Изчисляване на pH на разтвори на силни и слаби електролити. Водороден индикатор на средата на разтворите - pH Какво е ph 0,01 m разтвор koh
Чистата вода е много слаб електролит. Процесът на дисоциация на водата може да се изрази с уравнението: HOH ⇆ H + + OH - . Поради дисоциацията на водата, всеки воден разтвор съдържа както H + йони, така и OH - йони. Концентрациите на тези йони могат да бъдат изчислени с помощта на уравнения на йонен продукт за вода
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
където Kw е йонна продуктова константа на вода ; при 25°C K w = 10 –14 .
Разтвори, в които концентрациите на Н + и ОН йони са еднакви, се наричат неутрални разтвори. В неутрален разтвор C (H +) \u003d C (OH -) \u003d 10 -7 mol / l.
В кисел разтвор C (H +) > C (OH -) и, както следва от уравнението на йонния продукт на водата, C (H +) > 10 -7 mol / l и C (OH -)< 10 –7 моль/л.
В алкален разтвор C (OH -) > C (H +); докато в C(OH –) > 10 –7 mol/l и C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH е стойност, която характеризира киселинността или алкалността на водните разтвори; тази стойност се нарича pH индикатор и се изчислява по формулата:
pH \u003d -lg C (H +)
В кисел рН разтвор<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
По аналогия с понятието "водороден индекс" (pH) се въвежда понятието "хидроксилен" индекс (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Индикаторите за водород и хидроксил са свързани чрез съотношението
Хидроксилният индекс се използва за изчисляване на pH в алкални разтвори.
Сярната киселина е силен електролит, който се разпада в разредени разтвори необратимо и напълно по схемата: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. От уравнението на процеса на дисоциация може да се види, че C (H +) \u003d 2 C (H 2 SO 4) \u003d 2 × 0,005 mol / l \u003d 0,01 mol / l.
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 \u003d 2.
Натриевият хидроксид е силен електролит, който се разпада необратимо и напълно по схемата: NaOH ® Na + +OH -. От уравнението на процеса на дисоциация се вижда, че C (OH -) \u003d C (NaOH) \u003d 0,1 mol / l.
pOH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Дисоциацията на слаб електролит е равновесен процес. Равновесната константа, записана за процеса на дисоциация на слаб електролит, се нарича константа на дисоциация . Например за процеса на дисоциация на оцетна киселина
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Всеки етап от дисоциацията на многоосновна киселина се характеризира със своята константа на дисоциация. Константа на дисоциация - референтна стойност; см. .
Изчисляването на концентрациите на йони (и рН) в разтвори на слаби електролити се свежда до решаване на проблема с химичното равновесие за случая, когато равновесната константа е известна и е необходимо да се намерят равновесните концентрации на веществата, участващи в реакцията (вж. пример 6.2 - проблем от тип 2).
В 0,35% разтвор на NH4OH, моларната концентрация на амониев хидроксид е 0,1 mol / l (пример за превръщане на процентна концентрация в моларна - вижте пример 5.1). Тази стойност често се нарича C 0 . C 0 е общата концентрация на електролит в разтвора (концентрация на електролит преди дисоциация).
NH 4 OH се счита за слаб електролит, който обратимо се дисоциира във воден разтвор: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (вижте също бележка 2 на страница 5). Константа на дисоциация K = 1,8 · 10 -5 (референтна стойност). Тъй като слабият електролит се дисоциира непълно, ще приемем, че x mol / l NH 4 OH се е дисоциирал, тогава равновесната концентрация на амониеви йони и хидроксидни йони също ще бъде равна на x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Равновесната концентрация на недисоцииран NH 4 OH е: C (NH 4 OH) \u003d (C 0 -x) \u003d (0,1-x) mol / l.
Ние заместваме равновесните концентрации на всички частици, изразени чрез x, в уравнението на константата на дисоциация:
.
Много слабите електролити се дисоциират леко (x ® 0) и x в знаменателя като термин може да бъде пренебрегнат:
.
Обикновено в проблемите на общата химия x в знаменателя се пренебрегва, ако (в този случай x - концентрацията на дисоциирания електролит - се различава с 10 или по-малко пъти от C 0 - общата концентрация на електролита в разтвора).
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) \u003d -lg 1,34 ∙ 10 -3 \u003d 2,87.
рН = 14 - рОН = 14 - 2,87 = 11,13.
Степен на дисоциацияелектролит може да се изчисли като съотношението на концентрацията на дисоциирания електролит (x) към общата концентрация на електролит (C 0):
(1,34%).
Първо трябва да преобразувате процентната концентрация в моларна (вижте пример 5.1). В този случай C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol / l.
Изчисляването на концентрацията на водородни йони в разтвори на многоосновни слаби киселини се извършва само за първия етап на дисоциация. Строго погледнато, общата концентрация на водородни йони в разтвор на слаба многоосновна киселина е равна на сумата от концентрациите на Н + йони, образувани на всеки етап на дисоциация. Например, за фосфорна киселина C(H +) общо = C(H +) 1 етап всеки + C(H +) 2 етапа всеки + C(H +) 3 етапа всеки. Въпреки това, дисоциацията на слабите електролити се извършва главно в първия етап, а във втория и следващите етапи - в малка степен, следователно
C(H +) в 2 етапа ≈ 0, C(H +) в 3 етапа ≈ 0 и C(H +) общо ≈ C(H +) в 1 етап.
Нека фосфорната киселина се дисоциира в първия етап x mol / l, тогава от уравнението на дисоциация H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - следва, че равновесните концентрации на H + и H 2 PO 4 - йони също ще бъдат равна на x mol / l, а равновесната концентрация на недисоцииран H 3 PO 4 ще бъде равна на (3,6–x) mol/l. Заместваме концентрациите на H + и H 2 PO 4 - йони и H 3 PO 4 молекули, изразени чрез x, в израза за константата на дисоциация за първия етап (K 1 = 7,5 10 -3 - референтна стойност):
K 1 /C 0 \u003d 7,5 10 -3 / 3,6 \u003d 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
C (H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 \u003d 0,66.
