Domande per l'autocontrollo. Introduzione alla chimica generale Esempi di soluzione di problemi

Cosa sono le soluzioni e quali caratteristiche hanno i composti chimici e le miscele meccaniche?

Cosa determina l'effetto termico della dissoluzione?

Cos’è la solubilità e da cosa dipende?

Come si chiama la concentrazione di una soluzione? Definire percentuale, concentrazione molare, equivalente molare, concentrazione molare e frazione molare.

Definire la legge di Raoult.

Quali sono le conseguenze della legge di Raoult?

Cosa sono le costanti del solvente crioscopiche ed ebullioscopiche?

Letteratura.

Korovin N.V. Chimica generale.- M.: Superiore. scuola, 2002. Cap. 8, § 8.1.

Glinka N.L. Chimica generale - M.: Integral-Press, 2002, cap. 7,

1.6. Esempi di risoluzione dei problemi

Esempio 1. Quando 10 g di nitrato di potassio (KNO 3) furono sciolti in 240 g di acqua, la temperatura della soluzione diminuì di 3,4 gradi. Determinare il calore della soluzione del sale. La capacità termica specifica (sp) della soluzione è 4,18 J/g. A.

Soluzione:

1. Trova la massa della soluzione risultante (m):

m = 10 + 240 = 250 (g).

2. Determiniamo la quantità di calore assorbita dalla soluzione:

Q = m. Tribunale. T

Q = 250. 4.18. (-3,4) = - 3556,4 J = - 3,56 kJ.

3. Calcoliamo la quantità di calore assorbita quando si scioglie una mole di KNO 3, cioè il suo calore di dissoluzione (la massa molare di KNO 3 è 101 g/mol):

quando si sciolgono 10 g di sale vengono assorbiti 3,56 kJ

quando si sciolgono 101 g di sale --------- x,

x = = 35,96 kJ

Risposta: il calore della soluzione di KNO 3 è 35,96 kJ/mol.

Soluzione:

1. Trova la quantità in peso di acido solforico contenuta in 1 litro di soluzione al 17,5%:

a) trovare la massa di un litro (1000 ml) di soluzione:

m =  . V = 1,12 . 1000 = 1120 grammi;

b) trovare la quantità in peso di acido solforico:

100 g di soluzione contengono 17,5 g di H 2 SO 4;

in 1120 g di soluzione - x,

2. Trova il titolo della soluzione; Per fare ciò è necessario dividere la quantità in peso di acido contenuta in un volume noto di soluzione per il volume di soluzione espresso in millilitri:

T = = 0,196 g/ml.

3. Trova la concentrazione molare della soluzione; Per fare ciò è necessario dividere la quantità in peso di acido contenuta in 1 litro di soluzione per la massa molare (MH 2 SO 4), 98 g/mol:

2mol/l.

4. Trova la concentrazione molare della soluzione equivalente; Per fare ciò è necessario dividere il peso dell'acido contenuto in 1 litro di soluzione (196 g) per la massa equivalente (EH 2 SO 4).

La massa equivalente di H 2 SO 4 è uguale alla sua massa molare divisa per il numero di atomi di idrogeno:

Pertanto, C eq = = 4 mol equiv/l.

La concentrazione molare equivalente può anche essere calcolata utilizzando la formula

.

5.Calcola la molalità della soluzione; Per fare ciò è necessario trovare il numero di moli di acido contenute in 1000 g di solvente (acqua).

Dai calcoli precedenti (vedi punto 3) è noto che 1120 g (1 l) di soluzione contengono 196 g ovvero 2 moli di H2SO4, quindi acqua in tale soluzione:

1120 - 196 = 924 g.

Facciamo una proporzione:

per 924 g di acqua ci sono 2 moli di H 2 SO 4

per 1000 g di acqua - x.

Con m = x = = 2,16 mol/1000 g di acqua.

