Proračun pH otopine jakih i slabih elektrolita. Indeks vodonika (pH) Šta je ph 0,01 m koh rastvor
Čista voda je vrlo slab elektrolit. Proces disocijacije vode može se izraziti jednadžbom: HOH ⇆ H + + OH - . Zbog disocijacije vode, svaka vodena otopina sadrži i H + ione i OH - ione. Koncentracije ovih jona mogu se izračunati pomoću jednadžbe ionskog proizvoda za vodu
C (H +) × C (OH -) \u003d K w,
gdje je Kw konstanta jonskog produkta vode ; na 25°C K w = 10 –14 .
Otopine u kojima su koncentracije H+ i OH jona jednake nazivaju se neutralnim otopinama. U neutralnoj otopini C (H +) = C (OH -) = 10 -7 mol / l.
U kiseloj otopini, C(H +) > C(OH -) i, kako slijedi iz jednadžbe ionskog proizvoda vode, C(H +) > 10 -7 mol/l, a C (OH -)< 10 –7 моль/л.
U alkalnom rastvoru C (OH -) > C (H +); dok je u C(OH –) > 10 –7 mol/l, a C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH je vrijednost koja karakterizira kiselost ili alkalnost vodenih otopina; ova vrijednost se zove pH indikator a izračunava se po formuli:
pH \u003d -lg C (H +)
U kiseloj pH otopini<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
Po analogiji s konceptom "vodikovog indeksa" (pH), uvodi se koncept "hidroksilnog" indeksa (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Pokazatelji vodika i hidroksila su povezani omjerom
Hidroksilni indeks se koristi za izračunavanje pH u alkalnim rastvorima.
Sumporna kiselina je jak elektrolit koji se u razrijeđenim otopinama nepovratno i potpuno disocira prema shemi: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2–. Iz jednadžbe procesa disocijacije može se vidjeti da je C (H +) = 2 C (H 2 SO 4) = 2 × 0,005 mol / l = 0,01 mol / l.
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,01 = 2.
Natrijum hidroksid je jak elektrolit koji se nepovratno i potpuno disocira prema shemi: NaOH ® Na + +OH -. Iz jednadžbe procesa disocijacije može se vidjeti da je C (OH -) = C (NaOH) = 0,1 mol / l.
pOH = -lg C (H +) = -lg 0,1 \u003d 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Disocijacija slabog elektrolita je ravnotežni proces. Konstanta ravnoteže zapisana za proces disocijacije slabog elektrolita naziva se konstanta disocijacije . Na primjer, za proces disocijacije octene kiseline
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Svaki stupanj disocijacije polibazne kiseline karakterizira njena konstanta disocijacije. Konstanta disocijacije - referentna vrijednost; cm. .
Proračun koncentracije jona (i pH) u otopinama slabih elektrolita svodi se na rješavanje problema kemijske ravnoteže za slučaj kada je poznata konstanta ravnoteže i potrebno je pronaći ravnotežne koncentracije supstanci uključenih u reakciju (vidi primjer 6.2 - problem tipa 2).
U 0,35% rastvoru NH 4 OH molarna koncentracija amonijum hidroksida je 0,1 mol/l (primer pretvaranja procentualne koncentracije u molarnu – vidi primer 5.1). Ova vrijednost se često naziva C 0 . C 0 je ukupna koncentracija elektrolita u otopini (koncentracija elektrolita prije disocijacije).
NH 4 OH se smatra slabim elektrolitom koji se reverzibilno disocira u vodenom rastvoru: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (vidi i napomenu 2 na strani 5). Konstanta disocijacije K = 1,8 10 -5 (referentna vrijednost). Budući da se slab elektrolit nepotpuno disocira, pretpostavit ćemo da se disociralo x mol / l NH 4 OH, tada će ravnotežna koncentracija amonijevih iona i hidroksidnih iona također biti jednaka x mol / l: C (NH 4 +) \u003d C (OH -) \u003d x mol/l. Ravnotežna koncentracija nedisociranog NH 4 OH je: C (NH 4 OH) = (C 0 -x) = (0,1-x) mol / l.
Zamjenjujemo ravnotežne koncentracije svih čestica izraženih u terminima x u jednadžbu konstante disocijacije:
.
Vrlo slabi elektroliti blago disociraju (x ® 0) i x u nazivniku se kao pojam može zanemariti:
.
Obično se u problemima opšte hemije x u nazivniku zanemaruje ako (u ovom slučaju, x – koncentracija disociranog elektrolita – razlikuje se 10 ili manje puta od C 0 – ukupne koncentracije elektrolita u rastvoru).
C (OH -) \u003d x \u003d 1,34 ∙ 10 -3 mol / l; pOH \u003d -lg C (OH -) = -lg 1,34 ∙ 10 -3 = 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Stepen disocijacije elektrolit se može izračunati kao omjer koncentracije disociranog elektrolita (x) i ukupne koncentracije elektrolita (C 0):
(1,34%).
Prvo, trebate pretvoriti procentualnu koncentraciju u molarnu (vidi primjer 5.1). U ovom slučaju, C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 mol/l.
Proračun koncentracije vodikovih jona u otopinama višebaznih slabih kiselina vrši se samo za prvi stupanj disocijacije. Strogo govoreći, ukupna koncentracija vodikovih jona u otopini slabe polibazne kiseline jednaka je zbiru koncentracija H+ iona nastalih u svakoj fazi disocijacije. Na primjer, za fosfornu kiselinu C(H +) ukupno = C(H +) po 1 stepen + C(H +) po 2 stepena + C(H +) po 3 stepena. Međutim, do disocijacije slabih elektrolita dolazi uglavnom u prvoj fazi, au drugoj i kasnijim fazama - u maloj mjeri, stoga
C(H +) u 2 faze ≈ 0, C(H +) u 3 faze ≈ 0 i C(H +) ukupno ≈ C(H +) u 1 fazi.
Neka fosforna kiselina disocira u prvom stupnju x mol / l, a zatim iz jednačine disocijacije H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 - slijedi da će ravnotežne koncentracije H + i H 2 PO 4 - jona također biti jednako x mol / l , a ravnotežna koncentracija nedisociranog H 3 PO 4 će biti jednaka (3,6–x) mol/l. Koncentracije H + i H 2 PO 4 - iona i H 3 PO 4 molekula izražene kroz x zamjenjujemo u izraz za konstantu disocijacije za prvi stupanj (K 1 = 7,5 10 -3 - referentna vrijednost):
K 1 /C 0 = 7,5 10 -3 / 3,6 = 2,1 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
mol/l;
C (H +) \u003d x \u003d 0,217 mol / l; pH = -lg C (H +) \u003d -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Zadatak broj 8
Izračunajte a) pH rastvora jakih kiselina i baza; b) slab rastvor elektrolita i stepen disocijacije elektrolita u ovom rastvoru (tabela 8). Uzmite gustinu rastvora jednaku 1 g/ml.
