Ph báza. Výpočet pH roztokov silných a slabých zásad a kyselín. Plán lekcie

Úlohy pre časť Iónový produkt vody:

Úloha 1. Ako sa nazýva iónový produkt vody? Čomu sa to rovná? Uveďte odvodenie výrazu pre iónový produkt vody. Ako teplota ovplyvňuje iónový produkt vody?

rozhodnutie.

Voda je slabý elektrolyt, jej molekuly sa v malej miere rozkladajú na ióny:

H 2 O ↔ H + + OH -

Rovnovážna konštanta Disociačná reakcia vody má nasledujúcu formu:

K = /

pri 22° K = 1,8 x 10-16.

Ak zanedbáme koncentráciu disociovaných molekúl vody a vezmeme hmotnosť 1 litra vody na 1000 g, dostaneme:

1000/18 = 55,56 g

K \u003d / 55,56 \u003d 1,8 × 10 -16

= 1,8 × 10-16 55,56 = 110-14

Určuje kyslosť roztoku, - určuje zásaditosť roztoku.

V čistej vode = = 1 × 10 -7.

Dielo je tzv

K H20 \u003d \u003d 1 10 -14

Iónový produkt vody sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, pretože sa zvyšuje aj disociácia vody.

Kyslosť roztoku sa zvyčajne vyjadruje takto:

Lg = pOH

pH< 7 v kyslom prostredí

pH > 7 v alkalickom prostredí

pH = 7 v neutrálnom prostredí.

Kyslosť prostredia možno určiť pomocou.

Úloha 2. Koľko gramov hydroxidu sodného je v stave úplnej disociácie v 100 ml roztoku, ktorého pH je 13?

rozhodnutie.

pH = -lg

10-13 mil

rozhodnutie.

Na určenie pH riešenie je potrebné previesť na:

Predpokladajme, že hustota roztoku je 1, potom V(roztok) = 1000 ml, m(roztok) = 1000 g.

Poďme zistiť, koľko gramov hydroxidu amónneho obsahuje 1000 g roztoku:

100 g roztoku obsahuje 2 g NH 4 OH

V 1000 g - x g NH40H

M (NH4OH) \u003d 14 + 1 4 + 16 + 1 \u003d 35 g / mol

1 mol roztoku obsahuje 35 g NH 4 OH

mol - 20 g NH40H

Pre slabé základy, čo je NH 4 OH, platí vzťah

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

Podľa referenčných údajov nájdeme K d (NH 4 OH) \u003d 1,77 10 -5, potom

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

rozhodnutie.

pH = -lg

10 - pH

10 -12,5 \u003d 3,16 10 -13 M

pOH = 14 - 12,5 = 1,5

pOH = -1 g

10 - pOH

10 -1,5 \u003d 3,16 10 -2 M

Úloha 5. Zistite pH koncentrovaného roztoku silného elektrolytu - 0,205 MHCl.

rozhodnutie. Pri vysokej koncentrácii silný elektrolyt, jeho aktívna koncentrácia sa líši od skutočnej. Mala by sa vykonať korekcia aktivity elektrolytu. Poďme definovať iónová sila Riešenie:

I = 1/2ΣC i z i 2, kde

C i a z i sú koncentrácie a náboje jednotlivých iónov

I \u003d ½ (0,205 1 2 + 0,205 1 2) \u003d 0,205

f H+ = 0,83, potom

a H + = · f H+ = 0,205 0,83 = 0,17

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

IPV– toto je hodnota, ktorá je pri danej teplote pre vodu a akékoľvek vodné roztoky konštantná, rovná súčinu koncentrácie vodíkových iónov a hydroxidových iónov.

K(H2O) = *

K(H20) = 1* (t = 25 °C)

Vodíkový index (pH) je kvantitatívna charakteristika kyslosti média, ktorá sa rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrácie voľných vodíkových iónov v roztoku.

Hydroxylový index (pOH) je hodnota rovnajúca sa zápornému dekadickému logaritmu koncentrácie voľných hydroxidových iónov v roztoku.

Výpočet pH roztokov silných a slabých zásad a kyselín.

Slabá kyselina: pH=1/2pKk-1/2lgCk kde pK= -lgK je disociačná konštanta slabej kyseliny alebo zásady.

Slabá zásada: pH=14-1/2pKo+1/2lgCo

Silná kyselina: pH= -lg(zCk), kde z je počet vodíkových iónov.

Silná zásada: pH=14+lg(zCo), kde z je počet hydroxidových iónov.

Výpočet pH pufrovacích systémov. Základné rovnice. Henderson-Hasselbachova rovnica.

Nazývajú sa pufrovacie roztoky alebo systémy, ktorých pH sa nemení pridaním malých množstiev silnej kyseliny alebo zásady do nich, ako aj po zriedení. Najjednoduchší tlmivý roztok je zmes slabej kyseliny a soli, ktorá zdieľa anión s touto kyselinou. Napríklad zmes CH3COOH-kyselina octová a octan sodný CH3COONa.

