Примеры решения типовых задач.

Пример 1. Расчет массовой доли, молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента раствора.

Задача 1. Определите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора, полученного при смешении 200 мл 2М раствора серной кислоты ( =1,18 г/мл) и 200 мл 8% раствора серной кислоты ( =1,05 г/мл).

Решение. Рассчитаем массу первого раствора и массу серной кислоты в нем:

m(р-ра)₁= (р-ра)₁ ^.V(р-ра)₁=1,18 ^.200=236 (г);

m(H₂SO₄)₁ = (H₂SO₄) ^. M(H₂SO₄)=c(H₂SO₄) ^.V(р-ра)₁ ^.М(H₂SO₄)=

=2 ^.0,2 ^.98=39,2(г);

Масса второго раствора и масса серной кислоты в нем равны

m(р-ра)₂ = (р-ра)₂ ^.V(р-ра)₂ = 1,05 ^. 200=210 (г);

m(H₂SO₄)₂ = m(р-ра)₂ ^. (H₂SO₄)=210 ^. 0,08 =16,8 (г).

Массовую долю полученного раствора рассчитываем по формуле:

= (12,6%)

Молярная концентрация раствора

;

Пример 2. Растворение веществ, взаимодействующих с водой, и нахождение концентрации полученного раствора.

Задача 1. Найдите массовую долю вещества в растворе, полученном при взаимодействии 4,6 г металлического натрия с 75,6 мл воды.

Решение. Запишем уравнение реакции взаимодействия натрия с водой:

0,2моль 0,2моль 0,1моль

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

2моль 2моль 1моль

Рассчитаем количество вещества и массу NaOH:

(NaOH)= (Na) = (моль);

m (NaOH) = М(NaOH) ^. (NaOH)=40 ^.0,2=8(г).

Масса полученного раствора и массовая доля гидроксида натрия равны:

m(р-ра)= m(H₂O) + m(Na) – m(H₂) =76,5 + 4,6 - 2 ^.0,1=80 (г)

(10%).

Пример 3. Составление ионно-молекулярных уравнений на основе данных о реагентах и продуктах реакции.

Задача 1. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами:

а)

б)

в)

г)

д)

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных соединений в молекулярной форме:

а)

б)

в)

г)

д)

Из рассмотренных примеров видно, что в каждой из реакций присутствует предпосылка для количественного связывания реагентов – образование осадков (PbS, BaSO₄, Mg(OH)₂), газов (CO₂) или недиссоциированных соединений (H₂O).

Запишем каждую из этих реакций в ионно–молекулярной форме:

а)

б)

в)

г)

д)

Исключая одинаковые ионы из правых и левых частей уравнений, получаем их краткие ионно-молекулярные формы:

а)

б)

в)

г)

д)

Пример 4. Составление ионно-молекулярных уравнений на основе их ионно–молекулярных форм.

Задача 1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют ионно–молекулярные уравнения:

а)

б)

в)

г)

д)

Решение. В левой части приведенных ионно–молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов. Поэтому при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих водных растворов электролитов. Например:

а)

б)

в)

г)

д)

Пример 5. Определение растворимости электролита по величине произведения растворимости.

Задача 1. Произведение растворимости при равно . Вычислите молярную концентрацию в насыщенном растворе при этой температуре.

Решение. Между осадком и его ионами в растворе существует равновесие:

(28)

Произведение растворимости, характеризующее это равновесие

(29)

Растворимость в соответствии с равновесием (28)

Обозначим , тогда и .

и ,

т.е. растворимость в воде при равна .

Пример 6. Вычисление произведения растворимости труднорастворимого электролита.

Задача 1. Растворимость фосфата серебра в воде при равна . Определить произведение растворимости этой соли.

Решение. Диссоциация (растворение ) соли в воде характеризуется равновесием

, откуда видно, что .

Тогда , а .

Пример 7. Определение возможности образования осадка в зависимости от концентрации растворов.

Задача 1. Произведение растворимости при равно . Образуется ли осадок при смешении равных объемов раствора и раствора , если степени диссоциации этих электролитов равны 1?

Решение. При смешении равных объемов растворов объем смеси стал в два раза больше объема каждого из взятых растворов, следовательно, концентрация растворенных веществ уменьшилась вдвое, т.е.

.

В соответствии с соотношением между количеством вещества ( ) и количеством вещества эквивалентов ( ) для этих солей, их молярные концентрации составят

.

Тогда , ; отсюда произведение концентраций ионов и составит . Эта величина существенно больше , следовательно, осадок образуется.

Пример 8. Вычисление константы гидролиза соли.

Задача 1. Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH₄Cl, если константа диссоциации NH₄ОН равна .

Решение. Константу гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты вычисляют по формуле

,

где – константа гидролиза; – константа диссоциации слабого основания; – ионное произведение воды.

Константа гидролиза NH₄Cl равна

.

Пример 9. Вычисление степени гидролиза соли.

Задача 1. Определите степень гидролиза раствора соли и этого раствора, если константа диссоциации уксусной кислоты .

Решение. Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением

Так как обычно степень гидролиза соли значительно меньше единицы, то , откуда

(30)

К_Г определяется из выражения (13):

.

Поскольку молярная и нормальная концентрации совпадают, то

.

рассчитывается в соответствии с уравнением (20)

.

Пример 10. Совместный гидролиз солей.

Задача 1. Обоснуйте, почему совместный гидролиз водного раствора солей и необратим и предложите продукты совместного гидролиза.

Решение. Каждая из указанных солей гидролизуется согласно уравнениям:

В результате этих процессов образуется пара кислота – основание , которые вступают между собой в необратимую реакцию нейтрализации (в). Это обусловливает необратимость реакций (а) и (б). Суммирование левых и правых частей уравнений реакций (а), (б) и (в) приводит к стехиометрическому уравнению совместного гидролиза двух солей (г).

Пример 11. Определение жесткости воды.

Задача 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в воды содержится .

Решение. В 1 л воды содержится 202,5г : 500 = 0,405г , что составляет 0,405 : 81 = 0,005 моль/л (81 г/моль – эквивалентная масса ). Следовательно, жесткость воды равна 5 ммоль экв/л.

Пример 12. Определение содержания соли по жесткости воды.