Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований

Сильные кислоты и основания в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Сильными в водном растворе являются все галогеноводородные кислоты, за исключением HF, хлорная, азотная, серная и некоторые другие минеральные кислоты. В водных растворах сильных кислот протолитическое равновесие полностью сдвинуто вправо

HA→ H⁺ + A^-

Вследствие полной диссоциации сильных кислот концентрация ионов водорода равна концентрации кислоты НА. Водородный показатель для сильных кислот типа НА рассчитывают по формуле рН = -lg с _H⁺ = -lg с _HA, когда раствор кислоты не слишком разбавлен (с _НА ³ 10^-6 М), и с учетом ионной силы раствора (с _НА > 10^-3 М) - по формуле рН = -lg a _H⁺ = -lg(f _H⁺× c _HA).

Пример1. Рассчитайте рН 0,001М раствора азотной кислоты.

Решение:

HNO₃ → H⁺ + NO₃ ^–

[H⁺]= с _HА = 0,001М

рН=3

pН<7 – среда кислая,

Пример 2. Рассчитайте рН в 0,1 М водном растворе HCl.

Решение:

HCl → H⁺ + Cl^-

Так как HCl является сильным электролитом, концентрация которого в растворе >10 ^-3, при расчете рН раствора необходимо учитывать ионную силу раствора:

Для данной ионной силы по справочнику найдем значение коэффициента активности для ионов Н⁺ или рассчитаем по формуле

f _H+=0,83,

тогда , а

pН<7 – среда кислая

Сильными основаниями в водных растворах являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (например, NaOH, KOH, Ba(OH)₂). Поскольку они диссоциированы также нацело, в растворах сильных оснований концентрация ионов гидроксила равна концентрации гидроксида типа NaOH или удвоенной концентрации гидроксида типа Ba(OH)₂ Аналогично рассчитывают гидроксильный показатель для сильных оснований. В случае ≥10^-6 М применяют формулу рОН = -lg[OH^-], а при > 10^-3 М - формулу рОН = = -lg(f _OH^-× ).

Пример 3. Рассчитать рН основания в водном растворе 0,05 М NaOH

Решение:NaOH → Na⁺ + OH^-

Так как NaOH является сильным электролитом и > 10^-3 М, то при расчете рН необходимо учитывать ионную силу раствора:

Коэффициент активности иона OH- при данной ионной силе раствора равен f _OH-=0,81, тогда:

, а

рН>7 т.е.среда щелочная.

Расчет рН растворов слабых кислот и оснований.

В растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, межионные взаимодействия проявляются в незначительной степени, коэффициенты активности ионов стремятся к единицы, поэтому расчеты можно проводить без учета влияния ионной силы. В растворе слабой кислоты устанавливается равновесие

НА DН⁺ +А^-.

Так как кислота одноосновная, то при ее диссоциации получаются равные количества ионов А^- и H⁺ т.е. [А^-] = [H⁺]. Если кислота диссоциирована мало( < 5%), можно считать, что С _НА@[НА]. С учетом этих допущений расчет равновесных концентраций, рН, степени диссоциации для раствора слабой кислоты можно проводить, опираясь на формулы:

В растворах слабых оснований устанавливается равновесие

ВОН DВ⁺ +ОН^-.

Рассуждая аналогично, можно вывести формулы для расчета равновесных концентраций, рН, рОН и степени диссоциации раствора слабого основания

Для проведения расчетов примем следующий порядок записи. В первой строке под уравнением реакции пишем исходную концентрацию(C₀), во второй строке равновесные концентрации частиц [ ].

Пример 1. Рассчитайте равновесные концентрации, рН и степень диссоциации водного раствора 0,1 М CH₃COOH.

Решение: Так как кислота одноосновная, то при ее диссоциации получаются равные количества ионов CH₃COO^- и H⁺, поэтому, обозначив за x концентрацию кислоты подвергающейся диссоциациив момент равновесия, получим равновесные концентрации H⁺ -иона и аниона также равные x. Остаточная концентрация кислоты будет (0,1- x).

CH₃COOH D CH₃COO^- + H⁺

C₀ 0,1

[ ] 0,1– x x x

Согласно закону действия масс:

Если отношение , тогда x в знаменателе можно пренебречь:

степень диссоциации ,

рН<7 т.е. среда кислая.

Пример 2. Рассчитайте равновесные концентрации, рН и степень диссоциации водного раствора 0,1 М NH₄OH.

Решение:

NH₄OH D NH₄⁺ + OH^-

C₀ 0,1

[ ] 0,1 – x x x

рН>7 т.е. среда щелочная.

Дата добавления: 2014-11-16