(3,44%)
Задача номер 8
Изчислете а) pH на разтвори на силни киселини и основи; б) слаб разтвор на електролит и степента на дисоциация на електролита в този разтвор (таблица 8). Вземете плътността на разтворите равна на 1 g/ml.
Таблица 8 - Условия на задача No8
| опция № | а | b | опция № | а | b |
| 0.01 М H2SO4; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0.01 MCa(OH)2; 2% HNO3 | 1% CH3COOH | 0.04M H2SO4; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0.5M НС104; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0.7M НС104; 4% Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0.02M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0.06M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0.1 М HMnO4; 0,1% КОН | 0,031% H2CO3 | 0.2M HMnO4; 0,2% КОН | 0,124% H2CO3 | ||
| 0.4M НС1; 0,08% Ca(OH)2 | 0,47% HNO2 | 0.8 MHC1; 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 | ||
| 0.02M H2SO4; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0.06MH2SO4; 0,8% NaOH | 5% CH3COOH | ||
| 0.7M НС104; 2% Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0.08M H2SO4; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0.04 MLiOH; 0,63% HNO3 | 0,68% H2S | 0.008MHI; 1,7% Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0.3MHMnO4; 0,56% КОН | 0,062% H2CO3 | 0.08M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0.6M HCI; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0.01 М HMnO4; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0.03M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2SO3 | 0.9 MHC1; 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 | ||
| 0.03M H2SO4; 0,4% NaOH | 3% CH3COOH | 0.1 М Ba(OH)2; 6,4% HI | 6% CH3COOH | ||
| 0.002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1% HF | 0.04MH2SO4; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2SO3 | 0.001M HI; 0,4% Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Пример 7.5 200 ml 0.2M разтвор на H2SO4 и 300 ml 0.1M разтвор на NaOH се смесват. Изчислете pH на получения разтвор и концентрациите на Na + и SO 4 2– йони в този разтвор.
Нека приведем уравнението на реакцията H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O до съкратена йонно-молекулна форма: H + + OH - → H 2 O
От уравнението на йонно-молекулярната реакция следва, че само Н + и ОН - йони влизат в реакцията и образуват водна молекула. Йоните Na + и SO 4 2– не участват в реакцията, поради което тяхното количество след реакцията е същото като преди реакцията.
Изчисляване на количествата вещества преди реакцията:
n (H 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l × 0,1 l \u003d 0,02 mol \u003d n (SO 4 2-);
n (H +) \u003d 2 × n (H 2 SO 4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n (NaOH) \u003d 0,1 mol / l 0,3 l \u003d 0,03 mol = n (Na +) = n (OH -).
ОН йони - - в недостиг; те реагират напълно. Заедно с тях ще реагира същото количество (т.е. 0,03 mol) H + йони.
Изчисляване на броя на йоните след реакцията:
n (H +) \u003d n (H +) преди реакцията - n (H +) реагира \u003d 0,04 mol - 0,03 mol \u003d 0,01 mol;
n(Na+) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
защото разредените разтвори се смесват
V общ. "V разтвор на H 2 SO 4 + V разтвор на NaOH" 200 ml + 300 ml \u003d 500 ml = 0,5 l.
C(Na +) = n(Na+) / Vобщ. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vобщ. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C(H +) = n(H +) / Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH \u003d -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 \u003d 1,699.
Задача номер 9
Изчислете pH и моларните концентрации на метални катиони и аниони на киселинния остатък в разтвора, образуван при смесване на силния киселинен разтвор с алкалния разтвор (Таблица 9).
Таблица 9 - Условия на задача No9
| опция № | опция № | Обем и състав на киселинни и алкални разтвори | |
| 300 ml 0.1M NaOH и 200 ml 0.2M H2SO4 | |||
| 2 l 0,05M Ca(OH)2 и 300 ml 0,2M HNO3 | 0,5 l 0,1 M KOH и 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0.1M KOH и 300 ml 0.1M H2SO4 | 1 L 0,05 M Ba(OH) 2 и 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH и 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 400ml 0,05M NaOH и 600ml 0,02M H2SO4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 и 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4M KOH и 250 ml 0,1M H2SO4 | ||
| 700ml 0,05M NaOH и 300ml 0,1M H2SO4 | 200ml 0,05M Ca(OH)2 и 200ml 0,04M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 и 150 ml 0,1 M HCl | 150ml 0,08M NaOH и 350ml 0,02M H2SO4 | ||
| 900ml 0,01M KOH и 100ml 0,05M H2SO4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 и 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0.1M NaOH и 150 ml 0.1M H2SO4 | 100 ml 0,2 М Ba(OH)2 и 50 ml 1 М НС1 | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 и 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5M NaOH и 100 ml 0,4M H2SO4 | ||
| 100 ml 1M NaOH и 1900 ml 0,1M H2SO4 | 25 ml 0,1M KOH и 75 ml 0,01M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 и 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 и 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05M KOH и 50 ml 0,2M H2SO4 | 1 l 0,01M Ca (OH) 2 и 500 ml 0,05M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 и 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 и 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1M KOH и 2 l 0,05M H2SO4 | 500 ml 1M NaOH и 1500 ml 0,1M H2SO4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 и 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 и 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05M KOH и 20 ml 0,2M H2SO4 | 50 ml 0,2M KOH и 200 ml 0,05M H2SO4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 и 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03 M Ca (OH) 2 и 500 ml 0,1 M HNO 3 |
ХИДРОЛИЗА НА СОЛ
Когато всяка сол се разтвори във вода, тази сол се дисоциира на катиони и аниони. Ако солта е образувана от силен основен катион и слаб киселинен анион (например калиев нитрит KNO 2), тогава нитритните йони ще се свържат с H + йони, като ги отделят от водните молекули, което води до образуването на слаба азотиста киселина . В резултат на това взаимодействие в разтвора ще се установи равновесие:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
По този начин се появява излишък от ОН йони в разтвор на сол, хидролизиран от аниона (реакцията на средата е алкална; рН> 7).
