Константа диссоциации азотистой кислоты равна 5*10-4 моль л

Дипломные работы на заказ

Константа диссоциации азотистой кислоты равна 5*10-4 моль/л. Вычислить степень диссоциации кислоты в растворе с С (HNO2)=0,05 моль/л, а также pH раствора.
Решение:
Записываем уравнение диссоциации HNO2:
HNO2⇔ Н+ + NO2-.
Концентрация ионов водорода равна с*α.
Рассчитываем неизвестную степень диссоциации по формуле

Отсюда 0,05*а21-а=5*10-4
0,05а2+5*10-4а-5*10-4=0
Решая квадратное уравнение, получаем а=0,09512 (или 9,512 %)
Рассчитываем концентрацию ионов водорода:
[Н+] = сα = 0,05*0,09512 = 4,76×10-3 моль-ион/л.
Кроме того, в водных растворах в результате диссоциации воды образуется, согласно ионному произведению, 10-7 моль-ион/л ионов ОН-. Так как, 10-7<<4.76*10-3, то в данном случае рН раствора будет определяться только концентрацией ионов водорода, образующихся в результате диссоциации кислоты:
рН = -lg [Н+] = -lg(4,76×10-3) =2,3
Ответ: а=9,512 %, рН=2,3
рКа молочной кислоты (СНзСН(ОН)СООН) равно 3,86. Чему равны её концентрация, pH, а, если концентрация анионов кислоты равна 1*10-2 мроль/л.
Решение:
рН=-lg[H+]=2,0
Молочная кислота двухосновная, следовательно при диссоциации 1 моль кислоты, образуется 2 моль ионов водорода:
(СНзСН(ОН)СООН)↔ (СНзСН(О-)СОО-)+2Н+
Значит С(к-ты)=0,5*10-2 моль/л
рКа=-lgКд
Кд=10-3,86=1,38*10-4
Рассчитываем неизвестную степень диссоциации по формуле

Отсюда 0,05*а21-а=1,38*10-4
0,05а2+1,38*10-4а-1,38*10-4=0
Решая квадратное уравнение, получаем а=0,0512 (или 5,12 %)
Ответ: 0,5*10-2 моль/л, 2,0; 5,12 %

Чему равен pH ацетатного буфера, полученного смешением 100 мл раствора СН3СООН и 150 мл раствора СН3СООNa с С = 0,1 моль/л. Вычислить буферную емкость по кислоте (pH =1).
Чему равна буферная емкость, если буферный раствор разбавить в 10 раз?
Kд(СН3СООН)= 1,76* 10-5, рКа =4,75.
Решение:
После смешения концентрации стали равны:
Ск=0,1*100/250=0,04 моль/л
Ск=0,1*150/250=0,06 моль/л

рН=4,75-lg(0,04/0,06)=4,53

π=2,3*(0,04*0,06/(0,04+0,006))=0,0552
После разбавления концентрации стали равны:
Ск=0,004 моль/л
Ск=0,006 моль/л

рН=4,75-lg(0,004/0,006)=4,57 (не изменился)

Как приготовить 1 литр карбонатного буферного раствора с pH = 10 и буферной емкостью по щелочи, равной 0,6 моль/л ? pKa(HCO3-) = 10,4
Решение:

lgCк/Cс=рКа-рН=10,4-10=0,4
Ск/Сс=2,51
Выразим Ск как Ск=2,51Сс и подставим во второе уравнение:
Сс2=0,26Сс+0,65Сс
Откуда Сс=0,367 моль/л
Ск=0,367*2,51=0,92 моль/л
Для приготовления буфкра надо взять соль и ккислоту с концентрациями:
Сс=0,367 моль/л
Ск=0,92 моль/л

Вычислить ионную силу водных растворов следующих электролитов:
раствор: MgCl2 CuS04 CuSO4 + AlCl3 + С3Н5СООН
С, М 0,1 0,02 0,3 0,3 1,0 Kд(C3H5COOH) =1,3*10-5

Решение:

А) MgCl2=Mg2++2Cl-
[Mg2+]=0,1 моль-ион/л
[Сl-]=0,2 моль-ион/л
μ = 0,5*(0.1*22+0.2*12)=0,3 М
б) CuSO4=Cu2++SO42-
[Cu2+]=0,02 моль-ион/л
[SO42-]=0,02 моль-ион/л
μ = 0,5*(0,02*22+0,02*22)=0,008 М
В)
CuSO4=Cu2++SO42-
AlCl3=Al3++3Cl-
C3H5COOH=C3H5COO-+H+
Кд=Са2
а=(1,3*10-5/1)0,5=3,6*10-3
[H+]=[ C3H5COO-]=0,0036
[Cu2+]=0,3 моль-ион/л
[SO42-]=0,3 моль-ион/л
[Al3+]=0,3
[Cl-]=0,9
μ = 0,5*(0,3*22+0,3*22+0.3*32+0.9*12+0.0036*12+0.0036*12)=3 М

