Ph base. Cálculo del pH de soluciones de bases fuertes y débiles y ácidos. Plan de estudios

Tareas para la sección Producto iónico del agua:

Tarea 1. ¿Cómo se llama el producto iónico del agua? ¿A qué es igual? Dé la derivación de la expresión para el producto iónico del agua. ¿Cómo afecta la temperatura al producto iónico del agua?

Solución.

El agua es un electrolito débil, sus moléculas se descomponen en pequeña medida en iones:

H 2 O ↔ H + + OH -

Equilibrio constante La reacción de disociación del agua tiene la siguiente forma:

k = /

a 22° K = 1,8 × 10 -16 .

Despreciando la concentración de moléculas de agua disociadas y tomando la masa de 1 litro de agua por 1000 g, obtenemos:

1000/18 = 55,56g

K \u003d / 55.56 \u003d 1.8 × 10 -16

= 1,8 × 10 -16 55,56 = 1 10 -14

Determina la acidez de la solución, - determina la alcalinidad de la solución.

En agua pura = = 1 × 10 -7 .

la obra se llama

K H 2 O \u003d \u003d 1 10 -14

producto iónico del agua aumenta con el aumento de la temperatura, ya que la disociación del agua también aumenta.

La acidez de una solución generalmente se expresa como:

Lg = pOH

pH< 7 en un ambiente ácido

pH > 7 en un ambiente alcalino

pH = 7 en un ambiente neutro.

La acidez del ambiente se puede determinar usando.

Tarea 2. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio hay en estado de disociación completa en 100 ml de una solución cuyo pH es 13?

Solución.

pH = -lg

10 -13 M

Solución.

Para determinar pH La solución debe convertirse en:

Suponga que la densidad de la solución es 1, entonces V(solución) = 1000 ml, m(solución) = 1000 g.

Encontremos cuántos gramos de hidróxido de amonio hay en 1000 g de solución:

100 g de solución contienen 2 g de NH 4 OH

En 1000 g - x g NH 4 OH

M (NH 4 OH) \u003d 14 + 1 4 + 16 + 1 \u003d 35 g / mol

1 mol de solución contiene 35 g de NH 4 OH

mol - 20 g NH 4 OH

Para bases débiles, que es NH 4 OH, la relación es válida

\u003d K H 2 O / (K d. principal C principal) 1/2

Según los datos de referencia, encontramos K d (NH 4 OH) \u003d 1.77 10 -5, luego

10 -14 / (1,77 10 -5 0,57) 1/2 = 3,12 10 -12

pH \u003d -lg \u003d - lg 3.12 10 -12 \u003d 11.5

Solución.

pH = -lg

10 - pH

10 -12.5 \u003d 3.16 10 -13 M

pOH = 14 -12,5 = 1,5

pOH=-lg

10 - pH

10 -1.5 \u003d 3.16 10 -2 M

Tarea 5. Encuentra el pH de una solución concentrada de un electrolito fuerte - 0.205 MHCl.

Solución. A una alta concentración electrolito fuerte, su concentración activa difiere de la verdadera. Se debe hacer una corrección por la actividad del electrolito. definamos fuerza iónica solución:

yo = 1/2ΣC yo z yo 2, dónde

C i y z i son las concentraciones y cargas de iones individuales, respectivamente

Yo \u003d ½ (0.205 1 2 + 0.205 1 2) \u003d 0.205

F H+ = 0,83, entonces

a H + = · F H+ = 0,205 0,83 = 0,17

pH = -lg[ a H+ ] = -lg 0,17 = 0,77

IPV– este es un valor que es constante a una temperatura dada para el agua y cualquier solución acuosa, igual al producto de la concentración de iones de hidrógeno e iones de hidróxido.

K(H2O) = *

K(H2O) = 1* (t = 25C)

El índice de hidrógeno (pH) es una característica cuantitativa de la acidez del medio, igual al logaritmo decimal negativo de la concentración de iones de hidrógeno libres en la solución.

El índice de hidroxilo (pOH) es un valor igual al logaritmo decimal negativo de la concentración de iones de hidróxido libres en una solución

Cálculo del pH de soluciones de bases fuertes y débiles y ácidos.

Ácido débil: pH=1/2pKk-1/2lgCk donde pK= -lgK es la constante de disociación de un ácido o base débil.

Base débil: pH=14-1/2pKo+1/2lgCo

Ácido fuerte: pH= -lg(zCk) donde z es el número de iones de hidrógeno.

Base fuerte: pH=14+lg(zCo) donde z es el número de iones de hidróxido.

Cálculo de sistemas tampón de pH. Ecuaciones básicas. Ecuación de Henderson-Hasselbach.

Se denominan soluciones o sistemas tampón, cuyo pH no cambia al agregarles pequeñas cantidades de un ácido o álcali fuerte, así como cuando se diluyen. La solución amortiguadora más simple es una mezcla de un ácido débil y una sal que comparte un anión con ese ácido. Por ejemplo, una mezcla de CH 3 COOH-ácido acético y acetato de sodio CH 3 COONa.

Clasificación: según la composición se distinguen

1) ácido: consiste en un ácido débil y su sal. Por ejemplo: oxihemoglobina, bicarbonato de fosfato.

2) los básicos consisten en una base débil y su sal. Por ejemplo, amoníaco: anfótero, anfolítico: consiste en sustancias que exhiben las propiedades de ácidos y bases (tampón de proteínas). Para un sistema amortiguador que consta de HAn mol/l de un ácido débil y KtAn mol/l de su sal, la concentración de iones de hidrógeno H + =K Han =, se denomina ecuación de Henderson-Hasselbach, por lo tanto H + =K HAn = donde K Han es la disociación eléctrica constante de un ácido débil. Tomando logaritmos de ambas partes e invirtiendo los signos, llegamos a la ecuación para calcular el pH de la solución tampón considerada pH=p KHAn - lg, donde p KHAn es el logaritmo decimal de la constante de disociación eléctrica del ácido débil. La capacidad de una solución amortiguadora para mantener el pH cuando se agrega un ácido fuerte o un álcali aproximadamente a un nivel constante está lejos de ser ilimitada y está limitada por el valor de la capacidad amortiguadora B. La unidad de capacidad amortiguadora generalmente se toma como el capacidad de una solución tampón de este tipo, cuyo cambio de pH en uno requiere la introducción de un ácido o álcali fuerte en la cantidad de 1 mol equivalente por 1 litro de solución. La capacidad tampón B se puede calcular mediante la fórmula B=. La capacidad amortiguadora total de la sangre arterial alcanza los 25,3 mmol/l, en la sangre venosa es ligeramente inferior y no suele aumentar 24,3 mmol/l.

Mecanismo de acción tampón en el ejemplo de solución de cloruro de amonio.

Añadiendo un ácido fuerte (HCl)

Un ácido fuerte (HCl) reacciona con una base débil (NH4OH)

Se produce una reacción de neutralización y el ácido se reemplaza por una cantidad equivalente de sal.

La concentración de hidróxido libre - iones se repone debido a la basicidad potencial del hidróxido de amonio y, por lo tanto, el pH de la solución prácticamente no cambia.

NH4OH+HCl=NH4Cl+H2O

NH4OH+H+Cl=NH4+Cl+H2O

Añadiendo una base fuerte (NaOH)

El álcali (NaOH) reacciona con la sal (NH4Cl)

Se forma una base débil (NH4OH) y el pH de la solución no cambia.

NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl

Indicador de hidrógeno, pH(lat. pagsondus hydrogenii- "peso de hidrógeno", pronunciado "pash") es una medida de la actividad (en soluciones muy diluidas, equivalente a la concentración) de los iones de hidrógeno en una solución, que expresa cuantitativamente su acidez. De igual magnitud y signo opuesto al logaritmo decimal de la actividad de los iones de hidrógeno, que se expresa en moles por litro:

Historia del pH.

concepto pH introducido por el químico danés Sorensen en 1909. El indicador se llama pH (según las primeras letras de las palabras latinas potencia de hidrógeno es la fuerza del hidrógeno, o pondus hydrogeni es el peso del hidrógeno). En química, la combinación pX por lo general denotan un valor que es igual a LG X, pero con una letra H en este caso denote la concentración de iones de hidrógeno ( H+), o más bien, la actividad termodinámica de los iones hidronio.

Ecuaciones que relacionan el pH y el pOH.

Salida del valor de pH.

En agua pura a 25 °C, la concentración de iones de hidrógeno ([ H+]) e iones de hidróxido ([ Vaya− ]) son iguales e iguales a 10 −7 mol/l, esto se deduce claramente de la definición del producto iónico del agua, igual a [ H+] · [ Vaya− ] y es igual a 10 −14 mol²/l² (a 25 °C).

