05.12. 10-11 классы Алтаева Г.С. , учитель химии Назарбаев

05.12. 10-11 классы
Алтаева Г.С. ,
учитель химии
Назарбаев Интеллектуальной школы
города Астаны
План интерактивного online урока
Тема: «Вычисления, связанные с ионной активностью. Диссоциация воды.
Водородный показатель»
Класс: 10-11
Предмет: химия
Цель урока:изучение водородного показателя (рН) как важнейшей характеристики
раствора.
Образовательные задачи урока: организовать деятельность учащихся по изучению
следующих химических понятий: реакция нейтрализации; молекулярный способ;
молекулярно-ионный способ; сокращенный молекулярно-ионный способ; ионное
произведение водыКв; водородный показатель; рН = –lg [Н+]; рН + рОН = 14;
индикатор; интервал перехода индикатора.
Развивающие задачи урока: развивать интеллектуальные и познавательные умения
учащихся: выделять существенные признаки и свойства, устанавливать причинноследственные связи, классифицировать, анализировать, делать выводы на основании
изученного материала по теме.
Воспитательные задачи урока: содействовать формированию у учащихся
устойчивого интереса к изучению водородного показателя как важнейшей
характеристики растворов.
Методы обучения:
Методы организации учебно - познавательной деятельности – словесные
(эвристическая беседа), наглядные (таблицы, демонстрация видеоматериала),
практические ( выполнение упражнений по определению рН растворов)
Методы стимулирования интереса к учению – демонстрация учебных фильмов о
кислотах и основаниях, диссоциации воды, рН растворов.
Методы контроля – устный и письменный контроль, выполнение упражнений,
решение задач по теме.
Основные понятия: реакция нейтрализации; молекулярный способ; молекулярноионный способ; сокращенный молекулярно-ионный способ; ионное произведение
водыКв; водородный показатель; рН = –lg [Н+]; рН + рОН = 14; индикатор; интервал
перехода индикатора.
Тип урока: комбинированный.
Планируемые результаты обучения:
Ученик должен:
*Уметь составлять уравнения реакции нейтрализации, опираясь на молекулярный
способ; молекулярно-ионный способ; сокращенный молекулярно-ионный способ;
*Уметь находить ионное произведение водыКв;
*Уметь вести расчеты по формулам рН = –lg [Н+]; рН + рОН = 14.
Структура урока:
1. Организация начала урока
2. Актуализация опорных знаний
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Осознание и осмысление учебного материала.
Усвоение новых знаний
Первичная проверка понимания учащимися нового материала
Закрепление новых знаний
Задание на дом
Подведение итогов урока.
Рефлексия
Ход урока:
Этап урока
1
2
3
4
Организация
начала урока
Актуализация
опорных
знаний
Осознание и
осмысление
учебного
материала.
Усвоение
новых знаний
Содержание
деятельности
Ожидаемый
результат
Полная готовность
класса и
оборудования,
Подготовка
быстрое включение
учащихся к
учащихся в деловой
работе на
ритм. Обеспечение
занятии.
мотивации и
Целеполагание. принятия учащимися
цели, учебнопознавательной
деятельности.
Готовность
учащихся к активной
Повторение
учебнобазовых знаний познавательной
по теме
деятельности на
основе опорных
знаний.
Установление
правильности и
осознанности
Повторение
усвоения учебного
основных
материала;
этапов и
выявление пробелов
алгоритмов
и неверных
представлений и их
коррекция.
Создание
Активные действия
проблемной
учащихся;
ситуации,
максимальное
показ
использование
демонстрацион
самостоятельности в
ного материала
добывании знаний и
с
овладении
комментариями
способами действий.
и т.д.
Действия
учителя
Действия
ученика
Сообщает тему
урока, задачи,
план работы на
уроке,
обсуждает с
учащимися
критерии
оценивания
работы учеников
на разных этапах
урока.
Отвечает на
вопросы.
Слушает,
записывает тему
урока в тетрадь.
Предлагает
презентационны
й материал.
Решают
предложенные
задачи и
выбирают
соответствующи
й правильный
ответ.
