1.4. Обучающие задачи

1. Вычислить ионную силу в растворе 0,1М сульфата натрия.

Решение:

Na₂SO₄→2Na⁺ + SO₄^2-

c[ ]: 0,1 0,2 0,1

Ответ: ионная сила 0,1М Na₂SO₄ равна 0,3М.

2. Вычислить концентрацию ионов ОН^-, рОН и рН для 0,1М раствора аммиака (К_b=1,76·10^-5).

Решение: NH₃ + H₂O NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

Ответ: [ОН^-]=1,32·10^-3; рОН=2,88; рН=11,12.

3. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75 10^-5. Определите массу ацетата натрия, которую необходимо добавить к 300 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты, чтобы понизить концентрацию ионов водорода в растворе в 100 раз.

Найдём равновесную концентрацию ионов водорода в 0,1М растворе CH₃COOH:

[H⁺] =[CH₃COO^-] = = 1,32 ∙ 10^-3 моль/л.

При добавлении CH₃COONa концентрация ионов H⁺ должна быть в 100 раз меньше (диссоциация частично подавлена), т.е. 1,32 ∙ 10^-5 моль/л. Пусть необходимо внести в 1 л исходного раствора кислоты х моль соли, что соответствует добавке x моль ацетат ионов, тогда равновесные концентрации равны: [H⁺] = 1,3210^-5 моль/л

[CH₃COO^-] = (x + 1,32 ∙ 10^-5) моль/л  x моль/л

[CH₃COOH] = с₀ – [H⁺] = 0.1 – 1.32 10^-5  0,1 моль/л

и, подставив значения равновесных концентраций в выражение для константы диссоциации уксусной кислоты:

1,75 ∙ 10^-5 = [H⁺] [CH₃COO^-] / [CH₃COOH] = 1,32 ∙ 10^-5  x / 0,1 , находим

x=0,133 моль, что соответствует концентрации соли с(CH₃COONa)=0,133 моль/л.

Масса добавки ацетата натрия к 300 мл раствора равна:

m(CH₃COONa) = с(CH₃COONa)  V_р-р  M(CH₃COONa) = 0,133  0,3  82 = 3,27 г.

Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований.

В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.

При вычислении рН раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию сильной кислоты с₀. Так как диссоциация сильной кислоты или сильного основания – процесс необратимый, то для расчетов рН используют следующие уравнения: рН=-lgc(H⁺)=-lgc₀(HAn),

где с₀(НAn) – молярная концентрация сильной одноосновной кислоты, моль/л.

Для серной кислоты: , рН=-lgc(H⁺)=-lg2c₀(H₂SO₄).

Для сильного основания (щелочи): [OH^-]=c₀(KtOH),

где с₀(KtOH) – молярная концентрация однокислотного основания, тогда [H⁺]= рН=14+lgc_o(KtOH).

В растворах с высокой ионной силой вместо концентрации ионов Н⁺ или ОН^- используют их активности:

а(Н⁺)=с(Н⁺)·f(H⁺); a(OH^-)=c(OH^-)·f(OH^-).

При вычислении рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию этого вещества и константу его диссоциации (К_а или К_в).

Пусть НАс – слабая одноосновная кислота с молярной концентрацией с₀ и степенью диссоциации :

НАс Н⁺ + Ас^-

до диссоциации: с₀ - -

при равновесии: с₀- ·с

Принимая во внимание что , а равновесная концентрация Н⁺ , получаем:

рН=-lg[H⁺].

В растворах слабых оснований (NH₄OH) находят равновесную концентрацию ОН^-: , после чего рассчитывают рН: рН

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют обратимо и ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой диссоциации (К_а^(I), K_a^(II)…) и чем выше ступень, тем меньше константа диссоциации.

При расчете рН растворов слабых многоосновных кислот учитывают диссоциацию только по первой ступени.