Определение значения ph раствора кислоты. Вычисление рн некоторых растворов

22.12.2019 -

Водородный показатель , pH (лат. p ondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш» ) — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X , а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH .

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора , pOH , которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

Значения pH в растворах различной кислотности.

Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 - 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1 .

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14 .

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH −); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH -метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1-2 единицы.
Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор , который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
Применение специального прибора — pH -метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH ), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН , что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
pH :

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3 , при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73 , при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H +) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH -метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую 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 под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.
Вещество
Электролит в свинцовых аккумуляторах
Желудочный сок
Лимонный сок (5% р-р лимонной кислоты)
Пищевой уксус
Кока-кола
Яблочный сок




Кожа здорового человека
Кислотный дождь
Питьевая вода


Чистая вода при 25 °C

Морская вода
Мыло (жировое) для рук
Нашатырный спирт
Отбеливатель (хлорная известь)
Концентрированные растворы щелочей

Парень не хочет работать полный день, у него все время отговорки, мол опять мне станет плохо и все такое. Учится на очке в магистратуре, раз в неделю бывает на парах, с преподавателями договорился. Я устроиться официально не могу, чтобы учебу не пропускать (у нас баллы за посещение)..плюс это теперь не считается уважительной причиной, бесплатной заочки по специальности нет. Сейчас нет денег, я его прошу, оставаться на работе, чтобы хоть что-то заработать. Меня в ту фирму, где он работает не берут пока что. В ответ он мне 25-1000 отговорок, то вуз, то работа, то вдруг мне плохо станет как зимой, когда пластом лежал с давлением. У мамы своей все время денег просит на свои поездки, а с моих трясет на кварплату. Мои родители пока не могут давать денег, т.к. до этого сестрам на соревнования нужны были деньги и у мамы с сестрой проблемы с сердцем нужно лечение и лекарства, брат не разговаривает мама ему на уколы и лекарства отдала около 8тыс (уколы +витамины). Мне кажется,что ему плевать на моих родителей. Да и вообще его мама якобы «договорилась» с моей мамой о том,что будут давать 3 тыс/мес, но мама сказала по-возможности. Папа до этого давал спокойно, пока не начались проблемы. И его мама повзонила с наездом на мою маму мол деньги не даете, мы «типо» договаривались, потом стала говорить мол готовьте 10к(откуда такая сумма я хз). В моей семье работает только папа, мама трудоустроена в ленте, но на работу не зовут. В городе магазин не выполняет половину плана по продажам в городе. В его семье работают в черную, что его мама, что отчим. Мои родители в белую. В его семье 4 человека считая его, в моей 6 вместе со мной.. Сегодня спросила про подработку, но там 600р в день работать с 9-20:00..Хз когда позвонят. Папа на вахте, собрать документы для социальной стипендии тоже не можем..

Просмотр

Знакомства, Любовь, Отношения Я понимаю там молодой Джонни Депп (ну или кто там вам нравится больше всех), красивый, галантный, с бархатным баритоном. Мужчина в постель к которому женщины сами мечтают попасть. Тогда понимаю уверенность в себе. И то такой мужчина не предложит прямо ничего, он разожжет страсть и все само произойдет плавно и естественно. А сколько случаев, когда сидит Васек какой-нибудь и спрашивает: ну что поехали ко мне?))) Он считает себя неотразимым таким? Что любая женщина его видя в первый раз, уже мечтает о продолжении банкета?

Раствор электролита	Формула для расчета рН
чистая вода	рН = -lg
сильная кислота	pH = -lgC(1/z сильной кислоты)
сильное основание	pH = 14 – pОH = 14 + lgC(1/z сильного основания)
слабая кислота	рН = ½рК а – ½lgС кислоты
слабое основание	рН = 14 – ½рК в + ½lgС основания
растворы амфолитов
соль, гидролиз по аниону	рН = 7 + ½рК а (сильной кислоты) + ½lgС соли
соль, гидролиз по катиону	рН = 7 - ½рК в (сильного основания) - ½lgС соли
соль, гидролиз по смешанному типу	рН = 7 - ½рК в (сильного основания) + + ½рК а (сильной кислоты)
буферная система 1 типа	рН = рК а + lg(С соли /С кислоты)
буферная система 2 типа	рН = 14 – рК в + lg(С основания /С соли) или рН = рК а (ВН +) + lg (С основания /С соли)

