МУ Общая химия

Выразим через икс массу чистого Na2SO4, содержащегося в х граммах Na2SO4·10H2O.

М(Na2SO4·10H2O) = 322 г/моль; М(Na2SO4) = 142 г/моль; следовательно:

m(Na2SO4) = 142·x : 322 = 0,441×x .

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

m(Na2SO4)в 15% растворе = 55 + 0,441×x (г).

В полученном растворе: ω(Na 2SO4 ) = m(Na2SO4 )в15% растворе = 0,15 m(15% раствора)

55 + 0,441x = 0,15 , откуда x = 94,5 г. 550 + x

Далее (таблица 6) приводится перечень задач для самостоятельного решения.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

31

Продолжение таблицы 6

Какие объёмы воды и 40%-го раствора фосфорной кислоты с плотностью

131,35 г/мл потребуются для приготовления 1 м3 5%-го раствора H3PO4, плотность которого равна 1,05 г/мл?

Вводе растворили 16,1 г Na2SO4×10H2O и объём образовавшегося раствора дове-

14ли водой до 250 мл. Рассчитайте массовую долю и молярную концентрацию Na2SO4 в образовавшемся растворе (плотность раствора считать равной 1 г/мл). Смешали растворы: 150 мл 0,05 М Fe2(SO4)3 и 100 мл 0,1 М MgSO4. Рассчитайте

15молярные концентрации ионов Fe3+, Mg2+, SO42– в полученном растворе.

Какие объёмы воды и 36% соляной кислоты (плотностью 1,2 г/мл) необходимы

16для приготовления 500 мл 10%-го раствора, плотность которого 1,05 г/мл?

В200 мл воды растворили 20 г Al2(SO4)3×18H2O. Какова массовая доля раство-

17рённого вещества в полученном растворе, плотность которого равна 1,1 г/мл? Рассчитайте молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в этом растворе.

Смешали растворы: 100 мл 0,05 М Al2(SO4)3 и 150 мл 0,01 М Fe2(SO4)3. Рассчи-

18тайте молярные концентрации ионов Fe3+, Al3+ и SO42– в полученном растворе. Какие объёмы воды и 80% раствора уксусной кислоты (плотностью 1,07 г/мл)

19потребуются для приготовления 0,5 л столового уксуса, в котором массовая доля кислоты составляет 7%? Плотность столового уксуса принять равной 1 г/мл. Какая масса железного купороса (FeSO4×7H2O) необходима для приготовления

20100 мл 3% раствора сульфата железа? Плотность раствора равна 1 г/мл.

Вколбу внесли 2 мл 36% раствора HCl (плотность 1,2 г/см3) и 20 мл 0,3 М рас-

21твора CuCl2. Объём образовавшегося раствора довели водой до 200 мл. Рассчитайте молярные концентрации ионов H+, Cu2+ и Cl– в полученном растворе. Чему равна процентная концентрация Al2(SO4)3 в растворе, в котором молярная

22концентрация сульфат-ионов равна 0,6 моль/л. Плотность раствора 1,05 г/мл. Какие объёмы воды и 10 М раствора KOH (плотность раствора 1,4 г/мл) потре-

23буются для приготовления 500 мл 10% раствора KOH плотностью 1,1 г/мл? Сколько граммов медного купороса CuSO4×5H2O можно получить, выпарив воду

24из 15 л 8% раствора сульфата меди, плотность которого равна 1,1 г/мл? Смешали растворы: 200 мл 0,025 М Fe2(SO4)3 и 50 мл 0,05 М FeCl3. Рассчитайте

25молярные концентрацию ионов Fe3+, Cl– , SO42– в полученном растворе.

Какие объёмы воды и 70% раствора H3PO4 (плотностью 1,6 г/мл) потребуются

26для приготовления 0,25 м3 10%-го раствора H3PO4 (плотностью 1,1 г/мл)?

