Решение.

1) найдем массу H₂SO₄ в заданном растворе:

m(H₂SO₄)  C(H₂SO₄)·M(H₂SO₄)·  0,1·98·0,25  2,45 г;

2) найдем массу 10% раствора H₂SO₄, который содержит 2,45 г кислоты:

3) найдем объем 10% раствора H₂SO₄:

Приготовление раствора проводят следующим образом: 20,4 мл 10% р-ра H₂SO₄ отмеряют при помощи пипетки, переносят в мерную колбу вместимостью 250 мл и добавляют до метки дистиллиро-ванную воду.

Задание для самостоятельной работы

1. 10 г NaCl растворили в воде с использованием мерной колбы на 250 мл. Плотность раствора оказалась равна 1,05 г/мл. Для приготовленного раствора рассчитать:

а) массовую долю NaCl;

б) молярную концентрацию;

в) молярную концентрацию эквивалента;

г) титр;

д) моляльную концентрацию;

е) мольную долю NaCl.

2. Рассчитать массу стрептоцида, которая необходима для приготовления 0,5 л 1% раствора плотностью 1 г/мл.

3. Рассчитать массу Al₂(SO₄)₃, которая необходима для приготовления 750 мл раствора с С( Al₂(SO₄)₃) = 0,2 моль/л.

4. Приготовить 400 мл раствора Na₂B₄O₇ с (Na₂B₄O₇)  2% плотностью 1 г/мл из кристаллогидрата Na₂B₄O₇·10Н₂О.

5. Вычислить массу воды, которую надо добавить к 300 г раствора NaCl с (NaCl)  5%, чтобы получить раствор с (NaCl)  1,5%.

6. Приготовить 100 мл раствора с С(HCl) = 0,1 моль/л из 5% раствора HCl плотностью 1,05 г/мл.

7.2. Теория электролитической диссоциации

Некоторые вещества в растворах способны распадаться на ионы. Такие вещества называют электролитами и их растворы проводят электрический ток.

Процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.

К электролитам относится кислоты, основания и соли.

Вещества, которые в растворах не распадаются на ионы, называют неэлектролитами. Растворы неэлектролитов не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся оксиды, газы, большинство органических соединений (углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и др.).

Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Степенью диссоциации  называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n), к общему количеству электролита (n₀):

(25)

Величина  выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные ( > 30%), средние (3% <  < 30%) и слабые ( < 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;

3) почти все растворимые соли.

Принято считать, что эти соединения диссоциируют полностью, т.е., на 100%. Уравнения диссоциации сильных электролитов записывают следующим образом:

HCl H⁺  Cl^;

K₃PO₄ 3K⁺  PO₄^3.

Положительно заряженный ион называется катион, отрицательно заряженный – анион.

К электролитам средней силы относят Mg(OH)₂, H₃PO₄, HCOOH, H₂SO₃, HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H₂S, H₂CO₃ и др.) и основания (NH₃∙H₂O).

Следует отметить, что в большинстве случаев (за исключением солей) растворимость никаким образом не связана с диссоциацией. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе  неэлектролит.

Процесс диссоциации слабых и средних электролитов является обратимым:

Kt_nAn_m ⇄ nKt^m+  mAn^n

и характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации:

(26)

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Слабые одноосновные кислоты типа HA диссоциируют по общему уравнению:

HA ⇄ H⁺  A^.

В данном случае константа диссоциации называется константой кислотности и обозначается K_a:

Константа диссоциации слабого основания называется константой основности и обозначается K_b:

NH₃H₂O ⇄ NH₄⁺  OH^.

Диссоциация многоосновных кислот (многокислотных осно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характе-ризуется своей константой.

Например, для фосфорной кислоты имеем:

H3PO4 ⇄ H^+ + H2PO4^,
H2PO4^– ⇄ H^+ + HPO4^2^,
HPO4^2– ⇄ H^+ + PO4^3^,

Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации.

На основании значений и можно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:

Чем больше значение  ( ), тем сильнее кислота (основание).

Величины констант диссоциации для слабых электролитов являются справочными данными.

Пример 1. Написать уравнения диссоциации Al₂(SO₄)₃, H₂S и NaHCO₃.

Al₂(SO₄)₃  растворимая соль, следовательно, является сильным электролитом:

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺  3SO₄^2.

H₂S  слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует ступенчато:

H₂S ⇄ H⁺ + HS^;

HS^ ⇄ H⁺ + S^2.

NaHCO₃ является растворимой солью и полностью диссоциирует на катион и анион:

NaHCO₃ Na⁺  HCO₃^.

Анион HCO₃^  слабая кислота и диссоциирует обратимо:

HCO₃^ ⇄ H⁺ + CO₃^2.