Закон разбавления Оствальда: α = √К а / С кислоты;

= 10 - pH ;

В а = n(1/z кислоты) / (V буферного раствора ∙∆рН) =

= (С(1/z кислоты) ∙ V кислоты) / (V буферного раствора ∙ (рН 2 – рН 1));

В в = n(1/z основания) / (V буферного раствора ∙ ∆рН) =

= (С(1/z основания)∙V основания) / (V буферного раствора ∙(рН 2 – рН 1)).

Ситуационные задачи:

1. Вычислите рН 0,01 моль/л растворов серной кислоты, гидроксида калия, фосфорной кислоты, аммиака, гидроксида цинка, гидрокарбоната натрия, сульфата магния, ацетата аммония.

2. Вычислите степень диссоциации и рН уксусной кислоты, если К а (СН 3 СООН) = 1,8·10 -5 , С(х) = 0,18 моль/л.

3. Определите концентрацию ионов водорода в плазме крови, если рН = 7,4.

4. Определите рН буферного раствора, который получен смешиванием 0,1 моль/л раствора NH 4 Cl и 0,1 моль/л раствора NH 4 OH в соотношении: а) 1:1; б) 1:4; в) 4:1. K В (NH 4 OH) = 1,79·10 -5 .

5. Вычислите соотношение С соли /С кислоты для буферной системы гидрофосфат натрия/дигидрофосфат натрия, если рН = 7,4.

6. Рассчитайте объем 0,2 моль/л раствора гидроксида натрия, который нужно прибавить к 50 мл 0,2 моль/л раствору дигидрофосфата натрия, чтобы получить буферный раствор с рН = 7,4.

7. Вычислите массу ацетата натрия, которую следует добавить к раствору уксусной кислоты С(СН 3 СООН) = 0,316 моль/л и объемом 2 л, чтобы получить буферный раствор с рН = 4,87.

8. Сколько молей эквивалента аскорбиновой кислоты необходимо ввести больному для нормализации кислотно-основного состояния, если рН его крови – 7,5 (норма – 7,4) общее количество крови 5 л, емкость по кислоте 0,05 моль/л?

Лабораторная работа №4. «Методы определения рН среды, свойства буферных растворов».

Тема № 5.

Комплексообразование. Свойства комплексных соединений. Гетерогенное равновесие. Окислительно-восстановительное равновесие.

Значение темы:

Изучение темы будет способствовать формированию следующих компетенций ОК–1; ОК–5; ОПК-1; ОПК-7; ОПК-9; ПК-5

Цель занятия: после изучения темыстудент должен

Знать:

ü правила техники безопасности и работы в физических, химических , биологических лабораториях с реактивами, приборами , животными;

ü физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном , клеточном, тканевом, органном уровнях;

ü физико-химические методы анализа в медицине (потенциометрический );

ü основные типы химических равновесий (протолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно-восстановительные ) в процессах жизнедеятельности;

ü основы химии гемоглобина, его участие в газообмене и поддержании кислотно-основного состояния.

Уметь:

ü пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности;

ü пользоваться физическим, химическим и биологическим оборудованием;

ü прогнозировать направление и результат физико-химических процессов и химических превращений биологически важных веществ;

ü производить расчеты по результатам эксперимента.

Форма организации учебного процесса: лабораторное занятие.

Место проведения занятия: учебно-научная химическая и биохимическая лаборатория.

Оснащение занятия: химическая посуда и реактивы, интерактивная доска, проекционное оборудование, инструкция по охране труда, справочная литература, средства индивидуальной защиты.

План проведения занятия:

Вопросы для изучения темы:

1. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Строение комплексных соединений.

2. Классификация и номенклатура. Получение комплексных соединений.

