Задачи на вычисление повышения температуры кипения, изоэлектрической точки и ионной силы раствора 

 

 

 

Задача 169.
В реакции Zn c H₂SO₄ израсходована кислота массой 2,45 г и выделился H₂S. Рассчитайте число электронов, которое в этой реакции приняли атомы элемента-окислителя.
Ответ: 2,408 • 10²³.
Решение:
М(H₂SO₄) = 98,079 г/моль.
предполагаемая реакция:

Zn + H₂SO₄(конц.) ⇔ ZnSO₄ + H₂S↑ + H₂O

уравнения полуреакций:

Zn⁰ – 2 ⇔  Zn⁺²     | 2 | 8 | 4 | – восстановитель
S⁺⁶ + 8   ⇔ S^–2      | 8 | 2 | 1 | – окислитель
—————————————————————
4Zn⁰ + S⁺⁶  =  4Zn⁺²  +  S^–2

после уравнивания:

4Zn + 5H₂SO₄(конц.)   =  4ZnSO₄  +  H₂S↑ + H₂O

Число электронов, которое в этой реакции приняли атомы элемента-окислителя (S) - 8 электронов.
 

---

Задача 170.
Какие из перечисленных металлов (Cd, Ag, Zn, Pb) выполняют для висмута роль катодного покрытия?
Решение:
Катодное покрытие – это нанесение на защищаемое изделие электрохимически менее активного металла. Из перечисленных металлов электрохимически менее активным (по сравнению с висмутом) является (смотри ряд напряжений металлов).

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ, последовательность расположения электродов в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов следующий электрохимический ряд напряжений:

Li, К, Rb, Ba, Sr, Ca, Na, Се, Mg, Be, Al, Ti, Mn, V, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, O₂, Au.

Таким образом, для катодного покрытия висмута, из числа приведённых в условии задачи ,можно применить Cd, Zn, Pb.

---

Вычисление повышения температуры кипения раствора

 

Задача 171.
Вычислите повышение температуры кипения раствора (°C), который образовался при растворении 6,0 г неэлектролита в 0,5 л воды. Раствор, замерзает при температуре  t_зам0,373 °C. Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы воды равны 0,516 и 1,858 соответственно.
Решение:

1. Расчет молярной массы электролита

Зная массу растворителя (g₁) и массу растворенного вещества (g₂) можно по измеренной t_зам , пользуясь уравнением:

t_зам = K•Cm, 

определить молярную массу растворенного вещества (М₂):

M₂ = K • (1000·g₂)/t_зам•g₁).

Тогда

M = 1,858(1000 • 6)/(0,373 • 500) = 59,8 г/моль.

2. Расчет повышения температуры кипения раствора 

Для расчетов используем уравнение:  

t_кип = См • Е = (E•g₂•1000)/(M•g₁), 

где С_М - моляльная концентрация,  m₁ - масса растворённого вещества; m₂ - масса растворителя; М – молярная масса растворённого вещества; Е – эбуллиоскопическая константа (для воды Е = 0,52); t_кип - повышение температуры кипения.                           
Находим повышение температуры кипения растворов мочевины и глюкозы:

t_кип = См • Е = (E•g₂•1000)/(M•g₁), = (0,516•6•1000)/(0,373 • 500) =  0,104 °C.

---

Электрофорез желатина

 

Задача 172.
Изоэлектрическая точка желатина соответствует рН = 4,7 К какому электроду при электрофорезе передвигается желатин в 0,2 н растворе НСl?
Решение:
В изоэлектрическом состоянии белок имеет нулевой заряд. В среде более кислой, чем ИЭТ, происходит протонирование нейтральных аминогрупп –NH₂ и белок приобретает положительный заряд (–NH₃⁺). В среде менее кислой, чем ИЭТ, происходит диссоциация нейтральных карбоксильных групп (СООН) и они приобретают отрицательный заряд (СОО^–).
Рассчитаем рН  0,2 н растворе НСl, получим:

[H⁺] = 0,2 моль/л;
pH = -lg[H⁺] = -lg2 • 10 ^-1 = 1 - lg2 = 1 - 0,3 = 0,7.