Si las concentraciones de dos tipos de iones en una solución son iguales, entonces se dice que la solución tiene una reacción neutra. Cuando se agrega un ácido al agua, la concentración de iones de hidrógeno aumenta y la concentración de iones de hidróxido disminuye; cuando se agrega una base, por el contrario, el contenido de iones de hidróxido aumenta y la concentración de iones de hidrógeno disminuye. Cuando [ H+] > [Vaya− ] se dice que la disolución es ácida, y cuando [ Vaya − ] > [H+] - alcalino.

Para que sea más conveniente representar, para deshacerse del exponente negativo, en lugar de las concentraciones de iones de hidrógeno, se usa su logaritmo decimal, que se toma con el signo opuesto, que es el exponente de hidrógeno: pH.

Índice de basicidad de una solución pOH.

Ligeramente menos popular es lo contrario pH valor - índice de basicidad de la solución, pOH, que es igual al logaritmo decimal (negativo) de la concentración en la solución de iones Vaya − :

como en cualquier solución acuosa a 25°C, entonces a esta temperatura:

Valores de pH en soluciones de diferente acidez.

• Contrario a la creencia popular, pH puede variar a excepción del intervalo 0 - 14, también puede ir más allá de estos límites. Por ejemplo, a una concentración de iones de hidrógeno [ H+] = 10 −15 mol/l, pH= 15, a una concentración de iones hidróxido de 10 mol/l pOH = −1 .

Porque a 25 °C (condiciones estándar) [ H+] [Vaya − ] = 10 −14 , es claro que a esta temperatura pH + pOH = 14.

Porque en soluciones ácidas [ H+] > 10 −7 , lo que significa que para soluciones ácidas pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH soluciones neutras es 7. A temperaturas más altas, la constante de disociación electrolítica del agua aumenta, lo que significa que el producto iónico del agua aumenta, entonces será neutral pH= 7 (que corresponde a concentraciones aumentadas simultáneamente como H+, y Vaya−); con temperatura decreciente, por el contrario, neutral pH aumenta

Métodos para determinar el valor del pH.

Hay varios métodos para determinar el valor pH soluciones El valor de pH se estima aproximadamente usando indicadores, medido con precisión usando pH-metro o determinado analíticamente mediante la realización de una titulación ácido-base.

1. Para una estimación aproximada de la concentración de iones de hidrógeno, a menudo se usa indicadores ácido-base- colorantes orgánicos, cuyo color depende de pH ambiente. Los indicadores más populares son: tornasol, fenolftaleína, naranja de metilo (metil naranja), etc. Los indicadores pueden estar en 2 formas de diferentes colores, ya sea ácidas o básicas. El cambio de color de todos los indicadores ocurre en su rango de acidez, a menudo 1-2 unidades.
2. Para aumentar el intervalo de medición de trabajo pH aplicar indicador universal, que es una mezcla de varios indicadores. El indicador universal cambia constantemente de color de rojo a amarillo, verde, azul a púrpura cuando se mueve de una región ácida a una alcalina. Definiciones pH El método del indicador es difícil para soluciones turbias o coloreadas.
3. El uso de un dispositivo especial - pH-meter - permite medir pH en un rango más amplio y con mayor precisión (hasta 0,01 unidades pH) que con indicadores. Método ionométrico de determinación pH se basa en la medición de la FEM de un circuito galvánico con un milivoltímetro-ionómetro, que incluye un electrodo de vidrio, cuyo potencial depende de la concentración de iones H+ en la solución circundante. El método tiene una alta precisión y conveniencia, especialmente después de la calibración del electrodo indicador en el rango seleccionado pH, que permite medir pH soluciones opacas y coloreadas y, por lo tanto, se usa a menudo.
4. Método analítico volumétrico — valoración ácido-base- también da resultados precisos para determinar la acidez de las soluciones. Se agrega gota a gota una solución de concentración conocida (valorante) a la solución que se va a ensayar. Cuando se mezclan, se produce una reacción química. El punto de equivalencia, el momento en que el titulador es exactamente suficiente para completar la reacción, se fija mediante un indicador. Después de eso, si se conocen la concentración y el volumen de la solución valorante agregada, se determina la acidez de la solución.
5. pH:

0,001 mol/L HCl a 20 °C tiene pH=3, a 30 °C pH=3,

0,001 mol/L NaOH a 20 °C tiene pH=11,73, a 30 °C pH=10,83,

Influencia de la temperatura en los valores pH explicar la diferente disociación de los iones de hidrógeno (H+) y no es un error experimental. El efecto de la temperatura no se puede compensar electrónicamente pH-metro.