3. Внутрикомплексные соединения и их роль в биологических процессах. Полидентатные лиганды. Строение активного центра биологических комплексов: хлорофилла, гемоглобина, цианкобаламина, каталазы. Токсичность солей тяжелых металлов, взаимодействие их с комплексами биогенных металлов.

4. Антидоты: Унитиол (2,3-димеркаптопропансульфонат натрия), Трилон А (этилендиаминтетраацетат), Трилон Б (этилендиаминтетрауксусной кислоты динатриевая соль), Британский антилюизит (БАЛ) (2,3-димеркаптопропанол), Тетацин (этилендиаминтетрауксусной кислоты кальциевая соль), Пеницилламин (2-амино-3-меркапто-3-метилбутановая кислота), Ацизол (Цинка бисвинилимидазола диацетат).

5. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости комплексного иона и их взаимосвязь с устойчивостью комплекса.

6. Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды комплексонометрическим методом. Динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) – Трилон Б. Металлиндикаторы – кислотный хромовый черный (эриохром черный Т).

7. Гетерогенные равновесия и процессы. Константа растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции, лежащие в основе образования неорганического вещества костной ткани гидроксидфосфата кальция. Явление изоморфизма: замещение в гидроксидфосфате кальция гидроксид ионов на ионы фтора, ионов кальция на ионы стронция. Остеотропность металлов.

8. Механизм функционирования кальциевого буфера.

9. Реакции, лежащие в основе образования конкрементов: уратов, оксалатов, карбонатов. Применение хлорида кальция и сульфата магния в качестве антидотов.

10. Классификация и сущность методов осадительного титрования. Аргентометрия.

11. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (ОВР) (Л.В. Писаржевский).

12. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.

13. Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.

14. Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного и ионно-электронного баланса.

15. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Стандартные, реальные, формальные электродные и окислительно-восстановительные потенциалы (редокс-потенциалы). Уравнение Нернста-Петерса. Сравнительная сила окислителей и восстановителей.

16. Стандартное изменение энергии Гиббса и Гельмгольца окислительно-восстановительной реакции. Прогнозирование направления протекания ОВ реакций по разности ОВ потенциалов. Влияние лигандного окружения центрального атома на величину редокс-потенциала. Влияние среды и внешних условий на направление окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.

17. Классификация и сущность методов окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, йодометрия.

Вопросы для самоконтроля знаний:

Дополните фразы:

1. Комплексные соединения – это ……..

2. Комплексные соединения состоят из …… и …….., образующих внутреннюю сферу, и внешней сферы.

3. С позиций теории валентных связей химическая связь между комплексообразователем и лигандом осуществляется ………….

4. Комплексообразователи – атомы или ионы, …… электронных пар.

5. Роль комплексообразователя чаще выполняют …….. и …..…. элементы.

6. Лиганды – это молекулы и ионы – ………электронных пар.

7. Формулы лигандов, имеющих названия: аква – …..; аммин – …..; гидроксо – …..; циано – …….; тиосульфато – …….; нитро – ..….; хлоро – …...; тиоцианато – ..…..

8. Заряд внутренней сферы определяется как алгебраическая сумма ……….

9. Внешняя сфера комплексного соединения – это …… противоположного знака, нейтрализующие …….. комплексного иона и связанные с ним ………. связью.

10. Катионными являются комплексные соединения, внутренняя сфера которых имеет ….…. заряд.

11. Анионными являются комплексные соединения, внутренняя сфера которых имеет ….… заряд.

12. Математическое выражение К н ( 3+) имеет вид: …………

13. Чем меньше константа нестойкости, тем комплекс ……. устойчив.

14. Дентатность – число связей, …………

15. Комплексообразователем в хлорофилле является ион ….…, в молекуле цианокобаламина – ион ….…., в гемоглобине – ион ….., в цитохромах – ион …..…, в каталазе – ион ….....

16. Лигандом в гемоглобине является ………...

17. Основные физиологические формы гемоглобина: ……..

18. Биологическая роль гемоглобина – транспорт ………

19. Хелатотерапия – ………. организма при помощи …….. на основе образования устойчивых ……….. соединений с ……………. – токсикантов.

20. Осадок образуется, если в растворе произведение концентраций ионов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам …….. константы растворимости.

21. В ненасыщенном растворе K s …. П с.

22. Необходимое условие растворения осадка: K s …. П с.

23. Чем меньше константа растворимости труднорастворимого электролита, тем ……. его растворимость.

24. Если K s (PbSO 4) = 1,6∙10 -8 ; K s (SrSO 4) = 3,2∙10 -7 ; K s (CaSO 4) = 1,3∙10 -4 , то растворимость меньше у …….

25. Если K s (ВаSO 4) = 1,1∙10 -10 ; K s (SrSO 4) = 3,2∙10 -7 ; K s (CaSO 4) = 1,3∙10 -4 , то растворимость больше у ……

26. В насыщенный раствор карбоната серебра внесли кристаллы карбоната кальция. Растворимость Ag 2 CO 3 при этом …….

27. Растворимость электролитов в последовательности: CaHPO 4 → Ca 4 H(PO 4) 3 → Ca 5 (PO 4) 3 OH постепенно понижается, поэтому более устойчивой формой фосфата кальция в организме является ………

28. В состав зубной эмали входит Ca 5 (PO 4) 3 F. Использование фторсодержащих зубных паст приводит к …….. П с, К s ………….

29. К разрушению зубной ткани, в состав которой входит Ca 5 (PO 4) 3 OH, будут приводить: ……. рН слюны, ……… концентрации Ca 2+ в слюне.

30. Окислитель (Ox) – частица, ……………...

31. Восстановитель (Red) – частица, ………….

32. Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель ……….. и переходит в сопряжённую ……… форму.

33. Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель ………. и переходит в сопряжённую ……. форму.

34. Степень окисления – ………………...

35. Заполните таблицу.

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

C(H +)×C(OH –) = K w ,

где K w – константа ионного произведения воды ; при 25°C K w = 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 –) < 10 –7 моль/л.

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

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

pH = –lg C(H +)

В кислом растворе pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

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

pOH = –lg C(OH –)

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H +) = 2·C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H +) = –lg 0,01 = 2.

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

CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H + .

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина ; см. .

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).

В 0,35% растворе NH 4 OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C 0 . C 0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH 4 OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + 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 NH 4 OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH 4 +) = C(OH -) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH 4 OH равна: С(NH 4 OH) = (C 0 –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 C 0 – общей концентрации электролита в растворе).

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 (C 0):

(1,34%).

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C 0 (H 3 PO 4) = 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 H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H 2 PO 4 – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H 3 PO 4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H 2 PO 4 – и молекул H 3 PO 4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K 1 = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K 1 /C 0 = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 < 10 –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%)

