Учебное пособие задания на контрольную работу с методическими указаниями для студентов 1 курса направления: 20. 03. 01 (280700. 62) «Техносферная безопасность»

Скачать 1.71 Mb.

Название	Учебное пособие задания на контрольную работу с методическими указаниями для студентов 1 курса направления: 20. 03. 01 (280700. 62) «Техносферная безопасность»
страница	5/11
Тип	Учебное пособие

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

В растворах некоторых электролитов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики силы электролита было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества называется степенью диссоциации .

 = С/С₀ ,

где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л;

С₀ - исходная концентрация раствора, моль/л.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые.

К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых больше 30% (a > 0,3). К ним относятся:

сильные кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI);
растворимые гидроксиды, кроме NH₄OH;
растворимые соли.

Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо

HNO₃ H⁺ + NO^₃.

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

слабые неорганические кислоты (Н₂СО₃, Н₂S, НNO₂, HCN, H₂SiO₃ и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH₃COOH);
нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH₄OH;
нерастворимые соли.

Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы.

Степень диссоциации () зависит от следующих факторов:

от природы электролита, то есть от типа химических связей; диссоциация наиболее легко происходит по месту наиболее полярных связей;
от природы растворителя - чем полярнее последний, тем легче идет в нем процесс диссоциации;
от температуры - повышение температуры усиливает диссоциацию;
от концентрации раствора - при разбавлении раствора диссоциация также увеличивается.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к равновесию в растворе между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH  CH₃COO^+ H⁺.

Константа равновесия К_с будет определяться как

К_с = К_д = СCH₃COO^  С H⁺ / СCH₃COOH.

Константу равновесия (К_с) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (К_д). Её значение зависит от природы электролита, растворителя и от температуры, но от концентрации электролита в растворе она не зависит. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как она указывает на прочность их молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяются с концентрацией раствора, необходимо найти связь между К_д и . Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации , то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равна   С. Так как

СCH₃COO^ = С H⁺=   С,

тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С -   С) или С(1-   С). Отсюда

К_д = С   С /(С -   С) = ²С / (1- ). (1)

Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов 1, то приближенно К  ²С и

= (К / С). (2)

Как видно из формулы (2), с уменьшением концентрации раствора электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

Слабые электролиты диссоциируют по ступеням, например:

1 ступень H₂СO₃ H⁺ + НСO^₃,

2 ступень НСO^₃  H⁺ + СO²^₃ .

Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты

К₁ = Сн⁺  СНСО^-₂ / СН₂СО₃=4,4510^-7; К₂ = Сн⁺  ССО^2-₃/ СНСО^-₃ = 4,7 10^-11.

Как видно, распад на ионы угольной кислоты определяется, главным образом, первой стадией, а вторая может проявляться только при большом разбавлении раствора.

Суммарному равновесию H₂СO₃ 2H⁺ + СO²^₃отвечает суммарная константа диссоциации

К_д = С²н⁺  ССО^2-₃/ СН₂СО₃.

Величины К₁ иК₂ связаны друг с другом соотношением

К_д = К₁ К₂.

Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди

Cu(OH)₂ CuOH⁺ + OH^,

CuOH⁺  Cu²⁺ + OH^

отвечают константы диссоциации

К₁ = СCuOH⁺  СОН^- / СCu(OH)₂ и К₂ = Сcu ²⁺  СОН^- / СCuOH⁺.

Так как сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, то сам термин константы диссоциации для них лишен содержания.

Для растворов электролитов в законы идеальных растворов вводят поправочный коэффициент, учитывающий увеличение числа частиц при диссоциации – изотонический коэффициент (i):

π = i c RT,

ΔT_зам_. = i К c,

ΔT_кип_. = i E c.

Изотонический коэффициент зависит от числа ионов, образующихся при диссоциации (k) и степени диссоциации: i = 1 + α (k – 1).

Например, для NaCl k = 2, i = 1 + α;

для Na₂SO₄ k = 3, i = 1 + 2α.

В концентрированных растворах электролитов между частицами существует взаимодействие, которое в суммарном виде учитывают, заменяя концентрацию величиной активности. Это позволяет использовать, соотношения, выведенные для идеальных растворов, для реальных растворов. Соотношение между активностью и концентрацией дается выражением а = с γ, где γ – коэффициент активности, приводимый для электролитов и ионов в справочной литературе. Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора (I), которая рассчитывается по формуле:

, где с – моляльная концентрация иона, z – заряд иона.

При постоянной ионной силе он сохраняет постоянное значение независимо от вида остальных электролитов, присутствующих в растворе.

Активность и коэффициент активности электролита можно вычислить из соответствующих величин ионов, составляющих электролит:

Например, К₂А₃ ↔ 2К³⁺ + 3А^2-

Пример 1: Рассчитайте ионную силу раствора К₂SO₄, молярность которого равна 0,02 моль/л.
Примеры решения задач

Пример 1: Рассчитайте ионную силу раствора К₂SO₄, молярность которого равна 0,02 моль/л.