El papel del pH en la química y la biología.

La acidez del ambiente es importante para la mayoría de los procesos químicos, y la posibilidad de que ocurra o el resultado de una reacción en particular a menudo depende de pH ambiente. Para mantener un cierto valor pH en el sistema de reacción durante los estudios de laboratorio o en la producción, las soluciones tampón se utilizan para mantener un valor casi constante pH cuando se diluye o cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o álcali a la solución.

Indicador de hidrógeno pH a menudo se utiliza para caracterizar las propiedades ácido-base de varios medios biológicos.

Para las reacciones bioquímicas, la acidez del medio de reacción que ocurre en los sistemas vivos es de gran importancia. La concentración de iones de hidrógeno en una solución a menudo afecta las propiedades fisicoquímicas y la actividad biológica de las proteínas y los ácidos nucleicos, por lo que mantener la homeostasis ácido-base es una tarea de excepcional importancia para el funcionamiento normal del organismo. Mantenimiento dinámico de la óptima pH fluidos biológicos se logra bajo la acción de los sistemas de amortiguamiento del cuerpo.

En el cuerpo humano en diferentes órganos, el valor de pH es diferente.

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El agua pura es un electrolito muy débil. El proceso de disociación del agua se puede expresar mediante la ecuación: HOH ⇆ H ++ OH - . Debido a la disociación del agua, cualquier solución acuosa contiene tanto iones H+ como OH-. Las concentraciones de estos iones se pueden calcular usando ecuaciones de productos iónicos para el agua

C (H +) × C (OH -) \u003d K w,

donde esta kw constante del producto iónico del agua ; a 25°C K w = 10 –14 .

Las soluciones en las que las concentraciones de iones H + y OH son iguales se denominan soluciones neutras. En una solución neutra C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.

En una solución ácida, C(H +) > C(OH -) y, como sigue de la ecuación del producto iónico del agua, C(H +) > 10 -7 mol/l, y C (OH -)< 10 –7 моль/л.

En una solución alcalina C (OH -) > C (H +); mientras que en C(OH –) > 10 –7 mol/l, y C(H +)< 10 –7 моль/л.

El pH es un valor que caracteriza la acidez o alcalinidad de las soluciones acuosas; este valor se llama indicador de pH y se calcula con la fórmula:

pH \u003d -lg C (H +)

En una solución de pH ácido<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

Por analogía con el concepto de "índice de hidrógeno" (pH), se introduce el concepto de índice de "hidroxilo" (pOH):

pOH = –lg C(OH –)

Los indicadores de hidrógeno e hidroxilo están relacionados por la relación

El índice de hidroxilo se utiliza para calcular el pH en soluciones alcalinas.

El ácido sulfúrico es un electrolito fuerte que se disocia en soluciones diluidas de forma irreversible y completa según el esquema: H 2 SO 4 ® 2 H ++ SO 4 2–. A partir de la ecuación del proceso de disociación se puede ver que C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0.005 mol / l \u003d 0.01 mol / l.

pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0.01 \u003d 2.

El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte que se disocia de forma irreversible y completa según el esquema: NaOH ® Na++OH -. De la ecuación del proceso de disociación, se puede ver que C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0.1 mol / l.

pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0.1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.

La disociación de un electrolito débil es un proceso de equilibrio. La constante de equilibrio escrita para el proceso de disociación de un electrolito débil se llama Constante de disociación . Por ejemplo, para el proceso de disociación del ácido acético

CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.

Cada etapa de la disociación de un ácido polibásico se caracteriza por su constante de disociación. Constante de disociación - valor de referencia; cm. .

El cálculo de las concentraciones de iones (y pH) en soluciones de electrolitos débiles se reduce a resolver el problema del equilibrio químico para el caso en que se conoce la constante de equilibrio y es necesario encontrar las concentraciones de equilibrio de las sustancias involucradas en la reacción (ver ejemplo 6.2 - problema de tipo 2).