Klasifikácia: podľa zloženia rozlišujú

1) kyslé - pozostávajú zo slabej kyseliny a jej soli. Napríklad: oxyhemoglobín, hydrogénuhličitan fosforečnan.

2) zásadité pozostávajú zo slabej zásady a jej soli. Napríklad amoniak: amfotérny, amfolytický - pozostáva z látok, ktoré vykazujú vlastnosti kyselín aj zásad (proteínový pufor). Pre tlmivý systém pozostávajúci z HAn mol/l slabej kyseliny a KtAn mol/l jej soli sa koncentrácia vodíkových iónov H + =K Han = nazýva Henderson-Hasselbachova rovnica, teda H + =K HAn = kde K Han je konštantná el.disociácia slabej kyseliny. Logaritmovaním oboch častí a obrátením znamienok sa dostaneme k rovnici na výpočet pH uvažovaného tlmivého roztoku pH=p KHAn - lg, kde p KHAn je dekadický logaritmus elektrickej disociačnej konštanty slabej kyseliny. Schopnosť tlmivého roztoku udržiavať pH ako silná kyselina alebo zásada je pridávaná približne na konštantnej úrovni, nie je ani zďaleka neobmedzená a je obmedzená hodnotou nazývanej tlmivej kapacity B. Za jednotku tlmivej kapacity sa zvyčajne považuje kapacita takého tlmivého roztoku, ktorého zmena pH o jednu vyžaduje zavedenie silnej kyseliny alebo zásady v množstve 1 mol ekvivalent na 1 liter roztoku. Kapacita vyrovnávacej pamäte B sa môže vypočítať pomocou vzorca B=. Celková pufrovacia kapacita arteriálnej krvi dosahuje 25,3 mmol/l, vo venóznej krvi je o niečo nižšia a zvyčajne sa nezvyšuje 24,3 mmol/l.

Mechanizmus pôsobenia pufra na príklade roztoku chloridu amónneho.

Pridaním silnej kyseliny (HCl)

Silná kyselina (HCl) reaguje so slabou zásadou (NH4OH)

Prebehne neutralizačná reakcia a kyselina sa nahradí ekvivalentným množstvom soli.

Koncentrácia voľných hydroxidových iónov sa dopĺňa vďaka potenciálnej zásaditosti hydroxidu amónneho, a preto sa pH roztoku prakticky nemení.

NH4OH+HCl=NH4Cl+H20

NH4OH+H+Cl=NH4+Cl+H20

Pridaním silnej zásady (NaOH)

Zásada (NaOH) reaguje so soľou (NH4Cl)

Vytvára sa slabá zásada (NH4OH) a pH roztoku sa nemení.

NH4Cl+NaOH=NH4OH+NaCl

Indikátor vodíka, pH(lat. pondus hydrogenii- "hmotnosť vodíka", vyslov "pash") je miera aktivity (vo vysoko zriedených roztokoch ekvivalentná koncentrácii) vodíkových iónov v roztoku, ktorá kvantitatívne vyjadruje jeho kyslosť. Rovnaké v module a opačné znamienko ako desatinný logaritmus aktivity vodíkových iónov, ktorý je vyjadrený v móloch na liter:

História pH.

koncepcia pH predstavil dánsky chemik Sorensen v roku 1909. Indikátor sa nazýva pH (podľa prvých písmen latinských slov potencia hydrogeni je sila vodíka, príp pondus hydrogeni je hmotnosť vodíka). V chémii kombinácia pX zvyčajne označujú hodnotu, ktorá sa rovná LG X, ale s listom H v tomto prípade označujú koncentráciu vodíkových iónov ( H+), alebo skôr termodynamická aktivita hydróniových iónov.

Rovnice týkajúce sa pH a pOH.

Výstup hodnoty pH.

V čistej vode s teplotou 25 °C sa koncentrácia vodíkových iónov ([ H+]) a hydroxidové ióny ([ Oh− ]) sú rovnaké a rovnajú sa 10 −7 mol/l, to jasne vyplýva z definície iónového produktu vody, ktorý sa rovná [ H+] · [ Oh− ] a rovná sa 10 −14 mol²/l² (pri 25 °C).

Ak sú koncentrácie dvoch typov iónov v roztoku rovnaké, potom sa hovorí, že roztok má neutrálnu reakciu. Pri pridávaní kyseliny do vody sa zvyšuje koncentrácia vodíkových iónov a znižuje sa koncentrácia hydroxidových iónov, pri pridávaní zásady sa naopak zvyšuje obsah hydroxidových iónov a znižuje sa koncentrácia vodíkových iónov. Kedy [ H+] > [Oh− ] hovorí sa, že roztok je kyslý a keď [ Oh − ] > [H+] - zásadité.

