Exemplos de resolução de problemas típicos

Exemplo 1 Calcule o pH de uma solução de ácido nítrico a 3,070% com densidade de 1,015 g/cm3.

Dado: = 3,070%

d (ppa) \u003d 1,015 g / cm 3

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Achar: pH

Solução:

1. Escrevemos a equação para a dissociação do ácido nítrico em uma solução aquosa: HNO 3 + H 2 O → H 3 O + + NO 3 -

2. Calcule a concentração molar de ácido nítrico na solução e a concentração de equilíbrio de íons oxônio nela:

C(HNO3) = = = 0,4945 mol/l

C (HNO 3) \u003d 0,4945 mol/l

EU C(pra) = EU C (HNO 3) \u003d C (HNO 3) \u003d 0,4945

4. Calculamos o coeficiente de atividade dos íons oxônio usando o método de interpolação linear por partes e os dados da Tabela 2 do Apêndice. Para isso, a Tabela 2 selecione a faixa de valores de força iônica (valores menores e maiores mais próximos), em que o valor cai EU C = 0,4945. Escrevemos os valores tabulares correspondentes EU C e coeficiente de atividade para íons carregados individualmente (Z = ±1) como mostrado abaixo. Calculamos as diferenças nos valores tabulares da força iônica (Δ EU C), coeficiente de atividade (Δf), bem como a diferença entre o calculado por nós EU C = 0,4945 e o valor da tabela superior EU C = 0,400 (∆). A partir dos valores obtidos Δ EU C , Δf e Δ, tomados em valor absoluto, compõem a proporção para o cálculo de X, que é a diferença entre o valor desejado f(H 3 O +) e o valor tabular superior f(H 3 O +) = 0,820.

EU Cf(H3O+)

0,4945 → ← f (H 3 O +) = 0,820 + X

Δ EU C = 0,100 ––––––– 0,020 = ∆f

Δ = 0,0945 –––––––– X

X \u003d \u003d 0,019 f (H 3 O +) \u003d 0,820 + 0,019 \u003d 0,839

uma(H 3 O +) \u003d f (H 3 O +) \u003d 0,4945 0,839 \u003d 0,415 mol / l

6. Calcule o pH da solução:

pH = – lg uma(H 3 O +) \u003d - lg 0,415 \u003d 0,38

Responda: pH = 0,38.

Exemplo 2 Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio a 0,602% com densidade de 1,005 g/cm3.

Dado: = 0,602%

d (ppa) \u003d 1,005 g / cm 3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Achar: pH

Solução:

1. Escrevemos a equação para a dissociação do hidróxido de sódio em uma solução aquosa: NaOH → Na + + OH -

2. Calcule a concentração molar de hidróxido de sódio na solução e a concentração de equilíbrio de íons OH nela:

C(NaOH) = = = 0,151 mol/l

C(NaOH) = 0,151 mol/l

3. Determine a força iônica da solução:

EU C(pra) = EU C (NaOH) \u003d C (NaOH) \u003d 0,151

4. Calculamos o coeficiente de atividade dos íons OH - usando o método de interpolação linear por partes e os dados da Tabela. 2 aplicações:

EU Cf(OH-)

0,151 → ← f (OH -) \u003d 0,810 - X

_________________________________________________

0,100 ––––––– 0,010

0,051 ––––––– X

X \u003d \u003d 0,005 f (OH -) \u003d 0,810 - 0,005 \u003d 0,805

5. Calcule a atividade dos íons OH -:

uma(OH -) \u003d f (OH -) \u003d 0,151 0,805 \u003d 0,122 mol / l

pOH = -lg uma(OH -) \u003d - lg 0,122 \u003d 0,91

pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 0,91 = 13,09

Responda: pH = 13,09.

Exemplo 3 Calcule o pH de uma solução obtida pela mistura de volumes iguais de ácido sulfúrico aquoso 0,0500 mol/L e ácido clorídrico aquoso 0,0200 mol/L. Pegue os coeficientes de atividade de íons carregados individualmente iguais a 0,855.

Dado: V (H 2 SO 4) \u003d V (HCl); f(H3O+) = 0,820

C (H 2 SO 4) \u003d 0,0500 mol/l; C(HCl) = 0,0200 mol/l

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Achar: pH

Solução:

1. Escrevemos as equações de dissociação para H 2 SO 4 e HCl em uma solução aquosa:

H 2 SO 4 + H 2 O → H 3 O + + HSO 4 -

HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl -

2. Calculamos as concentrações molares de ácidos sulfúrico e clorídrico na mistura e a concentração de equilíbrio de íons oxônio na solução resultante.