Tabela 8 - Uslovi zadatka br.8
| opcija br. | a | b | opcija br. | a | b |
| 0,01 M H 2 SO 4; 1% NaOH | 0,35% NH4OH | ||||
| 0,01 MCa(OH) 2 ; 2%HNO3 | 1% CH3COOH | 0,04 M H 2 SO 4 ; 4% NaOH | 1% NH4OH | ||
| 0,5M HClO 4 ; 1% Ba(OH)2 | 0,98% H3PO4 | 0,7 M HClO 4 ; 4%Ba(OH)2 | 3% H3PO4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3% HNO3 | 0,34% H2S | 0,06M LiOH; 0,1% HNO3 | 1,36% H2S | ||
| 0,1 M HMnO 4 ; 0,1% KOH | 0,031% H2CO3 | 0,2 M HMnO 4 ; 0,2%KOH | 0,124% H 2 CO 3 | ||
| 0,4M HCl; 0,08% Ca(OH)2 | 0,47% HNO2 | 0,8 MHCl; 0,03%Ca(OH)2 | 1,4% HNO2 | ||
| 0,05 M NaOH; 0,81% HBr | 0,4% H2SO3 | 0,07 M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H2SO3 | ||
| 0,02 M Ba(OH) 2 ; 0,13% HI | 0,2%HF | 0,05 M Ba(OH) 2 ; 2,5% HI | 2%HF | ||
| 0,02M H 2 SO 4 ; 2% NaOH | 0,7% NH4OH | 0,06MH 2 SO 4; 0,8% NaOH | 5%CH3COOH | ||
| 0,7 M HClO 4 ; 2%Ba(OH)2 | 1,96% H3PO4 | 0,08 M H 2 SO 4 ; 3% NaOH | 4% H3PO4 | ||
| 0.04MLiOH; 0,63% HNO 3 | 0,68% H2S | 0.008MHI; 1,7%Ba(OH)2 | 3,4% H2S | ||
| 0,3MHMnO 4 ; 0,56%KOH | 0,062% H2CO3 | 0,08M LiOH; 1,3% HNO3 | 0,2% H2CO3 | ||
| 0,6M HCl; 0,05% Ca(OH)2 | 0,94% HNO2 | 0,01 M HMnO 4 ; 1% KOH | 2,35% HNO2 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H2SO3 | 0.9MHCl; 0,01%Ca(OH)2 | 2% H2SO3 | ||
| 0,03 M Ba(OH) 2 ; 1,26% HI | 0,5%HF | 0,09 M NaOH; 6,5% HBr | 5%HF | ||
| 0,03 M H 2 SO 4; 0,4% NaOH | 3%CH3COOH | 0,1 M Ba(OH) 2 ; 6,4% HI | 6%CH3COOH | ||
| 0.002MHI; 3% Ba(OH)2 | 1%HF | 0,04MH 2 SO 4; 1,6% NaOH | 3,5% NH4OH | ||
| 0,005 MHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H2SO3 | 0.001M HI; 0,4%Ba(OH)2 | 5% H3PO4 |
Primjer 7.5 Pomešano je 200 ml 0,2M rastvora H 2 SO 4 i 300 ml 0,1 M rastvora NaOH. Izračunajte pH dobivene otopine i koncentracije Na + i SO 4 2– jona u ovoj otopini.
Dovedemo jednadžbu reakcije H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O na skraćeni ionsko-molekularni oblik: H + + OH - → H 2 O
Iz jednadžbe jonsko-molekularne reakcije slijedi da samo ioni H + i OH - ulaze u reakciju i formiraju molekul vode. Joni Na + i SO 4 2– ne učestvuju u reakciji, pa je njihova količina nakon reakcije ista kao i prije reakcije.
Izračunavanje količine tvari prije reakcije:
n (H 2 SO 4) = 0,2 mol / l × 0,1 l = 0,02 mol = n (SO 4 2-);
n (H +) = 2 × n (H 2 SO 4) = 2 × 0,02 mol = 0,04 mol;
n (NaOH) = 0,1 mol / l 0,3 l = 0,03 mol = n (Na +) = n (OH -).
OH joni - - u nedostatku; potpuno reaguju. Zajedno s njima će reagovati ista količina (tj. 0,03 mol) H+ jona.
Izračunavanje broja jona nakon reakcije:
n (H +) = n (H +) prije reakcije - n (H +) je reagirao = 0,04 mol - 0,03 mol = 0,01 mol;
n(Na +) = 0,03 mol; n(SO 4 2–) = 0,02 mol.
Jer razblaženi rastvori se mešaju
V common. "V rastvor H 2 SO 4 + V rastvor NaOH" 200 ml + 300 ml = 500 ml = 0,5 l.
C(Na +) = n(Na +) / Vtot. \u003d 0,03 mol: 0,5 l \u003d 0,06 mol / l;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,5 l \u003d 0,04 mol / l;
C(H +) = n(H +) / Vtot. \u003d 0,01 mol: 0,5 l \u003d 0,02 mol / l;
pH = -lg C (H +) \u003d -lg 2 10 -2 = 1,699.
Zadatak broj 9
Izračunajte pH i molarne koncentracije metalnih kationa i aniona kiselinskog ostatka u otopini nastaloj miješanjem otopine jake kiseline s otopinom lužine (tablica 9).
