методичка_14.11.24

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ
ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«СЫКТЫВКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»















ХИМИЧЕСКИЙ ПРАКТИКУМ.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ДЛЯ СТУДЕНТОВ
ЕСТЕСТВЕННОНАУЧНЫХ НАПРАВЛЕНИЙ И СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ
(04.03.01 – Химия; 06.03.01 – Биология;
05.03.06 – Экология и природопользование; 31.05.01 – Лечебное дело)







Составители: к.х.н., доцент Грищенко Н.В.
преподаватель Рочева Т.К.
преподаватель Старцева О.М.








Сыктывкар 2014
Оглавление
13 TOC \o "1-3" \h \z \u 1413 LINK \l "_Toc404602883" 141. Введение 13 PAGEREF _Toc404602883 \h 1441515
13 LINK \l "_Toc404602884" 142. Правила работы в химической лаборатории. Техника безопасности. 13 PAGEREF _Toc404602884 \h 1441515
13 LINK \l "_Toc404602885" 14Требования к оформлению отчетов по лабораторным работам 13 PAGEREF _Toc404602885 \h 1441515
13 LINK \l "_Toc404602886" 143. Тема 1. Растворы. Классификация растворов. Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов: по точной навеске, из фиксанала. Разбавление и концентрирование растворов 13 PAGEREF _Toc404602886 \h 1481515
13 LINK \l "_Toc404602887" 14Лабораторная работа № 1. 13 PAGEREF _Toc404602887 \h 14211515
13 LINK \l "_Toc404602888" 14Приготовление разбавленного раствора хлорида натрия из его концентрированного раствора путем разбавления. Контроль состава раствора методом денсиметрии 13 PAGEREF _Toc404602888 \h 14211515
13 LINK \l "_Toc404602889" 144. Тема 2. Введение в объемный (титриметрический) анализ. Основные понятия и определения. Классификация методов объемного анализа. Метод нейтрализации. Индикаторы в методе нейтрализации 13 PAGEREF _Toc404602889 \h 14251515
13 LINK \l "_Toc404602890" 14Лабораторная работа №2 13 PAGEREF _Toc404602890 \h 14311515
13 LINK \l "_Toc404602891" 142.1 Алкалиметрическое определение серной кислоты в растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем 13 PAGEREF _Toc404602891 \h 14311515
13 LINK \l "_Toc404602892" 142.2 Ацидиметрическое определение карбоната натрия в водном растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем 13 PAGEREF _Toc404602892 \h 14341515
13 LINK \l "_Toc404602893" 145. Тема 3. Равновесия в растворах слабых электролитов, кислых и гидролизующихся солей 13 PAGEREF _Toc404602893 \h 14381515
13 LINK \l "_Toc404602894" 146. Тема 4. Теория кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Сопряженные кислотно-основные пары. Буферные системы 13 PAGEREF _Toc404602894 \h 14481515
13 LINK \l "_Toc404602895" 14Лабораторная работа №3 13 PAGEREF _Toc404602895 \h 14571515
13 LINK \l "_Toc404602896" 14Приготовление буферного раствора заданного состава и исследование его свойств 13 PAGEREF _Toc404602896 \h 14571515
13 LINK \l "_Toc404602897" 147. Тема 5. Гетерогенные равновесия и процессы 13 PAGEREF _Toc404602897 \h 14601515
13 LINK \l "_Toc404602898" 14Лабораторная работа № 4 13 PAGEREF _Toc404602898 \h 14651515
13 LINK \l "_Toc404602899" 144.1. Изучение свойств растворов гидролизующихся солей 13 PAGEREF _Toc404602899 \h 14651515
13 LINK \l "_Toc404602900" 144.2. Изучение равновесий осадок малорастворимого электролита – его насыщенный раствор 13 PAGEREF _Toc404602900 \h 14671515
13 LINK \l "_Toc404602901" 148. Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции и процессы. Окислительно-восстановительное титрование. Индикаторы в методе окислительно-восстановительного титрования 13 PAGEREF _Toc404602901 \h 14691515
13 LINK \l "_Toc404602902" 14Лабораторная работа № 5 13 PAGEREF _Toc404602902 \h 14701515
13 LINK \l "_Toc404602903" 149. Тема 7. Реакции комплексообразования в методах объемного анализа. Комплексоны. Комплексонометрия. Индикаторы в методе комплексонометрии, требования к ним 13 PAGEREF _Toc404602903 \h 14751515
13 LINK \l "_Toc404602904" 14Лабораторная работа №6 13 PAGEREF _Toc404602904 \h 14831515
13 LINK \l "_Toc404602905" 14Комплексонометрическое определение общей жесткости воды 13 PAGEREF _Toc404602905 \h 14831515
13 LINK \l "_Toc404602906" 146.1 Определение общей жесткости водопроводной воды 13 PAGEREF _Toc404602906 \h 14841515
13 LINK \l "_Toc404602907" 146.2 Определение временной жесткости водопроводной воды 13 PAGEREF _Toc404602907 \h 14841515
13 LINK \l "_Toc404602908" 146.3 Определение общей и временной жесткости минеральной воды 13 PAGEREF _Toc404602908 \h 14851515
13 LINK \l "_Toc404602909" 1410. Тема 8. Физико-химические основы поверхностных явлений. Сорбция и ее виды. Поверхностно-активные вещества. 13 PAGEREF _Toc404602909 \h 14861515
13 LINK \l "_Toc404602910" 14Лабораторная работа № 7 13 PAGEREF _Toc404602910 \h 14901515
13 LINK \l "_Toc404602911" 14Изучение адсорбции уксусной кислоты из водного раствора на активированном угле. 13 PAGEREF _Toc404602911 \h 14901515
13 LINK \l "_Toc404602912" 1411. Тема 9. Физикохимия дисперсных систем. Классификация дисперсных систем. Лиофобные коллоидные системы (золи), их получение, свойства. Коагуляция золей электролитами. Правило Шульце-Гарди. 13 PAGEREF _Toc404602912 \h 14931515
13 LINK \l "_Toc404602913" 14Лабораторная работа №8. 13 PAGEREF _Toc404602913 \h 14941515
13 LINK \l "_Toc404602914" 14Экспериментальная проверка правила Шульце-Гарди 13 PAGEREF _Toc404602914 \h 14941515
13 LINK \l "_Toc404602915" 14ПРИЛОЖЕНИЕ. 13 PAGEREF _Toc404602915 \h 14951515
13 LINK \l "_Toc404602916" 14(Справочные материалы) 13 PAGEREF _Toc404602916 \h 14951515
15
1. Введение
Преподавание дисциплины «Химия» осуществляется по принципу сочетания теоретической подготовки с выполнением лабораторного практикума как наиболее оптимальному алгоритму усвоения естественнонаучной дисциплины. В конечном счете, студент должен овладеть не только знаниями в области химии, но и практическими навыками. Очевидно, что выполнение лабораторных работ является необходимым средством приобретения практических навыков.
В практикум включены классические методы аналитической химии, которые, с одной стороны, на конкретных примерах способны подтвердить фундаментальные законы, лежащие в основе теоретического курса, с другой – помочь приобрести навыки обращения с химическим оборудованием и реактивами, физико-химической аппаратурой. Необходимость освоения классического титриметрического анализа вызвана тем, что его методы принадлежат к числу повседневных процедур, используемых для оценки кислотно-основного состояния и водно-электролитного обмена, для оценки окислительно-восстановительных свойств исследуемых объектов, при контроле окружающей среды и т. д.
Лабораторные работы тесно увязаны с соответствующими разделами теоретического курса.
Практикум построен таким образом, что каждая его тема включает в себя минимальные сведения из теоретического курса, необходимые для выполнения работы, изложение порядка выполнения практической работы, требования к ее оформлению, набор задач для самостоятельной работы с типичными примерами разбора некоторых из них. Приводится отдельное описание назначения и правил работы с химической аналитической посудой, что обеспечивает быстрое овладение простейшими навыками работы в химической лаборатории.
Таким образом, практикум способствует приобретению необходимых навыков лабораторного эксперимента уже на начальной стадии обучения - с постановкой задачи, получением количественных характеристик эксперимента, их последующей статистической обработкой, представлением полученных результатов в различных формах, с глубоким итоговым осмыслением. Это позволит успешно освоить современные методы инструментального анализа, глубокое знание которых необходимо современному квалифицированному специалисту естественнонаучного направления.

2. Правила работы в химической лаборатории. Техника безопасности.
Требования к оформлению отчетов по лабораторным работам
Цель занятия:
1. Ознакомление с правилами работы в химической лаборатории; проведение инструктажа по технике безопасности.
2. Ознакомление с организацией дисциплины «Химия», реализацией теоретического курса, практических и лабораторных занятий. Требования к выполнению лабораторных работ, ведению лабораторного журнала, составлению отчетности.
Значение темы. Работа в химической лаборатории никогда не относилась к категории безопасных. История науки со времен средневековых алхимиков и до наших дней изобилует примерами тяжелых несчастных случаев, нередко с человеческими жертвами из-за взрывов, пожаров в лаборатории. Современная химия немыслима без широкого использования электроэнергии, агрессивных и токсичных соединений, большинство из которых обладает взрыво- или пожароопасными свойствами.
Обязанности дежурного:
1. Перед началом занятий проверить готовность доски к началу занятий (мел, тряпка), контролировать наличие дистиллированной воды в емкостях, при необходимости наполнять их.
2. По окончании занятия проверить рабочие места студентов.
3. Стереть записи с доски.
4. Сдать химическую лабораторию лаборанту.
Обязанности студентов:
1. Иметь постоянное место в лаборатории.
2. Поддерживать чистоту, порядок на рабочем месте и в лаборатории.
3. Использованные приборы и реактивы возвращать на свои места.
4. Выполнять ту работу, которая указана в инструкции.
5. Беречь электроэнергию, приборы, посуду, реактивы.
6. Сухие реактивы отбирать чистыми, сухими шпателем, пробиркой, ложечкой.
7. Брать при этом минимальное количество реактивов, если в описании не указано, сколько:
– сухого вещества в количестве, закрывающем дно пробирки;
– раствора не более 1/6 объема пробирки.
8. Держать склянку этикеткой к ладони, наливая из нее раствор.
9. Отверстие нагреваемого сосуда направлять в сторону от себя и от товарища.
10. Смешивая концентрированную кислоту с водой, лить кислоту в воду, а не наоборот.
11. После использования склянку с реактивом закрыть пробкой и поставить на место.
12. Работы, связанные с выделением вредных газов или дыма, выполнять в вытяжном шкафу при включенной вентиляции.
13. Быть осторожным при работе с концентрированными кислотами, щелочами, горючими и легковоспламеняющимися жидкостями.
14. Не оставлять без присмотра работающие приборы, газовые горелки.
15. Окончив работу, вымыть с мылом руки, посуду.
16. Записать результаты лабораторной работы в тетрадь, указав дату, название и цель работы, индивидуальное задание, краткое содержание (теоретическое обоснование), уравнения химических реакций, расчетные формулы, расчеты, рисунки, графики, выводы по работе. По результатам проделанной работы составить отчет согласно прилагаемой методике, защитить его.
17. Сдать рабочее место дежурному.
Студент должен знать: местоположение в лаборатории: аптечки, огнетушителя, ящика с песком, мойки, корзины для мусора, рубильника.
В лаборатории запрещается:
– принимать пищу, курить, громко разговаривать;
– находиться без халата;
– сливать в раковину растворы кислот, щелочей, солей ртути, серебра, органические жидкости;
– выбрасывать остатки химических веществ, фильтры, спички, стеклянный бой в раковину;
– ставить на тетради и инструкции (бумажные носители) склянки с реактивами;
– зажигать спиртовку от другой спиртовки;
– пользоваться реактивами без этикеток на банках (склянках) или с сомнительными надписями на них;
– засасывать жидкости в пипетки ртом;
– сливать излишки реактива обратно в банку (склянку);
– отбирать аликвотные части растворов с использованием пипетки из общей банки (склянки);
– ставить пробки от реактивов нижней частью на стол;
– пробовать реактивы на вкус.

Первая помощь при несчастных случаях
1. На случай пожара в лаборатории должен быть пенный огнетушитель.
2. При пожарах самым надежным средством тушения является песок и огнетушители. В большинстве случаев для тушения пожаров в лабораториях нельзя пользоваться водой, т.к. при горении органических жидкостей вода способствует распространению огня.
Не пожар, а паника – самое опасное явление при вспышке и пожаре!
3. При термических ожогах (небольших) обожженное место следует смазать глицерином или приложить вату, смоченную спиртом. При более сильных ожогах обожженное место нужно смазать мазью от ожогов или концентрированным раствором перманганата калия.
4. При ожогах химическими веществами участок кожи промыть большим количеством воды в течение 10-15 минут; обожженное место при ожогах кислотой смочить 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия (питьевой соды), при ожогах щелочью – смыть 2%-ным раствором борной кислоты или 1%-ным раствором уксусной кислоты. После этого обожженное место смазать мазью от ожогов или вазелином.
5. При ожогах глаз – промыть обильно водой. При ожоге щелочью промыть 2%-ным раствором борной кислоты или изотоническим раствором хлорида натрия (0,9%-ный раствор), при ожоге кислотой – 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия. Немедленно вызвать врача.
6. При попадании брома на кожу нужно немедленно снять бром ватным тампоном, смоченным каким либо органическим растворителем – спиртом, бензином, бензолом и т.п. После этого нейтрализовать поверхность кожи раствором соды. Также хорошо помогает обтирание пораженного места глицерином или смывание мазью от ожогов.
7. При порезах стеклом нужно удалить осколки из ранки и, убедившись, что стекла там нет, смазать поверхность вокруг пораженного места йодом и перевязать.
8. При отравлении
– через рот: прополоскать рот водой, при необходимости вызвать рвоту, давая пострадавшему пить большое количество теплой воды с несколькими каплями нашатырного спирта; в случае бессознательного состояния пострадавшего вызывать рвоту нельзя – немедленно вызвать врача!
– через дыхательные пути: вывести пострадавшего на свежий воздух, обеспечить полный покой, предохранять от охлаждения, вызвать врача.

Требования к оформлению отчетов по лабораторным работам
Для работы в лабораторном практикуме каждому студенту необходимо иметь две тетради. Первая тетрадь – рабочий журнал, который используется для записи материалов практических занятий: условий проведения эксперимента и его результатов, а также черновой обработки экспериментальных данных. По окончании занятия результаты опытов и их предварительная обработка предъявляются преподавателю, который по ним оценивает качество выполнения лабораторной работы. Вторая тетрадь (48 листов) предназначена для оформления отчетов по лабораторным работам и решения тематических задач, рекомендованных для самостоятельного решения.
Отчет по лабораторной работе должен быть выполнен грамотно, аккуратно, разборчивым почерком, который должен содержать:
Название работы пишется полностью, без сокращений. Все названия химических элементов и соединений записываются словами и соответствующими им формулами.
Цель работы должна быть сформулирована кратко и четко в одном-двух предложениях, а также указано индивидуальное задание, данное преподавателем
Краткое содержание, включающее необходимый теоретический материал (уравнения химических реакций, расчетные формулы с указанием размерностей величин). Формулы должны быть пронумерованы.
Оборудование и реактивы с указанием концентрации растворов используемых в работе веществ.
Схему установки (при необходимости). Схему можно представить в упрощенном виде, но так, чтобы она поясняла принцип действия установки. Рисунок необходимо подписать и указать названия всех его элементов.
Описание методики эксперимента должно показывать последовательность выполнения работы. Необходимо кратко охарактеризовать каждый этап эксперимента с указанием используемой химической посуды, методики и точности проводимых операций, рабочих растворов и их концентраций, индикатора, наблюдаемых эффектов и т. д.
Результаты непосредственных измерений и расчеты на их основе в виде таблиц и графиков. Обработку экспериментальных результатов проводят по формулам. Необходимо записать ее общий вид, указать номер расчетной формулы и далее подставить в нее числовые значения физических величин с указанием их размерности; результат расчета приводят также с указанием размерности. При выполнении серии однотипных расчетов необходимо привести в отчете в качестве образца один из них, а остальные вычисления сделать в рабочем журнале.
Выводы по результатам лабораторной работы формулируются конкретно, в краткой форме и отражают следующие моменты:
а) какими методами и что исследовано в работе;
б) установленные количественные и качественные закономерности;
в) значения найденных величин и сопоставление их с результатами других исследований, а также с расчетными или справочными данными (корреляции, их наличие или отсутствие).

Требования к оформлению таблиц:
а) каждая таблица должна иметь свой номер и тематический заголовок, раскрывающий ее содержание и включающий фиксированные по ходу эксперимента параметры (температура, концентрации стандартных растворов, объем мерной колбы, индикаторы и т.д.);
б) заголовки вертикальных граф записывают полностью или стандартными буквенными обозначениями с указанием размерности;
в) числа в таблице должны содержать столько значащих цифр, сколько позволяет точность проведенных измерений. При выполнении параллельных измерений (например, параллельные титрования) находят их среднее значение, которое приводят в конце соответствующей вертикальной графы и берут за основу для последующих расчетов.
г) если ряд цифр в колонке имеет общий множитель, то его выносят в заголовок графы. Например, если есть серия результатов типа х = а10n или х = а10-n, то в графу заносится только значащая цифра "а", а в заголовок вносится соответственно обозначение х10n или х10-n .
Обработанные и обобщенные результаты измерений или вычислений для наглядности представляют в виде графиков. Они могут быть выполнены вручную на миллиметровой бумаге или построены на компьютере и затем вклеены в тетрадь.

Требования при построении графиков:
а) все графики должны иметь свои номера (Рис.1 и т. д.) и заголовки;
б) значение аргумента откладывают по оси абсцисс, значение функции - по оси ординат, при этом полное название или стандартное обозначение откладываемых по осям координат величин записывают с указанием их размерности;
в) для удобства использования графиков в дальнейших расчетах желательно использовать масштабы 1:1, 1:2, 1:5, 1:10 и т.д. В начало координат не обязательно помещать точку с нулевыми значениями величин - отсчет значений можно начинать с ближайшего округленного числа. Если для построения графика используют серию результатов, имеющую общий множитель, например, хi = аi10n , то по соответствующей оси координат откладывают значащую цифру "а", а общий множитель выносят в обозначение соответствующей величины - х10-n.
г) на график наносят все точки, полученные в ходе эксперимента. Изображение их должно быть четким, а линию проводят так, чтобы экспериментальные точки равномерно рассеивались по обе стороны от нее, при этом явные выбросы можно не учитывать. Если на одном графике изображены несколько однотипных зависимостей, то точки, относящиеся к каждой из них, должны быть определенным образом помечены - обведены кружком, треугольником и т.п. или нанесены разными цветами, необходимые же пояснения выносят в заголовок или комментарий к графику.

3. Тема 1. Растворы. Классификация растворов. Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов: по точной навеске, из фиксанала. Разбавление и концентрирование растворов

Теоретические аспекты:
Растворы - это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Химический состав и физические свойства всех частей раствора одинаковы.
Всякий раствор состоит из растворенного вещества (растворенных веществ) и растворителя – среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул и ионов. Растворителем обычно считается тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если оба компонента раствора до их смешивания находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Деление на растворитель и растворенное вещество является условным и применяется в основном для жидких растворов.
В аналитической практике наибольшее значение имеют жидкие растворы, в которых растворителем является вода. Все биохимические и физико-химические процессы в живых организмах, большинства экосистем происходят в водной среде. Лекарственные вещества эффективны лишь в растворенном состоянии. Изучение свойств водных растворов показывает, что их поведение подчиняется ряду законов, которые необходимо учитывать при решении практических задач.
Растворимость веществ зависит от их природы и свойств растворителя, температуры и давления (при растворении газа). Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора при определенных температуре и давлении.
Раствор, содержащий наибольшее количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в присутствии нерастворившейся части вещества, называется насыщенным. Насыщенный раствор находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.
Раствор, который содержит меньшее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе при тех же условиях, называется ненасыщенным.
Насыщенные растворы применяют сравнительно редко. В большинстве случаев используют ненасыщенные растворы, содержащие меньше растворенного вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким – концентрированными. Называя раствор разбавленным или концентрированным, характеризуют лишь сравнительные количественные характеристики раствора.
Количественно относительный состав раствора задается с помощью концентрации – характеристики раствора, определяющей пропорции, в которых смешаны растворенные вещества и растворитель. В общем случае концентрация – это относительное содержание вещества в растворе. Существуют весовые (массовые) и объемные способы выражения концентрации раствора.
Обозначим: А – растворенное вещество, В – растворитель.
Массовой долей растворенного вещества ( (А) называется отношение его массы m(A) к массе раствора mр-р:
13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415 (3.1)
где 0 (
·(А) ( 1, а масса раствора может быть определена:

mр-р= m(A) + m(B) или mр-р.= Vр-р[см3] ( ( 13 EMBED Equation.3 1415,

где Vр-р – объем раствора, [см3]; (р-р – его плотность, [г/см3].

Безразмерную величину
·(А) часто выражают в процентах:
· (A)[( ]=
· (A) ( 100(
Поскольку
· (А) +
· (В) = 1, то массовая доля растворителя может быть легко вычислена:
· (B) = 1 –
· (A).

Массы растворенного вещества А и растворителя В в растворе могут быть вычислены по формулам:

m (A) [г] = mр-р [г]( ( (А) = Vр-р. [см3]( (р-р [г/см3] (
· (А)
m (B) [г] = mр-р [г] – m (A) [г] = mр-р [г] ( (1 –
· (А))

Мольная (молярная) доля ( (А) – это отношение количества моль вещества данного компонента раствора к сумме чисел моль всех компонентов раствора, в частности, растворенного вещества (А) и растворителя (В):
13 EMBED Equation.3 1415 (3.2)
Молярная доля выражается в долях единицы: 0 ( ( < 1 или в процентах.
Из концентраций, которые выражаются размерными величинами, наиболее употребительны следующие.
Молярная концентрация растворенного вещества с(А) [моль/дм3] – отношение количества вещества ( (А) [моль] к объему раствора Vр-р [дм3], которое показывает число моль вещества А, содержащееся в 1 дм3 раствора:

с(A) 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415, (3.3)

откуда n(А)[моль]=с(А)[ моль/ дм3] ( Vр-р[дм3] ,
и m(A) [г] = c(A)[ моль/дм3]( Vр-р [дм3] ( M(A) 13 EMBED Equation.3 1415.

Примечание: в расчетных задачах, в других практических вариантах для представления молярной концентрации используют символ М (после численного значения величины молярной концентрации), например, 1М – одномолярный раствор, т.е., с (А) = 1 моль/дм3; 0,1М – децимолярный раствор – с (А) = 0,1 моль/дм3; 0,01М – сантимолярный раствор – с (А) = 0,01 моль/дм3. Такое представление молярной концентрации до сих пор встречается в фармакологии.
На практике часто требуется определить массовую объемную концентрацию

· (А) [г/дм3], определяемую как отношение массы растворенного вещества [г; мг] к объему раствора [дм3]:

· (А) 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415, (3.4)
тогда m(А) [г] =
· (А) [г/дм3](Vр-р [дм3]
Уравнения связи между массовой долей вещества в растворе13 EMBED Equation.3 1415(A), его молярной с(А)[моль/дм3] и массовой
· (А)[г/ дм3] концентрациями:

с(А ) 13 EMBED Equation.3 1415= 13 EMBED Equation.3 1415, (3.5)


· (А) = с(А)(М(А) и (3.6)

((А) = 13 EMBED Equation.3 1415, (3.7)

где с(А) – молярная концентрация вещества А, [моль/дм3]

·р-р – плотность раствора, [г/см3]; 13 EMBED Equation.3 1415(A) – массовая доля вещества А (доли единицы);
М(А) – молярная масса вещества А, г/моль; 1000 – коэффициент пересчета размерностей.
В справочниках растворимость твердых веществ выражают как массу [ г ] вещества А, растворенную количественно в 100 г растворителя (Н2О) при температуре t( C [г(100г Н2О]; для газообразных веществ – объем газа [дм3], растворенного в 1 дм3 растворителя (Н2О) при температуре t(C и давлении p[Па]. Например, растворимость хлорида калия в 100г воды при 25 (С обозначается S(KCl) = 36,0 (25 (С). На основе этих данных легко рассчитать массовую долю 13 EMBED Equation.3 1415(А) и молярную концентрацию с(А) в насыщенном растворе.
Молярная концентрация эквивалента с13 EMBED Equation.3 1415[моль/дм3] вещества А в растворе – отношение количества вещества эквивалента n (13 EMBED Equation.3 1415)[моль] к объему раствора Vр-р [дм3], которое показывает число молей эквивалента вещества в 1 дм3 раствора:
с13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415= 13 EMBED Equation.3 1415 (3.8)
где – 13 EMBED Equation.3 1415фактор эквивалентности вещества.
Уравнение связи между молярной концентрацией эквивалента и молярной концентрацией вещества в растворе:
с13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415= z · с(А) 13 EMBED Equation.3 1415,
где z – число эквивалентности вещества.
Примечание: в расчетных задачах, в химической литературе ранних изданий, в других практических вариантах молярную концентрацию эквивалента называют нормальной концентрацией. Для представления нормальной концентрации используют символ «н», который записывают после численного значения величины молярной концентрации эквивалента, например, 1н – однонормальный раствор, с13 EMBED Equation.3 1415 = 1 моль/дм3; 0,1н – децинормальный раствор, с13 EMBED Equation.3 1415= 0,1 моль/дм3; 0,01н – сантинормальный раствор, с13 EMBED Equation.3 1415= 0,01 моль/дм3.
Молярная концентрация эквивалента наиболее широко используется в практике объемного химического анализа при обработке результатов объемного химического анализа, при решении экспериментальных задач, в частности, при проведении расчетов по результатам титрования в объемном анализе.
Важнейшей теоретической основой расчетов является закон эквивалентов.

Химический эквивалент данного вещества – это его переменная характеристика, она зависит от конкретной реакции, в которой это вещество участвует; закон эквивалентов позволяет проводить расчеты без составления стехиометрического уравнения реакции, используя для этой цели лишь ее схему.
Химическим эквивалентом вещества А в данной реакции называется его молекула (формульная частица) А или ее условная часть – 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415которая в реакции ионного обмена присоединяет, высвобождает или обменивается одним однозарядным ионом (в частности, ионами Н+ или ОН–), т.е. равноценна одному однозарядному иону, а в окислительно-восстановительной реакции равноценна одному отданному (для восстановителя в полуреакции окисления) или одному принятому (для окислителя в полуреакции восстановления) электрону.
Здесь число z - целое число, оно называется числом эквивалентности (z = 1, 2, 3), а величина 13 EMBED Equation.3 1415, равная 13 EMBED Equation.3 1415 – называется фактором эквивалентности; она указывает, какая условная часть молекулы А соответствует эквиваленту вещества А в данной химической реакции.
Обозначение эквивалента частиц сорта А – Э (А)= 13 EMBED Equation.3 1415 .
Смысл понятия “химический эквивалент” состоит в том, что для каждого из реагирующих веществ и продуктов химической реакции число эквивалентности z, а, следовательно, и сам эквивалент Э (А)= 13 EMBED Equation.3 1415 определяют относительно одного и того же эталона – однозарядного иона в обменных реакциях или электрона в окислительно-восстановительных, поэтому в данной химической реакции эквиваленты веществ будут равноценны друг другу. Таким образом, в реакцию вступают равные количества (числа молей) эквивалентов реагентов и образуются в результате нее равные им количества (числа молей) эквивалентов продуктов – в этом суть закона эквивалентов.
На основе известной схемы реакции:
А + В С + Д,
можно легко определить число эквивалентности z и фактор эквивалентности13 EMBED Equation.3 1415 для каждого из участников реакции и далее записать символы их эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415.
Закон эквивалентов: реагенты А и В реагируют друг с другом, а продукты С и Д образуются в результате химической реакции в равных количествах их эквивалентов:

n(13 EMBED Equation.3 1415) = n(13 EMBED Equation.3 1415) = n(13 EMBED Equation.3 1415) = n(13 EMBED Equation.3 1415).
(1)
Молярная масса эквивалента вещества А - M13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415 - это масса вещества,численно равна его эквиваленту; M13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415 = М(А) 13 EMBED Equation.3 1415 .

Титр раствора Т [г/см3] – отношение массы растворенного вещества m, [г] к объему раствора Vр-р, [см3]:
Т 13 EMBED Equation.3 1415 =13 EMBED Equation.3 1415, (3.9)

Титр раствора показывает массу растворенного вещества в 1 см3 раствора.
(Не отожествлять с плотностью раствора!).
Титр при известной молярной концентрации эквивалента вещества в растворе рассчитывают по формуле:
Т 13 EMBED Equation.3 1415 =13 EMBED Equation.3 1415, (3.10)
где М13 EMBED Equation.3 1415 [г/моль] – молярная масса эквивалента вещества А.
Масса вещества m [г] в определенном объеме раствора Vр-р [дм3], молярная концентрация эквивалента вещества в растворе с13 EMBED Equation.3 1415 [моль/дм3] и молярная масса эквивалента М13 EMBED Equation.3 1415 [г/моль] связаны соотношением:
m [г] = с13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415M13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415Vр-р [дм3] (3.11)
Удобным способом определения молярной концентрации эквивалента вещества в растворе при массовых анализах является использование титра стандарта по определяемому веществу.
Титр стандарта по определяемому веществу Тст/опр [г/см3] – равен массе [г] анализируемого вещества А, которая взаимодействует с 1 см3 стандартного раствора реагента R:
Т ст/опр13 EMBED Equation.3 1415 =13 EMBED Equation.3 1415, (3.12)
где с13 EMBED Equation.3 1415 [моль/дм3] – молярная концентрация эквивалента реагента R (ст);
М13 EMBED Equation.3 1415 [г/моль] – молярная масса эквивалента определяемого вещества А (опр).

Моляльная концентрация b(А) [моль/кг] – отношение количества вещества А [моль] в растворе к массе растворителя В [кг]:

b(А) 13 EMBED Equation.3 1415 =13 EMBED Equation.3 1415, (3.13)

Например: b (H2SO4)=0,1 моль/кг – децимоляльный раствор серной кислоты - в одном килограмме растворителя (H2O) содержится 0,1 моль H2SO4.

Приготовление стандартных растворов
Растворы с точно известной молярной концентрацией эквивалента растворенного вещества называют стандартными растворами. Приготовить стандартный раствор можно одним из следующих способов:
а) по точной навеске вещества. Навеска – точно взвешенная масса вещества. Навеску вещества берут следующим образом: на аналитических весах взвешивают пустой бюкс, помещают в него вещество и взвешивают бюкс с веществом. Затем вещество переносят в мерную колбу и еще раз взвешивают пустой бюкс с остатками вещества. Находят точную массу вещества – это и есть навеска. Вместо бюкса в некоторых случаях можно использовать часовое стекло или кальку.
Для приготовления стандартного раствора определенную навеску вещества растворяют сначала в небольшом объеме воды (или другого растворителя), затем объем раствора в колбе доводят до метки водой или другим растворителем. Рассчитывают молярную концентрацию эквивалента вещества в растворе.
Приготовить стандартный раствор по точной навеске можно лишь для тех веществ, которые удовлетворяют следующим требованиям:
1) вещество является химически чистым;
2) состав вещества строго соответствует химической формуле;
3) вещество не взаимодействует с кислородом, углекислым газом воздуха, не поглощает влагу.
б) из фиксанала. Фиксанал представляет собой запаянную стеклянную ампулу, содержащую определенное количество вещества в сухом виде или в растворе, при приготовлении из которого 1 дм3 водного раствора молярная концентрация эквивалента вещества в растворе будет точно равна указанной на ампуле.
Изготовляют фиксаналы в специальных лабораториях. Для приготовления стандартного раствора ампулу разбивают определенным образом, содержимое ампулы количественно переносят в мерную колбу и разбавляют водой до метки. С учетом указанной на ампуле концентрации вещества и вместимости мерной колбы рассчитывают концентрацию полученного раствора.
Приготовление стандартного раствора из фиксанала используют в тех случаях, когда не представляется возможным взять точную навеску вещества, например, в полевой лаборатории, в геологической экспедиции, а также при выполнении экспресс-анализов.
в) по первичному стандарту. Рабочие растворы реагентов готовят сначала приблизительно заданной концентрации, а затем их титруют стандартными растворами соответствующих реагентов и по результатам титрования определяют точную концентрацию рабочих растворов. То вещество, которое используется для прямого или косвенного определения концентрации рабочего раствора реагента (стандартизации раствора) называется первичным стандартом. В качестве первичных стандартов рассматриваются только те вещества, которые удовлетворяют ряду важнейших требований:
1. Имеют самую высокую степень чистоты, и, более того, должны существовать доступные и надежные методы, подтверждающие их чистоту.
2. Являются химически устойчивыми к воздействию компонентов атмосферы.
3. Не содержат гидратную воду. Гидроскопичное или склонное к выветриванию вещество трудно высушить и взвесить.
4. Являются легкодоступными.
5. Имеют достаточно высокую молярную массу эквивалента. Чем выше эта масса, тем больше навеска вещества, требующегося для стандартизации или приготовления раствора заданной концентрации по точной навеске; ошибка взвешивания при этом уменьшается.
Число веществ, которые могут быть использованы в качестве первичных стандартов, ограничено. Чаще всего для стандартизации используют так называемые вторичные стандарты – вещества менее чистые, но имеющие постоянный химический состав.


ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
Расчеты при приготовлении раствора заданного состава, его разбавлении, концентрировании, смешивании растворов одного и того же вещества объединяет одна общая идея – во всех случаях записывают уравнения материального баланса, связывающие характеристики конечного раствора и его исходных составляющих. В результате получают систему из двух алгебраических уравнений, решая которую, определяют искомые величины, необходимые для приготовления раствора с заданными характеристиками.
В расчетах с использованием массовой доли ( (А) основу составляют два закона сохранения масс – относительно массы раствора (смеси) и относительно массы растворенного вещества, составленные на основе характеристик составных частей I и II, а также самого раствора (смеси):
1) баланс по массе раствора (смеси):
mр-ра(I) + mр-ра(II) = m(р-ра) (или m(смеси))
2) баланс по массе растворенного вещества А:
mA(I) + mA(II) = mA(р-р) (или mA(смеси))
Далее величины, представленные в этих уравнениях, выражают согласно условию задачи через объемы, плотности и массовые доли растворенного вещества соответствующих растворов I и II (соответствующих компонентов I и II ) раствора.
Следует отметить, что закон сохранения объема при смешивании растворов в общем виде не выполняется, то есть объем смеси не всегда равен сумме объемов исходных растворов.
В расчетах с использованием молярной концентрации с(А) основу составляют закон сохранения количества растворенного вещества и приближенно выполняющийся закон сохранения объема раствора (смеси) в случае разбавления и смешения растворов. Последний выполняется тем точнее, чем более разбавлены смешиваемые растворы:
1) баланс по объему смеси при разбавлении и смешивании:
Vр-ра(I) + Vр-ра(II) = Vсмеси
2) баланс по количеству растворенного вещества:
nА(I) + nА(II) = nА(смеси)
или сА(I)Vр-ра(I) + сА(II)Vр-ра(II) = сА(смесь)V(смесь)

Пример 1.
Какие количества составных частей I и II необходимо взять для приготовления 220 см3 раствора хлорида кальция с ( (CaCl2)=8%, плотность раствора ( =1,066 г/мл. Рассмотреть следующие способы приготовления раствора:
а) m(CaCl2)(тв) и V(H2O) – растворение CaCl2(тв) в воде;
б) m(CaCl2·6H2O) и V(H2O) – растворение кристаллогидрата CaCl2·6H2O в воде;
в) m (CaCl2)(тв) + Vр-ра с ( (СaCl2)=2% и ( =1,015 г/см3 – концентрирование раствора
г) Vр-ра с ( (СaCl2)=25% и ( =1,228 г/см3 и V(Н2О) – разбавление концентрированного раствора;
д) Vр-ра с ( (СaCl2)=25% и ( =1,228 г/см3 и Vр-ра с ( (СaCl2)=2% и ( =1,015 г/см3 – смешивание двух растворов;
е) Vр-ра с ( (СaCl2)=2% и ( =1,015 г/см3 13 EMBED Equation.3 1415 концентрирование раствора путем упаривания растворителя.
Решение.
а) Составим два балансовых уравнения
1)по массе раствора:
m (CaCl2) + m (Н2О) = m (р-ра) = V·(
2)по массе растворенного вещества:
M (CaCl2) = V·(·( (СaCl2)
Подставляем данные из условия задачи и получаем систему двух уравнений:
m (CaCl2) + m (Н2О) = 220 см3·1,066 г/см3=234,52 г
m (CaCl2) = 220 см3·1,066 г/см3·0,08=18,76 г
Отсюда m (H2O)=234,52 г – 18,76 г = 215,76 г
Ответ: для приготовления раствора необходимо 18,76 г CaCl2(тв) и 215,76 см3 Н2О
(при условии, что ( =1 г/см3).
б) Рассуждая подобным образом:
1) Уравнение материального баланса по массе раствора:
m (CaCl2·6Н2О) + m (Н2О) = m (р-ра) = V·(
2) Уравнение материального баланса по массе вещества CaCl2 в растворе:
m (CaCl2/ CaCl2· 6H2O) = V·(·( (СaCl2),
где m (CaCl2/CaCl2· 6H2O) = 13 EMBED Equation.3 1415 из соображения, что n(CaCl2) = n(CaCl2·6H2O)
Система уравнений принимает вид: m(CaCl2· 6H2O) + m(Н2О) = m(р-ра) = V·(
13 EMBED Equation.3 1415= V·(·((СaCl2),
подставляем данные из условия задачи:
m (CaCl2· 6H2O) + m(Н2О) = 220 см3·1,066 г/см3 =234,52г
13 EMBED Equation.3 1415= 220 см3·1,066 г/см3·0,08 = 18,76 г
Отсюда m (CaCl2· 6H2O) = 13 EMBED Equation.3 1415
и m (H2O) = 234,52 г – 37,01 г = 197,51г
Ответ: для приготовления раствора необходимо 37,01 г CaCl2· 6H2O и 197,51 см3 H2O.
в) Составим два балансовых уравнения:
1) по массе раствора:
m (CaCl2) + m1 = mр-ра или
m (CaCl2) + V1(1 = V(
2) по массе растворенного вещества:
m (CaCl2) + m (CaCl2/исх.р-р) = m (CaCl2/конечн.р-р)
или m(CaCl2) + V1· (1· (1 = V·(·(
Подставляем данные из условия задачи:
m (CaCl2) + V1·1,015 г/см3 = 220 см3·1,066 г/см3= 234,52 г
m (CaCl2) + V1·1,015 г/см3·0,02 = 220 см3·1,066 г/см3·0,08 =18,76 г
Решая систему двух уравнений методом вычитания из первого уравнения второго, получаем:
V1·1,015 г/см3·(1-0,02) = 234,52 г-18,76 г = 215,76 г
и V1 = 13 EMBED Equation.3 1415
m (CaCl2) = 234,52 г-216,91 см3·1,015 г/см3 = 14,35 г
Ответ: для приготовления раствора нужно 14,35 г CaCl2 и 216,91 см3 исходного раствора с ( (CaCl2)= 2%

г) Составим два балансовых уравнения:
1) по массе раствора V1 ·(1 + m (H2O) = V·(
2) по массе растворенного вещества V1·(1·(1 = V·(·(
получим систему: V1·(1 + m (H2O) = V·(
V1·(1·(1 = V·(·(
подставляем данные из условия задачи:
V1· 1,228 г/см3 + m(H2O) = 220 см3·1,066 г/ см3=234,52 г
V1 ·1,228 г/см3·0,25 = 220 см3·1,066 г/см3·0,08=18,76 г
Отсюда 13 EMBED Equation.3 1415 и
m (H2O)= 234,52 г – (61,11 см3
·1,228 г/см3)=159,48 г
Ответ: для приготовления раствора необходимо 61,11 см3 исходного раствора с ((CaCl2)=25% и 159,48 см3 H2O
д) Составим два балансовых уравнения:
1)-по массе раствора V1(1 + V2(2= V·(
2)-по массе растворенного вещества V1 ·(1 ·(1+ V2 ·(2 ·(2 = V·(·(
Подставляем данные из условия задачи:
V1 ·1,228 г/см3 +V2 ·1,015 г/см3= 220 см3·1,066 г/см3=234,52 г
V1 ·1,228 г/см3·0,25 + V2 ·1,015 г/см3·0,02 = 220 см3·1,066 г/см3·0,08=18,76 г
Решая систему двух уравнений с двумя неизвестными, находим V1=49,81 см3 и V2=170,79 см3.
Ответ: для приготовления смешанного раствора необходимо 49,81 см3 раствора с ( (CaCl2)=25% и 170,79 см3 раствора с ( (CaCl2)=2%.
е) При выпаривании раствора масса растворенного вещества не изменяется, а уменьшается лишь масса летучего растворителя - воды. Составим балансовое уравнение по массе растворенного вещества и определим объем исходного раствора, который необходимо взять для выпаривания:
m (CaCl2/до выпаривания)=m (CaCl2/после выпаривания)
или V1 ·(1 ·(1 = V·(·(, откуда 13 EMBED Equation.3 1415
Определим массу воды, которую необходимо выпарить:

m(H2O)=m(исх.р-р) – m(конечн.р-р)=V1·(1-V·( = 924,14 см3·1,015 г/см3 – 220 см3·1,066 г/см3=703,48г.

