ТЕМА 1. Задача 1. Вычислить ионную силу раствора, содержащего 0,2 М КСI и 0,2 М СаСI2и коэффициент активности ионов.

Задача 1. Вычислить ионную силу раствора, содержащего 0,2 М КСI и 0,2 М СаСI2и коэффициент активности ионов.

Решение. Ионная сила раствора, являющаяся мерой напряженности электрического поля, существующего в растворе, вычисляется по формуле:

М = 1 / 2 (C1Z21+ C2Z22+........CnZ2n),

где С1, С2, Сn- концентрация ионов;

Z1, Z2, Zn- их валентности.

В данном растворе присутствуют три вида ионов, их концентрации соответственно равны [K+] =0,2 моль /дм3,

[ Ca2+] = 0,2 моль /дм3, [ CI-] = 0,2 + 2 * 0,2 = 0,6 моль / дм3.

М = 1/2 (Ck+* Z2k+ + C Ca2+* Z2Ca2++ CCI-* Z2CI-) =

=1/2 (0,2 * 12+ 0,2 * 22+ 0,6 * 12) = 0,8

Для растворов (0,1 - 0,5 н) коэффициент активности рассчитывается по формуле - lgf = 0,5 z2NM / 1+NM,

где f - коэффициент активности

Задача 2. Определить рН и рОН в растворе с массовой долей КОН 0,3%, р = 1,002 кг / дм3.

Решение. Водородный показатель рН = -lg aH+,

гидроксильный показатель рОН = -lgaOH-.

Для разбавленных растворов можно пренебречь силами межионного взаимодействия и принять fH+= 1 и fOH-= 1, следовательно aOH-= COH-и aH+=C H+.

Найдем молярную концентрацию КОН.

С (КОН)=С% * 1000 р/Мr* 100 =0,3 * 1000 * 1,002 / 39 * 100 =0,08 моль /л.

Так как при диссоциации каждая молекула КОН посылает в раствор один ион ОН-, то концентрация ионов

С (ОН-) = С (КОН) = 8 * 10-2моль / л

и рОН = -lg [OH-] = -lg 8 *10-2 = - (-2 + 0,9)= 2 -0,9 =1,1.

Исходя из ионного произведения воды КН2О= [ H+] * [OH-]соотношение рН и рОН для комнатной температуры рН + рОН=14.

Следовательно, для раствора с массовой долей КОН 0,3% рН = 14 - 1,1 = 12,9.

Задача 3. Чему равна концентрация раствора СН3СООН при рН = 6 (К.дис. кисл= 1,75 * 10-5).

Решение. Кд=[ CH3COO-] * [ H+] / [ CH3COOH ] = [ H+]2/[ CH3COOH ],

[ H+] =N Kкисл* С кисл; рН = -lg [ H+];

6 = -lg [ H+]; [ H+]=10-6моль/л;

10-6=N 1,75 * 10-5* Скисл;

10-12= 1,75 * 10-5Скисл;

ССH3СOOH= 10-12/1,75 * 10-5= 0,57 * 10-7= 5,7 * 10-8моль /л.

Задача 4. В каких соотношениях следует взять растворы 0,1 Н NH4CI и 0,1 Н NH4OH для приготовления буферной смеси с рН = 9.

Решение. рН буферной смеси можно вычислить по уравнению для буферных смесей, состоящих из слабого основания и соли.

рН = 14 - рКосн+ lg Cосн/ Ссоли,

где рКосн= -lgKосн- силовой показатель основания.

Если концентрации растворов, составляющих буферную смесь, одинаковы, то величина рН будет зависеть от объемов растворов

рН = 14 - рКосн+ lgVосн/ Vсоли.

Для аммонийного буфера

рК = -1,76 *10-5= - (0,25 - 5) = 4,75.

Отсюда

9 = 14 -4,75 + lgVосн/ Vсоли;

9 -14 + 4,75 = lgVосн/ Vсоли;

-0,25 = lgVосн/ Vсоли;

lgVосн/ Vсоли= 1,75; Vосн/ Vсоли=0,6.

То есть, объем соли в 0,6 раза надо взять больше, чем основания, или Vосн/ Vсоли= 6 / 10.

Задача 5. Вычислить константу гидролиза, степень гидролиза и рН в растворе [CH3COONa] = 0,1 моль / л.

Решение. Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, вычисляется по формуле:

К гидр=КН2О/ К к-ты;

где КН2О-ионное произведение воды, равное для комнатной температуры -10-14;

Кк-ты- константа ионизации слабой к-ты.

В нашем случае К СН3СООН=1,74 * 10-5, отсюда

Кгидр= 10-14/ 1,75 * 10-5= 0,57 * 10-9=5,7 *10-10.

2. Степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, зависит от концентрации и может быть вычислена по формуле

h =N Кгидр / ССН3СООNa= 5,7 * 10-10/ 10-1= 7,6 * 10-5 или 0,0076%.

3. Формула для определения реакции среды в растворе может быть выведена, как и предыдущие уравнения, из рассмотрения равновесия гидролиза.

СН3СОО-+ Н2О СН3СООН + ОН-;

Кгидр= [CH3COOH] [ OH-] / [CH3COO-] = KH2O/ KCH3COOH, (1)

так как [CH3COOH] = [OH-],

то Кгидр = [OH-]2 / [ CH3COO-] = KH2O/ K CH3COOH. (2)

Так как степень гидролиза h для этой соли невелика, можно без особой погрешности принять концентрацию не подвергшихся гидролизу ионов СН3СОО-равной общей концентрации соли в растворе [CH3COO-] =Cсоли. Найдя из уравнения (2) [ OH-],

Следовательно, исходные концентрации ионов Ag+и Cl- равны 0,02 моль/л, но после смещения равных объемов растворов концентрация ионов уменьшается в 2 раза, вследствие увеличения в два раза объема раствора

[Ag+] = [Cl-] =0,01 моль/л.

Условия образования осадка определяется неравенством

[Ag+]*[Cl-]=> ПР AgCl

т.е., ионное произведение должно быть больше произведения растворимости

[Ag+]*[Cl-]=0,01*0,01= 10-4

ПР AgCl= 1,8*10-102

Следовательно, осадок образуется.

Задача 3. Вычислить pH, при котором практически полностью осаждается Mg(OH)2. ПРMg(OH)2=2*10-11.

Решение. Практической полнотой осаждения принято считать в аналитической химии, если концентрация осаждаемого иона не превышает [Meп+] =10-5- 10-6моль /л. Такое количество вещества лежит за пределами измерения массы на аналитических весах и поэтому не может быть обнаружено в растворе обычными химическими методами.

Так как гидроксид магния является весьма труднорастворимым веществом, то для решения задачи можно пользоваться формулой произведения растворимости, выраженной через произведения концентраций:

ПР Mg (ОН)2= [ Mg2+] [ OH-]2.

Из этого уравнения

[ OH -] = ПРМg(ОН)2/ [ Mg2+] = 2 * 10-11/10-6= 2 *10-5= 4,5 * 10-3моль /л;

рОН = -lg [OH-] = 3 - 4,5 = 3 - 0,65 =2,35;

рН =14 - рОН =14 - 2,35 = 11,65.