Студопедия
Контакти
 


Тлумачний словник

Реклама: Настойка восковой моли




Авто | Автоматизація | Архітектура | Астрономія | Аудит | Біологія | Будівництво | Бухгалтерія | Винахідництво | Виробництво | Військова справа | Генетика | Географія | Геологія | Господарство | Держава | Дім | Екологія | Економетрика | Економіка | Електроніка | Журналістика та ЗМІ | Зв'язок | Іноземні мови | Інформатика | Історія | Комп'ютери | Креслення | Кулінарія | Культура | Лексикологія | Література | Логіка | Маркетинг | Математика | Машинобудування | Медицина | Менеджмент | Метали і Зварювання | Механіка | Мистецтво | Музика | Населення | Освіта | Охорона безпеки життя | Охорона Праці | Педагогіка | Політика | Право | Програмування | Промисловість | Психологія | Радіо | Регилия | Соціологія | Спорт | Стандартизація | Технології | Торгівля | Туризм | Фізика | Фізіологія | Філософія | Фінанси | Хімія | Юриспунденкция

Приклади розв’язку типових задач

Приклад 1. Розрахуйте ступінь дисоціації і рН розчину фенолу концентрації 1,5·10-4 М за температури 298 К, якщо його константа дисоціації дорівнює Кс=1.01·10-10.

Розв'язок. Фенол (С6Н5ОН) дисоціює з утворенням одного катіону Н+ і одного аніону С6Н5О-:

С6Н5ОН = Н+ + С6Н5О-

(1-α)с αс αс

Для електроліту типу 1-1 константу рівноваги можна записати у вигляді рівняння:

Розв'язок цього квадратного рівняння дає значення ступеня дисоціації α=8.19·10-4. Концентрація іону водню дорівнює:

[H+]= αс = 8,19·10-4·1.5·10-4 = 1,23·10-7.

звідки: рН = - lg[Н+] = - lg1,23·10-7 = 6,91.

 

Приклад 2. Питома електропровідність розчину пропіонової кислоти С2Н5СООН концентрацією χ = 0.135 моль/л дорівнює 4.79·10-4 Ом-1·см-1. Розрахуйте еквівалентну електропровідність розчину, константу дисоціації кислоти і рН розчину, якщо рухливості Н+ і С2Н5СОО¯ за нескінченого розбавлення дорівнюють 349.8 Ом-1·см2 моль-1 і 37.2 Ом-1·см2 моль-1 відповідно.

Розв’язок. Еквівалентна електропровідність розчину кислоти дорівнює:

λ = χ·1000/С = 4.79·10-4·1000/0.135 = 3.55 Ом-1·см2 моль-1.

Пропіонова кислота відноситься до електролітів типу 1-1 і дисоціює за схемою: С2Н5СООН = С2Н5СОО¯ + Н+

Константа дисоціації кислоти має вигляд:

К =

Ступінь дисоціації α можна розрахувати за відомими значеннями еквівалентних електропровідностей розчину електроліту даної концентрації і за нескінченного розбавлення:

α = λ/λ0

=349.8 + 37.2 = 387

α = 3.55/387 =0.0092

К = = = 1.15·10-5 моль/л

Концентрація іонів водню дорівнює:

[H+] =αc =1.24.10-3 моль/л.

pH = -lg[H+] = 2.91.

 

Приклад 3. За температури 250С рухливості катіону водню і аніону гідроксилу дорівнюють 3.4982·10-2 м2·ом-1·моль-1 і 1.98·10-2 м2·ом-1·моль-1 відповідно. Розрахуйте молярну електропровідність (λ) і іонний добуток води (Kw), якщо питома електропровідність води дорівнює χ = 5,7·10-6 Ом-1м-1.

Розв’язок. За законом Кольрауша еквівалентна електропровідність електроліту за нескінченного розбавлення дорівнює сумі рухливостей іонів:



Интернет реклама УБС

= 3.4982·10-2 + 1.98·10-2 = 5.4782·10-2Ом-1 ·м2·моль-1

Молярна концентрація води дорівнює (густина води ρ = 999.87 кг·м-3, молярна маса води М = 18·10-3кг·моль-1):

с= = 55548 моль·м-3

Еквівалентна електропровідність води буде дорівнювати:

λ = χ/с = 5.7·10-6/55548 = 1.026·10-10м2·ом-1·моль-1

Ступінь дисоціації води по відомих значеннях λ і λ0 дорівнює:

α= λ/ λ0 = 1.026·10-10/5.4782·10-2 = 1.8729·10-9

При дисоціації води утворюються іони Н+ і ОН- Концентрації яких:

+]=[ОН-]= αс = 1.8729·10-9·55.548 = 1.04·10-7 моль/л

Іонний добуток води дорівнює добутку концентрацій іонів:

Kw = [Н+]·[ОН-]= (1.04·10-7)2 = 1.0816·10-14.