Ответ: нужно взять 924,14 см3 раствора с ( (CaCl2)=2% и 703,48 см3H2O.
Пример 2. Какие объемы газообразного аммиака (н.у.) и его раствора с ( (NH3)=3% и плотностью ( = 0,985 г/см3 необходимо взять для приготовления 100 см3 нашатырного спирта (раствор с ( (NH3)=10% и ( = 0,957г/см3).
Решение.
Запишем два уравнения материального баланса на основе двух составных частей смеси:
I
II
III(конечный раствор)))

NH3(газ)
V(NH3)=?
(н.у.)
Раствор аммиака
(2(NH3)=3%
(2 = 0,985 г/см3
V2=?
Раствор аммиака
V (NH3)=100 см3
((NH3)=10%
( = 0,957 г/см3

Составляем уравнения материального баланса
1) по массе смеси: 13 EMBED Equation.3 1415
2) по массе аммиака 13 EMBED Equation.3 1415, где Vm = 22,4 дм3 /моль.
Подставив данные задачи, получим систему двух уравнений:
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415
Решая систему из двух уравнений, находим необходимые объемы 3% раствора аммиака (V2) и объема аммиака (газа): V(NH3)=8,9 дм3; V2 = 90,3 см3
Ответ: для приготовления 100 см3 нашатырного спирта потребуется 90,3 см3 3% -ного раствора аммиака (( = 0,985 г/см3) и 8,9 дм3 (н.у) NH3
Пример 3. Какой объем раствора соляной кислоты с ( (HCl)= 20% и ( = 1,098 г/см3 необходим для приготовления одного литра 2М раствора?
Решение.
Исходный раствор HCl является более концентрированным, чем 2М раствор и приготовление последнего связано с разбавлением первого раствора водой. Поскольку при добавлении чистого растворителя содержание чистого вещества не меняется, то взятый для приготовления объем Vр-ра с ( (HCl)=20% должен содержать такую же массу HCl, что и конечный разбавленный раствор:
m исх.р-р (HCl) =m конечн.р-р (HCl) или V·(·( (HCl) =c(HCl)·V·M(HCl) или
V ·1,098 г/см3 · 0,20 = 2 моль/дм3 ·1дм3·36,5 г/моль, тогда V =13 EMBED Equation.3 1415.
Ответ: объем раствора кислоты необходимый для приготовления 1 дм3 2М раствора HCl, равен 332,4 см3.
Методика приготовления 2М раствора: в мерную колбу на 1 дм3 вносят 332,4см3 исходного раствора с ( (HCl)=20% и затем разбавляют дистиллированной водой до метки, до общего объема в 1 дм3.
Если при смешивании растворов некоторых веществ протекают химические реакции, то количества реагирующих веществ находят через заданные концентрации растворов. В этих случаях важно безукоризненно знать формулировку каждого способа выражения концентрации раствора, а также формулы связи между концентрациями, количеством растворенного вещества и его массой. Кроме того, следует обратить внимание на правильное определение качественного и количественного состава раствора после окончания химической реакции, а также правильное вычисление его массы:
количества n [моль] продуктов реакции определяет исходное вещество, взятое в недостатке, а исходное вещество, взятое в избытке, всегда присутствует в конечной смеси веществ;
масса конечной смеси равна сумме масс составляющих ее исходных растворов и чистых веществ, из которой необходимо вычесть массы всех газообразных и малорастворимых продуктов реакции, которые покидают раствор (образование осадка; выделение газа);
объем конечной смеси приближенно равен сумме объемов исходных растворов, а при растворении твердых и газообразных веществ конечный объем раствора считается равным объему растворителя.
Для достаточно разбавленных растворов можно принять, что (р-р ( ((H2O)=1 г/см3.
Пример 4. В 250 г раствора фосфорной кислоты с ( (H3PO4) = 9,8% растворили при нагревании 14,2 г оксида фосфора (V). Определить массовую долю растворенного вещества в конечном растворе.
Решение.
При растворении P2O5 в растворе фосфорной кислоты образуется дополнительное ее количество в результате химической реакции:
P2O5 + 3H2O (растворитель) ( 2H3PO4(р-р) ,
поэтому масса кислоты в конечном растворе равна:
m(H3PO4)=m исх.р-р (H3PO4) + m(H3PO4).
Рассчитаем каждое слагаемое в отдельности:
m исх.р-р (H3PO4) =mр-р ·( (H3PO4)=250г · 0,098 = 24,5г
m(H3PO4/пореакции)=n(H3PO4)
М(H3PO4)= 13 EMBED Equation.3 1415
тогда mобщ(H3PO4)=24,5г + 19,5г = 44,0г
Масса конечного раствора кислоты равна:
m(конечн.р-р)=m(исх.р-р) + m(P2O5)=250 + 14,2 = 264,2 г
и ( конечн.р-р ( H3PO4))=13 EMBED Equation.3 1415 или 16,69%
Ответ: массовая доля ортофосфорной кислоты в конечном растворе составила 16,69%.
Химическая посуда и правила ее использования
При выполнении практических работ для измерения объемов растворов используют различные виды мерной посуды: пипетки, бюретки, мензурки, мерные колбы (рисунок 1).
Пипетки служат для отбора и перенесения точного объема раствора из одного сосуда в другой. Они бывают двух типов – градуированные и простые (рисунок 1, а). Градуированные пипетки калиброваны, как и бюретки, однако измерения объема с их помощью менее точны, чем при использовании бюреток или простых пипеток. Поэтому аликвотные части раствора чаще отбирают простыми пипетками.
На простых пипетках имеется лишь одна метка, и они служат для отбора только одного (указанного на каждой пипетке) объема жидкости. Для заполнения пипетки один ее конец опускают в раствор, через другой при помощи резиновой груши всасывают жидкость, пока уровень ее не поднимется примерно на 2 см выше указанной на пипетке метки. Указательным пальцем быстро закрывают верхнее отверстие пипетки и, постепенно ослабляя нажим пальца, дают избытку раствора стечь. В тот же момент, когда нижний мениск коснется черты, снова плотно прижимают палец. Пипетку в слегка наклонном положении переносят в другой сосуд (при титровании – в коническую колбу – рисунок 1, г – или стаканчик; при разбавлении раствора – в мерную колбу и т.д.). Ни в коем случае не выдувают остатки жидкости из пипетки! Для достижения полноты вытекания жидкости из пипетки «носик» пипетки прислоняют к стенке сосуда, или, держа сосуд в наклонном положении, касаются несколько раз дна сосуда, давая жидкости свободно вытечь.

а)

б)

в)


г)

д)

е)


Рисунок 1 –Химическая посуда: а) пипетки; б) бюретки; в) мерные цилиндры (мензурки); г) колбы; д) мерные колбы; е) промывалка.

Бюретка представляет собой длинный цилиндрический градуированный сосуд с краном или другим затвором (рисунок 1, б). Бюретки чаще всего заполняют раствором реагента с точно известной концентраций вещества в растворе – титрантом, который при проведении титрования по каплям, при постоянном перемешивании, добавляют к аликвотной части раствора определяемого вещества. Во избежание ошибок при титровании необходимо следить, чтобы «носик» бюретки был полностью заполнен раствором и не содержал воздушных «пробок». Поэтому перед тем, как начать работать с бюреткой, следует проверить наличие воздуха в «носике» бюретки и устранить его. С помощью бюретки можно не только проводить титрование, но и отмерять определенные объемы растворов.
Мензурка – это градуированный цилиндр или стакан, предназначенный для грубого измерения объемов различных жидкостей (рисунок 1, в).
Мерные колбы – это плоскодонные круглые колбы с длинным и узким горлом, на котором имеется кольцеобразная метка, ограничивающая обозначенный на колбе объем (рисунок 1, д). Их заполняют таким образом, чтобы нижний мениск жидкости точно совпадал с меткой на горлышке. Мерные колбы служат для разбавления растворов, для приготовления стандартных растворов по точной навеске сухого (твердого) вещества, для приготовления растворов из фиксаналов. Они не предназначены для хранения растворов: после приготовления растворы (особенно щелочные) следует перенести в чистые стеклянные бутыли.
Примечания:
1. Перед употреблением пипетки и бюретки промывают сначала дистиллированной водой, а затем ополаскивают исследуемым раствором для того, чтобы полностью удалить воду и тем самим избежать возможного разбавления раствора. С этой целью в бюретку набирают небольшую порцию исследуемого раствора и, вращая ее в горизонтальном положении, промывают стенки, после чего дают жидкости стечь через «носик».
Для ополаскивания пипетки небольшое количество исследуемого раствора наливают в чистый сухой стакан, при помощи резиновой груши засасывают в пипетку примерно на одну пятую объема, затем вращают, держа ее в горизонтальном положении. Содержимое бюретки или пипетки после ополаскивания следует вылить в раковину или сосуд для сбора отходов.
2. Сосуды для титрования (конические колбы, стаканчики) и мерные колбы промывают только дистиллированной водой.
Промывание и ополаскивание проводят несколько раз.


Лабораторная работа № 1.
Приготовление разбавленного раствора хлорида натрия из его концентрированного раствора путем разбавления.
Контроль состава раствора методом денсиметрии

Цель работы: приготовление разбавленного раствора хлорида натрия из его концентрированного раствора путем разбавления.

В результате выполнения данной работы студент должен:
– усвоить понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество;
– знать особенности структуры воды в жидком и твердом состояниях;
– иметь понятия о растворимости твердых веществ, газов в воде; знать факторы, влияющие на растворимость;
– знать способы выражения состава растворов;
– знать, что приготовить раствор можно различными способами:
а) по растворению точной навески сухого вещества, кристаллогидрата; путем поглощения определенного объема газа;
б) из концентрированного раствора путем его разбавления;
в) из разбавленного раствора путем его концентрирования или упаривания, если растворенное вещество – нелетучее;
г) из фиксанала.

Для приготовления раствора с заданной массовой долей растворенного вещества из его концентрированного раствора необходимо:
– знать точную концентрацию исходного раствора;
– уметь рассчитать необходимый объем исходного концентрированного раствора;
– уметь рассчитать необходимый для растворения объем воды;
– приготовить заданный раствор, используя соответствующую, наиболее подходящую посуду (пипетки; бюретки; мерные колбы – для точных измерений объемов жидкостей – точность 0,2%; мерные цилиндры; мензурки – точность 2–5%);
– уметь измерять плотность раствора при помощи ареометра и использовать метод интерполяции .

Оборудование и реактивы: набор ареометров; мерные цилиндры вместимостью 100 см3, пипетки на 10 см3, бюретки на 25 см3, груша резиновая, концентрированный раствор NaCl, дистиллированная вода (1 см3 = 1 мл), стаканы химические различной вместимости.

Последовательность выполнения работы

1. Определение массовой доли NaCl [%] исходного концентрированного раствора по его плотности, измеренной ареометром.

Ареометр – стеклянная трубка с расширением внизу, частично заполненная дробью (ртутью). В узкой части – шкала с делениями. Наименьшее значение плотности
· (г/ см3) нанесено вверху шкалы, наибольшее – внизу. Применение ареометра основано на том, что плавающее тело погружается в жидкость до тех пор, пока масса вытесненной им жидкости не станет равной массе самого тела. Глубина погружения ареометра зависит от природы жидкости: с уменьшением плотности жидкости ареометр погружается глубже.
1.1. Пустой чистый цилиндр ополаскивают 3 – 5 см3 концентрированного раствора, затем наливают в него достаточное (для свободного перемещения ареометра) количество раствора, медленно погружают в раствор чистый сухой ареометр со шкалой плотностей, наиболее близкой ожидаемой плотности раствора. При этом тонкая часть ареометра придерживается двумя пальцами до тех пор, пока не будет ощущаться выталкивающая сила (всплывание). Уровень жидкости должен находиться в пределах шкалы ареометра. По нижнему уровню мениска раствора на шкале ареометра производится отсчет плотности. В случае если ареометр всплывает или уровень раствора не доходит до шкалы, следует использовать ареометр со шкалой, рассчитанной на большую плотность. Если ареометр тонет в растворе или уровень жидкости оказывается выше градуированной шкалы, следует воспользоваться ареометром, рассчитанным на меньшую плотность.
При использовании ареометра следует до и после употребления промыть его дистиллированной водой, осушить с помощью фильтровальной бумаги и поместить в специальный штатив.
1.2. По измеренной плотности, пользуясь данными справочной таблицы 1 плотностей растворов поваренной соли в зависимости от ее массовой доли в растворе, находят значение массовой доли соли в растворе.




Таблица 1 – Плотность водных растворов хлорида натрия при 200С


Массовая доля хлорида натрия

·, %
Плотность раствора

·, г/см3

1
1,0053

2
1,0125

4
1,0268

6
1,0413

8
1,0559

10
1,0707

12
1,0857

14
1,1009

16
1,1162

18
1,1319

20
1,1478

22
1,1640

24
1,1804

26
1,1972




Если показания ареометра не совпадают с табличными значениями, то массовую долю определяют методом интерполяции, суть которого сводится к определению промежуточного значения по двум крайним.
Допустим, при помощи ареометра определено значение плотности раствора соли
·х = 1,195 г/см3, что не соответствует табличным значениям плотностей. Крайние табличные значения плотностей по отношению к измеренному –
·1 = 1,180 г/ см3 и
·2 = 1,197 г/ см3. Им соответствуют массовые доли соли
·1=24% и
·2=26%. Считая, что в указанных пределах между плотностью и массовой долей раствора зависимость линейная (Рисунок 1), составляют пропорцию и рассчитывают массовую долю
·х приготовленного раствора:


·2 -
·1
·
·2 –
·1

·х -
·1
·
·х –
·1
13 EMBED Equation.3 1415, откуда 13 EMBED Equation.3 1415


Таким образом, находят массовую долю соли в концентрированном растворе, равную
·х.

Рисунок 1 – Зависимость плотности раствора
· от массовой доли соли
·.

2. Выполнение расчетов для приготовления раствора с заданной массовой долей (решение индивидуальной задачи).
2.1. Расчет необходимого объема исходного концентрированного раствора.
Составляют уравнение материального баланса по массе раствора и по массе растворенного вещества:


I (концентрированный раствор)
II (Н2О)
III (заданный раствор)


·х


·
0

·з




V(H2O)





·х


·(Н2О)


·з



13 SHAPE \* MERGEFORMAT 1415
13 EMBED Equation.3 1415
где Vз
·з = mр-ра = 100 г
13 EMBED Equation.3 1415


Полученное значение Vx [см3] округляют до десятых после запятой.
Затем находят V(Н2О), используя уравнение закона сохранения для массы раствора:
V (Н2О) = mр-ра –
·хVx,
Полученное значение округляют до целого числа.

3. Приготовление раствора с заданной массовой долей.
3.1. При помощи чистой пипетки или бюретки, предварительно промытых небольшим количеством концентрированного раствора, отмеряют рассчитанный его объем и переносят в чисто вымытую дистиллированной водой колбу. Сюда же приливают при помощи мерного цилиндра рассчитанный объем дистиллированной воды, тщательно перемешивают.
3.2.Приготовленный таким образом раствор должен иметь заданную массовую долю поваренной соли в растворе. Правильность приготовления раствора можно проверить, измерив его плотность (метод денсиметрии).
Для этого чистый цилиндр ополаскивают 3–5 см3 приготовленного раствора, затем наливают в него достаточный (для свободного перемещения ареометра) объем раствора и погружают в него ареометр с подходящей шкалой.
3.3. По измеренной плотности, пользуясь справочной таблицей 1, определяют массовую долю вещества в растворе. При расчете массовой доли используют метод интерполяции.
3.4. Определяют погрешность эксперимента:

·
· =
·заданное –
·полученное
Допустимая погрешность ± 0,2%.
4. Составляют отчет по выполненной работе в соответствии с требованиями.
Дополнительное задание
Рассчитать для приготовленного раствора NaCl
а) молярную концентрацию с [моль/дм3];
б) моляльную концентрацию b [моль/кг];
в) весовую(массовую) концентрацию
· [г/дм3];
г) титр Т [г/ см3];
д) молярные доли воды и соли в растворе
· (Н2О) и
· (NaCl).

Дополнительное задание:задачи для самостоятельного решения
1. Приготовьте 250 см3 раствора Na2SO4 с массовой долей Na2SO4 = 8% (
· = 1,07 г/ см3), рассчитав, сколько для этого понадобится:
1) Na2SO4 (крист.) и H2O
2) Na2SO4·10H2O и H2O
3) раствора с
· (Na2SO4) = 25%, (
· = 1,128 г/см3) и H2O
4) раствора с
· (Na2SO4) = 3%, (
· = 1,03 г/см3) и Na2SO4·10H2O
5) раствора с
· (Na2SO4) = 25%, (
· = 1,128 г/см3) и раствора с
· (Na2SO4) = 3%, (
· = 1,03 г/см3)
6) приготовьте 250 см3 раствора Na2SO4 с массовой долей Na2SO4 = 8% (
· = 1,07 г/ см3) путем упаривания раствора с
· (Na2SO4) = 3%, (
· = 1,03 г/см3). Сколько см3 воды следует упарить?
2. Определите массу раствора с массовой долей карбоната натрия 0,1 и массу кристаллогидрата Na2СO3·10H2O, которые понадобятся для приготовления раствора массой 540 г с массовой долей Na2СO3, равной 0,15. (Ответ: 440 г; 100 г).
3. Водный раствор уксусной кислоты с
· (СН3СООН) = 80% называется уксусная эссенция. Какой объем воды надо прибавить к 100 г уксусной эссенции для получения раствора с
· (СН3СООН) = 9% (столовый уксус)? (Ответ: 789 см3)
4. Какой объем аммиака (н.у.) нужно растворить в 80 мл воды для получения нашатырного спирта с
· (NH3) = 10% и
· = 0,959 г/см3? (Ответ: 11,7 дм3)
Решение задач приложить к отчету.

4. Тема 2. Введение в объемный (титриметрический) анализ.
Основные понятия и определения.
Классификация методов объемного анализа. Метод нейтрализации. Индикаторы в методе нейтрализации

Теоретические аспекты:
Данная группа методов основана на измерении точного объема стандартного раствора реагента, затраченного на реакцию с определенным объемом (аликвотной частью) исследуемого раствора, содержащего определяемое вещество.
Раствор реагента с точно известной молярной концентрацией эквивалента вещества называется стандартным раствором, рабочим раствором или титрантом.
Процесс титрования состоит в следующем: раствор реагента прибавляют из бюретки к аликвотной части исследуемого раствора небольшими порциями, по каплям, при постоянном перемешивании. Точку конца титрования (ТКТ) устанавливают при помощи индикатора – вспомогательного вещества, которое добавляют в исследуемый раствор и в присутствии которого проводят титрование. В точке конца титрования раствор должен резко поменять свою окраску.
Особенности метода объемного анализа:
а) достаточная скорость выполнения анализа и получения конечного результата;
б) широкая возможность использования различных типов химических реакций:
– нейтрализации;
– окисления-восстановления;
– комплексообразования;
– осаждения.
Требования, предъявляемые к химическим реакциям в объемном анализе.
1) взаимодействие между определяемым веществом и реагентом должно протекать в определенных стехиометрических отношениях;
2) отсутствие побочных взаимодействий в анализируемом растворе; отсутствие мешающих ионов, способных взаимодействовать с данным реагентом;
3) реакция определяемого иона с реагентом должна протекать с достаточно большой скоростью, в противном случае метод прямого титрования неприменим – используют метод непрямого титрования (обратного; титрования заместителя);
4) наличие и возможность использования подходящего индикатора для определения точки конца титрования.
При проведении титрования к известному объему раствора (аликвотной части) определяемого вещества малыми порциями (по каплям) добавляют раствор реагента с точно известной молярной концентрацией эквивалента – стандартный раствор – до тех пор, пока его количество не станет эквивалентно количеству определяемого вещества, содержащегося в аликвотной части исследуемого раствора – до точки конца титрования.
Момент, когда количество стандартного раствора реагента эквивалентно количеству определяемого вещества, содержащегося в аликвотной части титруемого раствора, называется точкой эквивалентности или теоретической точкой конца титрования.
Для экспериментального установления ТКТ, точки эквивалентности используют индикаторы. Индикаторы – вспомогательные вещества, которые вводят в реакционную смесь. Они способны претерпевать видимые изменения в ТКТ (точке эквивалентности), в результате чего может изменяться или появляться окраска раствора, появляться помутнение, образование осадка, изменение цвета осадка.
Точка конца титрования, фиксируемая при помощи индикатора, теоретически может не совпадать с точкой эквивалентности. Задача правильного выбора индикатора состоит в том, чтобы различие между точкой конца титрования и точкой эквивалентности было минимальным. Изменение окраски индикатора должно быть резким и происходить от одной избыточной капли прибавленного рабочего раствора реагента. Прибавление следующей капли рабочего раствора реагента не должно сказаться на окраске индикатора.

Классификация методов объемного анализа.
В зависимости от типа химической реакции, лежащей в основе титрования, различают следующие методы объемного анализа:
а) метод нейтрализации – в качестве стандартных растворов используют растворы сильных кислот и оснований (щелочей) – метод ацидиметрического или алкалиметрического титрования соответственно;
б) метод окисления – восстановления – в качестве стандартных используют растворы окислителей и/или восстановителей; методы окислительно-восстановительного титрования называют по названию реагента: метод перманганатометрии, в котором стандартным раствором реагента является раствор перманганата калия; дихроматометрии – стандартный раствор дихромата калия и др.;
в) метод осаждения;
г) метод комплексообразования, частным случаем которого является метод комплексонометрии.
По способу выполнения титрования различают методы прямого и обратного титрования, а также метод титрования заместителя:
a) метод прямого титрования состоит в непосредственном титровании аликвотной части исследуемого раствора, содержащего определяемый ион, стандартным раствором реагента. Например, титрование сильных кислот, щелочей, гидролизующихся солей (карбоната натрия) в присутствии кислотно-основных индикаторов; титрование соли железа (II) раствором перманганата калия и др. В точке конца титрования выполняется закон эквивалентов, который лежит в основе всех расчетов: определяемое вещество (ион), содержащееся в аликвотной части, и реагент, содержащийся в израсходованном на титрование объеме стандартного раствора, прореагировали в количествах, равных количествам веществ их эквивалентов:
Математическое выражение закона эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415 (4.1)
где 13 EMBED Equation.3 1415- молярные концентрации эквивалентов стандартного раствора реагента и определяемого вещества Х, [моль/дм3]; VR – объем стандартного раствора реагента, израсходованного на титрование (бюретка), [см3]; Vх – аликвотная часть исследуемого раствора, [см3].
б) метод обратного титрования используется:
– когда вещество, содержание которого следует определить, реагирует с реагентом стандартного раствора, однако реакция при этом не сопровождается резким изменением концентрации в точке эквивалентности;
– когда реакция протекает медленно;
– когда не удается подобрать индикатор, резко меняющего свою окраску в точке конца титрования;
– когда определяемое вещество является летучим.
Суть метода обратного титрования сводится к следующему: к аликвотной части исследуемого раствора приливают заведомо известный избыток (точно измеренный объем) одного из стандартных растворов, затем непрореагировавшую его часть титруют стандартным раствором другого реагента.
Например, определение содержания карбоната кальция в известняке выполняют методом ацидиметрического титрования. При этом реакция углекислого кальция с соляной кислотой при постепенном ее прибавлении (в процессе прямого титрования) протекает медленно, поэтому прямое титрование в данном случае неприемлемо. Используют метод обратного титрования: к навеске карбоната кальция прибавляют заведомый избыток стандартного раствора соляной кислоты, нагревают до полного растворения навески карбоната кальция, а затем титруют оставшуюся, непрореагировавшую часть (избыток) соляной кислоты стандартным раствором щелочи. Зная общее количество взятой для анализа соляной кислоты, а также ее остаток, находят количество кислоты, затраченное на реакцию с карбонатом кальция.
Другой пример. Для определения содержания иона аммония в аммонийных солях исследуемый раствор обрабатывают заведомым избытком стандартного раствора щелочи и кипятят для удаления аммиака. Затем остаток щелочи титруют стандартным раствором соляной кислоты.
Расчеты при использовании метода обратного титрования выполняют по формуле:
13 EMBED Equation.3 141513 QUOTE 15 (4.2)
где 13 EMBED Equation.3 1415– молярная концентрация эквивалентов первого стандартного раствора реагента (раствор щелочи), [моль/дм3]; VR1 – объем первого стандартного раствор; , VR2 Vх– объем стандартного раствора соляной кислоты и раствора определяемого вещества соответственно, [см3].
в) титрование заместителя. Этот метод используется тогда, когда невозможно применить методы прямого или обратного титрования. В этих случаях определяемый ион при помощи стехиометрической химической реакции переводят в такое химическое соединение, которое можно непосредственно титровать стандартным раствором реагента. В качестве примера можно привести йодометрическое определение меди.

Метод нейтрализации.
Методом нейтрализации путем прямого титрования можно определять содержание в анализируемых растворах сильных и слабых кислот, растворимых в воде оснований, кислых и гидролизующихся солей. В качестве реагентов (титрантов) используются стандартные растворы сильных кислот и оснований (щелочей). Стандартными называют водные растворы реагентов с точно известной молярной концентрацией эквивалента вещества в растворе. Точку конца титрования устанавливают в присутствии кислотно-основных индикаторов.
– титрование сильных оснований или сильных кислот.
В результате титрования в точке эквивалентности образуется соль сильного основания и сильной кислоты, которая не гидролизуется; рН раствора = 7. Наиболее подходящий кислотно-основный индикатор, показатель титрования (рТ) которого лежит в слабокислой или слабощелочной области, это растворы фенолфталеина или метилоранжа.– титрование слабых оснований.
В точке эквивалентности образуется гидролизующаяся соль – соль слабого основания и сильной кислоты. В результате гидролиза соли рН раствора в точке конца титрования будет меньше 7, следовательно, индикатор должен менять свою окраску в кислой среде. Такими свойствами обладают метиловый красный (метилрот), метиловый оранжевый (метилоранж).
– титрование слабых кислот.
При титровании раствора слабой кислоты раствором сильного основания в точке конца титрования образуется соль, вследствие гидролиза которой раствор имеет щелочную реакцию. Для фиксирования точки эквивалентности используют индикатор, способный изменять окраску в слабощелочной среде. Такими свойствами обладают фенолфталеин, тимолфталеин, метилоранж.

Индикаторы в методе кислотно-основного титрования.
Одним из важнейших моментов в кислотно-основном титровании является выбор индикатора, так как только в присутствии подходящего индикатора можно своевременно зафиксировать момент, когда определяемое вещество и реагент прореагируют в эквивалентных количествах – момент конца титрования, и, следовательно, получить правильный результат анализа.
Индикаторы по своей природе подобны веществам, участвующим в данной химической реакции. Так, индикаторы для кислотно-основного титрования представляют собой слабые органические кислоты или основания, растворимые в воде или смешанных водно-органических растворителях.
Специфическое свойство кислотно-основных индикаторов состоит в том, что их молекулярная и ионизированная (солевая) формы значительно отличаются по окраске.
Индикаторы, у которых окрашена только одна форма, называют одноцветными (например, фенолфталеин), в отличие от двухцветных, у которых обе формы окрашены в разные цвета (например, метилоранж). Индикаторы должны иметь интенсивную окраску, чтобы при незначительных их концентрациях (порядка 10-4 – 10-5 моль/дм3) титруемый раствор был бы ими достаточно четко окрашен. Это требование обусловлено тем, что для превращения одной формы в другую индикаторы расходуют некоторое количество стандартного раствора реагента. Следовательно, количество индикатора должно быть минимальным, чтобы существенно не влиять на результат анализа.
Если индикатор представляет собой слабую кислоту (ее формулу можно обозначить HInd), то в водном растворе имеет место следующее равновесие:
HInd + H2O ( H3O++Ind-
или HInd ( H+ + Ind-
При этом окраска молекулярной формы HInd и окраска сопряженного с ней основания Ind- различаются, и то, какую окраску будет иметь раствор, зависит от преобладающей формы индикатора в растворе, которая, согласно равновесию, зависит от величины рН. Константа равновесия является константой диссоциации индикатора (справочная величина), - наиболее важная его характеристика, на основе которой выполняют выбор индикатора:
13 EMBED Equation.3 1415 (4.3)
Окраска раствора зависит от соотношения концентраций молекулярной и ионной форм индикатора, которые меняются в процессе титрования, т.к. меняется рН раствора, и, следовательно, существует такое значение рН, при которой индикатор наиболее резко меняет свою окраску:
13 EMBED Equation.3 1415 (4.4)
Визуально изменение окраски раствора заметно, когда концентрация одной окрашенной формы примерно в 10 раз превышает концентрацию другой.
В соответствии с принципом Ле-Шателье в кислой среде будет преобладать форма HInd (кислотная, молекулярная форма индикатора), и окраска раствора будет определяться окраской данной формы.
Иными словами, когда отношение
13 EMBED Equation.3 1415,
то окраска раствора соответствует окраске молекулярной форме индикатора.
При добавлении щелочи концентрация диссоциированной (ионной) формы индикатора будет увеличиваться, и при соотношении:
13 EMBED Equation.3 1415 ,
окраска раствора будет соответствовать окраске преобладающей ионной формы индикатора.
Если концентрация ионов Н+ в растворе достигнет величины константы диссоциации индикатора [H+] = KHInd,
то 13 EMBED Equation.3 1415 и [Ind-] = [HInd],
и в этом случае раствор будет иметь смешанную или промежуточную окраску, которая воспринимается в интервале соотношения 13 EMBED Equation.3 1415 от 0,1 до 10.
Верхний и нижний пределы величины рН, при которых индикатор будет заметно изменять свою окраску, составляют соответственно:
рН = рКHInd + lg10 = рКHInd + 1,
рН = рКHInd + lg10-1 = рКHInd – 1;
следовательно, получают интервал перехода окраски индикатора:

·рН = рКHInd13 EMBED Equation.3 14151 (4.5)
То значение рН, при котором кислотно-основный индикатор наиболее резко меняет свою окраску, называется показателем титрования рТ индикатора.
В процессе титрования в тот момент, когда наблюдается наиболее резкое изменение окраски раствора от добавленной одной избыточной капли стандартного раствора реагента, титрование следует закончить.
При проведении кислотно-основного титрования индикатор подбирают таким образом, чтобы значение показателя титрования индикатора рТ находилось как можно ближе к значению рН точки эквивалентности титруемого раствора.
В таблице 1 представлены некоторые кислотно-основные индикаторы и их характеристики.
Таблица 1 – Важнейшие кислотно-основные индикаторы
Индикатор
рК
рТ
Интервал перехода окраски индикатора
Цвет





кислотная форма
основная форма

Метиловый желтый
3,1
3,0
2,9 – 4,0
красный
желтый

Метиловый оранжевый
3,5
4,0
3,1 – 4,0
красный
желтый

Метиловый красный
5,0
5,5
4,2 – 6,2
красный
желтый

Бромтимоловый синий
7,1
7,0
6,0 – 7,0
желтый
синий

Фенолфталеин
8,7
8,0
8,2 – 10,0
бесцветный
пурпурный



Лабораторная работа №2
2.1 Алкалиметрическое определение серной кислоты в растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем
Цель работы: методом алкалиметрического титрования определить все виды объемных концентраций и массу серной кислоты в исследуемом растворе с использованием в качестве индикаторов фенолфталеина (ф/ф) и метилоранжа (м/о).
В результате выполнения данной лабораторной работы студент должен:
– усвоить теоретические основы метода кислотно-основного титрования;
– усвоить принцип выбора индикатора, его действие при титровании;
– приобрести навыки безупречного владения приемами титрования;
– применять закон эквивалентов при обработке результатов эксперимента;
– осмысленно систематизировать полученные экспериментальные данные, оформить их в виде протокола и сделать правильные выводы в соответствии с поставленными задачами.

Оборудование и реактивы: прибор для титрования, стаканы химические различной вместимости, мерная колба вместимостью 100 см3 (задача), пипетка (10 см3), мерные цилиндры, колбы конические вместимостью 250 см3 для титрования (по 2 шт), воронка, груша резиновая, концентрированный раствор серной кислоты (задача), стандартный водный раствор щелочи с молярной концентрацией эквивалента вещества 0,1 моль/дм3, растворы индикаторов фенолфталеина и метилоранжа, дистиллированная вода.

Титриметрическая реакция
H2SO4
+
2NaOH
=
Na2SO4
+
2H2O

z = 2

z = 1





в точке эквивалентности, согласно формуле (4.1), выполняется закон эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415
Схема титрования серной кислоты стандартным раствором щелочи
13 EMBED PBrush 1415
Рисунок 1 – Схема титрования серной кислоты стандартным раствором щелочи в присутствии индикаторов фенолфталеина и метилоранжа.


Последовательность выполнения работы.
1. В мерную колбу вместимостью 100 см3 получить задачу – некоторый объем концентрированного раствора серной кислоты, разбавить ее дистиллированной водой до метки на колбе и тщательно перемешать.
2. Ополоснуть бюретку сначала дистиллированной водой, а затем стандартным раствором щелочи. Для этого жидкость заливают через воронку приблизительно на 1/3 высоты бюретки и, вращая ее над раковиной в почти горизонтальном положении вокруг собственной оси, ополаскивают внутреннюю поверхность бюретки, затем промывочную жидкость сливают через носик в раковину. После этого бюретку на середине ее высоты зажимают в лапке с резиновой прокладкой и устанавливают строго вертикально в штативе. Далее бюретку через воронку заполняют стандартным раствором реагента (титранта) на 4-5 см выше нулевого деления и удаляют пузырек воздуха из носика, отогнув его слегка вверх и приоткрывая затвор – поток раствора выдавливает пузырек воздуха наружу. При необходимости добавляют титрант, чтобы его уровень остался чуть выше нулевого деления, вынимают воронку и устанавливают уровень жидкости точно на нулевом делении, удаляя избыток рабочего раствора в колбу для сливов через носик бюретки.
Внимание! Если бюретка течет – обратитесь к инженеру или преподавателю
3. Для проведения титрования аликвоту анализируемого раствора серной кислоты отбирают из мерной колбы с помощью пипетки Мора вместимостью 10,0 см3 (если пипетка не проходит в горлышко мерной колбы, то перед отбором аликвотных частей раствор полностью переливают в чистую сухую коническую колбу или стакан).
Наполнение пипетки проводят всасыванием раствора резиновой грушей, плотно приставленной к ее верхнему концу. В первый раз набирают раствор для ополаскивания пипетки и удаляют его в колбу для слива. Далее отбирают точный объем исследуемого раствора (Vал = 10,0 см3) и переносят его в коническую колбу для титрования, раствору дают свободно стечь и в конце кончиком пипетки касаются дна или стенки колбы для удаления остатка жидкости. Выдувание раствора при помощи груши недопустимо, так как это вносит существенную ошибку! Пустую пипетку вставляют в горлышко мерной колбы или стакана и оставляют там до следующего отбора аликвоты раствора.
Затем разбавляют аликвоту исследуемого раствора, добавляя в коническую колбу мерным цилиндром около 50 см3 дистиллированной воды (это не изменит положения точки эквивалентности, почему?), после чего - несколько (3-4) капель индикатора. Далее колбу с анализируемым раствором помещают под носик бюретки на листе белой бумаги, при этом носик должен находиться на уровне горлышка колбы. Титрование проводят путем добавления в колбу с исследуемым раствором стандартного раствора щелочи небольшими порциями при непрерывном перемешивании содержимого колбы. Вблизи точки конца титрования (ТКТ), которая при правильном выборе индикатора практически совпадает с точкой эквивалентности (ТЭ), раствор в месте попадания капли титранта на короткое время приобретает окраску, характерную для ТКТ. Это служит признаком приближающегося конца титрования, а это значит, что титрант следует добавлять по одной капле, интенсивно перемешивая раствор после каждой капли. Как только наблюдается стойкое изменение окраски раствора от одной добавленной избыточной капли титранта, титрование прекращают и фиксируют по бюретке израсходованный на титрование объем раствора щелочи – Vбюр с точностью 0,05 см3 (это 0,5 от наименьшего деления на отсчетной шкале бюретки).
Согласно приведенной схеме титрования, при использовании фенолфталеина в ТКТ появляется устойчивая бледно-розовая окраска реакционной смеси. При использовании метилоранжа – переход розовой окраски в желтую (для удобства определения ТКТ в последнем случае готовят «свидетель» для сравнения окраски – в коническую колбу наливают около 60-70 см3 дистиллированной воды (рН = 5,5 – 7) и добавляют несколько капель метилоранжа).
Первое титрование служит для ориентировочного установления объема израсходованного на титрование стандартного раствора щелочи - Vбюр; в этом случае добавление титранта выполняют с шагом 0,5 см3 и его результат не включают в число контрольных измерений. Проведение последующих контрольных титрований выполняют более тщательно, особенно вблизи точки конца титрования - здесь титрант добавляют по каплям до ТКТ при постоянном перемешивании раствора.
В целях исключения случайных ошибок контрольные титрования в присутствии каждого из индикаторов проводят по три – четыре раза (параллельные титрования), устанавливая перед каждым титрованием уровень рабочего раствора в бюретке на нулевое деление. Оттитрованный раствор выливают в раковину, колбу ополаскивают сначала водопроводной, а затем дистиллированной водой, после этого в нее отбирают новую аликвоту анализируемого раствора для проведения следующего титрования.
Допустимый разброс значений Vбюр в параллельных титрованиях не должен превышать 0,1 см3 (одна капля титранта имеет объем около 0,05 см3). Результаты контрольных титрований заносят в таблицу 2, рассчитывают средний объем титранта, израсходованный на титрование в присутствии каждого индикатора и на их основе выполняют вычисления, заполняя таблицу 2. В основе расчетов лежит закон эквивалентов, уравнение (4.1).

Таблица 2 – Результаты алкалиметрического анализа раствора серной кислоты
(титрант – с(1/1 NaOH) = . . . моль/дм3; Vал = 10,0 см3; Vзадачи = 100 см3).

Индика-тор
Vбюр
см3
с( Ѕ H2SO4), моль/дм3
с(H2SO4), моль/дм3
Т(H2SO4), г/см3
m(H2SO4)
в задаче, г

1.
2.
3.

1.
2.
3.

ф/ф
ф/ф
ф/ф

м/о
м/о
м/о
. . .
. . .
. . .
ср.зн.
. . .
. . .
. . .
ср.зн.






Примечание: все расчеты с использованием экспериментальных данных должны быть выполнены в рабочем журнале, составлен отчет по проделанной работе в соответствии с вышеизложенными требованиями к составлению отчета, записаны выводы. В выводах объяснить причины возможного расхождения результатов при титровании в присутствии различных индикаторов.

Дополнительное задание: задачи для самостоятельного решения

1. На титрование 0,2499 г ортофосфорной кислоты в присутствии фенолфталеина израсходовано 25,5 см3 раствора гидроксида натрия. Образованию какой соли соответствует точка эквивалентности? Запишите уравнение титриметрической реакции и определите молярную концентрацию эквивалента раствора щелочи в растворе. Как изменится результат расчета, если приведенные в задаче числа соответствуют титрованию в присутствии метилоранжа?
2. Навеску 2,0 г неизвестного основания растворили в мерной колбе вместимостью 100 см3. На титрование 25 см3 этого раствора израсходовали 20 см3 раствора НСI с молярной концентрацией 0,4455 моль/ дм3. Определить молярную массу эквивалента анализируемого вещества.
3. Через 20 см3 раствора НСI с титром 0,007860 г/см3 пропущено некоторое количество газообразного аммиака. Избыток НСI оттитровали 6,3 см3раствора NaOH, 1см3 которого эквивалентен 1,025 см3 раствора НСI. Определить количество аммиака, поглощенного раствором НСI.
4. До какого объема нужно разбавить раствор, в котором содержится 1,53 г NaOH, чтобы на титрование 20 см3 этого раствора израсходовать 14,7 см3 соляной кислоты (ТHCI = 0,0038 г/ см3 )?
5. Какую массу гидроксида калия надо взять для приготовления 200 см3 раствора, титр которого по уксусной кислоте равен 0,006 г/см3?
6. Пробу соли аммония (1,0 г ) обработали избытком раствора щелочи. Выделившийся при этом аммиак был поглощен 50 см3 раствора HCI с молярной концентрацией 1,072 моль/дм3. Избыток кислоты был оттитрован 25,4 см3 раствора NaOH, Т NaOH = 4,12 мг/ см3 . Вычислить массовую долю аммиака в образце.
Решение задач приложить к отчету.


2.2 Лабораторная работа:
Ацидиметрическое определение карбоната натрия в водном растворе с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем
Цель работы: выполнить ацидиметрическое титрование разбавленного водного раствора гидролизующейся соли, проверить качество приготовления разбавленного раствора, показать действие каждого из используемых при этом кислотно-основных индикаторов, провести сравнительный анализ роли каждого из них при использовании в данной работе, и при алкалиметрическом определении серной кислоты в растворе.
В результате выполнения данной лабораторной работы студент должен:
– уметь использовать уравнения связи между различными способами выражения концентрации растворов;
–уметь выполнять расчеты по приготовлению раствора с заданными параметрами из его концентрированного раствора;
– усвоить особенности ацидиметрического титрования гидролизующейся соли;
– уметь обосновано объяснить действия индикаторов в процессе титрования согласно приведенной схеме;
– уметь анализировать состав раствора в точке эквивалентности (ТЭ) первой и второй;
– уметь рассчитать состав раствора в первой и второй ТЭ по закону эквивалентов;
– уметь рассчитать рН в каждой точке эквивалентности;
–осмысленно систематизировать полученные экспериментальные данные, оформить их в виде протокола и сделать правильные выводы в соответствии с поставленными задачами.
Оборудование и реактивы: прибор для титрования, стаканы химические различной вместимости, мерная колба вместимостью 100 см3 (задача), пипетка (10 см3), мерные цилиндры, колбы конические вместимостью 250 см3 для титрования (по 2 шт.), воронка, груша резиновая; концентрированный водный раствор карбоната натрия с указанной точной молярной концентрацией карбоната натрия (задача), стандартный раствор соляной или серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм3, растворы индикаторов фенолфталеина и метилоранжа, дистиллированная вода.


Схема титрования водного раствора карбоната натрия стандартным раствором кислоты
13 EMBED PBrush 1415
Рисунок 2 – Схема титрования водного раствора карбоната натрия стандартным раствором кислоты в присутствии фенолфталеина (ф/ф) и метилоранжа(м/о).