Como ao misturar volumes iguais de duas substâncias, a concentração de cada componente diminui 2 vezes, então:

C * (H 2 SO 4) \u003d ½ C (H 2 SO 4) \u003d ½ 0,0500 \u003d 0,0250 mol / l

C * (HCl) \u003d ½ C (HCl) \u003d ½ 0,0200 \u003d 0,0100 mol / l

C * (H 2 SO 4) + C * (HCl) \u003d 0,0250 + 0,0100 \u003d 0,0350 mol / l

3. Como o valor f(H 3 O +) = 0,855 é dado na condição do problema, não há necessidade de calcular a força iônica da solução.

4. Calcule a atividade dos íons oxônio:

uma(H 3 O +) \u003d f (H 3 O +) \u003d 0,0350 ∙ 0,855 \u003d 0,0299 mol / l

5. Calcule o pH da solução:

rH = –lg uma(H 3 O +) \u003d - lg 0,0299 \u003d 1,52

Responda: pH = 1,52.

Exemplo 4 Calcule o pH de uma solução obtida pela mistura de 100 ml de uma solução aquosa de hidróxido de bário 0,0200 mol/l e 300 ml de uma solução aquosa de nitrato de bário 0,0200 mol/l.

Dado: V (Ba (OH) 2) \u003d 100 ml; V (Ba (NO 3) 2) \u003d 300 ml

C (Ba (OH) 2) \u003d C (Ba (NO 3) 2) \u003d 0,0200 mol / l

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Achar: pH

Solução:

1. Escreva as equações de dissociação para Ba(OH) 2 e Ba(NO 3) 2:

Ba(OH) 2 → BaOH + + OH -

Ba(NO 3) 2 → Ba 2+ + 2 NO 3 –

2. Calcule as concentrações molares de hidróxido de bário e nitrato de bário na mistura e a concentração de equilíbrio de íons OH -:

C * (Ba (OH) 2) \u003d =

0,00500 mol/l

C * (Ba (NO 3) 2) = =

0,0150 mol/l

C * (Ba (OH) 2) \u003d 0,00500 mol / l

3. Determine a força iônica da solução resultante:

EU C(pra) = EU C (Ba (OH) 2) + EU C (Ba (NO 3) 2) \u003d C * (Ba (OH) 2) + 3C * (Ba (NO 3) 2) \u003d 0,00500 + 3 0,0150 \u003d 0,0500

4. Encontre o coeficiente de atividade dos íons OH - .

Da Tabela. 2 Apêndice segue que f(OH -) = 0,840 em EU C=0,0500.

5. Calcule a atividade dos íons OH - em solução:

uma(OH -) \u003d f (OH -) \u003d 0,00500 0,840 \u003d 0,00420 mol / l

6. Calcule o pOH e o pH da solução:

pOH = -lg uma(OH -) \u003d - lg 0,00420 \u003d 2,38

pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 2,38 = 11,62

Responda: pH = 11,62.

Exemplo 5 Calcule o pH da solução obtida misturando volumes iguais de soluções aquosas de hidróxido de sódio e ácido nítrico com concentrações de 0,0300 mol/le 0,0700 mol/l, respectivamente.

Dado: V (NaOH) \u003d V (HNO 3)

C(NaOH) = 0,0300 mol/l; C (HNO 3) \u003d 0,0700 mol / l

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

Achar: pH

Solução: Uma vez que ao misturar soluções de hidróxido de sódio e ácido nítrico, ocorre uma reação de neutralização, o pH da solução resultante será determinado pelo eletrólito que é tomado em excesso.

1. Determine as concentrações molares de NaOH e HNO 3 na mistura:

C*(NaOH) = ½ C(NaOH) = ½ 0,0300 = 0,0150 mol/l

C * (HNO 3) \u003d ½ C (HNO 3) \u003d ½ 0,0700 \u003d 0,0350 mol / l

2. De acordo com a equação da reação de neutralização, determinamos qual substância é ingerida em excesso e calculamos as concentrações de eletrólitos fortes presentes na solução ao final da reação:

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

antes da reação: 0,0150 0,0350 0

reagir: 0,0150 0,0150

após a reação: 0 0,0200 0,0150

Assim, a solução após a conclusão da reação contém HNO 3 não reagido (excesso) e o produto da reação NaNO 3:

C (NaNO 3) \u003d C * (NaOH) \u003d 0,0150 mol / l

C (HNO 3) w = C * (HNO 3) - C * (NaOH) \u003d 0,0350 - 0,0150 \u003d 0,0200 mol / l.

