СеминарОбщаяНеорганическаяХимия / Задание-6-го-семинара-рН

Задание 6-го семинарского занятия. Растворы электролитов

Расчет рН различных растворов.

1. Сильной кислоты: pH = -lg[H⁺] = -lgС_н, где С_н или С_эк., С_N -нормальная концентрация кислоты.

2. сильного основания: рН = 14 + lg[OH^-] = 14 + lgС_o, где С_o или С_эк., С_N - нормальная концентрация основания.

3. слабой кислоты: . рН определяется диссоциацией слабой кислоты: рН= 0,5 рК_к - 0,5 lgC_к =  -lg= 0,5 рК_к + 0,5 pC_k = рК_к + рС_к, где C_к  - молярная концентрация слабой кислоты, pC_к = -lgC_к. Если кислота многоосновная (Н₂СО₃, Н₃РО₄), то учитывается только диссоциация по первой стадии, так как диссоциация по остальным стадиям меньше и поставляет незначительное количество протонов.

4. cлабого основания: рН = 14 – рОН = 14 – (-lg), так как рОН = -lg

5. В растворе находится соль слабой кислоты и сильного основания. рН определяется гидролизом соли слабой кислоты: pH = 7 + 0,5 pK_к + 0,5 ^. lgC_соли = 14 – рОН = 14 + lg. Если кислота двухосновная, расчет вести считая, что гидролиз идет только по первой стадии.

6. Соли сильной кислоты и слабого основания: pH = 7 - 0,5 pK_осн. - 0,5 ^. lgC_соли = -lg.

7) Соли сильной кислоты и сильного основания: рН = 7, так как гидролиз соли не протекает ни по аниону, ни по катиону и среда остается нейтральной.

8. Кислой буферной смеси, состоящей из слабой кислоты и ее соли: рН= -lg[H⁺] = -lg = -lgK_k – lg(C_k/C_соли) = рК_к - lg(C_k/C_соли) = рК_к – lgC_k + lgС_соли.

9. Основной буферной смеси, состоящей из слабого основания и его соли: рН = 14 + lg = 14 - рК_о + lgC_o/C_cоли = 14 - рК_о + lgC_o - lgC_cоли.

Очевидно, что в вариантах 3 – 6 удобно пользоваться однотипной формулой:

рН = -lg(варианты 3,6) или

рОН = -lg(варианты 4,5), используя при этом константы равновесия соответствующих процессов, а именно: диссоциации (варианты 3,4) или гидролиза (варианты 5,6).

В вариантах 8 – 9 удобно пользоваться однотипной формулой:

рН = рК_к – lgСк/С_соли (кислый буфер, вариант 8) или

рОН = рК_о – lgС_о/С_соли (основный буфер, вариант 9).

9) Степень диссоциации слабой кислоты или основания, степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием или наоборот, определяется по формуле: α = , где К – это константа диссоциации кислоты или основания, константа гидролиза соли (К_(гидр.) = К_(воды)/ К_(дисс.) = 10^-14/ K_(дисс.) = )

Домашнее задание:

Cоставить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей: Na₃AsO₄, Cr₂S₃, NH₄OOCCH₃, (NH₄)₂CO₃

Задача 1.

Определить рН и степень гидролиза 0,1 М (0,1 молярного) раствора карбоната натрия (Na₂CO₃), если известно, что константы кислотности (диссоциации) угольной кислоты (H₂CO₃) равны: К₁= 10^-7, К₂= 10^-11

Задача 3.

Определить рН и степень гидролиза 0,1 М раствора цианистого калия (KCN), если известно, что константа кислотности синильной кислоты (HCN) равна: К = 10^-9.

Задача 4. Определить рН водного раствора объемом 2л, содержащего 0,2 моль уксусной кислоты и 0.2 моля уксусно-кислого натрия. Константа кислотности уксусной кислоты равна: К_к = 10^-5.

Задача 5.

В сосуде находится раствор гидроксида натрия (NaOH) и осадок гидроксида меди (II) (Cu(OH)₂). Определить концентрацию щелочи в растворе, если концентрация ионов меди в нем составляет: [Cu²⁺] = 2^.10^-18моль/л, а ПРCu(OH)₂ = 2^.10^-20

Задача 6.

а) Определить рН 0,001н раствора серной кислоты.

б) Определить рН 0,0005М раствора гидроксида кальция

Задача 7. Даны 1М растворы NaCl, CuSO₄ ,NiCl₂ ,Al₂(SO₄)₃ .Ионная сила какого из растворов будет наибольшей?

Задача 8. Определите концентрацию ионов CN ^– в насыщенном растворе малорастворимого Cd(CN)₂, если ПР = 5 · 10^-10.