Метод пособие Липунов



Методическое пособие

к выполнению домашнего задания по дисциплине ”Химия окружающей среды” (раздел ‒ Химия гидросферы) для студентов, обучающихся по направлению 241000 ‒ Энерго- и ресурсосберегающие процессы в химической технологии, нефтехимии и биотехнологии

Составитель: проф. кафедры ФХТЗБ Липунов И.Н.

г. Екатеринбург 2012

Одной из задач учебной дисциплины ”Химия окружающей среды” является формирование у будущих специалистов в области охраны окружающей среды и рационального использования природных ресурсов знаний и навыков по установлению и изменению химического состава природных сред под влиянием природных и антропогенных факторов, в том числе и континентальных вод.

В водных экосистемах протекают различные химические процессы, в которых принимают участие макро- и микрокомпоненты природных вод.

Под действием различных факторов происходит изменение активной реакции воды, изменение концентраций содержащихся в ней химических веществ, осуществляются процессы гидролиза, диссоциации химических соединений, процессы перевода растворимых веществ в малорастворимые с последующим их осаждением, окислительно-восстановительные процессы.

Все указанные процессы могут быть оценены количественными характеристиками. Поэтому, при изучении данной дисциплины студент должен знать не только механизм соответствующих химических превращений веществ в водных средах, но и уметь практически определять количество вещества и проводить химические расчеты, используя полученные знания при изучении дисциплин «Общая и неорганическая химия» и «Аналитическая химия».

Методическое пособие содержит 5 разделов: способы выражения концентрации растворов, ионное произведение воды и водородный показатель, гидролиз солей, щелочность воды и жесткость воды.

В каждом разделе дано небольшое вступительное объяснение и приведено решение некоторых типовых задач. Затем следуют задачи для самостоятельного решения. Общее число задач, включая и разобранные примеры, составляет 61.

Приведенные в пособие задачи для самостоятельного решения использованы для составления индивидуальных заданий.

Варианты индивидуальных заданий приведены в конце пособия. Там же помещены табличные данные, необходимые для решения задач (плотность растворов, константы диссоциации ряда кислот и оснований, значения произведений растворимости некоторых соединений).

МЕТОДЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Концентрация растворов выражается количеством растворенного вещества в единице массы или объема раствора или растворителя. Наиболее часто используются следующие способы концентрации растворов: процентная, молярная, нормальная и титр раствора.

Концентрации, обозначенные г/л, мг/л, выражают содержание растворенного вещества в граммах или миллиграммах в 1 л раствора.

Процентная концентрация показывает содержание растворенного вещества в 100 единицах массы раствора, причем количества вещества и раствора берется в одних и тех же весовых единицах.

Так, например, 25 % раствор KOH содержит 25 г KOH в 100 г раствора или 25 мг KOH в 100 мг раствора.

Процентную концентрацию раствора (С,%) можно рассчитать по приведенной формуле:

С, % = а1∙100 /(а12) = а1∙100/q, (1)

где а1 ‒ количество растворенного вещества, г; а2 ‒ количество растворителя, г; q ‒ масса раствора, равная (а1 + а2), г.

Молярная концентрация (М, См) определяется количеством молей растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 0,1 М (децимолярный) раствор едкого натра содержит в 1 л раствора 0,1 грамм-молекулу или 4 г NaOH.

Молярную концентрацию раствора (См) рассчитывают по формуле:

См = ν/V = а/М∙V, (2)

где ν ‒ количество растворенного вещества, выраженное в грамм-молях, а ‒ количество растворенного вещества, г; V ‒ объем раствора, л; М ‒ молекулярная масса растворенного вещества. Если V = 1, то формула (2) примет вид:

См = а/М

Нормальная концентрация (N, Сн) определяется количеством грамм-эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л раствора. Например, 0,1 N (децинормальный) раствор серной кислоты содержит в 1 л раствора 0,1 грамм-эквивалент или 4,9 г H2SO4.

Нормальная концентрация раствора рассчитывается по формуле:

Сн = n/V = а/Э∙V, (3)

где а ‒ количество растворенного вещества, г; n ‒ число грамм-эквивалентов; V ‒ объем раствора, л; Э ‒ эквивалент растворенного вещества.