Задание №8

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 H 2 SO 4 ; 1% NaOH	0,35% NH 4 OH
	0,01МCa(OH) 2 ; 2%HNO 3	1% CH 3 COOH		0,04М H 2 SO 4 ; 4% NaOH	1% NH 4 OH
	0,5М HClO 4 ; 1% Ba(OH) 2	0,98% H 3 PO 4		0,7М HClO 4 ; 4%Ba(OH) 2	3% H 3 PO 4
	0,02M LiOH; 0,3% HNO 3	0,34% H 2 S		0,06M LiOH; 0,1% HNO 3	1,36% H 2 S
	0,1М HMnO 4 ; 0,1% KOH	0,031% H 2 CO 3		0,2М HMnO 4 ; 0,2%KOH	0,124%H 2 CO 3
	0,4М HCl; 0,08%Ca(OH) 2	0,47% HNO 2		0,8МHCl; 0,03%Ca(OH) 2	1,4% HNO 2
	0,05M NaOH; 0,81% HBr	0,4% H 2 SO 3		0,07M NaOH; 3,24% HBr	1,23% H 2 SO 3
	0,02M Ba(OH) 2 ; 0,13%HI	0,2% HF		0,05M Ba(OH) 2 ; 2,5% HI	2% HF
	0,02М H 2 SO 4 ; 2% NaOH	0,7% NH 4 OH		0,06МH 2 SO 4 ; 0,8%NaOH	5%CH 3 COOH
	0,7М HClO 4 ; 2%Ba(OH) 2	1,96% H 3 PO 4		0,08М H 2 SO 4 ; 3% NaOH	4% H 3 PO 4
	0,04MLiOH; 0,63%HNO 3	0,68% H 2 S		0,008M HI; 1,7%Ba(OH) 2	3,4% H 2 S
	0,3МHMnO 4 ; 0,56%KOH	0,062% H 2 CO 3		0,08M LiOH; 1,3% HNO 3	0,2% H 2 CO 3
	0,6М HCl; 0,05%Ca(OH) 2	0,94% HNO 2		0,01M HMnO 4 ; 1% KOH	2,35% HNO 2
	0,03M NaOH; 1,62% HBr	0,82% H 2 SO 3		0,9МHCl; 0,01%Ca(OH) 2	2% H 2 SO 3
	0,03M Ba(OH) 2 ; 1,26%HI	0,5% HF		0,09M NaOH; 6,5% HBr	5% HF
	0,03М H 2 SO 4 ; 0,4%NaOH	3% CH 3 COOH		0,1M Ba(OH) 2 ; 6,4% HI	6%CH 3 COOH
	0,002M HI; 3% Ba(OH) 2	1% HF		0,04МH 2 SO 4 ; 1,6%NaOH	3,5% NH 4 OH
	0,005МHBr; 0,24% LiOH	1,64% H 2 SO 3		0,001М HI; 0,4%Ba(OH) 2	5% H 3 PO 4

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H 2 SO 4 и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO 4 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH - → H 2 O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO 4 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H 2 SO 4) = 0,2 моль/л × 0,1 л = 0,02 моль = n(SO 4 2-);

n(H +) = 2 × n(H 2 SO 4) = 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(SO 4 2–) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

V общ. » Vраствора H 2 SO 4 + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

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

C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / V общ. = 0,02 моль: 0,5 л = 0,04 моль/л;

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

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

Задание №9

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

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 KNO 2), 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:

NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –

KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.

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 NH 4 Cl), то катионы NH 4 + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .

NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH < 7).

При гидролизе соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (например, фторид аммония NH 4 F) катионы слабого основания NH 4 + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH 4 OH и слабая кислота HF: 2

NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF

NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.

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 NH 4 F среда будет кислой (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 .

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

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH 3 COO) 2 , NH 4 F).

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.

Примечания

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, NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 , объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH 4 + ⇄ NH 3 + H + или, более точно NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH 4 F следует рассматривать равновесие NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + 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<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–

2. Соль образована катионами (Na +) сильного основания NaOH и анионом (CO 3 2–) слабой кислоты H 2 CO 3 . Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

CO 3 2– + HOH ⇆ … .

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

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

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na 2 CO 3 .

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – анионы (CO 3 2– , HCO 3 – и OH –) с катионами Na + , образовав соли Na 2 CO 3 , NaHCO 3 и основание NaOH:

Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.

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

HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO 3 – 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 HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – анионы (HCO 3 – и OH –) с катионами Na + , образовав соль NaHCO 3 и основание NaOH:

NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH

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

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

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+) слабого основания Al(OH) 3 и анионами (SO 4 2–) сильной кислоты H 2 SO 4 . 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<7):

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al 2 (SO 4) 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 SO 4 2– , образовав соли Al 2 (SO 4) 3 , AlOHSO 4 и кислоту H 2 SO 4:

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

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

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +

(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 SO 4 2– , образовав соли AlOHSO 4 , (Al(OH) 2) 2 SO 4 и кислоту H 2 SO 4:

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

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

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +

(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 SO 4 2– , образовав соль (Al(OH) 2) 2 SO 4 и кислоту H 2 SO 4:

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

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

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 .

