Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
Пример1. Определить рН 0,05 М H2SO4 серной кислоты. Решение: 1 2 1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO4 Û 2H++ SO42- 0,05 х Считая степень диссоциации кислоты 100 %, находим, что из одной молекулы (моля) кислоты при диссоциации образуются 2 иона (моля) Н+. 2. Следовательно, что из 0,05 молей ее образуется х = = 0.1 молей Н+, т.е. [H+] = 10-1 моль/л Þ pH = -lg[H+] = -lg10-1 = 1
Решение: 1. Напишем уравнение диссоциации NH4OH Û NH4++OH- ß 2. Из уравнения видно, что из одной молекулы основания при диссоциации образуется один гидроксид-ион. Однако степень диссоциации основания – 1 %, поэтому при составлении пропорции по уравнению диссоциации необходимо найти концентрацию основания, которая подвергается диссоциации: 0,01 моль/л (общая конц-я) принимаем за 100 % х (искомая конц-я) // ------ //------- // ------// -- 1 % х = 10-4 моль/л NH4OH – концентрация, которая подвергается распаду. 3. Найдем концентрацию гидроксид-иона на основе уравнения диссоциации: 1 моль NH4OH при распаде дает 1 моль ОН- 10-4 моль/л --//------- //------- //------х моль/л [OH-] х = 10-4 моль/л концентрация гидроксид-иона 4. Из выражения ионного произведения воды, находим концентрацию ионов водорода: [H+] = = = 10-10 Þ pH = -lg[H+] = -lg10-10 = 10. Пример 3. Вычислить молярную концентрацию раствора H2SO4 c pH=4. 1 2 Решение: 1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO4Û2H++ SO42- х(См) 10-4 Из уравнения видно, что из одной молекулы кислоты при диссоциации образуются 2 иона Н+. Если рН = 4 Þ [H+] = 10-pH = 10-4 моль/л 2. Считая, что каждая молекула распадается на ионы (a=100%) составим пропорцию по уравнению диссоциации: 1моль H2SO4 распадается на 2 моля Н+ х (См) -//------- //-------//------- //-10-4 моль/л [H+] х (См) = =5. 10-5 моль/л [H2SO4]. Гидролиз солей Растворы многих солей имеют кислую или щелочную реакцию среды, хотя сами соли при диссоциации не образуют катионов водорода Н+ и гидроксид ионов ОН-. Объяснение этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с полярными молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Часто гидролиз ведет к изменению рН раствора. Гидролиз это обратимый и равновесный процесс. Гидролизу подвергаются все соли, образованные либо слабым основанием, либо слабой кислотой. При рассмотрении механизма взаимодействия необходимо учитывать: а) все частицы вещества в водном растворе рассматриваются с точки зрения теории электролитической диссоциации, т.е. в молекулярном или в ионном виде; б) все взаимодействия в химии обеспечены электромагнитным взаимодействием, т.е. между частицами с положительными и отрицательными зарядами. в) гидролиз протекает ступенчато, но преимущественно по первой ступени, т.е. одна частица взаимодействует только с одной частицей. Типы гидролиза 1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой(Na2S, Na2CO3, К2SiO3,CH3COOK и др.) Рассмотрим гидролиз ацетата калия. СН3СООК+ Н2О ® СН3СОО- + К++ Н+-ОН- Û СН3СООH + К++OH- – полное ионное уравнение слаб. эл-т сил. эл-т СН3СОО- + H2O Û СН3СООH + OH-– краткое ионное уравнение щелочная среда , рН>7 СН3СООК + Н2О Û СН3СООH + КOH – молекулярное уравнение 2. Гидролиз солей образованных, слабым основанием и сильной кислотой(AlCl3, NH4NO3, ZnSO4) Рассмотрим гидролиз сульфата алюминия Al2(SO4)3 +H2O® 2Al3+ + 2SO42-+ H+-OH- Û 2AlOH2+ + 2SO42-+ H+– полное ионное уравнение слаб.эл-т сил. эл-т 2Al3+ + 2H2O Û 2AlOH2++2H+– краткое ионное уравнение кис. среда рН<7 Al2(SO4)3 + 2H2O Û 2(AlOH)2+SO42- + H2SO4 – молекулярное уравнение Cульфат гидроксоалюминия 3.Необратимый гидролиз (соли, образованные слабым основанием и слабой и нестойкой кислотой – Al2S3, Fe2 (CO3)3 и др.) Рассмотрим гидролиз сульфида алюминия: Al2S3+ H2O® 2Al3+ + 3S2- +6H+-OH -® 2Al(ОН)3¯ + 3H2S– ионное уравнение
Al2S3+ 6H2O® 2Al(ОН)3¯+ 3H2S – молекулярное уравнение В данном случае гидролиз не останавливается на первой ступени, так как процесс необратимый. Это возможно, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка и газа (в соответствии с принципом Ле-Шателье). Примечание: случай необратимого гидролиза обозначен прочерком (-) в таблице растворимости солей и оснований. Соли,образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются: NaCl+H2O®не гидролизуется Na+ + Cl- + H+- OH- Û Na++ OH-+H++Cl- нет слабых электролитов Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242.
Популярное: Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Модели организации как закрытой, открытой, частично открытой системы: Закрытая система имеет жесткие фиксированные границы, ее действия относительно независимы... Как построить свою речь (словесное оформление):
При подготовке публичного выступления перед оратором возникает вопрос, как лучше словесно оформить свою... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (8866)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |