Меню

Как найти водородный показатель зная молярную концентрацию



Вычислить pH

Найдем молярную концентрацию уксусной кислоты (CH3COOH). Для этого будем использовать формулу перехода от массовой доли к молярности:

ω — массовая доля растворенного вещества в долях от 1;

M1 — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Молярная концентрация показывает количество растворенного вещества (моль), содержащегося в 1 л раствора.

Учитывая, что молярная масса уксусной кислоты (CH3COOH) равна 60 г/моль (смотри таблицу Менделеева) и если раствор 1-процентный, то массовая доля уксусной кислоты (CH3COOH) в нем 0,01 получаем:

M = 1000 ⋅ 0,01 /60 = 0,17 (моль/л).

Учитывая, что уксусная кислота (CH3COOH) – это слабая одноосновная кислота, найдем равновесную концентрацию ионов водорода по формуле:

K – константа диссоциации кислоты;

C – молярная концентрация кислоты.


Вычислить pH раствора по формуле:

Водородный показатель (pH) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе.

Рассчитать рН 0,04 М раствора хлорноватистой кислоты (HClO).

Запишем уравнение диссоциации хлорноватистой кислоты (HClO):

Учитывая, что хлорноватистая кислота (HClO) – это очень слабая одноосновная кислота, которая существует лишь в растворах, найдем равновесную концентрацию ионов водорода по формуле:

K – константа диссоциации кислоты;

C – молярная концентрация кислоты.

Константа диссоциации хлорноватистой кислоты (HClO) равна 5 ⋅ 10 -8 (смотри таблицу Константы диссоциации).

Рассчитать pH раствора по формуле:

Водородный показатель (pH) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе.

Самое популярное на сайте:

Условия интерференционного максимума и минимума Тема 9. Волновая теория света. Интерференция света. Метод Юнга Интерференцией волн называется явление усиления колебаний в одних.
Дезинфекция шприцев, игл одноразового применения 1. Промыть шприц в емкости с дезинфицирующим средством № 1 — &laquo.
Биполярные транзисторы Устройство и принцип действия В зависимости от принципа действия и конструктивных признаков транзисторы подразделяются на два больших.
Анатомо-физиологические особенности подростка и их влияние на развитие личности подростка Подростковый возраст (10-11 – 15-16 лет) характеризуется значительными физическими и анатомо-физиологическими изменениями.
В каких случаях назначается ответственный руководитель работ, выполняемых по наряду? Ответственный руководитель работ назначается, как правило, при работах в электроуста­новках напряжением выше 1000 В.

Источник статьи: http://studopedia.ru/10_144139_vichislit-pH.html

РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H + + OH – . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H + , и ионы OH – . Концентрации этих ионов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

где Kwконстанта ионного произведения воды; при 25°C Kw = 10 –14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H + ) = C(OH – ) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H + ) > C(OH – ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H + ) > 10 –7 моль/л, а C(OH – ) –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH – ) > C(H + ); при этом в C(OH – ) > 10 –7 моль/л, а C(H + ) –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H2SO4 ® 2 H + + SO4 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H + ) = 2·C(H2SO4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na + +OH – . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(OH – ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

pOH = –lg C(H + ) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH4OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH4OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C0. C0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH4OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH4OH ⇆ NH4 + + OH – (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10 –5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH4OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH4 + ) = C(OH — ) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH4OH равна: С(NH4OH) = (C0–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C0 – общей концентрации электролита в растворе).

моль/л

С(OH – ) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C0):

(1,34%).

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C0(H3PO4) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H + , образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например, для фосфорной кислоты C(H + )общая = C(H + )по 1 стадии + C(H + )по 2 стадии + C(H + )по 3 стадии . Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

C(H + )по 2 стадии ≈ 0, C(H + )по 3 стадии ≈ 0 и C(H + )общая ≈ C(H + )по 1 стадии .

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H3PO4 ⇆ H + + H2PO4 – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H2PO4 – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H3PO4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H2PO4 – и молекул H3PO4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K1 = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K1/C0 = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

моль/л;

С(H + ) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H + ) = –lg 0,217 = 0,66.

(3,44%)

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

№ вари- анта а б № вари- анта а б
0,01М H2SO4; 1% NaOH 0,35% NH4OH
0,01МCa(OH)2; 2%HNO3 1% CH3COOH 0,04М H2SO4; 4% NaOH 1% NH4OH
0,5М HClO4; 1% Ba(OH)2 0,98% H3PO4 0,7М HClO4; 4%Ba(OH)2 3% H3PO4
0,02M LiOH; 0,3% HNO3 0,34% H2S 0,06M LiOH; 0,1% HNO3 1,36% H2S
0,1М HMnO4; 0,1% KOH 0,031% H2CO3 0,2М HMnO4; 0,2%KOH 0,124%H2CO3
0,4М HCl; 0,08%Ca(OH)2 0,47% HNO2 0,8МHCl; 0,03%Ca(OH)2 1,4% HNO2
0,05M NaOH; 0,81% HBr 0,4% H2SO3 0,07M NaOH; 3,24% HBr 1,23% H2SO3
0,02M Ba(OH)2; 0,13%HI 0,2% HF 0,05M Ba(OH)2; 2,5% HI 2% HF
0,02М H2SO4; 2% NaOH 0,7% NH4OH 0,06МH2SO4; 0,8%NaOH 5%CH3COOH
0,7М HClO4; 2%Ba(OH)2 1,96% H3PO4 0,08М H2SO4; 3% NaOH 4% H3PO4
0,04MLiOH; 0,63%HNO3 0,68% H2S 0,008M HI; 1,7%Ba(OH)2 3,4% H2S
0,3МHMnO4; 0,56%KOH 0,062% H2CO3 0,08M LiOH; 1,3% HNO3 0,2% H2CO3
0,6М HCl; 0,05%Ca(OH)2 0,94% HNO2 0,01M HMnO4; 1% KOH 2,35% HNO2
0,03M NaOH; 1,62% HBr 0,82% H2SO3 0,9МHCl; 0,01%Ca(OH)2 2% H2SO3
0,03M Ba(OH)2; 1,26%HI 0,5% HF 0,09M NaOH; 6,5% HBr 5% HF
0,03М H2SO4; 0,4%NaOH 3% CH3COOH 0,1M Ba(OH)2; 6,4% HI 6%CH3COOH
0,002M HI; 3% Ba(OH)2 1% HF 0,04МH2SO4; 1,6%NaOH 3,5% NH4OH
0,005МHBr; 0,24% LiOH 1,64% H2SO3 0,001М HI; 0,4%Ba(OH)2 5% H3PO4

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H2SO4 и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO4 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH — → H2O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO4 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H + ) = 2 × n(H2SO4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na + ) = n(OH – ).