Na uľahčenie reprezentácie, zbavenia sa záporného exponentu, sa namiesto koncentrácií vodíkových iónov používa ich dekadický logaritmus, ktorý sa berie s opačným znamienkom, ktorým je vodíkový exponent - pH.

Index zásaditosti roztoku pOH.

O niečo menej populárny je opak pH hodnota - index zásaditosti riešenia, pOH, čo sa rovná desatinnému logaritmu (zápornému) koncentrácie iónov v roztoku Oh − :

ako v akomkoľvek vodnom roztoku pri 25 °C, potom pri tejto teplote:

Hodnoty pH v roztokoch rôznej kyslosti.

• Napriek populárnemu názoru, pH sa môže meniť okrem intervalu 0 - 14, môže ísť aj za tieto hranice. Napríklad pri koncentrácii vodíkových iónov [ H+] = 10 -15 mol/l, pH= 15, pri koncentrácii hydroxidových iónov 10 mol/l pOH = −1 .

Pretože pri 25 °C (štandardné podmienky) [ H+] [Oh − ] = 10 −14 , je jasné, že pri tejto teplote pH + pOH = 14.

Pretože v kyslých roztokoch [ H+] > 10 −7 , čo znamená, že pre kyslé roztoky pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH neutrálnych roztokov je 7. Pri vyšších teplotách sa zvyšuje elektrolytická disociačná konštanta vody, čo znamená, že iónový produkt vody rastie, potom bude neutrálna pH= 7 (čo zodpovedá súčasne zvýšeným koncentráciám ako H+ a Oh−); s klesajúcou teplotou naopak neutrálne pH zvyšuje.

Metódy stanovenia hodnoty pH.

Existuje niekoľko metód na určenie hodnoty pH riešenia. Hodnota pH sa približne odhaduje pomocou indikátorov, presne meraných pomocou pH alebo sa stanoví analyticky vykonaním acidobázickej titrácie.

1. Pre hrubý odhad koncentrácie vodíkových iónov sa často používa acidobázické indikátory- organické farbivá, ktorých farba závisí od pHživotné prostredie. Najpopulárnejšie indikátory sú: lakmus, fenolftaleín, metyl pomaranč (metyl pomaranč) atď. Indikátory môžu byť v 2 rôznofarebných formách – buď kyslé alebo zásadité. Zmena farby všetkých indikátorov sa vyskytuje v rozsahu ich kyslosti, často 1-2 jednotiek.
2. Na zvýšenie pracovného intervalu merania pH uplatniť univerzálny indikátor, čo je zmes viacerých ukazovateľov. Univerzálny indikátor pri prechode z kyslej do alkalickej oblasti dôsledne mení farbu od červenej cez žltú, zelenú, modrú až po fialovú. Definície pH indikátorová metóda je ťažká pre zakalené alebo farebné roztoky.
3. Použitie špeciálneho zariadenia - pH-meter - umožňuje merať pH v širšom rozsahu a presnejšie (až 0,01 jednotiek pH) ako pri indikátoroch. Ionometrická metóda stanovenia pH je založená na meraní EMP galvanického obvodu milivoltmetrom-ionometrom, ktorého súčasťou je sklenená elektróda, ktorej potenciál závisí od koncentrácie iónov H+ v okolitom riešení. Metóda má vysokú presnosť a pohodlie, najmä po kalibrácii indikačnej elektródy vo zvolenom rozsahu pH, ktorý umožňuje merať pH nepriehľadné a farebné roztoky, a preto sa často používa.
4. Analytická volumetrická metóda — acidobázická titrácia- dáva presné výsledky aj na stanovenie kyslosti roztokov. K testovanému roztoku sa po kvapkách pridáva roztok známej koncentrácie (titrant). Keď sa zmiešajú, dôjde k chemickej reakcii. Bod ekvivalencie - okamih, kedy titranta presne stačí na dokončenie reakcie - sa stanoví pomocou indikátora. Potom, ak sú známe koncentrácie a objem pridaného roztoku titračného činidla, stanoví sa kyslosť roztoku.
5. pH:

0,001 mol/l HCl pri 20 °C má pH = 3 pri 30 °C pH=3,

0,001 mol/l NaOH pri 20 °C má pH = 11,73 pri 30 °C pH = 10,83,

Vplyv teploty na hodnoty pH vysvetliť rozdielnu disociáciu vodíkových iónov (H +) a nejde o experimentálnu chybu. Vplyv teploty nie je možné elektronicky kompenzovať pH- meter.

Úloha pH v chémii a biológii.

Kyslosť prostredia je dôležitá pre väčšinu chemických procesov a možnosť výskytu alebo výsledku konkrétnej reakcie často závisí od pHživotné prostredie. Na udržanie určitej hodnoty pH v reakčnom systéme počas laboratórnych štúdií alebo vo výrobe sa na udržanie takmer konštantnej hodnoty používajú tlmivé roztoky pH keď sa zriedi alebo keď sa do roztoku pridajú malé množstvá kyseliny alebo zásady.