Tabela 9 - Uslovi zadatka br. 9
| opcija br. | opcija br. | Zapremine i sastav kiselih i alkalnih rastvora | |
| 300 ml 0,1M NaOH i 200 ml 0,2M H 2 SO 4 | |||
| 2 l 0,05M Ca(OH) 2 i 300 ml 0,2M HNO 3 | 0,5 l 0,1 M KOH i 200 ml 0,25 M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,1M KOH i 300 ml 0,1M H 2 SO 4 | 1 L 0,05 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,8 M HCl | ||
| 80 ml 0,15 M KOH i 20 ml 0,2 M H 2 SO 4 | 400 ml 0,05 M NaOH i 600 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 20 ml 0,5 M HCl | 250 ml 0,4M KOH i 250 ml 0,1M H 2 SO 4 | ||
| 700 ml 0,05 M NaOH i 300 ml 0,1 M H 2 SO 4 | 200 ml 0,05 M Ca(OH) 2 i 200 ml 0,04 M HCl | ||
| 50 ml 0,2 M Ba(OH) 2 i 150 ml 0,1 M HCl | 150 ml 0,08 M NaOH i 350 ml 0,02 M H 2 SO 4 | ||
| 900 ml 0,01 M KOH i 100 ml 0,05 M H 2 SO 4 | 600 ml 0,01 M Ca(OH) 2 i 150 ml 0,12 M HCl | ||
| 250 ml 0,1M NaOH i 150 ml 0,1M H 2 SO 4 | 100 ml 0,2 M Ba(OH) 2 i 50 ml 1 M HCl | ||
| 1 l 0,05 M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1 M HNO 3 | 100 ml 0,5M NaOH i 100 ml 0,4M H 2 SO 4 | ||
| 100 ml 1M NaOH i 1900 ml 0,1M H 2 SO 4 | 25 ml 0,1M KOH i 75 ml 0,01M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,2 M HCl | 100 ml 0,02 M Ba(OH) 2 i 150 ml 0,04 M HI | ||
| 200 ml 0,05M KOH i 50 ml 0,2M H 2 SO 4 | 1 l 0,01M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,05M HNO 3 | ||
| 500 ml 0,05 M Ba(OH) 2 i 500 ml 0,15 M HI | 250 ml 0,04 M Ba(OH) 2 i 500 ml 0,1 M HCl | ||
| 1 l 0,1M KOH i 2 l 0,05M H 2 SO 4 | 500 ml 1M NaOH i 1500 ml 0,1M H 2 SO 4 | ||
| 250 ml 0,4 M Ba(OH) 2 i 250 ml 0,4 M HNO 3 | 200 ml 0,1 M Ba(OH) 2 i 300 ml 0,2 M HCl | ||
| 80 ml 0,05M KOH i 20 ml 0,2M H 2 SO 4 | 50 ml 0,2M KOH i 200 ml 0,05M H 2 SO 4 | ||
| 300 ml 0,25 M Ba(OH) 2 i 200 ml 0,3 M HCl | 1 l 0,03M Ca (OH) 2 i 500 ml 0,1M HNO 3 |
HIDROLIZA SOLI
Kada se bilo koja sol otopi u vodi, ova sol se disocira na katione i anione. Ako sol formira jak bazni kation i anion slabe kiseline (na primjer, kalijev nitrit KNO 2), tada će se ioni nitrita vezati za H+ ione, odvajajući ih od molekula vode, što rezultira stvaranjem slabe dušične kiseline. . Kao rezultat ove interakcije, uspostavit će se ravnoteža u rješenju:
NO 2 - + HOH ⇆ HNO 2 + OH -
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Tako se u rastvoru anjonske hidrolizovane soli pojavljuje višak OH jona (reakcija medijuma je alkalna; pH > 7).
Ako je sol formirana od slabog baznog kationa i jakog kiselog aniona (na primjer, amonijev klorid NH 4 Cl), tada će kationi NH 4 + slabe baze odcijepiti OH ione - od molekula vode i formirati slabo disocijaciju elektrolit - amonijum hidroksid 1.
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
Višak H + iona pojavljuje se u otopini soli hidrolizirane katjonom (reakcija medija je kiseli pH< 7).
Tokom hidrolize soli koju formiraju slab bazni kation i anion slabe kiseline (na primjer, amonijum fluorid NH 4 F), slabi bazni kationi NH 4 + se vezuju za OH - ione, odvajajući ih od molekula vode, a anjoni slabe kiseline F - vezuju se za H+ ione, što rezultira stvaranjem slabe baze NH 4 OH i slabe kiseline HF: 2
NH 4 + + F - + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Reakcija medija u otopini soli koja je hidrolizirana i kationom i anjonom određena je time koji je od slabo disocijacijskih elektrolita nastalih kao rezultat hidrolize jači (to se može naći poređenjem konstanti disocijacije). U slučaju hidrolize NH 4 F, sredina će biti kisela (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Dakle, hidroliza (tj. razlaganje vodom) podliježe formiranju soli:
- katjon jake baze i anjon slabe kiseline (KNO 2, Na 2 CO 3, K 3 PO 4);
- katjon slabe baze i anjon jake kiseline (NH 4 NO 3, AlCl 3, ZnSO 4);
- katjon slabe baze i anjon slabe kiseline (Mg (CH 3 COO) 2, NH 4 F).
Kationi slabih baza i/ili anjoni slabih kiselina stupaju u interakciju s molekulima vode; soli formirane od kationa jakih baza i anjona jakih kiselina ne podliježu hidrolizi.
Hidroliza soli formiranih višestruko nabijenim kationima i anionima odvija se u koracima; U nastavku, konkretni primjeri pokazuju redoslijed razmišljanja koje se preporučuje slijediti prilikom sastavljanja jednadžbi za hidrolizu takvih soli.
Bilješke
1. Kao što je ranije navedeno (vidi napomenu 2 na strani 5) postoji alternativni stav da je amonijum hidroksid jaka baza. Kisela reakcija medija u rastvorima amonijumovih soli formiranih jakim kiselinama, na primer, NH 4 Cl, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4, objašnjava se ovim pristupom reverzibilnim procesom disocijacije amonijaka. jon NH 4 + ⇄ NH 3 + H + ili preciznije NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Ako se amonijum hidroksid smatra jakom bazom, onda u rastvorima amonijumovih soli formiranih od slabih kiselina, na primer, NH 4 F, treba uzeti u obzir ravnotežu NH 4 + + F - ⇆ NH 3 + HF, u kojoj postoji konkurencija za H+ jon između molekula amonijaka i anjona slabe kiseline.
Primjer 8.1 Zapišite u molekularnom i ionsko-molekularnom obliku jednačine reakcija hidrolize natrijevog karbonata. Navedite pH rastvora (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednačina disocijacije soli: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Sol se formira od katjona (Na +) jake baze NaOH i anjon (CO 3 2–) slabe kiseline H2CO3. Stoga se sol hidrolizira na anjonu:
CO 3 2– + HOH ⇆ ... .
Hidroliza se u većini slučajeva odvija reverzibilno (znak ⇄); za 1 ion koji učestvuje u procesu hidrolize, bilježi se 1 molekul HOH .
3. Negativno nabijeni karbonatni CO 3 2– joni se vezuju za pozitivno nabijene H + jone, odvajajući ih od molekula HOH, i formiraju hidrokarbonatne HCO 3 – ione; rastvor je obogaćen jonima OH - (alkalna sredina; pH> 7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Ovo je ionsko-molekularna jednadžba prve faze hidrolize Na 2 CO 3 .
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti kombinovanjem svih CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – aniona (CO 3 2–, HCO 3 – i OH –) prisutnih u jednačini sa Na + kationima, tvoreći soli Na 2 CO 3 , NaHCO 3 i baze NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi nastali su hidrokarbonatni joni, koji učestvuju u drugoj fazi hidrolize:
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH -
(negativno nabijeni bikarbonatni HCO 3 - joni se vezuju za pozitivno nabijene H + ione, odvajajući ih od molekula HOH).