Risposta: T = 0,196 g/ml; = 2 mol/l; C eq = 4 mol equiv/l;

Con m = 2,16 mol/1000 g di acqua.

Esempio 3. Quanti millilitri di una soluzione al 96% di H 2 SO 4 ( = 1,84 g/cm 3) saranno necessari per preparare 1 litro della sua soluzione con una concentrazione equivalente molare di 0,5?

Soluzione.

1. Calcoliamo la quantità in peso di H 2 SO 4 necessaria per preparare 1 litro di soluzione con una concentrazione equivalente molare di 0,5 (l'equivalente di acido solforico è 49 g):

1000 ml di soluzione 0,5 N ne contengono 49. 0,5 = 24,5 gH2SO4.

2. Determinare la quantità in peso della soluzione originale (96%) contenente 24,5 g di H 2 SO 4:

100 g di soluzione contengono 96 g di H 2 SO 4,

in x g di soluzione - 24,5 g di H 2 SO 4.

x = = 25,52 grammi

3. Trovare il volume richiesto della soluzione originale dividendo la quantità in peso della soluzione per la sua densità ():

V = = 13,87 ml.

Risposta: per preparare 1 litro di soluzione di acido solforico con una concentrazione molare equivalente di 0,5 sono necessari 13,87 ml di una soluzione al 96% di H 2 SO 4.

Esempio 4. Nel radiatore dell'auto è stata versata una soluzione preparata con 2 kg (m) di alcol etilico e 8 kg (g) di acqua. Calcolare il punto di congelamento della soluzione. La costante dell'acqua crioscopica Kk è 1,86.

Soluzione.

1. Trova la diminuzione della temperatura di congelamento della soluzione utilizzando un corollario della legge di Raoult:

т з = K к С m = K ê .

La massa molare di C 2 H 5 OH è 46 g/mol, quindi,

Т з = 1,86 = 10,1 о С.

2. Trova la temperatura di congelamento della soluzione:

T s = 0 - 10,1 = - 10,1 oC.

Risposta: la soluzione congela ad una temperatura di -10,1 o C.

Vengono chiamate le proprietà delle soluzioni diluite che dipendono solo dalla quantità di soluto non volatile proprietà colligative. Questi includono una diminuzione della pressione di vapore del solvente sopra la soluzione, un aumento del punto di ebollizione e una diminuzione del punto di congelamento della soluzione, nonché la pressione osmotica.

Diminuendo il punto di congelamento e aumentando il punto di ebollizione di una soluzione rispetto a un solvente puro:

T vice = = K A. M 2 ,

T kip. = = K E. M 2 .

Dove M 2 – molalità della soluzione, K K e K E – costanti del solvente crioscopico ed ebullioscopico, X 2 – frazione molare del soluto, H per favore E H spagnolo – entalpia di fusione ed evaporazione del solvente, T per favore E T kip. – punti di fusione e di ebollizione del solvente, M 1 – massa molare del solvente.

La pressione osmotica nelle soluzioni diluite può essere calcolata utilizzando l'equazione

Dove X 2 è la frazione molare del soluto ed è il volume molare del solvente. In soluzioni molto diluite questa equazione diventa non l'equazione di Van Hoff:

Dove C– molarità della soluzione.

Le equazioni che descrivono le proprietà colligative dei non elettroliti possono essere applicate anche per descrivere le proprietà delle soluzioni elettrolitiche introducendo il fattore di correzione di Van't Hoff io, Per esempio:

= iCRT O T vice = iK A. M 2 .

Il coefficiente isotonico è legato al grado di dissociazione degli elettroliti:

io = 1 + ( – 1),

dove è il numero di ioni formati durante la dissociazione di una molecola.

Solubilità di un solido in una soluzione ideale a temperatura T descritto Equazione di Schroeder:

,

Dove X– frazione molare di soluto in soluzione, T per favore – temperatura di fusione e H per favore – entalpia di fusione del soluto.