En una solución al 0,35% de NH 4 OH, la concentración molar de hidróxido de amonio es de 0,1 mol / l (un ejemplo de conversión de una concentración porcentual en una concentración molar; consulte el ejemplo 5.1). Este valor a menudo se denomina C 0 . C 0 es la concentración total de electrolitos en la solución (concentración de electrolitos antes de la disociación).

NH 4 OH se considera un electrolito débil que se disocia reversiblemente en una solución acuosa: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (ver también la nota 2 en la página 5). Constante de disociación K = 1.8 10 -5 (valor de referencia). Dado que un electrolito débil se disocia de forma incompleta, supondremos que x mol / l NH 4 OH se ha disociado, luego la concentración de equilibrio de iones de amonio e iones de hidróxido también será igual a x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. La concentración de equilibrio de NH 4 OH no disociado es: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0.1-x) mol / l.

Sustituimos las concentraciones de equilibrio de todas las partículas expresadas en términos de x en la ecuación de la constante de disociación:

.

Los electrolitos muy débiles se disocian ligeramente (x ® 0) y la x en el denominador como término puede despreciarse:

.

Por lo general, en problemas de química general, x en el denominador se desprecia si (en este caso, x, la concentración del electrolito disociado, difiere en 10 veces o menos de C 0, la concentración total del electrolito en la solución).

C (OH -) \u003d x \u003d 1.34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1.34 ∙ 10 -3 \u003d 2.87.

pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.

Grado de disociación El electrolito se puede calcular como la relación entre la concentración del electrolito disociado (x) y la concentración total del electrolito (C 0):

(1,34%).

Primero, debe convertir la concentración porcentual a molar (vea el ejemplo 5.1). En este caso, C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol / l.

El cálculo de la concentración de iones de hidrógeno en soluciones de ácidos débiles polibásicos se lleva a cabo solo para la primera etapa de disociación. Estrictamente hablando, la concentración total de iones de hidrógeno en una solución de un ácido polibásico débil es igual a la suma de las concentraciones de iones H + formados en cada etapa de disociación. Por ejemplo, para ácido fosfórico C(H+) total = C(H+) 1 etapa cada uno + C(H+) 2 etapas cada uno + C(H+) 3 etapas cada uno. Sin embargo, la disociación de electrolitos débiles ocurre principalmente en la primera etapa y en la segunda y posteriores etapas, en pequeña medida, por lo tanto.

C(H+) en 2 etapas ≈ 0, C(H+) en 3 etapas ≈ 0 y C(H+) total ≈ C(H+) en 1 etapa.

Deje que el ácido fosfórico se disocie en la primera etapa x mol / l, luego de la ecuación de disociación H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - se deduce que las concentraciones de equilibrio de los iones H + y H 2 PO 4 - también serán igual a x mol / l , y la concentración de equilibrio de H 3 PO 4 no disociado será igual a (3.6–x) mol/l. Sustituimos las concentraciones de iones H + y H 2 PO 4 - y moléculas H 3 PO 4 expresadas a través de x en la expresión de la constante de disociación para la primera etapa (K 1 \u003d 7.5 10 -3 - valor de referencia):

K 1 /C 0 \u003d 7.5 10 -3 / 3.6 \u003d 2.1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

prostituta;

C (H +) \u003d x \u003d 0.217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0.217 \u003d 0.66.

(3,44%)

Tarea número 8

Calcular a) el pH de soluciones de ácidos y bases fuertes; b) una solución electrolítica débil y el grado de disociación electrolítica en esta solución (tabla 8). Tome la densidad de las soluciones igual a 1 g/ml.

Tabla 8 - Condiciones de la tarea No. 8

Ejemplo 7.5 Se mezclaron 200 ml de solución de H2SO4 0,2 M y 300 ml de solución de NaOH 0,1 M. Calcule el pH de la solución resultante y las concentraciones de iones Na + y SO 4 2– en esta solución.

Llevemos la ecuación de reacción H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O a una forma ion-molecular abreviada: H + + OH - → H 2 O

De la ecuación de reacción ion-molecular se deduce que solo los iones H + y OH - entran en la reacción y forman una molécula de agua. Los iones Na + y SO 4 2– no participan en la reacción, por lo que su cantidad después de la reacción es la misma que antes de la reacción.