Indikátor vodíka pHčasto používané na charakterizáciu acidobázických vlastností rôznych biologických médií.

Pre biochemické reakcie má veľký význam kyslosť reakčného prostredia vyskytujúceho sa v živých systémoch. Koncentrácia vodíkových iónov v roztoku často ovplyvňuje fyzikálno-chemické vlastnosti a biologickú aktivitu proteínov a nukleových kyselín, preto je udržiavanie acidobázickej homeostázy úlohou mimoriadneho významu pre normálne fungovanie organizmu. Dynamické udržiavanie optimálneho pH biologických tekutín sa dosahuje pôsobením tlmivých systémov tela.

V ľudskom tele v rôznych orgánoch je hodnota pH rôzna.

Ten chlap nechce pracovať na plný úväzok, vždy má výhovorky, vraj mi bude zase zle a tak. Učí sa na hrote na magistráte, raz do týždňa chodí na hodinu, dohodol sa s učiteľmi. Nemôžem si oficiálne nájsť prácu, aby som nezmeškal štúdium (máme body za účasť) .. a to sa teraz nepovažuje za dobrý dôvod, v špecializácii neexistuje bezplatná korešpondencia. Teraz nie sú peniaze, žiadam ho, aby zostal v práci, aby aspoň niečo zarobil. Firma, kde pracuje, ma zatiaľ neberie. Ako odpoveď mi dal 25-1000 výhovoriek, potom VŠ, potom práca, zrazu mi je zle ako v zime, keď som ležal s vrstvou tlaku. Od mamy neustále pýta peniaze na svoje výlety, no z mojej trepe nájomné. Moji rodičia ešte nevedia dať peniaze, lebo. predtým sestry potrebovali peniaze na súťaže a mama so sestrou mali problémy so srdcom a potrebovali liečbu a lieky, brat nerozprával, mama mu dala asi 8 tisíc na injekcie a lieky (injekcie + vitamíny). Nemyslím si, že sa stará o mojich rodičov. A vôbec, jeho matka sa vraj „dohodla“ s mojou mamou, že budú dávať 3 000 mesačne, ale mama povedala, ak je to možné. Predtym otec kludne daval, kym nezacali problemy. A jeho matka zavolala na moju matku, že nedávaš peniaze, „vraj“ sme sa dohodli, potom začala hovoriť, že priprav 10k (kde som vzal takú sumu). V mojej rodine pracuje iba otec, mama je zamestnaná v páske, ale do práce nevolajú. V meste predajňa neplní polovicu plánu predaja v meste. V jeho rodine pracujú na čierno, že jeho matka, tam jeho nevlastný otec. Moji rodičia sú v bielom. V jeho rodine su 4 ludia, počítam ho, v mojej je so mnou 6.. Dnes som sa pýtal na brigádu, ale 600 rubľov denne do práce od 9-20.. Xs keď zavolajú . Otec je v službe, nemôžeme zbierať ani doklady na sociálne štipendium.

Randenie, láska, vzťahy Chápem, že je tam mladý Johnny Depp (no, alebo koho tam máte najradšej), pekný, galantný, so zamatovým barytónom. Muž v posteli, do ktorej sa samy ženy snívajú. Potom pochopím svoju dôveru. A potom takýto muž nič neponúkne priamo, zapáli vášeň a všetko prebehne hladko a prirodzene. A kolko je pripadov, ked nejaky Vasek sedi a pyta sa: preco si prisiel ku mne?))) Povazuje sa tak za neodolatelneho? Že každá žena, ktorá ho vidí prvýkrát, už sníva o pokračovaní hostiny?

Čistá voda je veľmi slabý elektrolyt. Proces disociácie vody možno vyjadriť rovnicou: HOH ⇆ H + + OH - . V dôsledku disociácie vody každý vodný roztok obsahuje ióny H + aj ióny OH -. Koncentrácie týchto iónov možno vypočítať pomocou rovnice iónového produktu pre vodu

C (H +) × C (OH -) \u003d Kw,

kde je Kw iónová produktová konštanta vody ; pri 25 °C Kw = 10-14 .

Roztoky, v ktorých sú koncentrácie iónov H + a OH rovnaké, sa nazývajú neutrálne roztoky. V neutrálnom roztoku C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.

V kyslom roztoku C(H +) > C(OH -) a, ako vyplýva z rovnice iónového produktu vody, C(H +) > 10 -7 mol / l a C (OH -)< 10 –7 моль/л.

