Перечень вариантов лабораторной работы

№ варианта	Концентрация хлорида натрия, %		Контрольные вопросы
	В исходном растворе, w1	заданная,w2	Для специальностей химического профиля	Для специальностей нехимического профиля
1	6	2	1	7
2	10	4	2	8
3	16	5	3	9
4	10	3	4	10
5	16	2	5	11
6	16	3	6	12

Контрольные вопросы и задачи

1. Сколько граммов хлорида аммония необходимо для приготовления 0,2 М раствора объемом 500 мл? Рассчитайте нормальность этого раствора.

2. Смешали 300 г 20 %-ного раствора и 500 г 40 %-ного раствора хлорида натрия. Чему равны массовая и мольная доли полученного раствора?

3. Какой объем 12 %-ного раствора гидроксида калия ( = 1,1 г/мл) можно приготовить из 2 л 44 %-ного раствора ( = 1,5 г/мл)? Рассчитайте нормальность и моляльность этого раствора.

4. Смешаны 800 мл 3 н раствора и 1,2 л 12 %-ного раствора гидроксида калия ( = 1,1 г/мл). Вычислите молярность и моляльность полученного раствора.

5. Сколько граммов 32 %-ного раствора азотной кислоты следует добавить к 600 г 80 %-ного раствора той же кислоты для получения 64 %-ного раствора?

6. К 1 л 25 % - ной азотной кислоты, плотность которой 1,173 г/см³, добавили 1 л воды. Вычислите массовую и мольную доли (%) азотной кислоты в полученном растворе.

7. Рассчитайте массовую долю растворенного вещества и молярную концентрацию эквивалента в 3 М растворе сернистой кислоты ( = 1,15 г/мл).

8. Рассчитайте молярность и нормальность раствора с массовой долей серной кислоты 20% (ρ = 1,15 г/мл).

9. В воде объемом 450 мл растворили 50 г гидроксида натрия. Плотность полученного раствора ρ = 1,05 г/мл. Рассчитайте массовую долю (%), молярность и нормальность полученного раствора.

10. Рассчитайте массовую долю растворенного вещества и молярную концентрацию эквивалента в 0,1 М растворе фосфата натрия ( = 1,01 г/мл).

11. Рассчитайте молярную концентрацию 0,6 н раствора нитрата бария.

12. Рассчитайте молярную концентрацию раствора, содержащего в 1 л 0,6 моль эквивалента нитрата меди (II).

Работа № 5 реакции ионного обмена Краткое теоретическое обоснование

Растворенные вещества делятся на неэлектролиты и электролиты.

Неэлектролиты – это вещества, которые в растворе и расплаве не диссоциируют (не распадаются) на ионы.

Вещества, диссоциирующие на ионы в расплавах, воде и других полярных растворителях, называют электролитами. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток.

Распад молекул электролитов на ионы называют электролитической диссоциацией. К электролитам относят соли, кислоты, основания.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации электролита в растворе. Степень диссоциации – α – это отношение числа молекул N, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита N₀:

α выражают в долях единицы или в %.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные или слабые.

При растворении сильные электролиты диссоциируют практически полностью, процесс диссоциации в них необратим. У сильных электролитов степень диссоциации в растворах близка к единице (α 1) и почти не зависит от концентрации раствора. В уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак “=”. Например, уравнение диссоциации сильного электролита сульфата натрия имеет вид:

Nа₂SО₄ = 2Nа⁺ + SО₄^2-.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HСlO₄, HClO₃, HBrO₄, HBrO₃, HIO₃, H₂SeO₄, HMnO₄, H₂MnO₄ и т.д.

К слабым электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы (α<1) и она уменьшается с ростом концентрации.

Процесс диссоциации слабых электролитов протекает обратимо до установления равновесия в системе между нераспавшимися молекулами растворенного вещества и его ионами. В уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак «обратимости» (). Например, уравнение диссоциации в воде слабого электролита гидроксида аммония имеет вид:

NН₄ОН  NН₄⁺ + ОН .

