Расчет рН слабых кислот и оснований

рН = - lg

Расчет рН сильных кислот и оснований

а) 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⁺

б) 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 рН = 14 + lg а_ОН^-

рН = 14 - рОН =14 + lg а_ОН^- = 14 + lg g_ОН^-.с_ОН^-

ЗАДАЧА

Рассчитайте рН 0,05 М раствора НСN.

Решение.

НСN Н⁺ + СN^

слабая кислота, с_о = 0,05 моль/л, К_Д = 7,910^10 (из таблицы)

a < 0,07  расчет по упрощенной формуле:

с_H⁺ = 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

Рассчитайте концентрацию азотистой кислоты НNО₂ в растворе с рН = 2,7.

Решение.

НNО₂ Н⁺ + NО₂^.

слабый электролит, К_Д = 4,610^4

рН = 2,7  при равновесии

[H⁺] = [NO₂ ^–] = 10^2,7 моль/л, [HNO₂] = (с_о - 10^2,7) моль/л

К_{Д HNO2} = [H⁺] [NO₂^–]/ [HNO₂] 

4,610^4 = 10^2,710^2,7 / (с_о – 10^2,7)

 с_о =0,00214 моль/л.

ЗАДАЧА. Рассчитайте, как изменится рН 0,05 М раствора КОН при введении в него 0,05 моль/л КCl.

Решение.

1) Расчет рН раствора чистой щелочи.

Сильный электролит:

КОН  К⁺ + ОН^

с_, моль/л: 0,05 0,05 0,05

I= 1/2(0,051² + 0,051²) = 0,05,

  = 0,85 (по табл. или формуле).

а_ОН- = _ОН-∙ с_OH^- = 0,850,05 = 0,043

рОН = – lg а_ОН- = – lg 0,043 = 1,37.

рН = 14 – 1,37 = 12,63.

2) Расчет рН после добавления соли.

Соль – сильный электролит:

КСl  К⁺ + Сl^

с_, моль/л: 0,05 0,05 0,05

I = 1/2с_i∙z_i² = 1/2 ( с_ОН-z_OH-²+c_Na+z_Na+²+c_Cl-z_Cl-²+c_K+z_K+²) = 0,1.

 _ОН- = 0,8, рОН = – lg 0,80,05 = – lg 0,04 = 1,4.

рН = 14 – 1,4 = 12,6.

! а_ОН-↓  рН ↓ с 12,63 до 12,6.

ЗАДАЧА. Рассчитайте концентрацию основания Ва(ОН)₂ в растворе с рН = 11,3; _ОН- = 0,965.

Решение. Ва(ОН)₂ - щелочь, сильный электролит:

Ва(ОН)₂  Ва²⁺ + 2ОН^

с_, моль/л: с_о с_о 2с_о

рОН = 14 - 11,3 = 2,7  а_ОН- = 10^2,7 моль/л.

а_ОН- = _ОН--∙ с_OH^-  с_OH^- = 10^2,7/0,965 = 0,002 моль/л.

с(Ba(OH)₂)= с_OH^- /2 = 0,002/2 = 0,001 моль/л.

ЛЕКЦИЯ № 16. РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

- реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов.

Процесс гидролиза:

• обратный реакции нейтрализации

• эндотермический, ΔН_Г>0 (всегда)

• в большинстве случаев – обратим

• сопровождается изменением рН раствора соли

• 4 Типа солей

• Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

(Na₂SO_4, KI, NaВr, СsCl, RbNО₃ и т. п.)

- гидролизу не подвергаются

Na₂SO₄ ® Na+ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

сильное основание сильная кислота

среда нейтральная: рН = 7

2) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

– гидролиз по катиону

(NH₄Cl, AgNO₃, AlBr_3, CuSO₄ и т. п.)

Диссоциация соли: NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl^–

NH₄ОН HCl

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

NH₄⁺ + НОН NH₄ОН + Н⁺

Н⁺ОН^- кислая среда, рН < 7

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато:

Диссоциация соли: Zn(NO₃)₂ ® Zn²⁺ + NO₃^–

Zn(ОН)₂ HNO₃

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

I ступень гидролиза: Zn²⁺ + НОН ZnОН⁺ + Н⁺

Н⁺ОН^-

кислая среда, рН < 7

! Раствор – электронейтральная система:

зарядность в левой и правой частях уравнения одинакова

В обычных условиях (Т комн, не слишком разбавленный раствор) гидролиз идет только по I ступени

Усилить гидролиз (сместить гидролитическое равновесие →)

можно:

• разбавлением (↑С _Н2О)

• ↑ Т (эндотермическая реакция, ΔН_Г > 0)

• удалением продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н⁺ и ОН^- )

СN^- + НОН НСN + ОН^-

НСl ® Cl^- + H⁺

Н⁺ + ОН^- Н₂О

II ступень гидролиза: ZnОН⁺ + НОН → Zn(ОН)₂ ↓+ Н⁺

кислая среда, рН ↓

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