Ионы OH – – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H + .

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H + ) = n(H + )до реакции – n(H + )прореагировавших = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na + ) = 0,03 моль; n(SO4 2– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

Vобщ. » Vраствора H2SO4 + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na + ) = n(Na + ) / Vобщ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(H + ) = n(H + ) / Vобщ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H + ) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

№ вари- анта Объёмы и состав растворов кислоты и щёлочи № вари- анта Объёмы и состав растворов кислоты и щёлочи
300 мл 0,1М NaOH и 200 мл 0,2М H2SO4
2 л 0,05М Ca(OH)2 и 300 мл 0,2М HNO3 0,5 л 0,1М KOH и 200 мл 0,25М H2SO4
700 мл 0,1М KOH и 300 мл 0,1М H2SO4 1 л 0,05М Ba(OH)2 и 200 мл 0,8М HCl
80 мл 0,15М KOH и 20 мл 0,2М H2SO4 400мл 0,05М NaOH и 600мл 0,02М H2SO4
100 мл 0,1М Ba(OH)2 и 20 мл 0,5М HCl 250 мл 0,4М KOH и 250 мл 0,1М H2SO4
700мл 0,05М NaOH и 300мл 0,1М H2SO4 200мл 0,05М Ca(OH)2 и 200мл 0,04М HCl
50 мл 0,2М Ba(OH)2 и 150 мл 0,1М HCl 150мл 0,08М NaOH и 350мл 0,02М H2SO4
900мл 0,01М KOH и 100мл 0,05М H2SO4 600мл 0,01М Ca(OH)2 и 150мл 0,12М HCl
250 мл 0,1М NaOH и 150 мл 0,1М H2SO4 100 мл 0,2М Ba(OH)2 и 50 мл 1М HCl
1 л 0,05М Ca(OH)2 и 500 мл 0,1М HNO3 100 мл 0,5М NaOH и 100 мл 0,4М H2SO4
100 мл 1М NaOH и 1900 мл 0,1М H2SO4 25 мл 0,1М KOH и 75 мл 0,01М H2SO4
300 мл 0,1М Ba(OH)2 и 200 мл 0,2М HCl 100мл 0,02М Ba(OH)2 и 150мл 0,04 М HI
200 мл 0,05М KOH и 50 мл 0,2М H2SO4 1 л 0,01М Ca(OH)2 и 500 мл 0,05М HNO3
500мл 0,05М Ba(OH)2 и 500мл 0,15М HI 250мл 0,04М Ba(OH)2 и 500мл 0,1М HCl
1 л 0,1М KOH и 2 л 0,05М H2SO4 500 мл 1М NaOH и 1500 мл 0,1М H2SO4
250мл 0,4М Ba(OH)2 и 250мл 0,4М HNO3 200 мл 0,1М Ba(OH)2 и 300 мл 0,2М HCl
80 мл 0,05М KOH и 20 мл 0,2М H2SO4 50 мл 0,2М KOH и 200 мл 0,05М H2SO4
300 мл 0,25М Ba(OH)2 и 200 мл 0,3М HCl 1 л 0,03М Ca(OH)2 и 500 мл 0,1М HNO3

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO2), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H + , отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH4Cl), то катионы NH4 + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH4OH и слабая кислота HF: 2

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH4F среда будет кислой (pH –5 –4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO2, Na2CO3, K3PO4);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4NO3, AlCl3, ZnSO4);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH3COO)2, NH4F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH4 + ⇄ NH3 + H + или, более точно NH4 + + H2O ⇄ NH3 + H3O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH4F следует рассматривать равновесие NH4 + + F – ⇆ NH3 + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + CO3 2–

2. Соль образована катионами (Na + ) сильного основания NaOH и анионом (CO3 2– ) слабой кислоты H2CO3. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO3 2– связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO3 – ; раствор обогащается ионами OH – (щелочная среда; pH>7):

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na2CO3.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO3 2– + HOH ⇆ HCO3 – + OH – анионы (CO3 2– , HCO3 – и OH – ) с катионами Na + , образовав соли Na2CO3, NaHCO3 и основание NaOH:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO3 – связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO3 – + HOH ⇆ H2CO3 + OH – анионы (HCO3 – и OH – ) с катионами Na + , образовав соль NaHCO3 и основание NaOH:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH 3+ + 3SO4 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+ ) слабого основания Al(OH)3 и анионами (SO4 2– ) сильной кислоты H2SO4. Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1 ион Al 3+ записывается 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Положительно заряженные ионы Al 3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH 2+ ; раствор обогащается ионами H + (кислая среда; pH 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al2(SO4)3.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катионы (Al 3+ , AlOH 2+ и H + ) с анионами SO4 2– , образовав соли Al2(SO4)3, AlOHSO4 и кислоту H2SO4:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксо­алюминия AlOH 2+ , которые участвуют во второй стадии гидролиза:

(положительно заряженные ионы AlOH 2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)2 + + H + катионы (AlOH 2+ , Al(OH)2 + , и H + ) с анионами SO4 2– , образовав соли AlOHSO4, (Al(OH)2)2SO4 и кислоту H2SO4:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH)2 + , которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

