Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь


Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ



2016-01-02 8866 Обсуждений (0)
Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ 0.00 из 5.00 0 оценок




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

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++ 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 +H2

 
 


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+ H2

 
 


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.

 



2016-01-02 8866 Обсуждений (0)
Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ 0.00 из 5.00 0 оценок









Обсуждение в статье: Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ

Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓

Отправить сообщение

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



(0.009 сек.)