В 100 мл воды растворили 6 г Al2(SO4)3×18H2O. Рассчитайте массовую долю

27Al2(SO4)3 и молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в полученном растворе, плотность которого равна 1 г/мл.

Смешали растворы: 50 мл 0,1 М Cr2(SO4)3 и 200 мл 0,02 М Cr(NO3)3. Рассчитайте

28молярные концентрации ионов Cr3+, NO3– , SO42- в полученном растворе.

Какие объёмы 50% раствора хлорной кислоты (плотность 1,4 г/мл) и воды необ-

29ходимы для приготовления 1 литра 8%-го раствора плотностью 1,05 г/мл? Сколько граммов глауберовой соли Na2SO4×10H2O нужно растворить в 200 мл

30воды, чтобы получить 5%-ый раствор сульфата натрия?

В колбу внесли 1 мл 80% раствора H2SO4 (плотность раствора 1,7 г/мл) и 5000 мг

31Cr2(SO4)3. Смесь растворили в воде; объём раствора довели до 250 мл. Рассчитайте молярные концентрации ионов H+, Cr3+ и SO42– в полученном растворе.

32

Продолжение таблицы 6

32требуются для приготовления 500 мл 10% раствора KOH (плотность 1,12 г/мл)? Рассчитайте молярные концентрации ионов Al3+ и SO42– в 17,1% растворе сульфа-

33та алюминия. Плотность раствора принять равной 1,1 г/см3.

Сколько граммов кристаллогидрата CaCl2×6H2O нужно добавить к 200 мл 5% рас-

34твора хлорида кальция плотностью 1 г/мл, чтобы получить 20% раствор CaCl2? Какие объёмы воды и 90% раствора фосфорной кислоты (плотность 1,75 г/мл) по-

35требуются для приготовления 500 мл 30% раствора плотностью 1,2 г/мл?

6 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

N2 + 3 H2 2 NH3.

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия. Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями. Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия.

Для любой обратимой реакции a A + b B+ ... p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в урав-

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновес-

ные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии. Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

33

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1)известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2)известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С равновесная = С начальная – С прореагировавшего вещества .

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С равновесная = С образовавшегося продукта .

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N2 + 3H2 2 NH3 соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

х = 1,2 моль/л = С прореаг.(H2)

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза

меньше, чем водорода, т.е. С прореаг.(N2) = 1,2 моль/л : 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

Собразов.(NH3) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

34

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Сравн.(H2)= Cнач.(H2) - Cпрореаг.(H2) = 4 моль/л – 1,2 моль/л = 2,8 моль/л; Сравн.(N2)= Cнач.(N2) – C прореаг.(N2) = 3 моль/л – 0,4 моль/л = 2,6 моль/л; Сравн.(NH3) = Собразов.(NH3) = 0,8 моль/л.

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H2 + I2 2 HI, если известно, что начальные концентрации H2 и I2 равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация ка- кого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H2. Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I2, и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

Сравн.(H2) = Cнач.(H2) – C прореаг.(H2) = (5 – x) моль/л; Сравн.(I2) = Cнач.(I2) – C прореаг.(I2) = (3 – x) моль/л; Сравн.(HI) = Собразов.(HI) = 2x моль/л.

Далее необходимо подставить выраженные через икс равновесные концентрации в формулу для константы равновесия и решить полученное уравнение.

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, Сравн.(H2) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л; Сравн.(I2) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л; Сравн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Далее (таблица 7) приводятся условия задач по теме «Химическое равновесие» для самостоятельного решения.

Начальные концентрации азота и водорода в системе N2 + 3 H2 2 NH3 состав-

1ляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Рассчитайте константу равновесия, если известно, что к моменту наступления равновесия осталось 60% водорода.

Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции N2+O2 2 NO, 2 если известно, что начальные концентрации кислорода и азота составляли

1 моль/л и 2 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 0,5.

35

Продолжение таблицы 7

4CO + Cl2 COCl2, если известно, что начальные концентрации CO и Cl2 составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 10.