Титриметрические реакции:
1) I этап:
2 Na2CO3
+
H2SO4
=
2 NaHCO3
+
Na2SO4


z = 1

z = 2





Закон эквивалентов в ТЭI (по фенолфталеину) (согласно формуле (4.1)):
13 EMBED Equation.3 1415 (4.7)

2) I + II этап:
Na2CO3
+
H2SO4
=
H2CO3
+
Na2SO4


z = 2

z = 2





Закон эквивалентов в ТЭII (по метилоранжу) (согласно формуле (4.1)):
13 EMBED Equation.3 1415 (4.8)

Последовательность выполнения работы.
1. Рассчитать объем концентрированного раствора карбонат натрия с известной молярной его концентрацией, который понадобится для приготовления 100 см3 разбавленного раствора с заданной молярной концентрацией эквивалента карбоната натрия , используя для этого соответствующие правила расчета при разбавлении раствора водой (учтите, что в расчетной формуле концентрации вещества в исходном и конечном растворах должны быть выражены одинаковым способом). Точность расчета объема – до 0,1 см3.
Найденный объем концентрированного раствора соды с помощью градуированной пипетки вместимостью 10,0 см3 или бюретки перенести в мерную колбу вместимостью 100,0 см3, разбавить его дистиллированной водой до метки на колбе и тщательно перемешать.
2. Выбрать оптимальный объем аликвотной части Vал анализируемого раствора, обеспечивающий наиболее низкое значение относительной случайной ошибки определения объема титранта Vбюр, из расчета, что на ее титрование стандартным раствором серной кислоты с концентрацией с (Ѕ H2SO4) = 0,1 моль/дм3 в присутствии метилоранжа будет израсходовано, например, 20 см3 стандартного раствора реагента. Расчет оптимального объема аликвотной части анализируемого раствора проводят на основании закона эквивалентов (уравнение (8)), откуда
13 EMBED Equation.3 1415
Полученный результат следует округлить до ближайшего целого числа, чтобы не допустить случайную ошибку при отборе аликвотной части раствора для титрования, и внести в заголовок таблицы 4.
3. Заполнить бюретку стандартным раствором серной кислоты, c (1/2 Н2SO4) = 0,1 моль/дм3, удаляя избыток рабочего раствора в колбу для сливов через носик бюретки. Процедура заполнения бюретки стандартным раствором реагента подробно описана в предыдущей работе.
4. Для проведения титрования аликвотную часть анализируемого раствора, рассчитанную в пункте 2, отбирают из мерной колбы с помощью градуированной пипетки и переносят в колбу для титрования (если пипетка не проходит в горлышко мерной колбы, то перед отбором аликвотных частей раствор полностью переливают в чистую сухую коническую колбу или стакан).
5. Титрование проводят согласно схеме; последовательность действий при его проведении – см. лабораторную работу № 2.1, пункт 3, второй и четвертый абзацы.
В коническую колбу для титрования добавляют с помощью мерного цилиндра около 50 см3 дистиллированной воды, затем несколько(3-4) капель фенолфталеина, - раствор окрасится в малиновый цвет (почему?). Титрование ведут до момента обесцвечивания раствора от одной добавленной избыточной капли титранта, что соответствует ТЭI , фиксируют по бюретке объем 13 EMBED Equation.3 1415 , заносят в таблицу, после чего в этот же раствор вносят несколько капель метилоранжа – смесь окрасится в желтый цвет, и, не добавляя титрант в бюретку до нулевой отметки, продолжают титрование до изменения окраски реакционной смеси с желтой на розовую от одной избыточной капли стандартного раствора серной кислоты, что соответствует ТЭII ; по бюретке фиксируют объем 13 EMBED Equation.3 1415.заносят конечные показания на шкале бюретки в таблицу.
Первое титрование является ориентировочным и служит для грубой оценки объемов 13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415. Оттитрованный раствор выливают в раковину, колбу ополаскивают сначала водопроводной, а затем дистиллированной водой, после этого в нее отбирают новую аликвотную часть анализируемого раствора для выполнения контрольных титрований. Контрольные титрования проводят три – четыре раза, устанавливая перед титрованием каждой новой аликвотной части анализируемого раствора уровень стандартного раствора кислоты в бюретке на нулевое деление.
Допустимый разброс значений соответствующих объемов в параллельных титрованиях не должен превышать 0,1 см3 (одна капля титранта имеет объем около 0,05 см3). Результаты контрольных титрований заносят в таблицу 3, рассчитывают средний объем титранта для каждого индикатора и на их основе делают вычисления для заполнения последующих граф таблицы, используя для этого уравнения (4.7) и (4.8).
Из схемы титрования следует, что между объемами 13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415 должна существовать связь: 13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415; на практике обычно левая часть несколько больше, чем правая. Как этот факт можно связать с возможным изменением состава исследуемого раствора соды при его контакте с воздухом?
По результатам проведенного анализа делают заключение о качестве приготовления раствора карбоната натрия и определяют относительную ошибку:
13 EMBED Equation.3 1415
Таблица 3 – Результаты ацидиметрического анализа разбавленного раствора карбоната натрия
(титрант – с ( Ѕ H2SO4) = 0,1 моль/дм3; Vал = . . . см3; Vзадачи = 100 см3 )

Объем титранта, см3
с ( 1/1 Na2CO3), моль/дм3
по ф/ф
с (Ѕ Na2CO3), моль/дм3
по м/о
m(Na2CO3)
в задаче, г


ТЭI по ф/ф
ТЭII по м/о




1
2
3

. . .
. . .
. . .
ср. знач.
. . .
. . .
. . .
ср. знач.




Все вычисления выполнить в рабочей тетради. Составить отчет по проделанной работе.
В выводах по работе указать роль каждого из индикаторов, используемых в данной работе и сравнить с их ролью при алкалиметрическом определении серной кислоты в растворе.
Задачи для самостоятельного решения
1. Навеска кристаллогидрата соды массой 2,86 г растворена в мерной колбе вместимостью 200 см3 на титрование 20,00 см3 данного раствора в присутствии метилоранжа уходит 10,00 см3 0,2 н НСl. Рассчитать сколько молей воды содержит кристаллогидрат.
2. Определить массовую долю КОН и К2СО3 в смеси, навеска которой массой 1,75 г растворена в мерной колбе вместимостью 250 см3. На титрование 25,00 см3 полученного раствора в присутствии метилоранжа расходуется 24,50, а в присутствии фенолфталеина – 22,00 см3 0,1 н НСl.
3. Определить массовую долю карбоната и бикарбоната натрия в образце, если навеска массой 1,6 г растворена в мерной колбе вместимостью 200 см3, а на титрование 20,00 см3 этого раствора в присутствии фенолфталеина израсходовано 4,50, в присутствии метилоранжа – 19,50 см3 0,1 н серной кислоты.

Решение задач приложить к отчету.
5. Тема 3. Равновесия в растворах слабых электролитов, кислых и гидролизующихся солей

Теоретические аспекты:
Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К ним относятся соли, основания и кислоты, в молекулах и кристаллах которых существуют ионные или сильнополярные химические связи, которые разрываются под действием молекул растворителя с образованием заряженных частиц – ионов.
В растворах электролитов различают следующие виды химических равновесий:
1) равновесия в процессах диссоциации;
2) равновесия в процессах гидролиза солей;
3) гетерогенные равновесия осадок малорастворимого основания или соли – насыщенный раствор этого соединения.
Равновесия процессов диссоциации сильных и слабых электролитов
Электролиты по их способности к диссоциации на ионы в водных растворах делят на две группы:
а) сильные электролиты – диссоциируют полностью, необратимо, в их растворах присутствуют только ионы – катионы и анионы;
б) слабые электролиты – диссоциируют обратимо, частично, в их растворах присутствуют как ионы, так и недиссоциированные молекулы.
Количественно способность электролитов к диссоциации характеризуют с помощью безразмерной величины – степени диссоциации 13 EMBED Equation.3 1415, которая определяет долю молекул электролита, распавшихся на ионы, по сравнению с их количеством, внесённым в раствор.
Пусть в воде растворено n0 моль электролита, из которого продиссоциировало nдисс. моль, тогда по определению степени диссоциации:
13 EMBED Equation.3 1415 или nдисс. = ( ( n0 (5.1)
если ввести молярную концентрацию приготовленного раствора электролита с0, то
13 EMBED Equation.3 1415или сдисс. = ( ( с0 (5.2)
Величина ( меняется в пределах 013 EMBED Equation.3 1415(13 EMBED Equation.3 1415 1 или 013 EMBED Equation.3 1415(13 EMBED Equation.3 1415 100%.
если ( =0, то nдисс. = 0 – вещество является неэлектролитом,
если (=1, то nдисс.= n0 – вещество относится к группе сильных электролитов (( > 30%),
если (13 EMBED Equation.3 14150, то nдисс. << n0 – вещество является слабым электролитом (( < 3%).

К группе сильных электролитов относятся (( =1 или (13 EMBED Equation.3 14151):
– растворимые в воде соли;
– растворимые в воде основания (щёлочи) – KOH, NaOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, LiOH;
– кислоты – HNO3, HClO4, , H2SO4, НCl, HBr, HI.
К группе слабых электролитов относятся ((13 EMBED Equation.3 14150):
– неорганические кислоты – HNO2, HClO, HCN, HF, H2CO3, H2S, H2SO3, H3PO4;
– органические карбоновые кислоты – уксусная, муравьиная, пропионовая и др;
– основания – раствор аммиака в воде (NH4OH), водные растворы органических аминов;
– вода – амфотерный электролит (амфолит).
Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов ((= 1, сдисс = с0):

AnBm
(
n Az+
+
m Bz-

до диссоциации
с0





после диссоциации
0

(Az+) = nс0

(Bz-) = mс0


Примеры:

1)


HCl

(

H+

+

Cl-

до диссоциации:
с0





после диссоциации:
0

с0

с0


2)

H2SO4

(

2H+

+

SO42-

до диссоциации:
с0





после диссоциации:
0

с(H+) = 2с0

с(SO42-) = с0



3)

Al2(SO4)3

(

2 Al3+

+

3 SO42-

до диссоциации:
с0





после диссоциации:
0

с(Al3+)=2с0

с(SO42-) =3с0






Так как процесс диссоциации сильного электролита практически необратим, его нельзя охарактеризовать константой диссоциации.

Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора
В не слишком разбавленных растворах сильных электролитов ионы расположены близко друг к другу и поэтому сильно взаимодействуют между собой. Значительное межионное взаимодействие приводит к тому, что ионы в растворах не вполне свободны, а их движение затруднено, что уменьшает степень их участия в процессах, протекающих в растворе, создавая эффект уменьшения их концентрации. Количественно влияние межионного взаимодействия на поведение (±) – иона в растворе сильного электролита характеризуется его активностью (± и коэффициентом активности f±.
Активность иона (± – эффективная, действующая концентрация (±)-иона, соответственно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов.
Коэффициент активности иона f± показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита.
Активность иона связана с его молярной концентрацией уравнением:
13 EMBED Equation.3 1415± = f±·с ± (5.3)
В бесконечно разбавленных растворах (с < 10-4моль/л) концентрации ионов малы и межионным взаимодействием можно пренебречь: f±13 EMBED Equation.3 14151; активности ионов можно приравнять их молярным концентрациям: 13 EMBED Equation.3 1415± = с ±.
Значение коэффициента активности иона зависит от:
1) концентрации данного иона;
2) температуры;
3) концентрации других ионов, присутствующих одновременно в растворе.
Для изучения влияния общей концентрации всех других ионов в растворе было введено понятие ионной силы I раствора электролита (Льюис, 1907).
Ионная сила раствора – мера межионного взаимодействия, величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, которая равна полусумме произведения молярной концентрации (с±) каждого иона на величину его заряда (z±), возведенную в квадрат:
I = 13 EMBED Equation.3 14152 (5.4)
Ионная сила раствора существенно возрастает при наличии в нем многозарядных ионов.
В разбавленных растворах зависимость между коэффициентом активности ионов f±, их зарядом z± и ионной силой I раствора описывается уравнением Дебая-Хюккеля:
13 EMBED Equation.3 1415 (5.5)
C увеличением ионной силы раствора коэффициент активности данного иона (катиона или аниона) уменьшается. Если ионная сила раствора I > 0,15 моль/дм3 то уравнение Дебая-Хюккеля имеет вид:
13 EMBED Equation.3 1415 (5.6)
При решения расчетных задач значения коэффициентов активности ионов в растворах данной концентрации растворенного вещества берут из справочных таблиц или рассчитывают.
При работе с биологическими системами следует учитывать межионное взаимодействие. Незначительное увеличение ионной силы раствора вызывает изменение степени ионизации белков или нуклеиновых кислот, что приводит к изменению их конформации, а следовательно, и физиологических функций; например, ионная сила плазмы крови человека равна 0,15 моль/дм3, что должно быть учтено при приготовлении физиологических растворов. В растворах с высокой ионной силой вместо молярной концентрации катиона или аниона используют его активность (а±).

Расчёт концентраций ионов и недиссоциированных молекул в растворах
слабых электролитов ((( 0, сдисс. = ( ( с0). Закон разбавления Оствальда.

Диссоциация слабой кислоты
Слабые кислоты диссоциируют обратимо; слабые многоосновные кислоты – обратимо и ступенчато.
Пусть молярная концентрация приготовленного раствора слабой кислоты равна с0, а ее степень диссоциации 0 < ( << 1; к моменту установления равновесия продиссоциировало сдис. = ( с0 кислоты, тогда:




(
H+
+
Х-

до диссоциации:

с0





равновесие:
[HX] = с0 – сдисс.= = с0 (1 – ()

[H+] = ( c0

[X–] = ( c0


Молярные концентрации всех компонентов раствора в состоянии динамического равновесия называют равновесными концентрациями и записывают их в квадратных скобках.
Связь между равновесными концентрациями осуществляется через константу диссоциации, величину которой при необходимости можно найти в справочнике:
Кдис. = 13 EMBED Equation.3 1415, (5.7)

где для слабых электролитов часто используют приближённую формулу, считая, что с0 – [H+] ( с0, поскольку с0 >> сдис. = [H+].
C другой стороны, в выражение для константы диссоциации, можно ввести степень диссоциации:
Кдис. = 13 EMBED Equation.3 1415,
Таким образом, ( ( 13 EMBED Equation.3 1415 (5.8)
Зависимость степени диссоциации слабого электролита от его природы (Кдис.) и концентрации в растворе называют законом разбавления Оствальда: при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации растет.
Концентрацию ионов водорода в растворе слабой кислоты с учетом равновесия ее диссоциации рассчитывают по уравнению:
[H+] = [X–] = (с0 = 13 EMBED Equation.3 1415 (5.9)

В случае диссоциации слабых многоосновных кислот используется аналогичная расчётная схема, в которой учитывается диссоциация только по первой ступени, а диссоциацией по следующим ступеням можно пренебречь, т.к. Кдис. по последующим ступеням достаточно низкие , что является основанием учета диссоциации по первой ступени. В этом случае для расчётов концентрации ионов водорода в растворах слабых многоосновных кислот используют справочныее значения их констант диссоциации по первой ступени. Константу диссоциации кислоты принято обозначать Ка (от английского слова asid - кислота).

Диссоциация слабого основания.
Диссоциация воды.
Ионное произведение воды Кw.
Аналогичные по форме соотношения можно получить при расчёте равновесия диссоциации слабого основания, например, гидроксида аммония NH4OH:

NH4OH ( NH4+ + OH-
( ( 13 EMBED Equation.3 1415 и [OH-] = [NH4+] = ( ( с0 = 13 EMBED Equation.3 1415, (5.10)
где с0 – молярная концентрация аммиака в его растворе, а Кдис. – справочное значение константы диссоциации гидроксида аммония; константу диссоциации основания обозначают Кb (от английского слова base – основание).
Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, в котором положение равновесия можно смещать влево (подавление диссоциации) за счёт добавления в раствор сильных электролитов, при диссоциации которых образуется ион, одноимённый с ионом слабого электролита. Смещение равновесия вправо достигается за счёт связывания продуктов диссоциации в менее диссоциирующие соединения. Например, диссоциацию уксусной кислоты можно подавить за счёт добавления в её раствор ацетата натрия или сильной кислоты, поставляющей в раствор Н+.
Особый интерес представляет диссоциация воды – слабого амфотерного электролита:
H2O ( H+ + OH-,
где равновесные концентрации ионов связаны друг с другом через константу диссоциации:
Кдис. = 13 EMBED Equation.3 1415;
ее величина может быть вычислена при любой температуре на основании данных измерения электропроводности чистой воды. При 22 0С Кдис. равна 1,8·10-16; пренебрегая ничтожно малой степенью диссоциации воды, концентрацию молекул воды как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах можно считать величиной постоянной:
13 EMBED Equation.3 1415.
Тогда выражение для константы диссоциации можно переписать:
13 EMBED Equation.3 1415
произведение [Н+]·[ОН-]=10-14 называют ионным произведением воды и обозначают Кw: [OH-]·[H+]=Кw=10-14 (5.11)
Для чистой воды и для разбавленных водных растворов любых веществ ионное произведение воды Кw при данной температуре является величиной постоянной и равно 10-14. С повышением температуры Кw возрастает, с понижением – уменьшается. Так, например, при 100 0С ионное произведение воды Кw =10-12.
Используя величину ионного произведения воды Кw и известную концентрацию одного из ионов воды, исходя из формулы (5.11), можно вычислить концентрацию ионов Н+ и ОН- в любом водном растворе:
13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415.
В чистой воде из условия электронейтральности:
13 EMBED Equation.3 1415
Растворы, в которых [Н+]=[ОН-] =10-7 моль/дм3, называются нейтральными.
Если [H+] > [OH-] > 10-7 моль/дм3 (>10-6...10-1моль/дм3) растворы называются кислыми, если [H+] < [OH-] < 10-7моль/дм3 – щелочными растворами (<10-8...10-14 моль/дм3).
На практике кислотность раствора в водных средах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода или гидроксила, а безразмерной величиной – водородным показателем рН.
Водородный показатель рН – количественная характеристика кислотности среды – величина, равная отрицательному десятичному логарифму равновесной концентрации ионов водорода в растворе:
рН = –lg[H+].
Аналогично гидроксильный показатель рОН:
рОН = –lg[OH-].
В любом водном растворе [OH-]·[H+]=Кw=10-14 (при 220С). Логарифмируя это выражение и учитывая выражения для рН и рОН, получаем:
рН + рОН = 14 (5.12)
В нейтральной среде рН = рОН = 7,0; в кислой среде рН < 7,0; в щелочной – рН > 7,0. В разбавленных водных растворах различных веществ величина рН меняется от 0 до 14.

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
1. Вычислить ионную силу в растворе 0,1 моль/дм3 сульфата натрия.
Решение:
Na2SO42Na+ + SO42-
c[13 EMBED Equation.3 1415]: 0,1 0,2 0,1

13 EMBED Equation.3 1415 Ответ: ионная сила 0,1 моль/дм3 Na2SO4 равна 0,3 моль/дм3.

2. Вычислить концентрацию ионов ОН-, рОН и рН для 0,1 моль/дм3 раствора аммиака (Кb=1,76·10-5).
Решение: NH3 + H2O ( NH4OH ( NH4+ + OH-
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: [ОН-]=1,32·10-3; рОН=2,88; рН=11,12.

3. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75 10-5. Определите массу ацетата натрия, которую необходимо добавить к 300 см3 0,1 моль/дм3 раствора уксусной кислоты, чтобы понизить концентрацию ионов водорода в растворе в 100 раз.
Решение:
Найдём равновесную концентрацию ионов водорода в 0,1 моль/дм3 растворе CH3COOH:
13 EMBED Equation.3 1415.
При добавлении CH3COONa концентрация ионов H+ должна быть в 100 раз меньше (диссоциация частично подавлена), т.е. 1,32
· 10-5 моль/дм3. Пусть необходимо внести в 1 дм3 исходного раствора кислоты х моль соли, что соответствует добавке x моль ацетат- ионов, тогда равновесные концентрации равны: [H+] = 1,32(10-5 моль/дм3
[CH3COO-] = (x + 1,32
· 10-5) моль/дм3( x моль/дм3
[CH3COOH] = с0 – [H+] = 0.1 – 1.32( 10-5 ( 0,1 моль/дм3
и, подставив значения равновесных концентраций в выражение для константы диссоциации уксусной кислоты:
13 EMBED Equation.3 1415

Находим: x = 0,133 моль, что соответствует концентрации соли с(CH3COONa) = 0,133 моль/дм3.
Масса добавки ацетата натрия к 300 см3 раствора равна:
m (CH3COONa) = с(CH3COONa) ( Vр-р ( M (CH3COONa) = 0,133 ( 0,3 ( 82 = 3,27 г
Ответ: m (CH3COONa) = 3,27 г.

Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований
В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.
При вычислении рН раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию сильной кислоты с0. Так как диссоциация сильной кислоты или сильного основания – процесс необратимый, то для расчетов рН используют следующие уравнения:
рН = -lg c(H+) = -lg c0(HAn),
где с0(НAn) – молярная концентрация сильной одноосновной кислоты, моль/дм3.

Для серной кислоты:
рН = -lg c (H+) = -lg 2c0(H2SO4).
Для сильного основания (щелочи):
[OH-] = c0 (KtOH),
где с0(KtOH) – молярная концентрация однокислотного основания в растворе, тогда
[H+]=13 EMBED Equation.3 1415 рН=14+lg co(KtOH).
В растворах с высокой ионной силой вместо концентрации ионов Н+ или ОН- используют их активности:
а(Н+)=с(Н+)·f(H+); a(OH-)=c(OH-)·f(OH-).
При вычислении рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию этого вещества и константу его диссоциации (Ка или Кв).
Пусть НАс – слабая одноосновная кислота с молярной концентрацией с0 и степенью диссоциации 13 EMBED Equation.3 1415:

HАс
(
H+
+
Ас-

до диссоциации:

с0





равновесие:
с0-(·с

( c0

( c0


Согласно формуле (5.8), учитывая,что равновесная концентрация ионов водорода 13 EMBED Equation.3 1415, получаем:
13 EMBED Equation.3 1415
рН = -lg [H+].
В растворах слабых оснований (NH4OH) находят равновесную концентрацию ОН-: 13 EMBED Equation.3 1415, после чего рассчитывают рН:
рН13 EMBED Equation.3 1415

Гидролиз солей
Гидролиз – это вторичный равновесный процесс взаимодействия с диполями воды ионов соли, возникающих в результате первичного процесса – полной (необратимой) диссоциации молекул соли, в результате чего изменяется соотношение равновесных концентраций ионов H+ и OH- в водном растворе соли по сравнению с чистой водой. В случае многозарядных ионов соли их гидролиз идёт ступенчато и в расчётах pH растворов гидролизующихся средних солей учитывают гидролиз лишь по первой ступени. В растворах солей, образованных сильными кислотами и щёлочами, гидролиз отсутствует, и величина pH воды сохраняется.
Различают несколько типов гидролиза:
а) гидролиз по катиону соли – соль образована слабым основанием и сильной кислотой (на примере соли FeCl3):
первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли: FeCl3 ( Fe3+ + 3Сl- ,
вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз иона Fe3+:
I - ступень: Fe3+ + H2O ( FeOH2+ + H+ , pH < 7
II – ступень: FeOH2++ H2O ( Fe(OH) ++ H+ и т.д.
Таким образом, растворы гидролизующихся по катиону солей являются кислыми.
б) гидролиз по аниону соли – соль образовании сильным основанием и слабой кислотой (на примере соли Na3PO4):
первичный процесс – полная (необратимая) диссоциация соли: Na3PO4 3Na+ + PO43- ,
вторичный процесс – обратимый ступенчатый гидролиз по аниону PO43-:
I – ступень: PO43- + H2O ( HPO42- + OH- , pH > 7
II – ступень: HPO42-+ H2O ( H2PO4- + OH- и т.д.
Таким образом, растворы гидролизующихся по аниону солей являются щелочными.

Методика расчёта pH в растворах средних гидролизующихся солей
Рассмотрим методику расчёта pH в растворах гидролизующихся солей. Равновесные концентрации участников процесса гидролиза по каждой ступени (вода не учитывается) связаны друг с другом через соответствующую константу гидролиза Кг, которую рассчитывают по следующему правилу:
константа гидролиза Кг равна частному от деления ионного произведения воды Кw = 10–14 на константу диссоциации Ка слабой кислоты (Кb слабого основания), которые образовались в результате гидролиза.
Пример. Слабая фосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням :
H3PO4 H2PO4– HPO42– PO43–
константы диссоциации Kа1 Kа2 Kа3
при этом образуются три типа анионов, способных к гидролизу.
Ион PO43– гидролизуется по трем ступеням и каждая из них имеет свою константу гидролиза: PO43- HPO42- H2PO4- H3PO4. Константа гидролиза : Kг1 = Кw / Ка3; Kг2 = Кw / Ка2; Kг3 = Кw / Ка1.
В качестве примера рассмотрим простейший случай расчета pH в растворе средней соли, например, фосфата натрия с молярной концентрацией с0 моль/л.
Na3PO4 3Na+ + PO43–
с0 3с0 с0
Обозначим степень гидролиза иона PO43– по первой ступени через h1 (h1<<1), тогда к моменту установления равновесия подверглось гидролизу сгидр. (PO43–) = h1 ·с0 и
PO43– + H2O HPO42– + OH–
до гидролиза с0 моль/л ( ( - ( -
равновесие [PO43-] = с0 – сгидр. =( ( [HPO42-] = h1 с0 ( [OH–] = h1 с0
= с0 (1 – h1)

Гидролизующийся ион PO43– образовался по третьей ступени диссоциации фосфорной кислоты, поэтому Кг1 = 13 EMBED Equation.3 1415,
откуда h1 = 13 EMBED Equation.3 1415 , [OH–] = h1 С0 = 13 EMBED Equation.3 1415 и pOH = - lg [OH–]= =(13 EMBED Equation.3 1415), а pH = 14 – pOH .
Заметим, что использование упрощенной формулы (1 << h1) возможно, если константа гидролиза Кг < 10–3, концентрация иона с0 > 0,001 моль/л; в противном случае следует проводить вычисления по общей формуле.
Расчет рН в растворах кислых солей более сложен, поскольку анион может участвовать в двух конкурирующих процессах – гидролиза и диссоциации. Тем не менее, можно легко определить характер раствора, сравнивая константы равновесия этих процессов, и преобладает тот из них, у которого константа больше.
Пример – в растворе гидрофосфата натрия Na2HPO4 2 Na+ + HPO42– , причем ион HPO42– может далее
а) диссоциировать по III ступени HPO42– PO43– + Н+; К3(Н3РО4) = 1,26·10–12
б) гидролизоваться HPO42– + H2O H2PO4– + OH– Кг = Кw / К2(Н3РО4) =
= 10–14 / 6,34·10–8 = 1,57·10–7.
Видно, что преобладает процесс гидролиза HPO42– и раствор данной соли слабощелочной.

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
1. Вычислить константу гидролиза Кг, степень гидролиза h и рН раствора хлорида аммония с концентрацией соли с(NH4Cl)=0,01 моль/дм3.
Решение:
1) соль NH4Cl образована сильной кислотой HCl и слабым основанием NH4OH – гидролиз по катиону; гидролиз соли – процесс обратимый.
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl
NH4+ + H2O ( NH4OH + H+ - в результате гидролиза образуются ионы Н+, т.е. среда в растворе кислая.
2) константу гидролиза Кг рассчитывают по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где Кw – ионное произведение воды, Кw =10-14 (25 0С); Кb (NH4OH) – константа ионизации основания (справочная величина), Кb (NH4OH)=1,74·10-5.
13 EMBED Equation.3 1415
3) степень гидролиза h соли рассчитывают по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где cо – молярная концентрация соли в растворе.
13 EMBED Equation.3 1415
4) концентрация Н+ ионов равна концентрации гидролизованной части соли и ее определяют по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415
5) 13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: константа гидролиза соли NH4Cl равна 5,75·10-10; степень гидролиза составила 2,4·10-4; рН раствора равен 5,62.

2. Определить константу гидролиза, степень гидролиза и рН раствора ацетата калия, если концентрация с(СН3СООК)=0,1моль/дм3, а Ка(СН3СООН)=1,8·10-5.
Решение:
1) соль CH3COOK образована слабой кислотой CH3COOH и сильным основанием KOH – гидролиз по аниону, среда в результате гидролиза щелочная:
CH3COOK + H2O = CH3COOH + KOH;
СH3COO- + H2O ( CH3COOH + OH- – накапливаются ионы ОН-, среда щелочная.
2) константу гидролиза Кг рассчитывают по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где Ка – константа ионизации кислоты. 13 EMBED Equation.3 1415
2) степень гидролиза h соли рассчитывают по уравнению:
13 EMBED Equation.3 1415,
где с0 – концентрация соли в растворе.
13 EMBED Equation.3 1415
3) концентрация ОН- - ионов равна концентрации гидролизованной части соли:
13 EMBED Equation.3 1415
4) 13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: константа гидролиза соли CH3COOK равна 5,6·10-10; степень гидролиза составила 7,5·10-5; рН раствора 8,88.

3. В результате реакции гидролиза гидрокарбоната натрия в его растворе создается слабощелочная среда. Рассчитайте рН раствора, содержащего 10 г гидрокарбоната натрия в 200 см3 раствора, если степень гидролиза равна 0,01 %.
Решение:
1) соль NaHCO3 – кислая соль слабой угольной кислоты и сильного основания – гидролиз по аниону:
NaHCO3 + H2O = NaOH + H2O + CO2
HCO3- + H2O ( OH- + H2O + CO2 – среда щелочная
2) концентрация ОН- - ионов равна концентрации гидролизованной части соли:
13 EMBED Equation.3 1415, где h – степень гидролиза соли, а с(NaHCO3) – молярная концентрация соли в растворе:
13 EMBED Equation.3 1415,
тогда 13 EMBED Equation.3 1415
3) 13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: рН = 9,78.

6. Тема 4. Теория кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Сопряженные кислотно-основные пары. Буферные системы

Теоретические аспекты
Буферные растворы – это растворы, способные сохранять заданное значение рН при разбавлении или добавлении в раствор небольших количеств сильной кислоты или щёлочи. Последнее свойство называется буферным действием, и оно связано со строго определённым химическим составом растворов – буферные растворы содержат два находящихся в равновесии друг с другом компонента – кислоту и сопряженное основание, которые образуют сопряжённую кислотно-основную пару. Первый из них связывает в малодиссоциирующее соединение вносимые в раствор ионы ОН-, выполняя роль кислоты, а второй – связывает вносимые в раствор ионы Н+, выполняя роль основания.
В данном случае понятия кислоты и основания соответствуют протолитической теории кислот и оснований Н. Бренстеда и Т. Лоури (1923):
кислота – вещество, являющееся донором протонов Н+ или акцептором ионов ОН– (ТЭД Аррениуса: кислоты –вещества, при диссоциации молекул которых образуются только катионы Н+);
основание – вещество, являющееся акцептором протонов Н+ (ТЭД Аррениуса: основания – вещества, при диссоциации молекул которых образуются анионы только ОН–)
Кислота, отдавая Н+, образует сопряженное основание. Вместе они – сопряженная кислотно-основная пара.
Примеры:
1)
СН3СООН
(
Н+
+
СН3СОО-


кислота



основание


2)
NH3
+
Н+
(
NH4+


основание



кислота




По химическому составу буферные растворы делят на кислотные и основные:
1) кислотные буферные растворы – роль кислоты (к) выполняет слабая кислота или её кислая соль, а сопряжённым основанием (осн) является средняя соль этой кислоты или её кислая соль с большей степенью замещения ионов водорода на ион металла.
Примеры:
а) Уксусная кислота и её соль образует ацетатный буфер:
СН3СООН (к)
СН3СООNa (осн)
б) Фосфорная кислота и её соли могут образовывать три типа буферных систем:
13 EMBED Word.Picture.8 1415
в) Угольная кислота и её соли могут образовывать два типа буферных систем:
13 EMBED Word.Picture.8 1415
2) основные буферные растворы – роль основания (осн) выполняет слабое основание, роль кислоты (к) – соль этого слабого основания.
Пример: NH4OH (осн) Аммиачный
NH4Cl (к) буфер
При записи состава буферного раствора рекомендовано первым указывать состав основания буферной смеси, затем, через запятую, кислоту. Называют буферный раствор по названию частицы, выполняющей роль основания.

Особенности равновесий в буферных растворах и механизм буферного действия.
Все дальнейшее обсуждение свойств буферных растворов и расчёты будут проведены на примере гидрофосфатного буферного раствора:
Na2HPO4 (осн), NaH2PO4 (к)
Соль NaH2PO4 (к), выполняющая роль кислоты, диссоциирует в буферном растворе на ионы:



·=1





NaH2PO4
(
Na+
+
H2PO4-


ск



ск




·(0





H2PO4
(
H+
+
HPO42-

равновесные концентрации ионов
ск






ск(1-
·)




· ск


где сk – концентрация дигидрофосфата натрия (к) в буферном растворе, а 13SYMBOL 97 \f "Symbol" \s 1214a15 – степень диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени.
Соль Na2HPO4 (осн), выполняющая роль сопряжённого основания, диссоциирует в буферном растворе на ионы и частично гидролизуется по аниону:



·=1





Na2HPO4
(
Na+
+
H2PO4-












h(0





HPO42-
+
H2O
(
H2PO4-
+
OH-

равновесные концентрации ионов









cо(1-h)





h сo


где сосн – концентрация гидрофосфата натрия в буферном растворе, а h – степень гидролиза гидрофосфат - ионов.
В буферной системе ионы H2PO4-, образующиеся при диссоциации NaH2PO4 (к) и являющиеся донорами протонов Н+, подавляют гидролиз ионов HPO42-, образующихся при диссоциации Na2HPO4 (осн) и выполняющих роль акцептора протонов, и наоборот, ионы HPO42- подавляют диссоциацию ионов H2PO4-. Это означает, что равновесные концентрации анионов практически совпадают с концентрацией соли в буферном растворе:
13SYMBOL 91 \f "Symbol" \s 1214[15H2PO4-13SYMBOL 93 \f "Symbol" \s 1214]15 = (1-13SYMBOL 97 \f "Symbol" \s 1214a15)13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15ck(NaH2PO4)13SYMBOL 97 \f "Symbol" \s 1214a15 13SYMBOL 187 \f "Symbol" \s 1214»15 13SYMBOL 48 \f "Symbol" \s 1214015 13SYMBOL 187 \f "Symbol" \s 1214»15 ck (NaH2PO4)
13SYMBOL 91 \f "Symbol" \s 1214[15HPO42-13SYMBOL 93 \f "Symbol" \s 1214]15 = (1-h)13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 c0(Na2HPO4)h 13SYMBOL 187 \f "Symbol" \s 1214»15 0 13SYMBOL 187 \f "Symbol" \s 1214»15 c0(Na2HPO4).
Буферное действие фосфатного буферного раствора обеспечивается за счёт смещения равновесия, существующего между ионами H2PO4- и HPO42- в буферном растворе при добавлении сильной кислоты или щелочи, которое является результатом протекания реакций между компонентами буферного раствора и добавляемыми ионами водорода или гидроксила:
а) при добавлении сильной кислоты HnX в буферный раствор поступает количество добавленных ионов водорода:
13 EMBED Equation.3 1415
сопряжённое основание буферной системы связывает ионы Н+, в результате чего общее содержание сопряженной кислоты в буферном растворе растёт, а основания – уменьшается, а активная кислотность буферного раствора – рН -остаётся неизменной или незначительно уменьшается:

HPO42- + H+(добавка) 13SYMBOL 174 \f "Symbol" \s 1214®15 H2PO4- – ионная форма уравнения буферного действия.

Na2HPO4
+
HCl
(
NaH2PO4
+
NaCl
молекулярная форма

начало

>
x (доб.)

nk




окончание
nо-x

0

nk+x


количество после утилизации Н+


б) при добавлении щёлочи М(ОН)n в буферный раствор поступает количество введенных гидроксид-ионов:
13 EMBED Equation.3 1415
сопряженная кислота буферной системы связывает введенные ионы ОН-, в результате чего общее содержание сопряженного основания в буферном растворе растёт, а кислоты – уменьшается, но активная кислотность буфера – рН остаётся неизменной или незначительно увеличивается :

H2PO4- + OH-(добавка) 13SYMBOL 174 \f "Symbol" \s 1214®15 HPO42- + H2O – ионная форма уравнения буферного действия.


NaH2PO4
+
NaOH
(
Na2HPO4
+
H2O
молекулярная форма

начало
nk
>
x (доб.)

no




окончание
nk-x

0

no+x


количество после утилизации OH-


Буферное действие по отношению к кислотам и щелочам сохраняются до тех пор, пока количества компонентов буферной системы, связывающих ионы Н+ или ОН-, будут больше количеств этих ионов, поступающих в буферный раствор извне.

Расчёт рН буферного раствора и область его буферного действия.
Буферное действие приведенного в качестве примера буферного раствора обеспечивается подвижностью равновесия H2PO4- ( H+ + НPO42- , в котором равновесные концентрации ионов связаны друг с другом через константу диссоциации фосфорной кислоты по второй ступени: 13 EMBED Equation.3 1415,
где равновесные концентрации анионов фосфорной кислоты заменены на концентрации солей в буферном растворе согласно разделу I данной темы. Выражая из последнего равенства величину [H+] и проводя логарифмирование, можно легко получить уравнение Гендерсона-Хассельбаха для расчёта рН гидрофосфатного буферного раствора заданного состава:
13 EMBED Equation.3 1415 (6.1)13 EMBED Equation.3 1415
где величина рК2 = -lgK2 берётся из справочника.
Получим другую полезную форму уравнения (6.3). По определению молярных концентраций:
13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415
где Vбуф. – объём буферного раствора. Подставляя последние в уравнение (6.1), получаем:
13 EMBED Equation.3 1415 (6.2)
По аналогии можно получить уравнение для расчёта рН основных буферных растворов и в частности для аммиачного буферного раствора оно имеет вид:
13 EMBED Equation.3 1415 (6.3)
где использована известная связь рН = 14 – рОН.
Примечание: Расчётное уравнение Гендерсона-Хассельбаха является приближённым и справедливо, если концентрации сопряжённых кислоты и основания соизмеримы и превышают 0,001 М, а рК слабой кислоты лежит в пределах от 3 до 11.
Любая буферная система имеет свою область буферного действия, внутри которой она может эффективно поддерживать заданное значение рН.
Для кислотного буферного раствора она соответствует интервалу
·pH = pK 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±15 1. 13 EMBED Word.Picture.8 1415
В случае основного буферного раствора его область буферного действия определяется интервалом
· pOH = pKосн. 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±15 1 или pH = (14 – pKосн.) 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±15 1. На концах интервала согласно уравнению Гендерсона-Хассельбаха (Г-Х) (1) концентрации компонентов буферной смеси различаются в 10 раз.
Например, для фосфатного буфера: 13 EMBED Equation.3 1415
Примеры:
Ацетатный буфер: рК (НАс) = 4,75 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15
рН = от 3,75 до 5,75
Аммиачный буфер: рК (NH4OH) = 4,75 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15 рН (14-4,75) 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±15 1 = от 8,25 до 10,25
Фосфатный буфер: рК2 (Н3РО4) = 7,21 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15 рН = от 6,21 до 8,21
Гидрокарбонатный буфер: рК1 (Н2СО3) = 6,37 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15 рН = от 5,37 до 7,37

Способы приготовления буферных растворов с заданным значением рН.
Существует два способа приготовления буферных растворов:
1) путем смешения водных растворов сопряжённых кислоты и основания.
2) путем частичной нейтрализации слабой кислоты – щёлочью или слабого основания – сильной кислотой.
Второй способ широко используется в лабораторной практике при приготовлении буферных смесей с использованием рН – метра, когда нейтрализацию ведут до заданного значения рН, величину которого контролируют по прибору.
1. Приготовить фосфатный буфер объемом Vбуф. с заданным значением рН методом смешения растворов дигидрофосфата и гидрофосфата натрия:

1.1 Определим объемы Vк и V0 исходных растворов сопряжённых кислоты и основания, если известны их концентрации cк(нач) и cосн(нач) . Для расчёта необходимо составить два уравнения, первое из которых очевидно
Vбуф = Vосн + Vк (6.4)
а второе получим на основе уравнения (6.2).
Поскольку количества солей в буферном растворе равно их количеству в соответсвующих объёмах исходных растворов, то
nосн (в буферном растворе) = cосн(нач) 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 Vосн,
nк (в буферном растворе) = cк(нач) 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 Vк

Подставляя эти величины в уравнение (6.2), находим второе уравнение связи между искомыми объёмами:

13 EMBED Equation.3 1415
(6.5)


(6.6)


Решая систему из двух уравнений (6.4) и (6.5) или (6.4) и (6.6), находим объёмы растворов Vк и Vосн, при смешении которых образуется буферный раствор с заданным значением рН.
2) Этот же буферный раствор можно приготовить путём частичной нейтрализации фосфорной кислоты щёлочью, например NaOH.
Пусть в растворе фосфорной кислоты объёмом V дм3 и молярной концентрацией
c (Н3РО4) моль/дм3 содержится n (Н3РО4) = c (Н3РО4)13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15V = а моль Н3РО4. Гидрофосфатный буферный раствор содержит смесь двух солей Na2HPO4 / NaH2PO4, поэтому расчеты при нейтрализации кислоты проводят в два этапа: перевод а моль фосфорной кислоты в дигидрофосфат – ион (I этап) и далее частичный перевод дигидрофосфат-иона в гидрофосфат-ион до нужного значения рН (II этап) – решение задач на избыток-недостаток:
13 EMBED Word.Picture.8 1415
Необходимое количество щёлочи х для осуществления второго этапа определяют по уравнению (2):
13 EMBED Equation.3 1415
Общее количество NaOH равно nобщ.(I+II этапы) = а + х, и если в исходный раствор фосфорной кислоты добавляют кристаллический NaOH, то его масса равна
m (NaOH) = =(a+x) 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 M (NaOH);
если добавляют раствор щёлочи, то его объём равен:
13 EMBED Equation.3 1415

Расчёт изменения рН при добавлении к гидрофосфатному буферному раствору небольших добавок сильной кислоты или щёлочи, а также при его разбавлении (расчет изменения рН в результате буферного действия).
Пусть исходный буферный раствор объёмом V содержит nк моль кислоты и nосн моль сопряжённого основания, тогда в соответствии с уравнением (6.2):
13 EMBED Equation.3 1415
а) добавление сильной кислоты НnX:
13 EMBED Equation.3 1415
и конечные количества компонентов буферной смеси равны:
nосн(кон.) = nосн – х; nк(кон.) = nк + х .
Величина рН конечного состояния рассчитывается по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415
(6.7)

причём происходит небольшой сдвиг в кислую область рН(нач) 13SYMBOL 62 \f "Symbol" \s 1214>15 рН(кон).
б) добавление щёлочи M(OH)n:
13 EMBED Equation.3 1415
и конечные количества компонентов буферной смеси равны:
nосн(кон.) = nосн + х; nк(кон.) = nк - х
Величина рН конечного состояния рассчитывается по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415
(6.8)

причём происходит небольшой сдвиг в щелочную область: рН(нач) 13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15 рН(кон).
Примечание: nосн и nк относятся к объёму буферного раствора, в который сделаны добавки.
в) при разбавлении буферного раствора водой исходные концентрации его компонентов cосн и cк уменьшаются в одинаковое число раз, поэтому их отношение в уравнении (6.1) остаётся неизменным и, следовательно, величина рН сохраняется.