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–

2. Соль образована катионами (NH 4 +) слабого основания NH 4 OH и анионами

(PO 4 3–) слабой кислоты H 3 PO 4 . Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH 4 + и PO 4 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH ). Положительно заряженные ионы NH 4 + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH 4 OH, а отрицательно заряженные ионы PO 4 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO 4 2– :

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

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH 4) 3 PO 4 .

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– анионы (PO 4 3– , HPO 4 2–) с катионами NH 4 + , образовав соли (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:

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

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO 4 2– , которые вместе с катионами NH 4 + участвуют во второй стадии гидролиза:

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

(ионы NH 4 + связываются с ионами OH – , ионы HPO 4 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH 4 OH и дигидрофосфат ионы H 2 PO 4 –).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – анионы (HPO 4 2– и H 2 PO 4 –) с катионами NH 4 + , образовав соли (NH 4) 2 HPO 4 и NH 4 H 2 PO 4:

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

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H 2 PO 4 – , которые вместе с катионами NH 4 + участвуют в третьей стадии гидролиза:

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

(ионы NH 4 + связываются с ионами OH – , ионы H 2 PO 4 – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH 4 OH и H 3 PO 4).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 анионы H 2 PO 4 – и катионами NH 4 + и образовав соль NH 4 H 2 PO 4:

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

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

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 .

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

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

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO 4 2– – более слабый электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO 4 2– – это диссоциация H 3 PO 4 по третьей стадии, поэтому KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).

Задание №10

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

Таблица 10 – Условия задания №10

№ варианта	Список солей	№ варианта	Список солей
	а) Na 2 CO 3 , б) Al 2 (SO 4) 3 , в) (NH 4) 3 PO 4		а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 2 Te
	а) Na 3 PO 4 , б) CuCl 2 , в) Al(CH 3 COO) 3		а) MgSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 CO 3
	а) ZnSO 4 , б) K 2 CO 3 , в) (NH 4) 2 S		а) CrCl 3 , б) Na 2 SiO 3 , в) Ni(CH 3 COO) 2
	а) Cr(NO 3) 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Se		а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) (NH 4) 2 SO 3

Продолжение таблицы 10

№ варианта	Список солей	№ варианта	Список солей
	а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SO 3 , в) Mg(NO 2) 2
	а) K 2 CO 3 , б) Cr 2 (SO 4) 3 , в) Be(NO 2) 2		а) MgSO 4 , б) K 3 PO 4 , в) Cr(CH 3 COO) 3
	а) K 3 PO 4 , б) MgCl 2 , в) Fe(CH 3 COO) 3		а) CrCl 3 , б) Na 2 SO 3 , в) Fe(CH 3 COO) 3
	а) ZnCl 2 , б) K 2 SiO 3 , в) Cr(CH 3 COO) 3		а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) Mg(CH 3 COO) 2
	а) AlCl 3 , б) Na 2 Se, в) Mg(CH 3 COO) 2		а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SiO 3 , (NH 4) 2 CO 3
	а) FeCl 3 , б) K 2 SO 3 , в) Zn(NO 2) 2		а) K 2 CO 3 , б) Al(NO 3) 3 , в) Ni(NO 2) 2
	а) CuSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 SeO 3		а) K 3 PO 4 , б) Mg(NO 3) 2 , в) (NH 4) 2 SeO 3
	а) BeSO 4 , б) K 3 PO 4 , в) Ni(NO 2) 2		а) ZnCl 2 , Na 3 PO 4 , в) Ni(CH 3 COO) 2
	а) Bi(NO 3) 3 , б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S		а) AlCl 3 , б) K 2 CO 3 , в) (NH 4) 2 SO 3
	а) Na 2 CO 3 , б) AlCl 3 , в) (NH 4) 3 PO 4		а) FeCl 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Te
	а) K 3 PO 4 , б) MgCl 2 , в) Al(CH 3 COO) 3		а) CuSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 Se
	а) ZnSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) Mg(NO 2) 2		а) BeSO 4 , б) б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 3 PO 4
	а) Cr(NO 3) 3 , б) K 2 SO 3 , в) (NH 4) 2 SO 3		a) BiCl 3 , б) K 2 SO 3 , в) Al(CH 3 COO) 3
	а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 Se, в) (NH 4) 2 CO 3		a) Fe(NO 3) 2 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 S

Список литературы

1. Лурье, Ю.Ю. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. – М. : Химия, 1989. – 448 с.