6. Jednačina druge faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - aniona (HCO 3 - i OH -) prisutnih u jednadžbi sa Na + kationima, formiranje NaHCO 3 soli i baze NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Primjer 8.2 Zapišite u molekularnom i ionsko-molekularnom obliku jednadžbe za reakcije hidrolize aluminij sulfata. Navedite pH rastvora (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednačina disocijacije soli: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Nastaje sol katjona (Al 3+) slabe baze Al (OH) 3 i anjoni (SO 4 2–) jake kiseline H 2 SO 4. Stoga se sol hidrolizira na katjonu; 1 molekul HOH se snima na 1 Al 3+ jon: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Pozitivno nabijeni joni Al 3+ vezuju se za negativno nabijene OH - jone, odvajajući ih od molekula HOH, i formiraju hidroksoaluminijum ione AlOH 2+; rastvor je obogaćen H+ jonima (kiseli; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Ovo je ionsko-molekularna jednačina prve faze hidrolize Al 2 (SO 4) 3 .
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem svih Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + kationa (Al 3+ , AlOH 2+ i H +) prisutnih u jednadžbi sa SO 4 2– anjoni, koji formiraju soli Al 2 (SO 4) 3, AlOHSO 4 i kiseline H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4.
5. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi nastali su hidroksoaluminijum katjoni AlOH 2+, koji učestvuju u drugoj fazi hidrolize:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(pozitivno nabijeni joni AlOH 2+ vezuju se za negativno nabijene OH - ione, odvajajući ih od molekula HOH).
6. Jednačina druge faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem svih AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + kationa (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + i H + ) prisutan u jednadžbi sa anionima SO 4 2–, tvoreći soli AlOHSO 4, (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kiseline H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
7. Kao rezultat druge faze hidrolize nastali su dihidroksoaluminijum katjoni Al (OH) 2 + koji učestvuju u trećoj fazi hidrolize:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(pozitivno nabijeni joni Al(OH) 2 + vezuju se za negativno nabijene OH - ione, odvajajući ih od molekula HOH).
8. Jednačina treće faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + kationa (Al(OH) 2 + i H +) prisutnih u jednadžba sa SO 4 anionima 2–, tvoreći sol (Al (OH) 2) 2 SO 4 i kiselinu H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Kao rezultat ovih razmatranja, dobijamo sljedeće jednačine hidrolize:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4.
Primjer 8.3 Zapišite u molekularnom i ionsko-molekularnom obliku jednačine reakcija hidrolize amonijum ortofosfata. Navedite pH rastvora (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Jednačina disocijacije soli: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Nastaje sol katjona (NH 4 +) slabe baze NH4OH i anjoni
(PO 4 3–) slaba kiselina H3PO4. dakle, sol hidrolizira i kation i anion : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( po paru jona NH 4 + i PO 4 3– u ovom slučaju Zabilježen je 1 molekul HOH ). Pozitivno nabijeni ioni NH 4 + vežu se za negativno nabijene OH - ione, odvajajući ih od molekula HOH, formirajući slabu bazu NH 4 OH, a negativno nabijeni ioni PO 4 3– vezuju se za H + ione, formirajući hidrogen fosfatne ione HPO 4 2 –:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Ovo je ionsko-molekularna jednačina prve faze hidrolize (NH 4) 3 PO 4 .
4. Jednačina prve faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem anjona (PO 4 3–, HPO 4 2–) prisutnih u jednačini sa kationima NH 4 +, formirajući soli (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4.
5. Kao rezultat hidrolize u prvoj fazi nastali su hidrofosfatni anjoni HPO 4 2–, koji zajedno sa NH 4 + kationima učestvuju u drugoj fazi hidrolize:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(NH 4 + joni se vezuju za OH - jone, HPO 4 2– ioni - za H + ione, odvajajući ih od molekula HOH, formirajući slabu bazu NH 4 OH i dihidrogen fosfat iona H 2 PO 4 -).
6. Jednačina druge faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem aniona NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – prisutnih u jednačini (HPO 4 2– i H 2 PO 4 –) sa NH 4 + katjonima, tvoreći soli (NH 4) 2 HPO 4 i NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4.
7. Kao rezultat druge faze hidrolize nastali su dihidrofosfatni anioni H 2 PO 4 - koji zajedno sa NH 4 + kationima učestvuju u trećoj fazi hidrolize:
NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(NH 4 + joni se vezuju za OH - jone, H 2 PO 4 - ioni za H + jone, odvajajući ih od molekula HOH i formiraju slabe elektrolite NH 4 OH i H 3 PO 4).
8. Jednačina treće faze hidrolize u molekularnom obliku može se dobiti povezivanjem aniona NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 prisutnih u jednačini H 2 PO 4 - i NH 4 + kationi i formirajuća sol NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Kao rezultat ovih razmatranja, dobijamo sljedeće jednačine hidrolize:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 - +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4.
Proces hidrolize teče pretežno u prvoj fazi, pa je reakcija medija u otopini soli, koju hidroliziraju i katjon i anion, određena time koji je od slabo disocirajućih elektrolita nastalih u prvoj fazi hidrolize jači. . U predmetu koji se razmatra
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
reakcija medijuma će biti alkalna (pH> 7), pošto je ion HPO 4 2– slabiji elektrolit od NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8 10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3 × 10 -12 (disocijacija HPO 4 2– jona je disocijacija H 3 PO 4 u trećoj fazi, dakle KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Zadatak broj 10
Zapišite u molekularnom i ionsko-molekularnom obliku jednadžbe za reakcije hidrolize soli (tablica 10). Navedite pH rastvora (pH>7, pH<7 или pH=7).
Tabela 10 - Uslovi zadatka br. 10
| broj opcije | Spisak soli | broj opcije | Spisak soli |
| a) Na 2 CO 3, b) Al 2 (SO 4) 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) Na 3 PO 4, b) CuCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) MgSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) ZnSO 4, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 S | a) CrCl 3, b) Na 2 SiO 3, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Se | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) (NH 4) 2 SO 3 |
Tabela 10 se nastavlja
| broj opcije | Spisak soli | broj opcije | Spisak soli |
| a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SO 3, c) Mg (NO 2) 2 | |||
| a) K 2 CO 3, b) Cr 2 (SO 4) 3, c) Be(NO 2) 2 | a) MgSO 4, b) K 3 PO 4, c) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Fe(CH 3 COO) 3 | a) CrCl 3, b) Na 2 SO 3, c) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| a) ZnCl 2, b) K 2 SiO 3, c) Cr(CH 3 COO) 3 | a) Fe 2 (SO 4) 3, b) K 2 S, c) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| a) AlCl 3, b) Na 2 Se, c) Mg(CH 3 COO) 2 | a) Fe (NO 3) 3, b) Na 2 SiO 3, (NH 4) 2 CO 3 | ||
| a) FeCl 3, b) K 2 SO 3, c) Zn(NO 2) 2 | a) K 2 CO 3, b) Al(NO 3) 3, c) Ni(NO 2) 2 | ||
| a) CuSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 SeO 3 | a) K 3 PO 4, b) Mg (NO 3) 2, c) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| a) BeSO 4, b) K 3 PO 4, c) Ni(NO 2) 2 | a) ZnCl 2, Na 3 PO 4, c) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| a) Bi(NO 3) 3, b) K 2 CO 3 c) (NH 4) 2 S | a) AlCl 3, b) K 2 CO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| a) Na 2 CO 3, b) AlCl 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | a) FeCl 3, b) Na 2 S, c) (NH 4) 2 Te | ||
| a) K 3 PO 4, b) MgCl 2, c) Al(CH 3 COO) 3 | a) CuSO 4, b) Na 3 PO 4, c) (NH 4) 2 Se | ||
| a) ZnSO 4, b) Na 3 AsO 4, c) Mg(NO 2) 2 | a) BeSO 4, b) b) Na 2 SeO 3, c) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| a) Cr(NO 3) 3, b) K 2 SO 3, c) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3, b) K 2 SO 3, c) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| a) Al(NO 3) 3, b) Na 2 Se, c) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2, b) Na 3 AsO 4, c) (NH 4) 2 S |