C (HNO 3) g = 0,0200 mol/l

3. Determine a força iônica da solução resultante:

EU C(pra) = EU C (NaNO3) + EU C (HNO 3) \u003d C * (NaNO 3) + C (HNO 3) g \u003d 0,0150 + 0,0200 \u003d 0,0350

4. Calculamos o coeficiente de atividade dos íons oxônio usando o método de interpolação linear por partes e os dados da Tabela. 2 aplicações:

EU Cf(H3O+)

0,0350 → ← f (H 3 O +) = 0,870 - X

_________________________________________________

0,0300 –––––––– 0,030

0,0150 –––––––– Х

X \u003d \u003d 0,015 f (H 3 O +) \u003d 0,870 - 0,015 \u003d 0,855

5. Calcule a atividade dos íons oxônio:

uma(H 3 O +) \u003d f (H 3 O +) \u003d 0,0200 0,855 \u003d 0,0171 mol / l

6. Calcule o pH da solução:

pH = – lg uma(H 3 O +) \u003d - lg 0,0171 \u003d 1,77

Responda: pH = 1,77.

DEFINIÇÃO

Puro Ácido nítrico- um líquido incolor, a -42 o C solidificando em uma massa cristalina transparente (a estrutura da molécula é mostrada na Fig. 1).

No ar, como o ácido clorídrico concentrado, "fuma", pois seus vapores formam pequenas gotículas de neblina com a umidade do ar.

O ácido nítrico não é forte. Já sob a influência da luz, decompõe-se gradualmente:

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Quanto mais alta a temperatura e mais concentrado o ácido, mais rápida é a decomposição. O dióxido de nitrogênio liberado se dissolve no ácido e lhe dá uma cor marrom.

Arroz. 1. A estrutura da molécula de ácido nítrico.

Tabela 1. Propriedades físicas do ácido nítrico.

Obtenção de ácido nítrico

O ácido nítrico é formado como resultado da ação de agentes oxidantes no ácido nitroso:

5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

O ácido nítrico anidro pode ser obtido por destilação sob pressão reduzida de uma solução concentrada de ácido nítrico na presença de P 4 O 10 ou H 2 SO 4 em todos os equipamentos de vidro sem lubrificação no escuro.

O processo industrial para a produção de ácido nítrico é baseado na oxidação catalítica da amônia sobre platina aquecida:

NH 3 + 2O 2 \u003d HNO 3 + H 2 O.

Propriedades químicas do ácido nítrico

O ácido nítrico é um dos ácidos mais fortes; em soluções diluídas, dissocia-se completamente em íons. Seus sais são chamados nitratos.

HNO 3 ↔H + + NO 3 -.

Uma propriedade característica do ácido nítrico é sua pronunciada capacidade de oxidação. O ácido nítrico é um dos oxidantes mais energéticos. Muitos não metais são facilmente oxidados por ele, transformando-se nos ácidos correspondentes. Assim, quando o enxofre é fervido com ácido nítrico, oxida-se gradualmente em ácido sulfúrico, fósforo em ácido fosfórico. Uma brasa fumegante imersa em HNO 3 concentrado brilha intensamente.

O ácido nítrico atua em quase todos os metais (com exceção do ouro, platina, tântalo, ródio, irídio), transformando-os em nitratos e alguns metais em óxidos.

O ácido nítrico concentrado passiva alguns metais.

Quando o ácido nítrico diluído reage com metais inativos, como o cobre, o dióxido de nitrogênio é liberado. No caso de metais mais ativos - ferro, zinco - o óxido de dinitrogênio é formado. O ácido nítrico altamente diluído reage com metais ativos - zinco, magnésio, alumínio - para formar um íon de amônio, que dá nitrato de amônio com ácido. Normalmente vários produtos são formados simultaneamente.

Cu + HNO 3 (conc) = Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O;

Cu + HNO 3 (diluído) = Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O;

Mg + HNO 3 (diluído) = Mg (NO 3) 2 + N 2 O + H 2 O;

Zn + HNO 3 (altamente diluído) = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O.

Sob a ação do ácido nítrico nos metais, o hidrogênio, como regra, não é liberado.

S + 6HNO 3 \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O;

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO.

Uma mistura que consiste em 1 volume de ácido nítrico e 3-4 volumes de ácido clorídrico concentrado é chamada de água régia. A vodka real dissolve alguns metais que não interagem com o ácido nítrico, incluindo o "rei dos metais" - ouro. Sua ação é explicada pelo fato de que o ácido nítrico oxida o ácido clorídrico com a liberação de cloro livre e a formação de cloreto de nitrogênio (III), ou cloreto de nitrosila, NOCl:

HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + 2H 2 O + NOCl.

O uso de ácido nítrico

O ácido nítrico é um dos compostos nitrogenados mais importantes: é consumido em grandes quantidades na produção de fertilizantes nitrogenados, explosivos e corantes orgânicos, serve como agente oxidante em muitos processos químicos, é utilizado na produção de ácido sulfúrico pela método, e é usado para fazer vernizes de celulose, filme.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Noticias & Eventos

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