Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Растворы слабых электролитов

Поиск

Пример 1 Рассчитайте степень диссоциации, рН, с(Н3О +) и с(ОН-) в водном растворе уксусной кислоты с концентрацией 0,1моль/л. рКа(СН3СООН) = 4,76.

 

Решение:

Протолитическое равновесие: CH3COOH +H2O = CH3COO- + H3O+

Сопряжённые пары: кислота СН3СООН и сопряжённое с ней основание СН3СОО-,

Основание Н2О и сопряжённая с ним кислота Н3О+.

Константа протолитического равновесия- константа кислотности уксусной кислоты

Ка =

Для слабых электролитов ионная сила мала и коэффициент активности можно принять равным 1. Тогда: Ка =

Поскольку с(СН3СОО-) =с(Н3О+) предыдущее выражение можно представить в виде:

Ка = ; Ка·с(CH3COOH) = c(H3O+)2. Прологорифмировав левую и правую часть, получим: рКа – lgc(CH3COOH) = 2pH

Равновесная концентрация уксусной кислоты равна исходной за вычетом концентрации, подвергнутой протолизу, т.е. сисх.- с(Н3О+)[или с(СН3СОО-), поскольку они равны]

Для слабых электролитов, в растворах которых концентрация ионов очень мала можно принять

сисх – с(Н3О+) сисх.

Тогда: 4,76 – lg0,1 = 2pH. pH = 2,88. pOH = 14 – 2,88 = 11,12.

c(H3O+) =1,32·10-3. c(OH-) = 7,59·10-12

Степень диссоциации

Пример 2. Рассчитайте [HCO3-] и [CO32-] в 0,01М растворе угольной кислоты, если рН этого раствора равен 4,5. Ка1 = 4,45∙10-7 Ка2 =4,69∙10-11 .

 

Решение:

Протолитические равновесия:

1 ступень: H2CO3 + H2O = HCO3- + H3O+

2 ступень: HCO3- + H2O = CO32- + H3O+

pH = 4,5. Отсюда [H3O+] = 3,16∙10-5 моль/л

Константа протолиза(константа кислотности) по первой ступени:

Отсюда [HCO3-] = 4,45∙ 10-7 ∙ 10-2 / 3,16∙10-5 = 1,41∙10-4 моль/л.

Отсюда [CO32-] = 4,69∙10-11 ∙ 1,41∙10-4 / 3,16∙10-5 = 2,09∙10-10 моль/л.

Пример 3. Вычислите концентрационную константу кислотности уксусной кислоты в водном растворе Mg(NO3)2 с концентрацией соли 0,05 моль/л, если рКо = 4,75.

 

Решение:

Термодинамическая константа кислотности уксусной кислоты:

Концентрационная константа кислотности уксусной кислоты:

аCH3COO- = fCH3COO- ∙[CH3COO-]; aH3O+ = fH3O+ [H3O+]; aСH3COOH = fCH3COOH∙[CH3COOH]

Отсюда: Kо = Kc fCH3COO- fH3O+ / fCH3COOH∙, но поскольку для уксусной кислоты коэффициент активности практически равен 1, то Kc = Kо / fCH3COO- fH3O+

Ионная сила раствора в основном определяется сильным электролитом-солью:

I = 0,5(0,05∙ 22 + 0,1∙1) = 0,15.

В соответствии с таблицей: fCH3COO- = 0,79, а fH3O+ = 0,85.