(положительно заряженные ионы Al(OH)2 + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH)2 + + HOH ⇆ Al(OH)3 + H + катионы (Al(OH)2 + и H + ) с анионами SO4 2– , образовав соль (Al(OH)2)2SO4 и кислоту H2SO4:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + PO4 3–

2. Соль образована катионами (NH4 + ) слабого основания NH4OH и анионами

(PO4 3– ) слабой кислоты H3PO4. Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону: NH4 + + PO4 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH4 + и PO4 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH). Положительно заряженные ионы NH4 + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH4OH, а отрицательно заряженные ионы PO4 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO4 2– :

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH4)3PO4.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH4 + + PO4 3– + HOH ⇆ NH4OH + HPO4 2– анионы (PO4 3– , HPO4 2– ) с катионами NH4 + , образовав соли (NH4)3PO4, (NH4)2HPO4:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO4 2– , которые вместе с катионами NH4 + участвуют во второй стадии гидролиза:

(ионы NH4 + связываются с ионами OH – , ионы HPO4 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH4OH и дигидрофосфат ионы H2PO4 – ).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH4 + + HPO4 2– + HOH ⇆ NH4OH + H2PO4 – анионы (HPO4 2– и H2PO4 – ) с катионами NH4 + , образовав соли (NH4)2HPO4 и NH4H2PO4:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H2PO4 – , которые вместе с катионами NH4 + участвуют в третьей стадии гидролиза:

(ионы NH4 + связываются с ионами OH – , ионы H2PO4 – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH4OH и H3PO4).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH4 + + H2PO4 – + HOH ⇆ NH4OH + H3PO4 анионы H2PO4 – и катионами NH4 + и образовав соль NH4H2PO4:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO4 2– – более слабый электролит, чем NH4OH: KNH4OH = 1,8·10 –5 > KHPO4 2– = KIII H3PO4 = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO4 2– – это диссоциация H3PO4 по третьей стадии, поэтому KHPO4 2– = KIII H3PO4).

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH 5

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все.

ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между.

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

Источник статьи: http://zdamsam.ru/a45306.html

Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ

Пример1. Определить рН 0,05 М H2SO4 серной кислоты.

1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO4 Û 2H + + SO4 2-

Считая степень диссоциации кислоты 100 %, находим, что из одной молекулы (моля) кислоты при диссоциации образуются 2 иона (моля) Н + .

2. Следовательно, что из 0,05 молей ее образуется х = = 0.1 молей Н + , т.е. [H + ] = 10 -1 моль/л Þ pH = -lg[H + ] = -lg10 -1 = 1

Пример 2. Определить рН 0,01М гидроксида аммония, a = 1%

1. Напишем уравнение диссоциации NH4OH Û NH4 + +OH —

2. Из уравнения видно, что из одной молекулы основания при диссоциации образуется один гидроксид-ион. Однако степень диссоциации основания – 1 %, поэтому при составлении пропорции по уравнению диссоциации необходимо найти концентрацию основания, которая подвергается диссоциации:

0,01 моль/л (общая конц-я) принимаем за 100 %

х = 10 -4 моль/л NH4OH – концентрация, которая подвергается распаду.

3. Найдем концентрацию гидроксид-иона на основе уравнения диссоциации:

1 моль NH4OH при распаде дает 1 моль ОН —

х = 10 -4 моль/л концентрация гидроксид-иона

4. Из выражения ионного произведения воды, находим концентрацию ионов водорода:

[H + ] = = = 10 -10 Þ pH = -lg[H + ] = -lg10 -10 = 10.

Пример 3. Вычислить молярную концентрацию раствора H2SO4 c pH=4.

Решение: 1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO4Û2H + + SO4 2-

Из уравнения видно, что из одной молекулы кислоты при диссоциации образуются 2 иона Н + . Если рН = 4 Þ [H + ] = 10 — pH = 10 -4 моль/л

2. Считая, что каждая молекула распадается на ионы (a=100%) составим пропорцию по уравнению диссоциации:

1моль H2SO4 распадается на 2 моля Н +

х (См) = =5 . 10 -5 моль/л [H2SO4].

Гидролиз солей

Растворы многих солей имеют кислую или щелочную реакцию среды, хотя сами соли при диссоциации не образуют катионов водорода Н + и гидроксид ионов ОН — . Объяснение этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с полярными молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Часто гидролиз ведет к изменению рН раствора.

Гидролиз это обратимый и равновесный процесс. Гидролизу подвергаются все соли, образованные либо слабым основанием, либо слабой кислотой. При рассмотрении механизма взаимодействия необходимо учитывать:

а) все частицы вещества в водном растворе рассматриваются с точки зрения теории электролитической диссоциации, т.е. в молекулярном или в ионном виде;

б) все взаимодействия в химии обеспечены электромагнитным взаимодействием, т.е. между частицами с положительными и отрицательными зарядами.

в) гидролиз протекает ступенчато, но преимущественно по первой ступени, т.е. одна частица взаимодействует только с одной частицей.

Типы гидролиза

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой(Na2S, Na2CO3, К2SiO3,CH3COOK и др.)

Рассмотрим гидролиз ацетата калия.

СН3СОО + К + + Н + -ОН Û СН3СООH + К + +OH — – полное ионное уравнение

СН3СОО + H2O Û СН3СООH + OH — – краткое ионное уравнение

СН3СООК + Н2О Û СН3СООH + КOH – молекулярное уравнение

2. Гидролиз солей образованных, слабым основанием и сильной кислотой(AlCl3, NH4NO3, ZnSO4)

Рассмотрим гидролиз сульфата алюминия

2Al 3+ + 2SO4 2 — + H + -OH — Û 2AlOH 2+ + 2SO4 2- + H + – полное ионное уравнение

слаб.эл-т сил. эл-т

2Al 3+ + 2H2O Û 2AlOH 2+ +2H + – краткое ионное уравнение

3.Необратимый гидролиз (соли, образованные слабым основанием и слабой и нестойкой кислотой – Al2S3, Fe2 (CO3)3 и др.)

