МИНИСТЕРСИВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

Брянская государственная инженерно-технологическая академия

Кафедра химии

Х И М И Я

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

ПО ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ (№ 3)

3.1. Растворы электролитов

3.1.1. Водородный показатель,

3.1.2. Гидролиз солей,

3.1.3. Буферные растворы

3.2. Жесткость воды

для студентов дневного и заочного обучения направления

подготовки бакалавров 250100 «Лесное дело»

БРЯНСК 2011

Брянская государственная инженерно-технологическая академия

Кафедра химии

УТВЕРЖДЕНО

Научно-методическим советом БГИТА

Протокол № ____ от_________2011г

Х И М И Я

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

ПО ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ (№ 3)

3.1. Растворы электролитов

3.1.1. Водородный показатель

3.1.2. Гидролиз солей

3.1.3. Буферные растворы

3.2. Жесткость воды

для студентов дневного и заочного обучения направления

подготовки бакалавров 250100 «Лесное дело»

БРЯНСК 2011

Составили: д.х.н., профессор Пашаян А.А.

к. т. н., доцент Нестеров А.В.

Рецензент: к.х.н., доцент Щетинская О.С.

Рекомендовано учебно-методической комиссией лесохозяйственного факультета

Протокол № _____ от «____»___________ 2011г.

Контрольная работа № 3.1.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Контрольная работа № 3.1.1.

Водородный показатель

Теоретические пояснения

Водородный показатель среды водного раствора электролита рН равен взятому с обратным знаком десятичному логарифму актив­ности ионов водорода в этом растворе:

рН = –lg а_н+ (1)

Среда водного раствора электролита может быть: кислой, ней­тральной или щелочной.

Носителями кислотных свойств являются ионы Н⁺, а основных – ион ОН^–, поэтому в кислых растворах а_н+ > а_он-, а в щелочных – а_н+< а_он-.

Растворы, в которых а_н+ = а_он- называют нейтральными.

При электролитической диссоциации воды образуется равное количество ионов H⁺ и ОН^–:

2Н₂О Н₃О⁺ + ОН^– ,

или упрощенно:

Н₂О Н⁺ + ОН^–.

Константа диссоциации воды (Кд) при 25⁰С (295 К) равна 1,8 10^-16, а активность (концентрация) воды при той же температуре моль/л.

Тогда К_Д = = 1,8 х10^-16 ,

отсюда а_н+ а_он- = 1,8 10^-16 х 55,56 = 10^-14 .

Величина K_W = а_н+ а_он- называется ионным произведением воды (буква w от англ. слова water - вода). При 295К она составляет 10^-14.

В нейтральных растворах активность ионов водорода равна активности гидроксо-групп: а_н+ = а_он- = = 10^-7 моль/л.

Следовательно, в:

• нейтральной среде рН= –lg а_н+ = –lg 10^–7= 7,

• кислой среде а_н+ >10^–7 моль/л, то и рН < 7,

• щелочной среде а_н+ < 7 моль/л и рН > 7.

Наряду с показателем рН используется показатель рОН:

рОН = –lg а_он- . (2)

Из выражения K_W =10^-14, при 295К можно показать, что

– lg K_W = –lg а_н+ = –lg а_он –, следовательно

рН + рОН = 14.

При расчете водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации, то есть степень диссоциации = 1:

НС1 Н⁺ + Сl^– и NaOH Na⁺ + ОН^–.

Концентрация ионов Н⁺ в растворах сильных кислот и концент­рация ионов ОН^- в растворах щелочей численно равны молярной концентрации (молярности) растворов. Например, C_Н+ в 0,001 М растворе НС1 равна 0,001 моль/л, а С_ОН- в 0,01 М растворе NaOH равна 0,01 моль/л.

Чтобы вычислить значение водородного или гидроксильного показателя среды (рН или рОН), нужно знать активность ионов H⁺ или ОН- (а_н+ или а_он-). а_н+ = f C_H+ и а_он- = f С_ОН- . Коэффициенты активности ионов находят по справочным таблицам как функцию ионной силы раствора.

Более подробная информация представлена в примерах решения задач.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,01 М раствора HNO₃.

Решение.

1. Через активность иона водорода (а_н+). Метод целесообразно применять при расчете водородного показателя среды (рН) для кислот.

Активность иона водорода – функция концентрации иона водорода:

а_н+ = f_н+ C_H+ , (3)

Коэффициенты активности ионов для растворов с различной ионной силой (I) приведены в приложении в таблице 15 учебника [3].

Ионную силу раствора считают по уравнению:

I = ½ C_i*Z_i ²_, (4)

где С_i – концентрация ионов вещества i в растворе, моль/л.

Z_i² – заряд иона взятый по модулю в квадрате.

I = ½ (0,01 1² + 0,01 1²)= 0,01,

где C_H⁺= 0,01 моль/л; Z_H⁺=1; = 0,01 моль/л, = 1.

Из таблицы 15 учебника [3] находим, что при I = 0,01 функция f_H+ равна 0,92.

Далее рассчитываем активность иона водорода:

а_н+ = 0,92 0,01 = 9,2 10^-3 моль/л,

и по формуле (1) рН раствора:

рН = –lg 9,2 10^-3 = 2,04.

Ответ: рН (HNO₃) = 2,04.