Начальные концентрации йода и водорода в системе I2 + H2 2 HI равны

53 моль/л и 2 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 0,5. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

Начальные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO+Cl2 2 NOCl соответственно

7равны 3 и 2 моль/л; к моменту наступления равновесия прореагировало 60% Cl2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2 А + В 3 D одинаковы и

8равны 2 моль/л, а равновесная концентрация вещества D составляет 1 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации веществ А и В и константу равновесия. Начальные концентрации веществ А и В в системе 4А + В D составляли 2 и

91 моль/л соответственно, и к моменту наступления равновесия прореагировало 10% вещества В. Рассчитайте, чему равна константа этого равновесия.

Рассчитайте константу равновесия реакции N2 + O2 2 NO, если известно, что 10 начальные концентрации азота и кислорода были одинаковы и равнялись

1 моль/л, а равновесная концентрация оксида азота составила 0,1 моль/л.

Рассчитайте константу равновесия системы N2 + 3 H2 2 NH3, если известно ,

11что начальные концентрации N2 и H2 составляли 2 моль/л и 3 моль/л, соответственно, а к моменту наступления равновесия осталось 80% H2.

Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции H2+I2 2 HI, 12 если известно, что начальные концентрации водорода и йода были равны

2 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 4.

Начальные концентрации SO2 и O2 в системе 2 SO2 + O2 2 SO3 составляли

134 моль/л и 3 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 40% O2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

14CO + Cl2 COCl2, если известно, что начальные концентрации CO и Cl2 были одинаковы и составляли 5 моль/л, а константа равновесия равна 25.

Начальные концентрации йода и водорода в системе I2 + H2 2 HI были одина-

15ковы и составляли 2 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции, если известно, что константа равновесия равна 3.

Начальные концентрации NO и O2 в системе 2 NO + O2 2 NO2 составляют

163 моль/л и 1 моль/л соответственно. Рассчитайте величину константы равновесия, если известно, что равновесная концентрация NO2 составляет 1,6 моль/л. Равновесные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO + Cl2 2 NOCl составляют

175 и 2 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 40% Cl2. Рассчитайте константу равновесия и начальные концентрации NO и Cl2.

36

Продолжение таблицы 7

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2 А + В 3 D составляли 3 и

181 моль/л соответственно, а равновесная концентрация D равна 1,8 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации веществ А и В и константу равновесия. Начальные концентрации веществ А и В в системе 4А + В D составляли 1 и

193 моль/л соответственно, и к моменту наступления равновесия прореагировало 5% вещества В. Рассчитайте величину константы этого равновесия.

Рассчитайте константу равновесия реакции N2 + O2 2 NO, если известно, что 20 начальные концентрации азота и кислорода были одинаковы и равнялись

3 моль/л, а равновесная концентрация оксида азота составила 0,2 моль/л.

Рассчитайте константу равновесия системы N2 + 3 H2 2 NH3, если известно,

21что начальные концентрации N2 и H2 были одинаковы и составляли 2 моль/л, а к моменту наступления равновесия осталось 75% H2.

Начальные концентрации веществ A и В в системе А + В 2 D были одинаковы

22и равнялись 1 моль/л. Константа равновесия реакции равна 1. Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции.

Начальные концентрации SO2 и O2 в системе 2 SO2 + O2 2 SO3 были одинако-

23вы и равнялись 5 моль/л. К моменту наступления равновесия в системе осталось 20% SO2. Рассчитайте величину константы этого равновесия.

Начальные концентрации H2 и Br2 в системе H2 + Br2 2 HBr составляли

241 моль/л и 2 моль/л соответственно. Константа равновесия равна 25. Рассчитайте равновесные концентрации всех участников реакции.