Cálculo de las cantidades de sustancias antes de la reacción:

n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);

n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,02 mol \u003d 0,04 mol;

n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol \u003d n (Na +) \u003d n (OH -).

Iones OH - - escasos; reaccionan completamente. Junto con ellos, reaccionará la misma cantidad (es decir, 0,03 mol) de iones H +.

Cálculo del número de iones después de la reacción:

n (H +) \u003d n (H +) antes de la reacción - n (H +) reaccionó \u003d 0.04 mol - 0.03 mol \u003d 0.01 mol;

n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.

Porque se mezclan soluciones diluidas

V común. "Vsolución de H 2 SO 4 + V solución de NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml \u003d 0,5 l.

C(Na+) = n(Na+)/Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;

C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;

C(H+) = n(H+) / Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;

pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1.699.

Tarea número 9

Calcule el pH y las concentraciones molares de cationes metálicos y aniones del residuo ácido en la solución formada al mezclar la solución de ácido fuerte con la solución alcalina (Tabla 9).

Tabla 9 - Condiciones de la tarea No. 9

HIDRÓLISIS DE LA SAL

Cuando cualquier sal se disuelve en agua, esta sal se disocia en cationes y aniones. Si la sal está formada por un catión de base fuerte y un anión de ácido débil (por ejemplo, nitrito de potasio KNO 2 ), entonces los iones de nitrito se unirán a los iones H +, separándolos de las moléculas de agua, lo que resultará en la formación de ácido nitroso débil. . Como resultado de esta interacción, se establecerá un equilibrio en la solución:

NO2 - + HOH ⇆ HNO2 + OH -

KNO2 + HOH ⇆ HNO2 + KOH.

Así, aparece un exceso de iones OH en una solución de una sal hidrolizada por el anión (la reacción del medio es alcalina; pH > 7).

Si la sal está formada por un catión base débil y un anión ácido fuerte (por ejemplo, cloruro de amonio NH 4 Cl), entonces los cationes NH 4 + de una base débil se separarán de los iones OH - de las moléculas de agua y formarán un débilmente disociable electrolito - hidróxido de amonio 1.

NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .

NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.

Un exceso de iones H+ aparece en una solución de una sal hidrolizada por el catión (la reacción del medio es pH ácido< 7).

Durante la hidrólisis de una sal formada por un catión de una base débil y un anión de un ácido débil (por ejemplo, fluoruro de amonio NH 4 F), los cationes de la base débil NH 4 + se unen a los iones OH -, separándolos de las moléculas de agua, y los aniones ácidos débiles F - se unen a los iones H +, dando como resultado la formación de una base débil NH 4 OH y un ácido débil HF: 2

NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF

NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.

La reacción de un medio en una solución salina que es hidrolizada tanto por el catión como por el anión está determinada por cuál de los electrolitos de disociación débil formados como resultado de la hidrólisis es más fuerte (esto se puede encontrar comparando las constantes de disociación). En el caso de hidrólisis de NH 4 F, el ambiente será ácido (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .

Por lo tanto, la hidrólisis (es decir, la descomposición por agua) sufre sales formadas:

- un catión de una base fuerte y un anión de un ácido débil (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);

- un catión de una base débil y un anión de un ácido fuerte (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);

- un catión de una base débil y un anión de un ácido débil (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).

Los cationes de bases débiles y/o los aniones de ácidos débiles interactúan con las moléculas de agua; las sales formadas por cationes de bases fuertes y aniones de ácidos fuertes no sufren hidrólisis.

La hidrólisis de las sales formadas por cationes y aniones de carga múltiple procede por etapas; A continuación, ejemplos específicos muestran la secuencia de razonamiento que se recomienda seguir al compilar las ecuaciones para la hidrólisis de tales sales.

notas

1. Como se señaló anteriormente (consulte la nota 2 en la página 5), ​​existe una opinión alternativa de que el hidróxido de amonio es una base fuerte. La reacción ácida del medio en soluciones de sales de amonio formadas por ácidos fuertes, por ejemplo, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, se explica con este enfoque por el proceso reversible de disociación del amonio ion NH 4 + ⇄ NH 3 + H + o más precisamente NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

2. Si el hidróxido de amonio se considera una base fuerte, entonces en soluciones de sales de amonio formadas por ácidos débiles, por ejemplo, NH 4 F, se debe considerar el equilibrio NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, en el que hay competencia por el ion H+ entre las moléculas de amoníaco y los aniones ácidos débiles.