Приклад 4. Розрахуйте іонну силу розчину, який містить 0.0015 моль H2SO4 i 0.0025 моль Na2SO4 на 1000 г води.

Розв’язок. Іонну силу розраховуємо за рівнянням І = 0.5

де mі – моляльність і-го іону, zі – заряд і-го іону. Приймаючи до уваги, що розчин містить 1000 г розчинника, число молів кожного компоненту дорівнює його моляльності в розчині. Тоді іонна сила розчину дорівнює:

І = 0.5( ) =

= 0.5 ( 2·0.0015·12 + 0.0015·22 + 2·0.0025·12 + 0.0025·22) = 0.012

 

Приклад 5. Для окисно-відновної реакції, що протікає в гальванічному елементі (Mn(OH)2(тв)+H2O2(рід)→MnO2(тв)+2H2O(рід)) зміна ізобарно-ізотермічного потенціалу становить ΔrG0=-190400 Дж. Чому дорівнює стандартна ЕРС елементу?

Розв’язок.ΔrG0 = - nFЕ0, де n – число електронів, що приймають участь в елементарному акті окисно-відновної реакції (n = 2); F – число Фарадея (F = 96480 Кл/моль).

Е0 = 0.987 В.

Приклад. 6 Складіть схему гальванічного елементу, в якому відбувається реакція Ag+ + Br¯ = AgBr. Розрахуйте стандартну ЕРС елементу за температури 250С, стандартну зміну енергії Гіббса ΔG0, константу рівноваги реакції і розчинність AgBr у воді.

Розв’язок.Схема елементу має вигляд:

Ag | AgBr | Br¯|| Ag+| Ag

На правому електроді відбувається реакція:

Ag+ + е = Ag. Е0пр. = 0.799 B;

На лівому електроді:

AgBr + e = Ag + Br¯ Е0лів. = 0.071B.

При роботі елементу реакція на правому електроді, що має більш позитивний потенціал, протікає у напрямку відновлення, а на лівому – відбувається процес окиснення. Тому загальна реакція, що відбувається у цьому гальванічному елементі, дорівнює алгебраїчній сумі елементарних реакцій на електродах і має вигляд:

Ag+ + Br¯ =AgBr

Стандартна електрорушійна сила елементу дорівнює різниці стандартних потенціалів електродів:

Е0 = Е0пр -Е0лів. = 0.799 – 0.071 = 0.728 В

ΔG0 = -nFE0 = - 1·96485·0.728 = - 70240 Дж/моль.

К = = 2.024·1012

Константарівноваги реакції Ag+ + Br¯ =AgBr.:

К =

AgBr – чиста конденсована (тверда) сполука, активність якої дорівнює одиниці. Тому:

=1/К =

Розчинність AgBr. є дуже малою і середньо-іонний коефіцієнт ( ) можна прийняти рівним одиниці. Тоді розчинність AgBr дорівнює:

= 7.029·10-7 моль/кг

 

Приклад 7. Температурна залежність стандартної електрорушійної сили свинцевого акумулятора має вигляд: Е0 = 2.1191 + 1.62·10-4 t+ 8.5·10-7 t2 . Розрахуйте ΔG0, ΔS0, ΔH0 Cp за t=250С для реакції, що відбувається в акумуляторі у процесі його розрядки:

Pb(тв) + PbO2(тв) + 2H2SO4(рід) → 2PbSO4(тв) + 2H2O(рід) .

Розв’язок. ΔG0=-nFE0, де n – число електронів, що приймають участь в елементарному окисно-відновному акті (n=2), F = 96480 Кл/моль – число Фарадея, Е – стандартна електрорушійна сила.

