Программа подг-колл. 2

Программа подготовки к рубежному контролю по Модулю 2
«Растворы. Основы электрохимии»
Понятие о дисперсных системах. Истинные растворы. Понятия «растворитель»,
«растворенное вещество», «растворимость». Разбавленные и концентрированные
растворы; насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Растворение как
физико-химический процесс. Причины и механизм образования растворов.
Энергетика процесса растворения. Сольватация, гидратация, энергия гидратации.
Кристаллогидраты. Растворимость в воде твердых, жидких и газообразных веществ.
Зависимость
растворимости
от
природы
растворяемого
вещества
и
растворителя, от внешних условий (температуры, давления (закон Генри),
присутствия «посторонних» веществ). Кривые растворимости. Способы выражения
количественного состава растворов (массовая доля, процентная концентрация,
молярность, моляльность, мольная доля, коэффициент растворимости).
Коллигативные свойства растворов. Давление пара над растворами, его
зависимость от температуры. Замерзание и кипение растворов. Закон Рауля и
следствия из него. Явление осмоса, закон Вант-Гоффа для осмотического давления.
Применение
законов
Рауля
и
Вант-Гоффа
к
растворам
электролитов
и
неэлектролитов. Границы их применимости. Изотонический коэффициент.
Электролитическая
диссоциация.
Механизмы
диссоциации
в
растворе
молекулярных и ионных веществ. Степень электролитической диссоциации.
Сильные, слабые электролиты. Уравнения диссоциации кислот, оснований,
амфотерных
гидроксидов,
солей.
Ступенчатая
диссоциация.
Обоснование
направления диссоциации в гидроксидах типа (НО)mЭОn на основе теории
поляризации.
Константа электролитической диссоциации. Факторы, влияющие на степень
диссоциации слабых электролитов (природа растворителя и растворенного
вещества, температура, давление, разбавление раствора (закон разбавления
Оствальда), влияние одноименных ионов). Произведение растворимости. Условие
выпадения и растворения осадков труднорастворимых соединений. Направление
протекания обменных реакций в растворах электролитов.
Понятие о теории сильных электролитов: кажущаяся степень диссоциации,
активность, коэффициент активности.
Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).
Понятие об индикаторах.
Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза.
Степень гидролиза. Факторы, влияющие на глубину протекания гидролиза
(температура, концентрация, разбавление); взаимное усиление гидролиза.
Элементы электрохимии
Природа возникновения скачка потенциала на границе металл-раствор.
Устройство и принцип действия гальванического элемента. Водородный электрод,
его устройство и назначение. Стандартный электродный потенциал и факторы,
влияющие на его величину. Уравнение Нернста.
Электролиз растворов и расплавов. Явление перенапряжения.
Задачи для самоподготовки
1. В каких массовых соотношениях необходимо смешать два раствора NaOH с
массовой долей растворенного вещества 5% и 30% соответственно, чтобы получить
раствор с массовой долей 15%?
2. Приготовить 250 мл 2 М раствора серной кислоты из 94 %-ного раствора
H2SO4 с плотностью 1,83 г/мл.
3. Сколько граммов Р2O5 необходимо растворить в 100 мл 2М раствора
фосфорной кислоты (р = 1,2 г/мл), чтобы получить 20 % раствор фосфорной
кислоты.
4. При растворении серного ангидрида в 500 мл раствора H2SO4 с плотностью
1,05 г/мл образовался 50 % раствор серной кислоты. Определите массу
растворённого оксида.
5. Приготовить 250 мл 2 М раствора кислоты из
64 % раствора H3РO4 (с
плотностью 1,53 г/мл).
6. Сколько граммов N2O5 необходимо растворить в 300 мл 2М раствора азотной
кислоты (р = 1,08 г/мл), чтобы получить 50% раствор азотной кислоты.
7. Определить %-ную и молярную концентрации раствора бромоводорода, если
в 1 л воды растворено 600 л газа при н.у. Плотность раствора равна 1,34 г/мл.