Ако солта се образува от слаб основен катион и силен киселинен анион (например амониев хлорид NH 4 Cl), тогава NH 4 + катионите на слаба основа ще отделят ОН йони - от водни молекули и ще образуват слабо дисоциираща електролит - амониев хидроксид 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Излишък от Н + йони се появява в разтвор на сол, хидролизиран от катиона (реакцията на средата е киселинно рН< 7).
По време на хидролизата на сол, образувана от катион на слаба основа и анион на слаба киселина (например амониев флуорид NH 4 F), катионите на слабата основа NH 4 + се свързват с OH - йони, като ги разделят от водни молекули, а слабите киселинни аниони F - се свързват с Н + йони, което води до образуването на слаба основа NH 4 OH и слаба киселина HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Реакцията на среда в солен разтвор, която се хидролизира както от катиона, така и от аниона, се определя от това кой от слабо дисоцииращите електролити, образувани в резултат на хидролизата, е по-силен (това може да се установи чрез сравняване на константите на дисоциация). В случай на хидролиза на NH 4 F, средата ще бъде кисела (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 .
Така при хидролиза (т.е. разлагане с вода) се образуват соли:
- катион на силна основа и анион на слаба киселина (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
- катион на слаба основа и анион на силна киселина (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
- катион на слаба основа и анион на слаба киселина (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Катиони на слаби основи и/или аниони на слаби киселини взаимодействат с водните молекули; соли, образувани от катиони на силни основи и аниони на силни киселини, не се подлагат на хидролиза.
Хидролизата на солите, образувани от многозаредени катиони и аниони, протича на етапи; По-долу конкретни примери показват последователността от разсъждения, която се препоръчва да се следва при съставянето на уравненията за хидролизата на такива соли.
Бележки
1. Както беше отбелязано по-рано (вижте бележка 2 на страница 5), има алтернативен възглед, че амониевият хидроксид е силна основа. Киселинната реакция на средата в разтвори на амониеви соли, образувани от силни киселини, например NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, се обяснява с този подход чрез обратимия процес на дисоциация на амония йон NH 4 + ⇄ NH 3 + H + или по-точно NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Ако амониевият хидроксид се счита за силна основа, тогава в разтвори на амониеви соли, образувани от слаби киселини, например NH 4 F, трябва да се вземе предвид равновесието NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, в което има конкуренция за H + йон между молекулите на амоняка и слабо киселинните аниони.
Пример 8.1Запишете в молекулярна и йонно-молекулярна форма уравненията на реакциите на хидролиза на натриев карбонат. Посочете pH на разтвора (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Уравнение за дисоциация на сол: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Солта се образува от катиони (Na +) на силната основа NaOH и анион (CO 3 2–) на слаба киселина H2CO3. Следователно солта се хидролизира при аниона:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Хидролизата в повечето случаи протича обратимо (знак ⇄); за 1 йон, участващ в процеса на хидролиза, се записва 1 HOH молекула .
3. Отрицателно заредени карбонатни CO 3 2– йони се свързват с положително заредени H + йони, отделяйки ги от HOH молекулите и образувайки хидрокарбонатни HCO 3 – йони; разтворът е обогатен с ОН йони - (алкална среда; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Това е йонно-молекулярното уравнение на първия етап от хидролизата на Na 2 CO 3 .
4. Уравнението на първия етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез комбиниране на всички CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – аниони (CO 3 2–, HCO 3 – и OH –), присъстващи в уравнението с Na + катиони, образувайки соли Na 2 CO 3, NaHCO 3 и основа NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. В резултат на хидролизата в първия етап се образуват хидрокарбонатни йони, които участват във втория етап на хидролизата:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(отрицателно зареден бикарбонат HCO 3 - йони се свързват с положително заредени H + йони, отделяйки ги от HOH молекулите).
6. Уравнението на втория етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез свързване на HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - аниони (HCO 3 - и OH -), присъстващи в уравнението с Na + катиони, образувайки NaHCO3 сол и основа 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 8.2Запишете в молекулярна и йонно-молекулярна форма уравненията за реакциите на хидролиза на алуминиев сулфат. Посочете pH на разтвора (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Уравнение за дисоциация на сол: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Образува се сол катиони (Al 3+) на слаба основа Al (OH) 3 и аниони (SO 4 2–) на силна киселина H 2 SO 4. Следователно солта се хидролизира при катиона; 1 HOH молекула се записва на 1 Al 3+ йон: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Положително заредените Al 3+ йони се свързват с отрицателно заредени OH - йони, като ги отделят от HOH молекулите и образуват хидроксоалуминиеви йони AlOH 2+; разтворът е обогатен с Н + йони (киселинни; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Това е йонно-молекулярното уравнение на първия етап от хидролизата на Al 2 (SO 4 ) 3 .
4. Уравнението на първия етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез свързване на всички Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катиони (Al 3+ , AlOH 2+ и H +), присъстващи в уравнението с SO 4 2– аниони, образуващи соли на Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 и киселина H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. В резултат на хидролизата в първия етап се образуват хидроксоалуминиеви катиони AlOH 2+, които участват във втория етап на хидролиза:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(положително заредените AlOH 2+ йони се свързват с отрицателно заредени OH - йони, като ги отделят от HOH молекулите).
6. Уравнението на втория етап на хидролиза в молекулна форма може да се получи чрез свързване на всички AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + катиони (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + и H + ), присъстващи в уравнението с аниони SO 4 2–, образувайки соли AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 и киселина H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. В резултат на втория етап на хидролиза се образуват дихидроксоалуминиеви катиони Al (OH) 2 +, които участват в третия етап на хидролиза:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(положително заредените Al(OH) 2 + йони се свързват с отрицателно заредени OH - йони, като ги отделят от HOH молекулите).