Рассмотрим гидролиз сульфида алюминия:

2Al 3+ + 3S 2- +6H + -OH — ® 2Al(ОН)3¯ + 3H2S­– ионное уравнение

В данном случае гидролиз не останавливается на первой ступени, так как процесс необратимый. Это возможно, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка и газа (в соответствии с принципом Ле-Шателье).

Примечание: случай необратимого гидролиза обозначен прочерком (-) в таблице растворимости солей и оснований.

Соли,образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются:

Na + + Cl — + H + — OH — Û Na + + OH — +H + +Cl —

Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242.

Источник статьи: http://megaobuchalka.ru/9/12606.html

2) Связь концентрации ионов и общей концентрации растворённого вещества.

Уравнение диссоциации бинарного электролита в общем виде:

Степень диссоциации, по определению, равна отношению числа моль AaBb, распавшегося на ионы, к общему числу моль AaBb.

Пусть объём раствора равен одному литру. Тогда общее число моль AaBb − это молярная концентрация электролита c.

При распаде одного моля AaBb образуется «a» моль ионов A z + . Следовательно, число моль электролита AaBb, распавшегося на ионы, в «a» раз меньше, чем молярная концентрация ионов A z + , т.е. равна (концентрацию ионов принято обозначать в квадратных скобках).

Используя определение степени диссоциации, получаем:

; .

Поскольку, по определению, степень диссоциации равна отношению числа моль электролита, распавшегося на ионы, к общему числу моль электролита, а для одного литра раствора это, как мы установили, величины, соответственно равные иc, то:

; .

Таким образом, концентрация ионов связана с молярной концентрацией электролита следующим образом:

; .

Эти формулы применимы и к слабым, и к сильным электролитам.

[Cr 3+ ] = 2c = 2∙0,1∙0,6 = 0,12 моль/л.

В указанные соотношения входит именно молярная концентрация. Если в условии задачи приведены другие способы выражения концентрации раствора, то необходимо сначала определить молярную концентрацию.

Например, в условии данной задачи могла быть дана нормальность раствора сульфата хрома (III), равная 0,6 г-экв/л, или же сказано, что концентрация составляет 39,2 г/л (проверьте самостоятельно, что это 0,1 М раствор).

Для растворов кислот и оснований приведённые соотношения особенно важны для определения молярных концентраций соответственно ионов водорода и гидроксид-ионов.

Например, для раствора серной кислоты

Рассмотрим пример ещё одного задания.

Найдем степень диссоциации гидрата аммиака в его 0,23 М растворе, если в трех литрах раствора содержится 0,0045 моль ионов аммония.

В формуле известно значениеc. Молярную концентрацию ионов NH + найдем, составив пропорцию:

в 3 л содержится 0,0045 моль NH4 +

Вычислим: , или 0,65 %.

3) Водородный показатель (рН) растворов, ионное произведение воды, шкала рН.

Ионное произведение воды Kв − постоянная при данной температуре величина. При стандартной температуре

Произведение концентраций ионов H + и OH − не меняется, следовательно, во сколько раз увеличивается концентрация ионов H + , во столько же раз уменьшается концентрация OH − , и наоборот.

В нейтральной среде, когда [H + ] = [OH − ], [H + ] = 10 −7 и рН = 7;

В кислой среде [H + ] > 10 −7 и рН + ] −7 и рН > 7.

Пусть рН = 10. Тогда [H + ] = 10 −10 моль/л, а .

В данном растворе концентрация ионов OH − больше концентрации ионов H + в раз, или в миллион раз. Концентрация ионовOH − больше, чем в нейтральной среде в раз, или в тысячу раз.

Рассмотрим схему решения задач, в которых требуется найти рН в растворах кислоты или основания. Не забывайте, что в растворах оснований рН > 7.

а) Написать уравнения диссоциации.

б) Вычислить для кислоты [H + ] = ac;

Здесь «a» − число ионов водорода и «b» число гидроксид-ионов, которые образуются при диссоциации одной молекулы соответственно кислоты и основания (см. примеры в пункте 2).

в) Для основания вычислить .

II. В условии нет значения «». Тогда для слабых электролитов «» определяется через константу диссоциации , а для разбавленных растворов сильных электролитов принимается, что равно 1.

Например, определим рН в 0,001 М растворе NaOH. Концентрация гидроксид-ионов совпадает с молярной концентрацией щелочи:

[OH − ] = c = c∙1= c = 0,001 = 10 −3 моль/л.

;

III. Если в условии задачи нет значения «c», то там содержится вся необходимая информация для определения молярной концентрации. Например, может быть приведена нормальность, или процентная концентрация и плотность раствора, или число моль электролита в известном объёме раствора (см. комментарии к решению задач №1 ВКР-2).

Источник статьи: http://studfile.net/preview/3320911/page:6/

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные кислоты и основания (табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-

ностью, поэтому концентрация ионов водорода и ионов гидроксила равна

общей концентрации сильного электролита.

Для сильных оснований: [OH — ] = См; для сильных кислот: [H + ] = См.

Сильные электролиты

Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов для децимолярных растворов (0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов: все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H2S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH)2, Cu(OH)2).

Для растворов слабых кислот концентрация ионов водорода [H + ] в растворе рассчитывается по формуле:

где: Кк – константа диссоциации слабой кислоты; Ск – концентрация кислоты, моль/дм 3 .

Для растворов слабых оснований концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

где: Ко – константа диссоциации слабого основания; Сосн. – концентрация основания, моль/дм 3 .

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

2.2. Примеры решения индивидуального задания

Условие задания: Определить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, если рН =5,5.

Концентрация ионов водорода рассчитывается по формуле:

[Н + ] = 10 -5,5 = 3,16 •10 -6 моль/дм 3

Концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

[OН — ] = 10 -8,5 = 3 • 10 -9 моль/дм 3

Условие задания: Вычислить рН 0,001 М раствора HС1.