V alkalickom roztoku C (OH -) > C (H +); zatiaľ čo v C(OH –) > 10 –7 mol/l a C(H +)< 10 –7 моль/л.

pH je hodnota, ktorá charakterizuje kyslosť alebo zásaditosť vodných roztokov; táto hodnota sa nazýva indikátor pH a vypočíta sa podľa vzorca:

pH \u003d -lg C (H+)

V kyslom pH roztoku<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

Analogicky s pojmom „vodíkový index“ (pH) sa zavádza pojem „hydroxylový“ index (pOH):

pOH = –lg C(OH –)

Vodíkové a hydroxylové indikátory sú spojené pomerom

Hydroxylový index sa používa na výpočet pH v alkalických roztokoch.

Kyselina sírová je silný elektrolyt, ktorý disociuje v zriedených roztokoch nevratne a úplne podľa schémy: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, že C (H +) \u003d 2 C (H2S04) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.

pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.

Hydroxid sodný je silný elektrolyt, ktorý nevratne a úplne disociuje podľa schémy: NaOH ® Na + +OH -. Z rovnice procesu disociácie je zrejmé, že 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.

Disociácia slabého elektrolytu je rovnovážny proces. Rovnovážna konštanta zapísaná pre proces disociácie slabého elektrolytu sa nazýva disociačná konštanta . Napríklad pre proces disociácie kyseliny octovej

CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.

Každý stupeň disociácie viacsýtnej kyseliny je charakterizovaný svojou disociačnou konštantou. Disociačná konštanta - referenčná hodnota; cm..

Výpočet koncentrácií iónov (a pH) v roztokoch slabých elektrolytov sa redukuje na riešenie problému chemickej rovnováhy pre prípad, keď je známa rovnovážna konštanta a je potrebné nájsť rovnovážne koncentrácie látok zapojených do reakcie (viď. príklad 6.2 - problém typu 2).

V 0,35 % roztoku NH 4 OH je molárna koncentrácia hydroxidu amónneho 0,1 mol/l (príklad prepočtu percentuálnej koncentrácie na molárnu - pozri príklad 5.1). Táto hodnota sa často označuje ako C0. C 0 je celková koncentrácia elektrolytu v roztoku (koncentrácia elektrolytu pred disociáciou).

NH 4 OH sa považuje za slabý elektrolyt, ktorý sa vo vodnom roztoku reverzibilne disociuje: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (pozri tiež poznámku 2 na strane 5). Disociačná konštanta K = 1,8 10 -5 (referenčná hodnota). Pretože slabý elektrolyt disociuje neúplne, budeme predpokladať, že x mol / l NH 4 OH sa disociovalo, potom sa rovnovážna koncentrácia amónnych iónov a hydroxidových iónov bude rovnať aj x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Rovnovážna koncentrácia nedisociovaného NH4OH je: C (NH4OH) \u003d (Co-x) \u003d (0,1-x) mol / l.

Rovnovážne koncentrácie všetkých častíc vyjadrené v x dosadíme do rovnice disociačnej konštanty:

.

Veľmi slabé elektrolyty mierne disociujú (x ® 0) a x v menovateli ako člen možno zanedbať:

.

Zvyčajne sa v úlohách všeobecnej chémie zanedbáva x v menovateli, ak (v tomto prípade sa x - koncentrácia disociovaného elektrolytu - líši 10 alebo menej krát od C 0 - celkovej koncentrácie elektrolytu v roztoku) .

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.

Stupeň disociácie elektrolyt možno vypočítať ako pomer koncentrácie disociovaného elektrolytu (x) k celkovej koncentrácii elektrolytu (C 0):

(1,34%).

Najprv by ste mali previesť percentuálnu koncentráciu na molárnu (pozri príklad 5.1). V tomto prípade Co (H3P04) = 3,6 mol/l.

Výpočet koncentrácie vodíkových iónov v roztokoch viacsýtnych slabých kyselín sa vykonáva len pre prvý stupeň disociácie. Presne povedané, celková koncentrácia vodíkových iónov v roztoku slabej viacsýtnej kyseliny sa rovná súčtu koncentrácií iónov H + vytvorených v každom štádiu disociácie. Napríklad pre kyselinu fosforečnú C(H +) celkom = C(H +) 1 stupeň každý + C(H +) 2 stupne každý + C(H +) 3 stupne každý. K disociácii slabých elektrolytov však dochádza najmä v prvom štádiu a v druhom a ďalších štádiách - v malej miere preto

C(H +) v 2 stupňoch ≈ 0, C(H +) v 3 stupňoch ≈ 0 a C(H +) spolu ≈ C(H +) v 1 stupni.

Nechajte kyselinu fosforečnú disociovať v prvom stupni x mol / l, potom z disociačnej rovnice H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - vyplýva, že rovnovážne koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 - budú tiež rovná x mol / l a rovnovážna koncentrácia nedisociovanej H 3 PO 4 sa bude rovnať (3,6–x) mol/l. Koncentrácie iónov H + a H 2 PO 4 - a molekúl H 3 PO 4 vyjadrené v x dosadíme do výrazu pre disociačnú konštantu pre prvý stupeň (K 1 = 7,5 10 -3 - referenčná hodnota):

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.