Bibliografija
1. Lurie, Yu.Yu. Priručnik iz analitičke hemije / Yu.Yu. Lurie. - M.: Hemija, 1989. - 448 str.
2. Rabinovich, V.A. Kratak hemijski priručnik / V.A. Rabinovich, Z.Ya. Khavin - L.: Hemija, 1991. - 432 str.
3. Glinka, N.L. Opća hemija / N.L. Glinka; ed. V.A. Rabinovich. – 26. izd. - L.: Hemija, 1987. - 704 str.
4. Glinka, N.L. Zadaci i vježbe iz opšte hemije: udžbenik za univerzitete / N.L. Glinka; ed. V.A.Rabinovich i H.M. Rubina - 22. izd. - L.: Hemija, 1984. - 264 str.
5. Opšta i neorganska hemija: bilješke sa predavanja za studente tehnoloških specijalnosti: u 2 sata / Mogiljevski državni univerzitet za hranu; auth.-stat. V.A. Ogorodnikov. - Mogilev, 2002. - Dio 1: Opšta pitanja hemije. – 96 str.
Edukativno izdanje
OPĆA HEMIJA
Metodička uputstva i kontrolni zadaci
za studente tehnoloških specijalnosti učenja na daljinu
Sastavio: Ogorodnikov Valerij Anatoljevič
Urednik T.L. Mateusz
Tehnički urednik A.A. Shcherbakova
Potpisano za štampu. Format 60´84 1/16
Ofset štampa. Headset Times. Sito štampa
Konv. pećnica Zraka. ed. l. 3.
Tiraž primjeraka. Red.
Štampano na rizografu uređivačko-izdavačkog odjela
obrazovne institucije
"Mogilevski državni univerzitet za hranu"
Voda je vrlo slab elektrolit, disocira u maloj mjeri, formirajući vodikove ione (H+) i hidroksid ione (OH-),
Ovaj proces odgovara konstanti disocijacije:
.
Pošto je stepen disocijacije vode veoma mali, ravnotežna koncentracija nedisociranih molekula vode jednaka je ukupnoj koncentraciji vode sa dovoljnom tačnošću, odnosno 1000/18 = 5,5 mol/dm 3.
U razrijeđenim vodenim otopinama koncentracija vode se malo mijenja i može se smatrati konstantnom vrijednošću. Tada se izraz za konstantu disocijacije vode transformira na sljedeći način:
.
Konstanta jednaka proizvodu koncentracije H + i OH - jona je konstantna vrijednost i naziva se jonski proizvod vode. U čistoj vodi na 25 ºS koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih jona su jednake i
Otopine u kojima su koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih jona jednake nazivaju se neutralnim otopinama.
Dakle, na 25 ºS
– neutralni rastvor;
> - kiseli rastvor;
< – щелочной раствор.
Umjesto koncentracije H+ i OH jona zgodnije je koristiti njihove decimalne logaritme, uzete sa suprotnim predznakom; označen simbolima pH i pOH:
;
.
Decimalni logaritam koncentracije vodikovih jona, uzet sa suprotnim predznakom, naziva se pH indikator(pH) .
Joni vode u nekim slučajevima mogu stupiti u interakciju s ionima otopljene tvari, što dovodi do značajne promjene sastava otopine i njenog pH.
tabela 2
Formule za izračunavanje pH vrijednosti (pH)
* Vrijednosti konstanti disocijacije ( K) navedeni su u Dodatku 3.
str K= -lg K;
HAN, kiselina; KtOH, baza; KtAn - sol.
Prilikom izračunavanja pH vodenih otopina potrebno je:
1. Odredite prirodu supstanci koje čine rastvore i izaberite formulu za izračunavanje pH (tabela 2).
2. Ako je u rastvoru prisutna slaba kiselina ili baza, pogledajte u priručniku ili u Dodatku 3 str. K ovu vezu.
3. Odredite sastav i koncentraciju otopine ( With).
4. Zamijenite numeričke vrijednosti molarne koncentracije ( With) i str K
u formulu za proračun i izračunajte pH otopine.
U tabeli 2 prikazane su formule za izračunavanje pH u rastvorima jakih i slabih kiselina i baza, puferskim rastvorima i rastvorima soli koje su podvrgnute hidrolizi.
Ako je u otopini prisutna samo jaka kiselina (HAn), koja je jak elektrolit i skoro potpuno disocira na ione 
, zatim pH (pH)
zavisiće od koncentracije vodikovih jona (H+) u datoj kiselini i određuje se formulom (1).
Ako je u otopini prisutna samo jaka baza, koja je jak elektrolit i skoro potpuno disocira na ione, tada će pH (pH) ovisiti o koncentraciji hidroksidnih iona (OH -) u otopini i određuje se formulom ( 2).
Ako je u otopini prisutna samo slaba kiselina ili samo slaba baza, tada se pH takvih otopina određuje formulama (3), (4).
Ako je u otopini prisutna mješavina jakih i slabih kiselina, tada je ionizacija slabe kiseline praktički potisnuta jakom kiselinom, pa pri izračunavanju pH u takvim otopinama se zanemaruje prisustvo slabih kiselina i koristi se formula za proračun jakih kiselina (1). Isto razmišljanje vrijedi i za slučaj kada je mješavina jakih i slabih baza prisutna u otopini. pH proračuni olovo prema formuli (2).
Ako je u otopini prisutna mješavina jakih kiselina ili jakih baza, tada se izračunavanje pH vrši prema formulama za izračunavanje pH za jake kiseline (1) ili baze (2), nakon što se prethodno zbroje koncentracije komponenti. .
Ako rastvor sadrži jaku kiselinu i njenu so, ili jaku bazu i njenu so, onda pH ovisi samo o koncentraciji jake kiseline ili jake baze i određuje se formulama (1) ili (2).
Ako je u otopini prisutna slaba kiselina i njena sol (na primjer, CH 3 COOH i CH 3 COONa; HCN i KCN) ili slaba baza i njena sol (na primjer, NH 4 OH i NH 4 Cl), onda je ovo smjesa je puferski rastvor a pH je određen formulama (5), (6).
