3. Обчислення концентрацій іонів водню та рН розчинів слабких кислот і основ

Памятайте!

• Слабкі електроліти (кислоти, основи) частково дисоціюють на іони у розчинах будь-яких концентрацій;

• Концентрацію іонів водню в розчині слабкої одноосновної кислоти ообчислюють:

, де

К_кисл – констаната дисоціації слабкої кислоти;

С_кисл – концентрація слабкої кислоти.

• рН розчину слабкої одноосновної кислоти можна обчислити:

, де

рК_кисл = ‑ lgK_кисл

рС_кисл = ‑lgC_кисл

• Концентрацію іонів водню в розчині слабкої основи обчислюють:

;

• рН розчину слабкої основи обчислюють:

рН = 14 – рОН, де

[OH^-] = ; рОН = ‑ lg[OH^-].

• Концентрацію іонів водню в розчині слабкої одноосновної кислоти у присутності солі цієї кислоти можна обчислити:

;

• Водневий показник для буферної суміші слабкої кислоти з її сіллю має вигляд:

або

Задача №7

Обчислити рН в 0,1М розчині боратної (ІІІ) кислоти, враховуючи лише першу стадію електролітичної дисоціації, Н₃ВО₃. Константа дисоціації Н₃ВО₃ дорівноє 5,75∙10^-10.

Дано:

С_м(Н₃ВО₃)= 0,1моль/л

К_1дис(Н₃ВО₃) = 5,75∙ 10^-10

Обчислити:

рН ‑ ?

Розв’язування:

Н₃ВО₃ – слабка кислота, яка дисоціює за першою стадією: Н₃ВО₃ ↔ Н⁺ + Н₂ВО₃^-

Обчислимо концентрацію іонів водню за формулою:

рН = -lg[H⁺] ; pH = -lg7,6 ∙ 10^-6 = 5,12

Відповідь: рН = 5,12; кисле середовище.

Задача №8

Обчислити рН у 0,01М водному розчині амоніаку (NH₃ ∙Н₂О).

Дано:

С(NH₃∙Н₂О) = 0,01моль/л

Обчислити:

рН ‑ ?

Розв’язування:

З довідника необхідно взяти значення константи дисоціації амоній гідроксиду(NH₃∙ Н₂О): К_дис( NH₃∙ Н₂О) = 1,76 ∙ 10^-5.

Рівняння дисоціації амоній гідроксиду:

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

[OH^-] = ;

Враховуючи іонний добуток води, одержимо

Обчислимо рН розчину слабкої основи:

рН = ‑ lg[H⁺] = ‑ lg 2,4∙ 10^-11 = 10,38

Відповідь: рН = 10,38, лужне середовище.

Задача №9

Обчислити концентрацію іонів водню та рН розчину, в 1л якого міститься 0,03моль СН₃СООН і 0,01моль СН₃СООNa (К_{дис. оцтової кислоти} = 1,74 ∙ 10^-5).

Дано:

V (розчину) = 1л

n (СН₃СООН) = 0,03моль

n (СН₃СООNa) = 0,01моль

К_{дис. оцтової кислоти}= 1,74 ∙ 10^-5

Обчислити:

[H⁺] = ?

pH = ?

Розв’язування:

Суміш слабкої кислоти СН₃СООН з її сіллю СН₃СООNа є буферною сумішшю.

Концентрацію іонів водню обчислимо за рівнянням: ;

Після підстановки чисельних значень одержимо:

рН буферної суміші дорівнює:

Відповідь: рН = 4,28 ; [Н⁺] = 5,22 ∙ 10^-5моль/л.

3. Обчислення можливості випадання осаду

У практиці якісного аналізу, виявляючи іони чи цілі групи іонів, доводиться постійно мати справу з реакціями осадження чи розчинення осадів.

Пам’ятайте!

• Напрям реакції обміну між двома електролітами у водному розчині визначається можливістю утворення між іонами малорозчинної сполуки (осаду).

• Осад малорозчинного електроліту утворюється, якщо після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій речовин катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР осаду: ЙД > ДР осаду.

• [А⁺]^а·[В^-]^b > ДР(А_аВ_b) – утворення осаду (пересичений розчин, переважає процес осадження, процес розчинення термодинамічно неможливий). При невеликому перевищенні ДР розчин стає пересиченим, але осад деякий час не випадає.

• [А⁺]^а·[В^-]^b = ДР(А_аВ_b) – осад не випадає (насичений розчин, динамічна рівновага).

• [А⁺]^а·[В^-]^b < ДР(А_аВ_b) – розчинення осаду (ненасичений розчин).

Осадження можна вважати практично повним, якщо в розчині залишається така кількість речовини осаджуваних іонів, яка не заважає в подальших операціях розділення і виявлення іонів. (ДР ≠ 0, осадження ніколи не буває повним).

Для більш повного осадження до розчину додають надлишок реагенту – осаджувача, проте дуже великий надлишок осаджувача викликає розчинення осаду (сольовий ефект).

• Добуток розчинності (ДР) – добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту в його насиченому водному розчині є величиною сталою:

ДР(А_аВ_b) = [А⁺]^а · [В^-]^b; Одиниці вимірювання: моль/л, моль/дм³.

• Якщо електроліти мають однотипну формулу, то чим менше значення добутку розчинності, тим менша розчинність малорозчинного електроліту.