⁺ + NO₂^- + Н₂О ↔ NH₄OН + НNO₂ выражение константы гидролиза имеет вид: Степень гидролиза (h) показывает какая часть молекул соли подверглась гидролизу: Для расчета степени гидролиза, константы гидролиза и рН растворов солей можно пользоваться формулами таблицы 8.

Таблица – 8. Формулы для вычисления константы гидролиза, степени гидролиза и рН солей

Тип соли	Кг	h	рН
I. Соли слабых кислот и сильных оснований			рН=7+½рКкис+½lgCсоли
II.Соли сильных кислот и слабых оснований			рН=7-½рКосн-½lgCсоли
III.Соли слабых кислот и слабых оснований			рН=7+½рКкис-½рКосн

pK – силовой показатель кислоты или основания. Он равен отрицательному десятичному логарифму константы диссоциации кислоты или основания соответственно: рК = -lgK .8.3 Примеры решения задач Задача 1.Вычистите рН раствора, концентрация гидроксильных ионов в котором 2,65·10^-8 моль/л. Решение: 1 cпособ 1) Рассчитываем рОН по формуле 45: рОН = - lg[ОH^-]= -lg2,65·10^-8 = 8 – lg2,65=8 – 0,42=7,58 2) Так как сумма рН и рОН в растворе равна 14, вычисляем рН: рН=14–7,58=6,42 2 способ 1) Выразим концентрацию ионов водорода из формулы 48: 2) По формуле 43 рассчитываем рН: рН = - lg[H⁺]= - lg3,77·10^-7=7-lg3,77=7-0,576=6,42

Задача 2.Какова концентрация водородных ионов в растворе с рОН = 3,45? Решение: 1 cпособ1) Рассчитываем рН по формуле 47: рН = 14 – рОН = 14 – 3,45= 10,55 2) По формуле 44 вычисляем [Н⁺]: [H⁺]=10^-рН = 10^-10,55 = 10^-11·10^0,45=2,82·10^-11

2 cпособ

1) По формуле 46 вычисляем концентрацию гидроксильных ионов: [ОH]=10^-рОН=10^-3,45=10^-4·10^0,55=3,55·10^-4моль/л 2) Концентрацию водородных ионов рассчитываем через ионное произведение воды:

Задача 3.Определите рН 0,008М раствора серной кислоты. Решение: 1) Серная кислота является сильной кислотой, поэтому расчет будем вести по формуле 49 только нужно учесть, что она двухосновная: [H⁺] = 2·C_M(Н₂SO₄)=2·0,008= 0,016 моль/л 2) Рассчитываем рН: рН = -lg[H⁺] = -lg0,016 = 1,8

Задача 4.Определите рН 0,03М раствора гидроксида аммония. Решение: 1) Гидроксид аммония является слабым основанием, поэтому используем формулу 52: Константу диссоциации гидроксида аммония берем из приложения 5. 2) Рассчитываем рН раствора: рН=14-рОН=14+lg7,25·10^-4=14-4+lg7,25=10,86

Задача 5.Рассчитайте рН раствора, если в 2 л его содержится 6 г уксусной кислоты и 8,2 г ацетата натрия. Решение: 1) Раствор данного состава является буферным кислотного типа, поэтому расчет рН будем производить по формуле 53. Для этого сначала рассчитаем молярные концентрации кислоты и соли: М(СН₃СООН)=60г/моль, М(СН₃СООNa)=82 г/моль

2) Рассчитываем концентрацию водородных ионов и рН : рН=-lg[H⁺]=-lg1,75·10^-5=5-lg1,75=5-0,24=4,76

Задача 6.Рассчитайте константу и степень гидролиза (%) и рН 0,02М раствора цианида калия при комнатной температуре. Решение: 1) Сначала необходимо установить тип соли. Так как циановодородная кислота слабая, а гидроксид калия щелочь, соль относится к первому типу, и при решении будем использовать соответствующие формулы из таблицы 8:

рН=7+½рК_кис+½lgC_соли=7-½lg5,0·10^-10+½lg0,02=7-½(-10+lg5,0)+½lg0,02=7-+4,65-0,85=10,8

8.4 Лабораторная работа №4 «Экспериментальное определение водородного показателя» Цель работы: изучить способы качественной и количественной оценки реакции среды. Приборы и оборудование: иономер И-500, предметное стекло, капельные пипетки, универсальная индикаторная бумага, штатив с пробирками, химические стаканы емкостью 50 см³. Реактивы: растворы индикаторов лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого, 0,1 н. растворы гидроксида натрия NaOH, соляной кислоты НСI, уксусной кислоты СН₃СООН, водопроводная и дистиллированная вода. Выполнение работы. Опыт 1. Окраска индикаторов в различных средах В три пробирки налейте по 1,5 - 2 см³ дистиллированной воды и до­бавьте по 2 капле фенолфталеина. В одну пробирку добавьте несколько капель 0,1 н. НС1, в другую - 0,1 н. NaOH. Наблюдайте окраску фенолфталеина в нейтральной, кислой и щелочной средах. После выполнения опыта рас­творы вылейте, посуду тщательно вымойте. Повторите опыт с использованием индикаторов метилоранжа и лакмуса. Окраску индикаторов запишите в табл.9.

