Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Ионное произведение воды. Водородный показатель.





 

Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме

H2O H+ + OH-.

Применяя к этому равновесию закон действия масс, имеем:

K = = 1,8×10-16 (22°С)

Концентрацию молекул воды [H2O], то есть число моль в 1 л воды можно считать постоянной и равной [H2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,5 моль/л. Получаем

К´[H2O] = К(H2O) = [H+]×[OH-] = 10-14 (22°С)

 

Произведение концентраций [H+] и [OH-], то есть ионное произведение воды, есть величина постоянная и равная 10-14 при 22°С: [H+]×[OH-] = 10-14

 

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры

t°С
K(H2O) 0,4×10-14 1,0×10-14 1,9×10-14 5,6×10-14 74×10-14

 

Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды:

[H+] =10-7= [OH-] - нейтральная среда

[H+] >10-7> [OH-] - кислая среда

[H+] <10-7< [OH-] - щелочная среда.

 

Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+].

Аналогично рOН = - lg[OH-].

Логарифмируя ионное произведение воды, получаем

pH + pOH = 14

Примеры. Если [H+] = 10-2M, то рН = 2, а [ОH-]= 10-12M.

Если [ОH-] = 10-4M, то [H+]= 10-10M, а рН = 10.

Если рН = 8, то [H+]= 10-8M, а [ОH-] = 10-6M

Если рОН = 5, то рН = 9, а [H+]= 10-9M.

Величина рН характеризует реакцию среды:

рН = 7 нейтральная среда

рН < 7 кислая среда

рН > 7 щелочная среда.

рН раствора можно определить с помощью индикаторов (лакмуса, фенолфталеина., метилоранжа и др.), универсальной индикаторной бумаги или с помощью рН-метра.

Индикатор меняет свою окраску в зависимости от рН раствора в определенном интервале рН: метилоранж в области рН=3,1-4,4; лакмус при рН=5,0-8,0; фенолфталеин в пределах рН=8,0-10,0. Индикатор - это обычно малодиссоциированная кислота или основание, имеющие в нейтральных и ионных формах разные окраски. Так например, лакмус НА - красный, а его анион А- - синий:



НА Н+ + А-

красный синий

В кислой среде с увеличением [Н+] равновесие сдвигается влево, индикатор имеет красный цвет. В щелочной среде, с уменьшением [Н+] равновесие сдвигается вправо, и индикатор имеет синий цвет. В области перехода в интервале рН от 5,0 до 8,0 существуют обе формы, и индикатор имеет фиолетовый цвет.

 

Пример 1. Найти рН 0,01 М раствора NaOH (a=1)

Решение. NaOH Na+ + OH- a=1

[OH-] = [NaOH] = 10-2 M, рОН=2, рН=12.

 

Пример 2. Найти рН 0,1 М раствора NН4OH (К=1,8×10-5)

Решение. NH4OH NH4+ + OH-

Так как [NH4OH] » C(NH4OH), а [OH-]=[NH4+], имеем:

[OH-] = = 1,34×10-3 ; pOH = 2,87, pH = 11,13.

 

Пример 3. 0,1 М раствор СН3СООН имеет рН = 3. Найти степень диссоциации .

Решение. СH3СОOH СH3СОО- + H+

С-Сa Сa Сa

Отсюда [H+] = Сa и a = = 1×10-2, так как при рН=3 [H+]=10-3.

 

Пример 4. Раствор НСООН (К=1,8×10-4) имеет рН=1,87. Найти концентрацию кислоты С.

Решение. НСОOH НСОО- + H+

, так как [H+] = [HCOO-] имеем [HCOOH] = , так как рН=1,87, то [H+]= 1,34×10-2.

[HCOOH] = .

 

Буферные растворы.

 

Буферные растворы - это растворы, имеющие постоянную определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Буферные растворы состоят из растворов слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или из раствора слабого основания и его соли с сильной кислотой. Рассмотрим оба возможных случая.

 

I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация - Скисл, и ее соли, сильного основания ВА, концентрация Ссоли. Например, ацетатный буфер - раствор уксусной кислоты и ацетата натрия

CH3COOH + CH3COONa.

В общем случае имеем смесь: НА + ВА

Н+ + А- (a<<1)

ВА В+ + А- (a=1).

Поскольку НА - слабый, а ВА - сильный электролит, имеем [HA] = Cкисл. и [A-] = Ссоли.

Подставим найденные значения и выражение для константы диссоциации кислоты НА:

Ккисл = [H+] = Ккисл×Скисл /Ссоли.

рН = рКкисл + lg(Ссоли/Скисл).

Например, в случае ацетатного буферного раствора

(рКСН3СООН = 4,75) его рН будет равна 4,75, если Ссоли = Скислоты. Очевидно, что при разбавлении концентрации соли и кислоты будут уменьшаться одинаково, а соотношение Ссоли / Скислоты и рН не будут меняться.

 

II. Раствор слабого основания ВОН, концентрация - Сосн и его соли сильной кислоты ВА, концентрации Ссоли. Например, аммиачный буфер - раствор гидроксида аммония и хлорида аммония NH4OH + NH4Cl. В общем случае имеем: ВОН + ВА:

ВОH В+ + ОН- (a<<1)

ВА В+ + А- (a=1).

Поскольку ВОН - слабый, а ВА - сильный электролит, имеем [ВОH] = Cосн. и [В+] = Ссоли. Подставим эти значения в выражения для константы диссоциации основания ВОН.

Косн = [OH-] = Косн×Сосн /Ссоли.

рОН = рКосн + lg(Ссоли/Сосн), рН = 14 - рКосн + lg(Ссоли/Сосн).

Например, в случае аммиачного буферного раствора

рК (NH4OH) = 4,75 и Сосн = Ссоли, имеем рН = 14 - 4,75 = 9,25.

Из приведенной формулы видно, что в этом случае рН не зависит от разбавления, так как отношение Ссоли /Скисл остается при этом неизменным.

 

Задача. Как изменится рН при добавлении 1 мл ! М раствора HСl: а) к 100 мл Н2О; б) к 100 мл буферной смеси, содержащей 0,1 М СН3СООН и 0,1 М СН3СООNа. Изменением объема можно пренебречь.

Решение. а) рН воды до прибавления кислоты равен 7. При смешении 1 мл 1М раствора HCl и 100 мл воды объем увеличивается в 100 раз, а концентрация кислоты будет в 100 раз меньше, т.е. [HCl]=10-2М. Поскольку HCl - сильная кислота, то [H+]=10-2М и рН = 2. Таким образом, при добавлении 1 мл 1М раствора HСl к 100 мл воды рН изменяется с 7 до 2, т.е. на 5 единиц.

б) рН буферного раствора до прибавления кислоты равен 4,75. При добавлении раствора HCl к буферной смеси пройдет реакция: HCl + CH3COONa ® CH3COOH + NaCl,

в результате которой концентрация CH3COONa уменьшается, а концентрация СН3СООН - увеличивается. Найдем число моль (n) веществ до реакции (n = CM × V).

n (HCl) = 1 моль/л × 0,001 л = 0,001 моль.

n(CH3COOH) = n(CH3COONa) = 0,1 моль/л × 0,1 = 0,01 моль.

После реакции n(HCl) = 0, n(CH3COOH) = 0,01 + 0,001 = 0,011 моль, n(CH3COONa) = 0,01 - 0,001 = 0,009 моль.

Считая объем неизменным и равным V = 0,1 л, имеем:

C(CH3COOH) = 0,11 М и С(CH3COONa) = 0,09 М. Значения концентраций подставляем в формулу расчета рН:

рН = рКкисл + lg(Ссоли/Скисл) = 4,75 + lg(0,09/0,11) = 4,75-0,09 = 4,66. Таким образом, при добавлении 1 мл 1М раствора кислоты к 100 мл буферного раствора рН изменяется на 4,75 - 4,66 = 0,09.

 

Малое изменение рН при добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу обусловлено превращением сильной кислоты (HCl) в слабую кислоту (СН3СООН). При добавлении щелочи, например NaOH, к ацетатному буферу происходит реакция щелочи с уксусной кислотой с образованием ацетата натрия. Если количество добавляемой щелочи мало по сравнению с количеством буфера, то изменение концентрации кислоты и соли в буфере будут невелики, и рН раствора будет меняться незначительно.

 

Гидролиз солей

 

Гидролиз солей - это взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.

Степень гидролиза h - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. Например:

 

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

CH3COO- + Na+ +H2O CH3COOH + Na+ + OH-

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

С- h Сh Сh

K= - константа равновесия;

Поскольку [H2O] = 55,5 г/моль - постоянная величина, то имеем K´[H2O] = Кг , где Кг - константа гидролиза

Кг =

Кг = . Для многих солей h<<1 и 1 -h » 1.

Отсюда Кг = Сh2 и h = .

Из полученного выражения следует, что степень гидролиза h (то есть гидролиз) увеличивается:

а) с увеличением температуры, так как тогда увеличивается ;

б) с уменьшением , чем слабее кислота, образующая соль, тем больше гидролиз;

в) с разбавлением, чем меньше С, тем больше гидролиз.

 

Примеры уравнений реакций гидролиза.

I. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:

KNO3 + H2O ¹

K+ + NO3- + H2O ¹ нет гидролиза рН = 7.

 

II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

AlCl3 + H2O (AlOH)Cl2 + HCl

Al3+ + 3Cl- + H2O AlOH2+ + 2Cl- +H+ + 3Cl-

Al3+ H2O AlOH2+ + H+ pH < 7.

По второй ступени гидролиз идет незначительно, а по третьей ступени практически не идет.

 

 

III. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

2Na+ + CO32- + H2O 2Na+ + HCO3- + OH-

CO32- + H2O HCO3- + OH- pH > 7.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

 

IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH

CH3COO- + NH4+ +H2O CH3COOH + NH4OH

Для солей подобного типа рН вычисляется следующим способом:

Идет частичный гидролиз, так как Кг << 1.

Степень гидролиза равна: h = = 5,56´10-3.

Концентрация ионов водорода равна: [H+] = = 10-7M.

В ряде случаев, когда соль образована очень слабым основаниями и кислотами идет полный гидролиз.

Al2S3 + 6H2O ® 2Al(OH)3¯ + 3H2S­

Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях.

Al(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O ® 2Al(OH)3¯ + 3Na2SO4 + 3CO2­

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2019 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.