Предлагает
алгоритмы для
поэтапной
работы
Отвечает на
вопросы,
слушает
объяснение, при
необходимости
вносит
коррективы.
По результатам
Предлагает
выполненной
учащимся
работы выводит
решить задачи,
закономерность
затем помогает
и вырабатывает
составить
алгоритмы для
алгоритм для
решения
достижения цели определенных
задач.
5
6
7
8
9
Первичная
проверка
понимания
учащимися
нового
материала
Выполнение
заданий по
рассмотренной
теме.
Сумеет применить
теоретические
знания для решения,
предложенных задач
Обеспечение
усвоения новых
знаний и способов
Закрепление
Обучение
действий на уровне
новых знаний
решению задач.
применения в
измененной
ситуации.
Обеспечение
Информация о
понимания цели,
самостоятельно
Задание для
содержания и
м задании,
самостоятельно
способов
инструкция о
го решения
выполнения
его
самостоятельного
выполнении.
задания.
Обсуждение
Осмысление
Подведение
изученного
учащимися
итогов урока.
материала, его изученного
значения.
материала.
Рефлексия
Мобилизация
учащихся на
рефлексию
своего
поведения,
успешности.
Открытость
учащихся в
осмыслении своих
действий и
самооценке.
Предлагает
учащимся
задания на
первичное
закрепление и
отслеживает
результат
выполнения
применяет
теоретические
знания для
решения,
предложенных
задач и задает
вопросы
Проверяет
правильность
выбранных
задач, проверяет
решения и
оформление.
Решает задачи в
тетради,
предлагает
решение на
общее
обсуждение,
проводит защиту
Предлагает
задание для
обязательного
выполнения
Записывает
задание
Слушает и
комментирует
высказывания
учащихся.
Делает анализ и
оценку
успешности
достижения цели
и намечает
перспективу
последующей
работы.
На основании
полученных
знаний, отвечает
на вопросы.
Осмысливают
свое поведение,
вслух
высказывают
замечания и
пожелания.
1-2.Организация начала урока. Актуализация опорных знаний.
Вы смотрите каждый день телевизор. Вы запомнили значение рН лица красивой
женщины в телевизионной рекламе парфюмерии? Конечно, ответите вы, «пэ-аш»
равно 5,6.
А что такое рН? Какого рода – мужского, женского или среднего? Как правильно
сказать: «Равно, равен или равна?»
На вашем участке не растут некоторые цветы или овощи. Вы позвали
специалиста-почвоведа, он пришел к вам с маленьким приборчиком, вставил в землю
какую-то трубку, посмотрел на шкалу прибора и сказал, что у почвы не такой рН,
какой требуется таким-то растениям. Следует в почву внести доломитовую муку или
известь.
Молоко на фермах и молокозаводах проверяют на рН. Если рН не соответствует
норме, молоко быстро скисает.
Вы или ваши родители пришли к врачу с жалобами на боли в желудке. После не
очень приятной процедуры исследования желудочного сока врач отмечает низкое
значение рН и прописывает принимать лекарственные средства, изменяющие рН.
Что же такое рН? Кстати, читается «пэ-аш». Происходит от первых букв
латинского выражения PundusHydrogenium – вес водорода.
Ответ на вопрос Вы узнаете сегодня на уроке.
3.Усвоение новых знаний.
Сильные кислоты и основания
В реакциях между сильными кислотами и основаниями (щелочами), проходящими в
водных растворах, всегда выделяется одно и то же количество теплоты в расчете на 1
моль образующейся воды, а именно 58 кДж/моль:
HCl + NaOH = H2O + NaCl, Н = –58 кДж/моль,
HCl + КOH = H2O + КCl, Н = –58 кДж/моль,
HNO3 + NaOH = H2O + NaNO3, Н = –58 кДж/моль,
HNO3 + KOH = H2O + KNO3, Н= –58 кДж/моль.
Все уравнения записаны молекулярным способом: формулы исходных веществ и
продуктов реакции представлены для молекул, даже если такие молекулы и не
существуют в водном растворе.
Во всех приведенных реакциях образуется одно общее вещество – вода. Поэтому
можно предположить, что тепловой эффект таких реакций в растворе обусловлен
образованием воды из ионов водорода (протонов) и гидроксид-ионов, находящихся в
растворах всех этих реагирующих веществ в одинаковом состоянии. Этот факт очень
важен для доказательства ионного поведения кислот, оснований и солей в водных
растворах.
Все перечисленные реакции – это реакции нейтрализации сильной кислоты сильным
основанием. Равенство тепловых эффектов этих реакций доказывает, что кислоты,
основания и образующиеся соли находятся в ионном состоянии. С учетом этого
уравнение каждой реакции можно записать молекулярно-ионным способом, в
котором сильные электролиты представляют в виде ионов, а слабые – в виде молекул.
Например:
H+ + Cl– + Na+ + OH– = H2O + Na+ + Сl–, Н = –58 кДж/моль.
Очевидно, одни и те же ионы, входящие в правую и левую части уравнения реакции,
можно не записывать. Тогда все приведенные выше четыре уравнения реакции могут
быть выражены одним уравнением:
H+ + OH– = Н2О, Н = –58 кДж/моль.
Такой способ написания уравнений реакций носит название сокращенного
молекулярно-ионного.
Заметим, что запись формул сильных электролитов в виде формул молекул
принципиально неправильна, т. к. в водном растворе нет таких веществ, как HCl,
HNO3, NaOH, KOH, NaCl, KCl, NaNO3, KNO3, а есть только ионы этих веществ. В
молекулярном виде уравнение может быть записано, если реакция проходит в
газообразном состоянии, между кристаллами или в неводном растворе, в котором
вещества не диссоциируют на ионы.
Уравнения реакций в виде формул молекул записывают для неэлектролитов, слабых
элетролитов, газообразных и малорастворимых в воде веществ.
В качестве примеров приведем уравнения реакций нейтрализации с участием
слабых электролитов:
1) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O (неверная запись для водного
раствора!),
CH3COOН + OH– = CH3COO– + H2O (записывать только так!);
2) NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O (неверная запись для водного раствора!),
NH4OH + H+ =
+ H2O (записывать только так!);
3) CH3COOH + NH4OH = NH4CH3COO + H2O (неверная запись для водного
раствора!),
CH3COOH + NH4OH =
+ CH3COO– + H2O (записывать только так!).
Однако, если вас попросят ответить на вопрос, какие вещества останутся в чашке после
выпаривания раствора, вы можете уверенно написать формулы солей, содержащих в
своем составе ионы.
Уравнение нейтрализации
Н+ + ОН– = Н2О, Н = –58 кДж/моль,
записанное в обратном направлении:
Н2О = Н+ + ОН–, Н = 58 кДж/моль,
есть уравнение диссоциации воды как слабого электролита.
В воде и водных растворах концентрации ионов Н+ и ОН– взаимосвязаны константой
диссоциации воды:
Н2О = Н+ + ОН–
Кдисс = [Н+][ОН–]/[Н2О] = 1,8•10–16 (при 22 °С).
Мольная концентрация воды из-за ее крайне незначительной диссоциации остается
постоянной, поэтому она равна [Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль/л. Объединим константу
равновесия диссоциации воды с постоянным значением ее концентрации:
К•[Н2О] = 1,8•10–16•55,56 = 1•10–14.
Полученная величина называется ионным произведением водыКв:
Кв = [Н+][ОН–] = 1•10–14.
Это произведение согласно закону действующих масс, являясь константой равновесия,
не зависит от концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов и постоянно при
данной температуре.
В чистой воде или нейтральном (не кислотном, не щелочном) растворе концентрации
ионов водорода и гидроксид-ионов равны:
[Н+] = [ОН–],
поэтомуКв = [Н+][ОН–] = [Н+]2 = 1•10–14.
В чистой воде или нейтральном водном растворе концентрация ионов водорода равна
а концентрация гидроксид-ионов равна:
Если в чистую воду добавить ионы водорода (прилить кислоту), то получится
кислотный раствор, в котором концентрация ионов водорода будет больше 1•10–7
моль/л:
[Н+] > 1•10–7 моль/л.