Вычислить коэффициент активности иона Са2+ в воде, в 1 кг которой содержится 0,002 моль СаCl2 и 0,003 моль Са(NO3)2.
Решение:
1 кг воды= 1л
СаCl2= Са2++2Cl-
Са(NO3)2= Са2++2NO3-
С(Са2+)=0,002+0,003=0,005 моль-ион/л
C(Cl-)=0.004 моль/ион/л
C(NO3-)=0,006 моль/ион/л
Находим ионную силу раствора:
μ = 0,5*(0,005*22+0,004*12+0,006*12)=0,015 М

Lgf(Ca2+)=-0,5*4*0,122/(1+0,122)=-0,217
f(Ca2+)=0,6061
Ответ: 0,6061

Сосуд для определения электропроводности, наполненный раствором КС1 с
C(1 КС1) = 0,02 моль/л при 20° С, показывает сопротивление 82,4 Ом, а наполненный
раствором K2SO4 с С(1/2 K2SO4) =0,005 моль/л — 326 Ом. Вычислить постоянную сосуда, молярную и эквивалентную электропроводность раствора K2SO4.
Решение:
Постоянная сосуда равна:
. К=χ*R
λ0 (КCl) = λ0 (К+) + λ0 (Cl-)
λ0 (К+) =61,9 См·см2·моль–1
λ0 (Cl-)=76,3 См·см2·моль–1
λ0 (1/2SO42-)=79,8 См·см2·моль–1
λ0 (КCl) = λ0 (К+) +λ0 (Cl-)=61,9+76,3= 138,2 См·см2·моль–1 или 1,38*10-2 См·м2·моль–1
λ0 (K2SO4) =λ0 (К+)+λ0 (1/2SO42-)=61,9+79,8=141,7 См·см2·моль–1 или 1,53*10-2 См·м2·моль–1
χ(KCl)= С* λ0 (КCl) =0,02*1,38*10-2=2.76*10-4
χ(K2SO4)= С* λ0 (K2SO4) =0,005*1,53*10-2=2,3*10-6
К(KCl)=χ(KCl)*R(KCl)= 2.76*10-4*82,4=0.24
K (K2SO4)= χ(K2SO4)*R(K2SO4)= 7,65*10-5*326=0.25
Постоянная сосуда приблизительно равна 0,245

Удельная электропроводность водного раствора аммиака при 18° С и концентрации
0,01 моль/л имеет величину 1,02*10-2 См,/м а при концентрации 0,022 моль/л — 1,5*10-2 См/м
Вычислить для указанных растворов степень ионизации аммиака и концентрацию ионов НО-. Доказать, что растворы подчиняются закону разбавления Оствальда.
Решение:

χ1=0,01*1,02*10-2=1,02*10-4 См·м2·моль–1
χ2=0,022*1,5*10-2=3,3*10-4 См·м2·моль–1

λ0 (NH4OH) = λ0 (NH4+) + λ0 (OH-)
λ0 (NH4+) =73,7 См·см2·моль–1
λ0 (OH-)=200,0 См·см2·моль–1
λ0 (NH4OH) =73,6+200,0=273,6 См·см2·моль–1 или 2,74*10-2 См·м2·моль–1
Рассчитаем степень ионизации приидвух разных концентрациях:
а1=1,02*10-4/2,74*10-2=3,7*10-4
а2=3,3*10-4/2,74*10-2=1,2*10-2
Проверим закон разбавления Оствальда:

Кд1=0,01*(3,7*10-4)2/(1-3,7*10-4)=1,39*10-7
Кд2=0,022*(1,2*10-2)2/(1-1,2*10-2)=3,19*10-7
Кд1≈Кд2
Абсолютные скорости движения ионов Na+ и СГ в растворе NaCl с С= 0,1 моль/лпри 298 К соответственно равны 42,6 * 10-9 и 68*10-9 м2/В*с. Рассчитать удельную и молярную электропроводности этого раствора.
Решение:
χ= αcF(υ++ υ -)
где α – степень диссоциации электролита;
с – концентрация раствора, моль/см3;
υ+, υ- – абсолютные скорости движения катионов и анионов, см2·В–1·с–1
(при падении напряжения в 1 В·см–1);
F – постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль.
Это количество электричества, которое имеет 1 моль одноза-
рядных катионов или анионов.
Χ=0,1*96485*(42,6*10-9+68*10-9)=10,67 *10-4 См/м2