ΔG0 = -2·96480·(2.1191 + 1.62·10-4 25+ 8.5·10-7 252) = - 409786 Дж

Зміна ентропії може бути визначена за рівнянням;

Значення теплового ефекту реакції можна розрахувати за рівнянням:

Дж/К

Приклад 8. У нескінченно розбавленому розчині еквівалентна рухливість катіону К+ становить = 7.352·10-3Ом-1·м2·моль-1.Чому дорівнює швидкість руху К+ в електричному полі з градієнтом напруги Н=152 В/м?

Розв’язок.Швидкість руху іону в електричному полі (V) можна визначити як добуток абсолютної рухливості (К+) і напруженості електричного поля (градієнта напруги) - Н Абсолютну рухливістьіону розраховуємо за формулою:

К+ = /F

де F = 96480 Кл/моль– число Фарадея.

К+ =7.352·10-3/96480 = 7.620·10-8 м2/(В с)

За відомим значенням абсолютної рухливості визначаємо швидкість руху іону в електричному полі:

V+ = K+·H = 7.620·10-8·152 = 1.16·10-5 м/с

 

Приклад 9.Розрахуйте теплоту дисоціації (ΔНдис) і загальну теплоту нейтралізації (ΔНнейтр) мурашиної кислоти за температури 298К у розбавленому водному розчині лугу, якщо температурна залежність константи дисоціації кислоти підпорядковується рівнянню:

.

Теплота нейтралізації кислоти дорівнює ΔНнейтр. = -55.94 кДж/моль.

Розв’язок.Теплоту дисоціації можна розрахувати, використовуючи рівняння ізобари:

, звідки

Теплота дисоціації дорівнює:

ΔНдис = -0.035 RT2 + 3092.6R = -129.2 Дж/моль

Термохімічне рівняння нейтралізації мурашиної кислоти має вигляд:

НСООН + ОН- = НСОО- + Н2О + ΔН

Це рівняння можна розглядати як алгебраїчну суму рівнянь двох реакцій:

реакції дисоціації НСООН = НСОО- + Н+ + ΔНдис.

реакції нейтралізації Н+ + ОН- + Н2О + ΔНнейтр.

Звідки загально теплота нейтралізації мурашиної кислоти в розбавленому розчині буде дорівнювати:

ΔН = ΔНдис + ΔНнейтр. = -56069 Дж/моль

 

Приклад 10. За даними про стандартні електродні потенціали цезію і кадмію розрахуйте за температури 298 К ЕРС елементу, складеного з електродів:

Cs | Cs+ ( = 0.03) i Cd | Cd2+ ( = 0.05).

Розв’язок.Розрахуємо ЕРС елементу як різницю потенціалів електродів. Значення стандартних електродних потенціалів знаходимо у довіднику:

= -2.923 В; = - 0.403 В. Потенціал кадмієвого електроду більш позитивний, ніж цезієвий, тому віднімаємо від значення електродного потенціалу кадмієвого електроду значення потенціалу цезієвого:

Е = - = - +

Е = (-0.403) – (-2.923) + = 2.527 В.

 

Приклад 11. За значеннями стандартних електродних потенціалів для реакції

Zn + H2SO4(розч.) = ZnSO4(розч.) + Н2

вкажіть напрямок протікання реакції за стандартних умов і наведіть схему відповідного електрохімічного елементу.

Розв’язок. Загальна окисно-відновна реакція, яка протікає у гальванічному елементі, може бути представлена як дві елементарні окисно-відновні реакції, що відбуваються на електродах:

І) 2Н+ + 2е = Н2

ІІ) Zn2+ + 2e = Zn

Стандартні електродні потенціали, що відповідають наведеним електродним реакціям дорівнюють: ЕІ = 0, ЕІІ = -0763 В. ЕІ >ЕІІ, тому від рівняння (І) необхідно відняти рівняння (ІІ) (у цьому випадку ЕРС>0). Тоді загальна реакція, що буде відбуватися у цьому гальванічному елементі, може бути записана:

+ + Zn = Н2 + Zn2+

Схему гальванічного елементу записуємо таким чином, щоби справа знаходився більш позитивний (водневий), а зліва – більш негативний (цинковий) електроди:

Zn | ZnSo4 || H2SO4 | H2 | Pt

 

Приклад 12. Розрахуйте потенціал хлорного електроду і ЕРС газового елементу

Pt | H2 | HCl | Cl2 | Pt

за температури 298К , якщо тиск водню у водневому електроді дорівнює 1 атм, а хлору у хлорному електроді – 2 атм. Моляльність НСІ дорівнює 0.2, а середньо-іонний коефіцієнт активності =0.796. Стандартні електродні потенціали електродів дорівнюють: = 1.360 В; = 0 В.

