Методика решения типовых задач. Способы выражения концентрации раствора

Способы выражения концентрации раствора

Задача: Вычислить молярность (М) и нормальность (н) 50%-ного раствора H₂SO₄, плотность которого 1,395 г/см³.

Решение. Массу литра раствора получим умножением объема раствора на его плотность: 1000 · 1,395 = 1395 г. Вычислим массу серной кислоты в одном литре (в 1395 г) ее 50-процентного раствора:

100 г раствора содержат 50г кислоты 1395·50

х= ¾¾¾¾ = 697,5г

1395 г раствора содержат х г кислоты 100

Находим соответственно, сколько молей и эквивалентов кислоты содержится в 695,5 г её:

697,5 697,5

М H₂SO₄ = ¾¾ = 7,11моль/л; H H₂SO₄ = ¾¾ =14,23 экв/л

98,06 49,03

Произведение растворимости

Применим закон действия масс к равновесной системе, состоящей из кристаллов труднорастворимого вещества и его ионов в насыщенном растворе:

KnAm «nK + mA.

осадок ионы в растворе

При установившемся равновесии в единицу времени в раствор переходит столько же ионов, сколько их возвращается в осадок (вследствие ничтожно малой растворимости считаем, что степень диссоциации a = 1). В насыщенном растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициен-тов при данной температуре величина постоянная. Она называется произведением растворимости:

ПР = [ К⁺ ]ⁿ ·[ A^-]^m

Чем меньше величина ПР, тем труднее осуществляется переход веществ в раствор. Располагая величинами ПР, можно вычислить концентрацию ионов труднорастворимого электролита в насыщенном растворе. Зная ПР, можно предвидеть, выпадет или не выпадет указанное вещество в осадок. Осадок не выпадает, если раствор будет ненасыщенным ([ К⁺ ]ⁿ ·[ A^-]^m < ПР). Чем больше величина ПР, тем легче добиться растворения осадка. Если [ К⁺ ]ⁿ ·[ A^- ]^m > ПР, то раствор окажется пересыщенным и из него будет выпадать осадок.

Задача: Вычислите растворимость (моль/л и г/дм куб.) при комнатной температуре, если при тех же условиях ПРPbCrO₄ = 1,8 · 10^-14 моль²/ дм⁶.

Решение. Напишем уравнение реакции, отражающей равновесие между осадком и ионами в растворе:

PbCrO₄ «Pb²⁺ + CrO₄ ^2-.

осадок ионы в растворе

Примем общую молярную концентрацию хромата свинца в насыщенном растворе за x (растворимость соли, моль/л).

Тогда [ CrO₄ ^2- ] = x; [ Pb²⁺ ] = x,

ПР PbCrO₄ = [Pb²⁺ ] · [CrO₄^2- ]= x² = 1,8 · 10^-14.

Вычисляем концентрации ионов: х = Ö 1,8 · 10^-14» 1,3 · 10^-7 моль/дм ³. Растворимость PbCrO₄ равна 1,3х10^-7 моль/дм³. Для вычисления растворимости S (г/дм³) соли, найденную молярную растворимость вещества умножаем на его мольную массу (325 г/моль):

S PbCrO₄ = 1,3 ·10^-7 ·325 = 4,20 ·10^-5 г/дм³.

Гидролиз солей

Гидролиз - результат поляризованного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются (в этом случае равновесие диссоциации воды почти не смещается, поэтому рН = 7, т.е. реакция среды растворов таких солей практически нейтральна).

Гидролиз соли может происходить по катиону, по аниону, либо по катиону и аниону. Соли многокислотных оснований или многоосновных кислот подвергаются гидролизу ступенчато, причем при обычных условиях протекает (с образованием в качестве продуктов кислых или основных солей) преимущественно первая ступень:

К₂СО₃ + Н₂О «КНСО₃ + КОН

Полное ионное уравнение:

2 К⁺ + СО₃^2- +Н₂О «К⁺ + НСО₃^- + К⁺ + ОН^-

Сокращенное ионное уравнение:

CО₃^2-+Н₂О «ОН^-+ НСО₃^-

Гидроксид-ионы остались химически несвязанными, реакция среды раствора щелочная, значение рН в растворе этой соли > 7. Реакция гидролиза (вследствие образования ионов ОН)не идет до конца.

Если в результате гидролиза образуется осадок или га-зообразный продукт, т.е. одно из веществ удаляется из сферы реакции, гидролиз может происходить практически необра-тимо.

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза a_Г и константой гидролиза Kг.

Задача: Что нужно сделать, чтобы подавить гидролиз соли FeCl₂ при приготовлении ее раствора?

Решение. Составим уравнение реакции гидролиза этой соли:

FeCl₂ + H₂O «FeOHCl + HСl

Согласно принципу Ле-Шателье, для смещения равновесия реакции влево достаточно подкислить раствор хлорида железа (II) соляной кислотой.

Дата добавления: 2015-08-31