Если рКо = 4,75, то Ко = 1,78∙10-5

Тогда Кс = 1,78∙10-5 / 0,79∙0,85 = 2,65∙10-5

Пример 4. Рассчитайте рН 0,01М раствора молочной кислоты. Ка = 1,4 ∙ 10-4

 

Решение:

Протолитическое равновесие:

CH3CH(OH)COOH + H2O = CH3CH(OH)COO- + H3O+

Для слабых электролитов, у которых степень протолиза > 5%,

уже нельзя считать концентрацию молекул, не подвергнутых протолизу, равной исходной концентрации электролита. Поэтому для молочной кислоты:

[CH3CH(OH)COOH] = [CH3CH(OH)COOH] исх. - [H3O+]

Тогда: Ka = [H3O+] [CH3CH(OH)COOH] / [CH3CH(OH)COOH] =

[H3O+]2 / [CH3CH(OH)COOH] исх. – [H3O+]

[H3O+]2 + Ka[H3O+] - Ka[CH3CH(OH)COOH] исх. = 0

 

 
 


[H3O+] = 0,5 (-Ka + √ Ka2 + 4Ka[CH3CH(OH)COOH] исх.;

 

[H3O+] = 0,5 (-1,4 ∙10-4 + √ (1,4 ∙ 10-4)2 + 4 ∙ 1,4 ∙10-4 ∙ 10-2) = 1,12∙ 10-3­ моль/л..

pH = 2,9

 

Пример 5. Рассчитайте рН раствора HCN с концентрацией 10-6 моль/л. Ка = 6,2 ∙10-10

 

Решение:

Для слабых электролитов с концентрацией < 10-4 моль/л, у которых константа протолиза < 10-8

необходимо учитывать автопротолиз воды.

Протолитическое равновесие:

HCN + H2O = CN- + H3O+

Уравнение электронейтральности: [H3O+] = [CN-] + [OH-];

[OH-] = Kw/ [H3O+];

Ka = [H3O+] [CN-] / [HCN]; [CN-] = Ka [HCN] / [H3O+];

Так как очень слабая, можно считать: [HCN] = [HCN] исх.

Тогда: [H3O+] = Ka [HCN]исх. / [H3O+] + Kw/[H3O+];

[H3O+]2 = Ka [HCN]исх. + Kw;

       
   


[H3O+] = √ Ka [HCN]исх. + Kw = √ 6,2 ∙ 10-10 ∙ 10-6 + 10-14 = 1,03 ∙ 10-7 моь/л .

pH = 6,99.

Пример 6. Рассчитайте рН раствора ацетата натрия с концентрацией 0,1 моль/л, а также степень протолиза(гидролиза) этой соли. Ка(СН3СООН) = 1,75 ∙10-5.

 

Решение:

Протолитическое равновесие: CH3COO- + H2O = CH3COOH + OH-

Константа протолиза(константа основности иона ацетата):

Kb = [CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-]

[CH3COOH] = [OH-]

а) Для приближенных расчетов можно считать, что [CH3COO-] = [CH3COO-] исх.

б) Для точных расчетов: [CH3COO-] = [CH3COO-] исх. - [OH-]

 

Kb = Kw/ Ka = 10-14 / 1,75 ·10-5 = 5,75 ·10-10

а) Kw/Ka = [OH-]2 / [CH3COO-]; [OH-]2 = Kw/Ka [CH3COO-];

2pOH = -lgKw + lgKa - lg[CH3COO-] = -lg10-14 + lg1,75 ∙10-5 - lg 0,1 = 10,24.

pOH = 5,12. pH = 14 - 5,12 = 8,88.

б) Kw/Ka = [OH-]2 / ([CH3COO-] исх. – [OH-]);

[OH-]2 = Kw/Ka ([CH3COO-] исх. – [OH-]);

[OH-]2 = 5,75 · 10-10 (0,1 – [OH-]); Пусть [OH-] = x.

x2 + 5,75·10-10 x - 5,75 ·10-10 · 0,1 = 0;

x = 7,6 ·10-6; [OH-] = 7,6 ·10-6 моль/л; рОН = 5,12. pH = 8,88.

Степень гидролиза соли: h = [OH-] / [CH3COO-] исх. = 7,6 ·10-6 / 10-1 = 7,6 ·10-5 = 0,0076%.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Напишите уравнения протолитического равновесия и укажите сопряженные кислотно-основные пары в водных растворах:

а) азотистой кислоты Ко (HNO2) = 5,1×10-4;

б) аммиака Кo(NH3××H2O)= 1,76×10-5;

в) угольной кислоты Ко 2СО3 )= 4,5 • 10-7 Ко (НСО3-) = 4,8×10-11

От каких факторов зависит стандартная константа равновесия Ко ?