Розв’язок. Потенціал хлорного електроду, на якому відбувається окисно-відновна реакція 0.5Cl2 + е = Cl,- розраховуємо за рівнянням Нернста-Тюріна:

= 1.434 В.

На водневому електроді відбувається реакція (процес відновлення):

Н+ + е = 0.5Н2

Потенціал водневого електроду може бути розрахований за рівнянням:

= - 0.047 В.

Електрорушійна сила елементу дорівнює різниці потенціалів правого і лівого електродів:

= 1.434 – (-0.047) = 1.481 В.

 

Приклад 13. Розрахуйте ступінь дисоціації води за температури 298К, якщо її питома електропровідність становить χ = 6.33·10-8 Ом-1·см-1. Рухливості іонів Н+ і ОН- за нескінченого розбавлення становлять λ+ =349.8 Ом-1·моль-1·см2, λ-=198.3 Ом-1·моль-1·см2.Густину води прийняти рівною ρ = 1 г/см3.

Розв’язок. Ступінь дисоціації можна визначити, скориставшись рівнянням:

α =λ/λ0

де λ – еквівалентна електропровідність розчину електроліту концентрації "с", а λ0 – його еквівалентна електропровідність у нескінченно розбавленому розчині.

λ = χ/с.

Кількість молів води в 1 літрі (концентрація) становить:

с= = 55.56 моль/л = 55.56·10-3 моль/см3.

Тоді еквівалентна електропровідність буде дорівнювати:

λ = χ/с = 6.33·10-8/ 55.56·10-3 = 1.139·10-6 Ом-1·моль-1·см2.

Еквівалентна електропровідність за нескінченного розбавлення за законом Кольрауша дорівнює сумі рухливостей іонів за нескінченного розбавлення:

λ0 = λ+ + λ- = 349.8 + 198.3 = 548.1 Ом-1·моль-1·см2.

Ступінь дисоціації дорівнює:

α =λ/λ0 = 1.139·10-6/548.1 = 2.08·10-9.

 

Приклад 14.Розрахуйте константу рівноваги реакції Zn+Cd2+=Zn2++Cd двома способами: а) з використанням термодинамічних даних про реагенти ( ); б) за відомими значеннями електродних потенціалів: . Реакція відбувається за температури 298К.

Розв’язок.а) Константа рівноваги реакції може бути розрахована за рівнянням . Зміну енергії Гіббса реакції можна визначити як різницю відповідних кінцевих і вихідних значень енергій Гіббса реагентів.

Враховуючи, що стандартні зміни енергії Гіббса чистих конденсованих речовин дорівнюють нулеві ( 0), то = - = -147.30 – (-77.794) =-69.506 кДж/моль = -69560 Дж/моль. Константа рівноваги дорівнює:

К = ехр = 1.527·1012 .

б) За відомими значеннями стандартних потенціалів електродів гальванічного елементу, в якому відбувається дана окисно-відновна реакція,

Zn | Zn2+ ||Cd2+ | Cd

константа рівноваги може бути визначена за формулою:

К = ехр

Стандартну електрорушійну силу можна визначити як різницю стандартних потенціалів правого і лівого електродів:

Е0 = - 0.403 – (- 0.763) = 0.360 В.

Число електронів, що приймають участь в елементарній окисно-відновній реакції n = 2. Тоді константа дорівнює:

К =ехр = 1.522·1012

Розбіжність двох методів визначення константи рівноваги реакції не перевищує 0.25%.

 

Приклад 15. Розрахуйте корисну роботу окисно-відновної реакції за температури 298К, що відбувається в гальванічному елементі

Ag | AgCl | Cl- | Cl2, Pt,

якщо тиск хлору у хлорному електроді дорівнює 1 атм, а активність іону хлору дорівнює = 1.

Загрузка...



<== попередня сторінка | наступна сторінка ==>
Основні поняття, рівняння і символи | Розв’язок.

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:


 

© studopedia.com.ua При використанні або копіюванні матеріалів пряме посилання на сайт обов'язкове.


Генерація сторінки за: 0.006 сек.