Буферная ёмкость – мера устойчивости буферного раствора
Разные буферные растворы из области буферного действия не в равной мере эффективно противостоят изменению рН в результате добавок сильной кислоты или щёлочи. Мерой устойчивости буферного раствора к указанным выше внешним воздействиям является его буферная ёмкость.
Буферной ёмкостью раствора с заданным значением рН называется число молей эквивалентов сильной кислоты или щёлочи, которые нужно добавить к 1 дм3 данного буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу и обозначается:
по кислоте Вк , моль Н+ / дм3;
по щёлочи Вщ , моль ОН- / дм3
Рассчитанную таким образом буферную емкость называют теоретической буферной емкостью.
Буферная ёмкость раствора зависит как от исходного значения рН раствора, так и от абсолютных концентраций (количеств) кислоты и сопряжённого основания в нём. Заметим, что согласно уравнениям (6.1–6.3), величина рН буферного раствора определяется только отношением
13 EMBED Equation.3 1415
и не зависит от абсолютных значений этих величин.

1) зависимость буферной ёмкости от рН представлена на рисунке, из которого видно, что наиболее устойчивы растворы со значением рН близким к рК сопряженной кислоты:
а) кислотный буфер:
13 EMBED Word.Picture.8 1415
б) основный буфер – форма зависимости сохраняется, а экстремум кривой приходится на значение рН = 14 - рКb.
2) увеличение абсолютных концентраций (количеств) компонентов буферного раствора с одним и тем же значением рН увеличивает их буферную ёмкость.
Если приготовить, например, три буферные системы, которые подчиняются приведённым ниже требованиям:

I

II

III

nк13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415
13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15
nк13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415
13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15
nк13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415

nосн 13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415
13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15
nосн13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415
13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15
nосн13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415


причём 13 EMBED Equation.3 1415
например
13 EMBED Equation.3 1415,

то согласно уравнению (2) эти растворы будут иметь одинаковые значения рН, но разную буферную ёмкость: В13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 12141513SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15 В13SYMBOL 178 \f "Symbol" \s 1214І1513SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15 В13SYMBOL 178 \f "Symbol" \s 1214І1513SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415.
Экспериментальное определение буферной ёмкости связано с измерением рН буферного раствора на рН – метре до и после внесения добавки сильной кислоты или щёлочи к заданному объёму Vбуф.
а) для буферного раствора объёмом Vбуф. измеряют рН(нач), вносят добавку кислоты :
13 EMBED Equation.3 1415
обычно вносят небольшой объём концентрированного раствора сильной кислоты, который практически не изменяет величину Vбуф, т.е. Vдоб 13SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<1513SYMBOL 60 \f "Symbol" \s 1214<15 Vбуф; измеряют рН(кон.) и определяют
13SYMBOL 189 \f "Symbol" \s 1214µ15(рН 13SYMBOL 189 \f "Symbol" \s 1214µ15= 13SYMBOL 189 \f "Symbol" \s 1214µ15рН(кон) - рН(нач)13SYMBOL 189 \f "Symbol" \s 1214µ15.
Найденные величины подставляют в расчётную формулу:
13 EMBED Equation.3 1415 (6.9)
б) аналогично определяют буферную ёмкость по щёлочи:
13 EMBED Equation.3 1415 (6.10)
Расчет теоретической буферной ёмкости по кислоте для данного буферного раствора можно осуществить на основе уравнения (6.7), если положить в нём
pH(кон) = рН(нач) – 1,
и далее рассчитать величину добавки кислоты в количестве х моль, которая приведет к уменьшению рН на единицу в буферном растворе, содержащем первоначально nосн и nк моль сопряженных основания и кислоты, причем далее эта добавка пересчитывается на 1 дм3 буферного раствора:
13 EMBED Equation.3 1415
где Vбуф, см3 – объём буферного раствора содержащего nосн и nк моль сопряженных основания и кислоты.
Аналогично проводят расчёт буферной ёмкости по щёлочи с использованием уравнения (6.8), в котором полагают pH(кон.) = рН(нач.) + 1. Дальнейший расчёт аналогичен предыдущему.

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
1. Определить рН ацетатного буферного раствора, приготовленного путем смешивания 100 см3 раствора уксусной кислоты (НAс) с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3 и 200 см3 раствора ацетата натрия (NaAc) с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3. Как изменится рН при добавлении к нему 30 см3 0,2М раствора NaOH?
Решение:
а) Рассчитаем количество компонентов в буферном растворе:

nк(буф) (НАс) = 0,1 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 0,1 = 0,01 моль

подставляем в уравнение Г-Х (5.1):

nосн(буф) (NaAc) = 0,2 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 0,2 = 0,04 моль




13 EMBED Equation.3 1415
б) Рассчитаем число моль ионов ОН, - внесённых с добавкой щелочи:
n (ОН-) = c(NaOH) 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 Vдоб = 0,2 13SYMBOL 215 \f "Symbol" \s 1214Ч15 0,03 = 0,006 [моль]
В результате связывания ионов ОН- кислотой НАс происходит, изменение количеств сопряжённых кислоты и основания в буферном растворе:
nк13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415(НАс) = 0,01 – 0,006 = 0,004 моль

подставляем в уравнение Г-Х (6.1):

nосн13SYMBOL 162 \f "Symbol" \s 121415(NaAc) = 0,04 + 0,006 = 0,046 моль



13 EMBED Equation.3 1415
2. Необходимо приготовить буферный раствор с рН = 4,3. В распоряжении имеются муравьиная и угольная кислоты, гидроксид натрия. Какие вещества и в каких молярных соотношениях следует смешать для приготовления нужного раствора?
Решение:
а) Проведём анализ возможных буферных систем, которые можно приготовить на основе указанных в задаче веществ:



область буферного действия

Формиатный буферный раствор
HCOONa
HCOOH
рК = 3,75 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15
рН = от 2,75 до 4, 75

Гидрокарбонатный буфер

NaHCO3
H2CO3
рК1 = 6,37 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15

рН = от 5,37 до 7,37


Карбонатный буфер

NaHCO3
Na2CO3
рК2 =10,32 13SYMBOL 222 \f "Symbol" \s 1214Ю15

рН = от 9,32 до 11,32



Величина рН заданного буферного раствора лежит в области буферного действия формиатного буферного раствора, поэтому для его приготовления необходимо взять муравьиную кислоту и гидроксид натрия.
б) Буферный раствор с заданным значением рН готовят методом частичной нейтрализации муравьиной кислоты гидроксидом натрия.

HCOOH
+
NaOH
(
HCOONa
+
H2O

начало

>
х

0



окончание
nк – х

0

х




где nк – количество кислоты в исходном растворе, х – количество добавленного NaOH, приводящее к формиатному буферному раствору с рН = 4,3. Дальнейший расчёт ведут по уравнению Г-Х (1):
13 EMBED Equation.3 1415
Таким образом, для приготовления буферного раствора с рН = 4,3 количество муравьиной кислоты должно превышать необходимое количество гидроксида натрия в 1,28 раза.

Лабораторная работа №3
Приготовление буферного раствора заданного состава и исследование его свойств
Цель работы: по заданию преподавателя приготовить методом смешения 80 см3 ацетатного (или аммиачного) буферного раствора с заданным значением рН на основе растворов составляющих их компонентов с известной начальной их концентрацией. Исследовать влияние разбавления, добавок сильной кислоты и щёлочи на рН буферной смеси; определить буферную ёмкость приготовленного раствора по кислоте и щёлочи.
В результате выполнения данной работы студент должен:
– уметь определить компонентный состав буферного раствора;
– знать и уметь применять уравнение Г-Х;
– решить индивидуальную задачу: рассчитать нужные объемы растворов сопряженных кислоты и основания, которые требуется смешать для получения заданного буферного раствора;
– записывать уравнения буферного действия при добавлении в буферный раствор сильной кислоты; щелочи;
– выполнять расчеты буферной емкости по кислоте, по щелочи;
– уметь объяснить, не проводя эксперимента, как зависит буферная емкость от состава буферного раствора;
– уметь рассчитывать теоретическую буферную емкость по кислоте; по щелочи;
– знать буферные системы крови (плазмы; эритроцитов), уметь показать совместное действие буферных систем крови (для студентов-медиков).
Оборудование и реактивы: рН – метр; стаканы химические вместимостью 50, 100, 200 см3; колбы конические на 250 см3; прибор для титрования; пипетки вместимостью 1 см3, 2 см3, 10 см3; мерный цилиндр; воронка; груша резиновая; водный раствор уксусной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе 0,1 моль/дм3; водный раствор ацетата натрия с молярной концентрацией вещества в растворе 0,1 моль/ дм3; водный раствор хлороводорода (соляная кислота) с молярной концентрацией вещества в растворе 0,5 моль/ дм3; водный раствор щелочи с молярной концентрацией вещества в растворе 0,5 моль/ дм3; дистиллированная вода.

Порядок выполнения работы
1) На основе методики приготовления буферных растворов, рассчитать с точностью до 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±150,1 см3 объёмы исходных растворов сопряжённых кислоты и основания, необходимые для приготовления 80 см3 заданной буферной смеси ацетатной или аммиачной соответственно, принимая во внимание, что
рКа (СН3СООН) =4,756; рКb (NH4OH) = 4,752.
Найденные объёмы растворов отмерить с помощью градуированной пипетки или бюретки, перенести их в коническую колбу на 250 см3 и перемешать.
2) Отобрать часть приготовленного буферного раствора в стаканчик на 50 см3 и измерить его рН на рН-метре. Качество приготовления раствора оценивается на основе следующего требования:
рН (измеренное) = рН (заданное) 13SYMBOL 177 \f "Symbol" \s 1214±15 0,1.

3) Приготовленный буферный раствор использовать для исследования его свойств:
а) В стаканчик на 50 см3 отобрать пипеткой 20 см3 буферного раствора и добавить в него градуированной пипеткой 0,5 см3 соляной кислоты с (1/1 НnX) = 0,5 моль/дм3. Измерить рН полученного раствора на рН-метре.
б) В стаканчик на 50 см3 отобрать пипеткой 20 см3 буферного раствора и добавить в него градуированной пипеткой 0,5 см3 раствора щёлочи с с (NaOH) = 0,5 моль/дм3. Измерить рН полученного раствора на рН-метре.
в) В стаканчик на 50 см3 отобрать пипеткой 10 см3 буферного раствора и добавить в него пипеткой 10 см3 воды. Измерить рН полученного раствора на рН-метре.
4) На основе уравнений буферного действия при добавлении сильной кислоты и щелочи, а также с учетом экспериментальных данных рассчитать буферную ёмкость по кислоте и щёлочи и сделать вывод об его устойчивости по отношению к добавкам кислот и щелочей.
5) На основе уравнения Г-Х (6.1) сделать теоретический расчёт рН буферных растворов после добавок сильной кислоты и щёлочи и сравнить полученные результаты с экспериментом. Провести расчёт теоретической буферной ёмкости приготовленного раствора по кислоте и щёлочи и сравнить полученные результаты с экспериментом.
Внимание! В расчётных формулах количества внесенных кислоты и основания должны соответствовать объёму буферного раствора 20 см3, в который были сделаны добавки. При расчете теоретической буферной емкости компонентный состав буферной смеси с заданным значение рН должен соответствовать одному литру буферного раствора.
6) Полученные результаты свести в таблицу 1:
Таблица 1 – Приготовление методом смешения и исследование свойств ацетатного буферного раствора с
рН = ... (Vбуф. = 60 см3; cнач (НАс) = моль/дм3; Vр-ра (НАс) = см3; cнач(NaАс) = моль/дм3; Vр-ра (NaАс) = см3).

Приготовлен-
ный буферный
раствор
Влияние добавок
Vбуф. = 20 см3
nк(НАс) = .ммоль
nосн(NaAc) =ммоль

Буферная ёмкость
Влияние разбавления
Vбуф. = 10 см3
V( Н2О )=10 см3



n (Н+) = .ммоль
n (ОН-) = .ммоль
Вк,
моль Н+
/дм3
Вщ,
моль ОН-/дм3


Экспериментальные
значения рН,
Вк и Вщ





Теоретически рассчитанные значения рН,
Вк и Вщ





По аналогии составляется таблица в случае приготовления и исследования свойств аммиачного буферного раствора.
Все расчеты должны быть представлены в отчете. Выводы по результатам эксперимента должны показать корреляции между теорией и экспериментом.

Дополнительное задание: задачи для самостоятельного решения
1. В одном литре воды поглощено 5,6 дм3 NH3 (н.у.), после чего через раствор пропустили 2,24 дм3 (н.у.) хлороводорода, который полностью поглотился. Затем к полученному раствору добавили 50,0 см3 0,5 М раствора соляной кислоты. На каком этапе образовался буферный раствор? Вычислите его рН. Как изменится рН при добавлении соляной кислоты? Объясните, образовавшийся буферный раствор более устойчив к добавлению Н+ или ОН-?
2. Рассчитайте, какую массу NаОН надо прибавить к 100 см3 0,1 М раствора уксусной кислоты, чтобы образовался буферный раствор, рН которого а) 4,5; б) 5,0? Рассчитайте теоретическую буферную емкость каждого из полученных таким образом буферных растворов по кислоте, по щелочи.
Решение задач приложить к отчету.

7. Тема 5. Гетерогенные равновесия и процессы

Теоретические аспекты:
К малорастворимым электролитам относят соли и основания, для которых в таблице растворимости стоят символы «м» и «н». Под растворимостью малорастворимого электролита АnBm при данной температуре понимают молярную концентрацию S, моль/дм3 его насыщенного водного раствора, находящегося в равновесии с осадком данного вещества. Это равновесие описывают с помощью константы равновесия, которую называют произведением растворимости и обозначают ПР (АnBm). Величина ПР зависит от природы электролита и температуры, но не зависит от химического состава раствора над осадком, ее значение приводится в справочниках для температуры 25 0С. Произведение растворимости – одно из важнейших понятий, которые количественно характеризуют состояние равновесия в гетерогенных системах, характеризуют процессы, протекающие с образованием труднорастворимых соединений (осадков). Подобные равновесия имеют место в процессах жизнедеятельности, например, образование нерастворимых соединений (камней) приводит к возникновению желчекаменной или почечнокаменной болезни, при решении экологических задач. Решение их может быть эффективным с привлечением теории гетерогенных равновесий.

7.1. Равновесие осадок малорастворимого электролита – его насыщенный раствор Произведение растворимости и растворимость. Условия образования осадка при смешивании растворов электролитов и его растворения. Расчет растворимости малорастворимых электролитов в воде и растворах, содержащих другие электролиты.
Растворимость малорастворимых соединений определяется молярной концентрацией его насыщенного при данной температуре раствора, находящегося в равновесии с осадком. Насыщенный раствор содержит максимально возможное при данных условиях количество растворенного вещества.
Количественно растворимость веществ выражается молярной концентрацией малорастворимого соединения в насыщенном над осадком растворе – S [моль/дм3] и называется молярной растворимостью.
В насыщенных водных растворах сильного электролита устанавливается динамическое равновесие между осадком и его ионами в насыщенном над осадком растворе, причем равновесная концентрация каждого из этих ионов остается постоянной вплоть до вмешательства извне.
Ненасыщенный раствор – устойчивая неравновесная система, в которой концентрация вещества меньше, чем в насыщенном растворе; если создать условия, при которых раствор над осадком становится ненасыщенным, то равновесие в системе будет нарушено и смещено в направлении растворения осадка вплоть до образования насыщенного раствора.
Пересыщенный раствор – неустойчивая псевдоравновесная система, в которой концентрация вещества больше, чем в насыщенном растворе. Пересыщенные растворы являются гомогенными системами, но при определенных условиях самопроизвольно выделяют растворенное вещество, превращаясь в гетерогенные системы (насыщенный раствор в равновесии с осадком).
Количественно равновесие в насыщенных растворах малорастворимых соединений характеризуется величиной произведения растворимости ПР. Величина ПР зависит от природы электролита и температуры, но не зависит от химического состава раствора над осадком, ее значение приводится в справочниках для температуры 25 0С.
Для равновесия
ВaSO4 (тв) ( ВaSO4(p) ( Ba(p)2+ + SO4(p)2-

произведение растворимости (ПР) малорастворимого соединения есть произведение равновесных молярных концентраций его ионов в насыщенном над осадком растворе, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в равновесном процессе:
13 EMBED Equation.3 1415 (7.1)
при постоянной температуре произведение растворимости является величиной постоянной.
В более строгих расчетах заменяется произведением активности ионов малорастворимого соединения.
Для большинства малорастворимых соединений значение ПР приведены в справочниках.

6.1.1.Расчет молярной растворимости малорастворимых соединений в воде
Пусть равновесная молярная концентрация насыщенного раствора электролита АnBm над осадком равна S, а весь растворенный электролит полностью находится в диссоциированном виде (( = 1), тогда

АnBm (осадок)
(
АnBm (нас. р-р)
(
n Az+ (р-р)
+
m Bz- (р-р)

Равновесие:

S моль/дм3

[Аz+] = nS

[Bz-] = mS


Из выражения для произведения растворимости

ПР (АnBm) = [Аz+]n
· [Bz-]m = (nS)n
· (mS)m = nn
· mm
· Sn+m (7.2)

молярная растворимость электролита S (АnBm), [моль/дм3] равна
13 EMBED Equation.3 1415 , 13 EMBED Equation.3 1415
Если установлена молярная растворимость малорастворимого соединения, легко вычислить его массовую концентрацию в насыщенном над осадком растворе:

·(АnBm) = S ( M(АnBm), 13 EMBED Equation.3 1415 (7.3)
а также массу каждого из ионов малорастворимого соединения в насыщенном над осадком растворе:
m (Аz+) = nS М(Аz+), 13 EMBED Equation.3 1415 (7.4)
m (Bz-) = mS М(Bz-), 13 EMBED Equation.3 1415 (7.5)

7.1.2 Условия смещения ионного гетерогенного равновесия
Смещение ионного гетерогенного равновесия происходит в соответствии с принципом Ле-Шателье в направлении наиболее полного связывания ионов. Изменение концентрации ионов малорастворимого соединения в насыщенном над осадком растворе, особенно одноименных, приводит к существенному изменению растворимости осадка, при этом величина ПР остается неизменной. Из этой закономерности вытекают следующие четыре правила, лежащие в основе:
– образования осадка;
– растворения осадка;
– последовательности осаждения ионов;
– достижения полноты осаждения ионов.
Образование осадка.
Осадок малорастворимого соединения АnBm выпадает из пересыщенного раствора, когда стехиометрическое произведение молярных концентраций его ионов в растворе станет больше величины ПР (АnBm), т.е., выполняется неравенство:
сn(Аz+)
· сm(Bz-) > ПР (АnBm) (7.6)

Выпадение осадка продолжается до тех пор, пока раствор не станет насыщенным.
Растворение осадка.
Осадок малорастворимого соединения АnBm начнет растворяться в том случае, если раствор над ним станет ненасыщенным, когда стехиометрическое произведение молярных концентраций его ионов в растворе станет меньше величины ПР (АnBm), т.е., выполняется неравенство:
сn(Аz+) сm(Bz-) < ПР(АnBm) (7.7)

Создать условия для растворения осадка малорастворимого электролита можно за счет химического связывания хотя бы одного их его ионов в растворе над осадком в комплексное соединение или другое менее диссоциируемое соединение или путем изменения степени окисления одного из ионов (обоих) малорастворимого соединения, или другим способом.
Примеры:
1) Малорастворимые соли слабых кислот, например, карбонаты и фосфаты, растворяются в сильных кислотах, где вносимые ионы Н+ связывают анионы солей в малодиссоциирующие соединения:

BaCO3(осадок)
(
BaCO3(нас. р-р)
(
3 Ba2+ (р-р)
+
2 СO32– (р-р)

СO32–(нас. р-р)
+
2 Н+(добавка)
(
Н2СО3
(
СО2 + Н2О


Заметим, что малорастворимый сульфат бария ВаSО4 в кислотах не растворяется – почему?
2) Малорастворимый гидроксид алюминия Al(OH)3 можно растворить как в сильных кислотах, так и в щелочах за счет связывания иона ОН– в воду, а иона Al3+ в комплексное соединение:
Al(OH)3 (осадок)
(
Al(OH)3 (нас. р–р)

Al3+(р–р)
+
3ОН–(р–р)

Al3+(р–р)
+
4ОН–(добавка)

[Al(OH)4]–(р–р)

ОН–(р–р)
+
Н+(добавка)

Н2О





3) Осадок хлорида серебра растворяется в водном растворе аммиака, т.к. взаимодействуя с аммиаком, образует водорастворимый комплекс [Ag(NH3)2Cl], устойчивый при избытке аммиака в растворе.
Подавить растворимость малорастворимого электролита можно, если в насыщенный раствор внести растворимый сильный электролит, при диссоциации которого образуются ион, одноимённый с ионом малорастворимого электролита.

Влияние одноименного иона на растворимость малорастворимого электролита
Повышение концентрации ионов Аz+ или Вz- сверх равновесной должно привести к нарушению динамического равновесия в направлении осаждения новых порций осадка. Это означает, что при внесении в насыщенный раствор малорастворимого электролита другого сильного электролита, молекулы которого содержат одноименный с осадком ион (Аz+ или Вz-), растворимость малорастворимого электролита уменьшается, раствор становится пересыщенным. В данном случае молярная растворимость S [моль/дм3] осадка малорастворимого электролита определяется концентрацией другого иона малорастворимого соединения в насыщенном над осадком растворе, который одноименным не является.
Примеры:
1) Обозначим растворимость Са3(PO4)2 в присутствии хлорида кальция через S* (очевидно S* << S) и рассчитаем равновесные концентрации ионов Ca2+ и PO43- над осадком:

Ca3(PO4)2(осадок)
(
Ca3(PO4)2(нас.р–р)
(
3 Сa2+(р–р)
+
2 PO43– (р–р)

Равновесие:

S* моль/дм3

[Ca2+]* = 3S*

[PO43–]* = 2S*











CaCl2
(
Ca2+
+
2 Cl–



0,1 моль/дм3

0,1 моль/дм3

0,2 моль/дм3


Таким образом, в растворе над осадком источниками ионов кальция является две соли и [Ca2+ ] = [Ca2+]* + 0,1 ( 0,1 моль/дм3, так как [Ca2+]* << 0,1 моль/дм3, источником фосфат – ионов является только фосфат кальция и [PO43-] = [PO43-]* = 2S* . Величина произведения растворимости фосфата кальция не зависит от состава раствора над осадком и сохраняет свое численное значение:
ПР(Са3(PO4)2) = [Ca2+]3
·[PO43-]2 = (0,1)3( (2S*)2 = 4(10-3 ( S*2, откуда
S* = 13 EMBED Equation.3 1415 << S = 7,13 (10–7 13 EMBED Equation.3 1415.

2) Обозначим растворимость Са3(PO4)2 в присутствии фосфата натрия через S* (очевидно S* << S) и рассчитаем равновесные концентрации ионов Ca2+ и PO43- над осадком:

Ca3(PO4)2(осадок)
(
Ca3(PO4)2(нас.р–р)
(
3 Сa2+(р–р)
+
2 PO43– (р–р)

Равновесие:

S* моль/дм3

[Ca2+]* = 3S*

[PO43–]* = 2S*











Na3PO4
(
3 Na+
+
PO43-



0,1 моль/дм3

0,3 моль/дм3

0,1 моль/дм3


Таким образом, в растворе над осадком источниками фосфат – ионов являются две соли, и [PO43-] = [PO43-]* + 0,1 ( 0,1 моль/дм3, так как [PO43-]* << 0,1 моль/дм3; источником ионов кальция является только фосфат кальция и [Ca2+] = [Ca2+]* = 3S*. Величина произведения растворимости фосфата кальция не зависит от состава раствора над осадком и сохраняет свое численное значение:
ПР(Са3(PO4)2) = [Ca2+]3( [PO43-]2 = (3S*)3 ( 0,12 = 0,27(S*3, откуда

S* = 13 EMBED Equation.3 1415 << S = 7,13 (10–7 13 EMBED Equation.3 1415.

Выбор осадителя для отделения того или иного иона – осадитель подбирают таким образом, чтобы ПР осаждаемого соединения было наименьшим (т.е. осаждаемое вещество имело наименьшую растворимость).
Последовательность осаждения ионов: если к раствору, содержащему смесь ионов, осаждаемых одним и тем же осадителем, добавлять этот осадитель, то первым будет осаждаться тот электролит, для достижения ПР которого требуется наименьшая концентрация иона-осадителя.
Пример: если к раствору, содержащему смесь CI-, Br-, I-добавить ион-осадитель Ag+, то последовательность выпадения осадков будет следующая:
1 – AgI (ПР (AgI) =8,3.10-17),
2 – AgBr (ПР (AgBr) = 5,0.10-13),
3 – AgCI (ПР(AgCI) = 1,8.10-10).
Достижение полноты осаждения ионов часто требуется при выполнении практических задач. Для этого используют избыток иона-осадителя (см. влияние одноименного иона на растворимость осадка).

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
1. Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 10-4 М растворов Pb(NO)2 и Na2SO4? ПРPbSO4= 1,6
·10-8.
Решение.
В насыщенном растворе сульфата свинца устанавливается равновесие:
PbSO4 ( Pb2+ + SO42-
При смешении равных объемов указанных растворов солей концентрация каждого из них уменьшается вдвое и становится равной 5
·10-5 моль/дм3.
В растворе концентрация ионов свинца равна концентрации сульфат-ионов:
[Pb2+]=[SO42-] = 5
·10-5 моль/дм3.
Ионное произведение ПИ:
ПИ = [Pb2+]
·[SO42-] = 2,5
·10-9.
Из расчета следует, что ПИ < ПР, т.е., раствор ненасыщенный, осадок не выпадает.

2. Растворимость AgSCN в воде составляет 1,035
·10-6 моль/дм3 при 250С. Вычислить ПРAgSCN при данных условиях.
Решение.
В насыщенном растворе устанавливается следующее равновесие:
AgSCN ( Ag+ + SCN-,
которое показывает, сколько молекул растворилось, перешло из осадка в раствор, сколько ионов каждого сорта образовалось. Если S (моль/дм3) – растворимость осадка, то концентрация молекул, перешедших в раствор, равна концентрации каждого из ионов:
AgSCN
(
[AgSCN]p

Ag+
+
SCN-

Осадок

S

S

S


ПР AgSCN = [Ag+]
·[ SCN-] = S2 = (1,035
·10-6)2 = 1,07
·10-12.

3. Вычислить растворимость в (г/дм3) соли Ca5(PO4)3OH (М = 502 г/моль), если известно, что ПРCa5(PO4)3OH = 1,6
·10-58.
Решение.
В насыщенном водном растворе малорастворимый гидроксиапатит диссоциирует следующим образом:
Ca5 (PO4)3OH ( 5 Са2+ + 3 РО43- + ОН-
Рассуждая аналогичным образом:

Ca5 (PO4)3OH
(
[Ca5 (PO4)3OH]p

5Ca2+
+
3PO43-
+
OH-

Осадок

S

5S

3S

S


ПР = (5S)5 · (3S)3 · S = 84375S9

S = 13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415= 1,074
·10-7
·502 = 5,39
·10-5 [г/дм3].

4. Вычислить, как изменится растворимость ВаСrО4 в 2,0·10-3 М растворе Na2CrO4 по сравнению с растворимостью в чистой воде, если ПР ВаСrО4= 1,2·10-10.
Решение.
Растворимость ВаСrО4 в воде (S1) равна, согласно равновесию в насыщенном растворе:
ВаСrО4 ( Ва2+ + СrО42-
13 EMBED Equation.3 1415
В растворе Na2CrO4 (S2):
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415 – растворимость уменьшится в 183 раза.

Лабораторная работа № 4
4.1. Изучение свойств растворов гидролизующихся солей
Цель работы: изучить свойства растворов гидролизующихся солей, факторы, влияющие на равновесие в растворе гидролизующейся соли, определить характер среды в указанных растворах, используя традиционные индикаторы – фенолфталеин и метилоранж, провести измерение рН с использованием рН-метра.

В результате выполнения данной работы студент должен:
– уметь определять тип гидролиза соли;
– уметь записать уравнение гидролиза в ионном виде;
–уметь выполнять расчеты на основании равновесия гидролиза;
–уметь доказать как можно усилить, ослабить гидролиз.
Оборудование и реактивы: рН-метр, набор пробирок в штативе, капельницы с растворами, пипетки глазные, водные растворы хлорида железа (III), хлорида аммония, хлорида натрия, сульфата натрия, ацетата натрия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, аммиака, соляной кислоты, уксусной кислоты, гидроксида натрия, растворы метилового оранжевого и фенолфталеина, ацетат натрия кристаллический, универсальная индикаторная бумага.

Порядок выполнения работы
1. В пронумерованные пробирки, отобрать по 1 – 2 см3 указанных растворов и внести в них несколько капель фенолфталеина – наблюдения внести в таблицу 1 с учетом сведений из таблицы 2.
2. Провести аналогичные испытания с использованием индикатора метилоранжа и наблюдения внести в таблицу 6.
3. Смочить универсальные индикаторные полоски исследуемыми растворами и, сравнивая их окраску с эталонной цветовой шкалой, оценить величину рН с точностью ± 0,5.
4. Потенциометрическое измерение рН является самым точным: ±0,05. Перед началом измерений рН-метр калибруют с использованием стандартных растворов, состав которых и значение рН являются государственным стандартом. Эти растворы готовят на основе промышленно изготовленных фиксаналов. В лабораторной практике обычно используют стандартные растворы со значениями рН равными 1,68; 4,01; 6,86 и 9,18, что позволяет после калибровки проводить измерения во всем рабочем интервале рН от 0 до 14.
5. В стеклянный стаканчик вместимостью 50 см3 наливают около 25 см3 раствора. Перед измерением электроды ополаскивают дистиллированной водой, осушают (аккуратно промокают) фильтровальной бумагой, опускают в раствор и фиксируют показания прибора, которые заносят в таблицу 1.

Таблица 1 – Результаты исследования характера среды растворов кислот, оснований и солей.

Растворы
Окраска раствора в присутствии фенолфталеина и область рН
Окраска раствора в присутствии метилоранжа и область рН
Окраска универсальной индикаторной бумаги и значение рН
Значение рН, измеренное с помощью рН-метра

1
HCl





2
CH3COOH





3
FeCl3





4
NH4Cl





5
H2O(дист.)





6
NaCl





7
Na2SO4





8
CH3COONa





9
NH4OH





10
NaНCO3





11
Na2CO3





12
NaOH






Справочные материалы.
Константы диссоциации: К(CH3COOH) = 1,754·10–5; К3(Fe(OH)3) = 1,35·10–12; К(NH4OH) = 1,77·10–5; К1(Н2CO3) = 4,45·10–7; К2(Н2CO3) = 4,69·10–11.

Таблица 2 – Важнейшие кислотно-основные индикаторы.
Индикатор
Интервал рН перехода окраски индикатора
Окраска



молекулярная форма HInd
ионная форма Ind–

Метилоранж
3,1 – 4,0
Оранжевый
Красный
рН< 3,1
Желтый
рН > 4,0

Фенолфталеин
8,2 – 10,0
Слабо-розовый
Бесцветный
рН< 8,2
Пурпурный
рН > 10,0


При оформлении результатов лабораторной работы необходимо:
1. Записать уравнения равновесных процессов в растворах кислот, оснований и гидролизующихся солей; обосновать наблюдаемые явления, полученные результаты. Для раствора NaНCO3 обосновать характер среды, сравнивая константы диссоциации и гидролиза гидрокарбонат-иона.
2. По результатам измерения рН на pH-метре рассчитать молярные концентрации растворенных веществ в растворах, которые обуславливают полученные значения рН, используя для расчетов приведенные значения констант диссоциации.
Решить следующие задачи :
3) Определить рН 0,1 М раствора Na3PO4, если степень гидролиза равна 34 %. Ответ: 12,53.
4) Определить рН раствора, полученного при нейтрализации 0,05 М NaHCO3 на 100 % 0,1 М раствором NaOH. Ответ: 11,5.
5) Рассчитать молярную концентрацию ацетата калия, используемого в качестве осмотического диуретика, если рН его раствора равен 8,25. Ответ: 5,6 · 10-3 М.
6) Степень гидролиза соли щелочного металла и одноосновной кислоты в растворе концентрации 0,1моль/л равна 0,0014%. Найдите Кг этой соли и Кд образовавшей ее кислоты. Ответ: 1,96·10-11; 5·10-4.
7) Всегда ли в реакциях нейтрализации среда в момент эквивалентности кислоты и основания (точка эквивалентности) будет нейтральной? Приведите примеры.

Решение задач приложить к отчету.

4.2.Лабораторная работа:
Изучение равновесий осадок малорастворимого электролита – его насыщенный раствор
Цель работы: изучение условий образования осадка малорастворимого электролита в реакциях ионного обмена и его растворения.
В результате выполнения данной работы студент должен:
– уметь выполнять расчеты, связанные с условиями образования осадка малорастворимого электролита в реакциях ионного обмена
– уметь рассчитывать молярную растворимость осадка в чистой воде; в присутствии одноименного иона
– уметь рассчитывать массу малорастворимого электролита, каждого из ионов малорастворимого электролита в насыщенном над осадком растворе
– уметь рассчитать объем воды, в котором полностью растворится заданное количество малорастворимого электролита.
Оборудование и реактивы: бюретки вместимостью 25 см3, измерительные пробирки, пипетки на 10 см3, штатив с пробирками, стеклянные палочки; водные растворы сульфата натрия, карбоната натрия, хромата калия, хлорида бария с молярной концентрацией вещества в растворе соответственно 0,05 моль/дм3, водный раствор нитрата свинца с молярной концентрацией эквивалента вещества 0,002 моль/дм3, водные растворы хлорида калия, иодида калия, хлорида алюминия и сульфата меди с молярной концентрацией вещества 0,05 моль/дм3, водный раствор щелочи с молярной концентрацией вещества 0,05 моль/дм3, соляная и уксусная кислоты с молярной концентрацией вещества 2 моль/дм3, раствор аммиака с массовой долей аммиака 10% и плотностью 0,956 г/см3, водные растворы перманганата калия, сульфита натрия, нитрита натрия, дихромата калия с молярной концентрацией вещества в растворе соответственно 0,1 моль/дм3, раствор пероксида водорода с массовой долей вещества 3%, раствор серной кислоты, разбавленный дистиллированной водой в соотношении 1:4.

Опыт 1. Изучение условий образования осадков малорастворимых соединений.
а) в три конические пробирки поместите соответственно по 1 см3 растворов сульфата натрия, карбоната натрия, хромата калия и добавьте в каждую из них по 1 см3 раствора хлорида бария. Наблюдаемые явления подтвердите уравнениями реакций в ионном и молекулярном виде. Пользуясь правилом произведения растворимости, объясните причину образования осадков. Используйте при этом указанные концентрации реагирующих веществ для проверки выполнения условия образования осадков;
б) в две конические пробирки налейте по 1 см3 раствора нитрата свинца с молярной концентрацией эквивалента 0,002 моль/дм3. Затем в первую прибавьте 1 см3 раствора хлорида калия, а во вторую – 1 см3 раствора иодида калия с молярной концентрацией каждого раствора 0,05 моль/дм3. Что наблюдается? Объясните полученный результат, сопоставляя величины ионного произведения ПИ и ПР для малорастворимых солей свинца;
в) в первые две пробирки налейте по 1 см3 раствора хлорида алюминия, а во вторые две пробирки – по 1 см3 раствора сульфата меди. Затем в каждую из пробирок добавьте по каплям раствор гидроксида натрия вплоть до образования осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Объясните причину образования осадков с позиций условия образования осадка (осадки сохранить для опыта 2б).

Опыт 2. Изучение условий растворения осадков
а) в двух пробирках получите осадок хромата бария (см. опыт 1а), с помощью пипетки отделите раствор от осадка. К осадку в первой пробирке добавьте 2 см3 соляной кислоты с молярной концентрацией 2 моль/дм3, к осадку во второй пробирке добавьте 2 см3 раствора уксусной кислоты с молярной концентрацией 2 моль/дм3. Объясните, как влияют добавки каждой из кислот на растворимость осадка?
б) к осадкам гидроксида алюминия (из опыта 1в) добавьте: в первую пробирку см3 10 капель раствора гидроксида натрия, а во вторую – 5 – 10 капель соляной кислоты.
К осадкам гидроксида меди (из опыта 1в) добавьте: в первую пробирку – 10 капель раствора гидроксида натрия, а во вторую – 5–10 капель раствора аммиака.
Отметьте наблюдаемые явления, дайте им обоснование и подтвердите уравнениями реакций в ионном и молекулярном виде.

Дополнительное задание: вопросы и задачи для самостоятельного решения.
1. Напишите выражения для ПР следующих соединений: AgJ, CaCr2O4, Ag2CrO4, Cr(OH)3, (Ba3PO4)2
2. Как классифицируются растворы, в которых ПР электролита
а) не достигнуто; б) достигнуто; в) превышено?
3. ПР солей NiCO3 и Cu(JO3)2 одинаковы и равны 1,4
·10-7. Какая из солей более растворима?
4. Выпадет ли осадок CaSO4 при сливании равных объемов 0,02 М раствора СаС12 и 0,002 М раствора Na2SO4? Коэффициенты активности принять равными единице. ПPСaSO4 = 6·10-5.
5. Концентрация ионов в растворе с (Сu2+) = с (СО32-) = 10-6 моль/дм3. Является ли такой раствор насыщенным, если ПР(СuСОз) = 2
·10-10?
6. Вычислить ПРAg3PO4, если растворимость этой соли в воде равна 4,68
·10-6 моль/дм3.
7. ПРCaSO4 = 2,5
·10-5. Выпадет ли осадок CaSO4, если:
а) смешали равные объемы 0,2 М растворов CaCl2 и Na2SO4;
б) к 200 см3 0,2 М раствора Ca(NO3)2 прибавить 300 см3 0,2М раствора K2SO4;
в) к 100 см3 0,01М раствора CaCl2 прибавить 400 см3 0,001М раствора K2SO4.
8. Достаточно ли для очистки 10 дм3 сточных вод от ионов ртути (II) (концентрация 10-4 моль/дм3) 100 см3 0,1 М раствора сульфата натрия?
9. В каком объеме воды полностью растворится 1 мг малорастворимого хлорида серебра?

Решение задач приложить к отчету.



8. Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции и процессы. Окислительно-восстановительное титрование. Индикаторы в методе окислительно-восстановительного титрования

ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ: окислительно-восстановительные реакции относятся к самому распространенному типу реакций, протекающих в природных объектах, и играют исключительно важную роль в жизнедеятельности организмов. С ними связано окисление питательных веществ в организме, усвоение некоторых лекарственных препаратов, эти реакции используются при синтезе и аналитическом испытании фармпрепаратов, в санитарно-гигиенической практике и антисептике.
Окислители – вещества, атомы которых свою степень окисления понижают в результате присоединения электронов; процесс присоединения электронов называется восстановлением
Восстановители – вещества, атомы которых свою степень окисления повышают в результате отдачи электронов. Процесс отдачи электронов называется окислением.
ЦЕЛЬ:
1. Сформировать знания студентов об окислительно-восстановительных свойствах различных веществ, о влиянии условий на протекание окислительно-восстановительных реакций.
2. Научиться использовать окислительно-восстановительные потенциалы для характеристики окислителей и восстановителей и для определения направления самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций.

Лабораторная работа № 5
Окислительно-восстановительные реакции в растворах. Перманганатометрическое определение пероксида водорода.
Цель работы: составление окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом полуреакций, использование стандартных восстановительных потенциалов для определения электродвижущей силы реакции, установление возможности протекания ОВР в заданном направлении; использование ОВР в методах объемного анализа.
В результате выполнения данной лабораторной работы студент должен:
– уметь пользоваться справочной таблицей стандартных восстановительных потенциалов;
– уметь составлять ОВР методом полуреакций;
– уметь доказать возможность протекания ОВР в заданном направлении;
– знать окислительные свойства перманганата калия (КMnO4) в кислой, нейтральной и щелочной средах;
– знать, что водный раствор КMnO4 может быть использован в качестве стандартного для прямого безиндикаторного определения восстановителей в растворе;
– уметь выполнять все расчеты по результатам титрования.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, водные растворы серной кислоты, сульфата меди, перманганата калия, перокида водорода, концентрированный раствор щелочи (NaOH), нитрита калия (натрия), сульфита натрия, бромида калия (натрия), металлический цинк, металлическое железо, хлорид железа (II), стандартный раствор перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента вещества 0,1 моль/дм3, раствор перокси  да водорода (задача), стандартный водный раствор тиосульфата натрия с молярной концентрацией эквивалента вещества 0,01 моль/дм3, водный раствор иодида калия с молярной концентрацией вещества 0,1 моль/дм3, свежеприготовленный раствор крахмала (индикатор), дистиллированная вода.

5.1. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции с участием простых веществ
Опыт 1. В пробирку прилить 1 см3 раствора серной кислоты и поместить кусочек цинка. Опытным путем определить, какой газ выделяется.
Опыт 2. В пробирку поместите кусочек железа и прилейте 2 см3 раствора сульфата меди. Какое вещество образуется в виде осадка.

Окислительные свойства перманганата калия (КMnO4) в кислой, нейтральной и щелочной средах
Опыт 3. В три отдельные пробирки добавьте 3-5 капли раствора KMnO4, затем в первую – 3 – 6 капель раствора серной кислоты, во вторую такой же объем воды, в третью – концентрированный раствор щелочи (NaOH). Затем в каждую из пробирок добавьте по 3 капли раствора сульфита натрия (Na2SO3).
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO213 EMBED Equation.3 1415+ Na2SO4 + KOH
KMnO4 + Na2SO3 + NaOH K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Запишите полуреакции в электронно-ионном виде, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, укажите эквивалент окислителя, эквивалент восстановителя. Запишите закон эквивалентов. Подтвердите возможность протекания реакции в протекания реакции в указанном направлении.


Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода (Н2О2)
Опыт 4. В пробирку поместите 2 см3 раствора пероксида водорода (Н2О2), добавьте 3 капли раствора серной кислоты, а затем 2-3 капли раствора иодида калия (KI). По окончании реакции содержимое разбавьте водой и прилейте несколько капель раствора крахмала. О чем говорит появление данной окраски раствора?
Н2О2 + KI + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O
Опыт 5. В пробирку налейте 2-3 см3 раствора H2O2, добавьте 5-6 капель раствора серной кислоты, а затем прилейте 5-6 капель раствора перманганата калия. Как определить опытным путем, какой газ выделяется?
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + O213 EMBED Equation.3 1415
Запишите полуреакции в электронно-ионном виде, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, укажите эквивалент окислителя, эквивалент восстановителя. Запишите закон эквивалентов. Подтвердите расчетами возможность протекания реакции в указанном направлении.

Окислительные свойства бихромата калия (K2Cr2O7)
Опыт 6. В пробирку поместить 1-2 капли раствора бихромата калия, прилить 5-6 капель раствора H2SO4 и добавить 8-10 капель раствора нитрита калия (KNO2).
K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Запишите полуреакции в электронно-ионном виде, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, укажите эквивалент окислителя, эквивалент восстановителя. Запишите закон эквивалентов. Подтвердите расчетами возможность протекания реакции в указанном направлении

Методы окисления - восстановления в объемном анализе
Титрование перманганатом (перманганатометрия)
Перманганат-ион MnO4- в сильнокислых растворах окисляет многие вещества, восстанавливаясь при этом до иона двухвалентного марганца:
MnO-4 + 8Н+ + 5е = Mn2+ + 4Н2О
В связи с высоким значением восстановительного потенциала (
·0 = 1,551 В) его можно применять для титрования почти всех веществ, способных окисляться.
Основным условием титрования перманганатом является высокая кислотность среды; количество кислоты, необходимое для определения, нельзя рассчитывать по уравнению реакции. Необходимо, чтобы раствор был приблизительно 1н. по кислоте, иначе в конце титрования, вследствие расхода кислоты на реакцию, концентрация водородных ионов сильно уменьшается, что приводит к понижению потенциала, а также к протеканию побочного процесса выделения осадка MnO2.
Чаще всего для подкисления применяют серную кислоту. Соляная кислота менее пригодна для этой цели, т.к. при этом возможно окисление ионов хлора перманганатом или различными промежуточными оксидами.
Азотная кислота сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы.
При титровании перманганатом обычно не применяют индикатор, т.к. собственная окраска раствора реагента достаточно интенсивна. Точку конца титрования устанавливают по появлению окраски при добавлении одной избыточной капли титранта к аликвоте исследуемого раствора.

Особенности реактива
Марганцевокислый калий не обладает абсолютно свойствами исходного вещества, соль часто содержит незначительные количества различных примесей, главной из которых является MnO2. Концентрация растворов KMnO4 некоторое время после приготовления медленно изменяется вследствие ряда причин. Вследствие этого раствор KMnO4 точно заданной концентрации не готовят непосредственно по точной навеске вещества. Нормальную концентрацию устанавливают по какому-либо другому веществу – вторичному стандарту.
Хранят растворы KMnO4 в темной стеклянной посуде, защищенной от попадания пыли.

Определение пероксида водорода
Качество препарата пероксида водорода определяется массовой долей Н2О2. Со временем пероксид водорода частично разлагается с выделением кислорода:
Н2О2 Н2О + 13 EMBED Equation.3 1415 О2
Этот процесс особенно заметен, если хранить пероксид водорода на свету, а не в защищенном от света месте. Для проверки качества реактива определяют
·(Н2О2) в препарате.
Сущность метода
Пероксид водорода Н2О2 обладает одновременно свойствами окислителя и восстановителя, т.к. степень окисления атома кислорода в Н2О2 является промежуточной между степенью его окисления в Н2О и О2.
Когда Н2О2 является окислителем, то его восстановление характеризуется полуреакцией:
Н2О2 + 2е + 2Н+ = 2Н2О
Действуя в качестве восстановителя, Н2О2 окисляется с выделением кислорода:
Н2О2 – 2е О2 + 2Н+
Перманганатометрическое определение пероксида водорода состоит в окислении его до свободного кислорода:
2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
или:
2КМnО4 + 5Н2О2 + 3Н2SO4 = 2МnSO4 + 5O2 + 8Н2О
В точке эквивалентности:
13 EMBED Equation.3 1415

Порядок выполнения работы.
1. В мерной колбе вместимостью 100 см3 получают задачу у преподавателя, (раствор пероксида водорода), разбавляют водой до метки на мерной колбе, тщательно перемешивают. Записывают в тетрадь объем мерной колбы (Vм.к.). Плотность раствора 13 EMBED Equation.3 1415 считать равной 1 г/см3.
2. Предварительно вымытую и промытую стандартным раствором перманганата калия бюретку со стеклянным наконечником заполняют раствором титранта КMnО4, устраняют из носика пузырьки воздуха, доводят до нулевой метки. Записывают в тетрадь молярную концентрацию эквивалента стандартного раствора – раствора титранта.
3. Предварительно вымытой и промытой исследуемым раствором пипеткой отбирают аликвотную часть анализируемого раствора пероксида водорода, переносят раствор в тщательно промытую водой коническую колбу для титрования, приливают к раствору 10 – 15 см3 H2SO4 (1:4) и содержимое колбы титруют рабочим раствором KMnO4 до появления устойчивого розового окрашивания от одной избыточной капли добавленного раствора перманганата калия. Титрование повторяют три раза.

Примечание
Первые капли раствора KMnO4 обесцвечиваются очень медленно, при интенсивном перемешивании, а затем по мере увеличения концентрации Mn2+ (катализатор) реакция идет значительно быстрее. Полученные результаты заносят в таблицу 1.
Таблица 1 – Перманганатометрическое определение пероксида водорода (в растворе).
(Vм.к. = 200 см3, Vал = 10,0 см3; с(1/5 KMnO4) = 0,1 н; H2SO4 (1:4) – 10 – 15 см3)
Vал, см3
Vбюр, см3
Разбавленный раствор Н2О2
13 EMBED Equation.3 1415(H2O2), %
в задаче



с (Ѕ Н2О2) моль/дм3
с (Н2О2) моль/дм3
с m(Н2О2), г/дм3
Т(Н2О2)
г/см3


10,0
10,0
10,0
Среднее











Все расчеты выполняют в рабочей тетради, полученные результаты оформляют в виде отчета по проделанной работе.

Задание для домашней подготовки к занятию:
I. Теоретические вопросы:
1. Приведите определение понятия степень окисления и укажите правила ее вычисления. Какие реакции называются окислительно-восстановительными (ОВ)? Что такое окисление, восстановление, окислитель, восстановитель? Как классифицируют окислительно-восстановительные реакции?
2. Перечислите типичные окислители и восстановители.
3. Какие методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (расстановки коэффициентов) вам известны?
4. Что называют сопряженной ОВ парой?
5. Что является характеристикой ОВ свойств пары?
6. Какие ОВ-потенциалы называют стандартными?
7. Что такое - ЭДС окислительно-восстановительной реакции? Как рассчитать ЭДС окислительно-восстановительной реакции?
8. От каких факторов зависит ОВ потенциал? Приведите уравнение Нернста.
9. Какие ОВ потенциалы называют электродными потенциалами?
10. Что такое гальванический элемент?
11. Как измеряют значения восстановительных потенциалов?
12. Какой электрод используют в качестве эталона при измерении восстановительных потенциалов?
13. Каким образом, исходя из табличных значений восстановительных потенциалов, оценить возможность или невозможность самопроизвольного протекания ОВ-реакций?
14. Что такое, диффузионный и мембранный потенциалы и каково их биологическое значение?
15. Охарактеризуйте роль ОВ-реакций в процессах обмена вещества и энергии, происходящих в живых организмах.
16. Перечислите оксидиметрические методы анализа, применяемые в практике клинических, и санитарно-гигиенических исследований и укажите ОВ-реакции, на которых они основаны.
II. Решите задачи и упражнения:
1. Определите степени окисления элементов в соединениях: H2SO4, K2SO3, Н2, KMnO4, Н2О2, NH3, K2MnO4, K2Cr2O7, H2S, PbO2; найдите среди них типичные окислители, восстановители, соединения с ОВ-двойственностью.
2. Выделите в реакции Zn + S ZnS сопряженные ОВ-пары, найдите для них значения стандартных восстановительных потенциалов, рассчитайте величину ЭДС реакции образования сульфида цинка, и определите направление ее самопроизвольного протекания.
3. Выберите наиболее сильные окислитель и восстановитель среди сопряженных ОВ-пар: Fe3+/Fe2+, Сl2/2Сl-, J2/2J-; для всех пар выпишите табличные значения стандартных восстановительных потенциалов. Установите направление самопроизвольного протекания реакций (в стандартных условиях) в системах, образованных каждыми двумя из указанных ОВ-пар.
4. Укажите окислитель, восстановитель, запишите процессы окисления, восстановления и расставьте коэффициенты в схемах реакций:
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Н3РО4 + HJ Н3РО3 + J2 + Н2О
КNО2 + SnCI2 + Н2О HCI + Sn + HNO3
Задачи для самостоятельного решения
1. Сколько граммов перманганата калия потребуется для приготовления 500 см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента KMnO4 0,1 моль/дм3?
2. На титрование 0,2343 г сульфита натрия в присутствии серной кислоты израсходовано 34,5 см3 раствора KMnO4. Определить молярную концентрацию эквивалента перманганата калия в растворе.
3. К 189 мг сульфита натрия добавлено 12 см3 водного раствора йода. Непрореагировавшее количество йода оттитровали 5 см3 раствора тиосульфата натрия с молярной концентрацией эквивалента Na2S2O3 0,6 моль/дм3. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента йода в растворе.
4. Навеска оксалата натрия растворена в мерной колбе вместимостью 500 см3. На титрование 20 см3 полученного раствора расходуется 21,4 см3 раствора KMnO4, титр которого равен 0,0057 г/см3. Сколько граммов оксалата натрия в навеске образца?
5. К 25 см3 водного раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента KMnO4 0,05 моль /дм3 добавили раствор нитрита калия в серной кислоте, избыток перманганата калия оттитровали 5 см3 раствора щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента H2C2O4 0,04 моль/дм3. Рассчитать массу нитрита калия в исходном растворе.
Решение задач приложить к отчету.

9. Тема 7. Реакции комплексообразования в методах объемного анализа. Комплексоны. Комплексонометрия. Индикаторы в методе комплексонометрии, требования к ним
Теоретические аспекты:
Комплексонометрия – метод объемного анализа, в основе которого лежат реакции комплексообразования. В качестве рабочего раствора (титранта) используется раствор хелатообразующего лиганда – комплексона, который в присутствии аммиачной буферной смеси образует с катионами металлов комплексные соединения в анализируемом растворе. Самый распространенный комплексон, который используется в аналитической практике – комплексон III (динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты) (см. лекционный материал), раствор которого называют трилон Б (условное обозначение Na2H2Y).
Титрование выполняют в присутствии аммонийного (аммиачного) буферного раствора. Точку конца титрования определяют с помощью металлоорганических индикаторов (металлохромных индикаторов), которые образуют с определяемыми катионами при тех же условиях окрашенные комплексные соединения, менее устойчивые, чем комплексы с титрантом трилоном Б.
В точке эквивалентности комплекс металла с индикатором разрушается, т.к. образуется более устойчивый комплекс катиона металла с трилоном Б, и индикатор выделяется в раствор, что приводит к резкому изменению окраски раствора: раствор приобретает окраску, обусловленную свободным индикатором.
При определении жесткости воды используют индикатор эриохром черный – Т (ЭХЧ-Т) – это сложная трехосновная органическая кислота, которая в зависимости от рН раствора образует по-разному окрашенные ионы:
H3Ind
(
H2Ind-
(
HInd2-
(
Ind3-

pH

6,3

6,3 – 11,2

> 11,2



красный

синий

желтый


Комплексными или координационными соединениями (КС) являются многие биологически важные вещества: ферменты, витамины, переносчик кислорода - гемоглобин, пигмент растений - хлорофилл и др., многие лекарственные препараты. Поэтому знание их строения и основных свойств необходимо для дальнейшего усвоения биохимии, фармакологии и других дисциплин.
Если комплексное соединение построено ионно, то его называют по типу названия солей: первым называют анион, затем катион.
В названии комплексного иона (частный случай – заряд равен нулю) лиганды указывают прежде комплексообразователя. Лиганды перечисляют в алфавитном порядке независимо от их заряда. При помощи приставок ди-, три-, тетра-, гекса- указывают число лигандов. Если в названии самого лиганда уже имеется числитель, то число таких лигандов указывают при помощи греческих приставок бис-, трис-, тетракис-, гексакис. При этом собственное название лиганда заключают в обычные скобки.
Анионным лигандам дают окончание –о, а нейтральным лигандам приписывают их собственные названия. Особые названия имеют H2O (аква) и HN3 (аммин).
Например, в название комплексного соединения [Co(NH3)5Cl]Cl2, входят лиганды «хлоро» и «аммин», но прежде всего указывают аммиачные лиганды, затем хлоридные и, наконец, металл.
Степень окисления металла указывают в скобках римскими цифрами. Например, с учетом всех правил, комплекс [Co(NH3)5Cl]Cl2 следует назвать: хлорид пентамминхлорокобальт (III).
Если комплексный ион – анион, то к названию комплексообразователя добавляют суффикс – ат. Например: K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия – первым назван анион соединения независимо от того, является он комплексным ионом или внешнесферным.

Таблица 1 – Некоторые распространенные лиганды.
Лиганд
Название лиганда
Лиганд
Название лиганда

Br-
Cl-
CN-
SCN-
OH-
бромо-
хлоро-
циано-
тиоцианато-
гидроксо-
CrO42-
NH3
H2O
-NH2
en
оксалато
аммин
аква
амино-
этилендиамин


Изомерия КС:
Изомерами называют комплексные соединения, содержащие одни и те же группы атомов, но располагаются эти группы в молекулах по разному.
Различают несколько видов изомерии координационных соединений:
1. структурная изомерия:
– изомерия положения;
– координационная изомерия
2. стереоизомерия:
– геометрическая (цис-, транс-изомерия)
– оптическая изомерия.
Изомерия положения наблюдается тогда, когда частица-лиганд может координироваться различными атомами: например, нитрит-ион NO2- может координироваться через атом азота, тогда лиганд NO2- называют «нитро»; если координация через атом кислорода – «нитрито». В этом случае различаются химические и физические свойства комплексов: «нитро» - желтый, «нитрито» - красный. Анион SCN- может координироваться либо через атом серы, либо через атом азота.
Координационная изомерия – когда одна и та же частица (ион) в одном случае выступает в роли лиганда, а в другом – находится вне координационной сферы. Например, соединение CrCl3
·6H2O существует в виде трех изомеров: [Cr(H2O)6]Cl3 – фиолетовый цвет; [Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O и [Cr(H2O)4Cl2]Cl · 2H2O – зеленый цвет.
Стереоизомерия – комплексные ионы имеют одинаковые химические связи, но различаются пространственным расположением.
Геометрическая (цис–транс–) не наблюдается в тетраэдрических комплексах, однако характерна для квадратно-плоскостных и октаэдрических.
Например, для комплекса [Pt(NH3)2Cl2]:
13 EMBED ChemWindow.Document 1415

Цис-изомер
Транс-изомер


Различаются не только химическими, физическими свойствами, но и биологической активностью. Так, например, цис-изомер [Pt(NH3)2Cl2] проявляет ярко выраженную противоопухолевую активность, а транс-изомер – нет.
Оптические изомеры представляют собой несовместимые зеркальные отображения один другого. Такие молекулы или ионы называют хиральными. К числу хиральных молекул относятся ферменты.

Определение жесткости воды (комплексонометрия)
Природная вода рек и озер представляет собой сложную систему, химический состав которой зависит от природы подстилающих грунтов, почв прибрежной зоны, сезонных и погодных условий, хозяйственной деятельности человека. Обычно она содержит в своем составе ионы растворенных солей: катионы Са2+ > Na+ > Mg2+ > K+ и др., анионы Cl– > HCO3– > SO42–и др., а также во взвешенном состоянии коллоидные примеси – простейшие микроорганизмы (планктон), глинистые и кварцевые частицы, частицы гумусовых веществ (высокомолекулярные гуминовые и фульвокислоты). Последние являются продуктами биохимической деструкции остатков растительного и животного происхождения. Вода минеральных источников содержит значительно меньше коллоидных примесей, но в ней в большем количестве присутствуют растворенные соли. Химический состав бутылированной минеральной воды обычно указывают на этикетке.
На станциях водоподготовки из природной воды удаляют методом коагуляции коллоидные примеси – эта процедура называется осветлением воды, проводят ее дезинфекцию и подают в водопроводные сети. При этом ионный состав питьевой воды практически не меняется и соответствует природному источнику.
Жёсткость воды – это совокупность [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] и [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] свойств [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ], связанных с содержанием в ней растворённых солей [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ], главным образом, [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] и [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] (так называемых «солей жёсткости»).
Вода с большим содержанием солей [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] и [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] называется жёсткой, с малым содержанием – мягкой. В жесткой воде плохо развариваются мясо и овощи, она сушит кожу при умывании, вызывает появление осадка ([ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ]) на стенках домашней посуды, котлов, в трубах. Термин «жёсткая» по отношению к воде исторически сложился из-за свойств тканей после их стирки с использованием мыла на основе солей жирных кислот – ткань, постиранная в жёсткой воде, оказывается более жёсткой на ощупь. Это объясняется тем, что содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли жирных карбоновых кислот переходят в жесткой воде в малорастворимые кальциевые и магниевые соли тех же кислот, которые и оседают на поверхности тканей, придавая им жесткость.
Жёсткость природных вод может варьировать в довольно широких пределах, и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда. Вкус природной питьевой воды, например, воды [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ], обусловлен именно присутствием солей жёсткости.
Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] кальция и магния Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2, и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей этих металлов, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов  (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2).
Суть устранения жесткости (умягчения) воды заключается в связывании ионов Са2+ и Mg2+ с образованием устойчивых соединений и последующего их удаления.
1. Термоумягчение. Основано на кипячении воды, в результате которого термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:
Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O ;
Mg(HCO3)2  Mg(OH)2 + 2 CO2 .
Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.
2. Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении к воде [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] Na2CO3 или [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ] Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в малорастворимые соединения и выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в его малорастворимый карбонат:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O ;
добавление соды переводит соли магния в его малорастворимый гидроксокарбонат:
2 MgCl2 + 3 Na2CO3 + 2 H2O (MgOH)2CO3 + 2 NaHCO3 + 4 NaCl
Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения для умягчения воды:
3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4  Ca3(PO4)2 + 6NaHCO3
3MgSO4 + 2Na3PO4  Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4
Осадки малорастворимых веществ легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при умягчении относительно небольших объемов воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем – фильтрацией осадка, точной дозировкой реагента.
3. Ионный обмен. Метод основан на использовании синтетических ионообменных смол (ионитов), представляющих собой не растворимые в воде твердые полимеры (R), вдоль цепи которых располагаются ионогенные группировки – остатки кислот или оснований. В первом случае смола называется катионитом, поскольку кислотные остатки, например, сульфогруппы R–SО3Н или карбоксильные группы R–СООН, содержат подвижные катионы Н+, способные к ионному обмену на катионы из раствора. Во втором случае смола называется анионитом, где ионогенными являются аминогруппы:
R–NH2 + H2O R–NH3OH,
которые содержат подвижные анионы ОН–, способные к ионному обмену на анионы из раствора. Синтетические ионообменные смолы выпускаются промышленностью в виде небольших зерен (гранул) диаметром 0,5 – 1 мм, которые перед употреблением вымачивают в воде для набухания. Далее из них формируют ионообменники, через которые пропускают воду.
а) Умягчение воды с помощью катионитов. Сначала через катионит R–SО3Н пропускают раствор хлорида натрия, заменяя подвижный катион Н+ смолы на катион Na+ из раствора:

R–SО3Н (смола Н–форма) + NaCl (раствор) R–SО3Na (смола Na-форма) + НСl (раствор).

Далее через катионит в Na– форме фильтруют жесткую воду, из которой катионы кальция и магния переходят на смолу, а катионы натрия переходят в воду:

2 R–SО3Na(смола Na-форма) + Са2+(Mg2+) (вода)[R–SО3]2Ca (Mg)(смола) + 2Na+ (вода).

Отработанный катионит регенерируют с помощью раствора хлорида натрия.
б) Обессоливание воды – удаление из нее как катионов, так и анионов растворенных солей. Сначала воду пропускают через катионит в Н– форме, в результате чего все катионы солей переходят на смолу, заменяя в эквивалентном количестве ионы Н+:
z R–SО3Н (смола Н–форма) + Katz+ (вода) [R–SО3]z Kat(смола) + z H+ (вода).
После этой процедуры смесь солей заменяется эквивалентной смесью минеральных кислот – хлороводородной, серной, угольной и др. Далее образовавшуюся кислую воду пропускают через анионит в ОН–форме, при этом анионы кислот из воды переходят на смолу, заменяя в эквивалентном количестве гидроксид– ионы ОН–:
z R–NH3OH(смола ОН-форма) + Anя– (вода) [R–NH3]z An (смола) + z OH– (вода).
Переходящие в воду гидроксид – ионы ОН– нейтрализуют ионы Н+ :
H+ + OH– Н2О.
Использованные смолы регенерируют, пропуская через катионит раствор хлороводородной кислоты, а через анионит – раствор гидроксида натрия.
4. [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ]. Метод основан на продавливании предварительно очищенной от коллоидных примесей воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные) под действием избыточного внешнего давления, в 2 – 3 раза превышающего осмотическое давление исходной воды. Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %, но данный метод достаточно дорог.
5. Дистилляция – этот метод очистки воды, в том числе и от солей жесткости, широко используется в лабораторной практике.
Количественной характеристикой жесткости воды (Ж) является суммарное количество миллимолей эквивалентов катионов кальция 13 EMBED Equation.3 1415 и катионов магния 13 EMBED Equation.3 1415, содержащихся в одном литре воды, ммоль/дм3:
13 EMBED Equation.3 1415 (9.1)
13 EMBED Equation.3 1415

где с () – молярные концентрации эквивалентов ионов кальция и магния, моль/дм3;
103 – переводной множитель от моль/дм3 к ммоль/дм3;

· () – массовые концентрации ионов кальция и магния, мг/дм3;
20,04 и 12,15 г/моль – молярные массы эквивалентов кальция и магния.

С 1 января 2005 года в России введен ГОСТ жесткости воды – она выражается в градусах жесткости (°Ж). Один градус жесткости °Ж соответствует молярной концентрации эквивалента ионов щелочноземельного металла 13 EMBED Equation.3 1415 равной 13 EMBED Equation.3 1415.
По величине общей жёсткости различают воду мягкую (до 2 °Ж), средней жёсткости (2–10 °Ж) и жёсткую (более 10 °Ж). Санитарная норма для питьевой воды составляет Ж < 7 °Ж.

Экспериментальное определение общей жесткости воды проводят методом комплексонометрического титрования, в основе которого лежит реакция комплексообразования между реагентом и катионами кальция и магния, содержащимися в анализируемой воде.
Титрантом является раствор динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (коммерческое название – трилон Б или комплексон III) – краткое обозначение Na2H2
· (рисунок 1). Этот раствор готовят на основе промышленно изготовленного фиксанала и химически активной частицей в стандартном растворе является анион H2
·2–.

13 EMBED ChemWindow.Document 1415


Краткое обозначение Na2H2
·



Рисунок 1 – Структурная формула трилона Б (слева) и пространственное строение комплексного соединения между катионами кальция и магния и анионом этилендиаминтетрауксусной кислоты (шестидентатный лиганд).

Для установления точки эквивалентности применяют металлоиндикатор эриохром черный Т – это трехосновная слабая органическая кислота, которую условно записывают в виде Н3Ind.

В зависимости от рН среды индикатор образует по-разному окрашенные анионы:

H3Ind
(
H2Ind–
(
HInd2–
(
Ind3–

pH

< 6,3

6,3 – 11,2

> 11,2



красный

синий

желто-оранжевый


Кроме того, индикатор, в отличие от трилона Б, образует с катионами кальция и магния окрашенные комплексные соединения, но их прочность ниже, чем прочность комплексов с участием трилона Б. Индикатор вносят в исследуемую воду в твердом виде.
Суть определения жесткости воды в следующем. Аликвоту исследуемой воды переносят в колбу для титрования, к ней добавляют 5 см3 аммиачного буферного раствора, имеющего рН = 9– 10, для стабилизации кислотности среды и далее на кончике шпателя вносят несколько крупинок твердого индикатора эриохрома черного Т. При данном значении рН индикатор находится в форме HInd2– и дает с частью катионов магния комплекс, придающий раствору винно-красную окраску:

Mg2+ (вода)
+
HInd2–

MgInd–
+
H+



синий

винно-красный




При титровании полученной смеси стандартным раствором трилона Б, сначала он реагирует со свободными ионами кальция и магния:
Ca2+ (вода) + H2
·2– Са
·2– + 2 Н+
Mg2+ (вода) + H2
·2– Mg
·2– + 2 Н+,
а на последнем этапе происходит разрушение менее устойчивого комплекса MgInd– с образованием более устойчивого комплекса Mg
·2–, причем полное исчезновение первого в точке эквивалентности сопровождается резким переходом окраски от винно-красной в синюю:
MgInd– + H2
·2– Mg
·2– + HInd2– + H+.
винно-красный синий
Титриметрическую реакцию комплексообразования трилона Б с катионами кальция и магния можно рассматривать как ионообменную реакцию, которая сопровождается образованием двух ионов водорода, поэтому числа эквивалентности реагентов равны 2 и закон эквивалентов имеет вид:

13 EMBED Equation.3 1415
откуда
13 EMBED Equation.3 1415 (9.2)

где Vал и Vт – аликвота исследуемой воды и объем титранта, см3; 13 EMBED Equation.3 1415 – молярная концентрация эквивалента трилона Б, моль/дм3.

Экспериментальное определение временной жесткости, обусловленной присутствием в воде гидрокарбонатов кальция Са(НСО3)2 и магния Mg(НСО3)2, связано с определением молярной концентрации гидрокарбонат- ионов НСО3–, поскольку каждому эквиваленту кальция 13 EMBED Equation.3 1415 и магния 13 EMBED Equation.3 1415 соответствует анион НСО3–. С этой целью в колбу для титрования вносят аликвоту анализируемой воды Vал того же объема, что и при определении общей жесткости, добавляют несколько капель метилоранжа и титруют стандартным раствором хлороводородной кислоты до перехода окраски раствора от желтой к оранжево-красной:
НСО3– (вода) + НCl (титрант) Н2СО3 + Cl–.
По закону эквивалентов
13 EMBED Equation.3 1415
откуда
13 EMBED Equation.3 1415 (9.3)
Последний результат позволяет рассчитать постоянную жесткость, связанную с присутствием в воде хлоридов, сульфатов, нитратов кальция и магния и др.:
Жпостоянная = Жобщая – Жвременная (9.4)

ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ
1. Выбрать наиболее прочное комплексное соединение из соединений Fe2+ с биолигандами: глицерином (1), гистидином (2), лизином (3).
Решение: прочность комплекса характеризуется Кнест: чем меньше Кнест, тем комплекс более прочный.
Из справочника: Кнест (1)=1,58·10-8
Кнест (2)=5,01·10-10
Кнест (3)=3,16·10-5
Ответ: наиболее прочное комплексное соединение Fe2+ c гистидином, т.к. Кнест (2) < Кнест (1) < Кнест (3).

2. Вычислить концентрацию ионов Аg+ в 0,1 М растворе [Ag(NH3)2]+, если Кнест=1
·10-8.
Решение: если обозначить концентрацию ионов Ag+ через х, то раствор будет характеризоваться следующими равновесными концентрациями (моль/дм3):

[Ag(NH3)2]+
(
Ag+
+
2NH3

0,1-х

х




Так как диссоциация комплексного иона невелика, то разность 0,1-х можно принять равной 0,1.
Тогда Кнест = 13 EMBED Equation.3 1415,
Отсюда 4х3=10-9, 13 EMBED Equation.3 1415.
Ответ: [Ag+] в растворе аммиака серебра составляет 6,3
· 10-4 моль/дм3.

3. Вычислить концентрацию ионов Zn2+ в растворе Na2[Zn(CN)4] с концентрацией 0,3 моль/дм3 при избытке цианид-ионов, равном 0,01 моль/дм3.
Решение: вторичная диссоциация комплексного иона протекает по уравнению:

[Zn(CN)4]2- ( Zn2+ + 4CN-
Кнест =13 EMBED Equation.3 1415 (справочная величина)
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: [Zn2+] в растворе тетрацианоцинката (II) натрия составляет 7,2·10-3 моль/дм3.

4. Возможно ли разрушение комплекса [Ag(NH3)2]+, концентрация которого в растворе составляет 0,1 моль/дм3, добавлением раствора КCl равного объема и равной концентрации. Увеличением объема пренебречь.
Решение: при добавлении KСl в растворе возможны два равновесных процесса:

[Ag(NH3)2]+
(
Ag+
+
2NH3



+



КСl

Cl-
+
K+











AgCl


ПРAgCl = 1
· 1010


Условием выпадения осадка АgCl и, следовательно, разрушения комплексного иона является соблюдение неравенства:
ПИ > ПР, где ПИ = с(Ag+)
· c(Cl-);
с(Ag+) = 6,3
· 10-4 моль/дм3 см. предыдущую задачу,
с(Cl-) = с(КCl) = 0,1 моль/дм3, тогда
ПИ = 6,3
·10-4
·0,1= 6,3
· 10-5;
ПИ > ПР – осадок выпадает,
Комплекс в отсутствие избытка NH3 ионами Cl- разрушается.

Лабораторная работа №6
Комплексонометрическое определение общей жесткости воды

Цель работы: определение общей жесткости воды с использованием стандартного раствора динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (трилона Б).

В результате выполнения данной работы студент должен:
– знать донорно-акцепторный механизм образования химической связи;
– уметь охарактеризовать состав молекулы комплексного соединения;
– уметь записать уравнения диссоциации комплексного соединения, комплексного иона в водном растворе;
– уметь записать выражение для Кнест (Куст) комплексного иона;
– уметь сравнивать устойчивость комплексных соединений по значениям Кнест (Куст) ;
– знать виды жесткости воды, способы их определения и устранения;
– знать принцип действия индикатора в методе комплексонометрического титрования.

Оборудование и реактивы: прибор для титрования, стаканы химические различной вместимости, пипетки вместимостью 20; 25; 50 см3, цилиндры мерные колбы, колбы конические для титрования, груша резиновая, воронка для заполнения бюретки, минеральная вода различных производителей (исследуемый раствор), стандартный раствор динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (трилона Б) с молярной концентрацией эквивалента 0,05 моль/дм3, аммиачный буферный раствор с рН 9,6, индикатор эриохром черный Т (ЭХЧ-Т) – сухая смесь.

6.1 Определение общей жесткости водопроводной воды
Последовательность выполнения работы

1. В колбу для титрования вместимостью 250 см3 с помощью мерного цилиндра переносят 50 см3 водопроводной воды, добавляют 5 см3 аммиачного буферного раствора с рН 9,6 – 10 и далее на кончике шпателя вносят несколько крупинок смеси индикатора. Содержимое колбы тщательно перемешивают до полного растворения индикатора, раствор приобретает винно-красную окраску.
2. Заполняют бюретку стандартным раствором трилона Б, с(1/2 Na2H2Y) = 0,01 моль/дм3 и титруют им исследуемый раствор до резкого изменения окраски от винно-красной к синей от одной избыточной капли титранта. Титрование повторяют три раза, допустимый разброс в параллельных титрованиях ± 0,1 см3. Находят среднее значение Vт и рассчитывают общую жесткость воды по уравнению (9.2).

6.2 Определение временной жесткости водопроводной воды
Последовательность выполнения работы

1. В колбу для титрования вместимостью 250 см3 с помощью мерного цилиндра переносят 50 см3 водопроводной воды, добавляют несколько капель метилоранжа, содержимое колбы тщательно перемешивают, раствор приобретает желтую окраску.
2. Заполняют бюретку стандартным раствором хлороводородной (соляной) кислоты с(1/1 HCl) = 0,01 моль/дм3 и титруют исследуемый раствор до изменения окраски от желтой к оранжево-красной от одной избыточной капли титранта. Титрование повторяют три раза, допустимый разброс в параллельных титрованиях ± 0,1 см3. Находят среднее значение Vт и рассчитывают временную жесткость воды по уравнению (9.3) и далее по уравнению (9.4) вычисляют постоянную жесткость водопроводной воды..
Результаты эксперимента и расчетов заносят в таблицу 1.

6.3 Определение общей и временной жесткости минеральной воды
Последовательность выполнения работы

При определении обоих видов жесткости в колбу для титрования вместимостью 100 см3 с помощью пипетки переносят аликвоту минеральной воды 10,0 см3. Далее проводят все процедуры, описанные в пунктах 6.1 – 6.2. Результаты эксперимента и расчета заносят в таблицу 1.
Таблица 1 – Результаты определения общей, временной и постоянной жесткости воды
(титранты: с(1/2 Na2H2
·) = 0,01 моль/дм3 и с (1/1 HCl) = 0,01 моль/дм3).
Исследуемый
объект
Vал, см3
Раствор трилона Б,
Vт, см3
0Жобщая
Раствор соляной кислоты,
Vт, см3
0Жвременная
0Жпостоянная

Водопроводная
вода
50,0
50,0
50,0






Минеральная
вода
«название»
10,0
10,0
10,0







Выписать с этикетки химический состав минеральной воды (
·(Са2+ ), (
·(Mg2+ ) и на его основе рассчитать минимальные и максимальные значения общей и временной жесткости:

13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415

Сравнить результаты расчета и данные эксперимента.


Вопросы и задачи для самостоятельного решения
1. Почему коплексонометрическое титрование ведут в присутствии аммонийной буферной смеси?
2. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Ag(NH3)2]+ и [Ag(CN)2]-, если Kнест ионов соответственно равны 7.0·10-8 и 1.0·10-21. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
3. Сколько граммов трилона Б требуется для приготовления 250 см3 0,05 н его раствора, если молярная масса эквивалента трилона Б равна половине его молярной массы?
4. На титрование 25 см3 0,1 н раствора MgCl2 ушло 24,9 см3 трилона Б. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента трилона Б.
5. При титровании 20 см3 раствора Mg2+ в присутствии индикатора эриохрома черного Т было израсходовано 10,15 см3 0,1 н раствора трилона Б. Сколько миллиграммов Mg2+ содержится в 100 см3 этого раствора?
6. Рассчитайте молярную концентрацию и массу магния в виде ионов Mg2+ в воде, если при титровании 100 см3 воды трилоном Б при рН=10 в присутствии эриохрома черного Т пошло 19,2 см3 раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,015 моль/л.
10. Вычислите количество и массу алюминия в виде ионов Al3+ в растворе по следующим данным: к раствору добавили 15 см3 раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,11 моль/л, избыток оттитровали 3 см3 раствора ZnSO4с молярной концентрацией эквивалента 0,101 моль/л.
Решение задач приложить к отчету.

10. Тема 8. Физико-химические основы поверхностных явлений. Сорбция и ее виды. Поверхностно-активные вещества.

Теоретические аспекты:
Изучение адсорбции из растворов на твердом адсорбенте.
Если в бинарный водный раствор внести твердый адсорбент, то на его поверхности могут адсорбироваться как молекулы растворителя, так и растворенного вещества – в общем случае это конкурентный процесс и конечный результат зависит как от природы (полярности) поверхности адсорбента, так и от химической природы компонентов раствора.
Качественно предсказать характер адсорбции можно, руководствуясь правилом уравнивания полярностей контактирующих фаз (правило П.А. Ребиндера): на межфазной поверхности преимущественно сорбируется тот компонент раствора, который способен снижать разность полярностей контактирующих фаз, образуя адсорбционный слой определенного строения. Следовательно, речь идет об избирательной адсорбции, когда на поверхности твердого адсорбента накапливается исключительно растворенное вещество, которое называют адсорбатом или поверхностно-активным (ПАВ). Типичными ПАВ являются дифильные органические молекулы, в состав которых входит гидрофильная полярная группа (–ОН, –СООН, –NH2, –NO2, –SO3H, –SO3Na, –COONa и др). и неполярный гидрофобный углеводородный радикал. Подобные молекулы способны взаимодействовать одновременно с полярными и неполярными средами. Они самопроизвольно накапливаются на границах раздела фаз и понижают тем самым избыточную поверхностную энергию, ориентируясь в адсорбционном слое гидрофильной частью в сторону полярной фазы, а гидрофобной частью – в сторону неполярной. Так, например, в случае бинарных растворов спирт-вода и спирт-бензол избирательная адсорбция спирта наблюдается при внесении в первый раствор активированного угля (неполярная поверхность), а во второй раствор – силикагеля (полярная поверхность).
Адсорбция на границе твердый адсорбент – раствор ПАВ представляет собой самопроизвольное изменение концентрации растворенного ПАВ в поверхностном слое по сравнению с его концентрацией в объеме жидкой фазы. К числу наиболее распространенных пористых адсорбентов относятся активированные угли, получаемые из каменного угля, дерева, костей животных, ореховых косточек и др. Адсорбирующее действие активированного угля обусловлено его большой удельной поверхностью, что позволяет использовать данный адсорбент для различных целей: извлечение из растворов посторонних веществ, поглощение газов, обесцвечивание жидкостей и т.д.
Изучение адсорбции уксусной кислоты (ПАВ) на активированном угле основано на определении концентрации уксусной кислоты в растворе до контакта с адсорбентом со и после наступления адсорбционного равновесия cравн, т. е., до и после адсорбции, причем cравн Удельная адсорбция Г – это равновесное количество поглощенного вещества, приходящееся на единицу площади поверхности или единицу массы твердого адсорбента, [ммоль/г].
Количество адсорбированной активированным углем кислоты рассчитывают по формуле:
n (CН3СООН) = V
·(cо – cравн) (10.1),
где V [см3] – объем раствора уксусной кислоты, из которого велась адсорбция.
Величину удельной адсорбции Г рассчитывают по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415 (10.2),
где
· – избыток ПАВ в поверхностном слое в расчете на единицу массы адсорбента, ммоль/г; Vр-р – объем взятого раствора ПАВ, см3; m – масса адсорбента, г.
График зависимости удельной адсорбции Г от равновесной концентрации ПАВ в растворе при постоянной температуре называется изотермой адсорбции. Различают изотерму адсорбции при низких концентрациях ПАВ в системе, когда адсорбция завершается образованием мономолекулярного слоя из молекул адсорбата на поверхности твердого адсорбента, и изотерму адсорбции при более высоких концентрациях адсорбата, когда уже происходит полимолекулярная адсорбция. Для определения вида изотермы адсорбции в координатах
· (cравн) готовят серию растворов с разной начальной концентрацией ПАВ и далее определяют концентрацию ПАВ в растворе после установления адсорбционного равновесия, анализируя фильтрат после отделения твердого адсорбента. По результатам эксперимента рассчитывают зависимость
· (cравн) по уравнению (2) и строят график изотермы адсорбции, типичный вид которого представлен на рисунке 1. В этом случае изотерма адсорбции содержит три участка: при очень малых концентрациях участок I изотермы прямолинеен, т.к. удельная адсорбция Г возрастает практически прямо пропорционально концентрации ПАВ в растворе; при больших концентрациях ПАВ участок III изотермы имеет вид горизонтальной прямой, где отсутствует зависимость
· (cравн), т.к. удельная адсорбция, достигнув величины
·
·, уже не меняется при дальнейшем увеличении равновесной концентрации ПАВ в растворе.

Рисунок 1 – Изотерма избирательной адсорбции ПАВ из раствора на твердом адсорбенте
Экспериментально установленный ход изотермы адсорбции можно описать полуэмпирическим уравнением мономолекулярной адсорбции Ленгмюра:
13 EMBED Equation.3 1415 (10.3)



где
·
· – предельная адсорбция, соответствующая образованию на поверхности адсорбента насыщенного мономолекулярного слоя ПАВ, ммоль/г и k – константа адсорбции, дм3/моль – параметры уравнения Ленгмюра, определяемые из опытных данных.
Обработку экспериментальных данных, позволяющих вычислить
·
· и k, обычно проводят на основе линейной формы уравнения Ленгмюра (10.4):
13 EMBED Equation.3 1415 (10.4)



13 EMBED Equation.3 1415





Рисунок 2 – К расчету параметров уравнения Ленгмюра.
и если экспериментальные точки укладываются на прямую линию в координатах 13 QUOTE 1413 EMBED Equation.3 141515 от 13 QUOTE 1413 EMBED Equation.3 141515 (рисунок 2), то этот факт является13 QUOTE 15 критерием отнесения изотермы адсорбции к ленгмюровскому типу.
Параметры уравнения Ленгмюра Г
· и k определяют при обработке линейной зависимости 13 QUOTE 1413 EMBED Equation.3 141515 от 13 QUOTE 1413 EMBED Equation.3 14151513 QUOTE 15 по методу наименьших квадратов (рисунок 2).
Зная значение Г
·, можно оценить удельную поверхность адсорбента, если принять, что строение мономолекулярного насыщенного адсорбционного слоя ПАВ соответствует модели, приведенной на рисунке 3:

Рисунок 3 – Строение мономолекулярного насыщенного адсорбционного слоя ПАВ.
Расчетная формула имеет вид:
13 EMBED Equation.3 1415 (10.5)
где Sуд – удельная поверхность адсорбента, м2/г;
·
· - предельная адсорбция, ммоль/г; NA = 6,022·1023 моль-1 – постоянная Авогадро; So – площадь посадочной площадки для одной молекулы ПАВ, которая для большинства спиртов и одноосновных карбоновых кислот лежит в пределах 0,2 ч 0,3 нм2/молекула; 10-3 – переводной множитель из ммоль в моль.
Необходимо помнить, что любой адсорбент – это пористый материал и количество молекул ПАВ, которое сорбируется на его поверхности, зависит от соотношения размеров молекул ПАВ и пор. Если молекулы ПАВ крупные, то часть поверхности, приходящаяся на мелкие поры, остается для молекул ПАВ недоступной, поэтому значение удельной поверхности есть величина оценочная, зависящая от вещества, по которому она определена.
Как показывает опыт, начальный участок изотермы адсорбции (рисунок 1, (I)) при малых концентрациях ПАВ (сравн0) является прямолинейным, т.е. адсорбция Г прямо пропорциональна концентрации ПАВ ( Г
·
·
·kсравн – закон Генри), а при сравнительно больших концентрациях ПАВ (kсравн>> 1) (рисунок 1, (III)) достигается предел адсорбции (Г
·
·
·), когда ее величина уже не зависит от концентрации ПАВ в растворе. В области средних концентраций ПАВ (рисунок 1, (II)) зависимость Г(сравн) может быть описана с помощью эмпирического уравнения Фрейндлиха:
13 EMBED Equation.3 1415 (10.6)
где Кфр и 13 EMBED Equation.3 1415 – параметры уравнения, определяемые из экспериментальных данных, причем 13 EMBED Equation.3 1415 <1.
Логарифмическая форма уравнения Фрейндлиха:
13 EMBED Equation.3 1415 (10.7)



представляет собой уравнение прямой в координатах lgГ от lgcравн. и если экспериментальные точки укладываются на прямую линию в указанных координатах, то этот факт является критерием возможности описания участка II изотермы адсорбции с помощью уравнения Фрейндлиха. Параметры уравнения находят при обработке прямой по методу наименьших квадратов (рисунок 4).

