Примеры расчета рН – от сильной кислоты до гидролиза




Дата канвертавання25.04.2016
Памер66.92 Kb.
pH-bf-hd-09 Примеры расчета рН – от сильной кислоты до гидролиза

[Х] – скобки обозначают равновесную концентрацию

В воде: H2O  H+ + OH- Кр = [H+][OH]

[H2O]

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде [H2O] постоянная и равна 55,5 моль/л (1000 г/18г*моль).

Кр[H2O] = Kw = [H+][OH] = 10-14

При строгом термодинамическом рассмотрении (концентрации заменены активностями) принимаем активность растворителя (воды) равной 1 и получаем то же выражение

Kw = [H+][OH] = 10-14 .

Тогда [H+] = 10-7.

pH = -lg [H+]

Для чистой воды при стандартных условиях рН = 7

При рН > 7 раствор щелочной;

при рН < 7 раствор кислый

Для щелочи удобный прием: вводим определение pОH = -lg [ОH-]

рН + рОН = 14; сначала находим рОН, потом рН
Что такое рН (-lg[H+]) – на основе уравнения Нернста двух водородных электродов:

E = E2 - E1 = (0,058/n)lg([H+]2/[H+]1) = 0,058 lg([H+]2/[H+]1)

Т.е. электрический потенциал пропорционален именно lg[H+]

Стеклянный электрод придумал Фриц Габер в 1909 г., а термин рН датч. С.Серенсен (1909).


Слабые электролиты

рН слабой кислоты

Сильная кислота::

HCl  H+ + Cl- ; [HCl] = 1 M  [H+] = 1 M  рН = 0

Слабая кислота:

CH3COOH  CH3COO + H+ ; Если [AH] = 1 M  [H+] = ???

Ккисл = [H+][ A]/[HA] = 1,8*10-5 ;

кисл = -lg (Ккисл) = 4,75
Ккисл = [H+]2/[HA]  [H+]2/1 M Допущения: 1) все протоны только из слабой кислоты;

2) текущую равновесную концентрацию заменяем исходной; это можно при значениях

Ккисл менее 0,001. [H+] = ( Ккисл *С) Т.е. не используем степень диссоциации.
рН смеси слабой кислоты и ее соли с сильным основанием

Усложним предыдущую задачу:

1 М CH3COOH АН  А- + H+

и 2 М CH3COONa ANa  А- + Na+

Ккисл = [H+][A]/[HA] = 1,8*10-5 ;

НО теперь [A] берем только из соли (когда кислоты не намного больше в растворе, чем соли); [HA] считаем как исходную конц. кислоты (см. выше). При этих двух допущениях решить легко:

[H+] = Ккисл ([кисл]/[соль]) ; рН = -lg Ккисл – lg ([кисл]/[соль]) = pКкисл - lg ([кисл]/[соль])


Kw298 = [H+][OH] = 10–14

pH = -lg C(H+)

Слаб. к-та C(H+) = (Ск Ккисл)1/2

 = (Кдк)1/2

Кисл.буфер pH = pKкисл+ lg(Ссолькислота)

Щел.буф рН = 14 - рКосн – lg(Ссольоснован)



Гидролиз соли слаб. к-ты

[OH] = [(Kwкислсоли]1/2



рН буферных растворов

Пример: в 1 л воды растворили 1,7 г аммиака NH3 и 3,65 г хлороводорода HCl . Определите рН раствора.

Решение примера: 1,7/17=0,1 моль и 3,65/36,5= 0,1 моль. В результате получился раствор соли NH4Cl (одинаковые количества кислоты и основания). Соль слабого основания и сильной кислоты - при гидролизе рН < 7:

NH4Cl + H2O  NH4OH + HCl

Точный расчет рН по формуле с константой гидролиза : [H+] = [(Kwоснсоли]1/2.

Если слабое основание взято в избытке (например, 5,1 г аммиака), то получится раствор слабого основания и его соли - основной буфер. Равновесие диссоциации слабого основания в буфере сдвинуто влево из-за повышенной концентрации иона NH4+ из соли (соль диссоциирует на 100%) :

NH3.H2O (NH4OH)  NH4+ + OH

Расчет рН по формуле для щелочного буферного раствора: рН = 14 - рКосн – lg[соль]0/[основан]0

Раствор будет менее щелочным по сравнению с чистым аммиаком (рН > 7) .
рН гидролизующейся соли
Соль сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергается, рН = 7

Соль слабой кислоты и сильного основания рН > 7

Пример: ацетат натрия CH3COONa (см.ниже)

Соль сильной кислоты и слабого основания рН < 7

Пример: хлорид алюминия AlCl3 (см. ниже)

Соль слабой кислоты и слабого основания – рН зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и соли. Иногда происходит необратимый гидролиз.


Теперь для расчета все еще хуже. Кислоты нет, есть (например) только 2 М ацетат натрия.

CH3COONa + H2O  CH3COOH + NaOH

Сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза:

CH3COO + H2O  CH3COOH + OH

ANa  А- + Na+ но когда аниона слабой кислоты много, он берет протон из воды:

А- + H2O  AH + OH- тогда рН > 7

Теперь надо получить выражение для [H+] или [OH] на основе исходной концентрации и табличных данных.

Используем понятие «константа гидролиза» Кг = ([AН] [OH]) /[A]

В нем мы можем [A] приравнять к концентрации исходной соли (2 М), а [AН] и [OH] считать равными. Тогда: Кг = ([OH]2 ) /[2 М]

Но табличных данных по Кг нет. Тогда выражение Кг = ([AН] [OH]) /[A] умножаем и делим на [H+]: Кг = ([AН] [OH][H+]) /([A][H+])

При этом оно сводится к двум известным константам: Кг = Kw / Ккисл = 10-14/1,8*10-5

В результате [OH] =  (Кг 2 М) =  [(10-14/1,8*10-5 )(2 М)]   10-9 = 10-4,5

Тогда рОН = 4,5 ; рН = 14 – рОН = 9,5

 Загорский В.В., Морозова Н.И., 2005


Расчет рН 0,1 М раствора хлорида алюминия.

Уравнение гидролиза AlCl3 (1 ступень):

AlCl3 + H2O  Al(OH)Cl2 + HCl

В ионном виде:

Al3+ + H2O  Al(OH)2+ + H+

Допустим, мы не знаем, что Kгидр(I) = 1.12*10-5 [1]


Для нахождения рН нам нужно знать концентрацию [H+] или [OH]; при этом для вычислений можно пользоваться только справочными данными и исходной концентрацией соли.

Достаточно ли первой ступени? Это выясним в ходе расчетов.

Константа ионизации (в справочниках есть только по 3-й ступени) [2] : KAl(III) = 1,4*10-9

Видно, что нам нужна диссоциация Al(OH)3 как раз по третьей ступени:

Al(OH)2+  Al3+ + OH-

Можно записать константу гидролиза:

Kгидр(I) = ([Al(OH)2+][H+])/[Al3+]

Вода в это выражение не входит, как и в случае ионного произведения воды Kw .

Считая, что все протоны появились в результате гидролиза, а концентрация соли при этом практически не изменилась (слабый гидролиз), можем записать:

Kгидр(I) = ([H+]2 )/[AlCl3]

Вот только у нас нет самой Kгидр(I) !!! Ее надо выразить через нечто доступное.

Используем прием из алгебры – умножаем и делим Kгидр(I) на [OH] :

Kгидр(I) = ([Al(OH)2+][H+][OH])/([Al3+][OH])

У нас получается, что [H+][OH] = Kw , а ([Al(OH)2+])/([Al3+][OH]) = 1/KAl(III) .

Тогда Kгидр(I) = Kw /KAl(III)

В результате получаем:

Kгидр(I) = ([H+]2 )/[AlCl3] = Kw /KAl(III) ;

[H+] =  [(Kw /KAl(III)) ([AlCl3])] =  [(10-14/1,4*10-9 )*0,1] =  0,7*10-6 = 0,85*10-3  10-3

Тогда рН = 3

Из расчетной формулы для [H+] видно, что, чем меньше константа ионизации основания (она в знаменателе), тем более кислый получится раствор.


hydrl-36 Произведение растворимости

Пример 1: Произведение растворимости сульфата бария ПР = 1,1*10–10.

Какова растворимость сульфата бария в г/л?



Решение примера: Диссоциация: BaSO4 = Ba2+ + SO42– . ПР = [Ba2+][ SO42–] .

Х моль сульфата бария дают Х Ba2+ и Х SO42–. Тогда Х2 = 1,1*10–10. Х =  (1,1*10–10)

Мол. масса сульфата бария 137 + 96 = 233 .

Растворимость в г/л: 233*Х = 233*1,05*10–5 = 244*10–5 = 2,44*10–3 г/л



Пример 2: Насыщенный раствор содержит 0,000038% по массе гидроксида цинка. Определите произведение растворимости Zn(OH)2 .

Решение примера: Мол. масса 65+(17*2)= 99. В 100 г раствора будет 0,000038 г гидроксида, в 1 л (1000 г) будет 0,00038 г.

Количество молей в 1 л: (3,8*10–4 г)/(99 г/л) = 3,84*10–6 моль/л;

Диссоциация: Zn(OH)2 = Zn2+ + 2 OH ПР[Zn(OH)2] = [Zn2+][OH]2

Из Х моль Zn(OH)2 получается Х моль Zn2+ и 2Х моль OH .

ПР[Zn(OH)2] = (3,84*7,68*7,68)10–18 = 2,3*10–16


Примеры диссоциации в воде

Сильные кислоты (диссоциируют на 100%) :

соляная (хлороводородная) HCl = H+ + Cl- Аналогично HBr, HI

азотная HNO3 = H+ + NO3-

серная H2SO4 = 2H+ + SO42-

хлорная HClO4 = H+ + ClO4-

Кислота средней силы

фосфорная H3PO4 = H+ + H2PO4- K1 = ([H+][ H2PO4-])/[H3PO4] = 7*10-3

вторая ступень H2PO4-  H+ + HPO42- K2 = 6,2*10-8

третья ступень HPO42-  H+ + PO43- K3 = 4,8*10-13



Слабые кислоты (см. табл.на стр. 303-304 практ.)

уксусная CH3COOH  H+ + CH3COO- K = ([H+][ CH3COO-])/[ CH3COOH] = 1,8*10-5

муравьиная HCOOH  H+ + HCOO-

сероводородная H2S  H+ + HS- K1 = 5,7*10-8

вторая ступень HS-  H+ + S2- K2 = 1,2*10-15 слабее воды
Вода: H2O  H+ + OH- Kw = [H+][OH] = 10-14 при 250С
Сильные основания (щелочи) –диссоциируют на 100% :

гидроксид натрия (едкий натр) NaOH = Na+ + OH-

гидроксид калия KOH = K+ + OH-

гидроксид кальция (гашеная известь) Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OH-

гидроксид бария Ba(OH)2 = Ba2+ + 2 OH-
Слабые основания (см. табл.на стр. 302-303 практ.)

аммиак (нашатырный спирт) NH3.H2O  NH4+ + OH- K = 1,8*10-5

гидроксид алюминия Al(OH)3  Al(OH)2+ + OH-

вторая ступень Al(OH)2+  Al(OH)2+ + OH-



третья ступень Al(OH)2+  Al3+ + OH- K3 = 1,3*10-9


1 .Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия – М., 1988, стр. 433

2 Практикум по общей химии (2005)





База данных защищена авторским правом ©shkola.of.by 2016
звярнуцца да адміністрацыі

    Галоўная старонка