;

mol/l;

C (H+) \u003d x \u003d 0,217 mol/l; pH \u003d -lg C (H+) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66.

(3,44%)

Úloha číslo 8

Vypočítajte a) pH roztokov silných kyselín a zásad; b) slabý roztok elektrolytu a stupeň disociácie elektrolytu v tomto roztoku (tabuľka 8). Vezmite hustotu roztokov rovnajúcu sa 1 g/ml.

Tabuľka 8 - Podmienky úlohy č.8

Príklad 7.5 Zmiešalo sa 200 ml 0,2 M roztoku H2S04 a 300 ml 0,1 M roztoku NaOH. Vypočítajte pH výsledného roztoku a koncentrácie iónov Na + a SO 4 2– v tomto roztoku.

Uveďme reakčnú rovnicu H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na skrátenú iónovo-molekulárnu formu: H + + OH - → H 2 O

Z rovnice iónovo-molekulárnej reakcie vyplýva, že do reakcie vstupujú iba ióny H + a OH - a tvoria molekulu vody. Ióny Na + a SO 4 2– sa nezúčastňujú reakcie, preto je ich množstvo po reakcii rovnaké ako pred reakciou.

Výpočet množstva látok pred reakciou:

n (H2S04) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO42-);

n (H+) \u003d 2 x n (H2S04) \u003d 2 x 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 -).

OH ióny - - nedostatok; reagujú úplne. Spolu s nimi bude reagovať rovnaké množstvo (t.j. 0,03 mol) iónov H +.

Výpočet počtu iónov po reakcii:

n (H+) \u003d n (H+) pred reakciou - n (H+) zreagoval \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;

n(Na+) = 0,03 mol; n(S042–) = 0,02 mol.

Pretože zmiešajú sa zriedené roztoky

V obyčajný. "Vroztok H2SO4 + V roztok 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(S042-) = n(S042-) / 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.

Úloha číslo 9

Vypočítajte pH a molárne koncentrácie katiónov kovov a aniónov zvyšku kyseliny v roztoku vytvorenom zmiešaním roztoku silnej kyseliny s roztokom zásady (tabuľka 9).

Tabuľka 9 - Podmienky úlohy č.9

HYDROLYZA SOLI

Keď sa akákoľvek soľ rozpustí vo vode, táto soľ sa disociuje na katióny a anióny. Ak je soľ tvorená silným zásaditým katiónom a slabým kyslým aniónom (napríklad dusitan draselný KNO 2), potom sa dusitanové ióny naviažu na ióny H +, čím sa oddelia od molekúl vody, čo vedie k vytvoreniu slabej kyseliny dusnej. . V dôsledku tejto interakcie sa v roztoku vytvorí rovnováha:

NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -

KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.

V roztoku soli hydrolyzovanej aniónom sa teda objavuje prebytok OH iónov (reakcia média je alkalická, pH > 7).

Ak je soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom silnej kyseliny (napríklad chlorid amónny NH 4 Cl), potom katióny NH 4 + slabej zásady odštiepia OH ióny - z molekúl vody a vytvoria slabo disociujúci elektrolyt - hydroxid amónny 1.

NH4+ + HOH ⇆ NH4OH + H+.

NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.

Prebytok H + iónov sa objavuje v roztoku soli hydrolyzovanej katiónom (reakciou média je kyslé pH< 7).

Pri hydrolýze soli tvorenej slabým zásaditým katiónom a slabým kyslým aniónom (napríklad fluorid amónny NH 4 F) sa slabé zásadité katióny NH 4 + naviažu na OH - ióny, odštiepia ich od molekúl vody a anióny slabej kyseliny F - sa viažu na ióny H + , čím vzniká slabá zásada NH 4 OH a slabá kyselina HF: 2

NH4+ + F - + HOH ⇆ NH4OH + HF

NH4F + HOH ⇆ NH4OH + HF.

Reakcia média v roztoku soli, ktorá je hydrolyzovaná katiónom aj aniónom, je určená tým, ktorý zo slabo disociujúcich elektrolytov vytvorených v dôsledku hydrolýzy je silnejší (to možno zistiť porovnaním disociačných konštánt). V prípade hydrolýzy NH 4 F bude prostredie kyslé (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 .

Pri hydrolýze (t. j. rozklade vodou) vznikajú soli:

- katión silnej zásady a anión slabej kyseliny (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);

- katión slabej zásady a anión silnej kyseliny (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);

- katión slabej zásady a anión slabej kyseliny (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).

Katióny slabých zásad a/alebo anióny slabých kyselín interagujú s molekulami vody; soli tvorené katiónmi silných zásad a aniónov silných kyselín nepodliehajú hydrolýze.

Hydrolýza solí tvorených viacnásobne nabitými katiónmi a aniónmi prebieha v krokoch; Nižšie konkrétne príklady ukazujú postupnosť úvah, ktoré sa odporúča dodržiavať pri zostavovaní rovníc pre hydrolýzu takýchto solí.