Рисунок 4 – К расчету параметров уравнения Фрейндлиха.
Как показывает опыт, при адсорбции ПАВ из водного раствора на неполярной поверхности активированного угля адсорбционная активность растворенного вещества растет по мере роста длины углеводородного радикала в гомологическом ряду ПАВ (правило Дюкло-Траубе). При этом параметры уравнений Ленгмюра k и Фрейндлиха Кфр растут, а в области II (рисунок 1) усиливается крутизна хода изотермы адсорбции (параметр 13 EMBED Equation.3 1415уменьшается) и ее предел достигается при меньшей концентрации ПАВ. С другой стороны, значение
·
· должно сохраняться в гомологическом ряду ПАВ, если адсорбционный слой имеет строение, представленное на рисунке 3 – здесь площадь посадочной площадки не зависит от длины углеводородного радикала, а ее размер определяет полярная группировка.

Лабораторная работа № 7
Изучение адсорбции уксусной кислоты из водного раствора на активированном угле.
Цель работы: экспериментальное определение изотермы адсорбции одноосновной карбоновой кислоты из водного раствора на активированном угле. Использование уравнений Ленгмюра и Фрейндлиха для описания хода изотермы адсорбции. Вычисление удельной поверхности адсорбента.

В результате выполнения данной работы студент должен:
– знать теоретические основы процесса адсорбции из водных растворов на твердом адсорбенте;
– уметь провести обработку экспериментальных данных на основании уравнений Ленгмюра и Фрейндлиха;
– получить изотерму адсорбции, рассчитать параметры изотермы адсорбции Ленгмюра и Фрейндлиха.

Оборудование и реактивы: конические колбы (250 см3) с пробками, конические колбы (100 см3), пипетки, бюретки, весы технические ВЛТЭ – 500, воронки, фарфоровая ступка и пестик, фильтровальная бумага (синяя лента), шейкер (встряхиватель) типа S3, водный раствор уксусной кислоты (c(CH3COOH) = 1,0 моль/дм3), водный раствор пропионовой кислоты (c (C2H5COOH) = 1,0 моль/дм3), водный раствор гидроксида натрия (c(NaOH) = 0,1 и 0,4 моль/дм3), твердый адсорбент – активированный уголь.

Порядок выполнения работы.
По заданию преподавателя в колбах вместимостью 250 см3 приготовить из рабочего раствора ПАВ шесть растворов объемом 50 см3 с различной молярной концентрацией карбоновой кислоты. Требуемые объемы рабочего раствора карбоновой кислоты и дистиллированной воды занести в таблицу 1. Для приготовления растворов использовать две бюретки вместимостью 50 см3.
Таблица 1 – Приготовление серии растворов уксусной кислоты для изучения адсорбции на активированном угле (рабочий раствор с () = 1,0 моль/дм3)

Молярная концентрация
уксусной кислоты,
c, моль/дм3
Аликвотная часть рабочего раствора,
VA, см3
Объем воды,
V(H2O),
см3

1





Активированный уголь (таблетки) измельчить в фарфоровой ступке и с использованием технохимических весов взять шесть навесок адсорбента по 1,00 г с точностью ± 0,01 г.
В колбы с приготовленными растворами внести навески 1,00 г активированного угля, закрыть их пробками и установить на встряхиватель. По достижении адсорбционного равновесия в системе (встряхивание 1–1,5 ч.) растворы ПАВ отделить от адсорбента фильтрованием (фильтр – синяя лента), отбрасывая первые порции фильтрата
· 7 – 10 см3 (почему?). Остальной объем фильтрата использовать для определения равновесной концентрации ПАВ титрованием раствором щелочи в присутствии фенолфталеина. Провести 2–3 параллельных титрования каждого раствора. Целочисленные значения аликвот и концентрацию титранта подобрать, ориентируясь на начальную концентрацию карбоновой кислоты, так, чтобы на титрование пошло 10 – 20 см3 титранта. Полученные результаты занести в таблицу 2.
Таблица 2 – Результаты определения равновесной концентрации уксусной кислоты после адсорбции (титрант – раствор гидроксида натрия)

Молярная
концентрация карбоновой кислоты
до адсорбции,
co, моль/дм3
Молярная
концентрация титранта,
ст, моль/дм3
Аликвотная часть фильтрата,
VA , см3
Объем титранта,
VT, см3
Молярная концентрация карбоновой кислоты после адсорбции,
сравн, моль/дм3

1








3. Используя формулу (10.2), рассчитать гиббсовскую адсорбцию (в ммоль/г), полученные данные занести в таблицу 3. Далее построить изотерму адсорбции, откладывая по оси абсцисс значения равновесной концентрации кислоты после адсорбции, а по оси ординат – гиббсовскую адсорбцию (рисунок 1).

Таблица 3 – Сводные экспериментальные и расчетные данные для построения изотермы адсорбции уксусной кислоты из ее водных растворов на активированном угле (объем раствора ПАВ 50 см3)

Молярная концентрация уксусной кислоты до адсорбции,
c0, моль/дм3
Молярная концентрация уксусной кислоты после адсорбции,
ср, моль/дм3
Масса угля,
m, г
Гиббсовская адсорбция,
Г, ммоль/г
1/ср
1/Г
lgср
lgГ

1











4. Для нахождения параметров уравнений Ленгмюра и Фрейндлиха построить графики зависимости 1/Г 13 QUOTE 15от 1/ср13 QUOTE 15 и lgГ от lgcр, обрабатывая полученные прямые по МНК (рисунки 2 и 4). Записать явный вид обоих уравнений, заменяя буквенные обозначения параметров их числовыми значениями, и на одном графике сопоставить ход экспериментально определенной изотермы адсорбции с расчетным ходом изотерм в соответствии с найденными уравнениями Ленгмюра и Фрейндлиха.
Используя найденное значение предельной адсорбции
·
·, рассчитать по формуле (10.5) удельную поверхность активированного угля.

Вопросы и задачи для самостоятельного решения
Условия конкурентной и избирательной адсорбции из растворов на твердых адсорбентах. Правило уравнивания полярностей. Ориентация молекул ПАВ в поверхностном слое. Расчет избыточной адсорбции ПАВ из экспериментальных данных и его теоретическое обоснование.
Признаки изотермы адсорбции ленгмюровского типа. Модельные и эмпирические уравнения, описывающие изотерму избирательной адсорбции ПАВ из раствора на твердом адсорбенте. Расчет параметров уравнений из экспериментальных данных.
Определение величины удельной поверхности адсорбента.
Полимолекулярная адсорбция, вид ее изотермы и расчет величины удельной поверхности адсорбента по теории БЭТ.
Сколько литров аммиака при 273 К и 1 атм может адсорбироваться на поверхности 25 г активированного угля, если образуется мономолекулярный слой. Поверхность 1 г угля примите равной 950 м3. Диаметр молекулы 3 Е. Ответ: 12,62 дм3
Вычислить площадь поверхности катализатора, 1 г которого при образовании монослоя адсорбирует при н.у. 83 cм3 азота. Примите, что эффективная площадь, занятая молекулой азота равна 16,2·10-20 м2. Ответ: 361,5 м2.
Найдите степень заполнения поверхности* аэросила при адсорбции натриевой слои бензилпенициллина из раствора концентрации 0,004; 0,0075; 0,011 моль/дм3, если адсорбция описывается уравнением Ленгмюра с константой адсорбционного равновесия 790 дм3/моль. Ответ: 0,760; 0,856; 0,897.
*Степень заполнения поверхности адсорбента
· = Г/Г
·.

Вопросы и задачи приложить к отчету.

11. Тема 9. Физикохимия дисперсных систем. Классификация дисперсных систем. Лиофобные коллоидные системы (золи), их получение, свойства. Коагуляция золей электролитами. Правило Шульце-Гарди.

Теоретические аспекты:

Коллоидные растворы (золи) – это гетерогенные системы, обладающие большой свободной энергией поверхности, т.е. они термодинамически неустойчивы. Различают кинетическую и агрегативную устойчивость золей. Кинетическая устойчивость золей обеспечивается броуновским движением частиц дисперсной фазы, которое противодействует оседанию частиц под действием силы тяжести. Причиной агрегативной устойчивости золей является наличие у частиц одноименных зарядов и сольватных оболочек, которые препятствуют слипанию частиц.
Коагуляция золей – процесс объединения коллоидных частиц в более крупные агрегаты вследствие потери агрегативной устойчивости. Процесс коагуляции могут вызвать различные факторы: изменение температуры, механическое воздействие, облучение, добавление растворов электролитов. Наиболее изучена и имеет практическое наибольшее практическое значение коагуляция золей электролитами.
Сильные электролиты вызывают коагуляцию золей, при достижении (электролитов) концентрации их в растворе некоторого значения, называемого порогом коагуляции.
Порог коагуляции (ск) – минимальное количество электролита (в молях), которое надо добавить к 1 л золя, чтобы вызвать начало коагуляции за определенный промежуток времени. Порог коагуляции рассчитывается по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415 [моль]
Коагулирующее действие электролитов подчиняется правилу Шульце-Гарди: коагуляцию вызывают ионы с зарядом, противоположном 13 EMBED Equation.3 1415заряду гранулы, а коагулирующая способность тем выше, чем выше заряд коагулирующего иона.
Таким образом, лучшим коагулятором является тот электролит, который имеет наименьший порог коагуляции для данного золя.
Дерягин и Ландау с помощью теоретических расчетов показали, что значения порогов коагуляции для коагулирующих ионов различного заряда относятся как ск(+1) : ск(+2) : ск(+3) ~ 13 EMBED Equation.3 1415 : 13 EMBED Equation.3 1415 : 13 EMBED Equation.3 1415, т.е. коагулирующее действие ионов растет пропорционально обратному значению шестой степени величины заряда иона.

Лабораторная работа №8.
Экспериментальная проверка правила Шульце-Гарди

Цель работы: Экспериментальная проверка выполнения правила Шульце-Гарди при коагуляции золей электролитами с заданной их концентрацией.
В результате выполнения данной работы студент должен:
– знать способы классификации дисперсных систем;
– знать условия получения гидрофобных золей малорастворимых веществ методом химической конденсации;
– знать правила составления формул мицеллы золя, охарактеризовать ее структурные элементы;
– знать виды и факторы устойчивости гидрофобных золей;
– знать методы коагуляции и стабилизации дисперсной фазы;
– знать правило Шульце-Гарди, Дерягина и Ландау, уметь их использовать при оценке коагулирующей способности различных коагулянтов.

Оборудование и реактивы: Пробирки, пипетка (10 см3), груша резиновая, золи Fe(OH)3(+), KFe[Fe(CN)6]-; коагулирующие ионы NaCl (4М), NaCl (0,08М), Na2SO4 (0,08М), BaCl2 (0,08М).


Порядок выполнения работы
1. Записать формулы золя Fe(OH)3(+) полученного в результате реакции гидролиза FeСl3 и золя KFe[Fe(CN)6], полученного в результате реакции хлорида железа (III) с гексацианоферратом (II) калия. Заполнить теоретическую таблицу 1.

Таблица 1 – Коагулирующее действие электролитов (на основании теоретических расчетов).
Золь
Заряд
золя
Коагулирующий ион и его концентрация



NaCl (4М)
NaCl (0,08М)
Na2SO4 (0,08М)
BaCl2 (0,08М)

Fe(OH)3,
оранжевый






КFe[Fe(CN)6] синий







2. На основе эксперимента требуется установить, который из данных растворов будет вызывать коагуляцию при добавлении в золь, как изменяется коагулирующая способность электролитов в зависимости от их природы и концентрации.
Для этого в каждую из двух групп пробирок (по 4 пробирки в каждой группе), содержащих по 5 см3 раствора с коагулирующими ионами (пробирки соответственно пронумерованы), приливают по 5 см3 золя Fe (OH)3 (оранжевое окрашивание) – первая группа пробирок и по 5 см3 золя КFe[Fe(CN)6] (синее окрашивание) – вторая группа пробирок. Хорошо перемешивают и наблюдают, в какой пробирке произойдет коагуляция золей электролитами. По результатам наблюдений составляют таблицу 2 (на основании экспериметальных исследований), в которой знаком «+» обозначают ионы, вызывающие коагуляцию, знаком «–» – нет.
Примечание – все вычисления выполнить в рабочей тетради сделать выводы по проделанной работе.

Вопросы и задачи для самостоятельного решения

1. Какие системы называют коллоидными? Назовите две основные группы методов получения коллоидных растворов, сформулируйте их сущность.
2. Напишите формулу мицеллы золя йодида серебра, полученного добавлением 40 см3 0,02 М раствора AgNO3 к 50 см3 0,001 М раствора КI. Каким методом получен золь?
3. Какое явление называется коагуляцией? Факторы, вызывающие коагуляцию лиофобных золей.
4. Что называется порогом коагуляции? В каких единицах выражается эта величина?
5. Коагуляция 10 см3 гидрозоля гидроксида железа (III) наступила при добавлении к нему 2 см3 раствора Na2SO4 с молярной концентрацией 0,0025 моль/дм3. Вычислить порог коагуляции и коагулирующую способность электролита.
6. Определите знак заряда коллоидных частиц золя, если при его коагуляции электролитами получены следующие пороги коагуляции (моль/дм3): cп(KNO3) = 300;
cп (MgCl2) =320; cп (Na3PO4) = 0,6.
7, Какое явление называют солюбилизацией? Приведите примеры.

Решение задач приложить к отчету.


Лабораторная работа № 9
Экстракция. Определение коэффициента распределения йода
между двумя жидкими несмешивающимися фазами

Экстракцией (русский синоним – вытяжка) называется процесс извлечения растворенного вещества из раствора с помощью второго растворителя (экстрагента), который практически не смешивается с первым и лучше растворяет извлекаемое вещество. Очень часто первым растворителем (I фаза) является вода, а вторым (II фаза) – один из органических растворителей, который не смешиваются с водой: тетрахлорметан CСl4, хлороформ СНСl3, бензол С6Н6, толуол С6Н5–СН3, гексан С6Н14, диэтиловый эфир С2Н5–О–С2Н5 и т. д.
Если водный раствор, содержащий извлекаемое вещество А, привести в контакт с органическим растворителем (экстрагентом) и полученную систему интенсивно взболтать, то образуется эмульсия (мелкие капли) органического растворителя в воде – площадь контакта между фазами резко возрастает и растворенное вещество А частично переходит из водного раствора в органическую фазу. Важно помнить, что межфазную границу может пересекать лишь та форма растворенного вещества, которая может одновременно существовать в обеих контактирующих фазах. Например, если между фазами перераспределяется уксусная кислота, то в водной фазе она частично диссоциирует и существует здесь в двух формах – недиссоциированной и ионной, а в неполярной органической фазе кислота не диссоциирует, но часть молекул кислоты образует димеры за счет водородных связей между карбоксильными группами двух молекул и, таким образом, она тоже существует в двух формах – мономера и димера. Очевидно, что межфазную границу может пересекать только недиссоциированная форма уксусной кислоты со стороны водной фазы и мономер со стороны органической фазы.
Через некоторое время после окончания перемешивания смесь расслоится и образуется две фазы, содержащие растворенное вещества А: водная (ее называют рафинат) и органическая (ее называют экстракт), а относительно той формы вещества А, которая может пересекать межфазную границу, устанавливается экстракционное равновесие:

А (водная фаза – рафинат) А (органическая фаза – экстракт)

Это равновесие характеризуется константой распределения К, которая связывает равновесные молярные или массовые концентрации распределяемой формы вещества А в экстракте и рафинате:
13 QUOTE 1415 = 13 QUOTE 1415 (1)

причем константа К зависит от природы системы и температуры, но не зависит от концентрации вещества А в исходном водном растворе (закон распределения Нернста).
Если растворенное вещество А может находиться в контактирующих фазах в нескольких формах, то обычно в опыте определяют равновесную суммарную (общую) или брутто–концентрацию вещества А в каждой из фаз с учетом всех форм его существования в данной фазе. Подобные ситуации возникают, когда молекулы А участвуют в побочных реакциях, например, диссоциации, ассоциации или комплексообразования. Отношение равновесных брутто–концентраций вещества А в контактирующих фазах называют коэффициентом распределения D:
D = 13 QUOTE 1415 = 13 QUOTE 1415 (2)

Если вернуться к упомянутому выше примеру распределения уксусной кислоты между водной и органической фазами, где молекулы кислоты участвуют в побочных процессах диссоциации (водная фаза) и димеризации (органическая фаза), то
собщ (СН3СООН/ рафинат) = [СН3СООН] + [СН3СОО– ] и
собщ (СН3СООН/ экстракт) = [СН3СООН] + 2 [ (СН3СООН)2 ].
Важно помнить, что в общем случае коэффициент распределения D уже зависит не только от природы системы и температуры. но и от начальной концентрации А в водной фазе и условий проведения экстракции. В простейшем частном случае, когда вещество А не участвует в побочных процессах и существует в контактирующих фазах в одинаковой форме, коэффициент распределения D совпадает с константой распределения К и при любых начальных концентрациях А в водной фазе остается величиной постоянной. Последний факт можно рассматривать как экспериментальное доказательство отсутствия осложняющих экстракцию побочных химических процессов.
Экстракцию проводят в делительных воронках (рисунок 1), позволяющих разделить экстракт и рафинат после установления экстракционного равновесия и полного расслоения жидкостей. Если плотность органического растворителя меньше плотности воды (1,000 г/см3), то экстракт образует верхний слой в делительной воронке; если наоборот – нижний (плотности органических растворителей (20 0С) : тетрахлорметан CСl4 – 1,594 г/см3 , хлороформ СНСl3 – 1,489 г/см3, бензол С6Н6 – 0,879 г/см3, толуол С6Н5–СН3 – 0,867 г/см3, гексан С6Н14 – 0,6595 г/см3, диэтиловый эфир С2Н5–О–С2Н5 – 0,7135 г/см3).
При известных коэффициенте распределения и начальном содержании извлекаемого вещества А в водном растворе расчет результатов экстракции проводят следующим образом. В делительную воронку вносят водный раствор объемом Vв , содержащий m0 г извлекаемого вещества А, далее в воронку добавляют экстрагент объемом Vэ и смесь интенсивно встряхивают в течение 5 – 10 минут до установления экстракционного равновесия. После окончания перемешивания и полного расслоения жидкостей объемы рафината и экстракта равны исходным объемам Vв и Vэ соответственно, поскольку растворители не смешиваются. Пусть в рафинате осталось m1 г вещества А, тогда в экстракт перешло (m0 – m1) г, а равновесные массовые концентрации А в них равны:

13 QUOTE 1415 ; 13 QUOTE 1415.
Подставляя эти выражения в (2), после простых преобразований можно получить соотношение:
13 QUOTE 1415 (3)
Эффективность экстракции характеризуют степенью извлечения вещества А, сравнивая его количество (массу) в экстракте с начальным количеством (массой) в исходном водном растворе:
R, % = 13 QUOTE 1415
·100% = 13 QUOTE 1415 · 100 %
Последний показатель при данных объемах исходного водного раствора Vв и экстрагента Vэ можно улучшить, если несколько изменить процедуру проведения эксперимента, применив так называемую периодическую или дробную экстракцию. С этой целью доступный объем экстрагента Vэ делят на n равных порций и далее исходный раствор А обрабатывают n раз порциями свежего экстрагента объемом (Vэ /n) по указанной выше методике, отделяя каждый раз экстракт от рафината. После подобного экстрагирования в конечном рафинате остаток вещества А составляет:
13 QUOTE 1415 (4)
а в объединенном экстракте объемом Vэ масса А равна (m0 – mn) г.
Поскольку mn < m1 , то, очевидно, Rn > R и чем больше число последовательных стадий экстрагирования, тем выше полнота (эффективность) извлечения А при одном и том же общем объеме взятого экстрагента.

Цель работы: определить коэффициент распределения йода между водной и органической (СНСl3 или ССl4) фазами на основе анализа исходного водного раствора йода и рафината методом йодометрии.

Экспериментальная часть
1 В мерной колбе вместимостью 100 см3 получить задачу – некоторый объем окрашенного водного раствора йода, разбавить его дистиллированной водой до метки и тщательно перемешать.
2 Разбавленный раствор йода перелить из мерной колбы в стакан. С помощью пипетки отобрать 50,0 см3 этого раствора и перенести его в делительную воронку вместимостью 100 см3, добавить из бюретки 10,0 см3 экстрагента, закрыть воронку пробкой и интенсивно встряхивать в течение 5 – 10 минут. По окончании экстрагирования закрепить воронку на штативе с помощью лапки и оставить систему до полного расслаивания, при этом интенсивность окраски водного раствора (верхний слой) снижается , а экстракт (нижний слой) приобретет фиолетовый цвет.
3 Определить молярную концентрацию йода в разбавленном растворе методом иодометрии. В основе химического анализа лежит окислительно – восстановительная реакция между йодом (окислитель) и тиосульфатом натрия Na2S2O3 (восстановитель):

J2 + 2 Na2S2O3 ( 2 NaJ + Na2S4O6
тиосульфат тетратионат
натрия натрия.
Полуреакции и эквиваленты реагентов:
J2 + 2e ( 2J– ( Э(J2) = 1/2J2
2S2O32– - 2e ( S4O62– ( Э(Na2S2O3) = Ѕ( 2 Na2S2O3) = 1/1 Na2S2O3,
а закон эквивалентов имеет вид:
n (1/2J2) = n (1/1Na2S2O3).
В качестве индикатора используют свежеприготовленный водный раствор крахмала, который в присутствии йода окрашивает раствор в синий цвет. Индикатор добавляют в исследуемый раствор йода в конце титрования, когда он приобретет светло–желтый цвет, и титрование продолжают до полного обесцвечивания раствора от одной избыточной капли титранта.
В колбу для титрования вместимостью 100 см3 отобрать пипеткой 10,0 см3 анализируемого раствора, заполнить бюретку стандартным раствором тиосульфата натрия с(1/1 Na2S2O3) = 0,01 моль/л и титровать бурый раствор иода до светло-желтого цвета, затем добавить 10 капель раствора крахмала – титруемый раствор приобретет синюю окраску, продолжить титрование до полного обесцвечивания раствора. Титрование повторяют три раза, допустимый разброс в параллельных титрованиях ± 0,1 мл. Находят среднее значение Vт и рассчитывают молярную концентрацию эквивалента йода по уравнению :
с0(1/2 I2) = 13 QUOTE 1415. (5)
где Vа и Vт – аликвота исследуемого раствора йода и объем титранта в точке эквивалентности, см3.
Далее вычислить молярную концентрацию йода c0 (I2) = 13 QUOTE 1415 c0 (1/2 I2) и его массовую концентрацию , г/л:

·0 (I2) = c0 (1/2 I2) · М(1/2 I2) = c0 (I2) · М(I2) (6)
4 В делительной воронке отделить экстракт от рафината – слить нижний слой (экстракт – 10 см3) в стакан и перенести его в бутыль для сбора органических отходов. Оставшийся в воронке рафинат (50 см3) слить в другой стакан и выполнить анализ рафината и все расчеты согласно пункту 3.
5 Рассчитать коэффициент распределения D йода между водой и органическим растворителем. Равновесную массовую концентрацию йода в рафинате взять из пункта 4, а равновесную массовая концентрация йода в экстракте вычислить по формуле:

· (I2 / экстракт) = 13 QUOTE 1415.
Найденные величины подставить в определение (2).

6 Рассчитать степень извлечения йода:
R, % = 13 QUOTE 1415· 100 %
7 Экспериментальные и расчетные результаты занести в таблицу 1.

Таблица 1 – Результаты йодометрического определения коэффициента распределения
йода между органической и водной фазами (объем рафината – 50,0 см3, объем экстрагента (..) – 10,0 см3; титрант с(1/1 Na2S2O3)=0,01 моль/л, индикатор – крахмал, Vал. = 10,0 см3)


Объем
титранта
Vт ,мл
с(1/2J2),
моль/л
с(J2),
моль/л

·(J2),
г/л

·(J2),
(экстракт),
г/л
Коэффициент распределения, D
Степень
извлечения
R, %

Исходный раствор йода
.
.
.
Vср. =







Рафинат
.
.
.
Vср. =








8 Дополнительные задания:
а) сравнить полученный Вами коэффициент распределения D с результатами коллег по группе и сделать вывод о форме существования йода в сопряженных фазах и свойстве этой величины;
б) по формуле (4) вычислить результат экстракции, если ее проводить половинными объемами экстрагента 5,0 см3, и соответствующую величину степени извлечения R2, используя для расчета найденное значение D; сравнить эффективность однократной и дробной (n = 2) экстракции при одном и том же объеме использованного экстрагента Vэ = 10,0 см3.

Задачи
1 Коэффициент распределения йода между CCl4 и водой равен 85,47 при 298 К. В обоих растворителях йод имеет одинаковую молярную массу. Какой объем CCl4 следует взять, чтобы однократным экстрагированием извлечь из 0,5 дм3 водного раствора 90 % содержащегося в нем йода. Во сколько раз уменьшится остаток йода в рафинате, если проводить двукратное экстрагирование половинными порциями найденного объема органического растворителя. Ответ: 52,5 см3; в три раза
2 При 298 К раствор фенола в амиловом спирте с массовой концентрацией фенола 10,53 г/дм3 находится в равновесии с его водным раствором, имеющим массовую концентрацию фенола 0,658 г/дм3. Определить массу фенола, которую можно извлечь двукратным экстрагированием порциями по 0,1 дм3 амилового спирта из 0,5 дм3 водного раствора с массовой концентрацией фенола 37, 6 г/дм3, и степень его извлечения. Ответ: 17,734 г ; 94,3 %

3 Сравнивая остаток вещества А в рафинате, докажите в общем виде, что двукратная экстракция половинными объемами экстрагента более эффективна, чем однократная всем объемом.

4 Природный уран в основном состоит из изотопа 13 EMBED Equation.DSMT4 1415 (99,3 %). В ядерной реакции на атомных электростанциях участвует только изотоп 13 EMBED Equation.DSMT4 1415, содержание которого в природном уране составляет примерно 0,7 %. В обогащённом уране содержание изотопа 13 EMBED Equation.DSMT4 1415 искусственно увеличено до 3 – 20 % или более. Именно обогащённый уран используется как топливо в ядерных реакторах.
В водах мирового океана содержится 4,5 миллиарда тонн урана в виде уранил-иона 13 EMBED Equation.DSMT4 1415. Это примерно в 820 раз больше, чем можно извлечь из всех известных месторождений урановой руды, из которой этот металл сегодня добывается для использования в ядерных реакторах. Однако в виду низкой концентрации и специфической формы уранил-иона, его экономически выгодное извлечение из морской воды известными химическими методами до недавнего времени считалось практически невозможным.
В 2010 году американские учёные (по материалам работы S. Beer et al, Chem. Sci., 2010, 1, 43 – 47) предложили использовать для этого 2,6-терфенилкарбоновую кислоту, анион который в слабощелочной среде, например, растворе аммиака, селективно координирует уранил-ион, образуя устойчивый, малорастворимый в воде комплекс. Объёмные фенильные группы закрывают уранил-ион в виде капсулы, таким образом, вытесняя воду из внутренней сферы и усиливая прочность комплекса:

Схема реакции комплексообразования
Полученный комплекс можно экстрагировать из водного раствора хлороформом. Эксперименты показали, что при достижении фазового равновесия концентрация комплекса в органической фазе в 40 раз выше, чем в водной.
3RCOOH(в) + UO22+(в) + 3NH3(в) NH4[UO2(RCOO)3] (в) + 2NH4+ (в)
NH4[UO2(RCOO)3] (в) NH4[UO2(RCOO)3] (о)
При обработке органического экстракта разбавленным раствором азотной кислоты происходит реэкстракция комплекса в водную фазу, где в кислой среде он разрушается и тем самым уранил-ион количественно (полностью) переходит в водную фазу.
NH4[UO2(RCOO)3] (о) NH4[UO2(RCOO)3] (в)
NH4[UO2(RCOO)3](в) + 3H+(в) 3RCOOH(в) + UO22+(в) + NH4+(в)
После добавления основания к полученному раствору (для нейтрализации избытка азотной кислоты и создания слабощелочной среды) его можно снова экстрагировать с помощью 2,6-терфенилкарбоновой кислоты. Повторяя эту серию процедур несколько раз, можно добиться значительного концентрирования урана в воде.
Вопросы.
I Рассчитайте молярную концентрацию уранил-иона с0 в морской воде, учитывая, что объём вод мирового океана составляет 1,3 млрд. кубических километров.
Рекомендации и ответ: каждая из форм существования урана – уранил-ион и его комплекс содержат один атом урана, поэтому молярная концентрация любой формы равна концентрации самого урана; с0 = 1,45·10–8 моль/л
II Сколько раз необходимо повторить цикл концентрирования исходной морской воды, чтобы достичь концентрации уранил-иона не менее 0,5 моль/л?
При решении используйте следующие данные:
а) при экстракции урана из водной фазы объём органической фазы в 10 раз меньше объёма морской воды;
б) при обратной экстракции урана в водную фазу объём раствора азотной кислоты в 10 раз меньше объёма органической фазы;
в) нейтрализация избытка разбавленной азотной кислоты и создание щелочной среды достигаются пропусканием газообразного аммиака через раствор, при этом увеличением объёма раствора можно пренебречь.
Рекомендации и ответ: для расчета молярной концентрации урана (точнее его комплекса) в экстракте составьте уравнение материального баланса относительно количества урана: уран из объема взятой морской воды распределяется между экстрактом и рафинатом, причем по условию задачи сэкстракт = 40 срафинат ; сэкстракт = 8с0 , а после полной реэкстрации в водную фазу с(UO22+) = 80с0. Следовательно, один цикл концентрирования приводит к 80-кратному увеличению концентрации урана, всего необходимо 4 цикла.
III Потребление урана в мире составляет около 65 тыс. тонн в год. Через сколько лет следует ожидать истощения месторождений урановой руды? Предполагая, что после этого уран будет добываться из океана, и что скорость потребления останется неизменной, оцените количество воды, которое нужно будет перерабатывать в мире ежедневно, чтобы удовлетворить потребность в уране.
Рекомендации и ответ: мировые запасы урана в виде руды 5,49·106 т, их хватит на 84,5 года; ежедневная переработка 51,6 км3 морской воды.

5 В каком соотношении необходимо разделить Vэ мл экстрагента при проведении двукратной последовательной экстракции вещества А из его водного раствора объемом Vв, чтобы степень извлечения вещества А была максимальной? Сформулируйте общее правило достижения максимальной степени извлечения вещества А при проведении его многократной последовательной экстракции из водного раствора объемом Vв при наличии экстрагента объемом Vэ. Запишите расчетную формулу для Rmax.
Рекомендации и ответ: принять, что для последовательной экстракции были взяты объемы V1 =
· Vэ и V2 = (1 –
·) Vэ , где параметр 0 <
· < 1; рассчитать остаток вещества А в рафинате после его двукратной обработки указанными объемами экстрагента; получить выражение для степени извлечения R и продифференцировать его по
·, приравняв производную к нулю;
·оптимальн. = 0,5 – данный объем экстрагента Vэ нужно разделить пополам.

Приложение: расчетные задачи

Понятие химический эквивалент.
Задачи для самостоятельного решения
1. Чему равны эквиваленты кислот в следующих реакциях:
а) H3РО4 + NаОН NаН2РО4 + Н2О
б) Н3РО4 + Ва(ОН)2 ВаНРО4 + 2Н2О
в) Н2SО4 + NаСl(ТВ) NаНSО4 + НCl
2. Чему равны эквиваленты перманганата калия в следующих реакциях:
а) Н2О2 + КМnО4 + Н2SO4 О2 + МnSO4 + K2SO4 + H2O
б) Н2О2 + КМnО4+ Н2О О2 + МnO2 + КОН
в) Н2О2 + КMnO4 + КОН О2 + К2МnО4 + Н2О
3. Вычислите массу вещества, содержащегося в заданном количестве эквивалентов:
а) 0,5 моль эквивалентов Nа2В4О7 · 10 Н2О;
б) 0,2 моль эквивалентов Н2С2О4 · 2 Н2О;
4. Вычислите количество вещества и количество эквивалентов вещества в данной массе вещества:
а) 7,1г Nа2SO4;
б) 5,8 Мg(OH)2
5. Вычислите относительную атомную массу двухвалентного металла и назвать его, если 8,34г металла окисляются 0,680л кислорода (н.у.).
6. Определите элемент, если в его оксиде массовая доля кислорода 39,7%. При расчетах используйте закон эквивалентов.
7. Определите элемент, если при его взаимодействии массой 3,6г с хлором получена соль массой 14,1г. При расчетах используйте закон эквивалентов.
8. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2г кислорода и с 3,173г одного из галогенов. Определите эквивалент галогена, назовите его.
9. Для растворения 16,8г металла потребовалось 14,7г серной кислоты. Определите молярную массу эквивалента металла и объем выделившегося водорода (н.у.).
10. На восстановление 1,85г оксида металла израсходованного 883 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислите молярные массы эквивалента оксида и металла.
11. Чему равна молярная масса эквивалента металла, если его навеска массой 20г вытесняет из кислоты водород объемом 7,5л при 18є С и давлении 1,013 · 105 Па?
12. На нейтрализацию 2,45г кислоты идет 2,00г гидроксида натрия. Определить молярную массу эквивалента кислоты.
13. При взаимодействии 5,95г некоторого вещества с 2,75г хлороводорода получилось 4,40г соли. Вычислите молярные массы эквивалента вещества и образовавшейся соли.
14. Молярная концентрация эквивалента НNO3 как кислоты равна 0,1121 моль/л. Вычислите молярную концентрацию эквивалента НNО3 как окислителя в реакции ее восстановления до NО.
15. Для определения пероксида водорода к 10,0 мл раствора добавили йодид калия в избытке в кислой среде:
Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = I2 + 2H2O + K2SO4
Выделившийся йод прореагировал с титрантом тиосульфатом натрия:
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S2O3
На титрование затрачено 7,65 мл раствора с молярной концентрацией тиосульфата натрия 0,01986 моль/л. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента Н2О2.
16. В какой массе серной кислоты содержится столько же молярных масс ее эквивалента в реакциях полной нейтрализации, сколько таких же величин для НС1, Н2С2О4, Н3РО4 содержится в их массах, соответственно равных 146, 630 и 327 г?
Растворы. Способы выражения состава растворов
(концентрации, доли растворенного вещества).
Задачи на составление растворов, их разбавление и концентрирование
Приведите известные Вам способы выражения количественного состава растворов.
В 190г воды растворили 10г сахарозы. Вычислите массовую долю сахарозы в полученном растворе. (0,05)
Предложите необходимые количества веществ иода и этилового спирта, необходимые для приготовления 513 г раствора, в котором массовая доля иода составляет 0,0495. (0,1 моль I2; 10,6 моль С2Н5ОН)
В воде растворили 11,2 г гидроксида калия, объем раствора довели до 257 мл. Определите молярную концентрацию раствора. (0,78моль/л)
Сколько граммов хлорида калия содержится в 750 мл 10%-ного раствора, плотность которого равна 1,063 г/мл? (79,7 г КСl)
Смешали 250 г 10%-ного и 750 г 15%-ного растворов глюкозы. Вычислите массовую долю глюкозы в полученном растворе.(13,75% глюкозы)
1 мл 25%-ного раствора содержит 0,458 г растворенного вещества. Какова плотность этого раствора? (1,832 г/мл)
Имеется 30%-ный раствор азотной кислоты (плотность 1,2 г/мл). Какова молекулярная концентрация этого раствора? (5,71 моль/л НNO3)
Растворимость хлорида натрия при 250С равна 36,0г в 100г воды. Определите массовую долю соли в насыщенном растворе при этой температуре. (26,5% NaCl)
Массовая доля нитрата серебра в насыщенном при 200С водном растворе равна 69,5%. Вычислите массу этой соли, которая раствориться в 100 г воды при этой же температуре. (228 г АgNO3)
Какова должна быть массовая доля хлороводорода в соляной кислоте, чтобы в ней на 10 моль воды приходилось 1 моль хлороводорода? (16,9% НСI)
Чему равна массовая доля серной кислоты в растворе, в котором числа атомов водорода и кислорода равны между собой? (73,1% Н2SO4)
Какой объем формальдегида (при н.у.) нужно растворить в воде, чтобы получить 1 л формалина (40%-ный раствор формальдегида с плотностью 1,11 г/мл)? (331,5 л Н2СО)
Упарили вдвое (по объему) 2 л 10%-ного раствора NaCl (плотность 1,07 г/мл). Определите молярную концентрацию полученного раствора.(3,66 М NaCl)
Рассчитайте мольные доли спирта и воды в 96%-ном растворе этилового спирта. (90,4% С2Н5ОН, 9,6% Н2О)
Какова будет массовая доля азотной кислоты в растворе, если к 40 мл 96%-ного раствора НNО3 (плотность 1,5 г/мл) прилить 30 мл 48%-ного раствора НNО3 (плотность 1,3 г/мл)? (77,1% НNО3)
Определите молярную концентрацию азотной кислоты, полученной смешиванием 40 мл 96%-ного раствора НNО3 (плотность 1,5 г/мл) и 30 мл 48%раствора НNО3(плотность 1,3 г/мл), если полученный раствор имеет плотность 1,45 г/мл. (С(НNО3)=17,7 моль/л)
При 20(С и атмосферном давлении в одном объеме воды растворяется 450 объемов хлороводорода. Вычислите массовую долю вещества в насыщенном при этой температуре растворе (предполагаем, что при растворении хлороводорода объем раствора не изменяется). Как получить более концентрированный раствор. (40,6% НСI)
100 л хлороводорода, измеренные при нормальных условиях, растворены в 1 л воды. Полученный раствор занимает объем 1,09 л. Вычислите массовую долю хлороводорода в растворе и молярную концентрацию этого раствора. (14% НСI , 4,1 моль/л НСI)
Рассчитайте объем концентрированной хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/мл), содержащей 38% хлороводорода, необходимый для приготовления 1 л 2 М раствора. (161,4 мл)
Через 1 л раствора аммиака с массовой долей, равной 10% (плотность 0,96 г/мл), пропустили 10 л аммиака (н.у.). Вычислите массовую долю аммиака в образовавшемся растворе (10,7 % NH3).
Какой объем раствора уксусной кислоты с молярной концентрацией 1,98 моль/л (плотность 1,015 г/мл) был добавлен к 10 мл 40,2%-ного раствора того же вещества (плотность 1,050 г/мл),если при этом получился 27,2%-ный раствор (плотность 1,035 г/мл)? (8,68 мл)
Через 250 г 5,75%-ного раствора аммиака пропустили 10,5 л аммиака (20(С,101кПа), при этом получился раствор с плотностью 0,963 г/моль. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. (4,79 моль/л NН3).
Растворимость аммиака равна при 0(С 1300 объемов в 1 объеме воды, а при 30(С- 595 объемов в 1 объеме воды. Как изменится масса 250 г насыщенного при 0(С раствора при его нагревании до 30(С (испарением воды пренебречь, давление 101 кПа). (Уменьшится на 73,2 г).
Кристаллогидрат сульфата меди (кристаллизуется с пятью молекулами воды) массой 5 г растворили в воде количеством 5 моль. Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе. ( 3,37% CuSO4) .
Из 500 г 40%-ного раствора сульфата железа(II) при охлаждении выпало 100 г его кристаллогидрата (кристаллизуется с 7 молекулами воды). Какова массовая доля вещества в оставшемся растворе? ( 36,3% FeSO4).
Какую массу тетрагидрата нитрата кальция нужно растворить в 75 г 2%-ного раствора нитрата кальция для получения раствора с молярной концентрацией 0,948 моль/л (плотность 1,11 г/мл)? (16,4 г Са(NO3)2( 4Н2О).
Массовые доли пентагидрата сульфата марганца и моногидрата сульфата марганца в их смеси равны между собой. Какая максимальная масса этой смеси может раствориться в 8-моль воды? Растворимость безводного сульфата марганца равна 65 г в 100 г воды. (155 г)
К 400мл раствора дихромата натрия с концентрацией 0,238 моль/л (плотность 1,041 г/мл) добавили 40 г кристаллогидрата этой соли. Массовая доля соли в растворе стала равной 13,17%. Установите состав кристаллогидрата. (Na2Cr2O7( 2Н2О ).
Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ: NaOH и P2O5, Ва(ОН)2 и СО2, КОН и NaOH, NaHSO4 и BaCI2, НCI и AI(NO3)3? Ответ поясните.

