Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Электролитическая диссоциация воды





 

Процесс ионизации воды протекает по уравнению:

Н2О Н+ + ОН-- + 55,90 кДж/моль.

Константа равновесия процесса диссоциации воды можно записать в виде:

Концентрация молекул воды – постоянная величина, которую можно рассчитать по уравнению:

 

[H2O]= n(H2O)/1л = 1000 0,9971/18,015 = 55,5 моль/л,

где 0,9971г/мл -плотность воды, 18,015 г/моль -молярная масса воды.

Объединяя две постоянные величины в одной части уравнения, получим:

K[H2O] = 1,8×10-16 × 55,5 = 10-14 = [H+] × [OH-] = KH2O – ионное произведение воды.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры:

t,°C
KH2O 0,4×10-14 1,0×10-14 1,9×10-14 74×10-14

 

В нейтральном растворе концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны: [H+] = [OH-] = = 10-7 моль/л.

В кислом растворе [Н+] > [OH-]; [H+] >10-7 моль/л.

В щелочном растворе [H+] < [OH-]; [H+]< 10-7 моль/л.

 

Зная концентрацию одного из ионов, например [Н+] и ионное произведение воды, можно рассчитать концентрацию ионов [OH-] и, наоборот.

 

Пользоваться в расчетах такими малыми величинами концентраций ионов( 10-9, 10-13 моль/л и т.д.) неудобно, поэтому используют их отрицательные десятичные логарифмы. Отрицательный логарифм концентрации ионов водорода (или отрицательный логарифм активности ионов водорода) называют водородным показателем,рН:

рН = –lg[H+]

Зная, что [H+] × [OH-]= 10-14, получим: рН + рОН = 14

 

В нейтральном растворе при 22оС рН = рОН = 7.

В кислом растворе рН < 7.

В щелочном растворе рН > 7.

 

Кислотно-основные индикаторы – это вещества, меняющее окраску в определенной области значения ph раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты или основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

 



Область перехода окраски некоторых индикаторов

    Индикатор   Цвет Область перехода окраски, рН
кислотная форма щелочная форма
Метилоранж красный желтый 3,2 – 4,5
Фенолфталеин бесцветный. красный 8,2 – 10,0
Лакмус красный синий 6,0 –9,0

 

 

Буферные растворы

 

Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

 

Состав буферного раствора Название буфера рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа Ацетатный буфер 4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4 Фосфатный буфер 6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1 Аммиачный буфер 9,25

 

Буферная система может связывать как ионы Н+, так и ОН- приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH3COOH и CH3COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции: CH3COOH CH3COO + H+ и описывается константой равновесия:

Ka= = 1.8 10

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH3COO возрастает и определяется концентрацией соли: [CH3COO ] Cс. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH3COOH] Cк, где Cк – концентрация кислоты.

Ka= ;

[H+] = Ka ;

pH = –lg[H+] = pKa – lg ( ),

где pKa = - lg Ka .

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.

При добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними, переводя их в слабые электролиты:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O (концентрация соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):

pH = –lg[H+] = pKa - lg ( );

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl,

pH = –lg[H+] = pKa - lg ( ).

Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем их сумма или разность, общее значение рН изменяется незначительно.

Количество сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН одного литра его раствора на единицу, называют буферной емкостью (B). Она может быть вычислена относительно кислоты (Bа) или основания (Bb).

Ba=

Bb=

где Ba и Bb – буферные емкости по кислоте и основанию соответственно; Ca и Cb – концентрации добавленных кислоты и основания; pH1 и pH2 – исходные и конечные значения рН раствора; Va and Vb – объемы добавленных сильных кислоты и основания.

 

Примеры решения задач

Пример 26. Рассчитайте pH 0.01 M раствора NaOH.

Решение. Так как NaOH является сильным электролитом, то он полностью диссоциирует в растворах:

NaOH ® Na+ + OH-

[OH-] = C(NaOH) = 10-2 моль/л.

[H+] = 10-14/[OH-] = 10-12 моль/л.

pH = –lg [H+] = 12.

 

Пример 27. Рассчитайте pH 0.01 M раствора of CH3COOH.

Решение. Уксусная кислота – слабый электролит, диссоциирующий обратимо: CH3COOH CH3COO- + H+

[H+] = a×C(CH3COOH)

Согласно закону разбавления Оствальда, , поэтому

Константа диссоциации уксусной кислоты– табличная величина, которая равна K(CH3COOH) = 1.75×10-5, поэтому

моль/л

pH = –lg [H+] = –lg (4.18×10-4) = 4 – lg(4.18) = 3.38.

 

 

Пример 28. Рассчитайте pH буферного раствора, содержащего 0.01 моль/л CH3COOH и 0.1 моль/л CH3COONa.

Решение. CH3COOH CH3COO- + H+

(слабый электролит)

CH3COONa ® CH3COO- + Na+

(сильный электролит)

pH = –lg [H+] = –lg (1.75×10-6) = 6 – lg(1.75) = 5.76.

 

 









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


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.