Poznámky

1. Ako už bolo uvedené (pozri poznámku 2 na strane 5), existuje alternatívny názor, že hydroxid amónny je silná zásada. Kyslá reakcia média v roztokoch amónnych solí tvorených silnými kyselinami, napríklad NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, sa týmto prístupom vysvetľuje reverzibilným procesom disociácie amónneho ión NH4 + ⇄ NH 3 + H + alebo presnejšie NH 4 + + H20 ⇄ NH3 + H30 +.

2. Ak sa hydroxid amónny považuje za silnú zásadu, potom v roztokoch amónnych solí tvorených slabými kyselinami, napríklad NH 4 F, treba uvažovať o rovnovážnom stave NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, v ktorom je súťaž o ión H+ medzi molekulami amoniaku a aniónmi slabých kyselín.

Príklad 8.1 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy uhličitanu sodného. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Disociačná rovnica soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–

2. Soľ je tvorená katiónmi (Na +) silnej zásady NaOH a anión (CO 3 2–) slabej kys H2CO3. Preto sa soľ hydrolyzuje na anióne:

CO 3 2– + HOH ⇆ ... .

Hydrolýza vo väčšine prípadov prebieha reverzibilne (znak ⇄); na 1 ión zúčastňujúci sa procesu hydrolýzy sa zaznamená 1 molekula HOH .

3. Záporne nabité ióny uhličitanu CO 3 2– sa viažu na kladne nabité ióny H +, oddeľujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydrokarbonátové ióny HCO 3 –; roztok je obohatený o OH ióny - (alkalické prostredie; pH> 7):

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .

Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Na2C03.

4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – aniónov (CO 3 2–, HCO 3 – a OH –) prítomných v rovnici. s katiónmi Na + tvoriace soli Na 2 CO 3, NaHCO 3 a zásadu NaOH:

Na2C03 + HOH ⇆ NaHC03 + NaOH.

5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrokarbonátové ióny, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:

HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -

(záporne nabité ióny hydrogénuhličitanu HCO 3 - sa viažu na kladne nabité ióny H +, čím sa odštiepia od molekúl HOH).

6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - prítomných v rovnici (HCO 3 - a OH -) s katiónmi Na +, tvorba soli NaHC03 a zásady NaOH:

NaHC03 + HOH ⇆ H2CO3 + 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.

Príklad 8.2 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice pre reakcie hydrolýzy síranu hlinitého. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Disociačná rovnica soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–

2. Vznikne soľ katiónov (Al 3+) slabej zásady Al (OH) 3 a anióny (SO 4 2–) silnej kyseliny H 2 SO 4. Preto je soľ hydrolyzovaná na katióne; Na 1 ión Al 3+ sa zaznamená 1 molekula HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Kladne nabité ióny Al 3+ sa viažu na záporne nabité ióny OH -, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú hydroxohlinité ióny AlOH 2+; roztok je obohatený o ióny H+ (kyslé; pH<7):

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H+.

Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy Al 2 (SO 4) 3 .

4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + katiónov (Al 3+, AlOH 2+ a H +) prítomných v rovnici s SO 4 2– anióny, tvoriace soli Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 a kyseliny H 2 SO 4:

Al2(S04)3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO4 + H2SO4.

5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydroxohlinité katióny AlOH 2+, ktoré sa podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H+

(kladne nabité ióny AlOH 2+ sa viažu na záporne nabité ióny OH - a oddeľujú ich od molekúl HOH).

6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením všetkých katiónov AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + (AlOH 2+, Al(OH) 2 + a H + ) prítomný v rovnici s aniónmi SO 4 2–, tvoriacimi soli AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 a kyselinou H 2 SO 4:

2AlOHSO4 + 2HOH ⇆ (Al(OH)2)2S04 + H2SO4.

7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydroxohlinité katióny Al (OH) 2 +, ktoré sa podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:

Al(OH)2+ + HOH ⇆ Al(OH)3 + H+

(kladne nabité ióny Al(OH) 2 + sa viažu na záporne nabité ióny OH - a oddeľujú ich od molekúl HOH).

8. Rovnicu tretieho stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením katiónov Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2 + a H +) prítomných v rovnica s aniónmi SO 4 2– tvoriacimi soľ (Al (OH) 2) 2 SO 4 a kyselinu H 2 SO 4:

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

V dôsledku týchto úvah získame nasledujúce rovnice hydrolýzy:

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.