Если в чистую воду добавить гидроксид-ионы (прилить щелочи), то получится
основный (щелочной) раствор, в котором концентрация ионов водорода будет меньше
1•10–7 моль/л:
[Н+] < 1•10–7 моль/л.
В кислотных растворах содержание гидроксид-ионов:
[ОН––] < 1•10–7 моль/л,
а в основных растворах:
[ОН–] > 1•10–7 моль/л.
Пользоваться такими значениями концентраций, выраженными в виде числа 10 в
отрицательной степени, очень неудобно, и было предложено применять отрицательные
десятичные логарифмы концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов и обозначать
их соответственно рН и рОН:
рН = –lg [Н+],
pOH = –lg [ОН–].
В 1909 г. С.Сёренсен предложил для выражения кислотности растворов
указывать величину отрицательного десятичного логарифма концентрации
ионов водорода, которая получила обозначениеpH:
pH = –lg [H+].Величина рН называется водородным показателем.
Прологарифмировав выражение
[Н+][ОН–] = 1•10–14 ,
получим
lg [Н+] + lg [ОН–] = –14.
Для водных растворов выполняется соотношение:
рН + рОН = 14.
Для нейтральных растворов рН = 7, для кислотных растворов рН < 7, для основных
(щелочных) растворов рН > 7.
Изменение рН на единицу соответствует изменению концентрации водородных ионов
в 10 раз.
Принято считать сильнокислотными растворами те растворы, рН которых
равен 1–2, слабокислотными – 4–5, нейтральными – около 7, слабощелочными – 9–
10 и сильнощелочными – 12–13.
Примеры рН растворов некоторых веществ
Вещество
pН< 7
Вещество
pН 7
Промышленная концентрированная
HCl (37%)
–1,1
Слезы
7,0
1M раствор HCl
0,0
Kровь
7,4
Желудочный сок
1,0–1,5
Водопроводная вода
7,5
Лимонный сок
2,1
Морская вода
8,0
Томатный сок
4,1
Раствор пищевой соды
NaHCO3
8,5
Черный кофе
5,0
Известковая вода
10,5
Моча
6,0
Аммиак из аптечки
11,9
Человеческий пот
4–6
1M раствор NaOH
14
Дождевая вода
6,5
Насыщенный раствор
NaOH
~15
Слюна
6,9
Молоко
6,9
4. Первичная проверка понимания учащимися нового материала.
Рассмотрим некоторые типичные примеры расчетов рН и концентраций ионов
водорода в растворах кислот и оснований.
Вычисления желательно проводить на простейшем электронном калькуляторе для
инженерных расчетов.
Пример 1. Чему равен рН 0,01М раствора хлороводородной (соляной) кислоты?
Решение
Чтобы дать правильный ответ, следует написать уравнение диссоциации.
Хлороводородная кислота – сильная кислота, поэтому из 0,01 моль НCl в водном
растворе образуется по 0,01 моль ионов водорода и хлорид-ионов:
Концентрация ионов водорода будет равна концентрации сильной одноосновной
кислоты:
с(Н+) = 0,01 моль/л. Откуда
рН = –lg 0,01 = –lg 10–2 = –(–2) = 2.
Пример 2. Рассчитайте рН 0,001М раствора гидроксида натрия.
Решение
Гидроксид натрия в водном растворе – сильный электролит, поэтому
Концентрация гидроксид-ионов будет равна концентрации сильного однокислотного
основания:
с(ОН–) = 0,001 моль/л. Откуда
рОН = –lg 0,001 = –lg 10–3 = –(–3) = 3,
рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11.
Пример 3. Предполагая, что диссоциация серной кислоты как сильного электролита
проходит по первой ступени, рассчитайте рН раствора кислоты концентрации 0,123
моль/л.
Решение
Откуда
рН = –lg 0,123 = –lg (1,23•10–1) = –lg 1,23 +(–lg 10–1) =
–0,0899 + [–(–1)] = –0,0899 + 1 = 0,91.
Пример 4. Раствор соляной кислоты имеет рН = 3. Рассчитайте концентрацию ионов
водорода в этом растворе.
Решение
–lgс(Н+) = 3. Следовательно, с(Н+) = 10–3 = 0,001 моль/л.