λ=10,67*10-41000/0,1=10,67*10-2 См/М
Ответ: 10,67*10-2 См/М

Удельная электропроводность насыщенного раствора AgCl равна 2,4*10-4 См/м, а воды взятой для растворения — 1,16*10-4 См/м Найти растворимость AgCl в чистой воде, если молярная электропроводность AgCl равна 121,6*10-7 См*м2/моль
Решение:
Удельная электропроводность AgCl равна электропроводности насыщенного раствора за вычетом электропроводности воды:
χ (AgCl) = χ (р-ра) – χ (H2O) = 2,4*10–4 – 1,6*10–5 = 2,24*10–4 См·м–1.
λ0 (AgCl) = λ0 (Ag+) + λ0 (Cl-)
λ0 (Ag+) =61,9 См·см2·моль–1
λ0 (Cl-)=76,3 См·см2·моль–1
λ0 (AgCl) =61.9+76.3=138,2 См·см2·моль–1 или 1,38*10-2 См·м2·моль–1
Найдем концентрацию, т. е. растворимость:
с = χ / λ0 = 2,24·10–4 / 1,38·10–2 = 0,16 моль·м–3 = 16,2·10–6 моль/л.
При пересчете на нормальную концентрацию эта величина имеет вид:
16,2·10–6 /2 = 8,1·10–6 моль/л.
Ответ: 8,1·10–6 моль/л.
Вычислить для уксусной кислоты, если ° для НС1, KCl и СН3СООК соответсвенно равны 380, 130, 10 Cм*м2/моль
Решение:
НС1= Н++С1-
KCl = K++Cl-
СН3СООК= СН3СОО-+К+
°( СН3СООH)=°( СН3СООК)-°( KCl)+°( НС1)=10-130+380=260 Cм*м2/моль
Ответ: 260 Cм*м2/моль
Удельная электропроводность (х) раствора этиламина C2H5NH2 с разведением (VM), равным 16 моль/л, при 298 К составляет 1,312*10-2 См/м. Молярная электропроводность при 298 К и бесконечном разведении (X,0) равна 232,6*10-4 См*м2/л. Найти степень диссоциации этиламина, константу диссоциации и pH раствора. При какой концентрации этиламина концентрация гидроксид — ионов в растворе равна 0,01 моль/л?
Решение:
Найдем молярную концентрацию:
n(C2H5NH2)=V/Vm=16/22,4=0.714 моль
CM=0.714 моль/л
Молярную электрическую проводимость определим по формуле:
См*см2/моль.
Степень диссоциации равна: а=∞
а=0,1838/232,6=0,00079

Кдис.=0,000792*0,714/(1-0,000792)=4,5*10-7
[OH-] = сα
С=0,01/0,00079=12,7 моль/л

Написать уравнение реакции, протекающей в гальваническом элементе в стандартных условиях при 298 К:

Решение:
А: MnO4– + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4 H2O
К: Со3++1е=Со2+
Суммарная реакция:
MnO4– + 8 H+ + Со3+→ Mn2+ + 4 H2O+ Со2+
ЭДС=Ек-Еа=1,81-1,51=0,30 В
При равновесии в цепи ЭДС равна нулю, поэтому:
Е0Cu/Cu2++RT/nFlg(a(Cu2+))= Е0Fe3+/Fe2++RT/nFlg(a2(Fe3+)/a2(Fe2+))
Отсюда
RT/nF*lgK=Е0Со3+/Со2+ -Е0 MnO4– , H+ /Mn2+
lgK=0,30/0,0118=25,42
К=1025,42
∆G=-5*96500*0,30=-144750 Дж
А=144,75 кДж

Привести условную запись гальванического элемента, в котором при стандартных условиях протекает следующая химическая реакция:
Сu+ 2 Fe3+ = Сu2+ + 2 Fe2+
вычислить
а) ЭДС элемента, В;
б) максимально полезную электрическую работу, кДж;
в) константу редокс — равновесия в гальваническом элементе при 298 К, оспользовавшись справочными данными.
Решение:
Е0Cu/Cu2+=0,34 В
Е0Fe3+/Fe2+=0,75 В
ЭДС=Ек-Еа=0,75-0,34=0,41 В
Константа равновесия реакции равна:
K=a(Cu2+)a(Fe2+)2aCua(Fe3+)2+
Очевидно, что данная реакция протекает в элементе
Cu,Cu2+׀׀Fe2+, Fe3+
на электродах которого происходят следующие процессы:
а) на аноде Cu=Cu2++2e
б) на катоде 2Fe3++ 2е = 2Fe2+.
При равновесии в цепи ЭДС равна нулю, поэтому:
Е0Cu/Cu2++RT/nFlg(a(Cu2+))= Е0Fe3+/Fe2++RT/nFlg(a2(Fe3+)/a2(Fe2+))
Отсюда
RT/nF*lgK=Е0Fe3+/Fe2+- Е0Cu/Cu2+

lgK=(0,75-0,34)/0,295=1,390
К=24,54
Aмэ = n·F·Eэ,
где Eэ — э.д.с. гальванического элемента;
      n — число молей эквивалентов;
      F – число Фарадея, 96500 Кл.
С другой стороны максимальная полезная работа, совершаемая системой при протекании реакции при постоянном давлении равна энергии Гиббса реакции.
Aмр = — ΔG.
Так как Aмр = Aмэ, то
Значение ∆G° находим по формуле :