Ejemplo 8.1 Escriba en forma molecular e ion-molecular las ecuaciones de las reacciones de hidrólisis del carbonato de sodio. Especifique el pH de la solución (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ecuación de disociación de la sal: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–

2. La sal está formada por cationes (Na+) de la base fuerte NaOH y anión (CO 3 2–) de un ácido débil H2CO3. Por lo tanto, la sal se hidroliza en el anión:

CO 3 2– + HOH ⇆ ... .

La hidrólisis en la mayoría de los casos procede de forma reversible (signo ⇄); por 1 ion que participa en el proceso de hidrólisis, se registra 1 molécula de HOH .

3. Los iones de carbonato CO 3 2– con carga negativa se unen a los iones H + con carga positiva, separándolos de las moléculas de HOH y forman iones de hidrocarbonato HCO 3 –; la solución está enriquecida con iones OH - (medio alcalino; pH > 7):

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .

Esta es la ecuación ion-molecular de la primera etapa de hidrólisis de Na 2 CO 3.

4. La ecuación de la primera etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener combinando todos los aniones CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – (CO 3 2–, HCO 3 – y OH –) presentes en la ecuación con cationes Na+, formando sales Na 2 CO 3 , NaHCO 3 y base NaOH:

Na2CO3 + HOH ⇆ NaHCO3 + NaOH.

5. Como resultado de la hidrólisis en la primera etapa, se formaron iones de hidrocarburo, que participan en la segunda etapa de hidrólisis:

HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -

(los iones bicarbonato HCO 3 - cargados negativamente se unen a los iones H + cargados positivamente, separándolos de las moléculas HOH).

6. La ecuación de la segunda etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener uniendo los aniones HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - (HCO 3 - y OH -) presentes en la ecuación con los cationes Na +, formando una sal NaHCO 3 y una base NaOH:

NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH

HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.

Ejemplo 8.2 Escriba en forma molecular e ion-molecular las ecuaciones para las reacciones de hidrólisis del sulfato de aluminio. Especifique el pH de la solución (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ecuación de disociación de la sal: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–

2. Se forma la sal cationes (Al 3+) de una base débil Al (OH) 3 y aniones (SO 4 2–) de un ácido fuerte H 2 SO 4. Por lo tanto, la sal se hidroliza en el catión; Se registra 1 molécula de HOH por 1 ion Al 3+: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Los iones Al 3+ con carga positiva se unen a los iones OH - con carga negativa, separándolos de las moléculas de HOH y forman iones de hidroxoaluminio AlOH 2+; la solución está enriquecida con iones H + (ácido; pH<7):

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Esta es la ecuación ion-molecular de la primera etapa de la hidrólisis de Al 2 (SO 4) 3 .

4. La ecuación de la primera etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener uniendo todos los cationes Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + (Al 3+ , AlOH 2+ y H +) presentes en la ecuación con SO 4 2– aniones, formando sales de Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 y ácido H 2 SO 4:

Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.

5. Como resultado de la hidrólisis en la primera etapa, se formaron cationes de hidroxoaluminio AlOH 2+, que participan en la segunda etapa de la hidrólisis:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +

(Los iones AlOH 2+ cargados positivamente se unen a los iones OH - cargados negativamente, separándolos de las moléculas HOH).

6. La ecuación de la segunda etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener uniendo todos los cationes AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , y H + ) presente en la ecuación con aniones SO 4 2–, formando sales AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 y ácido H 2 SO 4:

2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.

7. Como resultado de la segunda etapa de hidrólisis, se formaron cationes de dihidroxoaluminio Al (OH) 2 +, que participan en la tercera etapa de hidrólisis:

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +

(Los iones Al(OH) 2 + con carga positiva se unen a los iones OH - con carga negativa, separándolos de las moléculas de HOH).

8. La ecuación de la tercera etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener uniendo los cationes Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + y H +) presentes en la ecuación con SO 4 aniones 2–, formando una sal (Al (OH) 2) 2 SO 4 y ácido H 2 SO 4:

(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4

Como resultado de estas consideraciones, obtenemos las siguientes ecuaciones de hidrólisis:

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.