Таблица 9 – Окраска индикаторов в различных средах

Опыт 2. Определение рН в растворах посредством универсальной индикаторной бумаги На предметное стекло поместите 4 кусочка универсальной индикаторной бумаги, нанесите на каждый по капле исследуемого раствора, сравните изменение окраски с цветной шкалой и определите значение рН. Результаты наблюдений занесите в таблицу 10.

Таблица 10 – Окраска универсальной индикаторной бумаги в различных средах

Опыт 3.Определение рН растворов с помощью иономера Ознакомьтесь с правилами работы на иономере. Проведите определение рН растворов на приборе по прилагаемому к нему описанию. Рассчитайте значения концентраций [H⁺] и [OH^-] в исследуемых растворах по результатам значений рН, полученным на иономере. Результаты запишите в сводную таблицу 11.

Таблица 11 – Результаты измерения рН растворов с помощью иономера

Опыт 4.Определение рН раствора уксусной кислоты Измерьте рН 0,1 н. раствора уксусной кислоты с помощью иономера. Для этого налейте в стакан емкостью 50 см³ анализируемый раствор и поместите его на предметный столик. Опустите электроды в раствор и измерьте рН. Так как уксусная кислота является слабым электролитом, рассчитайте концентрацию гидроксильных ионов в анализируемом растворе по формуле 51: [H⁺] = и вычислите рН. Сравните измеренную величину рН и теоретически вычисленное значение. Вычислите относи­тельную ошибку опыта. Вопросы к защите: 1.Что такое водородный показатель? Гидроксильный показатель? Как их обозначают? 2. Как взаимосвязаны водородный и гидроксильный показатели?

3. Каковы значения рН в кислой, щелочной и нейтральной средах?

4. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно при 20⁰С? Как изменяется с ростом температуры? 5. Назовите методы определения рН. 6. Приведите примеры влияния рН на биологические и сельскохозяйственные объекты. 7. Что такое буферные растворы? Приведите примеры.

8.5 Практическое занятие №5 «Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Составление уравнений гидролиза»

Цель: отработка навыков составления уравнений гидролиза солей, расчетов константы, степени гидролиза и рН растворов солей. Вопросы для обсуждения: 1. Что называется гидролизом солей?

1. Соли каких типов подвергаются гидролизу? Приведите примеры. 3. В каких случаях гидролиз солей необратим? Приведите пример. 4. Что называется степенью гидролиза? Какие факторы оказывают существенное влияние на степень гидролиза? 5. От каких факторов зависит константа гидролиза? 6. Как изменится степень гидролиза силиката натрия при подкислении раствора соли.? 7. Гидролиз каких солей протекает в несколько ступеней? Какая ступень гидролиза преобладает? 8. Каково значение гидролиза солей в питании растений? Упражнения и задачи для закрепления материала и отработки навыков: 1. Какие из следующих солей: AlBr₃, (NH₄)₂CO₃, (NH₄)₂S, FeCl₂, CoSO₄, Na₂SiO₃, Pb(NO₃)₂, CH₃COONH₄ подвергаются гидролизу:

а) по аниону б) по катиону в) по аниону и катиону. Составьте уравнения гидролиза всех солей. 2. Изменится ли равновесие диссоциации воды при растворении:

а) KCl б) Na₂S. Ответ обоснуйте, составив соответствующие уравнения гидролиза. 3. Рассчитать степень гидролиза по I ступени для солей K₂S и K₂CO₃ , если концентрации этих солей равны 0,1 моль/л. 4. Вычислить К_г по I ступени для соли Na₂S. 5. Изменится ли окраска индикатора фенолфталеина в растворах следующих солей: K₃PO₄, K₂SO₃, (NH₄)₂SO₄, AlCl₃, KBr? Составьте уравнения гидролиза солей. Растворы каких солей характеризуются значением рН<7? 6. Почему при сливании растворов AlCl₃ и Na₂CO₃ в осадок выпадает гидроксид алюминия? Ответ обосновать составлением уравнения реакции. 7. Рассчитать рН растворов солей KCN, NH₄NO₃ и NH₄NO₂ при их концентрациях 0,2 моль/л. Индивидуальное задание: 1)составить молекулярное и ионные уравнения гидролиза указанной соли. В какой цвет окрасит лакмус раствор данной соли. Почему? 2) указать, в какую сторону сместится равновесие гидролиза при подкислении раствора; 3) составить выражение для константы гидролиза; 4) рассчитать степень гидролиза и рН раствора соли. Варианты заданий AlCl₃, Na₃PO₄, К₂CO₃, CaCl₂, Zn(NO₃)₂, Na₂S, KHCO₃, CuSO₄, Na₂SO₃, K₂SiO₃, Mg(NO₃)₂, FeCl₃, Ca(NO₂)₂, (NH₄)₂S

8.6 Тесты для самоконтроля Тест 1

Раствор азотной кислоты полностью ионизирован в воде. Чему равно значение рН 0,01М р-ра НNO₃?