Кислота HС1 является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

Поэтому концентрация ионов [Н + ] равна общей концентрации кислоты: [Н + ] = См = 0,001 М.

рН = – lg[H + ] = – lg 1 • 10 -3 = 3

Условие задания: Вычислить рН 0,002 М раствора NaOH.

Основание NaOH является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

Поэтому концентрация гидроксильных ионов равна общей концентрации основания: [ОH — ]= См = 0,002 М.

рОН = – lg[ОН — ] = – lgСм = – lg 2 •10 -3 = 2,7

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

Условие задания: Вычислить рН 0,04 М раствора NH4OH, если константа диссоциации Кд(NH4OH) = 1,79·10 -5 (табл.2.2).

Основание NH4OH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация гидроксильных ионов [ОH — ] в растворе слабого основания рассчитывается по формуле:

моль/дм 3

рОН = – lg[ОH — ] = – lg 8,5·10 -2 = 1,1

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

Условие задания: Вычислить рН 0,17 М раствора уксусной кислоты (CH3COOH), если константа диссоциации Кд(CH3COOH) = 1,86 • 10 -5 (табл.2.2).

Кислота CH3COOH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация ионов водорода [H + ] в растворе слабой кислоты рассчитывается по формуле:

моль/дм 3

Вычисляем pH раствора по формуле: рН = – lg [H + ]

2.3. Индивидуальные задания

Задание № 1. Вычислить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе при определенном значении рН (см. пример № 1);

Задание № 2. Вычислить рН раствора сильного электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание № 3. Вычислить рН раствора слабого электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 4, 5).

Источник статьи: http://studfile.net/preview/5166221/page:3/

Водородный показатель среды растворов – pH.

Водородный показатель – рН – это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni – сила водорода, или pondus hydrogenii – вес водорода.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина – показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH:

В чистой воде при 25°C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH — ]) одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из константы автопротолиза воды Кw , которую иначе называют ионным произведением воды:

Кw = [H + ] · [OH – ] =10 –14 [моль 2 /л 2 ] (при 25°C)

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания – наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH – ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH – ] > [H + ] – щелочным.

Для определения значения pH растворов широко используют несколько способов.

1) Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы – органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах – либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы (см. Таблица 1, занятие 2).

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

2) Аналитический объёмный метод – кислотно-основное титрование – также даёт точные результаты определения общей кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности – момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, – фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется общая кислотность раствора.

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред (Табл. 2).

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем.

3) Использование специального прибора – pH-метра – позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов, отличается удобством и высокой точностью, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.

С помощью рН-метра измеряют концентрацию ионов водорода (pH) в растворах, питьевой воде, пищевой продукции и сырье, объектах окружающей среды и производственных систем непрерывного контроля технологических процессов, в т. ч. в агрессивных средах.

рН-метр незаменим для аппаратного мониторинга pH растворов разделения урана и плутония, когда требования к корректности показаний аппаратуры без её калибровки чрезвычайно высоки.

Прибор может использоваться в лабораториях стационарных и передвижных, в том числе полевых, а также клинико-диагностических, судебно-медицинских, научно-исследовательских, производственных, в том числе мясо-молочной и хлебопекарной промышленности.

Последнее время pH-метры также широко используются в аквариумных хозяйствах, контроля качества воды в бытовых условиях, земледелия (особенно в гидропонике), а также – для контроля диагностики состояния здоровья.

Таблица 2. Значения рН для некоторых биологических систем и других растворов

Система (раствор) рН
Двенадцатиперстная кишка 7,0 – 7,8
Желудочный сок 1,6 – 1,8
Кровь человека 7,35 – 7,45
Ликвор 7,5
Моча 4,8 – 7,5
Мышечная ткань 6,7 – 6,8
Панкреатический сок 8,3
Пот 4,0 – 8,0
Почки 6,6 – 6,9
Протоплазма клеток 6,4 – 7,0
Связки 7,2
Слёзы 7,4
Слюна 6,35 – 6,85
Тонкая кишка 6,2 – 7,3
Молоко 6,6 – 6,9
Морская вода 8,0
Белок куриного яйца 8,0
Апельсиновый сок 2,6 – 4,4
Томатный сок 4,3
Кофе 5,0
Чай 5,5

Контрольные вопросы

1. Уравнение ионного произведения воды, его анализ.

2. Водородный и гидроксильный показатели среды.

3. Характеристика кислотности сред по величине pH.

4. Биологическое значение водородного показателя.

Типовые задачи

Задача 1. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НСl) = 0,001 моль·дм -3 .

С(HCl) = 0,001 моль·дм -3 HCl ? H + + Cl — , т.к. ? = 1, то

[H + ] = [HCl] = 10 -3 моль·дм -3

Задача 2. Рассчитать pH раствора гидроксида калия с молярной концентрацией вещества в растворе C(KOH) = 1,5·10 -2 моль·дм -3 .

С(KOH) = 1,5·10 -2 моль·дм -3 KOH ? K + + OH — , т.к. ? = 1, то

[OH — ] = [KOH] = 1,5·10 -2 моль·дм -3

Задача 3. pH желудочного сока равен 1,65. Определить концентрации ионов [H + ] и [OH — ] в желудочном соке.

[H + ] — ? [H + ] = 10 –1,65 = 0,0224 моль·дм –3 = 2,24·10 –2 моль·дм –3

Ответ: [H + ] = 2,24·10 –2 моль?дм –3 ; [OH – ] = 4,46·10 –13 моль?дм –3 .

