Контрольная работа по дисциплине "Аналитическая химия"

Вопрос № 2:

Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации. Определение константы диссоциации.

Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов:

1) сульфата  аммония 

2) бромоводородной  кислоты

3) гидроксида  кальция

4) гидрокарбоната натрия

 

Ответ:

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, которые в водных растворах образуют в качестве катионов ионы водорода Н+

Основаниями называют вещества, которые в водных растворах в качестве анионов содержат только ионы гидроксила ОН-.

Соли:

Нормальная соль диссоциирует на ион металла и ион кислотного остатка.

Кислая соль диссоциирует на ионы водорода, металла и ион кислотного остатка

Основные соли - это соли, молекулы которых кроме ионов металла и кислотного остатка содержат ионы гидроксогруппы (OH-)

Двойная соль диссоциирует на катионы двух металлов или металла и аммония плюс ион кислотного остатка

Комплексная соль диссоциирует на простой и комплексный ион, причём, в растворе

практически нет отдельных ионов элементов, входящих в комплексный ион.

 

Определение константы диссоциации

Электролиты делятся на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело, поэтому данное понятие к ним по существу неприменимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.

Диссоциация электролита — процесс обратимый.

В растворе между концентрацией недиссоциированных молекул и концентрацией ионов существует определенное равновесие, и константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации, величина её зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного электролита распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

 

Константа диссоциации равна отношению произведения концентрации ионов в растворе к концентрации недиссоциированных молекул этого электролита. Например, для диссоциации уксусной кислоты

CH3COOH <-> H+ + CH3COO-

Константа диссоциации имеет вид

            [H+][CH3COO-]

K=         [CH3COOH]

Уравнения диссоциации:

1) сульфата аммония   (NH4)2SO4 <-> 2NH4+ + SO42-

 

 

2) бромоводородной кислоты HBr <-> H+ + Br-

 

3) гидроксида кальция  Ca(OH)2 <-> Ca2+ + 2(OH)-

 

 

4) гидрокарбоната натрия  NaHCO3 <-> Na+ + + HCO3- первая ступень

HCO3- <-> H+ + CO32-  вторая ступень

____________________________________________

NaHCO3 <-> Na+ + H+ + CO32- в общем

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Вопрос № 11:

Произведение растворимости. Что характеризует величина произведения растворимости? Как следует назвать раствор, в котором произведение растворимости:

1) больше произведения концентраций  ионов электролита в растворе?

2) меньше произведения концентраций  ионов электролита в растворе?

3) равно произведению концентраций  ионов электролита в растворе?

 

Ответ:

В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться и называется произведением растворимости. Обозначается  ПР.

    Например: 

                          ПРAg 2S = [Ag+]2[S2-]                         ПРСа 3(РО4)3 = [Ca2+]3[PO43-]2

 

1) Раствор называется ненасыщенным

2) Раствор называется перенасыщенным

3) Раствор называется насыщенным

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Вопрос № 36:

Вычислите растворимость PbBr2, если ПР PbBr2 при 220С равно 6,30∙10-6 .

 

Ответ:

(В тех случаях, когда  электролит содержит два или  несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени)

 

ПР PbBr2 = [Pb2+]*[Br-]2 = 6,30∙10-6

 

Растворимость    [Pb2+] = S,        [Br-] = 2S;

 

Тогда  ПР PbBr2 = S*(2S)2 = 4S3  и   S = = = 1,16.10-2 моль/л.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Вопрос № 47:

К фильтрату вытяжки из творога, объемом 50,00 мл добавили 1-2 капли 1%-го спиртового раствора фенолфталеина и титровали 0,1 н. раствором щелочи до слабо-розового окрашивания. На титрование израсходовано 15,00 мл раствора NaOH. Определите нормальную концентрацию кислоты в фильтрате вытяжки и титр раствора NaOH.

 

Ответ:

Э – число эквивалентности (Эквивалент – условная частица вещества, равноценная одному протону в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции)

    Растворы одинаковой нормальности  реагируют между собой всегда равными объёмами. Например, на титрование 10мл  0,1Н раствора КОН пойдёт такой же объём 0,1Н раствора  Н2SO4. Если нормальность растворов неодинакова, то раствора, нормальность которого меньше, при титровании будет израсходовано  в соответствующее число раз больше по объёму.

    Таким образом, объёмы растворов, количественно реагирующие между собой, обратно пропорциональны их нормальностям.

   или   N1V1 = N2V2,

где V1 и N1 – объём и нормальность одного из реагирующих растворов;

V2  и  N2 – объём и нормальность второго раствора.

 

В задаче:

Объём кислоты Vк = 50 мл

Объём NaOH VNaOH = 15 мл

Нормальность NaOH NNaOH = 0,1

Эквивалент NaOH ЭNaOH = 1

 

Найти:

нормальность кислоты  Nк

Титр NaOH TNaOH

 

Nк = NNaOHVNaOH /Vк = 0.1*15/50 = 0.03н

 

   Титр связан с нормальной концентрацией уравнением

Т = N*Э / 1000

Соответственно TNaOH = NNaOH*Э/1000 = 0,1*1/1000 = 0,001г/мл

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ЛИТЕРАТУРА:

1. Шапиро С.А., Шапиро М.А. Аналитическая  химия. – М.: Высшая школа, 1979.

2. Глинка Н.Л. Общая химия, – Л.: Химия, 1979

3. Логинов Н.Я., Воскресенский А.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия. – М.: Просвещение, 1975

4. Джабаров Д.Н. Сборник упражнений  и задач по аналитической химии. – М.: Русский врач, 2002.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

29.10.2013