ESEMPI

Esempio 8-1. Calcolare la solubilità del bismuto nel cadmio a 150 e 200 o C. L'entalpia di fusione del bismuto alla temperatura di fusione (273 o C) è 10,5 kJ. mol –1. Supponiamo che si formi una soluzione ideale e che l'entalpia di fusione non dipenda dalla temperatura.

Soluzione. Usiamo la formula .

A 150°C , Dove X = 0.510

A 200°C , Dove X = 0.700

La solubilità aumenta con la temperatura, caratteristica di un processo endotermico.

Esempio 8-2. Una soluzione di 20 g di emoglobina in 1 litro d'acqua ha una pressione osmotica di 7,52 ± 10 –3 atm a 25 o C. Determinare la massa molare dell'emoglobina.

65 chilogrammi. mol –1.

COMPITI

1. Calcolare il lavoro osmotico minimo compiuto dai reni per espellere l'urea a 36,6 o C, se la concentrazione di urea nel plasma è 0,005 mol. l –1 e nelle urine 0,333 mol. l –1.
2. 10 g di polistirolo vengono sciolti in 1 litro di benzene. L'altezza della colonna della soluzione (densità 0,88 g cm–3) nell'osmometro a 25 o C è 11,6 cm Calcolare la massa molare del polistirolo.
3. La proteina dell'albumina sierica umana ha una massa molare di 69 kg. mol –1. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione di 2 g di proteine ​​in 100 cm 3 di acqua a 25 o C in Pa e in mm della colonna della soluzione. Supponiamo che la densità della soluzione sia 1,0 g cm–3.
4. A 30°C, la tensione di vapore di una soluzione acquosa di saccarosio è 31,207 mm Hg. Arte. La pressione del vapore dell'acqua pura a 30°C è 31,824 mm Hg. Arte. La densità della soluzione è 0,99564 g cm–3. Qual è la pressione osmotica di questa soluzione?
5. Il plasma sanguigno umano si congela a -0,56 o C. Qual è la sua pressione osmotica a 37 o C, misurata utilizzando una membrana permeabile solo all'acqua?
6. *La massa molare dell'enzima è stata determinata sciogliendolo in acqua e misurando l'altezza della colonna di soluzione in un osmometro a 20 oC, quindi estrapolando i dati alla concentrazione zero. Sono stati ricevuti i seguenti dati:

