Решение. РН сильных кислот и оснований

Решение.

РН сильных кислот и оснований

РН слабых кислот и оснований

Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований

· для кислот: а _{Н +} » с _Н+ рН» - lg с _{Н +}

; Þ Þ рН = -lg

· для оснований: а _ОН-» с _ОН- рОН» - lg с _ОН-

Þ рН =14 + lg с _OH-= 14 + lg

· для кислот: I_р-ра = 0,5× å (с_i ×_×z²_i ) Þ

g_Н+ (по таблице или формуле) Þ а _{Н +} = g_Н+ × с _Н+ Þ рН = -lg а _{Н +} = -lg (g_Н+ × с _Н+)

· для оснований: I_р-ра = 0,5× å (с_i ×_×z²_i ) Þ

g_OН- (по таблице или формуле) Þ а _{ОН - =} g_ОН-× с _ОН- Þ рОН = - lg g_ОН- ^. с _ОН-

рН = 14 - рОН =14 + lg а _{ОН -} =

Задача 19.

Рассчитать рН 0,05 М раствора НСN.

НСN Û Н⁺ + СN^- - слабая кислота, с _о = 0,05 моль/л, К _Д= 7,9×10^-10 (из таблицы)

a≈ = = 1,26×10^-4<< 1, с_{H +}=a с_о =1,26×10^-4×0,05=6,3×10^-6 моль/л

рН = ‑lg с _H+ = - lg 6,3×10^-6 = 5,18.

Задача 20.

Рассчитать рН 0,05 М раствора Bа(ОН)₂.

Bа(ОН)₂ ® Bа²⁺ + 2ОН^- - сильное основание

0,05 2^.0,05 моль/л

I =1/2(0,05×2² + 0,1×1²) =0,15, g_ОН- ≈ 0,8 (таблица), а _ОН- = g_ОН- ×с _OH-=0,8×0,1=0,08

рН = 14 + lg а _{ОН -} = 14 - 1,1 = 12,9.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

- реакции обмена между молекулами воды и растворенными в ней солями

Признаки гидролиза:

· образование слабого электролита

· изменение нейтральной реакции среды.

Подвергаются гидролизу:

1.Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями – гидролиз по катиону (NH₄Cl, AgNO₃, AlBr_3, CuSO₄ и т. д.)

AgNO₃ ® Ag⁺ + NO₃^-

AgОН HNO₃

слабое основание сильная кислота

a <1 a = 1

Ag⁺ + НОН Û AgОН + Н⁺ кислая среда рН < 7

2. Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями - гидролиз по аниону (К₂SiO₃, Na₂S, Ba(СН₃СОО)₂ и т. д.)

NaF ® Na⁺ + F^-

NaOH HF

сильное основание слабая кислота

a = 1 a <1

F^- + HOН Û HF + ОН^- основная среда рН > 7

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃ и т д.)

NН₄СN ® NН₄⁺ + CN^-

Гидролиз по аниону и по катиону:

СN^- + НОН Û НСN + ОН^- по аниону

NН₄⁺ + НОН Û NН₄ОН + Н⁺ по катиону

NН₄⁺ + СN^- + Н₂О Û NН₄ОН + НСN суммарно, основная среда рН > 7

В итоге:

Среда слабоосновная, т.к. К_{д кислоты} < К_{д основания} (если К_{д кислоты} > К_{д основания} - среда слабокислая, если К_{д кислоты} = К_{д основания} - нейтральная).

Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразные вещества Þ гидролиз необратимый:

PbCO₃ + Н₂О ® Pb(ОН)₂¯ + CO₂ ­

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, – гидролизу не подвергаются (Na₂SO_4, KI, NaВr, СsCl, RbNО₃ и т. д.)

Na₂SO₄ ® Na⁺ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

сильное основание сильная кислота раствор нейтральный: рН» 7.

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато (FeCl₃):

Fe³⁺ + НОН Û FeОН²⁺ + Н⁺ - 1-я ступень;

FeОН²⁺ + НОН Û Fe(ОН)₂⁺ + Н⁺ - 2-я ступень;

Fe(ОН)₂⁺ + НОН Û Fe(ОН)₃ + Н⁺ - 3-я ступень

При комнатных температурах гидролиз идет преимущественно по 1-ой ступени.