Если навеска исходного вещества (а) растворена в 1 л раствора (V = 1 л), то уравнение (3) примет вид:

Сн = N = а/Э, откуда а = N∙Э, г/л (4)

Если навеска исходного вещества (а) растворена в V миллилитрах раствора, то

Сн = N = а∙1000/Э∙V, (5)

где V ‒ объем раствора, мл.

Поскольку нормальность (N) раствора означает число грамм-эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л данного раствора, то произведение объема раствора, выраженного в литрах, на его нормальность равно числу грамм-эквивалентов вещества

N = V∙N. (6)

Титр раствора (Т). Концентрация раствора, выражаемая точным числом граммов растворенного вещества в 1 мл раствора, называется титром, г/мл:

Т = а:V = (N∙Э):1000 = (См∙М):1000, (7)

где а ‒ навеска растворенного вещества, г; V ‒ объем раствора, мл; Э ‒ эквивалент растворенного вещества; М ‒ молекулярная масса растворенного вещества.

Переходя от нормальности к титру, получим следующее выражение для расчета титра раствора:

Т = N∙Э/1000, г/мл (8)

Задача 1. Вычислить процентную концентрацию раствора карбоната натрия, если известно, что 25 г Na2CO3 растворены в 250 мл воды.

Решение.

В данном случае а1 = 25 г; а2 = V∙ρ = 250∙1 = 250 г.; q = (25 + 250) г. Подставив значения а1 и а2 в формулу (1) находим процентную концентрацию раствора Na2CO3:

С = 25∙100/(25+250) = 9,09 %.

Задача 2. Вычислить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если известно, что в 500 мл раствора содержится 49,04 г H2SO4.

Решение.

Рассчитаем количество вещества, содержащегося в 49,04 г H2SO4

ν = а : М = 49,04 : 98,08 = 0,5 моля

Подставляя значения ν и V в формулу (2), получим См = 0,5: 0,5 = 1М раствор.

Задача 3. Вычислить нормальность раствора фосфорной кислоты (реагирующей как трехосновная кислота), если известно, что в 250 мл раствора содержится 32,66 г H3PO4.

Решение

Рассчитаем эквивалент серной кислоты: Э = 98:3 = 32,66.

Рассчитаем число грамм-эквивалентов вещества, содержащегося в 32,66 г H3PO4: n = m: Э = 32,66:32,66 = 1.

Подставляя значения n и V в формулу (5), получим

Сн = (32,66∙1000):(32,66∙250) = 4N.

Задача 4. Вычислить титр 1 М раствора H2SO4 и 4 N раствора H3PO4.

Решение.

Т H2SO4 = 1∙98,08/1000 = 0,09808 г/мл;

Т H3PO4. = 4∙32,66/1000 = 0,13064 г/мл

Задача 5. Какой объем 26,47 % раствора серной кислоты (ρ=1,19 г/см3) потребуется для приготовления 0,5 л 0,3N раствора H2SO4?

Решение.

Рассчитаем массу H2SO4, которая должна содержаться в 0,5 л ее 0,3N раствора. m = n∙Э∙0,5 = 0,3∙49∙0,5 = 7,35 г.

Рассчитаем массу (m1, г) 26,47 % раствора H2SO4, в которой будет содержаться 7,35 г серной кислоты.

Исходя из определения процентной концентрации:

264,7 г H2SO4 содержится в 1000 г ее 26,47 % раствора

7,35 г H2SO4 будет содержаться в m1 г ее 26,47 % раствора

х = 7,35∙1000/264,7 = 27,75 г

Рассчитаем объем (V,мл) 26,47 % раствора H2SO4, необходимый для приготовления 0,5 л ее 0,3 N раствора:

V = m1/ρ = 27,75: 1,19 = 23,3 мл.

Задачи для самостоятельного решения

Дозировка сульфата алюминия при коагуляции воды из одного водоема составила 80 мг Al2(SO4)3 в 1 л. Концентрация сульфата алюминия в коагулирующем растворе равна 1 % (ρ = 1 г/см3). Какой объем коагулирующего раствора необходимо добавить на 1 м3 воды? Ответ. 8.

Какой объем воды (л) и какое количество Al2(SO4)3∙18Н2О (г) нужно взять, чтобы приготовить 2 л 4 % раствора сульфата алюминия? Ответ. 1,92; 162.