C,mg. cm –3
H, cm

7. La massa molare di un lipide è determinata dall'aumento del punto di ebollizione. Il lipide può essere sciolto in metanolo o cloroformio. Il punto di ebollizione del metanolo è 64,7 o C, il calore di evaporazione è 262,8 cal. g –1 . Il punto di ebollizione del cloroformio è 61,5 o C, il calore di evaporazione è 59,0 cal. g –1 . Calcolare le costanti ebullioscopiche di metanolo e cloroformio. Quale solvente è meglio utilizzare per determinare la massa molare con la massima precisione?
8. Calcolare il punto di congelamento di una soluzione acquosa contenente 50,0 g di glicole etilenico in 500 g di acqua.
9. Una soluzione contenente 0,217 g di zolfo e 19,18 g di CS 2 bolle a 319,304 K. Il punto di ebollizione del CS 2 puro è 319,2 K. La costante ebullioscopica di CS 2 è 2,37 K. kg. mol –1. Quanti atomi di zolfo ci sono in una molecola di zolfo disciolta in CS 2?
10. 68,4 g di saccarosio sciolti in 1000 g di acqua. Calcolare: a) pressione di vapore, b) pressione osmotica, c) punto di congelamento, d) punto di ebollizione della soluzione. La tensione di vapore dell'acqua pura a 20°C è 2314,9 Pa. Le acque costanti crioscopiche ed ebullioscopiche sono 1,86 e 0,52 K. kg. mol –1 rispettivamente.
11. Una soluzione contenente 0,81 g di idrocarburo H(CH 2) nH e 190 g di bromuro di etile congela a 9,47 o C. Il punto di congelamento del bromuro di etile è 10,00 o C, la costante crioscopica è 12,5 K. kg. mol –1. Calcola n.
12. Quando 1,4511 g di acido dicloroacetico vengono sciolti in 56,87 g di tetracloruro di carbonio, il punto di ebollizione aumenta di 0,518 gradi. Punto di ebollizione CCl 4 76,75 o C, calore di evaporazione 46,5 cal. g –1 . Qual è la massa molare apparente dell'acido? Cosa spiega la discrepanza con la vera massa molare?
13. Una certa quantità di sostanza disciolta in 100 g di benzene abbassa il suo punto di congelamento di 1,28 o C. La stessa quantità di sostanza disciolta in 100 g di acqua abbassa il suo punto di congelamento di 1,395 o C. La sostanza ha una massa molare normale in benzene, e in acqua completamente dissociato. In quanti ioni si dissocia una sostanza in una soluzione acquosa? Le costanti crioscopiche per benzene e acqua sono 5,12 e 1,86 K. kg. mol –1.
14. Calcolare la solubilità ideale dell'antracene nel benzene a 25 o C in unità molali. L'entalpia di fusione dell'antracene al punto di fusione (217 oC) è 28,8 kJ. mol –1.
15. Calcolare la solubilità P-dibromobenzene in benzene a 20 e 40 oC, supponendo che si formi una soluzione ideale. Entalpia di fusione P-dibromobenzene al suo punto di fusione (86,9 oC) è 13,22 kJ. mol –1.
16. Calcolare la solubilità del naftalene nel benzene a 25 oC, assumendo che si formi una soluzione ideale. L'entalpia di fusione della naftalene alla sua temperatura di fusione (80,0 oC) è 19,29 kJ. mol –1.
17. Calcolare la solubilità dell'antracene nel toluene a 25 oC, assumendo che si formi una soluzione ideale. L'entalpia di fusione dell'antracene al punto di fusione (217 oC) è 28,8 kJ. mol –1.
18. Calcolare la temperatura alla quale il cadmio puro è in equilibrio con una soluzione Cd – Bi, la frazione molare di Cd in cui è 0,846. L'entalpia di fusione del cadmio al punto di fusione (321,1 o C) è 6,23 kJ. mol –1.

Problema 427.
Calcolare le frazioni molari di alcol e acqua in una soluzione al 96% (in peso) di alcol etilico.
Soluzione:
Frazione molare(N i) – il rapporto tra la quantità di sostanza disciolta (o solvente) e la somma delle quantità di tutte
sostanze in soluzione. In un sistema costituito da alcol e acqua, la frazione molare dell'acqua (N 1) è uguale a

E la frazione molare dell'alcol , dove n 1 è la quantità di alcol; n 2 - quantità di acqua.

Calcoliamo la massa di alcol e acqua contenuta in 1 litro di soluzione, a condizione che la loro densità sia uguale a una delle proporzioni:

a) massa di alcol:

b) massa d'acqua:

Troviamo la quantità di sostanze utilizzando la formula: , dove m(B) e M(B) sono la massa e la quantità della sostanza.

Ora calcoliamo le frazioni molari delle sostanze:

Risposta: 0,904; 0,096.

Problema 428.
666 g di KOH sciolti in 1 kg di acqua; la densità della soluzione è 1,395 g/ml. Trovare: a) frazione di massa di KOH; b) molarità; c) molalità; d) frazioni molari di alcali e acqua.
Soluzione:
UN) Frazione di massa– la percentuale della massa della sostanza disciolta rispetto alla massa totale della soluzione è determinata dalla formula:

Dove

m (soluzione) = m(H 2 O) + m(KOH) = 1000 + 666 = 1666 g.

b) La concentrazione molare (volume-molare) indica il numero di moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione.

