Контрольная работа по "Аналитической химии"

1.Вычислить нормальную и молярную концентрации раствора нитрата калия в 2,5 л которого растворено 3,5 г соли.

Дано:

m(KNO₃)=3.5 г

V(KNO₃)=2.5 л

Найти:

C_H-?

C_M-?

Решение:

1. Молярную концентрацию раствора нитрата калия определим по формуле:

 

2. Нормальную концентрацию раствора нитрата калия определим по формуле:

 

где, Э_KNO3 – эквивалент нитрата калия, который определяется как частное от деления молекулярной массы соли на суммарный заряд катионов.

 

3. Тогда, нормальная концентрация равна:

 

 

 

Ответ: C_H = 0,014 г-экв/л; C_M = 0,014 моль/л.

 

2.Напишите в  ионной форме уравнения реакций:

KOH + H2SO4 =

CaCO3 + HCl =

Ответ:

При взаимодействии щелочи и кислоты получаем соль и воду, а именно:  
1) 2КОН + Н2SO4=К2SO4+2Н2О (реакция обмена, реакция нейтрализации)  
Ионное уравнение:  
2К( +) + 2ОН( -) + 2Н(+) + SO4(2-)= 2К(+) + SO4(-) +2Н2О  
2К и SO4 сокращаются. Краткое ионное:  
2Н ( +)+ 2ОН ( -) = 2Н2О  
можем все сократить на 2:  
Н( +) + ОН (  -)=Н2О

2) CaCO3 + 2HCl(разб.) = CaCl2 + CO2↑ + H2O молекулярная  
 
CaCO3+ 2H+ + 2Cl− = Ca2+ + 2Cl− + CO2↑ + H2O ионная  
 
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2↑ + H2O сокр. Ионная

3. Концентрацию  ионов OH- в растворе увеличили в 100 раз. Как изменится концентрация H+?

Ответ:

[H+][OH-] = const при данной температуре. 
Если [ОН-] увеличить в 100 раз, то [Н+] уменьшится в 100 раз, так как их произведение постоянно.

4. Написать выражения  произведений растворимости для  сульфата бария, карбоната серебра  и гидроксида меди.

Дано:

BaSO₄, Ag₂CO₃, Cu(OH)₂

Решение:

1. Выражение произведения растворимости сульфата бария:

 

2. Выражение произведения растворимости карбоната серебра:

 

3. Выражение произведения растворимости гидроксида меди:

 

5.Что такое степень диссоциации электролитов, от каких факторов зависит её величина?

Ответ:

Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации  используется понятие степени электролитической  диссоциации.

 Степень электролитической диссоциации a  показывает долю молекул, распавшихся на ионы.

Степень электролитической диссоциации  рассчитывается как отношение числа  молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул растворенного вещества (N_o):

.

Степень диссоциации выражается в  долях единицы или в процентах.

Например, если a = 30 %, то это означает, что из каждых 100 молекул электролита на ионы распадается 30 (a = 0, 3).

Величина степени электролитической  диссоциации зависит от:

-природы растворяемого вещества,

-природы растворителя,

-температуры,

- концентрации раствора.

Зависимость диссоциации  от природы электролита определяется полярностью связей между атомами в частице электролита. Вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями либо не диссоциируют, либо диссоциируют незначительно. Хорошо диссоциируют вещества с ковалентными сильно полярными или ионными связями. Следовательно, в растворах хлорида натрия (ионная связь), хлороводорода (ковалентная полярная связь) и хлора (ковалентная неполярная связь) диссоциировать будут NаС1 и НС1, а молекула Сl₂ будет находиться в растворе в виде молекул.

Если же в растворе оказываются  молекулы сложных веществ с различным  видом связи, то распад молекулы на ионы произойдет в том месте молекулы, где атомы связаны ионной или  ковалентной сильно полярной связью.

Например, молекула гидрокарбоната калия КНСО₃ характеризуется наличием ионных (К–О) и ковалентных полярных (Н–О и С–О) связей.

 

       К – О

      0,91   3,5               С = 0

       Н –  О               2,5

     2,1     3,5  

 

ΔОЭО (К–О) = 3,5–0,91=2,59  связь ионная

ΔОЭО (Н–О) = 3,5–2,1=1,4      связь ковалентная полярная

ΔОЭО (С–О) = 3,5–2,5=1,0      связь ковалентная полярная

Наибольшую величину разности относительных электроотрицательностей имеет связь К–О, и поэтому диссоциация обусловлена разрывом этой, наиболее полярной (фактически ионной) связи:

I ступень:   КНСО₃  D     К⁺ +

.

Диссоциация этого вещества возможна и по второй ступени. Она  связана с разрывом достаточно сильно полярной связи Н–О.

II cтупень:  НСО₃^–  D    Н⁺ +

.

Разрыв малополярной связи С–О не происходит.

Важную роль в процессе диссоциации играет растворитель. Чем более полярен растворитель, тем лучше диссоциирует в нем данный электролит, и тем больше степень диссоциации последнего. Если представить диссоциирующее вещество как систему из двух точечных зарядов, то сила взаимодействия ионов (F), на которые диссоциирует данное вещество, определяется в соответствии с законом Кулона:

.

Эта сила зависит не только от величины зарядов частиц (е₁ и е₂) и расстояния между ними ( r ), но и от природы среды, в которой взаимодействуют частицы. Природа среды характеризуется значением диэлектрической проницаемости (e), которая показывает, во сколько раз сила взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме.

Ниже приведены значения величин диэлектрической проницаемости  некоторых растворителей при 25 °С. 

Вода                          e  =  80

Аммиак жидкий      e  =  25,4

Этиловый спирт      e  =  25,2

Бензол                      e  =  2,3

Раствор хлороводорода в бензоле (e = 2,3) практически не диссоциирует и не проводит электрический ток, в то время как в воде (e =  = 80) хлороводород диссоциирует хорошо и раствор проводит электрический ток.

Повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает.

При уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень диссоциации увеличивается. Поэтому, говоря о степени диссоциации, следует указывать концентрацию раствора.