Коллигативные свойства растворов.
Вопросы и задачи для самостоятельного решения
Вопросы:
Какие физико-химические свойства растворов называют коллигативными? Почему?
Какие мембраны называют полупроницаемыми перегородками? В каких системах и как они действуют?
Что называют диффузией и осмосом? В чем их отличие?
При каких условиях в системе из двух растворов возникает осмос? Чем определяется его интенсивность и направление? Что приводит систему в осмотическое равновесие? Какое значение имеет осмос в медицине? Приведите примеры.
Что называют осмотическим давлением? При помощи, каких приборов оно определяется, и в каких единицах выражается?
От каких факторов зависит осмотическое давление, и каким уравнением эта зависимость выражается?
В каких случаях растворы неэлектролитов и электролитов при одной и той же температуре имеют одинаковое осмотическое давление? Как называют такие растворы?
Какой раствор по отношению к другому называют гипертоническим? Гипотоническим? В сторону какого из них должен быть направлен осмос?
Что такое плазмолиз и гемолиз? Объясните эти явления.
Поглощение воды растениями за счет осмоса создает внутри клеток осмотическое давление, которое делает растительные ткани упругими (тургор). При каких условиях эта упругость начинает снижаться и растение вянет? Что восстанавливает тургор?
Каким образом в организме человека осуществляется механизм осморегуляции?
Что называется онкотическим давлением и какова его величина?
В чем сущность закона Рауля? Его формулировка и математическое выражение.
Перечислите следствия из закона Рауля.
Задачи:
Какое внешнее рабочее давление нужно приложить к морской воде, чтобы опреснить ее методом обратного осмоса. Молярные концентрации ионов в морской воде составляют: Cl- - 0,55М; Na+ - 0,47М; SO42- - 0,028М; Mg2+ - 0,054М; Ca2+ - 0,01М; К+ - 0,01М.
При острой кровопотере показано применение кровезаменяющей жидкости И.Р. Петрова. Ее готовят растворением в 100г воды 1 таблетки Петрова. В ее состав входят: 1,5г NaCl; 0,2г KCl; 0,01г CaCl2. Рассчитать осмоляльность полученного раствора и его осмотическое давление при 370С. Продумать механизм действия кровезаменяющей жидкости.
Найти осмотическое давление, которое может выдержать эритроцит, если гемолиз наблюдается в 0,3% - ном растворе хлорида натрия.
Осмотическое давление раствора, содержащего 7,5г сахара в 625мл раствора, равно 0,812 атм. при 120С. Определите молярную массу сахара.
Рассчитать осмотическую работу, которую производит почка при выделении 0,5 моль мочевины в литре мочи при 370С, если концентрация мочевины в плазме равна 0,005 моль/л, а в моче – 0,333 моль/л.
Моляльное повышение точки кипения бензола равно 2,530С/моль. Вычислите молярную массу холестерина в бензольном растворе, если 0,788г его в 15,12г бензола вызывают повышение точки кипения на 0,340.
В медицине в качестве заменителя плазмы крови используют раствор Тироде, в 100мл которого содержится 0,8% NaCl; 0,02% KCl; 0,02% CaCl2; 0,01% MgCl2; 0,005% NaHPO4; 0,01% NaHCO3 и 0,1% глюкозы. Рассчитайте осмотическое давление раствора при 370С, считая его плотность 1г/мл.
Сточная вода представляет собой раствор мочевины (NH2)2CO. При очистке ее методом обратного осмоса прикладывается давление 5,5 атм. при 270С. Рассчитайте концентрацию мочевины в сточной воде и температуру замерзания раствора.
Раствор, содержащий в 1 л 4,054 г вещества, имеет осмотическое давление 3,067*105Па при 00С. Элементарный состав вещества 40% углерода; 6,7% водорода и 5,3% кислорода по массе. Что это за вещество? При какой температуре будет замерзать его раствор?
Отработанные воды производства нитроакриловой кислоты содержат до 740 мг/л нитрата меди (II). До какого значения можно повысить в стоках содержание нитрита меди очисткой отводимых вод обратным осмосом, если процесс вести при 200С и рабочем давлении 9,8 МПа, учитывая, что значение последнего в 3-4 раза превышает осмотическое давление концентрата. Какую часть сточных вод можно вернуть в производство? При расчете принять, что плотность растворов соли равна 1 г/мл, а ее кажущаяся степень диссоциации – 65%
Сточные воды, содержащие по массе 0,25% хлорида бария, очищают при 200С обратным осмосом через мембрану при рабочем давлении 8,2 МПа. Рассчитать содержание соли в отводимом концентрате, считая кажущуюся степень диссоциации
·(BaCl2)=0,78 и плотность раствора 1 г/мл. Какая часть сточных вод может быть возвращена таким образом на повторное использование, если рабочее давление соответствует осмотическому давлению концентрата.
Наибольшее значение в медицине имеет определение осмотического давления биологических жидкостей, однако прямое его определение встречает ряд трудностей. Наиболее часто непосредственно замеряют депрессию (понижение) температуры, а затем уже вычисляют осмотическое давление. Плазма человеческой крови замерзает при – 0,560С. Определите осмолярность и осмотическое давление крови при 370С. Рассчитайте молярную концентрацию и массовую долю растворенных веществ в трех физиологических растворах, приготовленных на основе хлорида натрия, хлорида кальция и глюкозы.
Растворимость азота и кислорода в воде при н.у. равна 23,5 и 48,9 мл/л. Определите температуру замерзания воды, насыщенной воздухом.
Рассчитайте осмотическое давление при 370С (R=8,31 Дж/мольК) внутриклеточной жидкости, если состав раствора (моль/л) соответственно: [Na+]=35, [K+]=115, [Ca2+]=5, [Cl-]=25, [HCO3-]=20, [H2PO4-]=100, [SO42-]=10.
Как приготовить 1 л раствора глюкозы, изотонического по отношению к плазме крови.
Методом измерения осмотического давления растворов было установлено значение Мг гемоглобина – 68000. в одном из опытов при 40С осмотическое давление раствора, содержащего гемоглобин массой 40 г в растворе объемом 0,5 л, оказалось равным 2634Па. Какое значение Мг гемоглобина было найдено в этом опыте?
В офтальмологической практике при глаукоме для понижения внутриглазного давления показано применять раствор мочевины (NH2)2CO с массовой долей 30%. Рассчитайте осмотическое давление этого раствора при 370С. Является ли он изотоническим по отношению к плазме крови?
Осмотическое давление 1 моля NaCl, содержащегося в 10 л раствора, при 180С равно 4,4 атм. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли.
Тиосульфат натрия Na2S2O3 применяют как противотоксическое средство при отравлении синильной (циановодородной) кислотой и ее солями, вводя внутривенно раствор с массовой долей соли 30%. Рассчитайте изотонический коэффициент соли в этом растворе, если известно, что он кипит при 103,8260С? при какой температуре он замерзает?
Известно, что осмотическое давление 0,001 М раствора Co(NO2)3·4NH3 при 250С равно 0,049 атм. На сколько ионов распадается молекула соли, если считать, что в разбавленном растворе соль диссоциирует полностью? Напишите координационно – химическую формулу соли, назовите ее.
Гипертонический раствор хлорида натрия применяют в виде компрессов, примочек при лечении гнойных ран. Для приготовления такого раствора в мерную колбу на 2 л помещают 194,15 г соли (p=1,35 г/мл). Рассчитайте температуру замерзания этого раствора, его осмотическое давление при 370С. при какой температуре этот раствор замерзает?
Внутриклеточная концентрация ионов калия в мышце составляет 150 ммоль/л, а в плазме крови – только 5 ммоль/л. Каков расход работы при транспорте 2 молей ионов калия из плазмы во внутриклеточную жидкость при 370С?
Сироп для варенья приготовили, добавив стакан воды (250 мл) к 1 кг сахара (С12Н22О11). При какой температуре закипит этот сироп?
Тосол и антифриз – жидкости для систем охлаждения двигателей автомобилей в зимний период – готовят смешением воды и этиленгликоля (СН2ОН)2. при какой температуре воздуха еще можно оставлять машину на улице, не боясь “заморозить двигатель”, если система охлаждения заполнена 40%-ным раствором этиленгликоля?
Осмос, осмотическое давление
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.05 М растворах глюкозы и хлорида натрия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0,1 М растворах фруктозы и бромида натрия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.3 М растворах хлорида кальция и этилового спирта. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.1 М растворах хлорида натрия и фтористоводородной кислоты. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.2 М растворах хлоридов калия и кальция. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.05 М растворах хлорида натрия и хлорида бария. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.02 М растворах иодида лития и сульфата меди (II). Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.1 М растворах фосфата калия и хлорида кальция. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.03 М растворах фосфата калия и сульфата натрия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.1 М растворах хлорида бария и бромида калия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 0.1 М растворах хлорида кальция и гидрокарбоната натрия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление: в 0.1 М растворах соляной и уксусной кислот. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 1% растворах гидрокарбонатов натрия и калия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 5% растворах бромида и хлорида натрия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 2% растворах хлоридов натрия и калия. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 1% растворах хлоридов кальция и магния. Ответ поясните.
Сравните (без расчета) осмотическое давление в 10% растворах глюкозы и фруктозы. Ответ поясните.
Для 0.1 М раствора глюкозы осмотическое давление равно 248 кПа. При какой концентрации раствор NaС1 будет изотоничен раствору глюкозы?
При какой концентрации раствор СаС12 будет изотоничен 0.3 М растворe глюкозы? Ответ поясните.
При какой молярной концентрации раствор МgСl2 изотоничен 0.3 М раствору глюкозы? Ответ поясните.
Осмотическое давление плазмы крови при 37 °С составляет 760 кПа. Определите: а) осмолярность плазмы крови; б) молярную концентрацию NaCl в растворе, изотоничном этому.
Осмотическое давление плазмы крови при 37 °С составляет 760 кПа. Определите: а) осмолярность плазмы крови; б) молярную концентрации C6H12O6 в растворе, изотоничном этому.
Какую массу хлорида натрия надо взять для приготовления 100 мл раствора, необходимого для внутривенного введения, если осмотическое давление крови при 37 °С равно 7.7 атмосфер (780 кПа)?
Определите молярную концентрацию раствора этанола, если его осмотическое давление при 37 °С равно 773 кПа.
Определите молярную концентрацию раствора глюкозы, если его осмотическое давление при 37 °С равно 386 кПа.
Определите молярную концентрацию раствора глюкозы, если его осмотическое давление при 37 °С равно 644 кПа.
Определите молярную концентрацию раствора фруктозы, если его осмотическое давление при 37 °С равно 515 кПа.
Определите молярную концентрацию раствора хлорида бария, если его осмотическое давление при 37 °С равно 773 кПа.
Определите а) молярную концентрацию раствора фруктозы, если его осмотическое давление при 37 °С равно 515 кПа; б) молярную концентрацию раствора МgС12, изотоничного данному.
Осмолярность крови лягушки равна 220 ммоль/л. Вычислите: а) осмотическое давление крови лягушки при 25 С; б) молярную концентрацию раствора NaС1, который изотоничен крови лягушки.
Раствор, в 100 мл которого находится 2.30 г неэлектролита, имеет осмотическое давление 618.5 кПа при 25 °С. Определите молярную массу вещества.
Раствор, в 500 мл которого находится 3.20 г неэлектролита, имеет осмотическое давление 49.5 кПа при 298,К. Определите молярную массу вещества.
Осмотическое давление раствора при 27 °С, содержащего 0.45 г растворенного вещества-неэлектролита в 250 мл раствора, равно 24.85 кПа. Вычислите молярную массу растворенного вещества.
Раствор, в 200 мл которого находится 2.80 г высокомолекулярного соединения-неэлектролита, имеет осмотическое давление 0.7 кПа при 25 °С. Определите молярную массу вещества, допустив для этого случая справедливость уравнения Вант-Гоффа.
Раствор 20 г гемоглобина в 250 мл, воды при 7 °С имеет осмотическое давление 2.74 кПа. Определите его молярную массу, допустив для этого случая справедливость уравнения Вант-Гоффа.
В 500 мл раствора содержится 22.5 г глюкозы (М = 180 г/моль). Рассчитайте осмотическое давление раствора при 37 °С.
В 750 мл раствора содержится 33.75 г глюкозы (М = 180 г/моль). Рассчитайте осмотическое давление раствора при 37 °С.
В 1.5 л раствора содержится 67.5 г глюкозы (М = 180 г/моль). Рассчитайте осмотическое давление раствора при 37 °С.
В 2 л раствора содержится 90 г глюкозы (М = 180 г/моль). Рассчитайте осмотическое давление раствора при 37 °С.
В 2 л раствора содержится 11,1 г хлорида кальция (М = 111 г/моль) и 0.1 моль фруктозы. Определите осмолярность и осмотическое давление раствора при 37 °С.
В 500 мл раствора содержится 7.45 г хлорида калия (М = 74.5 г/моль) и 0.1 моль глюкозы. Определите осмолярность и осмотическое давление раствора при 37 °С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление 0.05 М раствора сульфата калия при 37 °С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление 0.15 М раствора NaCl при37°С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление 0.1 М раствора MgCl2 при 37 °С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление 0.1 М раствора СaO при 37 °С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление 0.1 М раствора КOH при 37 °С.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление (кПа) при t = 37 электролитного инфузионного раствора, обогащенного калием и применяемого при потерях соков кишечника, если состав раствора (ммоль/л., [Na] = 90, [К+] = 60, [Сl-] = 120, [СН3СОО-] = 30; R = 8.31 Дж/мольК).
Электролитный инфузионный раствор имеет состав (ммоль/л):[Nа+] = 10, [К+] = 35,
[Сl-] = 105, [СН3СОО-] = 38. Определите: а) осмотическое давление раствора при 37 °С; б) молярную концентрацию NaCl в растворе изотоничном этому.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление (кПа) при t = 37 °C внеклеточной жидкости, если состав раствора (ммоль/л): [Nа+]=145, [К+] = 5, [Сl-] = 105, [НСО3-] = 30, [Н2РО4-] = 15; R = 8.31 Дж/мольК.
Рассчитайте осмолярность и осмотическое давление (кПа) при t = 37 °C внеклеточной жидкости, если состав раствора (ммоль/л): [Nа+]=108, [К+] = 36, [Сl-] = 105, [СН3СОО-] = 39; R = 8.31 Дж/мольК.
Внеклеточная жидкость имеет состав (ммоль/л): [Nа+] = 140, [К+] = 5, [Сl-] = 105, [НСО3-] = 30, [Са2+] = 5, [Н2РО4-] = 20. Определите: а) осмотическое давление раствора при 37 °С; б) молярную концентрацию СаС12 в растворе, изотоничном этому.
Интерстициальная жидкость имеет состав (ммоль/л): [Nа+] и [К+] = 150, [Сl-] = 145, [НСО3-] = 130, [Са2+] = 75, [Н2РО4-] = 25. Определите: а) осмотическое давление раствора при 25 °С; б) молярную концентрацию глюкозы в растворе, изотоничном этому.
Осмотическое давление плазмы крови человека при 37 °С составляет 7.7 атм. (0.76 МПа или 760 кПа). Какой из двух растворов NaС1 - 1 М или 0.1 М - является гипертоническим по отношению к плазме крови?
Осмотическое давление плазмы крови человека при 37 °С составляет 7.7 атм (0.76 МПа или 760 кПа). Какими по отношению к плазме крови являются 0.15 М растворы NaС1 и глюкозы?
Осмотическое давление плазмы крови человека при 37 °С составляет 7.7 атм. (0.76 МПа или 760 кПа). Какими по отношению к плазме крови являются 0.2 М растворы NаС1 и глюкозы?
В медицинской практике применяют (при аллергических заболеваниях) 10% раствор СаС12 (M=111 г/моль),
·=1.08 г/мл. Определите: а) молярную концентрацию хлорида кальция; б) осмотическое давление раствора при 37 °С. R. = 8.31 Дж/мольК.
В медицинской практике для коррекции метаболического ацидоза вводят внутривенно 4.5% раствор гидрокарбоната натрия (М = 84 г/моль), р=1.02 г/мл. Определите: а) молярную концентрацию гидрокарбоната натрия; б) осмотическое давление раствора при 37 °С. R. = 8.31 Дж/мольК.
В 500 мл раствора содержится 22.2 г СаСl2, 7.45 г КСl и 0.585 г NаСl. Определите: а) молярную концентрацию хлорида кальция; б) осмотическое давление раствора при 37 °С.
Рассчитайте осмолярную концентрацию раствора глюкозы и массовую долю глюкозы (М = 180 г/моль) в нем, если он изотоничен плазме крови при 310 К (Pосм = 760 кПа) и имеет плотность 1.06 г/мл.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ,
СТЕПЕНЬ ДИССЦИАЦИИ, СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА,
РАСЧЕТ рН РАСТВОРОВ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ,
ГИДРОЛИЗУЮЩИХСЯ СОЛЕЙ. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ
(примерный перечень задач для подготовки к контрольной работе, экзамену)

Выразите [Н(] и рН растворов слабых кислот и оснований соотношением их молярных концентраций со степенью диссоциации и константой диссоциации.
При одинаковой молярной концентрации растворы каких веществ будут иметь меньшее значение рН: а) НСI или СН3СООН, б) НNО2 или НСIО, в) НСI или КОН?
Какой концентрации ионов водорода соответствуют значения рН: 0,3,7,10,12? Как в этих растворах окрашиваются лакмус и метиловый оранжевый?
Чему равно значение рН для растворов, в которых с(Н+) равна 0,1, 0,001, 10-7и 10-10 моль/л ;с(ОН-) равна 0,01 и 10-11 моль/л?
Чему равна молярная концентрация растворов НNО3 и NaOH, если для первого раствора рН=2, а для второго рН=13? Ответ: 0,01 и 0,1моль/л.
Какую молярную концентрацию имеют растворы НСl и КОН, если рН их растворов соответственно равны 1,6 и 12,6? Ответ: 6(10-2 и 1,66(10-2моль/л.
Какое значение имеет рН раствора, в котором: с(НСN)=0,1моль/л; с(СН3СООН)=5,75(10- 4 моль/л? Ответ: 5,05; 2,87.
Найдите концентрацию ионов водорода и рН раствора, в котором массовая доля НСl составляет 0,01%. Ответ: 2,74(10-3; 2,56.
Какое значение рН имеют растворы НСN, в которых степень диссоциации кислоты равна: а) 0,0265%; б) 0,0084%? Ответ: 5,53; 5,03.
Каким значением характеризуется раствор уксусной кислоты, в котором его массовая доля составляет 0,6%? Сколько воды надо прибавить к этому раствору объемом 1л, чтобы значение рН стало равным 3? Ответ: 2,87; 0,8.
Константы диссоциации кислот HNO2, HBrO и HClО имеют значения 4(10-4, 2,5(10-9, 5(108 соответственно. Расположите формулы их натриевых солей в порядке уменьшения величины Кг и покажите, во сколько раз каждая из них меньше предыдущей.
Какие из солей имеют одинаковое значение Кг NH4CI, СН3СООNa, СН3СООNH4? Чем это обусловлено? Ответ: NH4CI и СН3СООNa.
Найдите значения степени гидролиза нитрита натрия и формиата калия в растворах молярных концентраций 0,1; 0,001 и 10моль/л. Ответ: NaNO2: 1,6·10-5, 1,58·10-6; НСООК: 2,4·10-5, 2,4·10-4, 2,4·10-6.
Чему равна степень гидролиза и концентрация гидролизованной соли в растворах NH4CI и KCN, если: с=0,1моль/л? Ответ: 7,45·10-5 и 7,45·10-6моль/л; 1,12·10-2 и 1,12·10-3моль/л.
Степень гидролиза соли щелочного металла и одноосновной кислоты в растворе концентрации 0,1моль/л равна 0,0014%. Найдите Кг этой соли и Кд образовавшей ее кислоты. Ответ: 1,96·10-11; 5·10-4.
Найдите степень гидролиза NFJO3 и NaJO в растворах концентрации, 1моль/л. Из полученных данных сделайте вывод о сравнительной силе кислот, образовавших эти соли. Кд(HJO3)=1,6 10-1; Кд(HJO)=2,3·10-11. Ответ: 7,9·10-7 и 6,6·10-2.
Кг солей хлорноватистой и уксусной кислот со щелочным металлом соответственно равны 2·10-7 и 5,5·1010. Найдите степень гидролиза этих солей в растворах с концентрациями 0,05моль/л. На какую сравнительную силу кислот указывают значения констант и степени гидролиза, образованных ими солей? Ответ: 2·10-3 и 1,05·10-4.
Вычислите h(ZnCI2) по первой ступени в растворе, для которого с=0,5моль/л Кд(ZnOH+)=1,5·10-9 Ответ: 3,7·10-3.
Найдите степень гидролиза солей и значение рН для их растворов концентрации 0,1моль/л: NH4Br, КСlО, НСООNa; Ответ: h-7,45·10-5, 1,41·10-3, 2,36·10-5, рН- 5,13, 10,15, 8,37.
На примере гидросолей NaHCO3 и NaHSO3 и NaHPO4, покажите, как можно определить среду их растворов, не прибегая к эксперименту. Вычислите для них степень гидролиза в растворах концентрации 0,01моль/л. Ответ: 1,5·10-3; 7,9·10-6; 4,0·10-3.
По данным приведенных выше примеров покажите: а) во сколько раз h(НСО3) растворе NaНСО3 больше h(НСО-3) в растворе Na2СО3 той же концентрации, объясните причину различия, б) вычислите [Н+] в растворе NaНСО3, при с=0,1моль/л и сравните с концентрацией ионов ОН-, образовавшихся в результате гидролиза соли. Сделайте вывод о реакции среды. Ответ: в 100раз; 2,17·10-6; 4,6·10-5.
Покажите, как , используя значения Кг продуктов гидролиза, можно решить вопрос о том, будут ли растворы NН4НСО3 и (NН4)2СО3 иметь нейтральную, кислую или щелочную среду.
Пользуясь значением Кг для кислот Н3РО4 и Н3AsО3 определите, во сколько раз степень гидролиза дигидрофосфита натрия больше или меньше степени гидролиза дигидроарсенита натрия в растворах одной и той же концентрации. Ответ: h(Н2AsO-) в 1770раз больше h(H2PO-3).
Пользуясь значением Кд(H2SO3) по первой и второй ступеням, найдите Кг(SO32-)1 и Кг(SO32-)2. Ответ: 1.61·10-7 и 6,25·10-13.
По значению ступенчатых Кд(H3PO4) вычислите ступенчатые Кг(PO43-) и объясните направленность и причину изменения этой величины от первой ступени к последней. Ответ: 2,38·10-2, 1,61·10-8, 1,32·10-12.
Сравните степень гидролиза двух гидросолей Na2HPO3 и NaH2PO3, в растворах одинаковой концентрации. Ответ: h(HPO-3) ,больше h(H2PO-3) в 50,5 раз.
Всегда ли в реакциях нейтрализации среда в момент эквивалентности кислоты и основания (точка эквивалентности) будет нейтральной? Приведите примеры.
Литература: Н.Б. Любимова “Вопросы и задачи по общей и неорганической химии”, Высш.шк., 1990г. стр.215 задачи № 85-94; стр.230-232 задачи №43-59.
В растворе кислоты содержится в виде ионов 0,3г водорода и 1,7моля недиссоциированной кислоты. Какова степень диссоциации кислоты в растворе?
В растворе уксусной кислоты содержится в виде ионов 0,0010г водорода и 0,1доля недиссоциированной кислоты. Какова степень диссоциации уксусной кислоты в этом растворе?
Степень диссоциации в 0,1н. растворе кислоты равна 0,01. Сколько граммов водорода содержится в литре этого раствора в виде ионов?
В 0,1М растворе одноосновной кислоты содержится водорода в виде ионов 0,001г. Какова степень диссоциации кислоты в этом растворе?
Имеется один литр молярного раствора нитрата калия. Степень диссоциации соли в этом растворе равна 70%. Сколько граммов электролита диссоциировано на ионы?
Считая, что степень диссоциации соляной кислоты в децимолярном растворе равна 90%, найти: а) сколько граммов водорода находится в виде ионов в 2 л кислоты, б) сколько граммов-ионов водорода содержится в 5 л кислоты.
Литература: Я.Л. Гольдфарб, Ю.В. Ходаков “Сборник задач и упражнений по химии”, 1971г стр.95, задачи №7-74-7-79.
.Константа диссоциации воды при 22(С равна 1,86·10-16. Вычислить концентрации [в моль/л] и число ионов водорода и гидроксид-ионов в 1 л чистой воды.
.Во сколько раз концентрация гидроксид-ионов в растворе с рН12 больше концентрации ионов водорода?
Вычислить рН 0,1М раствора соляной кислоты, считая ее диссоциацию полной.
Вычислить рН 0,1М раствора гидроксида калия, считая диссоциацию полной.
Вычислить рН 0,1М раствора серной кислоты, приняв, что кажущаяся степень ее диссоциации равна 90%.
Вычислить рН 0,171%-ного раствора гидроксида бария, считая диссоциацию полной, а плотность раствора равна 1 г/см3
Вычислить рН раствора, полученного растворением 54,3 мл 98%-ной серной кислоты ((=1,841г/см3) в 5 л воды. Диссоциацию кислоты в растворе считать полной, а плотность полученного раствора равной 1 г/см3.
Вычислить рН 0,1М; 0,001н. растворов уксусной кислоты.
Вычислить рН 0,46%-ного раствора муравьиной кислоты. Плотность раствора принять равной 1 г/см3.
Вычислить рН раствора, полученного растворением 1,12 л (н.у.) аммиака в 500 мл воды (см. приложение 7).
Вычислить рН 0,2М раствора сернистой кислоты, приняв степень диссоциации кислоты равной 28% и учитывая лишь первую стадию диссоциации.
Вычислить рН раствора, полученного растворением в 1 л воды 0,44 г углекислого газа, учитывая лишь первую стадию диссоциации угольной кислоты.
Как изменится рН 0,2М раствора соляной кислоты после добавления к нему равного объема воды?
Как изменится рН раствора после добавления к 300 мл 0,3н. раствора КОН 200 мл?
Насколько изменится рН 0,2М раствора уксусной кислоты после разбавления раствора вдвое?
Для каких электролитов справедливо утверждение, что значение рН повышается на единицу при разбавлении раствора в 10 раз?
Сколько воды следует добавить к 200 мл соляной кислоты с рН 2, чтобы изменить величину рН на единицу?
Сколько граммов уксусной кислоты нужно добавить к 2 л ее раствора с рН 3,5, чтобы понизить рН раствора до 3?
Вычислить рН раствора, полученного при добавлении 0,5 л воды к 1,5 л азотистой кислоты с рН 2.
Вычислить рН раствора, полученного при добавлении 200 мл воды к 300 мл раствора аммиака с рН 11.
Какой объем 0,1н. раствора щелочи необходимо добавить к 10 мл 0,5 н. раствора кислоты, чтобы довести величину рН до 7?
Вычислить рН раствора, полученного прибавлением к 200 мл 0,2 н. раствора соляной кислоты 10 мл 6%-ного раствора гидроксида натрия ((=1,07г/см().
Смешали равные объемы растворов сильных кислот с рН 1 и рН 2. Вычислить рН полученного раствора.
Смешали равные объемы растворов щелочей с рН 12 и рН 11. Вычислить рН полученного раствора.
Смешали равные объемы растворов сильных кислоты и щелочи с рН 2 и рН 11. Вычислить рН полученного раствора.
Смешали 50 мл раствора щелочи с рН 12 и 150 мл раствора сильной кислоты с рН 3. Вычислить рН полученного раствора .
В каком объемном соотношении необходимо смешать растворы сильной кислоты с рН 3 и щелочи с рН 12, чтобы получить раствор с рН 10?
В каком объемном соотношении необходимо смешать растворы сильной кислоты с рН15 и щелочи с рН 9, чтобы получить раствор с рН 8?
Вычислить рН раствора, в 1л которого содержится 6 г уксусной кислоты и 4,1 г ацетата натрия. Диссоциацию соли считать полной.
Вычислить рН раствора, полученного при добавлении 0,1 моль NH4CI к 1 л 0,01н.раствора аммиака. Изменением объема раствора при добавлении соли пренебречь. Диссоциацию соли считать полной.
Вычислить рН раствора, полученного при смешивании 600 мл 0,47%-ного раствора азотистой кислоты и 100 мл 4,25%-ного раствора нитрита калия. Плотности растворов принять равными 11г/см3.
Вычислить рН раствора, полученного при смешивании 100 мл 0,1М раствора уксусной кислоты и 50 мл 0,01М раствора ацетата калия, если кажущаяся степень диссоциации его в полученном растворе равна 90%.
Почему не оправдано вычисление рН очень сильно разбавленных кислот и оснований (С(10-7 моль/л)?
Вычислите рН раствора, полученного при добавлении 10 мл 96%-ного раствора серной кислоты ((=1,84г/см3) к 3 л воды. Какие справочные данные следует использовать в дополнение к приведенным, чтобы решить задачу?
Вывести формулу для вычисления рН растворов С-молярной концентрации сильных кислоты и основания; слабых кислоты и основания, учитывая в последних случаях только первую стадию диссоциации.
Какова степень диссоциации муравьиной кислоты в ее растворе, если рН3?
Вычислить молярность и нормальность раствора серной кислоты, если известно, что рН 2,2.
Литература: В.В. Свиридов, Г.А.Попкович, Г.И. Васильева “Задачи, вопросы и упражнения по общей химии”, 1991г., стр.77-79, задачи №8.118-8.154.
Ниже приведены значения для растворов уксусной кислоты разной концентрации:
ССН3СООН, моль/л 0,1 0,8 0,03 0,001
( 1,34·10-2 1,50·10-2 2,54·10-2 4,15-·10-2
Вычислить в каждом случае величину К.
Вычислить [Н+] в 0,1М растворе НСN (К=6,2·10-10). Сколько граммов СN-в виде ионов содержится в 0,6 л указанного раствора?
При какой концентрации (в моль/л) уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации равна 0,01? При какой концентрации ( увеличится в два раза? К.=1,8·10-5.
Вычислить ( и [Н+] в 0,05М растворе азотистой кислоты (К=5·10-4).
Во сколько раз [H+] в растворе муравьиной кислоты (К=2,1·10-4) больше, чем в растворе уксусной кислоты (К=1,8(10-5) той же концентрации?
При какой концентрации (моль/л) муравьиной кислоты (К=2·10-4) 95%ее находится в недиссоциированном состоянии?
Вычислить [Н+] и ( 1%-ном растворе уксусной кислоты (К=1,85·10-5), приняв (=1.
При каком процентном содержании муравьиной кислоты в растворе (((1) [Н+]=8,4·10-3 г-ион/л?
Вычислить ( и [Н+] в 1М растворах кислот:
а)дихлоруксусной СНСI2СООН (К=5·10-2); б)трихлоруксусной ССI3СООН (К=2·10-1); в)хлористой НСIО2 (К=1,1·10-2) и г) йодноватой НJO3 (К=1,6·10-1).
Вычислить ( и [Н+] а) в 0,3М растворе HF (К=6,8·10-4) и б) в 0,01М растворе той же кислоты.
80.Во сколько раз уменьшится концентрация ионов HS-, если к 1 л 0.1М раствора H2S (К1=1·10-7) прибавить 0,1 моля НСI? Коэффициент активности ионов Н+ fн+=0,76.
Вычислить ( и [Н+] в 0,3М растворе уксусной кислоты (К=1,8·10-5). Какие значения примут эти величины после добавления к 1 л раствора кислоты 0,2М СН3СООNа? Коэффициент активности ионов fcн3СОО- =0,7.
Сколько молей NH4CI следует добавить к 1 л 1,1М раствора NH4OH (К= 1,8-·10-5) для того, чтобы концентрация ионов ОН- стала численно равна константе диссоциации? Условно примем fNH+4=1.
Исходя из констант диссоциации слабых электролитов вычислить рН следующих растворов: а) 0,25 н.СН3СООН; К=1,8·10-5; б) 0,01н. НСN; К=7,2·10-1; в) 1/200М НNО2; К=5·10-4; г) 0,01М NН4ОН; К=1,8·10-6.

1. Почему для приготовления буферного раствора используют слабую кислоту или слабое основание, а не сильное?
2. Какое влияние оказывает разбавление на величину рН буферного раствора?
3. Какое влияние оказывает разбавление на величину на величину буферной емкости системы?
4. Какой из буферных растворов – ацетатный, рКа = 4,76 при рН 5,5 обладает большей устойчивостью к избытку кислоты или щелочи?
5. Если рН буферного раствора больше рК кислоты, то система более устойчива к избытку кислоты или щелочи?
6. Если рОН буферного раствора больше рК основания, то система более устойчива к избытку кислоты или щелочи?
7. Если рН буферного раствора больше рК кислоты буферной смеси, что нужно добавить в систему, чтобы рН = рКа?
8. Приведите состав буферных систем крови и дайте сравнительную характеристику их буферного действия, их буферной емкости.
9. Что такое щелочной резерв крови? Чем он определяется и как он оценивается?
10. Объясните механизм совместного действия гидрокарбонатной и гемоглобиновой буферных систем в эритроцитах:
а) тканевых капилляров;
б) легочных капилляров.
11. Что такое кислотно-основное равновесие организма? Что может вызвать его нарушение (причины)?
Задачи для самостоятельного решения
1. Вычислить рН при добавлении 2г NaOH к 500 мл: а) воды; б) 0,1М CH3COOH; в) смеси содержащей по 0,1 молю CH3COOH и CH3COONa.
2. Сравните, как изменится рН 1л воды и 1л фосфатного буферного раствора, в котором концентрация солей NaH2PO4 и Na2HPO4 состовляет 0,15моль/л, при добавлении к ним 0,01 моля HCl? 0,01 моля NaOH?
3. Концентрация угольной кислоты в плазме крови составляет 0,0025М. Используя, уравнение Гендерсона-Хассельбаха, рассчитайте концентрацию гидрокарбоната натрия в плазме при рН=7,4 (рКа(1))=6,1).
4. Водородный показатель артериальной крови здорового человека 7,4. При сильной лихорадке рН плазмы падает до 6,8. Вычислите отношение НСО-3/ H2CO3 в крови в норме и при лихорадке (рКа(1) = 6,1). Как изменяется при этом – увеличивается или уменьшается – буферная емкость крови по кислоте?
5. Значение рН мочи в норме 4,7-6,5, а при нарушениях кислотно-основного равновесия может изменяться в пределах 4,5-8,5. При каких соотношениях NaH2PO4 и NaHPO4 рН мочи станет равным : а) 4,5; б) 8,5?
6. Глюкозо-6-фосфат является метаболически важным производным фосфорной кислоты. Сколько буферных систем можно приготовить из глюкозо-6-фосфата (рКа(1)=0.94; рКа(II)=6,11). В каких интервалах значений рН они могут быть использованы?
7. Требуется приготовить буферный раствор с рН = 4,3. В распоряжении имеются муравьиная (рКа=3,76), уксусная (рКа=4,75), угольная кислота (рКа(1)=6,35) кислоты и гидроксид натрия. Какие вещества, и в каких молярных соотношениях следует смешать для приготовления требуемого раствора?
8. Для определения уропепсина в моче используют ацетатный буферный раствор с рН = 4,9. Сколько граммов NaOH следует прибавить к 1л 0,1М раствора СН3СООН. Чтобы получить буферный раствор с требуемым значением рН?
9. Рассчитайте объемы 0,1М растворов СН3СООН и СН3СООNa, необходимых для приготовления 100 мл буферного раствора с рН = 5,3. Не прибегая к вычислениям, оцените, буферная емкость приготовления раствора больше по кислоте или щелочи? Почему?
10. Рассчитайте рН аммиачного буферного раствора, образующегося при добавлении 10 мл 0,1М раствора HCl к 40 мл 0,1М раствора NH3 (рКв = 4,75). Укажите интервал буферного действия этой системы.
11. Покажите, какие буферные системы образуются, укажите интервалы их буферного действия по мере добавления раствора Н3РО4 к раствору NaOH, если для фосфорной кислоты рКа(1) = 2,12; рКа(II) = 7,20; рКа(III) = 12,44.
12. Рассчитайте, как изменится значение рН 1л фосфатного буферного раствора, содержащего 0,1 моль NаН2РО4 и 0,2 моль Nа2НРО4 после добавления 0,005 моль НСl; 0,02 моль NaОН, если рКа(II) = 7,2. Оцените буферную емкость этого раствора по отношению к кислоте и щелочи.
13. Гидрокарбонатный буферный раствор, состоящий из NaНСО3 и растворенного СО2, является важной буферной системой крови. Рассчитайте рН, если концентрация НСО3- составляет 24 ммоль/л, парциальное давление СО2-40 мм.рт.ст., растворимость СО2-0,03 ммоль/мм.рт.ст., для угольной кислоты рКа(1) = 6,1. Как изменится рН, если парциальное давление СО2 уменьшится на 5 мм.рт.ст.?
14. Определите состав и соотношение компонентов фосфатной буферной системы в условиях организма: рН = 7,4, рКа(II) = 7,2. Оцените, сколько моль щелочи может поглотить 1 л такого раствора при изменении рН до 7,5, если его буферная емкость по щелочи составляет 0,5 ммоль/л.
15. Определите, какого типа буферная система образуется при добавлении к 20 мл 0,1 М раствора глицина 12 мл 0,1 М раствора NaOH. Рассчитайте значение рН этого раствора, если рКа(I)=2,34; рКа(II)=9,60; рI=6,0.
16. Определите, какого типа буферная система образуется при добавлении при добавлении к 20 мл 0,1 М раствора глицина 12 мл 0,1 М раствора NaOH. Рассчитайте значение рН этого раствора, если рКа(I)=2,34, рКа(II)=9,60. Рассчитайте рН этого буферного раствора после добавления к 1 л его 0,02 моль HCl.
17. Рассчитайте сколько процентов оксигемоглобина в диссоциированной форме при рН=7,6, если для оксигемоглобина рКа=6,95.
18. Титр гидроксида калия по азотной кислоте 1,89 мг/мл. Какой объем раствора гидроксида калия необходимо добавить к 25 мл муравьиной кислоты, титр которой 1,15 мг/мл, для получения буферного раствора с рН равным рКа муравьиной кислоты?
19. Вычислить концентрацию ионов Н+ и рН раствора, полученного при нейтрализации 0,1 М раствора NH3 на 30% 0,1 М раствором HCl.
20. Вычислить концентрацию ионов Н+ и рН раствора, полученного при нейтрализации 0,1 М раствора при добавлении к нему 0,5 мл 0,1 М раствора H2SO4?
21. Буферные растворы приготовлены смешением растворов гидрофосфата натрия и дигидрофосфата натрия:

гидрофосфат натрия
дигидрофосфат натрия


V, мл
С, моль/л
V, мл
С, моль/л

а)
6
0,1
4
0,1

б)
12
0,05
8
0,05

в)
12
0,05
4
0,1

г)
6
0,1
8
0,05


Расположите буферные растворы в порядке убывания их буферной емкости. Ответ подтвердите расчетами.
22. Сколько миллилитров 0,1 М раствора Na2HPO4 нужно добавить к 10 мл 0,3 М раствора NaH2PO4, чтобы получить буферный раствор с рН=6,9? Рассчитайте теоретическую буферную емкость полученного буферного раствора по кислоте и по щелочи.


Расчет рН в растворах сильных электролитов.
Решение комплексных задач

1. Вычислите рН двух растворов, если концентрации ионов водорода в них соответственно равны 10-4 и 10-6 моль/л. Вычислите рН растворов при тех же концентрациях ионов гидроксила.
2. В нормальном желудочном соке содержание хлороводородной кислоты колеблется в пределах 0.4 - 0.5%. Рассчитайте пределы изменения рН, пренебрегая взаимодействием между ионами H+ и Cl-. Плотность этих растворов считать равной 1 г/мл.
3. Величина рН раствора, содержащего хлороводород и хлорид натрия, равна 3 (без учета активности), а его осмотическое давление при 25°С составляет 29.72 кПа. Рассчитайте молярную концентрацию соли в этом растворе.
4. Величина рН раствора, содержащего сульфат натрия и серную кислоту, равна 2 (без учета активности), а его осмотическое давление при 25°С составляет 222.87 кПа. Рассчитайте молярную концентрацию соли в этом растворе.
5. Величина рН раствора, содержащего серную кислоту и глюкозу (C6H12O6), равна 3 (без учета активности), а его осмотическое давление при 25°С составляет 6.191 кПа. Рассчитайте молярную концентрацию глюкозы в этом растворе.
6. Величина рН раствора, содержащего гидроксид кальция и сахарозу(C12H22O11), равна 11 (без учета активности), а его осмотическое давление при 25°С составляет 6.191 кПа. Рассчитайте молярную концентрацию сахарозы в этом растворе.
7. Величина рН раствора, содержащего гидроксид бария и мочевину (CH4N2O), равна 12 (без учета активности), а его осмотическое давление при 25°С составляет 61.91 кПа. Рассчитайте молярную концентрацию мочевины в этом растворе.
8. Рассчитайте рН раствора, содержащего гидроксид рубидия и сульфат рубидия, если массовая доля последнего составляет 0.004%, а осмотическое давление раствора при 25°С равно 16.096 кПа.
9. Рассчитайте молярные концентрации азотной и серной кислот в растворе, если его рН (без учета активности) равен 2, а осмотическое давление при 25°С равно 42.098 кПа.