Пример 5. Раствор соляной кислоты имеет рН = 3,21. Рассчитайте концентрацию
ионов в этом растворе и концентрацию кислоты.
Решение
–lgс(Н+) = 3,21, значит, с(Н+) = 10–3,21 = 0,00062 моль/л.
Концентрация сильной соляной кислоты равна концентрации ионов водорода.
Заметьте, мы условно говорим о концентрации соляной кислоты НСl, ведь в растворе
нет молекул НСl, а только ионы водорода и хлорид-ионы.
Пример 6. Раствор гидроксида натрия имеет рН = 12,4. Рассчитайте концентрацию
гидроксид-ионов, ионов водорода и концентрацию гидроксида натрия в этом растворе.
Решение
–lgс(Н+) = 12,4.
с(Н+) = 10–12,4 = 10–13•100,6 = 3,98•10–13 моль/л.
Далее, рОН = 14 – рН = 14 – 12,4 = 1,6.
Следовательно,с(ОН–) = 10–1,6 = 0,025 моль/л. Концентрация сильного электролита
гидроксида натрия равна концентрации гидроксид-ионов.
Заметьте, мы условно говорим о концентрации гидроксида натрия, ведь в растворе нет
молекул этого вещества, а только ионы натрия и гидроксид-ионы.
5.Вопросы и задания для систематизации и обобщения понятий темы.
Определения кислот и оснований вы знаете. Кислота – вещество, содержащее водород
и диссоциирующее в воде с образованием ионов водорода (гидроксония). По числу
отщепляющихся ионов водорода кислоты бывают одноосновные, двухосновные и
трехосновные.
Основаниями называют вещества, содержащие гидроксильную группу и способные
диссоциировать в воде с образованием гидроксид-ионов. Растворимые основания
называют щелочами. Основания, диссоциирующие с образованием одного, двух и трех
гидроксид-ионов из одной «молекулы», называют однокислотными,
двухкислотными и трехкислотными.
Способность вещества реагировать как кислота или как основание не является
свойством, присущим конкретно данному веществу, т. к. нередко в одних реакциях
вещество ведет себя как кислота, в других – как основание (амфотерность). В
кислотно-основных реакциях одно вещество играет роль кислоты по отношению ко
второму веществу – основанию. В других реакциях роли основания и кислоты
изменяются.
Было предпринято много попыток дать определения кислоты и основания, которые бы
позволяли раз и навсегда относить данное вещество или к классу кислот, или к классу
оснований. Наиболее успешной оказалась такая попытка (1923) датского
физикохимикаЙ.Н.Бренстеда: кислоты – это вещества, отдающие в реакциях ионы
водорода, а основания – вещества, присоединяющие ионы водорода (протоны).
Кислотами и основаниями могут считаться и нейтральные молекулы, и ионы. Кислота
и основание сопряжены друг с другом – сопряженные кислота и основание.
Например, в уравнении реакции диссоциации серной кислоты
H2SO4 + H2O =
+ H3O+
и в уравнении обратной реакции
+ H3O+ = H2SO4 + H2O
кислотами являются H2SO4 и H3O+, а основаниями – H2O и
.
Если вещество реагирует как кислота, то в системе обязательно присутствует
сопряженное с ней основание, и наоборот.
По Бренстеду, реакция нейтрализции кислоты и основания – это реакция не
нейтрализации, а получения новой кислоты и нового основания.
Еще более удивительно трактование состава некоторых кристаллических веществ.
Например, в кристаллической решетке хлорида аммония NH4Cl в узлах
кристаллической решетки содержатся ионы
– кислоты и ионы Сl– – основания. В
солях все катионы – кислоты и все анионы – основания.
ОтечественныйфизикохимикМ.И.Усановичввел еще более удивительные для нас и
еще более общие определения понятий кислоты и основания: кислота – это вещество,
способное отдавать катионы и присоединять анионы, основание – это вещество,
способное отдавать анионы и присоединять катионы. В частном случае, когда
катионом является ион водорода, мы приходим к определениям Брёнстеда.
Мы привели определения кислот и оснований по Брёнстеду и Усановичу не для того,
чтобы вы их запоминали, а чтобы увидели, как поразительно меняется содержание
определения понятия в зависимости от используемой научной теории.
Существуют различные методы определения концентрации ионов водорода и рН
раствора. Один из простейших основан на использовании кислотно-основных
индикаторов. В качестве индикаторов используют некоторые органические кислоты и
основания, которые резко меняют свою окраску при изменении рН раствора.
Так, индикатор фенолфталеин, состоящий из трех бензольных колец, присоединенных
к атому углерода, и еще одного пятичленного кольца с атомом кислорода,
представляет собой слабую кислоту, не обладающую цветом в слабоосновной и
кислотной средах при рН < 8,1. В более осно'вной среде при рН > 9,6 у атома
кислорода пятичленного кольца молекулы фенолфталеина связь разрушается и
образуется группа –СОО–, при этом окраска индикатора становится красно-малиновой.
В некотором промежутке значений рН в растворе обе формы молекулы индикатора
находятся в равновесии, вследствие чего окраска раствора промежуточная. Область
значений рН, в которой совершается переход одной формы индикатора в другую и
отмечается изменение его окраски, – это интервал рН перехода окраски индикатора,
или, как говорят, интервал перехода индикатора. Обычно подбирают индикатор по
возможности с более узким интервалом перехода.
Ниже приведены наиболее употребляемые индикаторы, их окраска в кислотной и
основной средах и интервалы перехода.
Примечание. Индикатор фенолфталеин можно купить в аптеке, его продают как
слабительное средство (пурген).
6.Закрепление новых знаний.
Для определения рН самых разнообразных водных растворов (природные воды, кровь,
желудочный сок, молоко, технологические растворы, сточные воды и тому подобные)
в настоящее время используют электронные приборы – рН-метры. В исследуемую
жидкость помещается стеклянный электрод, заряд которого зависит от среды раствора.
Прибор определяет заряд электрода и показывает рН изучаемого раствора.
Раньше пользовались набором индикаторов или универсальным индикатором, окраска
которого непрерывно менялась по мере изменения среды раствора. В вашей школьной
лаборатории, возможно, нет рН-метров, поэтому посмотрим, как следует пользоваться
набором индикаторов.
Пример. Метод определения рН раствора с помощью индикаторов заключается в
последовательном фиксировании изменения окраски нескольких индикаторов в
отдельных пробах раствора. Испытание следует начинать с индикатора, имеющего
интервал перехода окраски в нейтральной среде. Предположим, что при добавлении
нескольких капель лакмуса к 2–3 мл исследуемого раствора последний окрасился в
синий цвет. Это значит, что рН раствора больше или равен 8, т. е. рН 8. Затем следует
испытать новую порцию раствора фенолфталеином. Если фенолфталеин принимает в
растворе малиновую окраску, значит, рН 9,8. Далее берут индикатор, имеющий
интервал перехода в еще более сильной щелочной среде. Пусть индикатор
индигокармин показал синюю окраску, следовательно, рН 11,6. Сопоставив
результаты двух последних измерений: рН 9,8 и рН 11,6, делаем выводы, что рН
исследуемого раствора находится в интервале 9,8 рН 11,6.
В качестве индикаторов можно использовать соки растений, их плодов и цветов.
Далее в таблице приведена их окраска в натуральном виде и в кислотной и щелочной
средах.
Растение
Окраска
обычная
Гортензия
Фуксия
Бледнофиолетовая
Фиолетовая
Ноготки
Роза
Настурция
Оранжевая
Розовая
Оранжевая
Ежевика
Черная
смородина
Черника
Черная
Темно-красная
Земляника
Kрасная
Темно-красная
в кислотной
среде
Розовая
в щелочной
среде
Желтая
Kрасная
Оранжевожелтая
Оранжевая
Желтая
Желтая
Оранжевая
Розовая
Оранжевокрасная
Kрасная
Kрасная
Kровавокрасная
Kрасная
Зеленая
Зеленая
Изумруднозеленая
Зеленоватожелтая
7.Задание для самостоятельного решения:
А). Сок какого растения наиболее удобен в качестве кислотно-основного индикатора?