учитывая, что z = 2 (число электронов, принимающих участие в реакциях)
∆G=-2*96500*0,41=-79130 Дж
А=79,13 кДж

Решение:
Екал.= 0,334 В
Е0Ag+/Ag=0,80 В
ЭДС=Ек-Еа=0,800-0,334=0,466 В
на электродах которого происходят следующие процессы:
а) на аноде Hg + Cl– = 1/2 Hg2Cl2 + е
б) на катоде Ag++ е = Ag
Hg + Cl– = 1/2 Hg2Cl2 + е;

Константа равновесия реакции равна:
K=a(Cu2+)a(Fe2+)2aCua(Fe3+)2+
При равновесии в цепи ЭДС равна нулю, поэтому:
RT/nF*lgK=Е0 Ag+/Ag -Е0 Cl– /Hg2Cl2

lgK=(0,80-0,334)/0,295=1,580
К=37.99
Aмэ = n·F·Eэ,
где Eэ — э.д.с. гальванического элемента;
      n — число молей эквивалентов;
      F – число Фарадея, 96500 Кл.
С другой стороны максимальная полезная работа, совершаемая системой при протекании реакции при постоянном давлении равна энергии Гиббса реакции.
Aмр = — ΔG.
Так как Aмр = Aмэ, то
Значение ∆G° находим по формуле :

учитывая, что z = 1(число электронов, принимающих участие в реакциях)
∆G=-1*96500*0,466=-44969 Дж
А=45,0 кДж

Рассчитать ЭДС амальгамного элемента при 298 К:

Решение:
на катоде Zn2+ + 2e = Zn на аноде Zn = Zn2+ + 2e 
Е0Zn/Zn2+=-0,76 В
Е1= Е0Zn/Zn2++lg(a1)=-0,76+0,059/2*lg0,003=-0,834 В
Е2= Е0Zn/Zn2++lg(a2)=-0,76+0,059/2*lg0,0001=-0,878 В
ЭДС=Ек-Еа=-0,834+0,878=0,044 В
Ответ: 0,044 В

ЭДС цепи, составленной из насыщенного каломельного электрода и хингидронного электрода, равна 0,274 В при 25 С. Рассчитать pH исследуемого раствора.
Решение:
Электродный потенциал каломельного электрода Екал.= 0,334 В, а стандартный электродный потенциал хингидронного электрода Ех.г = 0,699 В.
E = Е х. г. — 0,059pH – Е0кал.

Ответ: рН=2,0

Рассчитать и построить кривую потенциометрического титрования 20 мл раствора железа (II) сульфата с концентрацией, равной 0,025 моль/л, раствором церия (IV) сульфата с концентрацией, равной 0,01 моль/л, если объемы титранта были равны, мл: 0,10,20,40,50,60.
Решение:
E0Fe2+/Fe3+=0,77 В
E0Ce4+/Ce3+=1,44 В

До точки эквивалентности, Е, рассчитываем по формуле:

В точке эквивалентности:
Ет.э = (Е1°n1 + E2°n2)/(n1+ n2)=(1,44+0,77)/2=1,105 В
После точки эквивалентности:

Е=Е0Се4+/Се3++0,059lg(0,0013/0,001)=1,210 В

[Fe2+] [Fe3+] [Fe3+]/[Fe2+] Е, В
+10 мл Се4+ 0,013 0,0033 0,2538 0,735
+20 мл 0,0075 0,005 0,6667 0,760
+40 мл 0,0017 0,0067 3,9412 0,806
В ТЭ:
+50 мл 0 0,0067
1,105
После точки эквивалентности:

[Се4+] [Сe3+] [Сe3+]/[Сe4+]
+60 мл 0,0001 0,0013 13 1,210
Построим кривую титрования в координатах V- E:

Построим дифференциальную кривую потенциометрического титрования, для этого рассчитаем ∆V и ∆E:

∆V Е, В ∆E, В ∆E/∆V
30 мл
0,735

40 мл 10 0,760 0,025
60 мл 20 0,806 0,046
70 мл 10 1,105 0,299
80 мл 10 1,210 0,105
Построим кривую титрования в координатах ∆E/∆V –V:


+7 (812) 389-23-13

Работаем: Пн-Пт, с 10 до 17

+7 (499) 649-65-17

Работаем: Пн-Пт, с 10 до 17