8. Уравнението на третия етап на хидролиза в молекулна форма може да се получи чрез свързване на Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + катиони (Al(OH) 2 + и H +), присъстващи в уравнението с SO 4 аниони 2–, образуващи сол (Al (OH) 2) 2 SO 4 и киселина H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
В резултат на тези съображения получаваме следните уравнения на хидролиза:
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 8.3Запишете в молекулярна и йонно-молекулярна форма уравненията на реакциите на хидролиза на амониев ортофосфат. Посочете pH на разтвора (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Уравнение за дисоциация на сол: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Образува се сол катиони (NH 4 +) на слаба основа NH4OH и аниони
(PO 4 3–) слаба киселина H3PO4. Следователно, солта хидролизира както катион, така и анион : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( на двойка NH 4 + и PO 4 3– йони в такъв случай Записва се 1 HOH молекула ). Положително заредените NH 4 + йони се свързват с отрицателно заредени OH - йони, като ги отделят от HOH молекулите, образувайки слаба основа NH 4 OH, а отрицателно заредените PO 4 3– йони се свързват с H + йони, образувайки хидрогенфосфатни йони HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Това е йонно-молекулярното уравнение на първия етап от хидролизата (NH 4) 3 PO 4 .
4. Уравнението на първия етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез свързване на анионите (PO 4 3–, HPO 4 2–), присъстващи в уравнението, с катиони NH 4 +, образувайки 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 резултат на хидролиза в първия етап се образуват хидрофосфатни аниони HPO 4 2–, които заедно с NH 4 + катиони участват във втория етап на хидролиза:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + йони се свързват с OH - йони, HPO 4 2– йони - с H + йони, като ги отделят от HOH молекулите, образувайки слаба основа NH 4 OH и дихидроген фосфатни йони H 2 PO 4 -).
6. Уравнението на втория етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез свързване на NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – аниони, присъстващи в уравнението (HPO 4 2– и H 2 PO 4 –) с NH 4 + катиони, образуващи 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 резултат на втория етап на хидролиза се образуват дихидрофосфатни аниони H 2 PO 4 -, които заедно с NH 4 + катиони участват в третия етап на хидролиза:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + йони се свързват с OH - йони, H 2 PO 4 - йони с H + йони, като ги отделят от HOH молекулите и образуват слаби електролити NH 4 OH и H 3 PO 4).
8. Уравнението на третия етап на хидролиза в молекулярна форма може да се получи чрез свързване на NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 аниони, присъстващи в уравнението H 2 PO 4 - и NH 4 + катиони и образуваща сол NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
В резултат на тези съображения получаваме следните уравнения на хидролиза:
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.
Процесът на хидролиза протича предимно в първия етап, така че реакцията на средата в солевия разтвор, която се хидролизира както от катиона, така и от аниона, се определя от това кой от слабо дисоцииращите електролити, образувани в първия етап на хидролизата, е по-силен . В разглеждания случай
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
реакцията на средата ще бъде алкална (pH> 7), тъй като HPO 4 2– йонът е по-слаб електролит от NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (дисоциацията на HPO 4 2– йона е дисоциацията на H 3 PO 4 в третия етап, следователно KHPO 4 2– \u003d K III H 3 PO 4).
Задача номер 10
Запишете в молекулярна и йонно-молекулярна форма уравненията за реакциите на хидролиза на соли (таблица 10). Посочете pH на разтвора (pH>7, pH<7 или pH=7).
Таблица 10 - Условия на задача № 10
| номер на опцията | Списък на соли | номер на опцията | Списък на соли |
| a) Na 2 CO 3, b) Al 2 (SO 4) 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) Na3PO4, b) CuCl2, c) Al(CH3COO)3 | а) MgSO 4, б) Na 3 PO 4, в) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) ZnSO 4, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 S | a) CrCl 3, b) Na 2 SiO 3, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) (NH 4) 2 SO 3 |
Таблица 10 продължава
| номер на опцията | Списък на соли | номер на опцията | Списък на соли |
| a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SO 3, c) Mg (NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3, b) Cr 2 (SO 4) 3, c) Be(NO 2) 2 | a) MgSO 4, b) K 3 PO 4, c) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Fe(CH 3 COO) 3 | a) CrCl 3, b) Na 2 SO 3, c) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| a) ZnCl 2, b) K 2 SiO 3, c) Cr(CH 3 COO) 3 | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| a) AlCl3, b) Na 2 Se, c) Mg(CH 3 COO) 2 | а) Fe (NO 3) 3, б) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl 3, b) K 2 SO 3, c) Zn(NO 2) 2 | a) K 2 CO 3, b) Al(NO 3) 3, c) Ni(NO 2) 2 | ||
| а) CuSO 4, б) Na 3 AsO 4, в) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K 3 PO 4, b) Mg (NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO 4, b) K 3 PO 4, c) Ni(NO 2) 2 | а) ZnCl2, Na3PO4, в) Ni(CH3COO)2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) AlCl3, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2 CO 3, b) AlCl 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | а) FeCl3, б) Na2S, в) (NH4)2Te | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 Se | ||
| а) ZnSO 4, б) Na 3 AsO 4, в) Mg(NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) K 2 SO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3, b) K 2 SO 3, c) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Библиография
1. Лури, Ю.Ю. Наръчник по аналитична химия / Ю.Ю. Лури. - М.: Химия, 1989. - 448 с.
2. Рабинович, В.А. Кратък химически справочник / V.A. Рабинович, З.Я. Хавин - Л.: Химия, 1991. - 432 с.
3. Глинка, Н.Л. Обща химия / N.L. Глинка; изд. В.А. Рабинович. – 26-то изд. - Л.: Химия, 1987. - 704 с.
4. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по обща химия: учебник за университети / N.L. Глинка; изд. В.А.Рабинович и Х.М. Рубина - 22-ро изд. - Л .: Химия, 1984. - 264 с.
5. Обща и неорганична химия: бележки за студенти от технологични специалности: в 2 часа / Могилевски държавен университет по храните; авт.-стат. В.А. Огородников. - Могилев, 2002. - Част 1: Общи въпроси на химията. – 96 стр.
Учебно издание
ОБЩА ХИМИЯ
Методически указания и контролни задачи
за студенти от технологични специалности на дистанционно обучение
Съставител: Огородников Валери Анатолиевич
Редактор T.L. Mateusz
Технически редактор A.A. Щербакова
Подписано за печат. Формат 60´84 1/16
Офсетов печат. Слушалки Times. Ситопечат
Реал. фурна Рей. изд. л. 3.
Тираж екземпляри. Поръчка.
Отпечатано на ризограф на редакционно-издателския отдел
образователни институции
"Могилевски държавен университет по храните"
Силни киселини и основи(Таблица 2.1) полу-
следователно концентрацията на водородни йони и хидроксилни йони е равна на
обща концентрация на силен електролит.
За силните основания : [ OH -] = C м;за силните киселини: [ H +] = См.
Таблица 2.1
Силни електролити
Слаб електролитОбичайно е да се разглеждат химични съединения, чиито молекули, дори в силно разредени разтвори, не се дисоциират напълно на йони. Степента на дисоциация на слабите електролити за децимоларни разтвори (0,1 М) е по-малка от 3%. Примери за слаби електролити: всички органични киселини, някои неорганични киселини (напр. H 2 S, HCN), повечето хидроксиди (напр. Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2).
За решения слаби киселиниконцентрацията на водородни йони в разтвора се изчислява по формулата:
където: Kc е константата на дисоциация на слаба киселина; Ck е концентрацията на киселината, mol/dm 3 .
За решения слаби основиконцентрацията на хидроксилните йони се изчислява по формулата:
където: Co е константата на дисоциация на слаба основа; Бор е основната концентрация, mol/dm 3 .
Таблица 2.2
Константи на дисоциация на слаби киселини и основи при 25 °C
|
константа на дисоциация, cd |
|
2.2. Примери за решаване на индивидуална задача
Пример #1.
Условия за работа:Дефинирайтеконцентрация на водородни и хидроксидни йони в разтвора, ако pH = 5,5.
Решение
Концентрацията на водородните йони се изчислява по формулата:
[H +] = 10 -pH
[H +] \u003d 10 -5,5 \u003d 3,16 10 -6 mol / dm 3
Концентрацията на хидроксидните йони се изчислява по формулата:
10-rOH
pOH \u003d 14 - pH \u003d 14 - 5,5 \u003d 8,5
10 -8,5 \u003d 3 10 -9 mol / dm 3
Пример #2.
Условия за работа:Изчислете рН на 0,001 М разтвор на HCl.
Решение
Киселината НС1 е силен електролит (Таблица 2.1) и в разредени разтвори почти напълно се дисоциира на йони:
HC1⇄ H + + C1 -
Следователно концентрацията на йони [Н + ] е равна на общата концентрация на киселината: [Н + ] \u003d Cm \u003d 0,001 М.
[H +] \u003d 0,001 \u003d 1 10 -3 mol / dm 3
pH \u003d - lg \u003d - lg 1 10 -3 \u003d 3
Пример #3
Условия за работа:Изчислете рН на 0,002 М разтвор на NaOH.
Решение
Основата на NaOH е силен електролит (Таблица 2.1) и в разредени разтвори почти напълно се дисоциира на йони:
NaOH ⇄Na + +OH -
Следователно концентрацията на хидроксидните йони е равна на общата концентрация на основата: [OH - ]= cm = 0,002 М.
pOH \u003d - lg [OH -] = - lgSm \u003d - lg 2 10 -3 \u003d 2,7
pH = 14 - 2,7 = 11,3
Пример номер 4.
Условия за работа:Изчислете рН на 0,04 М разтвор на NH4 4 оако константата на дисоциация Kd( NH 4 о) = 1,79 · 10 -5 (Таблица 2.2).
Решение
Основаване на NH 4 ое слаб електролит и в разредени разтвори се дисоциира много слабо на йони.
Концентрацията на хидроксилни йони [OH - ] в разтвор на слаба основа се изчислява по формулата:
pOH \u003d - lg [OH - ] \u003d - lg 8,5 10 -2 \u003d 1,1
Въз основа на формулата: pH + pOH = 14, намираме pH на разтвора:
рН = 14 - рОН = 14 - 1,1 = 12,9
Пример номер 5.
Условия за работа:Изчислете pH 0,17 М разтвор на оцетна киселина (CH 3 COOH), ако константата на дисоциация Kd (CH 3 COOH) = 1,86 · 10 -5 (Таблица 2.2).
Решение
Киселината CH 3 COOH е слаб електролит и в разредени разтвори много слабо се дисоциира на йони.
Концентрацията на водородни йони в разтвор на слаба киселина се изчислява по формулата:
Изчисляване на pHразтвор по формулата: pH = - lg
pH \u003d - lg 1,78 10 -3 \u003d 2,75
2.3. Индивидуални задачи
Условия за работа (Таблица 2.3):
Задача номер 1.Изчислете концентрацията на водородни и хидроксидни йони в разтвора при определена стойност на pH (виж пример № 1);
Задача номер 2.Изчислете рН на силен електролитен разтвор (киселина, основа) при дадена концентрация (вижте пример № 2, 3);
Задача номер 3.Изчислете pH на слаб електролитен разтвор (киселина, основа) при дадена концентрация (вижте пример № 4, 5).
Таблица 2.3
Съставът на изследваната вода
|
задачи |
Условия за работа: |
||||
|
Задача номер 1 |
Задача номер 2 |
Задача номер 3 |
|||
|
Силен електролит |
Концентрация, cm |
електролит |
Концентрация, cm |
||
Продължение на таблицата. 2.3
Водата е много слаб електролит, дисоциира се в малка степен, образувайки водородни йони (H +) и хидроксидни йони (OH -),
Този процес съответства на константата на дисоциация:
.
Тъй като степента на дисоциация на водата е много малка, равновесната концентрация на недисоциирани водни молекули е равна на общата концентрация на вода с достатъчна точност, т.е. 1000/18 = 5,5 mol / dm 3.
В разредените водни разтвори концентрацията на вода се променя малко и може да се счита за постоянна стойност. Тогава изразът за константата на дисоциация на водата се трансформира, както следва:
.
Константата, равна на произведението на концентрацията на Н + и ОН - йони, е постоянна величина и се нарича йонен продукт на вода. В чиста вода при 25 ºС концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони са равни и са
Разтвори, в които концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони са еднакви, се наричат неутрални разтвори.
И така, при 25 ºС
– неутрален разтвор;
> - киселинен разтвор;
< – щелочной раствор.
Вместо концентрациите на Н + и ОН йони по-удобно е да се използват техните десетични логаритми, взети с обратен знак; обозначени със символите pH и pOH:
;
.
Нарича се десетичен логаритъм на концентрацията на водородни йони, взет с обратен знак pH индикатор(pH) .
Водните йони в някои случаи могат да взаимодействат с йоните на разтвореното вещество, което води до значителна промяна в състава на разтвора и неговото pH.
таблица 2
Формули за изчисляване на стойността на pH (pH)
* Стойности на константите на дисоциация ( К) са изброени в Приложение 3.
стр К= -lg К;
HAN, киселина; KtOH, основа; KtAn - сол.
При изчисляване на pH на водни разтвори е необходимо:
1. Определете естеството на веществата, които съставят разтворите, и изберете формула за изчисляване на pH (таблица 2).
2. Ако в разтвора присъства слаба киселина или основа, вижте в справочника или в Приложение 3 p Ктази връзка.
3. Определете състава и концентрацията на разтвора ( ОТ).
4. Заменете числените стойности на моларната концентрация ( ОТ) и стр К
във формулата за изчисление и изчислете pH на разтвора.
Таблица 2 показва формулите за изчисляване на pH в разтвори на силни и слаби киселини и основи, буферни разтвори и разтвори на соли, подложени на хидролиза.
Ако в разтвора присъства само силна киселина (HAn), която е силен електролит и почти напълно се дисоциира на йони 
, след това pH (pH)
ще зависи от концентрацията на водородни йони (Н +) в дадена киселина и се определя по формула (1).
Ако в разтвора присъства само силна основа, която е силен електролит и почти напълно се дисоциира на йони, тогава pH (pH) ще зависи от концентрацията на хидроксидни йони (OH -) в разтвора и се определя по формула ( 2).
Ако в разтвора присъства само слаба киселина или само слаба основа, тогава рН на такива разтвори се определя по формули (3), (4).
Ако в разтвора присъства смес от силна и слаба киселина, тогава йонизацията на слабата киселина е практически потисната от силната киселина, така че при изчисляване на pH в такива разтвори присъствието на слаби киселини се пренебрегва и се използва формулата за изчисление, използвана за силни киселини, (1). Същото разсъждение е вярно и за случая, когато в разтвора присъства смес от силни и слаби основи. pH изчисления водят по формулата (2).
Ако в разтвора присъства смес от силни киселини или силни основи, тогава изчисленията на pH се извършват съгласно формулите за изчисляване на pH за силни киселини (1) или основи (2), като предварително се сумират концентрациите на компонентите .
Ако разтворът съдържа силна киселина и нейната сол, или силна основа и нейната сол, тогава pH зависи само от концентрацията на силна киселина или силна основа и се определя по формули (1) или (2).
Ако слаба киселина и нейната сол (например CH 3 COOH и CH 3 COONa; HCN и KCN) или слаба основа и нейната сол (например NH 4 OH и NH 4 Cl) присъстват в разтвора, тогава това смес е буферен разтвори рН се определя по формули (5), (6).
Ако в разтвора има сол, образувана от силна киселина и слаба основа (хидролизирана от катион) или слаба киселина и силна основа (хидролизирана от анион), слаба киселина и слаба основа (хидролизирана от катион и анион), тогава тези соли, подложени на хидролиза, променят стойността на рН и изчислението се извършва съгласно формули (7), (8), (9).
Пример 1Изчислете pH на воден разтвор на NH 4 Br сол с концентрация.
Решение. 1. Във воден разтвор сол, образувана от слаба основа и силна киселина, се хидролизира от катиона съгласно уравненията:
Във воден разтвор водородните йони (Н +) остават в излишък.
2. За да изчислим pH, използваме формулата за изчисляване на стойността на pH за сол, подложена на катионна хидролиза:
.
Константа на дисоциация на слаба основа 
(Р К = 4,74).
3. Заменете числените стойности във формулата и изчислете pH:
.
Пример 2Изчислете pH на воден разтвор, състоящ се от смес от натриев хидроксид, 
mol / dm 3 и калиев хидроксид, 
mol / dm 3.
Решение. 1. Натриевият хидроксид (NaOH) и калиевият хидроксид (KOH) са силни основи, които почти напълно се дисоциират във водни разтвори на метални катиони и хидроксидни йони:
2. pH ще се определя от количеството хидроксидни йони. За да направите това, ние обобщаваме концентрациите на алкали:
3. Заместваме изчислената концентрация във формула (2), за да изчислим рН на силни основи:
Пример 3Изчислете рН на буферен разтвор, състоящ се от 0,10 М мравчена киселина и 0,10 М натриев формиат, разредени 10 пъти.
Решение. 1. Мравчена киселина HCOOH е слаба киселина, във воден разтвор тя само частично се дисоциира на йони, в Приложение 3 намираме мравчена киселина 
:
2. Натриев формиат HCOONa е сол, образувана от слаба киселина и силна основа; хидролизира от аниона, в разтвора се появява излишък от хидроксидни йони:
3. За да изчислим pH, използваме формулата за изчисляване на стойностите на pH на буферни разтвори, образувани от слаба киселина и нейната сол, съгласно формула (5)
Заменете числовите стойности във формулата и получете
4. pH на буферните разтвори не се променя при разреждане. Ако разтворът се разреди 10 пъти, неговото pH ще остане 3,76.