Начальные концентрации NO и O2 в равновесной системе 2 NO + O2 2 NO2 со-

25ставляют 5 моль/л и 4 моль/л соответственно. Равновесная концентрация NO2 равна 4 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации водорода йода в системе H2 + I2 2HI соответственно

26равны 5 моль/л и 8 моль/л. Константа равновесия этой реакции равна 2. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции. Начальные концентрации NO и Cl2 в системе 2 NO + Cl2 2NOCl составляли 5 и

274 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия прореагировало 50% хлора. Рассчитайте константу равновесия этой системы.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 2А + В 3D одинаковы и

28равны 2 моль/л; равновесная концентрация вещества D составила 2,4 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Начальные концентрации веществ А и В в системе 3А + В 2D одинаковы и

29равны 4 моль/л. К моменту наступления равновесия прореагировало 20% вещества В. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

Рассчитайте константу равновесия реакции A + B 2D, если известно, что на-

30чальные концентрации веществ A и B равнялись 3 и 2 моль/л соответственно, а равновесная концентрация вещества D составила 3,2 моль/л.

Начальные концентрации азота и водорода в системе N2 + 3 H2 2 NH3 были

31одинаковы и равнялись 3 моль/л. Рассчитайте константу равновесия, если известно, что к моменту наступления равновесия прореагировало 10% азота.

Начальные концентрации H2 и Br2 в системе 2 H2 + Br2 2 HBr составляли

323 моль/л и 2 моль/л соответственно. Рассчитайте равновесные концентрации H2, Br2 и HBr, если известно, что константа этого равновесия равна 10.

37

Продолжение таблицы 7

33вы и равны 10 моль/л. К моменту наступления равновесия в системе осталось 60% непрореагировавшего O2. Рассчитайте константу равновесия этой реакции. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции

34A + B D, если известно, что начальные концентрации веществ А и В составляли 2 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия реакции равна 10. Начальные концентрации водорода и брома в системе H2 + Br2 2HBr были рав-

35ны 5 моль/л и 4 моль/л соответственно, а равновесная концентрация бромоводорода составила 6,8 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции.

7 РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH H+ + OH– . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H+, и ионы OH– . Концентрации этих ио-

нов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

C(H+)×C(OH– ) = Kw ,

где Kw – константа ионного произведения воды; при 25°C Kw = 10–14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H+ и OH– одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H+) = C(OH– ) = 10–7 моль/л.

Вкислом растворе C(H+) > C(OH– ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H+) > 10–7 моль/л, а C(OH– ) < 10–7 моль/л.

Вщелочном растворе C(OH– ) > C(H+); при этом в C(OH– ) > 10–7 моль/л, а C(H+) < 10–7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

pH = –lg C(H +)

В кислом растворе pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

pOH = –lg C(OH – )

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

pH + pOH = 14

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H2SO4 ® 2 H+ + SO42– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H+) = 2·C(H2SO4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H +) = –lg 0,01 = 2.

38

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na++OH– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что

C(OH– ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

CH3COOH CH3COO– + H+.

K = C(CH3COO-) ×C(H+ ) C(CH3COOH)

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей констан-

той диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH4OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH4OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C0. C0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH4OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH4OH NH4+ + OH– (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10–5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH4OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH4+) = C(OH-) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH4OH равна: С(NH4OH) = (C0–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, ес-

ли K <10−2 (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита –

C0

в 10 и менее раз отличается от C0 – общей концентрации электролита в растворе).

39

x » 1,8 ×10−5 × 0,1 »1,34 ×10−3 моль/л

С(OH– ) = x = 1,34·10-3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34 ·10–3 = 2,87. pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C0):

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C0(H3PO4) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H+, образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например,

для фосфорной кислоты C(H+)общая = C(H+)по 1 стадии + C(H+)по 2 стадии + C(H+)по 3 стадии .

Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

центрации ионов H+ и H2PO4– также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H3PO4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H+ и H2PO4– и молекул H3PO4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K1 = 7,5·10–3 – справочная величина):

K1/C0 = 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.

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

40