Примеры контрольных задач по теме лабораторной работы

 

1. Раствор, содержащий 2, 5 г C₆H₅OH в 91 г бензола, начинает кристаллизоваться при 3, 8 ^оС. Вычислите криоскопическую постоянную бензола, зная, что чистый бензол кристаллизуется при 5, 5 ^оС.

2. Определите молярную массу спирта, если известно, что раствор, содержащий 0, 874 г спирта в 100 г воды, начинает кристаллизоваться при температуре –0, 354 ^оС.

3. При какой температуре замерзает антифриз, состоящий из 9 л воды и 2 л метилового спирта СН₃ОН (плотность 0, 8 г/см³)?

 

6. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

 

6.1. Основные понятия и закономерности

 

Соединения, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами.

Согласно теории электролитической диссоциации С.Аррениуса (1887):

– при растворении кислоты, основания и соли диссоциируют на ионы;

– диссоциация протекает лишь частично; доля продиссоциировавших молекул называется степенью диссоциации (0 < α < 1); разбавление и рост Т приводит к увеличению α;;

– к равновесию диссоциации применим закон действующих масс.

Для равновесия НСN ↔ H⁺ + CN^-,

K_д = [H⁺]^.[CN^-] / [HCN]. (6.1)

Диссоциируют ионные и полярные ковалентные соединения. Чем выше диэлектрическая постоянная растворителя (ε ₀), тем сильнее его ионизирующее действие [ α = f(ε ₀) ]. Ассоциации ионов препятствует их сольватная (гидратная) оболочка.

 

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i) показывает, во сколько раз число частиц в растворе превышает число растворенных молекул. Коэффициент i можно рассчитатьпо величине α, которая, в свою очередь, может быть найдена из значения константы диссоциации электролита К_Д:

, (6.2)

где n – количество ионов, на которые распадается молекула при диссоциации.

Законы Рауля и Вант-Гоффа для разбавленных растворов электролитов имеют вид:

; (6.3)

Δ Т_кр = i · К_кр · С_m ; (6.4)

Δ Т_кип = i · Е · С_m ; (6.5)

Р_осм = i · С_M · R · T. (6.6)

Электролиты называют сильными, если при С_н = 1 моль/дм³ α > 0, 5 (к ним относятвсе соли, HCl, H₂SO₄, HNO₃, NaOH, Ba(OH)₂ и др.), и слабыми, если при С_н = 1 моль/дм³ α < 0, 5 (CH₃COOH, HCN, H₂S, HNO₂, H₂CO₃, H₂SO₃, Сu(OH)₂, Zn(OH)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.).

Закон разбавления Оствальда связывает константу равновесия диссоциации слабого электролита К_д с величиной степени диссоциации α при данной молярной концентрации С

, а при α < < 1: . (6.7)

 

Электролиты, проявляющие свойства и кислот, и оснований, называют амфотерными. Пример амфотерного соединения – гидроксид цинка Zn(OH)₂:

Zn(OH)₂ + 2 H⁺ = Zn²⁺ + 2 H₂O;

Zn(OH)₂ + 2 ОH^– = ZnО₂^2– + 2 H₂O (при сплавлении);

Zn(OH)₂ + 2 OH^– = [Zn(OH)₄]^2– (в растворе).

Ионные равновесия и реакции. Реакции ионного обмена протекают в том случае, когда возможно образование менее диссоциированных продуктов, чем исходные вещества. При составлении ионных уравнений принято сильные электролиты записывать в ионной форме, а слабые – в молекулярной. Например, для реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием ионное уравнение имеет вид:

Н⁺ + ОН^– = H₂O.

Равновесие диссоциации воды. Для водных растворов ионное произведение К_w – величина постоянная при данной температуре:

К_w = [H⁺] · [OH^–] = 1 · 10^–14 (при t = 25 ^oC). (6.8)

Водородный показатель – логарифмическая форма выражения молярной концентрации свободных ионов Н⁺:

рН = –lg[H⁺]. (6.9)