Тема: равновесие осадок – насыщенный раствор.
Произведение растворимости.
Решение расчетных задач
1. Вычислить ПРAg3PO4, если растворимость этой соли в воде равна 4,68*10-6моль/л.
2. Растворимость BaCO3 равна 2*10-5моль/л. Вычислить ПРBaCO3 и концентрации ионов Ba2+ и CO32- в г/л.
3. Растворимость Fe(OH)3 равна 2,2*10-10моль/л. Вычислить ПРFe(OH)3.
4. В 300мл насыщенного раствора PbI2 содержится 40,3мг ионов Pb2+. Вычислить ПРPbI2.
5. ПРAg2CrO4=1,1*10-12. сколько миллиграммов серебра (в виде ионов Аg+) содержится в 100мл раствора хромата серебра?
6. ПРCaSO4=2,5*10-5. Выпадет ли осадок CaSO4, если:
а) смешали равные объемы 0,2М растворов CaCl2 и Na2SO4:
б) к 200мл 0,2М раствора Ca(NO3)2 прибавить 300мл 0,2М раствора K2SO4:
в) к 100мл 0,01М раствора CaCl2 прибавить 400мл 0,001М раствора K2SO4.
7. Выпадет ли осадок, если к 3 объемам 0,01М Ca(NO3)2 прибавить 2 объема 0,1М (NH4)CO3?
8. К 50мл раствора, содержащего 0,05г Ca(NO3)2 и 0,5мг CaCl2, прибавлена одна капля концентрированной серной кислоты. В какой последовательности могут выпасть осадки и выпадут ли?
9. ПРCaC2O4=2,3*10-9. Рассчитать: а) растворимость этой соли в 0,05М растворе (NH4)C2O4: б) во сколько раз эта растворимость будет меньше растворимости в чистой воде?
10. К 250мл 0,00002М раствора Na2SO4 прилили 250мл 0,00001М раствора BaCl2. выпадет ли осадок BaSO4?
11. Во сколько раз уменьшится растворимость AgCl в 0,1М растворе HCl по сравнению с его растворимостью в воде?
12. Во сколько раз уменьшится растворимость BaCO3 в 0,1М растворе Na2CO3 по сравнению с его растворимостью в чистой воде?
13. Найти, в каком количестве воды полностью растворится 0,5г сульфата бария.
14. Какой (или какие) из реагентов Na2S, NaCl или Na2CrO4 (концентрация 10-3моль/л) можно использовать для очистки сточных вод, содержащих примесь ионов Pb2+ (концентрация 3*10-3моль/л) и почему?
15. Одним из инициаторов образования раковых клеток являются ионы кадмия(II). Определить содержание этих ионов в 100м3 насыщенного водного раствора сульфида кадмия.
16. Достаточно ли для очистки 10л сточных вод от ионов ртути (II) (концентрация 10-4моль/л) 100мл 0,1М раствора сульфата натрия?
17. Для очистки 100л воды, содержащей 10-5моль/л нитрата кадмия, использовали 100мл 2*10-2М раствора карбоната натрия. Можно ли после фильтрации использовать эту воду, если по санитарным нормам предельно допустимая концентрация (ПДК) для иона кадмия (II) равна 1моль/л?
18. При очистке сточных вод от гидрофосфат-ионов в них добавляют соли кальция. Сколько хлорида кальция надо добавить на каждый литр сточных вод, чтобы началось осаждение гидрофосфата кальция, если концентрация ионов HPO42- в сточной воде равна 3*10-4моль/л, а ПРCaHPO4=2,7*10-7?
19. Предельно допустимая концентрация (ПДК) для водных растворов солей свинца в пересчете на Pb2+ составляет 0,05мг/л. Можно ли в этом случае использовать для питья растворов, насыщенный солью PbCO3&
20. Рассчитать, достигается ли бактерицидное действие иона серебра Ag+ ((Ag+)=10-9г/л) в насыщенном растворе AgCl. ПРAgCl=1,6*10-10.
21. Выпадет ли осадок при смешении равных объемов 10-4М растворов Pb(NO3)2 и Na2SO4?
22. К раствору, содержащему 10-3моль/л Na2SO4 и 10-3моль/л Na2CrO4, добавили Pb(NO3)2. Сколько нужно добавить Pb(NO3)2, что бы осадить только анионы CrO42-?
23. Растворимость AgSCN в воде составляет 1,035*10-6моль/л при 250С. Вычислить ПРAgSCN при этих условиях.
24. Вычислить растворимость (в г/л) соли Ca5(PO4)3OH (М=502,32моль/л), если известно, что ПР=1,6*10-58.
25. ПP(CaSO4) = 4·10-5, a ПP(PbSO4) = 2·10-8. Растворимость какой из этих солей меньше и во сколько раз?
22. Во сколько раз растворимость (моль/л) оксалата кальция в воде превышает растворимость этой соли в 10-2 М растворе хлорида кальция? (t = 25 °С, ПР(СаС2О4) = 2-10-9).
27. Вычислите растворимость AgCl (моль/л) в его насыщенном растворе, содержащем еще 0.002 моль/л NaCl. ПР(AgCl) = 2·10-10. Во сколько раз изменилась растворимость по сравнению с растворимостью AgCl в Н2О?
28. Концентрация ионов в растворе с(Сu2+) = с(СО32-) = 10-6 моль/л. Является ли такой раствор насыщенным, если ПР(СuСОз) = 2-10-10?
28. Выпадет ли осадок CaSO4 при сливании равных объемов 0.02 м раствора. СаС12 и 0.002 м раствора Na2SO4? Коэффициенты активности принять равными единице. ПPСaSO4=6·10-5.
29. Выпадет ли осадок ВаCrO4 при сливании равных объемов 5·10-3М раствора Ba(NO3)2 и 1·10-3 М раствора Na2CrO4. ПР(ВаСrО4) = 1.6·10-10.
30. При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Сu(ОН)2 из 0.001 М раствора СuС12, если произведение растворимости Сu(ОН)2 равно 5.6·10-20?
31.При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Fe(OH)2 из 0.001 М раствора Fe(NO3)2, если произведение растворимости Fe(OH)2 равно 10-15?
32. При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Zn(OH)2 из 0.001 М раствора ZnSO4, если произведение растворимости Zn(OH)2 равно 10-17?
33. При какой минимальной концентрации ионов С2О42- будет происходить выпадение осадка СаС2О4 из 0.01 М раствора СаС12, если произведение растворимости СаС2О4 равно 2·10-9?
1. ПP(CaSO4) = 4·10-5, a ПP(PbSO4) = 2·10-8. Растворимость какой из этих солей меньше и во сколько раз?
2. Во сколько раз растворимость (моль/л) оксалата кальция в воде превышает растворимость этой соли в 10-2 М растворе хлорида кальция? (t = 25 °С, ПР(СаС2О4) = 2-10-9).
3. Вычислите растворимость AgCl (моль/л) в его насыщенном растворе, содержащем еще 0.002 моль/л NaCl. ПР(AgCl) = 2·10-10. Во сколько раз изменилась растворимость по сравнению с растворимостью AgCl в Н2О?
4. Концентрация ионов в растворе с(Сu2+) = с(СО32-) = 10-6 моль/л. Является ли такой раствор насыщенным, если ПР(СuСОз) = 2-10-10?
5. Выпадет ли осадок CaSO4 при сливании равных объемов 0.02 м раствора. СаС12 и 0.002 м раствора Na2SO4? Коэффициенты активности принять равными единице. ПPСaSO4=6·10-5.
6. Выпадет ли осадок ВаCrO4 при сливании равных объемов 5·10-3М раствора Ba(NO3)2 и 1·10-3 М раствора Na2CrO4. ПР(ВаСrО4) = 1.6·10-10.
7. При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Сu(ОН)2 из 0.001 М раствора СuС12, если произведение растворимости Сu(ОН)2 равно 5.6·10-20?
8.При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Fe(OH)2 из 0.001 М раствора Fe(NO3)2, если произведение растворимости Fe(OH)2 равно 10-15?
9. При какой минимальной концентрации ионов ОН- (и рН) будет происходить выпадение осадка Zn(OH)2 из 0.001 М раствора ZnSO4, если произведение растворимости Zn(OH)2 равно 10-17?
10. При какой минимальной концентрации ионов С2О42- будет происходить выпадение осадка СаС2О4 из 0.01 М раствора СаС12, если произведение растворимости СаС2О4 равно 2·10-9?
Комплексные соединения
1. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Ag(NH3)2]+ и [Ag(CN)2]-, если Kнест ионов соответственно равны 7.0·10-8 и 1.0·10-21. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
2. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Ag(NO2)2]- и [Ag(NH3)2]+, если Kнест ионов соответственно равны 1.3·10-3 и 6.8·10-8. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
3. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Ag(CN)2]- и [Ag(NO2)2]-, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-21 и 1.3·10-3. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
4. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [CdCl6]4- и [Cd(NH3)6]2+, если Kнест ионов соответственно равны 2.0·10-3 и 1.0·10-6. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
5. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [CdI6]4- и [CdCl6]4-, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-6 и 2.0·10-3. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
6. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Cd(CN)4]2- и [Cd(NH3)4]2+, если Kнест ионов соответственно равны 8.0·10-18 и 8.0·10-8. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
7. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Сu(ОН)4]2- и [Cu(NH3)4]2+, если Kнест ионов соответственно равны 2.0·10-3 и 2.0·10-13. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
8. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Fe(CN)6]4- и [Fe(CN)6]3-, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-24 и 1.0·10-31. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
9. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [HgCl4]2- и [HgI4]2-, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-16 и 1.0·10-30. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
10. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [HgI4]2- и [Hg(NH3)4]2+, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-30 и 1.0·10-18. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
11. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [PtBr4]2- и [PtI4]2-, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-21 и 1.0·10-30. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
12. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах комплексных ионов [Zn(OH)4]2- и [Zn(NH3)4]2+, если Kнест ионов соответственно равны 1.0·10-8 и 1.0·10-16. Напишите уравнение диссоциации первого комплексного иона и выражение Kнест для него.
13. Сравните концентрации ионов-комплексообразователей в 0.1 М растворах солей К[А1(ОН)4(Н2О)2] и К[Сг(ОН)4(Н2О)2], если рKнест[А1(ОН)4(Н2О)2]- = 33; pKнест[Сr(ОН)4(Н2О)2]- = 30. Как изменятся эти концентрации при добавлении к растворам: a) NaOH; б) НСl?

Окислительно – восстановительные реакции
Уравнять методом полуреакций
Au + HNO3(конц) + HCl(конц) ( H[AuCl4] + NO2 +
KMnO4 + HCl(конц) ( Cl2( + MnCl2 +
Ca3P2(тв) + H2SO4(конц) ( CaSO4 + SO2( + H3PO4 +
Re2S7(тв) + HNO3(конц) ( HReO4 + NO2( + H2SO4 +
Si + HNO3 + HF ( H2[SiF6] + NO( +
Cu2S(т) + HNO3 ( Cu2+ + SO42- + NO( +
R – CОН + [Ag(NH3)2]OH ( R – CООNH4 + Ag( + NH3 +
C6H5 – CH3 + KMnO4 ( C6H5 – CООН + MnO2( +
C6H5 – CH2 – CH3 + KMnO4 ( C6H5 – CООН + K2CO3 + MnO2( +
C2H4 + KMnO4 ( C2H4(OH)2 + MnO2( + KOH +
C6H5 – CH2 – CH3 + K2Cr2O7 + H2SO4 ( C6H5 – CООН + CO2( + Cr2(SO4)3 +
C12H22O11 + KMnO4 + H2SO4 ( CO2( + MnSO4 +
Химическое равновесие. Константа равновесия.
Уравнение изотермы химической реакции
Формулы, используемые для расчетов:
aA + bB cC + dD

·G =
·G° + RTln13 EMBED Equation.3 1415;
·G° = – RTlnKc; Kc = 13 EMBED Equation.3 1415
Не производя вычислений, установите знак
·S реакции: 4НСl(г) + О2(г) 2Н2О(ж) + 2Сl2. (Для этой реакции
·H<0). Как изменяется константа равновесия с увеличением температуры? При некоторой температуре для экзотермической реакции:N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г), Кс=6.8.
Как изменится величина Кс: а) с увеличением концентрации NH3 в 2 раза, б) с уменьшением температуры?
При некоторой температуре для реакции: А + В ( С - Q, Кс = 4. Как изменится величина Кс:
а) с увеличением концентрации вещества В в 10раза, б) с повышением температуры?
При некоторой температуре для реакции: 2А + В ( А2В + Q, Кс = 0.5. Как изменится величина Кс: а) с увеличением концентрации А в 4 раза, б) с уменьшением температуры?
Равновесие в системе: 2SO2(г) + О2(г) ( 2SO3(г) установилось, когда 60% SО2 вступило в реакцию. Определите константу равновесия, если исходные концентрации SО2, О2 и SO3 были 3, 2 и 0 моль/л.
В состоянии равновесия Н2 + I2 ( 2НI равновесные концентрации Н2, I2 и НI равны, соответственно, 0.25, 0.05 и 0.2 (моль/л). Рассчитайте исходные концентрации I2 и Н2, если исходная концентрация НI равна 0.
Как можно сместить равновесие в системе, не изменяя константы равновесия? Приведите примеры.
Назовите факторы, позволяющие смещать химическое равновесие в сторону большего выхода продукта реакции в системе; СН3СНО(Г) + 0.5О2(г) ) ( СН3СООН(ж),
·H0 = -319 кДж; а) изменяющие константу равновесия, б) не изменяющие константу равновесия.
Назовите факторы, позволяющие смещать химическое равновесие в сторону большего выхода продукта реакции в системе: СН3СООН(ж) + С2Н5ОН(ж) ( СН3СООС2Н5(ж) + Н2О(ж),
·H0 = 7 кДж, а) изменяющие константу равновесия, б) не изменяющие константу равновесия.
Назовите факторы, позволяющие смещать химическое равновесие в сторону большего выхода продукта реакции в системе: 2СО(г) + 2Н2(г) ( СН4(г) + СО2(г),
·H0 = -358 кДж; а) изменяющие константу равновесия, б) не изменяющие константу равновесия.
Назовите факторы, позволяющие смещать химическое равновесие в сторону большего выхода продукта реакции в системе: N2 + О2 ( 2NO(г),
·H0 = 181 кДж; а) изменяющие константу равновесия, 6) не изменяющие константу равновесия.
Экспериментально установлено, что при повышении температуры увеличивается степень превращения иодоводорода в Н2 и I2. Какой является эта реакция - экзотермической или эндотермической? Ответ поясните. Запишите выражение для константы этого равновесия.
С ростом температуры равновесие реакции: СО(г) + 2Н2(г) ( СН3ОН(г), сдвигается в сторону прямой реакции. Сделайте вывод о знаке
·H реакции. Как изменится константа равновесия реакции, если концентрацию СО увеличить в 4 раза?
С ростом температуры равновесие в системе: 2SO2(г) + О2(г) ( 2СО(г) смещается влево. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта реакции.
С ростом температуры равновесие в системе: СН3СНО(ж) + 0.5О2(г) ( СН3СООН(ж) смещается влево. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта реакции.
С ростом температуры равновесие в системе С(т) + СО2(г) ( 2СО(г) смещается вправо. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта реакции.
С ростом температуры равновесие в системе: С2Н5ОН(ж) ( С2Н4(г) + Н2О(ж) смещается вправо. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта реакции.
Для трех температур известны значения констант равновесия реакции:
Н2(г) + Сl2(г) ( 2Сl(г): Кс(300 К) = 3.2.·1016; Кс(600 К) = 2.5·108 Кс(900 К) = 5.5·105. Исходя из представленных данных, определите знак изменения энтальпии реакции в этом интервале температур и запишите выражение для константы равновесия.
Для трех температур известны значения ионного произведения воды: Кw(273 К) = 1.1·10-16, Кw(298 К) = 10-14, Кw(323 К) = 5.5·10-14. Исходя из представленных данных, определите знак изменения энтальпии реакции диссоциации воды в этом интервале температур и запишите выражение для константы равновесия.
Как повлияет на сдвиг равновесия реакции: SO2(г) + NO2(г) ( SO3(г) + NO(г), а) увеличение давления, б) увеличение концентрации NО? Запишите выражение для константы равновесия.
Как повлияет на состояние равновесия системы: СН4(г) + Н2О(г) ( СО(г) + 3Н2(г), а) понижение давления; б) увеличение концентрации Н2? Запишите выражение константы равновесия.
Как повлияет на состояние равновесия системы: NO(г) + NO2(г) ( N2O3(г),
·H0298<0, а) понижение давления; ,б) увеличение температуры? Запишите выражение константы равновесия.
Как повлияет на состояние равновесия системы: 2NO2(г) ( 2NO(г) + О2(г),
·H0298>0; а) понижение давления б) увеличение температуры? Запишите выражение константы равновесия.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) понижение давления и 2) повышение температуры на состояние равновесия этих систем;
а) H2S(г) ( Н2(г) + S(тв),
·H0298 = 21 кДж;
б) СО(г) + 2Н2(г) ( СН3ОН(г),
·H0298 = -90кДж.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) понижение давления и 2) повышение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) 4НСl(г) + О2(г) ( 2Н2О(г) + 2Сl2(г),
·H0298 = -114 кДж;
б) 2НВ(г) ( Н2(г) + Вг2(г),
·H0298 = 72 кДж.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) повышение давления и 2) понижение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) 3О2(г) ( 2О3
·H0298 = 285 кДж;
б) 3Fe(тв) + 4Н2О ( Fe3O4(тв) + 4Н2
·H0298 = -150 кДж
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констан - химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1)повышение давления и 2) понижение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) СО(г) + Н2О(г) ( СО2(г) + Н2(г)
·H0298 = -41 кДж;
б) N2(г) + О2(г) ( 2NO(г),
·H0298 = 180кДж.
Для следующих обратимых реакций напишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1)понижение давления и 2) повышение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) 2SО2(г) + О2(г) ( 2SО3(г),
·H0298 = -196 кДж;
б) 2СО(г) ( СО2(г) + С(тв)
·H0298 = -172кДж.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) понижение давления и 2) повышение температуры на состояние равновесия зтих систем:
а) СОСl2(г) ( СО(г) + Сl2(г),
·H0298 = 112 кДж;
б) N2O4(г) ( 2NO2(г)
·H0298 = 58 кДж.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) повышение давления и 2) понижение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) 4NН3(г) + 5О2(г) ( 4NО(г) + 6Н2О(г),
·H0298 = -908 кДж;
б) Н+(р) + ОН-(р) ( Н2О(ж),
·H0298 = -55 кДж.
Для следующих обратимых реакций запишите выражения констант химического равновесия (Кс) и определите, как повлияет 1) повышение давления и 2) понижение температуры на состояние равновесия этих систем:
а) СаСО3(тв) ( СаО(тв) + СО2(г),
·H0298 = 177 кДж;
б) СН4(г) ( С(тв) + 2Н2(г)
·H0298 = 75 кДж.
Какие из перечисленных факторов будут смещать равновесие реакции: N2(г) + 3Н2(г) ( 2NH3(г);
·H0 = -92 кДж, в сторону образования NH3 а) понижение температуры; б) увеличение объема; в) увеличение давления; г) введение катализатора?
Какие из перечисленных факторов будут смещать равновесие реакции: 2СО(г) + О2(г) ( 2 СО2(г);
·H0 = -566 кДж, в сторону образования СО2 а) понижение температуры; б) увеличение объема; в) увеличение давления; г) введение катализатора?
Какие из перечисленных факторов будут смещать равновесие реакции:
2NО(г) + О2(г) ( 2NO2(г);
·H0 = -113 кДж, в сторону образования NО2 а) понижение температуры; б) увеличение объема; в) увеличение давления; г) введение катализатора?
Какие из перечисленных факторов будут смещать равновесие реакции:
2С12(г) + 2Н2О(г) ( 4НСl(г) + О2(г)
·H0 = +115 кДж, в сторону образования НС1 а) понижение температуры; б) увеличение объема; в) увеличение давления; г) введение катализатора?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
2NО(г) + О2(г) ( 2NO2(г). Как повлияет на величину константы равновесия уменьшение концентрации О2;? Как изменится константа равновесия с уменьшением температуры, если для этой реакции
·H < О?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
N2(г) + 3Н2(г) ( 2NH3(г). Как повлияет на величину константы равновесия уменьшение концентрации Н2? Как изменится константа, равновесия с уменьшением температуры, если для этой реакции
·H < О?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
СН3СООН(г) ( 2СО(г) + 2Н2(г). В каком направлении произойдет сдвиг равновесия при увеличении концентрации Н2? Каков знак энтальпии этой реакции, если с увеличением температуры константа равновесия увеличивается?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
2С2Н2(г) + 3Н2О(г) ( С3Н6О(г) + СО2(г) + 2Н2(г). Как повлияет на величину константы равновесия увеличение концентрации СО2? Как изменится константа равновесия с уменьшением температуры, если для этой реакции
·H < О?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
С3Н6О(г) + СО2(г) + 2Н2(г) ( 2С2Н2(г) + 3Н2О(г). В каком направлении произойдет сдвиг равновесия при уменьшении концентрации Н2?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
СН3СООН(г) ( 2СО(г) + 2Н2(г). В каком направлении произойдет сдвиг равновесия при уменьшении концентрации СО? Каков знак энтальпии этой реакции, если с уменьшением температуры константа равновесия уменьшается.
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
СН4(г) + Н2О(г) ( СО(г) + 3Н2(г). Как повлияет на величину константы равновесия увеличение концентрации СО? Как изменится константа равновесия с увеличением температуры, если для этой реакции
·H > О?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
С2Н4(г) + Н2О(г) ( С2Н5ОН(г). Как повлияет на величину константы равновесия с уменьшением концентрации Н2О? Как изменится констант равновесия с уменьшением температуры, если для этой реакции
·H < О?
Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии для реакции
С2Н5ОН(г) ( С4Н6(г) + 2Н2О(г) + Н2(г). Как повлияет на величину константы равновесия увеличение концентрации Н2О? Как изменится константа равновесия с увеличением температуры, если для этой реакции
·H > О?
Не производя вычислений установите знак изменения энтропии для реакции
СН3СООС2Н5(ж) + Н2О(ж) ( С2Н5ОН(ж) + СН3СООН(ж). В каком направлении произойдет сдвиг равновесия при увеличении концентрации Н2О? Каков знак энтальпии этой реакции, если с увеличением температуры константа равновесия уменьшается?
Равновесие в системе С2Н5ОН(ж) + СН3СООН(ж) ( СН3СООС2Н5(ж) + Н2О(ж) (
·H0 =7 кДж/моль), наступило при концентрациях СН3СООН, С2Н5ОН, СН3СООС2Н5 и Н2О, равных соответственно (моль/л): 0.2, 3.2, 0.8 и 0.8. Как будет изменяться равновесная концентрация СН3СООС2Н5 и константа равновесия (увеличится, уменьшится, не изменится) при: а) уменьшение концентрации Н2О; б) добавлении в систему 0.1 моль СН3СООН; в) увеличении давления в 3 раза; г) понижении температуры? Ответ обоснуйте.
Равновесие в системе СОСl2(г) ( СО(г) + Сl2(г), (
·H0= 112 кДж/моль) наступило при концентрациях СОСl2, СО и Сl2, равных соответственно (моль/л): 10, 2 и 4. Как будет изменяться равновесная концентрация СОСl2 и константа равновесия (увеличится, уменьшится, не изменится) при: а) уменьшении концентрации С12; б) добавлении в систему 1 моль СО; в) увеличении давления в 3 раза; г) повышении температуры? Ответ обоснуйте.
Константа диссоциации слабой одноосновной кислоты НА при 298 К равна 1.86·10-5. Определите, какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно при концентрациях кислоты, А- и Н+, равных 10-2, 10-3 и 10-3 моль/л, соответственно. Ответ поясните.
Константа диссоциации ацетилсалициловой кислоты при 298 К равна 6·10-4. Определите, какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно при концентрациях кислоты, ацетилсалицилат иона и Н+, равных 10-2, 10-3 и 10-3 моль/л, соответственно. Ответ поясните
При 298 К константа диссоциации слабой кислоты НА равна 4·10-4. Какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрации (моль/л); с(Н+) = с(А-) = 10-3, с(НА) = 10-2? Для процесса диссоциации
·H > 0. Как изменится величина константы диссоциации с понижением температуры?
Константа диссоциации хлорноватистой кислоты (НС1О) при 298 К равна 4·10-8. Какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрации с(С1О-) = с(Н+ ) = 4·10-4, с(НСlO) = 10-4 моль/л? Ответ поясните.
Константа диссоциации муравьиной кислоты при 298 К равна 1.7·10-4. Какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрации (моль/л) с(НСОО-) = с(Н+) = 3·10-3; с(НСООН) = 5·10-2 . Ответ поясните.
Константа диссоциации уксусной кислоты при 298 К равна 1.86·10-5. Какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрации (моль/л) с(СНзСОО-) = с(Н+) = 10-3; с(СН3СООН) = 10-2? Ответ поясните.
Для реакции СО2(г) + Н2(г) ( СО(г) + Н2О(г ) при 600 К константа равновесия равна 1. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л); с(СО) = с(Н2О) = 0.7, с(СО2) = 0.8, с(Н2) = 2.0. С повышением температуры константа равновесия данного процесса возрастает. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции СО(г) + Н2О(г) ( СО2(г) + Н2(г) при некоторой температуре Кс = 1. Находится ли система в состоянии равновесия при концентрациях СО, Н2О, СО2 и Н2 равных, соответственно, в моль/л; 0.8; 0.8; 1.4 и 1? Если нет, то сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса в этих условиях.
Для реакции СО(г) + Н2О(г) ( СО2(г) + Н2(г) при некоторой температуре Кс = 1. Находится ли система в состоянии равновесия при концентрациях СО, Н2О, СО2 и Н2 равных, соответственно, в моль/л: 0.45; 0.05; 0.15 и 0.55? Если нет, то сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса в этих условиях.
Для реакции СО(г) + Н2О(г) ( СО2(г) + Н2(г ) при некоторой температуре Кс = 1. Находится ли система в состоянии равновесия при концентрациях СО, Н2О, СО2 и Н2 равных, соответственно, в моль/л: 5.0; 2.5; 2.0 и 2.5? Если нет, то сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса в этих условиях. С повышением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции СО(г) + Н2О(г) ( СО2(г) + Н2(г) при 1500 К константа равновесия равна 0.3. Сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(СО) = 0.5, с(СО2) = 1.0, с(Н2) = 0.5, с(Н2О) = 2.0? С повышением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции С2Н5ОН + СН3СООН ( СН3СООС2Н5 + Н2О при 25°С константа равновесия равна 4. Сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса, если реакционная смесь имеет следующий состав (моль/л); с(СН3СООС2Н5) = 0.5, с(Н2О) = 1.0, с(С2Н5ОН) = 2.0, с(СН3СООН) = 5.0? Для этой реакции
·H > 0. Как изменится величина константы равновесия с повышением температуры?
Для реакции С2Н5ОН + СН3СООН ( СН3СООС2Н5 + Н2О при 25°С константа равновесия равна 4. Сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса, если реакционная смесь имеет следующий состав (моль/л): с(СН3СООС2Н5) = 2.0, с(Н20) = 2.0, с(С2Н5ОН) = 0.2, с(СН3СООН) = 0.5? Для этой реакции
·H >0. Как изменится величина константы равновесия с повышением температуры?
При температуре 400 К для реакции СН3СООН(г) + С2Н5ОН(г) ( СН3СООС2Н5(г) + Н2О(г) Кс=1. Исходные концентрации СН3СООН, С2Н5ОН, СН3СООС2Н5 и Н2О равны, соответственно, в моль/л: 0.8; 3.2; 0.4; 0.4. Определите направление процесса, протекающего в системе при этих условиях.
При 250°С константа равновесия реакции С3Н7ОН(г) + СН3СООН(г) ( СН3СООС3Н7(г) + Н2О(г ) равна 1. Сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса при следующих концентрациях (моль/л): с(Н2О) = 0.15, с(С3Н7ОН) = 0.25, с(СНзСООН) = 0.15, с(СН3СООС3Н7) = 0.05?
Для реакции N2(г) + 3Н2(г) ) ( 2NH3 при 400°С константа равновесия равна 0.5. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(N2) = 5.0, с(Н2)=1.0, с(NНз) = 0.05? С повышением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции N2(г) + 3Н2(г) ) ( 2NH3 при 400 °С константа равновесия равна 0.5. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(N2) = 3.0, с(Н2) = 1.0, с(NНз) = 0.003? С повышением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
В каком направлении при 100°С пойдет в закрытом сосуде реакция: Н2(г) + I2(г) ( 2HI(г), если исходные концентрации Н2, I2, и НI, соответственно, равны 0.02, 0.02 и 0.08 (моль/л). Константа равновесия при 100°С равна 4.0.
Для реакции Н2(г) + I2(г) ( 2HI(г ) при 448°С константа равновесия равна 50. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(Н2) = 0.01, с(I2) = 0.01, с(НI)=1.0? С повышением температуры константа равновесия данного процесса возрастает. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции Н2(г) + I2(г) ( 2HI(г) при 448°С константа равновесия равна 50. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(Н2) = с(I2) = 2.0, с(НI) = 0.02? С повышением температуры константа равновесия данного процесса возрастает. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции 2НВr(г) ( Н(г) + Вr2(г) при 400 К константа равновесия равна 0.5, Определите направление самопроизвольного процесса, если реакционная смесь имеет следующий состав (моль/л): с(Н2) = с(Вr2) = 1.0, с(НВr) = 1.5. С понижением температуры константа равновесия этой реакции уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
В каком направлении пойдет при температуре 400 К в закрытом сосуде процесс:SO2(г) + NO2(г) ( SO3(г) +NO(г), Кс = 1, если концентрации SO2, NО2, SОз и NO оказались равны: 0.3; 0.4; 0,4 и 0.15 (моль/л), соответственно.
В каком направлении при 400 К будет протекать в закрытом сосуде самопроизвольный процесс: SO2(г) + NO2(г) ( SO3(г) +NO(г), если исходные концентрации SO2, N02, SОз и N0 соответственно равны 0.2,0.4, 0.4 и 0.5 (моль/л). Константа равновесия при 400 К равна 1.
В каком направлении будет протекать реакция: SO2 + NO2 ( SO3 +NO при некоторой температуре, при которой К = 0.25, а концентрации SO2, NO2, SОз и NO равны, соответственно, 4, 5, 2 и 1 (моль/л)?
Для реакции 2SO2(г) + О2(г) ( 2SO3(г) при 300°С константа равновесия равна 4,
·H < 0. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав: с(SО2) = с(О2) = с(SОз) = 2 моль/л. Как изменится величина константы равновесия с понижением температуры?
Для реакции СО(г) + Сl2(г) ( СОСl2(г) при 35 °С константа равновесии равна 0.25. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(СО) = 0.25, с(Сl2) = 0.3, с(СОС12) = 0.2. С повышением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии этой реакции?
Для реакции N2O4(г) ( 2NO2(г) при 25°С константа равновесия равна0.25. Определите направление самопроизвольного процесса, если реакционная смесь имеет следующий состав (моль/л): с(N2O4) = 0.3, с(NO2) = 0.4. Для этой реакции
·H > 0. Как изменится величина константы равновесия с повышением температуры?
Для реакции 2NО2(г) ( N2O4(г) при некоторой температуре Кс = 9 л/моль. Находится ли система в состоянии равновесия при с(NО2) = (N2O4) = 0.05 моль/л? Если нет, то сделайте вывод о направлении самопроизвольного процесса в этих условиях.
Для реакции СО(г) + 2Н2(г) ( СН3ОН(г) при 200 К константа равновесия равна 1.5. Определите направление самопроизвольного процесса если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(СО) = с(Н2) = 1.5, с(СН3ОН) = 1.0. С понижением температуры константа равновесия данного процесса уменьшается. Каков знак изменения энтальпии?
Для реакции 3Fе(кр) + 4Н2О(г) ( Fe3O4(кр) + 4Н2(г) при 600 К константа равновесия равна 0.5. Определите направление самопроизвольного процесса, если смесь газов имеет следующий состав (моль/л): с(Н2) = 1, с(Н2О) = 2. Для этой реакции
·H < 0. Как изменится величина константы равновесия с повышением температуры?
Какие значения может принимать константа равновесия при 298 К, если а)
·G0 < 0; б)
·G0 > 0; в)
·G0 = 0 (К < 1, К > 1, К = 1, К = О, К < О, К > 0)? Ответ обоснуйте.
При стандартных условиях процесс Н2(г) + 0.5О2(г) ( Н2О(ж) протекает самопроизвольно (
·G0 < 0). Возможен ли этот процесс в изолированной системе? Ответ поясните.
При стандартных условиях процесс 3С2Н2(г) С6Н6(ж) протекает самопроизвольно (
·G0 < 0). Возможен ли этот процесс в изолированной системе? Ответ поясните.
При стандартных условиях процесс N2(г) + 3Н2(г) 2NН3(г) протекает самопроизвольно (
·G0 < 0). Возможен ли этот процесс в изолированной системе? Ответ поясните.
В изолированной системе протекает реакция; Н2(г) + Сl2(г) 2НС1(г). Как при этом изменяется внутренняя энергия, энтальпия и энтропия системы? Ответ поясните.
В изолированной системе протекает реакция: 2НI(г) Н2(г) + I2(г). Как при этом изменяется внутренняя энергия, энтальпия и энтропия системы? Ответ поясните.
В изолированной системе протекает реакция: 2N2О5(ж) 4NО2(г) + О2(г). Как при этом изменяется внутренняя энергия, энтальпия и энтропия системы? Ответ поясните.
Для реакции: СН3СООН(ж) + С2Н5ОН(ж) ( СН3СООС2Н5(ж) + Н2О(ж), протекающей в стандартных условиях, найдено, что
·H0/Т=
·S0. Наступило ли в данной системе при этих условиях состояние равновесия? Ответ поясните.
Для реакции: СО2(г) + Н2(г) ( СО(г) + Н2О(г), протекающей в стандартных условиях, найдено, что
·H0/Т=
·S0. Наступило ли в данной системе при этих условиях состояние равновесия? Ответ поясните.
Для реакции: 2NН3(г) ( N2(г) + 3Н2(г), протекающей в стандартных условиях, найдено, что
·H0/Т=
·S0. Наступило ли в данной системе при этих условиях состояние равновесия? Ответ поясните.
Для реакции: СО(г) + Сl2(г) ( СОСl2(г), протекающей в стандартных условиях, найдено, что
·H0/Т=
·S0. Наступило ли в данной системе при этих условиях состояние равновесия? Ответ поясните.
Константа равновесия: СО2(г) + Н2(г) ( СО(г) + Н2О(г) при 298 К равна 4. В каком направлении будет протекать реакция в этой системе в стандартных условиях. Ответ поясните, используя связь
·G0 с константой равновесия.
Константа равновесия: НNО2 ( H+ + NО2- при 298 К равна 4·10-2. В каком направлении будет протекать реакция в этой системе в стандартных условиях. Ответ поясните, используя связь
·G0 с константой равновесия.
Константа равновесия: BaSO4(т) ( Ba(р-р)2+ + SO42-(р-р) при 298 К ранна10-10. В каком направлении будет протекать реакция в этой системе в стандартных условиях. Ответ поясните, используя связь
·G0 с константой равновесия.
Константа равновесия: Н2(г) + I2(г) ( 2НI(г) при 298 К равна 50. В каком направлении будет протекать реакция в этой системе в стандартных условиях. Ответ поясните, используя связь
·G0 с константой равновесия.
Рассчитайте константу равновесия процесса: Н2(г) + I2(г) ( 2НI(г) при 298 К, если

·G0298 (НI) = 1.8 кДж/моль. Как изменится эта величина при понижении температуры, если для этой реакции
·Н < О?
Рассчитайте константу равновесия процесса при 298 К О2(г) + 2СО(г) ( 2СО(г), если стандартные энергии Гиббса образования СО(г) и СО2(г) соответственно равны -137 и -395 кДж/моль. Как изменится константа равновесия с уменьшением температуры, если для этой реакции
·Н < О?
Рассчитайте константу равновесия процесса СО2(г) + С(т) ( 2СО(г) при стандартных условиях, если
·G0298 обр. (кДж/моль) для СО2 и СО равны соответственно: -394 и -137.


Ситуационные задачи по общей химии

Объясните, почему сульфат магния МgSO4 нельзя вводить внутривенно? (Коллоидные системы)
Объясните, почему рекламируемая зубная паста "Блендамед-сода-бикарбонат", содержащая NaНСОз, эффективна при профилактике кариеса? (Гидролиз)
С точки зрения химии биогенных элементов объясните причину возможного появления судорог во время сильного волнения. Какие препараты могут уменьшить судороги?
С точки зрения химии биогенных элементов объясните, почему опасно кормить грудного младенца только коровьим молоком?
Объясните механизм послабляющего действия сульфатов магния и натрия.(Осмос)
Как из старого мяса приготовить съедобное блюдо? Объясните с точки зрения химии растворов ВМС. (ВМС)
Почему при приготовлении шашлыка мясо предварительно вымачивают в уксусе?(ВМС)
Почему сухие белковые препараты, полученные высаливанием с последующей лиофилной сушкой не растворяются в воде, но растворяются в физрастворе и почему рассыпанный альбумин нельзя собирать просто мокрой тряпкой?
Объясните, как в полевых условиях отмыть посуду от жира без мыла и стирального порошка? (Гидролиз жира. Эмульсии)
В медицинской практике лекарственные средства используют в виде эмульсии как I, так и II рода. Объясните, какие эмульсии назначают: - врач-дерматолог для наружного применения, врач-гастроэнтеролог для внутреннего применения. (Эмульсии)
С точки зрения осмоса объясните причину появления опухоли на не обработанной антисептиком ране. Как уменьшить опухоль? (Осмос)
Используя законы Рауля, объясните, в чем заключается обеззараживающий эффект автоклавирования медицинских инструментов при высоком давлении? (Коллигативные свойства)
Для обеззараживания медицинских инструментов можно использовать солевые растворы. Объясните механизм этого действия. Какой раствор более эффективен: хлорид натрия или хлорид кальция? (Осмос)
У здорового человека температура замерзания плазмы крови = -0,5 С. Измеряя температуру замерзания плазмы крови больного, в реаниматологии оценивают возможность его отравления. С точки зрения законов Рауля, что при этом должно наблюдаться и почему? (Коллигативные свойства)
С точки зрения кинетики биохимических реакций объясните, почему больной плохо себя чувствует даже при повышении температуры на 10 С. (Кинетика)
Почему KMnO4 , K2Cr2O7 и H2O2 можно использовать в качестве антисептиков? Какой из них наиболее эффективен? (ОВ-реакции)
Почему в дезинфицирующем средстве на основе пероксида водорода присутствуют лимонная кислота и цитрат натрия? (Буферные системы)
а) Два белка с рJ1= 5 и рJ2= 9 нужно разделить с помощью электрофореза. При каком значении рН разделение будет наиболее эффективным?
б) После электрофореза белки на форсграммс подвергают окрашиванию. Используя правило Панета-Фаянса объясните, какие красители для этого выбрать? (Белки, адсорбция)
Что такое диализ и перитонеальный диализ? Для каких целей он используется в клинической биохимии? (Коллоидные системы)
Почему внутривенное введение растворов электролитов, например, СаСl2 следует проводить очень медленно, желательно с помощью капельницы? Для объяснения используйте правило Шульце-Гарди.
Можно ли при внутривенном введении 0.9% раствор NaCl заменить изотоничными ему стерильными растворами МgSO4, МgCl2, или СаСl2? Объясните, используя знания физ-коллоидной химии.
Можно ли, используя метод пептизации, удалить почечные камни или атеросклеротические бляшки?
На чем основан старинный метод лечения переломов костей путем приема внутрь толченой скорлупы яиц? Как можно модифицировать этот метод?
Каким образом можно осуществить, фиксацию биопрепаратов для их последующего изучения, чтобы прижизненная структура биопрепарата была сохранена от разрушающего действия микроорганизмов?
Объясните, на чем основано бактериальное действие гипертонических растворов NaCl , сахарозы и мочевины?
Объясните, на чем основано дезинфицирующее действие соды, Na2CO3. Почему добавки детергентов (моющих средств) увеличивают его эффективность?
Объясните с точки зрения коллоидной химии, что происходит, когда врач перед осуществлением клинических процедур моет руки с мылом?
Как приготовить в полевых условиях эффективное дезинфицирующее средство, имея в распоряжении поваренную соль и автомобильный аккумулятор?
Чем можно объяснить эффективность использования углеводородов типа керосина в народной медицине в качестве средств против воспаления, особенно на ранних стадиях развития этих процессов?
Почему такие металлы, как титан, цирконий, ниобий, золото можно совершенно безопасно использовать в качестве основы штифтов, гвоздей, протезов, опорных элементов без какой-либо опасности для организма больного?
Фторопласты, в частности фторопласт-4,-(СF2-СF2)n применяются в качестве материала при протезировании клапанов сердца, кровеносных сосудов. Объясните, почему при использовании этого материала исключено появление тромбов у пациентов?
Известно, что цианид-ионы являются смертельными ядами для теплокровных животных и человека: - чем можно объяснить механизм их токсического действия? Почему нетоксичны желтая и красная кровяные соли K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6]. Что можно предложить для лечения отравленных цианидами?
На чем основан механизм действия детоксикантов (противоядий, антидотов) при отравлениях ионами тяжелых металлов? Объясните на примере детоксикации катиона Нg2+ унитиолом.
Объясните, как можно использовать токсичные катионы тяжелых металлов (Нg2+, Pb2+, Cd2+ и др.) в терапевтической практике, например, в виде цитотоксинов?
Известно, что катион Ва2+ высоко токсичен для теплокровных. Почему сульфат бария используется как рентгеноконтрастное вещество для обследования желудочно-кишечного тракта без опасности отравления? Почему для этих целей нельзя использовать нерастворимый сульфат свинца?
Объясните сущность работы аппарата "искусственная печень", основанную на принципах гемосорбции.
Объясните на основе законов осмоса, что такое перитонеальный диализ?
Сердечные гликозиды, входящие в состав наперстянки, имеют общую формулу R-NH. Предложите, как можно "улучшить" технологию получения лекарственных отваров и настоек из подобного растительного сырья?
Фармакопейные стандарты многих стран мира предусматривают использование и хранение референсных сывороток, антигенов, антител и других биологических препаратов в 50% растворе глицерина. Используя знание коллигативных свойств растворов, объясните, как это делается?
Какие явления физической и коллоидной химии лежат в основе иммунохимических реакций с "прямой меткой" и "непрямой меткой"?
Почему при варке мясного супа его необходимо солить, причем вначале бульон обязательно варят на очень слабом огне?
Моль поражает шерстяные изделия. Как можно, зная это свойство белков, из которых состоит шерсть, предотвратить поражение ее молью?
Как можно сохранить локоны в прическе, зная химические свойства белков?
Объясните методы безоперационного удаления почечных камней.
Объясните методы безоперационного удаления желчных камней.










13 PAGE \* MERGEFORMAT 1412715




NaH2PO4 (кислота)
cк(нач)



Буферный раствор
рН
Vбуф.= Vк+V0








Na2HPO4 (основание)
c0(нач)
V0





Root EntryEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeРисунок 18Рисунок 20Рисунок 22Equation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation Native

Приложенные файлы

  • doc 14677096
    Размер файла: 3 MB Загрузок: 1

Добавить комментарий