8. Сколько граммов КОН необходимо добавить к 400 мл 2М раствора КОН (р = 1,05
г/мл), чтобы образовался 40 % раствор этого основания
9. Ступенчатые константы диссоциации сероводородной кислоты равны: K1 =
6∙10‾8, K2 = 1∙10‾14. Определить рН 0,001М раствора H2S.
10. Сколько граммов Р2O5 необходимо растворить в 100 мл 2М раствора фосфорной
кислоты (р = 1,2 г/мл), чтобы получить 20 % раствор фосфорной кислоты.
11. Рассчитать pH 1%-ных растворов соляной и уксусной кислот. Плотность
растворов принять равной плотности воды.
12. Рассчитать pH 2-молярного раствора NH4OH. Как изменится значение pH после
добавления NH4Cl?
13. Определить значение pH в 0,01 М водном растворе Na2HPO4.
14.
Определить рН 0,2 М раствора NaH2AsO4 (константы диссоциации
H3AsO4: К1 = 6∙10‾3, К2 = 1∙10‾7, К3 = 3∙10‾12).
15.Определите рН 0,3М раствора цианида калия. Кд (HCN) = 6,2∙10–10.
16. Температура кипения раствора, содержащего 18,18 г нитрата калия в 200 г воды
равна 100,8оС. Определите значение кажущейся степени диссоциации этой соли в
указанном растворе (эбуллиоскопическая константа воды = 0,51).
18. Водный раствор неэлектролита, содержащий 10,36 г растворенного вещества
в 160,36 г раствора, замерзает при t = -1,39°C. Определите молярную массу
растворенного вещества. Криоскопическая константа Н2О равна 1,86.
19. Раствор, содержащий 0,512 г серы в 10 г CS2 кипит при 46,76°С. Сколько
атомов входит в состав молекулы серы? (tкип (CS2) = 46,3°C, E(CS2) = 2.29).
20. Произведение растворимости хлорида свинца при некоторой температуре
равно 1,7∙10-5. Выпадет ли осадок, если смешать 20 мл 0,01 М раствора Pb(NO3)2 и 6
мл 0,1 М раствора NaCl?
21. Произведение растворимости бихромата серебра при некоторой температуре
2∙10-7. Выпадет ли осадок, если смешать равные объемы растворов AgNO3 и K2Cr2O7
с концентрациями 3г/л и 1 г/л соответственно?
22. Определите, образуется ли осадок гидроксида бария (ПР = 5∙10 –3), если к 200 мл
1,5М раствора гидроксида калия прибавить 100 мл 0,3М раствора BaCl2.
23. Определите растворимость ( в моль/л) Ag3PO4, если ПР этой соли равно 9∙10-20.
24. Какие сульфиды и почему могут быть растворены в
а) HCI (р-р); b) HCI (конц); c) HNO3 – CuS, ZnS, PbS, MnS, FeS.
25.Определить в какую сторону смещено равновесие процесса при 25°С:
2 Fe3+ + Hg22+ ↔2 Fe2+ + 2Hg2+
если исходные концентрации реагентов равны:
[Fe3+] = 1 моль/л, [Fe2+] = 1∙10-4 моль/л, [Hg22+] = 1 моль/л, [Hg2+] = 1∙10-4 моль/л,
φ° (Fe3+/ Fe2+) = 0,77 В,
φ° (2Hg2+/ Hg22+) = 0,91 В.
26. Определите Redоx-потенциалы указанных систем при рН = 11 (t = 25°С).
МnО4– + е– → МnО42– ( φ° = 0,56 в),
МnО4– + 2Н2О + 3е– → МnО2 + 4ОН– (φ° = 0,60 в),
если [MnO4– ] = 2 моль/л и [МnО42– ] = 0,2 моль /л. Объясните, какой продукт
восстановления МnО4- будет образовываться при данных условиях?
27. В каком направлении смещено равновесие процесса в стандартных условиях:
6Мn2+ + 5Сr2О72– + 22Н+ ↔ 6МnО4– + 10Cr3+ +11Н2О. Ответ обоснуйте.