Troviamo la massa di KOH per 100 ml di soluzione utilizzando la formula: formula: m = P V, dove p è la densità della soluzione, V è il volume della soluzione.

m(KOH) = 1.395 . 1000 = 1395 gr.

Ora calcoliamo la molarità della soluzione:

Troviamo quanti grammi di HNO 3 ci sono per 1000 g di acqua facendo la proporzione:

d) Frazione molare (Ni) – il rapporto tra la quantità di sostanza disciolta (o solvente) e la somma delle quantità di tutte le sostanze nella soluzione. In un sistema costituito da alcol e acqua, la frazione molare dell'acqua (N 1) è uguale alla frazione molare dell'alcol, dove n 1 è la quantità di alcali; n 2 - quantità di acqua.

100 g di questa soluzione contengono 40 g di KOH e 60 g di H2O.

Risposta: a) 40%; b) 9,95 mol/l; c) 11,88 mol/kg; d) 0,176; 0,824.

Problema 429.
La densità di una soluzione di H 2 SO 4 al 15% (in massa) è 1,105 g/ml. Calcolare: a) la normalità; b) molarità; c) molalità della soluzione.
Soluzione:
Troviamo la massa della soluzione utilizzando la formula: m = P V, dove P- densità della soluzione, V - volume della soluzione.

m(H2SO4) = 1,105 . 1000 = 1105 gr.

La massa di H 2 SO 4 contenuta in 1000 ml di soluzione si ricava dalla proporzione:

Determiniamo la massa molare dell'equivalente di H 2 SO 4 dalla relazione:

ME (V) - massa molare dell'equivalente acido, g/mol; M(B) è la massa molare dell'acido; Z(B) - numero equivalente; Z (acidi) è uguale al numero di ioni H+ in H 2 SO 4 → 2.

a) La concentrazione equivalente molare (o normalità) mostra il numero di equivalenti di un soluto contenuto in 1 litro di soluzione.

B) Concentrazione molale

Ora calcoliamo la molalità della soluzione:

c) La concentrazione molare (o molalità) indica il numero di moli di soluto contenute in 1000 g di solvente.

Troviamo quanti grammi di H 2 SO 4 sono contenuti in 1000 g di acqua, costituendo la proporzione:

Ora calcoliamo la molalità della soluzione:

Risposta: a) 3.38n; b) 1,69 mol/l; 1,80 mol/kg.

Problema 430.
La densità di una soluzione di saccarosio al 9% (in peso) C 12 H 22 O 11 è 1,035 g/ml. Calcolare: a) la concentrazione di saccarosio in g/l; b) molarità; c) molalità della soluzione.
Soluzione:
M(C 12 H 22 O 11) = 342 g/mol. Troviamo la massa della soluzione utilizzando la formula: m = p V, dove p è la densità della soluzione, V è il volume della soluzione.

m(C12H22O11) = 1.035. 1000 = 1035 gr.

a) Calcoliamo la massa di C 12 H 22 O 11 contenuta nella soluzione utilizzando la formula:

Dove
- frazione di massa della sostanza disciolta; m (in-va) - massa di sostanza disciolta; m (soluzione) - massa della soluzione.

La concentrazione di una sostanza in g/l indica il numero di grammi (unità di massa) contenuti in 1 litro di soluzione. Pertanto la concentrazione di saccarosio è pari a 93,15 g/l.

b) La concentrazione molare (volume-molare) (CM) indica il numero di moli di una sostanza disciolta contenuta in 1 litro di soluzione.

V) Concentrazione molale(o molalità) indica il numero di moli di soluto contenute in 1000 g di solvente.

Troviamo quanti grammi di C 12 H 22 O 11 sono contenuti in 1000 g di acqua, costituendo la proporzione:

Ora calcoliamo la molalità della soluzione:

Risposta: a) 93,15 g/l; b) 0,27 mol/l; c) 0,29 mol/kg.