Ejemplo 8.3 Escriba en forma molecular e ion-molecular las ecuaciones de las reacciones de hidrólisis del ortofosfato de amonio. Especifique el pH de la solución (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Ecuación de disociación de la sal: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–

2. Se forma la sal cationes (NH 4 +) de una base débil NH4OH y aniones

(PO 4 3–) ácido débil H3PO4. Como consecuencia, la sal hidroliza tanto el catión como el anión : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( por par de iones NH 4 + y PO 4 3– en este caso Se registra 1 molécula de HOH ). Los iones NH 4 + cargados positivamente se unen a los iones OH - cargados negativamente, separándolos de las moléculas HOH, formando una base débil NH 4 OH, y los iones PO 4 3– cargados negativamente se unen a los iones H +, formando iones fosfato de hidrógeno HPO 4 2 –:

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .

Esta es la ecuación ion-molecular de la primera etapa de hidrólisis (NH 4) 3 PO 4 .

4. La ecuación de la primera etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener uniendo los aniones (PO 4 3–, HPO 4 2–) presentes en la ecuación con cationes NH 4 +, formando sales (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:

(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.

5. Como resultado de la hidrólisis en la primera etapa, se formaron los aniones hidrofosfato HPO 4 2–, que junto con los cationes NH 4 + participan en la segunda etapa de la hidrólisis:

NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –

(Los iones NH 4 + se unen a los iones OH -, los iones HPO 4 2– - a los iones H +, separándolos de las moléculas de HOH, formando una base débil NH 4 OH e iones de dihidrógeno fosfato H 2 PO 4 -).

6. La ecuación de la segunda etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener vinculando los aniones NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – presentes en la ecuación (HPO 4 2– y H 2 PO 4 –) con NH 4 + cationes, formando sales (NH 4) 2 HPO 4 y NH 4 H 2 PO 4:

(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.

7. Como resultado de la segunda etapa de hidrólisis, se formaron aniones dihidrofosfato H 2 PO 4 - que, junto con los cationes NH 4 +, participan en la tercera etapa de hidrólisis:

NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4

(Los iones NH 4 + se unen a los iones OH -, los iones H 2 PO 4 - a los iones H +, separándolos de las moléculas de HOH y formando electrolitos débiles NH 4 OH y H 3 PO 4).

8. La ecuación de la tercera etapa de hidrólisis en forma molecular se puede obtener vinculando los aniones NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 presentes en la ecuación H 2 PO 4 - y NH 4 + cationes y formando sal NH 4 H 2 PO 4:

NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.

Como resultado de estas consideraciones, obtenemos las siguientes ecuaciones de hidrólisis:

NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4

NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4

NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.

El proceso de hidrólisis procede predominantemente en la primera etapa, por lo que la reacción del medio en la solución salina, que es hidrolizada tanto por el catión como por el anión, está determinada por cuál de los electrolitos de disociación débil formados en la primera etapa de hidrólisis es más fuerte. . En el caso que se examina

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–

la reacción del medio será alcalina (pH > 7), ya que el ion HPO 4 2– es un electrolito más débil que el NH 4 OH: KNH 4 OH = 1.8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1.3 × 10 -12 (la disociación del ion HPO 4 2– es la disociación de H 3 PO 4 en la tercera etapa, por lo tanto, KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).

Tarea número 10

Escriba en forma molecular e ion-molecular las ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de sales (tabla 10). Especifique el pH de la solución (pH>7, pH<7 или pH=7).

Tabla 10 - Condiciones de la tarea No. 10

Tabla 10 continuación

Bibliografía

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2. Rabinovich, V. A. Breve libro de referencia química / V.A. Rabinovich, Z. Ya. Khavin - L.: Química, 1991. - 432 p.

3. Glinka, N. L. Química general / N.L. glinka; edición VIRGINIA. Rabinovich. – 26ª edición. - L.: Química, 1987. - 704 p.

4. Glinka, N. L. Tareas y ejercicios de química general: un libro de texto para universidades / N.L. glinka; edición V.A. Rabinovich y H.M. Rubina - 22ª ed. - L.: Química, 1984. - 264 p.

5. Química general e inorgánica: apuntes para estudiantes de especialidades tecnológicas: en 2 horas / Universidad Estatal de Alimentos de Mogilev; aut.-stat. VIRGINIA. Ogoródnikov. - Mogilev, 2002. - Parte 1: Cuestiones generales de química. – 96 pág.

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