Какой объем воды (мл) нужно добавить к 250 мл каждого из растворов: KOH, NH4OH, K2SO4, Fe2(SO4)3, AlCl3, содержащих по 50 г вещества, чтобы получить 1 N раствор? Ответ. 644; 1178; 325; 501; 872.

Рассчитать нормальную и молярную концентрацию 14,38 % раствора серной кислоты (ρ = 1,1 г/см3). Ответ. 3,23; 1,615.

Определить молярную и нормальную концентрацию раствора сульфата алюминия, плотность которого составляет 1,105 г/см3 (см. табл.1).

Ответ. 0,232; 1,94.

50 мл 1 N раствора NaOH было подвернуто нейтрализации 2 N раствором соляной кислоты. Рассчитать процентную концентрацию полученного раствора хлорида натрия (плотность раствора принять равной 1 г/см3).

Ответ. 3,9.

Плотность 6 % раствора гидрофосфата натрия равна 1, 067 г/см3. Рассчитать нормальную концентрацию этого раствора. Ответ. 0,902.

Сколько миллилитров 0,1 N раствора NaOH потребуется для полной нейтрализации 10 мл 0,1 N раствора H3PO4? Ответ. 10.

Сколько миллилитров 0,1 N раствора NaOH потребуется для полной нейтрализации 25 мл 0,03 М раствора H2SO4 (ρ = 1 г/см3)? Ответ. 15.

Сколько миллилитров 0,1 N раствора NaOH потребуется для полной нейтрализации 10 мл 1,15 % раствора HCl (ρ = 1 г/см3)? Ответ. 31.

Вычислить молярную и нормальную концентрации раствора, содержащего 2,1∙10‒3 г CaSO4 в 1 мл. Ответ. 0.0154; 0,0308.

В воде содержаться следующие ионы в количествах (мг-экв/л):

Ca2+ = 5,00; Mg2+ = 1,75; HCO3 = 0,70; SO42‒ = 7,00; Cl = 2,50. Определить содержание (мг/л) в воде ионов Na+. Ответ. 79,35.

Проверить правильность химического анализа воды, если в ней содержатся, мг/л:

CaO = 140,0; MgO= 30,0; Na+ = 46,0; SO42‒ = 240,0; HCO3 =122,0; Cl =53,3.

Никаких других катионов и анионов в воде не обнаружено. Ответ. Анализ верен.

1.14. По данным анализа общая жесткость вода равна 5,355 мг-экв/л. Содержание (мг/л): HCO3 = 100,0; Cl = 5,0; SO42‒ + 225,0.

Вычислить содержание в воде катионов натрия (мг-экв/л). Ответ. 1,126.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОРДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

При электролитической диссоциации воды образуются ионы водорода и гидроксила:

Н2О ↔ Н+ + ОН

Константа диссоциации воды будет выражена следующим аналитическим уравнением:

КН2О = [Н+]∙[ОН] / [Н2О]

Произведение концентраций ионов [ Н+] и [ОН] есть величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды (Кw).

Поскольку концентрация недиссоциированных молекул воды [Н2О] есть величина постоянная и равна [Н2О] = 1000 : 18 = 55,5моль/л, то ее можно ввести в константу и вычислить величину ионного произведения воды, которая при температуре 220 С будет равна

Кw = КН2О∙[Н2О] = [Н+]∙[ОН] = 1,8∙10‒16 ∙ 55,5 = 1∙10‒14.

Ионное произведение воды при данной температуре есть величина постоянная и равна 1∙10‒14 г-ион/л.

В нейтральной среде [Н+] = [ОН] = 10‒14 = 10‒7 г-ион/л.

В кислой среде [Н+] > [ОН]; [Н+] > 10‒7 г-ион/л.

В щелочной среде [Н+] < [ОН]; [Н+] < 10‒7 г-ион/л.

Кислотность и щелочность среды принято выражать через водородный показатель рН: рН = ‒ lg[Н+]; рОН = ‒ lg[ОН].

Из величины Кw следует, что рН + рОН = 14.

Задача 1. Рассчитать рН 0,1 % раствора гидроксида натрия, учитывая, что NaOH полностью диссоциирует в водном растворе (ρ = 1 г/см3).