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ОН — (МОЛЬ/ДМ 3 ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 2,00 РАВНА ________МОЛЬ/ДМ 3

02. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 5,0 СОСТАВЛЯЮТ______ МОЛЬ/ДМ 3

03. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рОН = 6,0 СОСТАВЛЯЮТ ______ МОЛЬ/ДМ 3

04. УКАЖИТЕ рН СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 0,1 МОЛЬ/Л И ВОДНОГО РАСТВОРА ГИДРОКСИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 1,0 МОЛЬ/Л, СЧИТАЯ, ЧТО УКАЗАННЫЕ ВЕЩЕСТВА ДИССОЦИИРУЮТ ПОЛНОСТЬЮ

05. В РАСТВОРЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С рН = 2 КОНЦЕНТРАЦИЯ ВЕЩЕСТВА ПРИ α = 100% РАВНА _____ МОЛЬ/ДМ 3

06. рН РАСТВОРА ГИДРОКСИДА БАРИЯ РАВЕН 13, КОНЦЕНТРАЦИЯ ОСНОВАНИЯ В НЕМ ПРИ α =100% РАВНА ______ МОЛЬ/ ДМ 3

07. РАСТВОР, В 500 МЛ КОТОРОГО РАСТВОРЕНО 1,825 г HCl, ИМЕЕТ рН, РАВНЫЙ

08. УКАЖИТЕ рН 0,003 МОЛЯРНОГО РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ

Контрольные задания

09. Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет 1,78·10 –7 моль·дм -3 .

10. Физиологическое значение рН крови 7,36. Определить концентрацию ионов [H + ] и [OH — ] в крови.

11. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с концентрацией 0,03 моль/дм 3 и водного раствора гидроксида калия с концентрацией 0,12 моль/дм 3 , считая, что указанные вещества диссоциируют полностью.

12. Определите рН кишечного сока, если концентрация гидроксид- анионов ОН — в составе кишечного сока составляет 2,3·10 -6 моль·дм -3 .

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 66 – 76, 101 – 107.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М. : Высш. шк., 2008. – С.45-50.

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные «системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

Буферными называют системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению рН среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Способность буферных систем сохранять постоянство pH называется буферным действием.

По составу, с точки зрения протонной теории, буферные системы делят на кислые и основные.

Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка сильного основания, создаваемого солью этой кислоты.

Например: Ацетатная буферная система – кислая буферная система, состоит из:

СН3СООН – слабая кислота;

СН3СООNa – растворимая соль (содержит сопряженное сильное основание СН3СОО — ).

Аммиачная буферная система – основная буферная система, состоит из:

4ОН – слабое основание;

4Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН4 + ).

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы.

Буферные растворы, в отличие от буферных систем, могут быть многокомпонентными.

Кровь относят к буферным растворам.

Водородный показатель среды буферного раствора рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

pH — водородный показатель среды буферного раствора,

pKa – показатель константы кислотности слабой кислоты,

[соль]/[кислота]– количества соли и кислоты в момент равновесия; буферное соотношение.

В рабочем виде:

— C (1/z с), C (1/z к) – исходные молярные концентрации эквивалентов соли и кислоты, моль·дм -3 ;

— V (с), V (к) – объемы растворов соли и кислоты соответственно, см 3 .

Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью (B). Буферную ёмкость можно определить по кислоте или по основанию.

Буферная ёмкость показывает сколько моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи следует добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

B – буферная ёмкость, моль дм -3 ;

C(1/z кисл.; осн.) – молярная концентрация эквивалента добавляемой кислоты или основания;

V(кисл.; осн.) – объем раствора добавляемой кислоты или основания, см 3 ;

V (буф.)- объем буферного раствора, см 3 .

Для сохранения оптимальных условий обменных процессов необходимо постоянство pH внутренних сред организма. Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма.

Контрольные вопросы

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

Типовые задачи

Задача 1. Рассчитайте рН ацетатного буферного раствора, приготовленного из 80 мл 0,1 н раствора СН3СООН и 20 мл 0,1 н раствора СН3СООNa. КД (СН3СООН) = 1,74 · 10 – 5 .

Дано: Решение:
С (СН3СООН) = 0,1 н 1. Находим рКкислоты: рКкислоты = – lgКД = – lg 1,74 · 10 – 5 = 4,76
Vр (СН3СООН) = 80 мл = 0,08 л
С (СН3СООNa) = 0,1 н 2. Находим рН ацетатного буферного раствора:
Vр (СН3СООNa) = 20 мл
КД (СН3СООН) = 1,74 · 10 – 5 CC · VC 0,02 · 0,1 рН = рКкислоты + lg ———— = 4,76 + lg ————— = 4,16 CК · VК 0,08 · 0,1
—————————————
рН = ?
Ответ: рН = 4,16

Задача 2. Рассчитать рН оксалатной буферной системы, состоящей из100 см 3 раствора щавелевой кислоты с концентрацией С(1/2 Н2С2О4)=0,5 моль·дм -3 и 150 см 3 растворы оксалата натрия с концентрацией С(1/2 Na2C2O4)=0,25 моль·дм -3 ,если КД2С2О4)=5,6·10 -2 .

С(1/2Na2C2O4) = 0,25 моль·дм – 3 рН = 1,25 + lg(0,25·150)/(0,5·100 )= 1,125.

Задача 2. Рассчитайте объемы (см 3 ) 0,1М СН3СООН и 0,1 М СН3СООNa, необходимые для приготовления 100 см 3 буферного раствора с рН = 4,0. рК (СН3СООН) = 4,76

Дано: Решение:
C(СН3СООН) = 0,1моль/дм 3 1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха :
C(СН3СООNa) = 0,1моль/дм 3 рН = рК + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
Vбуф. = 100 см 3 lg(Cс·Vс)/(Cк·Vк) = pH – pK
рН = 4,0 2. Подставим данные:
рК (СН3СООН) = 4,76 lg(0,1·Vс)/(0,1·Vк) = 4 – 4,76 = –0,76
V(СН3СООН) = ? V(СН3СООNa) = ? 3. Vс + Vк = 100 см 3 lg Vс/(100 –Vc) = –0,76
Vс/(100 –Vc) = 10 -0,76 = 0,174 Vc = 14,84 см 3 Vк = 100 – 14,84 = 85,16 см 3
Ответ: V(СН3СООН) = 85,16 см 3 ; V(СН3СООNa) = 14,84 см 3

Задача 3. Рассчитайте рН фосфатного буфера, состоящего из 100 см 3 0,01 моль/дм 3 NaH2PO4 и 20 см 3 0,1 моль/дм 3 Na2HPO4. Как изменится рН при добавлении к этой смеси 30 мл раствора NaOH с молярной концентрацией С(NaОН) = 0,02 моль/дм 3 ?