В). Сок какого цветка невозможно использовать в качестве индикатора?
С). Как доказать, что при изменении среды раствора индикатор изменяет цвет, а не
реагирует с образованием прочных химических соединений с ионами водорода и
гидроксид-ионами?
8.Подведение итогов урока.
9. Рефлексия.
10.Домашнее задание.
1. В 1 л 10–4М раствора уксусной кислоты содержится 6,26•1019 ее молекул и
ионов. Определить степень диссоциации кислоты в этом растворе.
Ответ. 3,99%.
2. 100 мл 0,01М раствора азотистой кислоты содержит 6,15•1020 растворенных
частиц. Определить степень диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.
Ответ. 2,16%.
3. В 100 мл 0,1М раствора муравьиной кислоты содержится 6,82•1021
недиссоциированных молекул и ионов. Вычислить степень диссоциации кислоты
в этом растворе.
Ответ. 13,3%.
4. При растворении слабого бинарного электролита (количество вещества 0,25
моль) на ионы распалось 0,02 моль. Чему равна степень диссоциации электролита
в этом растворе?
Ответ. 8%.
5. Найти степень диссоциации:
а) в 0,1М растворе уксусной кислоты, если константа диссоциации равна
1,75•10–5;
б) в 0,001М растворе хлорноватистой кислоты, если константа диссоциации равна
5•10–8;
в) в 0,05М растворе циановодородной кислоты, если константа диссоциации
равна 7,9•10–10.
Ответ. а) 1,32%; б) 0,71%; в) 0,0126%.
6. Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна
1,1•10–7. Найти степень диссоциации сероводородной кислоты по этой ступени в
0,1М растворе.
Ответ. 0,105%.
7. Определить концентрацию гидроксид-ионов в 0,01М растворе гидроксида
аммония, если константа диссоциации равна 1,77•10–5.
Ответ. 0,42•10–3 моль/л.
8. Определить концентрацию протонов в 1М растворе муравьиной кислоты, если
константа диссоциации равна 1,77•10–4.
Ответ. 0,0133 моль/л.
9. Вычислить концентрацию протонов в 0,1М растворе фосфорной кислоты,
предполагая, что диссоциация происходит по первой ступени и константа
диссоциации равна 7,11•10–3.
Ответ. 2,66•10–2 моль/л.
10. В 1 л раствора хлорида бария содержится 2,64 моль ионов бария и хлора.
Рассчитать молярную концентрацию хлорида бария в растворе, если степень
диссоциации равна 88%.
Дано:
V(р-ра) = 1 л,
(Ba2+) + (Cl–) = 2,64 моль,
= 88%, или 0,88.
Найти:
с(BaCl2).
Решение
BaCl2 Ba2+ + 2Cl–,
(Ba2+) = 2,64/3 = 0,88 моль,
(Cl–) = 2 (Ba2+) = 1,76 моль.
Найдем количество вещества BaCl2, распавшегося на ионы:
(BaСl2) = (Ba2+) = 0,88 моль.
Составим пропорцию и найдем общее количество вещества х моль BaСl2 в растворе:
0,88 моль – 88%,
х моль – 100%.
Отсюда x = 1 моль.
с(BaСl2) = /V = 1 моль/1 л = 1 моль/л.
Ответ. 1 моль/л.
11. В 1 л раствора содержится 1 моль хлорида кальция, степень диссоциации
которого составляет 75%. Какая масса электролита диссоциировала на ионы?
Ответ. 83,25 г.
12. В 1 л водного раствора ортофосфата натрия с концентрацией 0,3 моль/л
содержится 0,27 моль ионов натрия. Рассчитать степень диссоциации соли.
Ответ. 30%.
13. Рассчитать количество вещества катионов (в моль) в 1430 г 10%-го раствора
гидроксида натрия, если степень диссоциации составляет 90%.
Ответ. 3,2175 моль.
14. 41,6 г хлорида бария растворили в воде. В полученном растворе содержится
0,35 моль хлорид-ионов. Рассчитать степень диссоциации хлорида бария.
Ответ. 87,5%.
Посмотреть учебные видеофильмы на английском языке
11.Л и т е р а т у р а