Так как желатин помещен в раствор, рН которого (0,7) меньше рН в ИЭТ (4,7), то белок будет проявлять основные свойства и его молекула будет нести положительный заряд. Следовательно, при электрофорезе желатин будет двигаться к катоду, который заряжен отрицательно. 

---

Ионная сила раствора

 

Задача 173.
Вычислить ионную силу ионов в растворе солей, содержащих 0,5 г NaCl, 0,1 г KCl и 0,4 г NaHCO₃ в 100 мл воды.
Решение:
m(NaCl) = 0,5 г;
m(KCl) = 0,1 г;
m(NaHCO3) = 0,4 г;
M(NaCl) = 58,44 г/моль;
M(KCl) = 74,5513 г/моль;
M(NaHCO₃) = 84,007 г/моль;
I_(p-pa) = ?

1. Рассчитаем молярные концентрацию растворов солей:

С_М(NaCl) = [m(NaCl) • 1000 мл]/M(NaCl) • V(H₂O) = (0,5 • 1000)/(58,44 • 100)  =  0,086 моль;
С_М(KCl) = [m(KCl) • 1000 мл]/M(KCl) • V(H₂O) = (0,1 • 1000)/(74,5513 • 100)  =  0,013 моль;
С_М(NaHCO₃) = [m(NaHCO₃) • 1000 мл]/M(NaHCO•) • V(H2O) = (0,4 • 1000)/(84,007 • 100) = 0,047 моль.

1. Рассчитаем ионную силу раствора:

В водных растворах электролитов коэффициент активности зависит от концентрации и заряда всех присутствующих в растворе ионов. Для количественного выражения этой зависимости введено понятие об ионной силе раствора (I), которая численно равна полусумме произведений концентрации C_M каждого иона на квадрат его заряда Z:
I = 1\2∑C_iZ_i²;

где C_i — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), Z_i - заряды ионов.

Тогда

I(p-pa) = 0,5[C_M(Na⁺) • 1² + C_M(K⁺)  • 1² + C_M(Cl^–) • 1² + C_M(HCO3-) • 1²];
I = 0,5[(0,133 • 1²) + (,013 • 1²) + (0,086 + 0,013 • 1²) + (0,047 • 1²)] = 0,146.

Ответ: I_(p-pa) = 0,146.

---

Задача 174.
1. Закончите следующие уравнения реакций:
TiO₂ + K₂O =
SnO + HBrO₄ =
2.Выразите через концентрации скорости прямой и обратной реакций и константу равновесия для системы:
2NH₃ + CO₂ = NH₄(OCONH₂H < 0 )
Куда сместится равновесие при 1) повышении температуры 2) повышении давления 3) понижении концентрации NH₃?
Решение:
1. Уравнения реакций

TiO₂ + K₂O = K₂TiO₃
SnO + HBrO₄  =  Sn(BrO4)2 + H₂O

2. Скорость реакции
В соответствии с принципом Ле Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместится в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Выражение скорости прямой реакции будет иметь вид:

v_пр. = k[NH₃]²•[CO₂];

Выражение скорости обратной реакции будет иметь вид:

v_обр. = k[NH₄(OCONH₂)].

1) Так как при реакции выделяется тепло, то это экзотермическая реакция. При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и H < 0. Реакция экзотермическая, значит, при увеличении температуры она сместится влево. 
2) Так как в процессе реакции объем газовой смеси в ходе реакции уменьшается [2V(NH₃) + 1V(CO₂) = 3V], следовательно увеличение давления  сместит ее равновесие вправо. 
3) При понижении концентрации реагента реакции NH₃ равновесие системы, согласно принципу Ле-Шателье, сместится в сторону дополнительного образования NH₃, т.е. в счторону его образования - в сторону обратной реакции.

---