К слабым электролитам относят воду, почти все органические кислоты (муравьиную, уксусную, бензойную и т.д.), ряд неорганических кислот (H₂SO₃, HNO₂, H₂CO₃, H₃AsO₄, H₃AsO₃, H₃BO₃, H₃PO₄, H₂SiO₃, H₂S, H₂Se, H₂Te, HF, HCN и т.д.), основания p-, d-, f- элементов (Al(OH)₃, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂ и т.д.), гидроксид аммония, гидроксиды магния и бериллия, некоторые соли (CdI₂, CdCl₂, HgCl₂, Hg(CN)₂, Fe(CNS)₃ и т.д.).

Обратимый процесс диссоциации слабого электролита характеризуется константой равновесия.

Так, для процесса диссоциации слабого электролита

К_mА_n  mКⁿ⁺ + nА^m–

можно записать выражение для константы равновесия:

,

где [Кⁿ⁺], [А^m–], [К_mА_n] – равновесные молярные концентрации компонентов в растворе, моль/л; m и n – стехиометрические коэффициенты компонентов в уравнении диссоциации слабого электролита; К_д – константа равновесия для процесса диссоциации слабого электролита, называемая константой диссоциации._.

К_д представляет собой важную характеристику слабых электролитов, т.к. указывает на прочность их молекул в данном растворе. Чем меньше К_д в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

Как и любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры и не зависит от концентрации раствора.

В растворах электролитов реагирующими частицами являются ионы (точнее сольватированные или гидратированные ионы). Реакции, осуществляющиеся в результате обмена ионами между электролитами, называются ионообменными (или реакциями ионного обмена). Отличительной чертой реакций ионного обмена (РИО) является сохранение элементами их степеней окисления (реакции протекают без изменения заряда ионов).

Различают обратимые и необратимые РИО. РИО протекают практически необратимо, если исходные компоненты – сильные электролиты и растворимые вещества, а в ходе реакции образуются:

- осадки (нерастворимые или малорастворимые);

- газообразные вещества;

- слабые электролиты (малодиссоциирующие вещества).

В уравнениях необратимых РИО принято ставить знак « = ».

Закономерности, характерные для обратимых РИО:

1. Реакция ионного обмена обратима (может протекать в двух направлениях), если среди исходных и образующихся веществ есть слабые электролиты, нерастворимые, малорастворимые или газообразные вещества. В уравнениях таких реакций ставят знак обратимости «».

2. Равновесие такой реакции смещается в направлении наиболее полного связывания ионов (их наименьшей концентрации в растворе).

Сущность взаимодействия в растворах электролитов отражают ионно-молекулярные уравнения – полные и краткие. При составлении ионно-молекулярных уравнений:

1) сильные электролиты и одновременно растворимые вещества записывают в виде ионов;

2) слабые электролиты (малодиссоциирующие), нерастворимые, малорастворимые и газообразные вещества записывают в виде молекул с соответствующими значками: ↓ или ↑;

3) краткое ионно-молекулярное уравнение получают из полного путем исключения из него тех ионов, которые присутствуют в неизменном виде и количестве в правой и левой частях.

Примеры:

1. Молекулярное уравнение:

ВаСl₂ + Nа₂SО₄ = ВаSО₄↓ + 2NаСl.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ва²⁺ + 2Сl + 2Nа⁺ + SО = ВаSО₄↓ + 2Nа⁺ + 2Сl .

Сущность ионно-обменного процесса выражает краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ва²⁺ +SО = ВаSО₄↓.

В результате реакции получается малорастворимое вещество.

2. НСN + СН₃СООNа  СН₃СООН + NаСN,

НСN + СН₃СОО‾  СН₃СООН + СN‾.

N Н₄ОН + НСl  Н₂О + NН₄Сl,

N Н₄ОН + Н⁺  Н₂О + NН₄⁺.

Слабые электролиты есть и в левой, и в правой частях уравнений реакций. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещается в сторону образования вещества, обладающего меньшей константой диссоциации. В первой реакции равновесие смещено влево (К_НСN = 4,9·10‾¹⁰, К_{СН СООН} = 1,8·10‾⁵), во второй – вправо (К_{Н О} = 1,8·10‾¹⁶, К_{NН ОН} = 1,8·10‾⁵).