Дано: Решение:
C(NaH2PO4) = 0,01моль/дм 3 1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха :
C(Na2HPO4) = 0,1моль/дм 3 рН = рК(H2PO4 – ) + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
V(NaH2PO4) = 100 см 3 pK (H2PO4 – ) = – lg1,6·10 – 7 = 6,8
V(Na2HPO4) = 20 см 3 2. Подставим данные:
V(NaOН) = 30 см 3 pH = 6,8 + lg(0,1·20)/(0,01·100) = 6,8 + lg2 = 7,1
C(NaОН) = 0,02моль/дм 3 3. Роль соли (основания) в буфере выполняет Na2HPO4, а роль кислоты – NaH2PO4 H2PO4 – + OH – ↔ HPO4 2– + H2O; HPO4 2– + Н + ↔ H2PO4 – кислота основание
КД2РО — 4)=1,6·10 -7 рН = ?
При добавлении NaOH в буфере уменьшится количество кислоты NaH2PO4 и увеличится количество соли Na2HPO4. Расчет ведем в миллимолях(ммоль) n(NaOH) = 30 мл · 0,02 = 0,6ммоль
рН = 6,8 + lg(2+0,6)/(1-0,6) = 6,8 + lg(2,6/0,4) = 7,615
Ответ: рН = 7,615

Задача 4. Рассчитайте буферную емкость по кислоте, если при добавлении к 100 см 3 гидрокарбонатного буфера с рН = 6,5 10 см 3 раствора НСl с молярной концентрацией эквивалента С(НСl) = 0,1 моль/дм 3 изменился до 6,3.

Дано: Решение:
C(НСl) = 0,1 моль/дм 3 1. По уравнению:
V(НСl) = 10 см 3 Bк = V(HCI)·С(НСl) /Vбуф. ·ΔpH
Vбуф. = 100 см 3 Bк = 10 · 0,1 / 100 · (6,5 – 6,3) = 0,05 моль/дм 3
рН1 = 6,5
рН2 = 6,3
Вк = ?
Ответ: Bк = 0,05 моль/дм 3

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. ВЫБЕРИТЕ БУФЕРНУЮ СИСТЕМУ

02. УКАЖИТЕ КАК НАЗЫВАЕТСЯ СДВИГ РЕАКЦИИ СРЕДЫ ОРГАНИЗМА В ЩЕЛОЧНУЮ СТОРОНУ

Источник статьи: http://studopedia.ru/18_17258_vodorodniy-pokazatel-sredi-rastvorov—pH.html

Водородный показатель pH

Буквы pH можно встретить на баночке с кремом для лица, в результатах медицинских анализов, отчете эколога или инженера-технолога. Давайте узнаем, что это за вездесущий показатель, как его рассчитать и применять.

· Обновлено 25 октября 2022

Что такое водородный показатель pH и зачем он нужен

Водные растворы веществ могут быть кислыми, нейтральными или щелочными. Кислотность среды зависит от концентрации положительно заряженных ионов водорода (H + ) и отрицательно заряженных гидроксид-ионов (OH − ) относительно друг друга.

Если в растворе [H + ] > [OH − ], то его называют кислотным,

если [H + ] = [OH − ] — нейтральным.

В нейтральном растворе концентрация Н + и ОН − ничтожно мала, поскольку эти ионы активно взаимодействуют друг с другом с образованием малодиссоциирующего соединения Н2О. Поэтому в нейтральном растворе присутствуют только те ионы водорода и гидроксид-ионы, которые образовались в результате обратимой диссоциации:

Константа диссоциации имеет незначительную величину и равна:

Концентрация воды практически не изменяется в растворе, поэтому мы можем упростить выражение константы диссоциации воды:

Получившееся выражение называют ионным произведением воды. Эта величина постоянна при заданной температуре (для T = 22–25 °С Kw = 10 −14 ) для воды и ее растворов.

Концентрация ионов H + и OH − при комнатной температуре всегда одинакова и равняется:

Для характеристики кислотности среды более удобно использовать водородный показатель pH (читается «пэ аш»), который равен десятичному логарифму величины [H+] с отрицательным знаком. Формула расчета pH:

Название величины указывает на то, что кислотность или щелочность среды можно выразить через концентрацию только ионов водорода.

Расчет водородного показателя для растворов разной кислотности

Попробуем посчитать pH для чистой воды и нейтральных водных растворов:

Для нейтральных водных растворов и чистой воды pH = 7.

Рассчитаем значения водородного показателя для раствора сильной одноосновной кислоты (например, HCl) концентрации 1 моль/л. Концентрация ионов водорода Н + равняется также 1 моль/л. Подставим значения в ионное произведение воды, которое сохранит свое значение 10 −14 и в этом растворе:

Кw = [H + ][ОН − ] = [1 моль/л] × [ОН − ] = 10 −14 .

В таком случае [Н + ] = 10 0 (так как 10 0 = 1 моль/л).

Для растворов сильных кислот pH = 0.

Рассчитаем значения водородного показателя для раствора сильного основания (например, KOH) концентрации 1 моль/л. Ионное произведение воды принимает вид:

Следовательно, рН = −lg10 −14 = 14.

Для растворов сильных оснований pH = 14.

Таким образом, значения pH могут варьироваться в интервале от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше кислотность среды. И наоборот: чем больше рН, тем выше щелочность среды.

Сильнокислотные свойства раствора характерны для pH = 0–3, а сильнощелочные — для pH = 12–14.