2. Рабинович, В.А. Краткий химический справочник / В.А. Рабинович, З.Я. Хавин – Л. : Химия, 1991. – 432 с.

3. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка; под ред. В.А. Рабиновича. – 26-е изд. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

4. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка; под ред. В. А. Рабиновича и Х.М. Рубиной – 22-е изд. – Л.: Химия, 1984. – 264 с.

5. Общая и неорганическая химия: конспект лекций для студентов технологических специальностей: в 2 ч. / Могилёвский государственный университет продовольствия; авт.-сост. В.А. Огородников. – Могилёв, 2002. – Ч. 1: Общие вопросы химии. – 96 с.

Учебное издание

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Методические указания и контрольные задания

для студентов технологических специальностей заочной формы обучения

Составитель: Огородников Валерий Анатольевич

Редактор Т.Л Матеуш

Технический редактор А.А. Щербакова

Подписано в печать. Формат 60´84 1/16

Печать офсетная. Гарнитура Таймс. Печать трафаретная

Усл. печ. л.. Уч. изд. л. 3.

Тираж экз. Заказ.

Отпечатано на ризографе редакционно-издательского отдела

учреждения образования

«Могилёвский государственный университет продовольствия»

Расчет активности ионов водорода по уравнениям закона действующих масс значительно упрощается, если брать отрицательные логарифмы входящих в эти уравнения величин. Введем следующие обозначения: а - активность, f - коэффициент активности, С - концентрация, К1 - первая и К2 - вторая константа диссоциации, Кш - константа диссоциации воды. Отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода обозначим рН.
Значения рС, рf, рК для различных концентраций, разной ионной силы и величины констант (рК) некоторых кислот и оснований приведены в табл. 1-3. Величина константы диссоциации воды и значения рКш ее при различных температурах приведены в табл. 4.

Пользуясь табл. 1-4, можно легко рассчитать значения рН некоторых растворов по следующим уравнениям (формулы 6-16):

Примеры расчетов по этим уравнениям приводим ниже. Для упрощения расчетов можно избежать вычислений ионной силы растворов для нахождения рf, приняв для одновалентных электролитов рf - 0,1, для двухвалентных рf - 0,2, для трехвалентных рf - 0,4; эти значения близки к показанным в табл. 3 при концентрациях, обычно применяемых в лабораторной практике (0,025-0,2 м.). В остальных случаях следует пользоваться данными табл. 3. При более приближенных расчетах можно совсем не учитывать поправку на рf.

При пользовании уравнениями (8)-(16) поправку на рf следует учитывать только в том случае, если при расчете используется значение концентрационной константы диссоциации (в табл. 2 эти константы не подчеркнуты).
Вывод уравнений (6)-(16) здесь не приводится; его можно найти в учебниках физической химии.
Сильные кислоты и основан и я - НСl, НNO3, НСlO4, H2SO4, КОН и др. Сильные кислоты и основания диссоциируют почти полностью. Поэтому активность ионов водорода растворов сильных кислот согласно (6) будет a = Cf, или в логарифмическом виде:

Для сильных оснований активность ионов водорода в растворах их может быть рассчитана из уравнения:

вывод которого легко может быть сделан с учетом равенств:

Слабые кислоты и основания - уксусная кислота, водные растворы аммиака, анилина и пр. Отрицательные логарифмы констант некоторых из них, или значения рК их, приведены в табл. 2.
По закону действующих масс для слабых кислот имеем:

Следует заметить, что при выводе уравнений (8) и (9) было принято, что концентрация недиссоциированной кислоты равна общей концентрации ее, или [НА]=С. Это приближенное равенство справедливо с точностью до 1 % только для кислот, константа диссоциации которых К равна или меньше 10в-3 или pК = 3. Таким образом, уравнениями (8) и (9) следует пользоваться для расчета рН кислот и оснований, для которых рК > 3. При рК меньше 3 следует пользоваться более сложными расчетами, которые здесь не приводятся.
Многоосновные слабые кислоты, имеющие две и более констант диссоциации - К1, К2, К3, и пр., например угольная, фосфорная, щавелевая и др. При расчете значения рН их растворов следует иметь в виду два случая: 1) между величинами первой и второй констант имеется существенная разница, так что рК2-рК1 > 3, и 2) величины первой и второй констант близки между собой, так что рК2-рK1 Во втором случае, т. е. когда рК2-рK1

Растворы солей. В зависимости от состава соли растворы их могут иметь щелочную, нейтральную или кислую реакцию. Поэтому при определении рН раствора их следует различать четыре случая: 1) соли, анион и катион которых принадлежат к сильному основанию и сильной кислоте; 2) соли, составленные слабой кислотой и сильным основанием; 3) соли, составленные сильной кислотой и слабым основанием; 4) соли, составленные слабой кислотой и слабым основанием.
Различная реакция водных растворов солей связана с разной степенью диссоциации сильных и слабых кислот и оснований. Выше было указано, что сильные электролиты диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые - частично. Так как соли диссоциируют в водных растворах полностью, а слабые кислоты и основания частично, то при наличии в растворе анионов или катионов слабых кислот и оснований последние частично гидролизуются, переходят в сравнительно мало диссоциированные соединения, и в растворе появляется свободная сильная кислота или щелочь. Например, при растворении в воде соли NH4Cl (NH4 - катион слабого основания, Cl - анион сильной кислоты) происходит частичный гидролиз иона NH4 и переход его в сравнительно мало диссоциированное соединение NH4OH, а в растворе появляется свободная HCl:

Раствор такой соли будет кислым. Наоборот, при растворении в воде соли слабой кислоты и сильного основания по тем же причинам происходит подщелачивание раствора:

Очевидно, при расчете значения рН растворов солей следует учитывать степень диссоциации составляющих соль слабых кислот пли оснований или же величину констант диссоциации их.
1. Соли сильного основания и сильной кислоты: КСl, NaCl, KNO3 и др. Растворы этих солей должны иметь реакцию, близкую к нейтральной, так как ни анион, ни катион их не дают с водой малодиссоциированных соединений. Практически же в связи с ничтожной буферностью, присутствием загрязнений, а также растворенного углекислого газа растворы этих солей имеют значения рН, отличающиеся от 7 на величину до единицы и иногда даже более. Тщательная очистка солей перекристаллизацией и удаление из их растворов СO2 приближают реакцию растворов их к нейтральной.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты - CH3COONa и др. В этом случае следует учитывать величину константы слабой кислоты, и величина рН растворов может быть вычислена по уравнению (11):

3. Соли слабого основания и сильной кислоты NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4 и др. Найти значение рН растворов этих солей можно по уравнению (12):

4. Соли слабого основания и слабой кислоты - CH3COONH4, NH4NO2 и др. Значение рН таких солей не зависит от концентрации их и может быть найдено по уравнению (13):

Кислые соли. Реакция кислых солей типа NaHCO3, КНСO3, кислый виннокислый калий [К(С4Н6О6)] и других в тех случаях, когда концентрация их в растворе превышает по меньшей степени в 100 раз величину первой константы диссоциации (т. е. при рK1-рK2), не зависит от концентрации и может быть вычислена по уравнению (14):

В тех случаях, когда концентрация кислой соли превышает величину первой константы (или второй константы для двузамещенных солей) меньше чем в 100 раз (или при pK1-рС
Расчет по этому уравнению осложняется тем, что до проведения его необходимо подсчитать величину суммы К1+С, а потом найти по табл. 1 значение р(K1+С). Величины констант диссоциации приведены в табл. 2. Например, для фосфорной кислоты K1=7,5 10в_3, или 0,0075. Тогда для 0,01 н. раствора получим: K1+С = 0,0075+0,01 =0,0175, a p(K1+C) = = 1,8.