Решение.

В 1 л такого раствора содержится 1 г NaOH или 2,5∙10‒2 моль/л, тогда концентрация [ОН] = 2,5∙10‒2 г-ион/л.

рОН = ‒lg (2,5∙10‒2) = 1,6. рН = 14‒1,6 = 12,4.

Задача 2. Вычислить рН и рОН 0,5 М раствора СН3СООН.

Решение.

Кдис. СН3СООН = 1,75∙10‒5;

+] = дис.∙[СН3СООН] = 1,75∙10‒5∙0,5 = 2,96∙10‒3 г-ион/л;

рН = ‒lg2,96∙10‒3 = 2,53; рОН = 14‒2,53 = 11,47.

Задача 3. После обработки пробы соляной кислотой в ней осталось свободной HCl 0,03 моля. Сколько миллилитров 25,33 % раствора аммиака (ρ = 0,906 г/см3) следует добавить в пробу, чтобы рН раствора был равен 10? Общий объем пробы после добавления аммиака должен составлять 100 мл.

Решение.

В основе процесса нейтрализации лежит химическая реакция:

HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O

Из стехиометрии химической реакции следует, что на нейтрализацию 0,03 молей HCl расходуется 0,03 моля NH3.

В результате реакции нейтрализации образуется 0,03 моля NH4Cl в 100 мл пробы или 0,3 моля в 1 л.

Пор условию задачи рН раствора 10, или [Н+] = 10‒10 г-ион/л, концентрация [ОН] = 10‒14 : 10‒10 = 10‒4 г-ион/л.

Такую концентрацию ионов ОН обеспечивает наличие в растворе избыточной концентрации NH4OH, которая может быть рассчитана по формуле:

[NH4OH] = [ОН]∙[ NH4OH] / Коснов = 10‒4 ∙ 0,3 / 1,79∙10‒5 = 1,676 моль/л.

В 100 мл пробы избыточного NH4OH должно содержаться 0,1676 моля. Всего аммиака в пробе должно содержаться 0,1676 + 0,03 0,1976 моля. Масса аммиака, содержащегося в растворе должна составлять:

m = ν ∙ М = 0,1976∙17 = 3,359 г.

Рассчитаем объем 25,33 % раствора аммиака, необходимого ввести в пробу: V = 3,359 ∙ 100 / 25,33 ∙ 0,906 = 14,65 мл.

Задачи для самостоятельного решения

Рассчитать величину рН 0,1 М раствора HCl. Ответ. 1.

Рассчитать величину рН 0,1 М раствора плавиковой кислоты, если степень диссоциации HF составляет 8,5 %. Ответ. 2,07.

Рассчитать величину рН 0,1 % раствора H2SO4 (ρ = 1 г/см3).

Ответ. 1,69.

Рассчитать величину рН 0,028 % раствора КОН (ρ = 1 г/см3).

Ответ. 11,7.

Рассчитать величину рН 0,1 м раствора аммиака. Ответ. 11,13.

рН раствора 3,5. Рассчитать концентрацию (г-ион/л) ионов Н+ и ОН Ответ. 3,16∙10‒4; 3,16∙10‒11.

Вычислить нормальную концентрацию сильной кислоты и щелочи, если рН этих растворов 1,5 и 12,0 соответственно. Ответ. 0,0316; 0,01.

Сколько миллилитров раствора аммиака (ρ = 0,91 г/см3) следует взять для приготовления 0,5 л раствора с рН 12? Ответ. 210.

Сколько миллилитров 36,23 % раствора соляной кислоты (ρ = 1,18 г/см3) следует взять для приготовления 2 л раствора, имеющего величину рН 1? Ответ. 17,1.

Сколько миллилитров 36 % раствора плавиковой кислоты (ρ = 1,118 г/см3) следует взять для приготовления 2 л раствора, рН которого равен 2? Степень диссоциации HF = 8,5 %. Ответ. 11,7.

Рассчитать величину рН 0,2 % раствора HCl. Ответ. 1,26.

Рассчитать величину рН 0,2 % раствора H2SO4 (ρ = 1 г/см3).

Ответ. 1,397.

Рассчитать величину рН 0,05 % раствора КОН (ρ = 1 г/см3).

