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⁺+ SO₄^2-

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

Пример 2. Определить рН 0,01М гидроксида аммония, a = 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⁺+ SO₄^2-

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⁺ + 2SO₄^2-+ H⁺-OH^- Û 2AlOH²⁺ + 2SO₄^2-+ 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⁺SO₄^2- + 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⁺ + 3S^2- +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.