Смещение гидролитического равновесия в сторону усиления гидролиза

· разбавление (увеличение концентрации Н₂О),

· повышение температуры (эндотермическая реакция ΔН_Г>0)

· удаление продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н⁺ и ОН^-)

Количественные характеристики гидролиза:

· Константа гидролиза К _Г – константа гидролитического равновесия.

Для процесса: Ag⁺ + HOH ÛAgOH + H⁺ кислая среда рН< 7

- константа равновесия (для разбавленных растворов а =с)

К_СС_НОН = const = К_Г - константа гидролиза выражение для К_г

К_в =С_Н+ ^. С_ОН-

AgOH Û Ag⁺ + OH^-

- константа гидролиза

Na₂S →2 Na⁺+S^2-

1cт.: S^2- + HOН Û HS^- + ОН^- основная среда

2ст.: HS^- + HOН Û H₂S + ОН^- рН > 7

H₂S Û H⁺ + HS^- К_Д1 HS^- ÛH⁺ + S^2- К_Д2

К_{Г( 1ст)}=10^-14/10^-14=1

К_{Г( 2ст)}=10^-14/1,1^.10^-7= =9,1^.10^-8

К_{Г( 1ст)} > К_{Г( 2ст)}

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то К _Г = К _В /К _{Д кислоты} ^.К _{Д основания}

где К _Дк и К _До - константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания - продуктов гидролиза.

Степень гидролиза b: отношение концентрации гидролизованных ионов соли к исходной концентрации ионов, подвергающихся гидролизу

b < 1

где с _Г - равновесная концентрация гидролизованных ионов;

с ₀ - исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу.

Связь степени гидролиза b с константой гидролиза К _Г (аналогично закону Оствальда): К _Г = b²× с ₀/(1 - b)

Если b << 1, то К _Г» b²× с₀ и b» . (когда К _Г< 10^-4)

· Вывод: с уменьшением концентрации гидролизующейся соли степень гидролиза (то есть глубина его протекания) увеличивается.

· Константа гидролиза (как и любая константа равновесия) зависит: от природы реагентов и от температуры: т.к. гидролиз - процесс эндотермический (D Н _Г >0), при ↑Т К_Г ↑, выход продуктов гидролиза↑

Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:

Задача 21.

Рассчитать К_Г, b и рН раствора К₂SО₃ С₀ = 0,01моль/л

Решение. Диссоциация сильного электролита К₂SО₃:

2 с_о с_о

К₂SО₃ ® 2К⁺ + SО₃^2-

КОН Н₂SО₃

сильное основание слабая кислота

Гидролиз по SО₃^2-:

1-ая ступень: SО₃^2-+ НОН Û НSО₃^-+ ОН^-

К _Г1 = = 1,59×10^-7

2-ая ступень: НSО₃^- + Н₂О Û Н₂SО₃ + ОН^-

К _Г2 = = 5,9×10^-13 К _Г1 > > К _Г2

1-й способ – через материальный баланс

	SO3^2-	НSO3^-	OН^-
c исход	со
D c	x	x	x
c равн	со - x	x	x

(*) Þ x =[ОН^-] Þ pOH Þ pH

x = [ОН^-] = 4×10^-5 моль/л; pOH = -lg[ОН^-] = 4,4; pH = 14 -4,4 = 9,6

Обратная задача:

Зная рН раствора, рассчитать его концентрацию c ₀.

Алгоритм решения: pHÞ pOH = 14-рН; x = 10^-рОН Þ в (*) Þ с_о)

2-й способ – через степень гидролиза

По определению: b = c_Г / c ₀= [OH]/ c ₀ Þ[OH] = b×c ₀

рН = 14 – рОН = 14 + lg [OH] = 14 + lg (b×c ₀)

а) b - по строгой формуле

б) b - по приближенной формуле (если К _Г<10^-4):

b ≈ = = 4×10^-3 << 1 Þ расчет по приближенной формуле правомерен.

[OH] = b×c ₀ = 4×10^-3×10^-2 = 4×10^-5 рН = 14 + lg [OH] =14 - 4,4 = 9,6

К_Г = К_В/К_{Д кислоты} Þ Þ с _ОН- = b×с_о Þ рН=14+ lg( )

Аналогично:

Дата добавления: 2014-11-18