Пример 4Изчислете стойността на рН на разтвор на оцетна киселина с концентрация 0,01 М, чиято степен на дисоциация е 4,2%.
Решение.Оцетната киселина е слаб електролит.
В разтвор на слаба киселина концентрацията на йони е по-малка от концентрацията на самата киселина и се определя като а∙° С.
За да изчислим pH, използваме формула (3):
Пример 5Към 80 cm 3 0.1 n разтвор на CH 3 COOH се добавят 20 cm 3 0.2
n разтвор на CH 3 COONa. Изчислете pH на получения разтвор, ако К(CH 3 COOH) \u003d 1,75 ∙ 10 -5.
Решение. 1. Ако разтворът съдържа слаба киселина (CH 3 COOH) и нейната сол (CH 3 COONa), тогава това е буферен разтвор. Изчисляваме рН на буферния разтвор на този състав по формулата (5):
2. Обемът на разтвора, получен след източване на първоначалните разтвори, е 80 + 20 = 100 cm 3, следователно концентрациите на киселина и сол ще бъдат равни:
3. Заменяме получените стойности на концентрациите на киселина и сол
във формулата
.
Пример 6Към 200 cm 3 0,1 N разтвор на солна киселина се добавят 200 cm 3 0,2 N разтвор на калиев хидроксид, определете рН на получения разтвор.
Решение. 1. Възниква реакция на неутрализация между солна киселина (HCl) и калиев хидроксид (KOH), което води до образуването на калиев хлорид (KCl) и вода:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Определете концентрацията на киселина и основа:
Според реакцията HCl и KOH реагират като 1: 1, следователно в такъв разтвор KOH остава в излишък с концентрация 0,10 - 0,05 = 0,05 mol / dm 3. Тъй като KCl солта не претърпява хидролиза и не променя pH на водата, калиевият хидроксид, присъстващ в излишък в този разтвор, ще повлияе на стойността на pH. KOH е силен електролит, ние използваме формула (2), за да изчислим pH:
135. Колко грама калиев хидроксид се съдържат в 10 dm 3 разтвор, чието рН е 11?
136. Водородният показател (pH) на единия разтвор е 2, а на другия е 6. В 1 dm 3 от кой разтвор концентрацията на водородни йони е по-голяма и колко пъти?
137. Посочете реакцията на средата и намерете концентрацията и йоните в разтвори, за които pH е: а) 1,6; б) 10,5.
138. Изчислете рН на разтвори, в които концентрацията е (mol / dm 3): а) 2,0 ∙ 10 -7; б) 8,1∙10 -3; в) 2,7∙10 -10.
139. Изчислете рН на разтвори, в които концентрацията на йони е (mol / dm 3): а) 4,6 ∙ 10 -4; б) 8,1∙10 -6; в) 9,3∙10 -9.
140. Изчислете моларната концентрация на едноосновна киселина (NAn) в разтвор, ако: а) pH = 4, α = 0,01; b) pH = 3, α = 1%; в) pH = 6,
α = 0,001.
141. Изчислете рН на 0,01 N разтвор на оцетна киселина, в който степента на дисоциация на киселината е 0,042.
142. Изчислете pH на следните разтвори на слаби електролити:
а) 0,02 М NH4OH; b) 0.1 М HCN; c) 0,05 N HCOOH; d) 0.01 М CH3COOH.
143. Каква е концентрацията на разтвор на оцетна киселина, чието рН е 5,2?
144. Определете моларната концентрация на разтвор на мравчена киселина (HCOOH), чието рН е 3,2 ( К HCOOH = 1,76∙10 -4).
145. Намерете степента на дисоциация (%) и 0,1 М разтвор на CH 3 COOH, ако константата на дисоциация на оцетната киселина е 1,75∙10 -5.
146. Изчислете рН на 0,01 М и 0,05 N разтвори на H 2 SO 4 .
147. Изчислете рН на разтвор на H 2 SO 4 с масова фракция на киселина 0,5% ( ρ = 1,00 g/cm3).
148. Изчислете рН на разтвор на калиев хидроксид, ако 2 dm 3 от разтвора съдържат 1,12 g КОН.
149. Изчислете и pH на 0,5 М разтвор на амониев хидроксид. \u003d 1,76 10 -5.
150. Изчислете pH на разтвора, получен чрез смесване на 500 cm 3 0,02 M CH 3 COOH с равен обем от 0,2 M CH 3 COOK.
151. Определете рН на буферната смес, съдържаща равни обеми разтвори на NH 4 OH и NH 4 Cl с масови фракции от 5,0%.
152. Изчислете съотношението, в което трябва да се смесят натриев ацетат и оцетна киселина, за да се получи буферен разтвор с pH = 5.
153. В кой воден разтвор степента на дисоциация е най-голяма: а) 0,1 М CH 3 COOH; b) 0.1 М HCOOH; в) 0,1 М HCN?
154. Изведете формула за изчисляване на pH: а) ацетатна буферна смес; б) амонячна буферна смес.
155. Изчислете моларната концентрация на разтвор на HCOOH с pH = 3.
156. Как ще се промени рН, ако се разреди два пъти с вода: а) 0,2 М разтвор на HCl; b) 0,2 М разтвор на CH3COOH; в) разтвор, съдържащ 0,1 М CH3COOH и 0,1 М CH3COOHa?
157*. 0,1 N разтвор на оцетна киселина се неутрализира с 0,1 N разтвор на натриев хидроксид до 30% от първоначалната му концентрация. Определете рН на получения разтвор. 
158*. До 300 cm 3 0,2 М разтвор на мравчена киселина ( К\u003d 1,8 10 -4) добавят 50 cm 3 0,4 М разтвор на NaOH. Измерва се pH и след това разтворът се разрежда 10 пъти. Изчислете pH на разредения разтвор.
159*. Към 500 cm 3 0,2 М разтвор на оцетна киселина ( К\u003d 1,8 ∙ 10 -5) добавят 100 cm 3 0,4 М разтвор на NaOH. Измерва се pH и след това разтворът се разрежда 10 пъти. Изчислете pH на разредения разтвор, напишете уравненията на химичните реакции.
160*. За да поддържа необходимата стойност на pH, химикът приготвя разтвор: към 200 cm 3 от 0,4 M разтвор на мравчена киселина той добавя 10 cm 3 0,2% разтвор на КОН ( стр\u003d 1 g / cm 3) и полученият обем се разрежда 10 пъти. Каква е стойността на pH на разтвора? ( К HCOOH = 1,8∙10 -4).
Водородният индекс - pH - е мярка за активността (в случай на разредени разтвори отразява концентрацията) на водородните йони в разтвор, изразяваща количествено неговата киселинност, изчислена като отрицателен (взет с обратен знак) десетичен логаритъм от активността на водородните йони, изразена в молове на литър.
pH = – lg
Тази концепция е въведена през 1909 г. от датския химик Соренсен. Индикаторът се нарича pH, след първите букви на латинските думи potentia hydrogeni - силата на водорода, или pondus hydrogenii - теглото на водорода.
Реципрочната стойност на pH е станала малко по-малко разпространена - индикатор за основността на разтвора, pOH, равен на отрицателния десетичен логаритъм на концентрацията в разтвора на OH йони:
pOH = – lg
В чиста вода при 25 ° C концентрациите на водородни йони () и хидроксидни йони () са еднакви и възлизат на 10 -7 mol / l, това пряко следва от константата на автопротолизата на водата K w, която иначе се нарича йон продукт от вода:
K w \u003d \u003d 10 -14 [mol 2 / l 2] (при 25 ° C)
pH + pOH = 14
Когато концентрациите на двата вида йони в разтвор са еднакви, се казва, че разтворът е неутрален. Когато се добави киселина към вода, концентрацията на водородни йони се увеличава и концентрацията на хидроксидни йони съответно намалява, когато се добави основа, напротив, съдържанието на хидроксидни йони се увеличава и концентрацията на водородни йони намалява. Когато > казват, че разтворът е кисел, а когато > - алкален.
определяне на pH
Няколко метода се използват широко за определяне на рН стойността на разтворите.
1) Стойността на рН може да бъде приблизително определена с индикатори, точно измерена с рН метър или определена аналитично чрез извършване на киселинно-алкално титруване.
За груба оценка на концентрацията на водородни йони широко се използват киселинно-алкални индикатори - органични багрилни вещества, чийто цвят зависи от pH на средата. Най-известните индикатори включват лакмус, фенолфталеин, метилоранж (метилоранж) и други. Индикаторите могат да съществуват в две различни оцветени форми, киселинни или основни. Промяната на цвета на всеки индикатор се случва в неговия диапазон на киселинност, обикновено 1-2 единици (вижте таблица 1, урок 2).
За разширяване на работния обхват на измерване на рН се използва така нареченият универсален индикатор, който представлява смес от няколко индикатора. Универсалният индикатор последователно променя цвета си от червено през жълто, зелено, синьо до лилаво при преминаване от кисела към алкална област. Определянето на pH чрез индикаторния метод е трудно за мътни или оцветени разтвори.
2) Аналитичният обемен метод - киселинно-алкално титруване - също дава точни резултати за определяне на общата киселинност на разтворите. Разтвор с известна концентрация (титрант) се добавя на капки към тестовия разтвор. Когато се смесят, протича химическа реакция. Точката на еквивалентност - моментът, когато титрантът е точно достатъчен за пълно завършване на реакцията - се фиксира с помощта на индикатор. Освен това, като се знае концентрацията и обема на добавения титратен разтвор, се изчислява общата киселинност на разтвора.
Киселинността на околната среда е важна за много химични процеси и възможността за възникване или резултат от определена реакция често зависи от рН на средата. За поддържане на определена стойност на pH в реакционната система в лабораторни изследвания или в производството се използват буферни разтвори, които ви позволяват да поддържате практически постоянна стойност на pH при разреждане или когато към разтвора се добавят малки количества киселина или основа.
Стойността на pH се използва широко за характеризиране на киселинно-алкалните свойства на различни биологични среди (Таблица 2).
Киселинността на реакционната среда е от особено значение за биохимичните реакции, протичащи в живите системи. Концентрацията на водородни йони в разтвор често влияе върху физикохимичните свойства и биологичната активност на протеините и нуклеиновите киселини, следователно поддържането на киселинно-алкалната хомеостаза е задача от изключително значение за нормалното функциониране на тялото. Динамичното поддържане на оптималното pH на биологичните течности се постига чрез действието на буферни системи.
3) Използването на специално устройство - pH метър - ви позволява да измервате pH в по-широк диапазон и по-точно (до 0,01 pH единици), отколкото с помощта на индикатори, е удобно и много точно, позволява ви да измервате pH на непрозрачни и цветни разтвори и следователно широко използвани.
С помощта на pH метър се измерва концентрацията на водородни йони (pH) в разтвори, питейна вода, хранителни продукти и суровини, обекти на околната среда и производствени системи за непрекъснат мониторинг на технологичните процеси, включително в агресивни среди.
pH метърът е незаменим за хардуерен мониторинг на pH на разтвори за разделяне на уран и плутоний, когато изискванията за коректност на показанията на оборудването без неговото калибриране са изключително високи.
Устройството може да се използва в стационарни и мобилни лаборатории, включително полеви лаборатории, както и клинична диагностика, криминалистика, изследователска, промишлена, включително месо и млечна промишленост и хлебопекарна.
Напоследък рН-метрите също се използват широко в аквариумни ферми, контрол на качеството на водата в домакинствата, селското стопанство (особено в хидропониката), а също и за мониторинг на здравната диагностика.
Таблица 2. Стойности на pH за някои биологични системи и други разтвори