2.Вычислите концентрационную константу основности аммиака Кс(NH3×H2O) и рKc(NH3×H2O)в 0,02 н растворе КС1, если рКо (NH3×H2O)=4,75.

3. Напишите уравнения реакций автопротолиза воды и безводной уксусной кислоты.

4. Как связаны константы кислотности и основности сопряжен­ной пары

NH4 + - NH3? Приведите вывод формулы.

5. Степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32 • 10-2о= 1,75 • 10-5.

Определите концентрацию кислоты, концентра­цию ацетат-иона и рН раствора.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

6. В О,1 М водном растворе аммиака рН=11,12. Вычислите сте­пень диссоциации,

константу основности и концентрацию ионов аммо­ния в данном растворе.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

7. К 50 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты (р=1,00 г/мл) добавили 50 мл

0,01 М раствора соляной кислоты (р=1,00 г/мл). Оп­ределите рН и степень диссоциации муравьиной кислоты в полученном растворе (р=1,00 г/мл),

если К о(НСООН)= 1,37×10-4? Коэффициенты активностей ионов считать равными 1.

8. Напишите уравнение протолитического равновесия в водном растворе нитрата аммония. Сколько граммов NH4NO3 содержится в 100 мл его водного раствора, если рН=5,12?

о (NH3H2O) =1,76 •10-5 ]. Коэф­фициенты активностей ионов принять равными 1.

9. Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 10 мл 0,1 М HNO2 и 20 мл 0,05 М КОН, если плотности растворов равны 1,00 г/мл [К о (HNO2). =5,1×10-4]. Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Пример 1. Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0,05М KH2PO4 и 200мл 0,1М Na2HPO4. pKa(H2PO4 -)= 7,2.

 

Решение:

рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg

Определяем ионную силу раствора.

KH2PO4 = K+ +H2PO4- Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42-

0,05 0,05 0,05 (моль) 0,1 0,2 0,1 (моль)

Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0,5л.

Концентрации ионов в буферном растворе равны:

)= моль/л c(Na )= = 0,08моль/л

c(H2PO4-)= = 0,03 моль/л c(HPO42-)= = 0.04 моль/л

Ионная сила J= 0,5 (0,03·12 + 0,03·12 + 0,08·12 + 0,04·22)= 0,15.

По таблице находим коэффициенты активности f ионов.

f(H2PO4-) =0,81. f(HPO42-) = 0,41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:

pH= +lg = 7,03.

Пример 2 Какие объёмы 0,2М NH3·H2O и 0,1М NH4Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9,54? pKb(NH3·H2O)=4,76. Ионная сила раствора J= 0,1.

Решение:

Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1,

а f(NH4+) = 0,81 в соответствии с ионной силой.

pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH4+) + lg

pKa(NH4+) = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24. pH = 9,24 + lg

Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда раствора хлорида аммония будет (0,2 – x)л.

c(NH3·H2O) = =x(моль/л) c(NH4+)= =(0,1-0,5x) моль/л.

Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:

9,54 = 9,24 + lg lg

x= 0,0895 (л) =89,5 мл 90мл.

V(NH3·H2O) = 90мл V(NH4Cl) = 110мл

 

Пример 3 а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0,1м СН3СООН и 200мл 0,1М СН3СООNa. рКа(СН3СООН) = 4,76.

б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл 1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.

в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления

10 мл1М NaOH и буферную ёмкость по щёлочи.

Решение:

а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4,76 + lg

Концентрации буферных кислоты и основания равны:

c(CH3COO-) = с(СH3COOH) = моль/л

Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:

J=0,5(0,05 + 0,05)= 0,05.

Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит – уксусная кислота пренебрегаем в виду их малости.

Из таблицы находим коэффициенты активности ацетат – иона и иона натрия:f=0,84.

