В 500 мл воды растворили 11.2 л газообразного аммиака (н.у.). Раствор аммиака на 50 % нейтрализовали хлороводородной кислотой. Вычислите pOH полученного раствора.

Question 1

Задача Задача №2079712

А

Аноним

03 ноября 2024 13:59 · публичный вопрос

А

Аноним 03 ноября 2024 13:59

В 500 мл воды растворили 11.2 л газообразного аммиака (н.у.). Раствор аммиака на 50 % нейтрализовали хлороводородной кислотой. Вычислите pOH полученного раствора.

Answer

Для решения задачи необходимо пройти несколько шагов. Начнем с расчета концентрации аммиака в растворе, а затем определим, как нейтрализация хлороводородной кислотой влияет на pOH раствора.

Шаг 1: Определим количество моль аммиака.

Сначала нужно перевести объем газообразного аммиака (NH₃) в киломолях. Объем 11.2 л аммиака при нормальных условиях (н.у.) соответствует 0.5 моль:

\[ n = \frac{V}{V_m} = \frac{11.2 \, \text{л}}{22.4 \, \text{л/моль}} = 0.5 \, \text{моль} \]

Шаг 2: Определение концентрации аммиака в растворе.

Поскольку аммиак растворен в 500 мл (или 0.5 л) воды, его концентрация \([NH₃]\) в растворе составит:

\[ [C_{NH₃}] = \frac{n}{V} = \frac{0.5 \, \text{моль}}{0.5 \, \text{л}} = 1 \, \text{моль/л} \]

Шаг 3: Нейтрализация хлороводородной кислотой.

В задаче указано, что раствор аммиака на 50% нейтрализовали хлороводородной кислотой (HCl). Это значит, что 0.25 моль аммиака (половина от 0.5 моль) были нейтрализованы, образовав аммонийную соль (NH₄Cl):

\[ NH₃ + HCl \rightarrow NH₄Cl \]

Следовательно, у нас осталось:

\[ n_{NH₃,\text{ост}} = 0.5 - 0.25 = 0.25 \, \text{моль} \] и добавилось 0.25 моль \( NH₄^+ \).

Шаг 4: Подсчет pOH.

Аммиак является слабым основанием и в растворе будет находиться в равновесии:

\[ NH₃ + H_2O \rightleftharpoons NH₄^+ + OH^- \]

Найдем концентрацию ионов hydroxyl (\( [OH^-] \)), учитывая, что часть аммиака нейтрализована и поэтому оба \( NH₃ \) и \( NH₄^+ \) теперь присутствуют в растворе. Рассмотрим, что в равновесии:

Согласно уравнению для ионного произведения воды:

\[ K_w = [H^+][OH^-] \]

Принимая, что \( K_w \) = \( 1.0 \times 10^{-14} \) и уровень аммонийного иона в растворе \( [NH₄^+] = 0.25 \, \text{моль/л} \), конфигурация показывает, что:

\( pK_b \) для аммиака = \( 4.75 \), отсюда:

\[ K_b = 1.8 \times 10^{-5} \]

Используя равновесие и константу щелочности, рассчитаем \( [OH^-] \):

Система равновесия:

\[ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]} \]

Можно предположить, что \( [NH_4^+] \) и \( [OH^-] \) примерно равны:

\[ x^2 = K_b \cdot C_{NH_3} \]

Где \( C_{NH_3} = 1 \, \text{моль/л} \):

Решаем:

\[ x^2 = 1.8 \times 10^{-5} \cdot 1 \]

\[ x = \sqrt{1.8 \times 10^{-5}} \sim 4.24 \times 10^{-3} \, \text{моль/л} \]

Таким образом, \( [OH^-] = 4.24 \times 10^{-3} \, \text{моль/л} \).

Шаг 5: Рассчитываем pOH.

Теперь можно вычислить pOH:

\[ pOH = -\log[OH^-] = -\log(4.24 \times 10^{-3}) \approx 2.37 \]

Ответ:

Таким образом, pOH полученного раствора составляет приблизительно 2.37.

Question 2

в 500 мл воды растворили 11.2 л газообразного аммиака (н.у.). Раствор аммиака на 50 % нейтрализовали хлороводородной кислотой. Вычислите pOH полученного раствора.

Answer

Для решения задачи необходимо пройти несколько шагов. Начнем с расчета концентрации аммиака в растворе, а затем определим, как нейтрализация хлороводородной кислотой влияет на pOH раствора. ### Шаг 1: Определим количество моль аммиака. Сначала нужно перевести объем газообразного аммиака (NH₃) в киломолях. Объем 11.2 л аммиака при нормальных условиях (н.у.) соответствует 0.5 моль: \[ n = \frac{V}{V_m} = \frac{11.2 \, \text{л}}{22.4 \, \text{л/моль}} = 0.5 \, \text{моль} \] ### Шаг 2: Определение концентрации аммиака в растворе. Поскольку аммиак растворен в 500 мл (или 0.5 л) воды, его концентрация \([NH₃]\) в растворе составит: \[ [C_{NH₃}] = \frac{n}{V} = \frac{0.5 \, \text{моль}}{0.5 \, \text{л}} = 1 \, \text{моль/л} \] ### Шаг 3: Нейтрализация хлороводородной кислотой. В задаче указано, что раствор аммиака на 50% нейтрализовали хлороводородной кислотой (HCl). Это значит, что 0.25 моль аммиака (половина от 0.5 моль) были нейтрализованы, образовав аммонийную соль (NH₄Cl): \[ NH₃ + HCl \rightarrow NH₄Cl \] Следовательно, у нас осталось: \[ n_{NH₃,\text{ост}} = 0.5 - 0.25 = 0.25 \, \text{моль} \] и добавилось 0.25 моль \( NH₄^+ \). ### Шаг 4: Подсчет pOH. Аммиак является слабым основанием и в растворе будет находиться в равновесии: \[ NH₃ + H_2O \rightleftharpoons NH₄^+ + OH^- \] Найдем концентрацию ионов hydroxyl (\( [OH^-] \)), учитывая, что часть аммиака нейтрализована и поэтому оба \( NH₃ \) и \( NH₄^+ \) теперь присутствуют в растворе. Рассмотрим, что в равновесии: Согласно уравнению для ионного произведения воды: \[ K_w = [H^+][OH^-] \] Принимая, что \( K_w \) = \( 1.0 \times 10^{-14} \) и уровень аммонийного иона в растворе \( [NH₄^+] = 0.25 \, \text{моль/л} \), конфигурация показывает, что: \( pK_b \) для аммиака = \( 4.75 \), отсюда: \[ K_b = 1.8 \times 10^{-5} \] Используя равновесие и константу щелочности, рассчитаем \( [OH^-] \): Система равновесия: \[ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]} \] Можно предположить, что \( [NH_4^+] \) и \( [OH^-] \) примерно равны: \[ x^2 = K_b \cdot C_{NH_3} \] Где \( C_{NH_3} = 1 \, \text{моль/л} \): Решаем: \[ x^2 = 1.8 \times 10^{-5} \cdot 1 \] \[ x = \sqrt{1.8 \times 10^{-5}} \sim 4.24 \times 10^{-3} \, \text{моль/л} \] Таким образом, \( [OH^-] = 4.24 \times 10^{-3} \, \text{моль/л} \). ### Шаг 5: Рассчитываем pOH. Теперь можно вычислить pOH: \[ pOH = -\log[OH^-] = -\log(4.24 \times 10^{-3}) \approx 2.37 \] ### Ответ: Таким образом, pOH полученного раствора составляет приблизительно 2.37.