3.7. Вычисление [ oh –] и р он в растворах оснований.

Пример 7. Вычислить [ OH ^–] и р ОН 0,05 н. раствора едкого натра.

Решение. Эти вычисления аналогичны определению [ H⁺] и рН в растворах кислот. В растворах сильных оснований [ OH ^–] = С_О , где С_О ‑ концентрация основания

[ OH ^–] = С_NaOH = 0,05 = 5 10 ^–2 г-ион/л

р ОН = 2 – lg5 = 2 –0,7 = 1,3

Можно определить рН: рН = 14 – 1,3 =12,7

3.8. Определение рН буферного раствора (слабая кислота и ее соль).

Пример 8. Определить рН раствора, составленного сливанием 20 мл 0,05 М. раствора уксусной кислоты и 30 мл 0,1М. раствора ацетата натрия. Диссоциацию соли считать полной.

Решение. Концентрация ионов водорода в буферном растворе слабой кислоты и ее соли равна:

С (H⁺) = где

К ‑ константа диссоциации кислоты.

=1,8∙10^-5.

Определяем концентрацию кислоты и соли в буферном растворе согласно уравнению

= ; = .

Подставляем числовые значения и находим С(Н⁺):

С (H⁺)=1,8∙10^-5∙ ∙ =1,8∙10^-5∙ =0,6 10 ^–5 = 6 10^–6 (моль/л).

рН = – lg (6 10^-6) 5,22

3.9. Определение рН буферной смеси (слабое основание и его соль).

Пример 9. В 200 см³ 0,1 н. раствора аммиака добавлено 2,14 г хлорида аммония. Определить рН полученного раствора. Степень диссоциации NH₄Cl считать равной 1. =1,8∙10^-5.

Решение. Определяем концентрацию хлорида аммония (г-экв/л)

[ NH₄Cl ] = = 0,2 Н (моль/л),

где 53,5 ‑ молекулярная масса хлорида аммония, г/моль;

[ OH^-] = 1,8 10^–5 = 9 10^–6 (моль/л);

[ OH^–] [ H⁺] = 1 10^–14 ,тогда

[H⁺] = моль/л,

поэтому рН = –lg (1,11 10^–9 ) = 8,95

3.10. Определение буферной емкости раствора.

Пример 10. Чтобы изменить рН на 1, к 1 л ацетатной буферной смеси потребовалось добавить 1 мл 1 н. р аствора щелочи. Найти буферную емкость этой соли.

Решение. Буферная емкость это число г-элементов сильной кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферной смеси, чтобы величина рН изменилась на 1. 1 н. раствор щелочи содержит 1 г-эквивалент щелочи в 1 мл раствора. В 1 мл содержится 1 1000 = 0,001 г-эквивалента. Это и есть величина буферной емкости.

4. Гидролиз солей

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом.

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. а) цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К⁺ и анионы CN^-. Катионы К⁺ не могут связывать ионы ОН^- воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN^- + Н₂О HCN + ОН^-

или в молекулярной форме

KCN + Н₂О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7);

б) карбонат натрия Na₂CO₃ — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО^-₃ , а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО^-₃ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO^2-₃ +H₂O HCO^-₃ +ОН^-

или в молекулярной форме

Na₂CO₃ + Н₂О NaHCO₃ + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН^-, поэтому раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7);

в) сульфат цинка ZnSO₄ — соль слабого многокислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺ .Образование молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOН⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-моле­кулярное уравнение гидролиза

Zn²⁺ + Н₂О ZnOН⁺ + Н⁺

или в молекулярной форме

2ZnSO₄ + 2Н₂О (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (рН < 7).

Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO₃)₃ и К₂СО₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, а К₂СО₃ — по аниону:

А1³⁺ + Н₂О А1ОН²⁺ + Н⁺

СО^2-₃ + Н₂О НСО^-₃ + ОН^-

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и ОН^-образуют молекулу слабого электролита Н₂О. При этом гидро­литическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)₃ и СО₂ (Н₂СО₃). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1³⁺ + 3СО^2-₃ + ЗН₂О = 2А1(ОН)₃ + 3СО₂

молекулярное уравнение:

3СО₂ + 6KNO₃

2A1(NO₃)₃ + ЗК₂СО₃ + ЗН₂О = 2А1(ОН)₃