Значения pH в зависимости от характера среды:

в нейтральных водных растворах pH = 7;

Водородный показатель в быту и производстве

В быту нейтральной средой принято считать диапазон pH = 5–8,5. Растворы такой кислотности (или щелочности) безопасны для кожи и слизистых человека. Ниже приведены pH некоторых веществ, которые мы встречаем в повседневной жизни:

Водородный показатель имеет важное значение во многих отраслях:

в косметологии многие продукты проходят проверку на оптимальное значение pH для безопасности кожи;

в сельском хозяйстве кислотность среды определяют для выращивания сельскохозяйственных культур;

в экологии изменение кислотности дождевых вод, рек, озер свидетельствует об ухудшении экологических условий и т. д.

Запоминать теорию проще, если она подкреплена примерами из реальной жизни. Ученики онлайн-курсов по химии в Skysmart на каждом уроке узнают что-то новое об окружающем мире и учатся применять знания на практике.

Методы определения водородного показателя раствора

Характер среды (кислый, нейтральный или щелочной) определяют с помощью индикатора.

Индикаторы — вещества, которые изменяют окраску раствора при различных значениях pH.

Чтобы определить характер среды, в исследуемый раствор достаточно добавить несколько капель водно-спиртового раствора индикатора — и окраска последнего изменится.

На практике наиболее распространены несколько индикаторов: метилоранж, лакмус и фенолфталеин. Окраска этих индикаторов в кислой, нейтральной и щелочной среде представлена в таблице:

Определение pH среды с помощью индикатора — быстрый и наглядный метод, но для определения более точного значения pH используют универсальный индикатор.

Универсальный индикатор представляет собой смесь высушенных веществ, нанесенных на бумагу. С его помощью можно определить характер среды в широком диапазоне pH — от 1 до 14.

Для измерения водородного показателя pH на бумажную полоску наносят исследуемый раствор, а затем сравнивают цвет индикатора с эталонной шкалой.

Помимо определения характера среды, с помощью индикатора можно отследить изменение концентрации компонента в растворе. Например, реакция нейтрализации (реакция между кислотой и щелочью) протекает без каких-либо признаков (выпадения осадка или выделения газа). Но если к раствору кислоты добавить индикатор лакмус, раствор окрасится в красный, а после добавления к нему щелочи — в фиолетовый. Изменение окраски индикатора подтвердит протекание реакции нейтрализации.

Использование специального прибора pH-метра позволяет измерять значения pH в более широком интервале и с большей точностью (до 0,01 единицы pH) по сравнению с индикаторами.

Работа pH-метра основана на измерении электродвижущей силы (ЭДС), которая создается электродами после погружения в раствор.

Вопросы для самопроверки

Какие значения pH характерны для кислой, нейтральной и щелочной среды?

В каких областях науки и производства необходимо измерять значения pH раствора вещества? Приведите несколько примеров.

Что такое индикатор? Как определить с его помощью характер среды?

В чем преимущества универсального индикатора?

Как называется прибор для более точного определения водородного показателя среды? Приведите его преимущества.

Источник статьи: http://skysmart.ru/articles/chemistry/vodorodnyj-pokazatel-ph

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные кислоты и основания (табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-

ностью, поэтому концентрация ионов водорода и ионов гидроксила равна

общей концентрации сильного электролита.

Для сильных оснований: [OH — ] = См; для сильных кислот: [H + ] = См.

Сильные электролиты

Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов для децимолярных растворов (0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов: все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H2S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH)2, Cu(OH)2).

Для растворов слабых кислот концентрация ионов водорода [H + ] в растворе рассчитывается по формуле:

где: Кк – константа диссоциации слабой кислоты; Ск – концентрация кислоты, моль/дм 3 .

Для растворов слабых оснований концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

где: Ко – константа диссоциации слабого основания; Сосн. – концентрация основания, моль/дм 3 .

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

2.2. Примеры решения индивидуального задания

Условие задания: Определить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, если рН =5,5.

Концентрация ионов водорода рассчитывается по формуле:

[Н + ] = 10 -5,5 = 3,16 •10 -6 моль/дм 3

Концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

[OН — ] = 10 -8,5 = 3 • 10 -9 моль/дм 3

Условие задания: Вычислить рН 0,001 М раствора HС1.

Кислота HС1 является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

Поэтому концентрация ионов [Н + ] равна общей концентрации кислоты: [Н + ] = См = 0,001 М.

рН = – lg[H + ] = – lg 1 • 10 -3 = 3

Условие задания: Вычислить рН 0,002 М раствора NaOH.

Основание NaOH является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

Поэтому концентрация гидроксильных ионов равна общей концентрации основания: [ОH — ]= См = 0,002 М.

рОН = – lg[ОН — ] = – lgСм = – lg 2 •10 -3 = 2,7

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

Условие задания: Вычислить рН 0,04 М раствора NH4OH, если константа диссоциации Кд(NH4OH) = 1,79·10 -5 (табл.2.2).

Основание NH4OH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация гидроксильных ионов [ОH — ] в растворе слабого основания рассчитывается по формуле:

моль/дм 3

рОН = – lg[ОH — ] = – lg 8,5·10 -2 = 1,1

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

Условие задания: Вычислить рН 0,17 М раствора уксусной кислоты (CH3COOH), если константа диссоциации Кд(CH3COOH) = 1,86 • 10 -5 (табл.2.2).

Кислота CH3COOH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация ионов водорода [H + ] в растворе слабой кислоты рассчитывается по формуле:

моль/дм 3

Вычисляем pH раствора по формуле: рН = – lg [H + ]

2.3. Индивидуальные задания

Задание № 1. Вычислить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе при определенном значении рН (см. пример № 1);

Задание № 2. Вычислить рН раствора сильного электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание № 3. Вычислить рН раствора слабого электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 4, 5).

Источник статьи: http://studfile.net/preview/5166221/page:3/

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *