Приклади розрахунків рН та концентрації розчинів речовин
Приклад1. Визначити рН 0,05 М H2SO4 сірчаної кислоти.
1. Напишемо рівняння дисоціації кислоти H2SO4 2H + + SO4 2-
Вважаючи ступінь дисоціації кислоти 100 %, знаходимо, що з однієї молекули (молю) кислоти при дисоціації утворюються 2 іони (молі) Н + .
2. Отже, що з 0,05 молей утворюється х = = 0.1 молей Н + , тобто. [H + ] = 10 -1 моль/л = pH = -lg[H + ] = -lg10 -1 = 1
1. Напишемо рівняння дисоціації NH4OH NH4 + +OH -
2. З рівняння видно, що з однієї молекули основи при дисоціації утворюється один гідроксид-іон. Однак ступінь дисоціації основи – 1 %, тому при складанні пропорції щодо рівняння дисоціації необхідно знайти концентрацію основи, яка піддається дисоціації:
0,01 моль/л (загальна конц-я) приймаємо за 100%
х = 10 -4 моль/л NH4OH – концентрація, яка зазнає розпаду.
3. Знайдемо концентрацію гідроксид-іону на основі рівняння дисоціації:
1 моль NH4OH при розпаді дає 1 моль ВІН -
х = 10 -4 моль/л концентрація гідроксид-іону
4. З виразу іонного добутку води знаходимо концентрацію іонів водню:
[H + ] = = = 10 -10 = pH = -lg [H + ] = -lg10 -10 = 10.
Приклад 3. Обчислити молярну концентрацію розчину H2SO4 c pH=4.
Рішення: 1. Напишемо рівняння дисоціації кислоти H2SO4¢2H + + SO4 2-
З рівняння видно, що з однієї молекули кислоти при дисоціації утворюються 2 іони Н+. Якщо рН = 4 Þ [H + ] = 10 - pH = 10 -4 моль/л
2. Вважаючи, що кожна молекула розпадається на іони (a=100%) складемо пропорцію рівняння дисоціації:
1моль H2SO4 розпадається на 2 молячи Н +
х (Див) = =5. 10 -5 моль/л [H2SO4].
Гідроліз солей
Розчини багатьох солей маютькислу або лужну реакцію середовища, хоча самі солі при дисоціації не утворюють катіонів водню Н + та гідроксид іонів ВІН - . Пояснення цього факту слід шукати у взаємодії солей із водою.
Гідроліз солей - це взаємодія іонів солі з полярними молекулами води, що призводить до утворення слабкого електроліту. Часто гідроліз призводить до зміни рН розчину.
Гідроліз це оборотний та рівноважний процес. Гідролізу піддаються всі солі, утворені або слабкою основою, або слабкою кислотою. При розгляді механізму взаємодії необхідно враховувати:
а) все частки речовини у водному розчині розглядаються з погляду теорії електролітичної дисоціації, тобто. у молекулярному чи іонному вигляді;
б) все взаємодії хімії забезпечені електромагнітним взаємодією, тобто. між частинками з позитивними та негативними зарядами.
в) гідроліз протікає ступінчасто, але переважно по першому щаблі, тобто. одна частка взаємодіє тільки з однією часткою.
Типи гідролізу
1. Гідроліз солей, утворенихсильною основою і слабкою кислотою (Na2S, Na2CO3, К2SiO3,CH3COOK та ін.)
Розглянемо гідроліз ацетату калію.
СН3СОО- + К+ + Н+ -ВІН- СН3СООH +К+ +OH - – повне іонне рівняння
слабкий. ел-т сил. ел-т
СН3СОО- + H2O ù СН3СООH + OH - – коротке іонне рівняння
лужне середовище, рН & gt; 7
СН3СООК + Н2О СН3СООH + КOH – молекулярне рівняння
2. Гідроліз солей утворених,слабкою основою та сильною кислотою (AlCl3, NH4NO3, ZnSO4)
Розглянемо гідроліз сульфату алюмінію
2Al 3+ +2SO4 2- + H + -OH - 2 2AlOH 2+ +2SO42- + H + – повне іонне рівняння
слаб.ел-т сил. ел-т
2Al 3+ + 2H2O û 2AlOH 2+ +2H + – коротке іонне рівняння
3.Необоротний гідроліз (солі, утворені слабкою основою та слабкою та нестійкою кислотою – Al2S3, Fe2 (CO3)3 та ін.)
Розглянемо гідроліз сульфіду алюмінію:
2Al 3+ + 3S 2- +6H + -OH - ® 2Al(ОН)3¯ + 3H2S– іонне рівняння
В даному випадку гідроліз не зупиняється на першому ступені, оскільки процес необоротний. Це можливо, якщо продукти гідролізу йдуть зі сфери реакції у вигляді осаду та газу (відповідно до принципу Ле-Шательє).
Примітка: випадок незворотного гідролізу позначений прочерком (-) у таблиці розчинності солей та основ.
Солі, утворенісильною основою і сильною кислотою, гідролізуне піддаються :
Na + + Cl - + H + - OH - Na + + OH - +H + +Cl -
немає слабких електролітів
Рекомендована література: [1], с.249-258;[2], с.224-242.