1) 1 2) 2 3) 10 4) 12 2. Наиболее сильной кислотой из приведенных ниже являются: 1) Н₂СО₃ 2) Н₂SO₃ 3) Н₃РО₄ 4) Н₂SO₄ 3. Раствор имеет рН=5,0. Концентрация [OH^-] в нем равна: 1) 10^-14 2) 5,0 3) 10^-9 4) 10^-12 4. Буферными свойствами обладает система, состоящая из : 1) НСI и NaCI 2) NaOH и Na₂SO₄ 3) Н₂СО₃ и КНСО₃ 4) НСООН и НСООК 5. Лакмус окрашивает в красный цвет только первой раствор соли для набора 1) хлорид цинка, хлорид натрия 2) сульфат калия, сульфат алюминия 3) сульфит калия, сульфат натрия 4) сульфат цезия, сульфат натрия 6. Во сколько раз концентрация ионов водорода в растворе с рН = 6 больше, чем в растворе с рН = 8: 1) 10 раз 2) 20 раз 3) 100 раз 4) 2 раза 7. Из следующего списка выделите соли слабых кислот: сульфид натрия, сульфат калия, карбонат калия, хлорид магния: 1) Na₂S и К₂SO₄ 2) К₂СО₃ и МgCI₂ 3) Na₂S и К₂СО₃ 4) К₂SO₄ и МgCI₂ 8. Растворы каких солей имеют рН > 7: 1) КCI и Na₂CO₃ 2) Na₂CO₃ и CH₃COONa 3) CH₃COONa и К₂SO₄ 4) NH₄CI и Ca(NO₃)₂ 9. Значение рН раствора, в 1л которого содержится 0,2 моль ацетата аммония и 0,2 моль уксусной кислоты К_а=1,8 ∙10^-5, равно 1) 4,742) 5,44 3) 2,72 4) 9,52 10. Для смещения равновесия обратимого гидролиза соли в сторону образования продуктов необходимо 1) увеличить концентрацию соли 2) уменьшить температуру 3) повысить температуру 4) увеличить давление

Тест 2 1. Чему равен рН 0, 1М раствора гидроксида натрия: 1) 1 2) 13 3) 7 4) 2 2 . Ионное произведение воды выражается уравнением

1) 2) 3) 4) 3. Растворы каких солей имеют рН < 7: 1) (NH₄)₂SO₄ и MgCI₂ 2) NaNO₂ и MgCI₂ 3) K₃PO₄ и КNO₃ 4) K₃PO₄ и NaNO₂ 4. Во сколько раз концентрация ионов водорода в растворе с рН = 2 больше,

чем в растворе с рН = 5: 1) 100 раз 2) 10 раз 3) 1000 раз 4) 3 раза 5. Для уменьшения степени гидролиза в растворе сульфата железа (II) необходимо 1) добавить кислоты 2) разбавить раствор 3) увеличить температуру 3) добавить щелочи 6. Одним из продуктов гидролиза хлорида алюминия по первой ступени является 1) АlOHCl 2) AlOHCl₂ 3) Al(OH)₂Cl 4) Al(OH)₃ 7. рН раствора, в 2л которого содержится 0,2 моль уксусной кислоты (К_а=1,8∙10^-5), равен 1) 5,9 2) 2,9 3) 7,5 4) 6,5 8. В растворах каких веществ концентрация ионов водорода наибольшая: 1) НCI 2) CH₃COOH 3) Н₂CO₃ 4) Н₂S 9. Из следующего списка выделите соли слабых кислот: 1) К₂SiO₃ и CaCI₂ 2) CH₃COONa и NH₄NO₃ 3) K₂SiO₃ и CH₃COONa 4) NH₄NO₃ и CaCI₂ 10. Лакмус окрашивает в синий цвет раствор только второй соли для набора 1) хлорид цинка, карбонат натрия 2) сульфат калия, сульфат алюминия 3) сульфат бериллия, сульфат цинка 4) сульфат цезия, сульфат натрия

Тема 9. «Окислительно-восстановительные реакции»

9.1 Содержание программы Понятие окислительно-восстановительных реакций и степени окисления.Сущность теории окислительно-восстановительных реакций.Метод электронного баланса.Классификация окислительно-восстановительных реакций.Важнейшие окислители и восстановители.Направление окислительно-восстановительных реакций. Эквивалент окислителя и восстановителя.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать характер изменения окислительно-восстановительных свойств элементов и простых веществ в периодах и группах периодической системы; формулы веществ, являющихся сильными окислителями и восстановителями; примеры окислительно-восстановительных процессов в биологических объектах и применение в химической технологии. Студент должен уметь рассчитывать эквиваленты веществ в окислительно-восстановительных процессах; по степени окисления элемента в веществе предсказывать его окислительно-восстановительные свойств. Студент должен владеть навыками расчета степени окисления элемента по формуле его соединения и составления формулы по данным степеням окисления; написания уравнений электронного баланса для окислительно-восстановительной реакции и расстановки коэффициентов в уравнении реакции.