Рассчитываем рН буферной системы:

pН = 4,76 + lg

б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:

CH3COO- + H3O+ = CH3COOH +H2O,

0,02 0,01 0,01 моль

В растворе было:n(CH3COO-) = 0,05·0,4 = 0,02 моль. Добавили n(HCl) = 0,01·1 = 0,01моль.

При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия).

В результате реакции буферного основания осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль,

а буферной кислоты стало: 0,02 + 0,01 = 0,03 моль.

Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется и коэффициент активности остаётся прежним.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по кислоте равна: Bк = моль/л.

в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:

CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

0,02 0,01 0,01 моль

В растворе было: n(CH3COOH) = 0,05·0,4 = 0,02моль. Добавили n(NaOH) = 0,01·1моль.

При этом сильное основание ОН- заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0,02 –0,01 = 0,01 моль, а буферного основания стало:

0,02 + 0,01 = 0,03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0,84.

Тогда рН = 4,76 + lg

Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вщ = моль/л.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Напишите уравнения протолитических равновесии в следующих буферных растворах:

а) уксусная кислота и ацетат натрия;

б) угольная кислота и гидрокарбонат натрия;

в) аммиак и хлорид аммония;

г) дигидрофосфат калия и гидрофосфат натрия.

2. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 0,01 моль КН2 РО4. и

0,02 моль Na2 НРО4 в 500 мл раствора

[Ка(H3PO4) =7,1 • 10-3,Ка (H2PO4-) = 6,2×10-8, Kа (HPO42-) = 5,0 ×10 –13 ].

Какие реакции будут протекать при добавлении к этому раствору небольшого количества КОН или HNO3? Объясните механизм буферного действия.

3. Какие объёмы 0,2 М NH3 и 0,5 М NH4NO3 необходимовзять для

приготовления 200 мл буферного раствора с рН=8,16 [Кв (NH3 ×H2O) =1,76 ×10-5]

Вычислите рН после добавления в этому раствору 5 мл 0,2 М НС1 и напишите уравнения протекающих реакций. Плотности растворов счи­тать равными 1,00 г/мл.

4. Рассчитайте молярное соотношение основания и сопряженной кислоты в буферном растворе, содержащем СН3 СООН и СН3 COONa, рН которого равен 4,86 [Ка(СН3СООН) =1,76 • 10-5 ].Какова буферная ёмкость это­го раствора по кислоте

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

 

Пример1. Рассчитайте растворимость фосфата бария, если ПР(Ba3(PO4)2) = 6,3·10-39.

 

Решение:

Ba3(PO4)2 = 3Ba2+ + 2PO43-

Если s- растворимость фосфата бария, то: [Ba2+]= 3s, [PO43-] = 2s.

ПР = (3s)3 (2s)2 ­ = 108s5 = 6,3 ·10-39.

 
 


Отсюда s = √ 6,3 ·10-39 / 108 = 9 10-9 моль/л.

 

1. Дайте определение понятиям: «произведение растворимости», «растворимость».

2. Вычислите произведение растворимости хромата серебра, ес­ли в 500 мл воды при 25°С растворяются 0,011 г Аg2 СгО4.

3. Произведение растворимости АgС1 равно 1,810-10 Вычислите растворимость соли (моль/л и г/л) в воде и 0,01М КС1. Коэффициен­ты активностей ионов принять равными 1.

4. Смешали 10 мл 0,01М раствора СаС12и 40 мл 0.01М раствора оксалата аммония (NH4)2C2O4. Выпадет ли осадок оксалата кальция, если ПР(CaC2O4) =2 10-9?

5. В раствор, содержащий 0,01 моль/л BaCl2, и 0,01 моль/л SrCl2, медленно добавляют раствор сульфата натрия. Какой осадок выпадет первым,

если ПР(BaSO4) =1,1 10-10; ПР(SrSO4)=3,2 • 10-7?

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-12-16; просмотров: 898; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.91.111 (0.011 с.)