Príklad 8.3 Napíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy ortofosforečnanu amónneho. Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Disociačná rovnica soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–

2. Vznikne soľ katióny (NH 4 +) slabej zásady NH40H a anióny

(PO 4 3–) slabá kys H3PO4. teda soľ hydrolyzuje katión aj anión : NH4+ + PO43– +HOH ⇆ … ; ( na pár iónov NH 4 + a PO 4 3– v tomto prípade Zaznamenáva sa 1 molekula HOH ). Kladne nabité ióny NH 4 + sa viažu na záporne nabité ióny OH -, oddeľujú ich od molekúl HOH, vytvárajú slabú bázu NH 4 OH a záporne nabité ióny PO 4 3– sa viažu na ióny H + a vytvárajú hydrogenfosforečnanové ióny HPO 4 2 –:

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

Toto je iónovo-molekulárna rovnica prvého stupňa hydrolýzy (NH 4) 3 PO 4 .

4. Rovnicu prvého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov (PO 4 3–, HPO 4 2–) prítomných v rovnici s katiónmi NH 4 + za vzniku solí (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:

(NH4)3P04 +HOH ⇆ NH4OH + (NH4)2HP04.

5. V dôsledku hydrolýzy v prvom stupni vznikli hydrofosforečnanové anióny HPO 4 2–, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na druhom stupni hydrolýzy:

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

(NH 4 + ióny sa viažu na OH - ióny, HPO 4 2– ióny - na H + ióny, pričom sa odštiepia od molekúl HOH za vzniku slabej bázy NH 4 OH a dihydrogenfosforečnanových iónov H 2 PO 4 -).

6. Rovnicu druhého stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – prítomných v rovnici (HPO 4 2– a H 2 PO 4 –) s NH 4 + katiónmi tvoriacimi soli (NH 4) 2 HPO 4 a NH 4 H 2 PO 4:

(NH4)2HP04+HOH⇆NH4OH + NH4H2PO4.

7. V dôsledku druhého stupňa hydrolýzy vznikli dihydrofosfátové anióny H 2 PO 4 -, ktoré sa spolu s katiónmi NH 4 + podieľajú na treťom stupni hydrolýzy:

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

(NH 4 + ióny sa viažu na OH - ióny, H 2 PO 4 - ióny na H + ióny, odštiepujú ich od molekúl HOH a vytvárajú slabé elektrolyty NH 4 OH a H 3 PO 4).

8. Rovnicu tretieho stupňa hydrolýzy v molekulárnej forme získame spojením aniónov NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 prítomných v rovnici H 2 PO 4 - a NH 4 + katióny a tvoriaca soľ NH 4 H 2 PO 4:

NH4H2PO4 + HOH ⇆ NH4OH + H3PO4.

V dôsledku týchto úvah získame nasledujúce rovnice hydrolýzy:

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.

Proces hydrolýzy prebieha prevažne v prvom stupni, takže reakcia média v roztoku soli, ktorý je hydrolyzovaný katiónom aj aniónom, je určená tým, ktorý zo slabo disociujúcich elektrolytov vytvorených v prvom stupni hydrolýzy je silnejší. . V posudzovanom prípade

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

reakcia média bude alkalická (pH> 7), keďže ión HPO 4 2– je slabší elektrolyt ako NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (disociácia iónu HPO 4 2– je disociácia H 3 PO 4 v treťom štádiu, preto KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).

Úloha číslo 10

Zapíšte v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme rovnice reakcií hydrolýzy soli (tabuľka 10). Uveďte pH roztoku (pH>7, pH<7 или pH=7).

Tabuľka 10 - Podmienky úlohy č.10

Tabuľka 10 pokračuje

Bibliografia

1. Lurie, Yu.Yu. Príručka analytickej chémie / Yu.Yu. Lurie. - M.: Chémia, 1989. - 448 s.

2. Rabinovič, V.A. Stručná chemická referenčná kniha / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Chémia, 1991. - 432 s.

3. Glinka, N.L. Všeobecná chémia / N.L. Glinka; vyd. V.A. Rabinovič. – 26. vyd. - L.: Chémia, 1987. - 704 s.

4. Glinka, N.L. Úlohy a cvičenia zo všeobecnej chémie: učebnica pre vysoké školy / N.L. Glinka; vyd. V.A. Rabinovich a H.M. Rubina - 22. vyd. - L .: Chémia, 1984. - 264 s.

5. Všeobecná a anorganická chémia: prednášky pre študentov technologických odborov: za 2 hodiny / Mogilev State University of Food; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Časť 1: Všeobecné otázky chémie. – 96 s.

Vzdelávacie vydanie

VŠEOBECNÁ CHÉMIA

Metodické pokyny a kontrolné úlohy

pre študentov technologických odborov dištančného vzdelávania

Zostavil: Ogorodnikov Valery Anatolyevich

Redaktor T.L. Mateusz

Technický redaktor A.A. Ščerbaková

Podpísané pre tlač. Formát 60´84 1/16

Ofsetová tlač. Časy slúchadiel. Sieťotlač

Konv. rúra Ray. vyd. l. 3.

Obehové kópie. Objednať.

Vytlačené na risografe redakcie a vydavateľstva

vzdelávacie inštitúcie

"Mogilevská štátna univerzita potravín"