Примери за изчисления на pH и концентрация на разтвори на вещества
Пример 1. Определя се рН на 0,05 М H2SO4 сярна киселина.
1. Напишете уравнението за дисоциацията на киселината H2SO4 Û 2H + + SO4 2-
Ако приемем, че степента на дисоциация на киселината е 100%, откриваме, че от една молекула (mol) киселина по време на дисоциацията се образуват 2 йона (mol) H +.
2. Следователно от 0,05 мола от него се образува х = = 0,1 мола Н +, т.е. [H + ] = 10 -1 mol/l Þ pH = -lg[H + ] = -lg10 -1 = 1
1. Напишете уравнението на дисоциация NH4OH Û NH4 + +OH -
2. От уравнението се вижда, че един хидроксиден йон се образува от една основна молекула по време на дисоциацията. Въпреки това, степента на дисоциация на основата е 1%, следователно, когато се съставя пропорция според уравнението на дисоциация, е необходимо да се намери концентрацията на основата, която претърпява дисоциация:
0,01 mol / l (обща концентрация) се приема за 100%
x = 10 -4 mol/l NH4OH е концентрацията, която се разлага.
3. Намерете концентрацията на хидроксидния йон въз основа на уравнението на дисоциация:
1 мол NH4OH се разлага, за да даде 1 мол ОН -
x \u003d 10 -4 mol / l концентрация на хидроксиден йон
4. От израза на йонния продукт на водата намираме концентрацията на водородни йони:
[H + ] = = = 10 -10 Þ pH = -lg[H + ] = -lg10 -10 = 10.
Пример 3. Изчислете моларната концентрация на разтвор на H2SO4 с pH=4.
Решение: 1. Напишете уравнението на дисоциация за киселина H2SO4Û2H + + SO4 2-
От уравнението може да се види, че 2 Н + йона се образуват от една киселинна молекула по време на дисоциацията. Ако pH \u003d 4 Þ [H + ] \u003d 10 - pH \u003d 10 -4 mol / l
2. Ако приемем, че всяка молекула се разлага на йони (a = 100%), ще съставим пропорция според уравнението на дисоциация:
1 mol H2SO4 се разлага на 2 mol H +
x (cm) \u003d \u003d 5. 10 -5 mol/l [H2SO4].
Хидролиза на соли
Разтвори на много соли иматкиселинна или алкална реакция на средата, въпреки че самите соли не образуват водородни катиони Н + и хидроксидни йони ОН - по време на дисоциация. Обяснението на този факт трябва да се търси във взаимодействието на солите с водата.
Хидролизата на сол е взаимодействието на йони на сол с полярни водни молекули, което води до образуването на слаб електролит. Хидролизата често води до промяна в pH на разтвора.
Хидролизата е обратим и равновесен процес. Всички соли, образувани или от слаба основа, или от слаба киселина, претърпяват хидролиза. При разглеждането на механизма на взаимодействие е необходимо да се вземе предвид:
а) всички частици на веществото във воден разтвор се разглеждат от гледна точка на теорията на електролитната дисоциация, т.е. в молекулярна или йонна форма;
б) всички взаимодействия в химията се осигуряват от електромагнитно взаимодействие, т.е. между частици с положителен и отрицателен заряд.
в) хидролизата протича на етапи, но главно в първия етап, т.е. една частица взаимодейства само с една частица.
Видове хидролиза
1. Хидролиза на соли, образуванисилна основа и слаба киселина (Na2S, Na2CO3, K2SiO3,CH3COOK и др.)
Помислете за хидролизата на калиев ацетат.
CH3COOH- + K+ + H+ -OH- Û CH3COOH +K+ +OH - – пълно йонно уравнение
слаб. e-t сили. e-t
CH3COOH- + H2O Û CH3COOH + OH - - кратко йонно уравнение
алкален, рН > 7
CH3COOH + H2O Û CH3COOH + KOH - молекулно уравнение
2. Хидролиза на соли, образуванисъс слаба основа и силна киселина (AlCl3, NH4NO3, ZnSO4)
Помислете за хидролизата на алуминиев сулфат
2Al 3+ +2SO4 2- + H + -OH - Û 2AlOH 2+ +2SO42- + H + – пълно йонно уравнение
слаб елемент от сили. e-t
2Al 3+ + 2H2O Û 2AlOH 2+ +2H + - кратко йонно уравнение
3.Необратима хидролиза (соли, образувани от слаба основа и слаба и нестабилна киселина - Al2S3, Fe2 (CO3)3 и др.)
Помислете за хидролизата на алуминиев сулфид:
2Al 3+ + 3S 2- +6H + -OH - ® 2Al(OH)3¯ + 3H2S– йонно уравнение
В този случай хидролизата не спира на първия етап, тъй като процесът е необратим. Това е възможно, ако продуктите на хидролизата напуснат реакционната сфера под формата на утайка и газ (в съответствие с принципа на Le Chatelier).
Забележка: случаят на необратима хидролиза е обозначен с тире (-) в таблицата за разтворимост на соли и основи.
Соли образувани отсилни основи и силни киселини не се хидролизират :
Na + + Cl - + H + - OH - Û Na + + OH - + H + + Cl -
няма слаби електролити
Препоръчителна литература: [1], стр.249-258;[2], стр.224-242.