2. В случае расчета рН раствора щелочи целесообразно воспользоваться приведенной схемой для вычисления гидроксильного показателя среды рОН, а затем найти водородный показатель среды по формуле (5)

рН = 14 – рОН. (5)

3. При расчете водородного показателя среды водных растворов слабых кислот и оснований следует учитывать обратимость процесса их электролитической диссоциации ( < 1):

СНзСООН СНзСОО^- + H⁺

NH₃ H₂O NH₄⁺ + OH^-

Н₂СО₃ Н⁺ + НСО₃^-

Концентрация ионов H⁺ в растворах слабых кислот и концентрация ионов ОН^– в растворах слабых оснований численно равны концентрации продиссоциировавших молекул электролита, а не исходной концентрации раствора, как в случае сильных кислот и оснований.

Концентрацию продиссоциировавших на ионы молекул электро­лита (С) определяют, исходя из степени диссоциации:

С = α*С_о , (6)

где С_о – исходная концентрация молекул, моль/л,

α – степень диссоциации.

Степень диссоциации рассчитывают на основании закона разбавления Оствальда:

К_Д = (7)

Значения К_Д, некоторых слабых электролитов приведены в справочных таблицах.

Примечание. Чаще пользуются формулой:

К_Д = ,

или

, (8)

считая, что « 1. В случаях, когда расчет по упрощенному уравнению дает результат а > 0,1, вычисления повторяют, не пренебрегая величиной а в знаменателе дроби.

Определив степень диссоциации (а) и концентрацию молекул, распавшихся на ионы (С), вычисляют рН или рОН раствора электролита, считая, что С = С_Н+ , (кислота) или С = С_ОН- (основание).

При вычислении водородного или гидроксильного показателя среды раствора слабой кислоты или слабого основания можно считать, что = С_Н+ и =С_ОН- в виду малых ионных сил растворов.

Задача 2. Вычислите рН 0,01 М раствора аммиака.

Решение. Поскольку раствор аммиака является слабой кислотой, то необходимо определить, сколько молекул NH₃•Н₂О распалось на ионы. Наиболее эффективно применять расчет через степень диссоциации.

1. Степень диссоциации NH₃ • Н₂О в 0,01 М растворе равна:

= .

2. Находим концентрацию молекул NH₃•Н₂О, распавшихся на ионы, и равную ей концентрацию ионов ОН^-:

С= а*С_о = 4,2 10^-2 10^-2 = 4,2 10^-4 моль/л, С=C_ОН- = 4,2 10^-4 моль/л.

Определяем рОН и рН 0,01 М раствора аммиака:

рОН = -lg С_ОН- = -lg 4,2 10^-4 = 3,33, рН = 14 - 3,33 = 10,67.

Ответ: рН (NH₃•Н₂О)=10,67

Задача 3. Вычислите ионную силу 0,01М раствора H₂SO₄. Найдите активность иона Н⁺(а_н⁺) и рН этого раствора. Оцените, настолько отличаются значения и С_Н+ ?

Решение: Вычислим ионную силу раствора, предположив, что при диссоциации одной моли серной кислоты в разбавленном растворе будет образоваться 2 моля протона и 1 моль аниона SO₄^2- (исходя из уравнения диссоциации).

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

I = ½ C_iZ_i= ½ (0,02 1² 0,01 2²) = 0,03

Из справочных данных для такого значения ионной силы находим:

и, следовательно С_Н+= 0,88 0,02 = 0,0176моль/л, и рН=1,75.

Если пренебречь значением коэффициента активности и считать, сто концентрация протона С_Н+= 0,02моль/л, тогда рН = - lg 0,02 = 1,7.

Таким образом, мы показали, что приравнивание активности протона к его молярной концентрации в разбавленных растворах кислот приводит к искажению значения рН на 0,05 единиц, что составляет 3% от величины рН.

Ответ: рН (H₂SO₄) = 1,75.

Задача 4. Смешали 100 мл 0,5м раствора соляной кислоты и 150 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия. Вычислить рН образовавшегося раствора.

Решение: При смешении кислоты со щелочью происходит химическая реакция нейтрализации: HCl + NaOH NaCl +H₂O

Вычислим количества веществ кислоты и щелочи в исходных растворах.

0,5 0,1=0,05моль;

= 0,5 0,15=0,075 моль.

Следовательно, в смешанном растворе, после полной нейтрализации останется не нейтрализованные молекулы гидроксида натрия. Определим молярную концентрацию щелочи в образовавшемся растворе. Количества вещества избытка щелочи 0,075 – 0,05 = 0,025 моль. Объем раствор V(р-ра) = 0,1+ 0,15 = 0,25л. Концентрация щелочи =0,1моль/л.

рОН= -lg0,1=1; рН = 14 – рОН = 14-1=13.

Ответ: рН = 13.

Задача 5. Константа диссоциации синильной кислоты HCN составляет 6,2•10^-10 (рК_а = 9,21). Найдите: а) степень диссоциации; б) концентрацию ионов Н⁺ ; в) рН раствора, если концентрация раствора кислоты 0,1 моль/л.

Решение: Математическая связь между степенью диссоциации и константой диссоциации выражена в уравнение Оствальда, которое иногда называют законом разбавления:

=

Как видно, при уменьшении концентрации электролита С_о, дробь возрастает, что приводит к увеличению значения . Таким образом, экспериментально установлено, степень диссоциации электролита в растворе зависит от его концентрации, или иначе говоря, при разбавлении растворов степень диссоциации растворенного электролита растет. Этот закон записывают следующим образом: .

1) Вычислим степень диссоциации =

2) Вычислим концентрацию протона: Н⁺ = . Так как нам известно, что значение рК_а = - lgK = 9,21, то удобнее преобразовать это уравнение так:

pH= -lgH⁺= - 0,5lgK - 0,5lgC = 0,5pK - 0,5lg0,1= 0,5 9,21 + 0,5 = 4,605+0,5=5,105.

Ответ: рН = 5,105.