химия. химия ответы экз. Ответы на экзаменационные вопросы

• Название: Ответы на экзаменационные вопросы
• Анкор: химия
• Дата: 11.01.2023
• Размер: 0.88 Mb.
• Имя файла: химия ответы экз.docx
• Тип: Экзаменационные вопросы; #881354
• страница: 9 из 15

Таким образом отношение масс этиленгликоля и воды = 2:3

№ 50. Определим С_m в соответствии с законом Рауля t = K_кр · С_m

С_m Отсюда, так как t = 25⁰, K_кр (Н₂О) = 1,86, тогда

С_m = 25/1,86 = 13,44 моль/кг, m (С₂Н₄(ОН)₂) = 13,44 · 62 = 833 г , при плотности 1116 кг/м³

V(С₂Н₄(ОН)₂) = 746 мл. Тогда соотношение воды и этиленгликоля по объёму 1000: 746 = 4 : 3

№ 51.Вычислите массовую долю сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ в водном растворе, зная температуру кристаллизации раствора (–0,93°С). Криоскопическая константа воды 1,86°С.

Решение. Δt = C_m(C₁₂H₂₂O₁₁)·K_к
Т_зам. = 0 – Δt
-0,93 = 0 – Δt

Δt = 0,93°C
0,93 = C_m(C₁₂H₂₂O₁₁)·1,86
C_m(C₁₂H₂₂O₁₁) = 0,5 моль/кг
ω(C₁₂H₂₂O₁₁) = 342·0,5·100/(1000 + 342·0,5) = 14,6%

№ 52. Имеется 15% водный раствор пропилового спирта. Кэ (Н₂О) = 0,53.

Пусть масса раствора равна 1000 г, тогда масса спирта = 150 г,

молярная масса спирта = 60 г/моль

n(C₃H₇OH) = 150 / 60 = 2,5 моль

С_m = 2,5 моль/кг. Тогда t = 2,5 0,53 = 1,325

T _кип = 100 + 1,325 = 101,325 ⁰С

№ 53. Так как в 1 литре растворе неэлетролита содержится 2,01 ·10²³ молекул, то можно рассчитать:

1. количество вещества неэлектролита, разделив число молекул на число Авогадро

n = N/N_A = 2,01 ·10²³ : 6,02 ·10²³ = 0,33 моль, отсюда С_m = 0,33 моль/л, К_кр (Н₂О) = 1,86
t = К_кр (Н₂О) С_m = 1,86 0,33 = 0,6

t_зам = 0 – 0,6 = - 0,6⁰С

№ 54. Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами;  например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами;   к   ним   принадлежат   ионы   кислотных   остатков,   гидроксид-ионы.  Диссоциация   НС1   и   NaCl  выразится уравнением:

HCl = H⁺  +   Cl^-

NaCl =Na⁺+ Cl^-

В зависимости от структуры раство­ряющегося вещества в безводном состоянии  (ионная или полярная связь) его диссоциация проте­кает по-разному. Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а  к хлорид-ионам — положительными.

  

Рис. 1.   Схема диссоциации полярных молекул в растворе

Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис. 1). Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов — поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в мо­лекуле, а также с тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. Ион водорода Н⁺  (протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н₃О⁺. Так, при растворении в воде хлороводорода и азотной кислоты про­исходят процессы, которые можно выразить урав­нениями

Н₂О   + НСl  = Н₃О⁺ + Сl ˉ

Н₂О  +   HNO₃   = Н₃О⁺   +   NO₃ˉ

В результате этого процесса молекула НСl расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, ко­торый превращается в ион Сlˉ, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония Н₃О⁺ .

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молеку­лами воды и образуют гидраты ионов. В резуль­тате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого раство­рителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более, что число молекул раствори­теля, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентра­ции раствора и других условий.

Степень диссоциации. Сила электролитов. Чаще всего в растворе лишь часть электролита диссоциирует на ионы, поэтому существует понятие  степени диссоциации.

 Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

В связи с этим электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными  молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO₃, HCIO₄, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)₂  и  Са(ОН)₂.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н₂СО₃, H₂S,   HCN, H₂SiО₃и  NH₄OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН₃СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас­твора HCN

ά = 10ˉ⁴ (или 0,01%).

Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СН₃СООН → Н⁺ + СН₃СООˉ

константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов  диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.