Ako se u otopini nalazi sol koju formiraju jaka kiselina i slaba baza (hidrolizirana katjonom) ili slaba kiselina i jaka baza (hidrolizirana anjonom), slaba kiselina i slaba baza (hidrolizirana katjonom i anjona), zatim te soli, podvrgnute hidrolizi, mijenjaju pH vrijednost, a proračun se vrši prema formulama (7), (8), (9).
Primjer 1 Izračunajte pH vodene otopine NH 4 Br soli s koncentracijom .
Odluka. 1. U vodenom rastvoru, sol koju formiraju slaba baza i jaka kiselina hidrolizira kation prema jednadžbi:
U vodenom rastvoru joni vodonika (H+) ostaju u višku.
2. Za izračunavanje pH koristimo formulu za izračunavanje pH vrijednosti za sol koja je podvrgnuta kationskoj hidrolizi:
.
Konstanta disocijacije slabe baze 
(R K = 4,74).
3. Zamijenite numeričke vrijednosti u formulu i izračunajte pH:
.
Primjer 2 Izračunajte pH vodene otopine koja se sastoji od mješavine natrijevog hidroksida, 
mol / dm 3 i kalijum hidroksida, 
mol / dm 3.
Odluka. 1. Natrijum hidroksid (NaOH) i kalijum hidroksid (KOH) su jake baze koje se gotovo potpuno disociraju u vodenim rastvorima na metalne katjone i hidroksidne ione:
2. pH će biti određen količinom hidroksidnih jona. Da bismo to učinili, sumiramo koncentracije alkalija:
3. Zamjenjujemo izračunatu koncentraciju u formulu (2) kako bismo izračunali pH jakih baza:
Primjer 3 Izračunajte pH rastvora pufera koji se sastoji od 0,10 M mravlje kiseline i 0,10 M natrijum formata razblaženih 10 puta.
Odluka. 1. Mravlja kiselina HCOOH je slaba kiselina, u vodenom rastvoru samo delimično disocira na jone, u Dodatku 3 nalazimo mravlju kiselinu 
:
2. Natrijum format HCOONa je so nastala od slabe kiseline i jake baze; hidrolizira anjonom, u otopini se pojavljuje višak hidroksidnih iona:
3. Za izračunavanje pH koristimo formulu za izračunavanje pH vrednosti puferskih rastvora formiranih od slabe kiseline i njene soli, prema formuli (5)
Zamijenite numeričke vrijednosti u formulu i dobijete
4. pH puferskih rastvora se ne menja kada se razblaži. Ako se otopina razrijedi 10 puta, njen pH će ostati na 3,76.
Primjer 4 Izračunajte pH vrednost rastvora sirćetne kiseline koncentracije 0,01 M, čiji je stepen disocijacije 4,2%.
Odluka. Sirćetna kiselina je slab elektrolit.
U otopini slabe kiseline koncentracija iona je manja od koncentracije same kiseline i definira se kao a∙C.
Za izračunavanje pH koristimo formulu (3):
Primjer 5 U 80 cm 3 0,1 n rastvora CH 3 COOH dodano je 20 cm 3 0,2
n CH 3 COONa rastvor. Izračunajte pH rezultirajuće otopine ako K(CH 3 COOH) \u003d 1,75 ∙ 10 -5.
Odluka. 1. Ako rastvor sadrži slabu kiselinu (CH 3 COOH) i njenu so (CH 3 COONa), onda je ovo puferski rastvor. Izračunavamo pH puferske otopine ovog sastava prema formuli (5):
2. Zapremina rastvora dobijenog nakon dreniranja početnih rastvora je 80 + 20 = 100 cm 3, pa će koncentracije kiseline i soli biti jednake:
3. Dobijene vrijednosti koncentracije kiseline i soli zamjenjujemo
u formulu
.
Primjer 6 U 200 cm 3 0,1 N rastvora hlorovodonične kiseline dodano je 200 cm 3 0,2 N rastvora kalijum hidroksida, odredite pH dobijenog rastvora.
Odluka. 1. Reakcija neutralizacije se javlja između hlorovodonične kiseline (HCl) i kalijum hidroksida (KOH), što rezultira stvaranjem kalijum hlorida (KCl) i vode:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Odredite koncentraciju kiseline i baze:
Prema reakciji, HCl i KOH reagiraju u omjeru 1: 1, stoga u takvoj otopini KOH ostaje u višku sa koncentracijom od 0,10 - 0,05 = 0,05 mol / dm 3. Budući da KCl so ne podliježe hidrolizi i ne mijenja pH vode, kalijev hidroksid prisutan u višku u ovoj otopini utječe na pH vrijednost. KOH je jak elektrolit, koristimo formulu (2) za izračunavanje pH:
135. Koliko grama kalijum hidroksida sadrži 10 dm 3 rastvora čija je pH vrednost 11?
136. Vodonički indeks (pH) jednog rastvora je 2, a drugog 6. U 1 dm 3 kojeg rastvora je koncentracija vodonikovih jona veća i koliko puta?
137. Označite reakciju medija i pronađite koncentraciju i jone u rastvorima za koje je pH: a) 1,6; b) 10.5.
138. Izračunajte pH rastvora u kojima je koncentracija (mol / dm 3): a) 2,0 ∙ 10 -7; b) 8,1∙10 -3; c) 2,7∙10 -10.
139. Izračunajte pH rastvora u kojima je koncentracija jona (mol / dm 3): a) 4,6 ∙ 10 -4; b) 8,1∙10 -6; c) 9,3∙10 -9.
140. Izračunajte molarnu koncentraciju jednobazne kiseline (NAn) u otopini ako je: a) pH = 4, α = 0,01; b) pH = 3, α = 1%; c) pH = 6,
α = 0,001.
141. Izračunajte pH 0,01 N rastvora sirćetne kiseline u kojoj je stepen disocijacije kiseline 0,042.
142. Izračunajte pH sljedećih otopina slabih elektrolita:
a) 0,02 M NH 4 OH; b) 0,1 M HCN; c) 0,05 N HCOOH; d) 0,01 M CH 3 COOH.
143. Kolika je koncentracija rastvora sirćetne kiseline čija je pH vrednost 5,2?
144. Odredi molarnu koncentraciju rastvora mravlje kiseline (HCOOH), čiji je pH 3,2 ( K HCOOH = 1,76∙10 -4).
145. Odrediti stepen disocijacije (%) i 0,1 M rastvora CH 3 COOH, ako je konstanta disocijacije sirćetne kiseline 1,75∙10 -5.
146. Izračunajte pH 0,01 M i 0,05 N rastvora H 2 SO 4 .
147. Izračunajte pH rastvora H 2 SO 4 sa masenim udelom kiseline 0,5% ( ρ = 1,00 g/cm3).
148. Izračunajte pH rastvora kalijum hidroksida ako 2 dm 3 rastvora sadrži 1,12 g KOH.
149. Izračunajte i pH 0,5 M rastvora amonijum hidroksida. \u003d 1,76 10 -5.
150. Izračunajte pH rastvora dobijenog mešanjem 500 cm 3 0,02 M CH 3 COOH sa jednakom zapreminom od 0,2 M CH 3 COOK.
151. Odrediti pH smjese pufera koja sadrži jednake zapremine rastvora NH 4 OH i NH 4 Cl sa masenim udjelom od 5,0%.
152. Izračunajte omjer u kojem treba pomiješati natrijum acetat i sirćetnu kiselinu da bi se dobio puferski rastvor sa pH = 5.
153. U kom vodenom rastvoru je stepen disocijacije najveći: a) 0,1 M CH 3 COOH; b) 0,1 M HCOOH; c) 0,1 M HCN?
154. Izvedite formulu za izračunavanje pH: a) acetatna puferska smjesa; b) mješavina pufera amonijaka.
155. Izračunajte molarnu koncentraciju otopine HCOOH koja ima pH = 3.
156. Kako će se promijeniti pH ako se dva puta razrijedi vodom: a) 0,2 M rastvor HCl; b) 0,2 M rastvora CH 3 COOH; c) rastvor koji sadrži 0,1 M CH 3 COOH i 0,1 M CH 3 COOHa?
157*. 0,1 N rastvor sirćetne kiseline neutralizovan je sa 0,1 N rastvorom natrijum hidroksida do 30% svoje prvobitne koncentracije. Odredite pH rezultirajuće otopine. 
158*. Do 300 cm 3 0,2 M rastvora mravlje kiseline ( K\u003d 1,8 10 -4) dodano 50 cm 3 0,4 M otopine NaOH. Izmjeren je pH, a zatim je rastvor razrijeđen 10 puta. Izračunajte pH razrijeđene otopine.
159*. Na 500 cm 3 0,2 M rastvor sirćetne kiseline ( K\u003d 1,8 ∙ 10 -5) dodano 100 cm 3 0,4 M otopine NaOH. Izmjeren je pH, a zatim je rastvor razrijeđen 10 puta. Izračunajte pH razrijeđene otopine, napišite jednadžbe kemijske reakcije.
160*. Da bi održao potrebnu pH vrednost, hemičar je pripremio rastvor: na 200 cm 3 0,4 M rastvora mravlje kiseline, dodao je 10 cm 3 0,2% rastvora KOH ( str\u003d 1 g / cm 3), a rezultirajući volumen razrijeđen je 10 puta. Koja je pH vrijednost otopine? ( K HCOOH = 1,8∙10 -4).
Jake kiseline i baze(Tabela 2.1) polu-
stoga je koncentracija vodikovih iona i hidroksilnih jona jednaka
ukupna koncentracija jakog elektrolita.
Za jake osnove : [ OH - ] = C m;za jake kiseline: [ H + ] = Cm.
Tabela 2.1
Jaki elektroliti
Slab elektrolit Uobičajeno je da se razmatraju hemijska jedinjenja čiji se molekuli, čak ni u jako razblaženim rastvorima, ne raspadaju u potpunosti u jone. Stepen disocijacije slabih elektrolita za decimolarne rastvore (0,1 M) je manji od 3%. Primjeri slabih elektrolita: sve organske kiseline, neke neorganske kiseline (npr. H 2 S, HCN), većina hidroksida (npr. Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2).
Za rješenja slabe kiseline koncentracija vodikovih jona u otopini izračunava se po formuli:
gdje: Kc je konstanta disocijacije slabe kiseline; Ck je koncentracija kiseline, mol/dm 3 .
Za rješenja slabe baze koncentracija hidroksilnih jona se izračunava po formuli:
gdje: Co je konstanta disocijacije slabe baze; Pine je osnovna koncentracija, mol/dm 3 .
Tabela 2.2
Konstante disocijacije slabih kiselina i baza na 25 °C
|
konstanta disocijacije, cd |
|
2.2. Primjeri rješavanja individualnog zadatka
Primjer #1.
Uslov posla:Definiraj koncentracija vodikovih i hidroksidnih jona u rastvoru, ako je pH = 5,5.
Odluka
Koncentracija vodikovih jona izračunava se po formuli:
[H +] \u003d 10 -pH
[H +] = 10 -5,5 \u003d 3,16 10 -6 mol / dm 3
Koncentracija hidroksidnih jona izračunava se po formuli:
10 -rOH
pOH \u003d 14 - pH \u003d 14 - 5,5 \u003d 8,5
10 -8,5 \u003d 3 10 -9 mol / dm 3
Primjer #2.
Uslov posla: Izračunajte pH 0,001 M otopine HCl.
Odluka
Kiselina HC1 je jak elektrolit (tabela 2.1) i u razrijeđenim otopinama se gotovo potpuno disocira na ione:
HC1⇄ H + + C1 -
Stoga je koncentracija iona [N + ] jednaka ukupnoj koncentraciji kiseline: [N + ] = Cm = 0,001 M.
[H +] = 0,001 = 1 10 -3 mol / dm 3
pH = - lg = - lg 1 10 -3 \u003d 3
Primjer #3
Uslov posla: Izračunajte pH 0,002 M otopine NaOH.
Odluka
NaOH baza je jak elektrolit (tabela 2.1) i u razrijeđenim otopinama se gotovo potpuno disocira na ione:
NaOH ⇄Na + +OH -
Dakle, koncentracija hidroksidnih jona jednaka je ukupnoj koncentraciji baze: [OH - ]= cm = 0,002 M.
pOH \u003d - lg [OH -] \u003d - lgSm \u003d - lg 2 10 -3 \u003d 2,7
pH = 14 - 2,7 = 11,3
Primjer broj 4.
Uslov posla:Izračunajte pH 0,04 M otopine NH 4 Oh, ako je konstanta disocijacije Kd( NH 4 Oh) = 1,79 10 -5 (Tabela 2.2).
Odluka
Osnivanje NH 4 Oh je slab elektrolit i u razrijeđenim otopinama vrlo malo disocira na ione.
Koncentracija hidroksilnih jona [OH - ] u otopini slabe baze izračunava se po formuli:
pOH \u003d - lg [OH - ] \u003d - lg 8,5 10 -2 \u003d 1,1
Na osnovu formule: pH + pOH = 14, nalazimo pH rastvora:
pH = 14 - pOH = 14 - 1,1 = 12,9
Primjer broj 5.
Uslov posla:Izračunajte pH 0,17 M rastvor sirćetne kiseline (CH 3 COOH), ako je konstanta disocijacije Kd (CH 3 COOH) = 1,86 10 -5 (tabela 2.2).
Odluka
Kiselina CH 3 COOH je slab elektrolit i u razrijeđenim otopinama se vrlo slabo disocira na jone.
Koncentracija vodikovih iona u otopini slabe kiseline izračunava se po formuli:
Izračunavanje pH rastvor prema formuli: pH = - lg
pH = - lg 1,78 10 -3 = 2,75
2.3. Individualni zadaci
Uslovi posla (Tabela 2.3):
Zadatak broj 1. Izračunati koncentraciju vodikovih i hidroksidnih jona u otopini pri određenoj pH vrijednosti (vidi primjer br. 1);
Zadatak broj 2. Izračunajte pH otopine jakog elektrolita (kiseline, baze) pri datoj koncentraciji (vidi primjer br. 2, 3);
Zadatak broj 3. Izračunajte pH otopine slabog elektrolita (kiseline, baze) pri datoj koncentraciji (vidi primjer br. 4, 5).
Tabela 2.3
Sastav proučavane vode
|
zadataka |
Uslovi posla: |
||||
|
Zadatak broj 1 |
Zadatak broj 2 |
Zadatak broj 3 |
|||
|
Jak elektrolit |
Koncentracija, cm |
elektrolit |
Koncentracija, cm |
||
Nastavak tabele. 2.3
Indeks vodonika - pH - je mjera aktivnosti (u slučaju razrijeđenih otopina odražava koncentraciju) vodikovih jona u otopini, kvantitativno izražavajući njegovu kiselost, izračunato kao negativan (uzet sa suprotnim predznakom) decimalni logaritam od aktivnost vodikovih jona, izražena u molovima po litru.
pH = – lg
Ovaj koncept je 1909. godine uveo danski hemičar Sorensen. Indikator se naziva pH, po prvim slovima latinske riječi potentia hydrogeni - snaga vodonika, ili pondus hydrogenii - težina vodonika.
Recipročna pH vrijednost postala je nešto manje rasprostranjena - pokazatelj bazičnosti otopine, pOH, jednak negativnom decimalnom logaritmu koncentracije u otopini OH iona:
pOH = – lg
U čistoj vodi na 25°C koncentracije vodikovih iona () i hidroksidnih iona () su iste i iznose 10 -7 mol/l, što direktno proizlazi iz konstante autoprotolize vode Kw, koja se inače naziva ion proizvod vode:
K w \u003d \u003d 10 -14 [mol 2 / l 2] (na 25 ° C)
pH + pOH = 14
Kada su koncentracije oba tipa jona u otopini iste, za otopinu se kaže da je neutralna. Kada se u vodu doda kiselina, koncentracija vodikovih iona se povećava, a koncentracija hidroksidnih iona shodno tome opada, kada se doda baza, naprotiv, sadržaj hidroksidnih jona raste, a koncentracija vodikovih iona opada. Kada > kažu da je rastvor kisela, a kada > - alkalna.
pH određivanje
Nekoliko metoda se široko koristi za određivanje pH vrijednosti otopina.
1) pH vrijednost se može aproksimirati pomoću indikatora, precizno izmjerena pH metrom ili analitički odrediti izvođenjem acido-bazne titracije.
Za grubu procjenu koncentracije vodikovih iona široko se koriste kiselinsko-bazni indikatori - organske tvari za bojenje, čija boja ovisi o pH medija. Najpoznatiji indikatori su lakmus, fenolftalein, metil narandža (metilnarandža) i drugi. Indikatori mogu postojati u dva različito obojena oblika, kiseli ili bazični. Promjena boje svakog indikatora događa se u njegovom rasponu kiselosti, obično 1-2 jedinice (vidi tabelu 1, lekciju 2).
Za proširenje radnog opsega pH merenja koristi se takozvani univerzalni indikator, koji je mešavina više indikatora. Univerzalni indikator dosljedno mijenja boju od crvene preko žute, zelene, plave do ljubičaste kada prelazi iz kiselog u alkalni region. Određivanje pH indikatorskom metodom je teško za zamućene ili obojene otopine.
2) Analitička volumetrijska metoda – kiselinsko-bazna titracija – takođe daje tačne rezultate za određivanje ukupne kiselosti rastvora. Otopina poznate koncentracije (titrant) dodaje se kap po kap testnoj otopini. Kada se pomešaju, dolazi do hemijske reakcije. Tačka ekvivalencije - trenutak kada je titrant dovoljan da potpuno završi reakciju - fiksira se pomoću indikatora. Nadalje, znajući koncentraciju i volumen dodane otopine titranta, izračunava se ukupna kiselost otopine.
Kiselost sredine je važna za mnoge hemijske procese, a mogućnost nastanka ili rezultata određene reakcije često zavisi od pH sredine. Za održavanje određene pH vrijednosti u reakcionom sistemu tokom laboratorijskih istraživanja ili u proizvodnji, koriste se puferske otopine koje vam omogućavaju održavanje praktično konstantne pH vrijednosti kada se razrijedi ili kada se otopini dodaju male količine kiseline ili lužine.
pH vrijednost se široko koristi za karakterizaciju kiselinsko-baznih svojstava različitih bioloških medija (Tablica 2).
Kiselost reakcionog medija je od posebnog značaja za biohemijske reakcije koje se dešavaju u živim sistemima. Koncentracija vodikovih jona u otopini često utiče na fizičko-hemijska svojstva i biološku aktivnost proteina i nukleinskih kiselina, stoga je održavanje acidobazne homeostaze zadatak od izuzetnog značaja za normalno funkcioniranje organizma. Dinamičko održavanje optimalnog pH bioloških tečnosti postiže se djelovanjem puferskih sistema.
3) Upotreba posebnog uređaja - pH metra - omogućava vam da mjerite pH u širem rasponu i preciznije (do 0,01 pH jedinica) nego pomoću indikatora, pogodan je i vrlo precizan, omogućava vam mjerenje pH neprozirnosti i obojena rješenja i stoga se široko koriste.
Pomoću pH metra mjeri se koncentracija vodikovih jona (pH) u rastvorima, vodi za piće, prehrambenim proizvodima i sirovinama, objektima životne sredine i proizvodnim sistemima za kontinuirano praćenje tehnoloških procesa, uključujući i agresivne sredine.
pH metar je neophodan za hardversko praćenje pH vrednosti rastvora za separaciju uranijuma i plutonijuma, kada su zahtevi za ispravnost očitavanja opreme bez njene kalibracije izuzetno visoki.
Uređaj se može koristiti u stacionarnim i mobilnim laboratorijama, uključujući terenske laboratorije, kao i u kliničkoj dijagnostičkoj, forenzičkoj, istraživačkoj, industrijskoj, uključujući mesnu i mliječnu i pekarsku industriju.
U posljednje vrijeme pH metri se također široko koriste u akvarijumskim farmama, kontroli kvaliteta vode u domaćinstvu, poljoprivredi (posebno u hidroponici), a također i za praćenje zdravstvene dijagnostike.
Tabela 2. pH vrijednosti za neke biološke sisteme i druga rješenja