Решение: Ионной силой раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе на квадрат их заряда

I = 1/2  с_i z²_i К₂SO₄ 2К⁺ + SO₄ ^2-

I(K₂SO₄) = 0,5(c_K+  z²_K+ + c(SO₄^2-)  z²(SO₄^2-)) = 0,5(0,0221² + 0,022²) = (0,04 + 0,08)/2 = 0,06

Ионная сила раствора К₂SO₄равна 0,06 моль/л.

Пример 2:. Рассчитайте активную концентрацию хлорида кальция в водном растворе, содержащем 0,925 г СаСl₂ в 500 г воды.

Решение: Активность электролита равна произведению активности его ионов а = а⁺а^-, где а⁺ и а^- - соответственно активные концентрации катиона и аниона электролита: активность иона а_ион =   с, где  - коэффициент активности иона . Для определения активной концентрации электролита необходимо знать его моляльность. По условию задачи известно, что в 500 г Н₂О содержится 0,925 г СаСl₂. Тогда в 1000 г воды содержится 1,85 г СаСl₂ (моль СаСl₂равен 111). Молярность этого раствора равна С _CaCl2= 1,85/ 111 = 0,017 моль/кг.

Определяем ионную силу раствора

_{0,068 + 0,034 0,102}

I = 1/2 (0,017  2² + 0,017  2  1²) =  =  = 0,051.

^{2 2}

По значению ионной силы раствора находим коэффициенты активности (табл. 2).  _Са2+= 0,57; _Cl- = 0,85. Определяем активность ионов Са²⁺ и Сl^-.

а_Са2+=  _Са2+ с _Са2+ = 0,57  0,017 = 0,0097;

а_Cl- = _Cl-  с_Cl- = 0,85  0,034 = 0,0289.

Активная концентрация хлорида кальция равна

а _CaCl2= а_Са2+  а_Cl- = 0,0097 (0,0289)² = 0,000008 = 8  10^-6.

Пример 3:. Определите средний коэффициент активности ионов нитрата серебра в водном растворе, в котором в 1000 г воды растворено 0,01 моль AgNO₃.

Решение: Р е ш е н и е. Находим ионную силу раствора

0,01 + 0,01

I = 1/2 (0,01  1² + 0,01  1²) =  = 0,01.

2

Если коэффициенты активности ионов не известны, то при расчетах пользуются средними значениями коэффициентов активности _ и активности ионов а_. Средний коэффициент активности ионов сильного электролита и ионная сила раствора связаны между собой уравнением

lg  = - A z₁z₂

,

где А - коэффициент, зависящий от природы растворителя и температуры. Для водных растворов А = 0,5117 при Т = 298 К.

Средний коэффициент активности ионов в растворе Ag NO₃ равен

l

g _ = - 0,5117  11

= -0,05117 = 1,9488;

_ = 0,890.
Контрольные задания
137. Вычислите активность NaI в растворе, молярность которого 0,05, если известно, что средний коэффициент активности равен 0,84. Ответ: 1,76  10^-3.

138. Вычислите среднюю активность NiSO₄ в 0,012 молярном растворе, если _ = 0,59. Ответ: 7,1  10^-3.

139. Рассчитайте активность CoCl₂ и средний коэффициент активности его ионов в растворе, содержащем 1,1 г СoCl₂ в 500 г воды. Ответ: 5,7  10^-8; 0,66.

140. Вычислите активность NaCl в растворе, молярность которого равна 0,02, а средний коэффициент активности _ = 0,89. Ответ: 3,2  10^-4.

141. Вычислите активность KBr в растворе, молярность которого равна 0,1, а средний коэффициент активности равен 0,79. Ответ: 6,2  10^-3.

142. Вычислите активность Pb(NO₃)₂ в 0,01 молярном растворе, если _ = 0,69. Ответ: 1,3  10^-6.

143. Вычислите среднюю активность Ba(NO₃)₂ в 0,007 молярном растворе, если _ = 0,74. Ответ: 8,2  10^-3.

144. Вычислите среднюю активность MgCl₂ в 0,004 молярном растворе, если _ = 0,80. Ответ: 3,2·10^-4.

145. Вычислите ионную силу раствора MgCl₂, молярная концентрация которого равна 0,015.

Ответ: 0,045.

146. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 3,28 г Ca(NO₃)₂ в 200 г воды. Ответ: 0,3.

147. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 0,417 г BaCl₂ в 125 г воды. Ответ: 0,048.

148. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 0,373 г KCl и 2,116 г Sr(NO₃)₂ в 250 г воды. Ответ: 0,14.

149. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 0,085 г NaNO₃ и 7,98 г CuSO₄ в 200 г воды. Ответ: 0,105.

150. Вычислите активность KI в растворе, содержащем
0,664 г йодида калия в 200 г воды. Ответ: 3,2  10^-4.

151. Вычислите активность Sr(NO₃)₂ и средний коэффициент активности его ионов в растворе, содержащем 3,17 г соли в 500 г воды. Ответ: 1,9  10^-5.

152. Определите ионную силу раствора, содержащего 1,62 г Са(НСО₃)₂ в 250 г воды. Ответ: 0,28.

153. Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 2,08 г BaCl₂ и 5,85 г NaCl в 500 г воды. Ответ: 0,26.

154. Вычислите активную концентрацию 0,005 молярного раствора Al₂(SO₄)₃. Коэффициенты активности ионов Al³⁺ и SO₄^2- соответственно равны 0,285 и 0,495. Ответ: 3,32  10^-12.

155. Средний коэффициент активности ионов йодида калия в водном растворе равен 0,872. Рассчитайте ионную силу этого раствора. Ответ: 0,014.

156. Определите средний коэффициент активности ионов NaOH в растворе, содержащем 1,0 г NaOH и 150 г H₂O. Ответ: 0,62.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Химически чистая вода является очень слабым электролитом, но все же обладает некоторой электропроводностью, которая объясняется диссоциацией воды Н₂О  Н⁺ + OH^,

КН₂О = [Н⁺] [OH^] / [Н₂О] = 1,810^-16 при 18⁰С,

где [Н⁺], [OH^] и [Н₂О] - равновесные активности (или для разбавленных растворов концентрации ионов и молекул). Концентрацию нераспавшихся молекул можно считать равной общей концентрации молекул воды. Тогда количество молей Н₂О в 1000 г. равно 1000/18=55,6. Поэтому уравнение диссоциации воды можно переписать так КН₂О [Н₂О] = [Н⁺] [OH^]

и подставив значение [Н₂О] = 55,6 и КН₂О = 1,810^-16 , получим

[Н⁺] [OH^] = 1,810^-16 55,6 = 10^-14.

Произведение [Н⁺][OH^] называется ионным произведением воды - К_w,

К_w=10^-14.

Ионное произведение воды практически постоянно для водных растворов кислот, солей, щелочей и зависит от температуры (при температуре кипения К_w возрастает примерно в 100 раз и достигает величины 10^-12). Усиление электролитической диссоциации воды при нагревании существенно влияет на многие химические процессы, в том числе на процессы гидролиза.

Раствор, в котором концентрация [Н⁺] = [OH^] , является нейтральным, отсюда [Н⁺] = [OH^] =  К_w= 10^-7моль/л.

Если [Н⁺]  [OH^], раствор является кислым, а щелочным при [Н⁺]  [OH^]. Чтобы избавиться от отрицательной степени, для характеристики кислотности или щелочности растворов введена такая величина, как водородный показатель - рН и соответственно гидроксильный показатель - рОН.
pH = - lg [Н⁺] ; pOH = - lg[OH^] , pH + pOH = 14 (при 22⁰С).

В нейтральной среде [Н⁺] = [OH^] = 10^-7и pH = 7. В кислых растворах рН  7, а в щелочных - рН  7.

Например, при pH = 2,5 pH =10^-2,5, а [OH^] = 10^-11,5 моль/л. Концентрация ионов Н⁺ в таком растворе в миллиард раз больше концентрации ионов OH^.

Определение pH имеет большое значение. Процессы, протекающие при электролизе, при травлении полупроводников, кинетика химических процессов и т.д. зависят от pH. Для качественного определения pH раствора пользуются индикаторами, то есть веществами, изменяющими свою окраску в зависимости от кислотности или щелочности среды. Для точного измерения величины pH применяют pH-метры.

Для количественной оценки изменения концентрации ионов Н⁺ и OH^ пользуются постоянством ионного произведения воды, то есть

[Н⁺] =К_w/[OH^] или [OH^] =К_w/[ Н⁺].

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

	Программа вступительных испытаний в форме междисциплинарного экзамена... ...		Учебное пособие с методическими указаниями и тестами для текущего... Учебное пособие предназначено для студентов заочного отделения, обучающихся по направлению подготовки 43. 03. 03 Гостиничное дело....
	Учебное пособие Санкт-Петербург Издательство Политехнического университета... Ефремов С. В., Струйков г в. Оформление учебных документов для направления подготовки высшего образования «Техносферная безопасность»....		Экономика безопасности труда Учебное пособие предназначено для студентов специальности 280102. 65 «Безопасность технологических процессов и производств» очной...
	Учебное пособие по английскому языку для студентов 4 курса факультета экономики Разработано учебное пособие в соответствии с требованиями Программы дисциплины английский язык для направления 080 100. 62 «Экономика»...		Учебное пособие по английскому языку часть I для I курса Данное учебное пособие прнедназначено для студентов 1 курса миу и является первой частью пособия по общему языку
	Программа итогового государственного экзамена по направлению 280700.... Специальные дисциплины по магистерской программе «Экологический менеджмент в горном производстве»		Безопасность Учебное пособие предназначено для студентов педагогических вузов, изучающих дисциплину «Безопасность жизнедеятельности»
	Основная образовательная программа высшего профессионального образования... Требования к уровню подготовки, необходимому для освоения программы подготовки бакалавра 5		Учреждение высшего профессионального образования Программа разработана в соответствии с фгос впо по направлению 280700 «Техносферная безопасность» и примерной учебной программы представленной...

Учебное пособие задания на контрольную работу с методическими указаниями для студентов 1 курса направления: 20. 03. 01 (280700. 62) «Техносферная безопасность»

Похожие: