Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Какое количество одноосновной сильной кислоты надо добавить к этому раствору (объёмом V = 1л  и с рН = 6,6) для понижения рН на 1 (т.е. до 5,6)?

И до какого значения упал бы рН раствора (при исходном уровне 6,6) под влиянием того же количества кислоты в отсутствие буферной системы?

Решение

а) Понижение рН  буферной системы на 1: требуемое увеличение концентрации сильной кислоты (согласно (12.19,б)), а также количество этой кислоты, необходимое для внесения в раствор, таковы:

б) Безбуферная система: значение рН = 6,6  говорит о том, что в растворе имеется небольшое количество кислоты, причём сильной (поскольку буферные свойства отсутствуют). Концентрация водородных ионов при этом равна

                                                        [ H ⁺ ] = 10^–6,6 ≈ 2,5·10^–7 моль/л .                             (III.9)

Дополнительное повышение концентрации сильной кислоты на А = 0,012 моль/л  доводит концентрацию водородных ионов и рН до следующих значений:

       [ H ⁺ ] ≈ 1,2·10^–2 + 2,5·10^–7 ≈ 1,2·10^–2 моль/л, рН = – lg 1,2·10^–2  ≈ 1,9 .        (III.10)

 

в) Замечание: разница между снижением рН в буферной (до 5,6) и безбуферной (до 1,9) системах под влиянием одного и того же количества кислоты оказалась не столь значительной, как в примере (12.9 – 12.11). Тому есть две причины:

- во-первых, здесь почти на порядок ниже концентрация компонентов (а значит, и буферная ёмкость) буферной системы,

- и, во-вторых, рН=6,6  находится на заметном удалении от центра буферной зоны (рН = 7,2), т.е. значительная часть и без того небольшой буферной ёмкости уже израсходована.

 

 

5. Имеется буферный раствор, содержащий n _к = 0,01 моля  молочной кислоты (рК_а = 3,6) и   n _с = 0,05 моля лактата натрия. К раствору добавлено   V = 5 мл раствора HCl с концентрацией с = 0,5 моль/л.

Найти исходное значение рН буферного раствора и изменение рН после добавления кислоты.

Решение

В обоих случаях используем уравнение Гендерсона-Хассельбаха (12.3).

а) Исходное значение:

                                    рН₀ = рК_а + lg ( n _с / n _к ) = 3,6 + lg 5 ≈   4,3 .               (III.11)     

 

б) В раствор внесено следующее количество HCl :

                                                Δn _к = V· c = 0,0025 молей .                                       (III.12)

в) Запишем вышеуказанное уравнение для нового значения рН (рН _t) и затем вычтем из него исходный вариант уравнения (для рН₀). Это и приводит к искомому изменению рН:

Знак минус означает, что рН снижается, но, как видно, очень незначительно.

 

 

6. Пусть удельная проводимость (электропроводность) воды, использованной для приготовления раствора, равна χ_в = 1,517· 10^--4 1/(Ом· м) (Вообще говоря, эта величина зависит от степени очистки воды и после 40-50 перегонок может уменьшаться до 10^–7–10^–8 1/(Ом ·м).)

И пусть в насыщенном растворе AgBr удельная проводимость оказалась немного выше –  χ₀ = 1,600·10^--4 1/(Ом· м). Эквивалентная проводимость AgBr в том же растворе – λ = 0,012 м²/(Ом· моль).

Найти растворимость AgBr , т.е. концентрацию его насыщенного раствора ( max с_экв ), а также произведение растворимости для этой соли.

Решение

а) В насыщенном растворе AgBr самой солью обеспечивается лишь небольшая часть удельной проводимости:

                                           χ_с = χ₀ – χ_в = 0,083·10^-–4 1/(Ом ·м) .                                    (III.14)

 

б) Она связана с эквивалентной проводимостью растворённой соли соотношением (13.30):

                                                           λ = χ_с / (max с_экв ),                                       (III.15,a)

откуда   

                     max с_экв = χ_с / λ ≈ 6,91·10^–4 моль / м ³ = 6,91·10^–7 моль/л .    (III.15,б)

Такова максимально возможная концентрация AgBr в воде. Всё остальное количество AgBr, вносимое в систему, будет просто переходить в осадок.             

в) Поскольку растворённая соль практически полностью диссоциирует на ионы, каждый из которых имеет вышенайденную концентрацию, то произведение растворимости равно

 

                                 П_р = [ Ag ⁺ ] · [ Br ^– ] = ( max c _экв )² ≈ 4,8·10^–13 .                       (III.16)

7. Дан раствор NH ₃  с концентрацией с_экв = 0,011 моль/л.  Удельная проводимость раствора – χ = 1,22·10^-2 1/(Ом· м).  А предельная эквивалентная проводимость водных растворов NH ₃ – λ⁰ = 0,027 м²/(Ом· моль).

Найти степень ионизации NH ₃ .

Решение

 а) Вначале по формуле (13.30) найдём эквивалентную проводимость данного раствора (не забыв перейти к одинаковым единицам объёма: с_экв = 0,011 моль/л = 11 моль/м³):

                                     λ = χ / с_экв  ≈ 1,1·10^–3 м²/(Ом· моль).                                     (III.17)

б) Теперь сопоставим её (λ) с предельной эквивалентной проводимостью растворов аммиака. Последняя соответствует предельно низким концентрациям NH ₃, при которых, согласно закону разведения Оствальда (п.11.4), весь аммиак находится в ионизованном состоянии NH ₄ ⁺ (или, что то же самое, весь гидроксид аммония NH ₄ ОН  диссоциирован).

Таким образом, согласно (13.50), степень ионизации аммиака в имеющемся растворе равна

                                                  α = λ / λ⁰ ≈ 0,041 .                                               (III.18)

 

 

8. Теперь пусть раствор NH ₃  имеет концентрацию с_экв = 0,022 моль/л  и  удельную проводимость χ = 1,7·10^--2 1/(Ом· м).  Как указывалось в задаче 7, предельная эквивалентная проводимость водных растворов NH ₃ – λ⁰ = 0,027 м²/(Ом· моль).

Найти для аммиака константу основности (К _b ) и показатели рК _b и рК_а.

Решение

а) Константа K_b характеризует обратимую реакцию, в которой для простоты недиссоциированной формой можно считать гидроксид аммония:

                 NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^– ,    K_b = [NH₄⁺ ] · [OH^–] / [NH₄OH] .    (III.19,a-б)

б) Для расчёта K_b вначале выполним те же два действия, что и в задаче 7: найдём эквивалентную проводимость раствора, а с её помощью – степень диссоциации: 

               λ =  χ / с_экв  = 7,7·10^-–4 м²/(Ом· моль),  α = λ / λ⁰ ≈ 0,0285 .        (III.20,а-б)       

в) Затем, по аналогии с выкладками (11.24–11.25), запишем:

 

                      [ NH ₄ ⁺ ] = [ OH ^– ] = α · с_экв ;    [ NH ₄ OH ] = (1 – α) · с_экв .           (III.21)

 

г) Подставляя эти выражения в (III.19,б), находим K_b, а по формулам (11.11,г) и (11.35,г) – остальные два показателя:

                                              K_b  = α² · с_экв / (1 – α ) ≈ 1,84·10^–5 ,                                 (III.22,a)

                         pK_b  = – lg K_b = 4,74;            pK_a = 14 – pK_b = 9,26  .             (III.22,б-в)

Последний результат, в частности, означает, что при рН = 9,26  ионизировано ровно 50% частиц аммиака и что его буферной зоной на шкале рН служит интервал 9,26 ± 1,5.

 

 

9. Пусть в гальваническом элементе ( Pt ) Rd₁ | Ox₁ Rd₂ | Ox₂ ( Pt ) протекает реакция при указанных условиях:

                Н ₂ ( г ) + I₂ ( тв ) ↔ 2 Н I ( р - р ) ;   Ψ ⁰ (I₂/I^– ) = +0,536 B .               (III.23)

                                      Р = 101,3 кПа                     а = 1 М

а) В обозначении элемента заменить символы Rd _i и Ох _i на конкретные вещества или ионы. Что можно сказать об устройстве элемента?

б) Найти ЭДС (ΔΨ_рц) элемента, а для вышеприведённой реакции – стандартную энергию Гиббса (Δ G ⁰ _рц ) и константу равновесия (К_р).