Ответ. 11,95.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Химическое взаимодействие между каким-либо веществом и ионами воды, в результате которого происходит смещение равновесия воды, называется гидролизом. Реакции гидролиза, являясь обратимыми, подчиняются законам химического равновесия.

При гидролизе солей в реакцию с ионами воды вступают анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, образуя слабо диссоциирующие или трудно растворимые соединения, в результате чего происходит смещение ионного равновесия диссоциации воды:

Аn + НОН ↔ (НА)1‒n + ОН , (9)

Ме+m + НОН ↔ (МеОН)m‒1 + Н+ , (10)

где Аn ‒ анион слабой кислоты; Ме+m ‒ катион слабого основания.

В результате такого взаимодействия раствор соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, имеет рН > 7, а раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислоты, имеет рН < 7.

В растворе соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, рН определяется относительной силой кислоты и основания.

Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кгидр).

Степень гидролиза зависит от природы растворенного вещества, температуры (с возрастание температуры степень гидролиза увеличивается), концентрации растворенного вещества (степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации) и рассчитывается по следующей формуле:

h = N / M, (11)

где N ‒ число гидролизованных молекул растворенного вещества;

M ‒ общее число молекул растворенного вещества.

Константа гидролиза зависит от природы растворенного вещества и температуры раствора.

Рассмотрим зависимость константы гидролиза от природы растворенной соли.

Соль образована слабой кислотой и сильным основанием

А + НОН ↔ НА + ОН, (12)

К = [НА] ∙ [ОН] / [А] ∙ [НОН]. (13)

Принимая [НОН] = const., получим

К∙[НОН] = Кгидр = [НА] ∙ [ОН] / [А]. (14)

Допуская, что концентрация гидролизующихся ионов А невелика по сравнению с начальной концентрацией соли, можно принять [А] = [соли], из уравнения (12) следует, что [НА] = [ОН], тогда уравнение (14) примет вид

К гидр = [ОН]2 / [соли] (15)

Если в уравнении (14) [ОН] заменить через Кw / [Н+], а [НА] / [Н+]∙[А] через 1 / Ккисл, то выражение для константы гидролиза примет вид

Кгидр = Кw / Ккисл.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой

Ме+ + НОН ↔ МеОН + Н+.

На основании рассуждений, аналогичных предыдущему примеру, получаем

Кгидр = Кw / Коснов; Кгидр = [Н+]2 / [соли].

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой

Ме+ + А + НОН ↔ МеОН + НА,

Кгидр = Кw / Коснов∙ Ккисл.

Величина рН раствора такой соли зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза, т.е. [Н+] / [ОН] = Ккисл / Коснов. Заменив [ОН] через Кw / Н+,

имеем [Н+] = √ Кw∙ Ккисл / Коснов.

Задача 1. Рассчитать Кгидр и рН 1 М и 0,1 М растворов Na2CO3 при 220 С.

Решение.

Na2CO3 = Na+ + CO32‒,

CO32‒ + НОН ↔ НСО3 + ОН.

Для Н2СО3 К1 = 4,45∙10‒7; К2 = 4,69∙10‒11. Кгид = Кw / Ккисл,

Ккисл = К2 = 4,69∙10‒11, тогда Кгид = 10‒14 / 4,69∙10‒11 = 2,13∙10‒4.

Из уравнения (15) [ОН] = √ Кгидр ∙ [соли].

В 1 М растворе соли [ОН] = √2,13∙10‒4∙1 = 1,46∙10‒2 г-ион/л; рОН = 1,84;

рН = 12,16.

В 0,1 М растворе соли [ОН] = √2,13∙10‒4∙0,1 = 4,65∙10‒3 г-ион/л;

рОН = 2,33; рН = 11,67.

Задача 2. Рассчитать степень гидролиза 1 М раствора Na2CO3 при 220С.

Решение.

Из решения задачи 1 следует, что в 1 М растворе соды концентрация [ОН] = 1,46∙10‒2 г-ион/л. Из уравнения гидролиза следует, что число образовавшихся г-ионов ОН равно числу гидролизованных г-ионов CO32‒.

Следовательно, степень гидролиза 1 М раствора соды составляет



Страницы: Первая | 1 | 2 | 3 | Вперед → | Последняя | Весь текст




map