Решение

а) I. Очевидно, участниками реакции являются две окислительно-восстановительные пары: Н⁺/ H ₂ и I ₂ / I ^– (напомним: в обозначении отдельной пары первой пишется окисленная форма; п. 14.7). 

II. Их редокс-потенциалы таковы:

                  Ψ ( Н ⁺ /H₂) = Ψ ⁰ ( Н ⁺ /H₂) = 0; Ψ (I₂/I^– ) = Ψ ⁰ (I₂/I^– ) = +0,536 B        (III.24,a-б)

 

Т.е. обе пары находятся  в стандартных условиях (Р( H ₂ ) = 1 атм; а( H ⁺ ) = а( I ^– ) = а( HI ) = 1 M, I ₂ – в твёрдой фазе), и поэтому их потенциалы равны стандартным значениям.

III. Поскольку потенциал иодной пары выше, чем водородной, то последняя служит донором водорода и в связи с этим указывается в обозначении элемента первой (п.15.1). Следовательно, вышеприведенную схему элемента следует переписать так:

( Pt ) H ₂  | H ⁺ , I^– | I ₂ ( Pt ) .

IV. Из исходной схемы следует также, что оба электрода погружены в один и тот же раствор HI . Т.е. это так называемый гальванический элемент без переноса (п. 15.7). По данной причине в его обозначении нельзя выполнить ещё одно правило: расположить обе восстановленные формы по краям, а обе окисленные формы – в центре (п.15.1).

б) Рассчитываем характеристики элемента и происходящей в нём химической реакции:

                              ΔΨ_рц     = Ψ ₂ – Ψ ₁  = Ψ (I₂/I^– ) – Ψ ( Н ⁺ /H₂) = 0,536 B ,          (III.25,a)

                                        (14.10) 

 

      Δ G⁰ _рц =  – zF· ΔΨ ⁰ _рц = – 103,4 кДж/моль; К_р = е^{–ΔGрц /RT}  = 1,6·10¹⁸ . (III.25,б-в)

                   (14.32)                                                                         (5.14,а) 

 

Два последних результата свидетельствуют о том, что реакция является фактически необратимой (4.38).

 

 

10. Гальванический элемент с ЭДС = 0,142 В состоит из насыщенного каломельного электрода (Ψ_к,нас = +0,242 В) и хингидронного электрода (Ψ⁰_хг = +699 В), соединённых солевым мостиком. ЭДС элемента равна 0,142 В. Определить рН раствора, в который погружён хингидронный электрод.

Решение

а) Потенциал хингидронного электрода зависит от рН  (15.21):

                                                           Ψ_хг = Ψ⁰_хг – 0,059 рН .                                        (III.26)

б) Баланс, из которого складывается ЭДС элемента, таков:

                           ЭДС = Ψ₂ – Ψ₁  = Ψ_хг – Ψ_к,нас = Ψ⁰_хг – 0,059 рН – Ψ_к,нас .               (III.27)

в) Подставляя значения потенциалов и ЭДС, находим: рН = 5,75.                              

 

 

11. Гальванический элемент с ЭДС = 0,297 В состоит из стандартного водородного электрода и медного электрода ( Ψ⁰ ( Cu ²⁺ / Cu ) = +0,337 B ) , погружённого в раствор С uSO ₄ с концентрацией с = 1 моль/л.

Определить коэффициент активности ионов Cu ²⁺ в этом растворе.

 

Решение

а) Т.к. потенциал стандартного водородного электрода принимается за нуль, измеряемая ЭДС равна потенциалу медного электрода: ЭДС = Ψ ( Cu ²⁺ / Cu).

б) А этот потенциал, в соответствии с уравнением Нернста, зависит от концентрации ионов меди в растворе (14.26):

                                  Ψ ( Cu ²⁺ / Cu) = Ψ⁰ ( Cu ²⁺ / Cu) + 0,03· lg a ( Cu ²⁺ ) .                            (III.28)

в) Подставляя потенциалы, находим активность ионов меди и коэффициент активности:

                      a ( Cu ²⁺ ) = 0,047 M;   γ (С u ²⁺ ) = a (С u ²⁺ ) / c (С u ²⁺ ) = 0,047 .               (III.29)